Водные ресурсы

Даже из свежевыпавшей дождевой воды можно выделить несколько десятков миллиграммов различных растворенных в ней веществ на каждый литр объема. Абсолютно чистую воду никогда и никому еще не удавалось получить ни в одном из ее агрегатных состояний; химически чистую воду, в значительной мере лишенную растворенных веществ, производят путем длительной и кропотливой очистки в лабораториях или на спец

иальных промышленных установках.

В природных условиях вода не может сохранить «химическую чистоту». Постоянно соприкасаясь со всевозможными веществами, она фактически всегда представляет собой раствор различного, зачастую очень сложного свойства. В пресной воде содержание растворенных веществ обычно превышает 1 г/л. От нескольких единиц до десятков граммов на литр колеблются содержание солей в морской воде: например, в Балтийском море их всего 5 г/л, в Черном – 18, а в Красном море – даже 41 г/л.

Солевой состав морской воды в основном на 89% слагается из хлоридов (преимущественно хлорида натрия, калия, кальция), 10% приходится на сульфаты (натрия, калия, магния) и 1% - на карбонаты (натрия, кальция) и другие соли. Пресные воды содержат обычно больше всего до 80% карбонатов (натрия, кальция), около 13% сульфатов (натрия, калия, магния) и 7% хлоридов (натрия и кальция).

Вода хорошо растворяет газы (особенно при низких температурах), главным образом кислород, азот, диоксид углерода, сероводород. Количество кислорода иногда достигает 6 мг/л. В минеральных водах типа нарзан общее содержание газов может составлять до 0,1%. В природной воде присутствуют гумусовые вещества – сложные органические соединения, образующиеся в результате неполного распада остатков растительных и животных тканей, а также соединения типа белков, сахаров, спиртов.

Вода обладает исключительно высокой теплоемкостью. Теплоемкость воды принята за единицу. Теплоемкость песка, например, составляет 0,2, а железа – лишь 0,107 теплоемкости воды. Способность воды накапливать большие запасы тепловой энергии позволяет сглаживать резкие температурные колебания на прибрежных участках Земли в различные времена года и в различную пору суток: вода выступает как бы регулятором температуры на всей нашей планете.

Следует отметить особое свойство воды – ее высокое поверхностное напряжение – 72,7 эрг/см2 (при 20°С). В этом отношении из всех видов жидкостей вода уступает только ртути. Подобное свойство воды во многом обусловлено водородными связями между отдельными молекулами H2O. Особенно наглядно проявляется поверхностное напряжение в прилипании воды ко многим поверхностям – смачивании. Установлено, что вещества – глина, песок, стекло, ткани, бумага и многие другие, легко смачиваемые водой, непременно имеют в своем составе атомы кислорода. Такой факт оказался ключевым при объяснении природы смачивания: энергетически неуравновешенные молекулы поверхностного слоя воды получают возможность образовать дополнительные связи с «чужими» атомами кислорода.

Смачивание и поверхностное натяжение лежат в составе явления, названного капиллярностью: в узких каналах вода способна подниматься на высоту гораздо большую, чем та, которую «позволяет» сила тяжести для столбика данного сечения.

В капиллярах вода обладает поразительными свойствами. Б.В. Дерягин установил, что в капиллярах вода, сконденсировавшаяся из водяного пара, не замерзает при 0° и даже при снижении температуры на десятки градусов.

Молекулы воды отличаются большой термической устойчивостью, при деструкции по схеме: 2H2O Û 2H2 + O2 + 2·245,6 КДж. Начинается при температурах выше 1000°С, и при 2000°С составляет лишь 1,8%. При 5000°С водяной пар со взрывом нацело разлагается на водород и кислород.

Вода относится к слабым электролитам: H2O Û H+ + OH-

_ [H+] [OH-] _

Kдисс ` [H2O] ` 1, 8·10-16

Вода весьма реакционно-способное вещество: может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. Так, под действием сильных восстановителей вода проявляет окислительные свойства: на холоде окисляет щелочные и щелочноземельные металлы, а при температуре накаливания – железо, углерод и др.

2Na + 2H2O ® 2NaOH + H2­

2Fe + 4H2O ® Fe3O4 +4H2­

Под действием сильных окислителей (фтор, хлор, электрический ток) воды проявляет восстановительные свойства. Так, реакцию взаимодействия со фтором можно представить следующим образом:

2F2 +2H2O Û 2H2F2 + O2­

Существует три типа присоединения воды к молекулам других веществ: по ионному, координатному и адсорбционному типу.

Присоединение по ионному типу происходит к оксидам щелочных, щелочноземельных и редкоземельных металлов, а также к кислотным оксидам:

CaO + H2O ® Ca(OH)2

P2O5 + 3H2O ® 2H3PO4

Вода, присоединяемая по ионному типу, называется конституционной. Она удаляется при нагревании с большим трудом. Так отщепление от едкого натра начинается при 1388°С:

2NaOH ® Na2O + H2O

К ионам металлов – комплексообразователей присоединение идет по координатному принципу:

CaCl2 + CH2O ® [Ca(H2O)6]·Cl2

Полученные соединения называются аквакомплексами, а вода, вошедшая в их состав, - кристаллизационной. Кристаллизационная вода удаляется легче, чем конституционная, например, при выветривании.

Различные вещества адсорбируют на своей поверхности некоторое количество воды за счет межмолекулярных сил притяжения. Вода, присоединенная по абсорбционному типу, называется гигроскопической; она удаляется легче, чем кристаллизационная.

Ионный состав природных вод

Происходящее в почвах окисления органических веществ вызывают расход кислорода и выделение углекислоты, поэтому в воде при фильтрации её через почву возрастает содержание углекислоты, что приводит к обогащению природных вод карбонатами кальция, магния и железа, с образованием растворимых в воде кислых солей типа:

СаСО3 + H2O + СO2 ® Са(НСОз)2

Бикарбонаты присутствуют почти во всех водах в тех или иных количествах. Большую роль в формировании химического состава воды играют подстилающие почву грунты, с которыми вода вступает в соприкосновение, фильтруясь и растворяя некоторые минералы. Особенно интенсивно обогащают воды осадочные породы, такие, как известняки, доломиты, мергели, гипс, каменная соль и др. В свою очередь почва и породы обладают способностью адсорбировать из природной воды некоторые ионы (например, Са+2, Mg+2), замещая их эквивалентным количество других ионов (Na+, К+). Подпочвенными водами легче всего растворяются хлориды и сульфаты натрия и магния, хлорид кальция. Силикатные и алюмосиликатные породы (граниты, кварцевые породы и т.д.) почти нерастворимы в воде и содержащей углекислоту и органические кислоты. Наиболее распространенными в природных водах являются следующие ионы: С1-, SO4-, НСО3, СО3-, Na+, Mg2+, Са2+, H+.

Ион хлора присутствует почти во всех природных водоемах, причем его содержание меняется в очень широких пределах. Сульфат - ион также распространен повсеместно. Основным источником растворенных в воде сульфатов является гипс. В подземных водах с содержанием сульфат - иона обычно выше, чем в воде рек и озер. Из ионов щелочных металлов в природных водоемах в наибольших количествах находится ион натрия, который является характерным ионом сильноминерализованных вод морей и океанов. Ионы кальция и магния в маломинерализованных водах занимают первое место. Основным источником ионов кальция является известняки, а магния - доломиты (MgCO3, СаСО3). Лучшая растворимость сульфатов и карбонатов магния позволяет присутствовать ионам магния в природных водах в больших концентрациях, чем ионов кальция. Ионы водорода в природной воде обусловлены диссоциацией угольной кислоты. Большинство природных вод имеют рН в пределах 6,5 - 8,5. Для поверхностных вод, в связи с меньшим содержанием в них углекислоты, рН обычно выше, чем для подземных. Соединения азота в природной воде представлены ионами аммония, нитритными, нитратными ионами за счет разложения органических веществ животного и растительного происхождения. Ионы аммония, кроме того, попадают в водоемы со сточными промышленными водами. Соединения железа очень часто встречаются в природных водах, причем переход железа в раствор может происходить под действием кислорода или кислот (угольной, органических). Так, например, при окислении весьма распространенного в породах пирита получается сернокислое железо:

 Скачать реферат