Химия буровых растворов

Направления химии буровых растворов определяются следующими пунктами:

• Строение вещества;
• Химические связи;
• Общие соли;
• Химические реакции;
• pH
• Химические уравнения;
• Химические расчеты;
• Химическое равновесие;
• Химические анализы;
• Интерпретация химических свойств.

Строение вещества

• Элемент — Химическая уникальная субстанция;
• Атом — мельчайшая частица элемента;
• Компаунд — Комбинация элементов;
• Молекула — мельчайшая частица компаунда;
• Ядро атома — Состоит из протонов и нейтронов;
• Электронная оболочка — Электроны расположены на уровнях;
• Атомное число — Число протонов в ядре. Определяет индивидуальность атома (т.е. каждый элемент);
• Атомный вес — Число протонов и нейронов C₁₂ = 12000;
• Молекулярный вес — Сумма автомных весов.

Химические связи

Химическая активность зависит от конфигурации электронов. Заполненная оболочка является стабильной.

Электронные оболочки 2. 8. 8 и т.д.

Химические связи включают в себя передачу или распределение электронов.

• Ионная связь — электроны переданы — форма катиона (+) или аниона (-);
• Ковалентная связь — электроны распределены;
• Полярная прихвата связь — электроны распределены неравномерно;
• Валентность — число приобретенных, потерянных или распределенных электронов.

Тип связи определяются соответствующей позицией элементов в периодической таблице.

Свойства компаундов

• Ионные — в основном обладают твердые вещества с высокой точкой плавления. Зависимость энергии кристаллической решетки от энергии гидратации определяет растворимость.
• Ковалентные — в основном обладают газообразные, жидкие вещества и твердые вещества с низкой точкой плавления. Полярные компаунды могут быть водорастворимыми.

Общие соли

Это анионные компаунды с одним или более катионами отличными от H^— и с одним или более анионами отличными от O⁺ или OH^—. Соли являются результатом кислотно-основной нейтрализации.

Химические реакции

Реакции двойного разложения

Если два раствора солей смешиваются так, что определенная комбинация катионов и анионов является нерастворимой, то затем эта комбинация будет выпадать в осадок.

Например:

Na₂SO₄ + BaCl₂ → BaSO₄↓ + 2NaCl

(BaSO₄ высаждается)

Кислотно / Основные реакции

• Кислоты — при растворении в воде выделяют ионы H^—, например HCl, H₂SO₄.
• Основание — оксид или гидроксид металла, который в результате реакции с кислотой образует соль и воду.
• Щелочь — Растворимое основание. Например NaOH, Na₂CO₃

Например:

Кислота + основание = соль + вода.
2HCl + Ca(OH)₂ → CaCl₂ + 2H₂O
Кислота + карбонат = соль + вода + углекислый газ.
2HCl + CaCO₃ → CaCl₂ + H₂o + CO₂↑

Шкала pH

pH = — log10(H⁺), где (H^—) = малярной концентрации ионов H⁺.
[H+]x[OH-] = 10-14

• Низкий pH = кислая среда.
• Высоки pH = щелочная среда.
• pH7 = нейтральная среда.

Химические уравнения

Химические уравнения описывают реакции, которые имеют место между различными компаундами. Здесь обсуждаются три различные типа реакции:

• а)
  Реакции двойного разложения ведущие к образованию нерастворимой соли.
• б)
  Кислота + основание = соль + вода или кислота + карбонат = соль + вода + CO₂
• в)
  Реакция равновесия.

Как писать уравнения

1. Напишите названия и химические формулы регулирующих веществ;
2. Определите тип реакции (а,б,в — перечисленные выше);
3. Напишите названия и химические формулы продуктов реакции;
4. С помощью таблицы валентностей проверьте написанные Вами химические формулы;
5. Уравновесьте уравнение добавление количества ионов каждого типа с каждой стороны и откорректируйте, если это необходимо.

Примеры

Пример 1 — Хлорид бария и сульфат натрия.

1. Хлорид бария + сульфат натрия → ?
   BaC1₂ + Na₂SO₄ → ?
2. Это будет реакция двойного разложения (тип а). Сульфат бария нерастворим.
3. Хлорид бария + сульфат натрия → сульфат бария + хлорид натрия

BaC1₂ + Na₂SO₄ → BaSO₄↓ + NaCl

4. Проверьте химические формулы для корректировки валентности

(Ba 2. Na 1. Cl 1. SO₄ 2)

5. В левой части уравнения содержится два иона натрия и один ион хлора, но только одному иону каждого вещества в правой части.

Следовательно откорректированное уравнение должно быть:

BaCl₂ + Na₂SO₄ → BaSO₄↓ + 2NaCl

Пример 2 — Соляная кислота и Карбонат кальция.

1. HCl + CaCO₃ → ?
2. Кислота + карбонатный тип (тип б)
3. HCl + CaCO₃ → CaCl₂ + H₂O + CO₂↑
4. Проверьте формулы
5. Уравновесьте уравнение путем использования по 2 моля HCl на каждый моль CaCO₃, т.е.
   2HCl + CaCO₃ → CaCl₂ + H₂O + CO₂↑

Химические расчеты

Как только уравнение становится известным, то оно может быть использовано для расчета необходимого количества реагирующих веществ, а также для расчета количества получаемого продукта.

1. Рассчитайте молекулярный вес для всех продуктов и реагирующих веществ;
2. Используя уравнение, напишите соответствующий вес каждого химического вещества (с обоих сторон уравнения) и уравновесьте уравнение. Если оно не уравновешивается, то это означает, что Вы допустили ошибку в расчетах или при составлении уравнения;
3. Эти числа дадут Вам весовую пропорцию как для продуктов, так и для реагирующих веществ.

Пример 3.

Используя уравнение полученное в Примере 2 рассчитайте количество HCl необходимое для вступления в реакцию с 50-ю граммами карбоната кальция и какое количество CO2 при этом выделится.

1. Молекулярный вес:

• HCl — 36.5
• CaCO₃ — 100
• CaCl₂ — 111
• H₂O — 18
• CO₂ — 44

2. 2HCl + CaCo₃ → CaCl₂ + H₂O + CO₂
   (2×36.5) + 100 → 111 + 18 + 44
   173 → 173 Равновесие
3. Поскольку 73 грамма HCl вступают в реакцию со 100 граммами CaCO₃ выделяя при этом 44 грамма CO₂ (шаг 2) то из этого следует что: Требуемый вес HCl = 73 x 50 / 100 = 36.5 грамма. Полученный вес CO₂ = 44 x 50 / 100 = 22.0 грамма.

Химическое равновесие

Химическое равновесие встречается в том случае, когда реакция идет в обоих направлениях. Хорошим примером является процесс ионизации воды:

H₂O ↔ H^— + OH^—

Концентрация реагирующих веществ и продуктов зависит от константы равновесия (k). В данном случае:

[H⁺] x [OH^—] / [H₂o] = k = 10₁₄

Если при добавлении кислоты количество ионов H^— увеличивается, то количество ионов OH⁺ должно уменьшиться и таким образом значение k остается постоянным.

Равновесие Бикарбонат / Карбонат

CO₂ + H₂O ↔ H₂CO₃ ↔ H⁺ + HCO₃ (бикарбонат)
«угольная кислота»

H⁺ + CO3^— (Карбонат)

Добавление кислоты двигает все реакции влево с конечным выделением углекислоты. Добавление щелочи двигает все реакции вправо с получением ионов карбоната в растворе. (Растворимые карбонаты, такие как кальцинированная сода, являются щелочами в своей правой части т.к. они забирают H⁺ из воды путем вышеприведенной реакции)

Равновесие Дисульфид / Сульфид

Простое равновесие, которое иллюстрирует вышеназванное равновесие даёт:

Суммарная информация о химических анализах

• pH = Бумага или прибор;
• Pf = мл 0.02N H₂SO₄ для pH 8.3 (для 1 мл фильтрата);
• Mf = мл 0.02N H₂SO₄ для pH 4 (для 1 мл фильтрата);
• Pm = как Pf, но только для 1 мл бурового раствора;
• Cl = Титрат с AgNO₃ 0.282N или 0.0282N;
• Ca^— = Титрат с EDTA / KOH / Calver;
• Общая жесткость = Титрат с EDTA / NaH40H / Manver.

Титрование ЕДТА (Этилендиаминтетрауксусная кислота)

Результаты этих титрований могут быть выражены различными путями, как например приведено ниже. Используемая терминология взята из терминологии принятой в промышленности по очистке воды.

Обозначим объем ЕДТА при титровании на кальций как A, объем ЕДТА, пошедший на титрование при определении общей жесткости как B.

Обычно в отчет (в журнал по буровым растворам) записываются измерения только жесткости по кальцию и общей жесткости.

Интерпретация химических свойств

pH

Обычный уровень 9.5-10.5

Высокий уровень pH

• Снижает коррозию;
• Замедляет рост бактерий;
• Увеличивает дисперсию глин;
• Требуется для полной ионизации дефлокулянтов (раздражителей).

Pf/Mf

Обычный уровень

• Pf = 0.1-0.5
• Mf = 0.2-1.0

Могут быть интерпретированы через выражение: карбонат / бикарбоната, но остерегайтесь помех.

Хлориды

• Буровая вода — менее 3000 мг/л;
• Морская вода — 18-22.000 мг/л;
• Буровой раствор на основе NaCl или KCl — 40-100000 мг/л;
• Соленасыщенный буровой раствор 180-190000 мг/л.

Кальций

Значение зависит от pH.

• Пресная вода — 0-100 мг/л;
• Диспергированный глинистый раствор — 0-800;
• Гипсовые буровые растворы 800-1200;
• Известковые буровые растворы 100-300.

Общая жесткость

Значения сильно зависят от pH

При pH > 10.5 общая жесткость = кальцию (магний высажен как гидроксид).

Для выхода бентонита общая жесткость должна быть ниже 200 мл/г