7791

нических и органических химический реакций. Например, она образуется при нейтрализации кислот и оснований.

Существует четыре типа важнейших химических реакций, в которых вода участвует в качестве реагента:

1. Кислотно-основные реакции

Вода обладает амфотерными свойствами. Это означает, что она может выступать как в роли кислоты, так и в роли основания.

Это позволяет воде быть, с одной стороны, акцептором протона:

HCl + H2O = H3O+ + Cl-

а с другой стороны – донором протона:

NH3 + H2O = NH4+ + OH-

2. Окисление и восстановление

Вода обладает способностью выступать как в роли окислителя, так и в роли восстановителя. Она окисляет металлы, расположенные в электрохимическом ряду напряжений выше олова.

Например:

1) реакция между магнием и водяным паром:

Mg(тв.) + H2O(г.) = MgO(тв.) + H2 (г.)

2) вода действует как окислитель в процессах коррозии. Например, один из процессов, протекающих при ржавлении железа, заключается в следующем:

2Н2О + О2 + 4е– = 4ОН–

Вода является важным восстановителем в биохимических процессах. Например, некоторые стадии цикла лимонной кислоты включают окисление воды:

2Н2О = О2 + 4H+ + 4е–

Этот процесс электронного переноса имеет также большое значение в восстановлении органических фосфатных соединений при фотосинтезе.

Цикл лимонной кислоты и фотосинтез представляют собой сложные процессы, включающие ряд последовательно протекающих химических реакций. В обоих случаях процессы электронного переноса, происходящие в них, еще не полностью выяснены.

3. Гидратация

Молекулы воды способны сольватировать как катионы, так и анионы.

Сольвата́ция (от лат. solvo «растворяю») — электростатическое взаимодействие между частицами (ионами, молекулами) растворенного вещества и растворителя.

11

В водных растворах этот процесс называется гидратацией. Гидратная вода в кристаллах солей называется кристаллизационной водой.

CuSO4(тв.) + 5H2O = [Cu(H2O)4]SO4∙H2O(тв.)

4. Гидролиз

Гидролиз представляет собой реакцию какого-либо иона или молекулы с водой. Примером реакций этого типа может быть реакция между хлороводородом и водой с образованием соляной кислоты. Другой пример-гидролиз хлорида железа (III):

FеСl3(водн.) + 3Н2О(ж.) = Fе(ОН)3(тв.) + 3Н+(водн.) + 3Сl–(водн.)

Гидролиз органических соединений также широко распространен.

СН3СООС2Н5 + Н2О = СН3СООН + С2Н5ОН

этилацетат + вода = уксусная кислота + этанол

Вода взаимодействует с окисидами металлов и неметаллов, образуя гидраты основного и кислотного характера – основания и кислоты.

Вывод:

Вода является наилучшим растворителем для большинства веществ с полярной структурой молекул.

2. Растворы

Растворы занимают промежуточное положение между химическими соединениями постоянного состава и механическими смесями.

Раствор – гомогенная система переменного состава, состоящая из двух или более компонентов. (Каждый из компонентов раствора равномерно распределен в массе другого в виде молекул, атомов или ионов.)

Растворы бывают газообразные, жидкие и твердые. Практически наиболее важны жидкие растворы.

Условно компоненты раствора делятся на растворенные вещества и растворитель. Если раствор образуется при смешивании компонентов одинакового агрегатного состояния, растворителем считается компонент, которого в растворе больше. В остальных случаях растворителем является тот компонент, агрегатное состояние которого не меняется при образовании раствора.

Растворимость – способность вещества растворяться в том или ином растворителе.

Мерой растворимости вещества при данных условиях является содержание его в насыщенном растворе.

12

Чем выше давление, тем больше растворимость.

Математическое выражение закона Генри–Дальтона:

g = k p

где:

g – вес газа, растворенного в единице объема, мг/л;

k – коэффициент растворимости Оствальда (постоянная величина); p – парциальное давление газа над раствором, мм рт. ст.

Физиолог И.М. Сеченов экспериментально установил, что присутствие в воде солей уменьшает растворимость в ней газов.

2.2. Взаимная растворимость жидкостей

Характеризуется широкой вариативностью.

Ацетон, спирт смешиваются с водой в любых соотношениях.

Жидкие углеводороды бензин, октан – (неполярные) не смешиваются с водой.

Однако, чаще имеет место процесс ограниченной взаимной растворимости.

Эфир, этилацетат – ограниченно растворяются в воде.

Основные закономерности взаимной растворимости жидкостей были установлены В.Ф. Алексеевым в 1876 г., который на основании экспериментальных данных доказал, что при смешении двух ограниченно растворимых жидкостей образуется двухслойная система. Состав каждого из равновесных слоев при постоянной температуре остается постоянным, т.к. каждый из слоев является насыщенным в отношении противоположного слоя жидкости.

Так в растворе этилацетат – вода существует два слоя: верхний слой – насыщенный раствор воды в этилацетате, а нижний – насыщенный слой этилацетата в воде.

При этом нагревание изменяет взаимную растворимость жидкостей различным образом: в одних случаях она увеличивается, в других – уменьшается.

Та температура, выше которой жидкости взаимно смешиваются в любых соотношениях (т.е. неограниченное растворение одной жидкости в другой) называется верхней

критической температурой растворения.

14

Пример: система анилин–вода.

В некоторых системах взаимная растворимость жидкостей увеличивается при понижении температуры. Температура, ниже которой компоненты смешиваются в любых относительных количествах, называется нижней критической температурой

растворения.

Существуют системы с верхней и нижней температурами растворения.

Пример: система никотин–вода.

При постоянной температуре на взаимную растворимость жидкостей влияет наличие примесей.

15

2.3. Растворимость твердых веществ

Растворимость твердых веществ в воде колеблется в широких пределах. Так, растворимость HgS – 3∙10-19 г/л, а AgNO3 – 2750 г/л.

При увеличении температуры в большинстве случаев она возрастает.

При увеличении температуры от 0 до 100 °С растворимость нитрата калия KNO3

возрастает в 18,5 раз, а хлорида натрия NaCl – всего на 10 %.

Но! Есть исключения.

Пример: Растворимость гипса CaSO4∙2H2O, гашеной извести Ca(OH)2, негашеной извести CaO уменьшается при увеличении температуры.

Этим объясняется образование накипи на стенках теплообменников.

–чайник

–системы охлаждения

При растворении разрушается кристаллическая решетка твердого вещества. Разрушение требует энергии.

Если в процессе гидратации молекул (образования) выделяется энергия, которой достаточно для разрушения кристаллической решетки, то с увеличением температуры, растворимость веществ не очень изменяется.

Если энергии недостаточно, то с увеличением температуры, растворимость увеличивается.

Если же в результате гидратации выделяется больше энергии, чем необходимо для разрушения кристаллической решетки растворяемого вещества, то с увеличением температуры растворимость уменьшается.

Если в результате растворения веществ гидраты не образуются, то нагревание, как правило, приводит к увеличению растворимости.

Процесс растворения твердого вещества ускоряется при его измельчении и интенсивном перемешивании в растворителе.

Влияние температуры на растворимость твердого вещества в жидкости описывается уравнением Шредера:

где:

Hпл – мольная теплота плавления растворемого вещества; N – растворимость вещества при данной температуре T; Tпл – температура плавления вещества, К;

R – универсальная газовая постоянная.

16

2.4. Выражение концентрации растворов

Концентрацию часто выражают в %-ах. Числовое значение %-го содержания показывает весовое количество растворенного вещества в единице раствора.

Молярным называют раствор, содержащий в 1 л раствора 1 грамм-молекулу (моль) растворенного вещества.

Моль – количество вещества, содержащее столько структурных элементарных единиц (атомов, молекул, электронов и т.д.), сколько атомов содержится в 0,012 кг изотопа 12С.

Количество частиц в 1 моль любого вещества постоянно и равно 6,02 1023 моль-1 – число Авогадро (NA).

Молярность – концентрация раствора, выраженная числом молей растворенного вещества в 1000 г растворителя (если это вода, то 1л или 1 дм3).

Нормальным называют раствор, в 1 л которого содержится 1 г-экв растворенного вещества.

Нормальность – концентрация раствора, выраженная числом грамм-эквивалентов растворенного вещества в 1 л раствора.

2.5. Общие свойства растворов

При образовании растворов помимо физического распределения молекул растворенного вещества среди молекул растворителя происходят химические процессы.

Молекулы растворенного вещества взаимодействуют с расворителем, образуя сложные комплексы – сольваты (если растворитель – вода их называют гидратами).

Доказательством этому служат тепловой эффект растворения, иногда изменение объема раствора и его цвета.

Количество теплоты, поглощающейся (или выделяющейся) при растворении одного моля вещества, называется теплотой растворения.

Пример:

При растворении твердого вещества происходит:

1)разрушение кристаллической решетки – поглощение энергии;

2)затем, образование сольватов – выделение энергии.

Конечный результат теплоты растворения – сумма тепловых эффектов двух процессов (может быть «+» или «–»).

Пример:

При растворении 1 моля азотнокислого аммония (NH4NO3) поглощается 6,4 ккал. При растворении 1 моля едкого кали (KOH) выделяется 12,8 ккал теплоты.

Т.о., в растворе молекулы растворителя связаны в комплексы с растворенным веществом. Поэтому в растворе концентрация свободных молекул растворителя меньше, чем в чистом растворителе.

17

Осмос

О́смос (от греч. ὄσμος — толчок, давление) – процесс односторонней диффузии через полупроницаемую мембрану молекул растворителя в сторону бо́льшей концентрации растворённого вещества из объёма с меньшей концентрацией растворенного вещества.

Основано на применении Принципа Ле Шателье – Брауна: если на систему, находящуюся в устойчивом равновесии, воздействовать извне, изменяя какое-либо из условий равновесия (температура, давление, концентрация, внешнее электромагнитное поле), то в системе усиливаются процессы, направленные на компенсацию внешнего воздействия.

Следовательно, осмос обусловлен стремлением молекул растворителя выровнять свою концентрацию по обе стороны мембраны.

Количественно осмос характеризуется осмотическим давлением, равным тому внешнему гидростатическому давлению, которое необходимо приложить к системе для того, чтобы осмос прекратился.

Голландский ученый Вант-Гофф (1852-1911) установил, что:

1.Осмотическое давление в растворах зависит от числа растворенных в нем частиц – моляльной концентрации.

2.Растворы, имеющие одинаковую моляльную концентрацию имеют при равных температурах одинаковое осмотическое давление.

Роль осмоса в природе:

Осмос играет важную роль во многих биологических процессах.

Свойствами полупроницаемости обладают ткани организмов. Процессы усвоения пищи (клеточный уровень), свойства обмена веществ.

Мембрана, окружающая нормальную клетку крови, проницаема лишь для молекул воды, кислорода, некоторых из растворённых в крови питательных веществ и продуктов клеточной жизнедеятельности; для больших белковых молекул, находящихся в растворённом состоянии внутри клетки, она непроницаема. Поэтому белки, столь важные для биологических процессов, остаются внутри клетки.

Процессы усвоения пищи, обмена веществ связаны с различной проницаемостью тканей для воды и др. веществ. В частности с этим связано то, что пресноводные бактерии и рыбы не могут жить в морской воде и наоборот.

18

3. Характеристики природных вод

Природная вода всегда содержит некоторое количество растворенных и взвешенных веществ органического и минерального происхождения.

Источники:

атмосферные осадки

почвы и грунты (ложе, берег)

подземные воды

жизнедеятельность экосистем

Растительные организмы, находящиеся в воде во взвешенном состоянии – фито-

планктон.

Животные организмы, находящиеся в воде во взвешенном состоянии – зоопланк-

тон.

Организмы на дне водоема – бентос (включая зообентос).

Организмы на поверхности твердых поверхностей в воде (в т.ч. периодически) – пе-

рифитон.

Деление природных вод на группы:

1.По происхождению: атмосферные воды (осадочные); подземные воды; поверхностные воды (речные, озерные, морские, болотные).

2.По количеству и характеру примесей: пресные, соленые, мягкие, жесткие, про-

зрачные, мутные, окрашенные, пахнущие и т.д.

3.По принципу использования: питьевые, хозяйственные, технические, лечебные и

т.д.

Состав поверхностных природных вод меняется по времени.

Основную часть органических примесей в природных водоемах составляют гуминовые вещества (а также белковые, жировые, углеродные вещества, а также органические кислоты).

Минеральный состав – наличие солей.

Речная вода – от 0,05 г/л (Печора, Нева) до 1,6 г/л солей (Темза, Нил).

3.1. Примеси в природных водах

Загрязнения природных вод могут быть подразделены на три группы:

I группа: примеси полностью растворенные в воде, т.е находятся в виде отдельных ионов и молекул.

Наличие данных примесей устанавливается химическим анализом или органолептически, т.к. внешне такая вода неотличима от чистой.

В растворенном виде в воде могут присутствовать газы О2, N2, CO2, H2S и т.д., растворимые соли Na, K, Ca, Mg, Al, Fe, Mg, Mn, NH4+ (аммония) и т.д.

19

Со сточными водами в природные водоемы может поступать широкий спектр растворенных загрязнений, таких как соли тяжелых металлов (Cu, Cd, Ni, Pb, Hg) и органические вещества (фенолы, формальдегид, галогенсодержащие соединения и т.д.).

!Растворенные примеси не извлекаются из воды отстаиванием, не задерживаются механическим фильтрованием.

IIгруппа: примеси, образующие с водой коллоидные системы.

Частицы данных примесей образуются слипанием большого количества молекул (пример: частица мыла в воде это ~ 50 молекул).

!мых в воде веществ.

Образование коллоидных систем было обнаружено при работе с крахмалом, каучуком и клеями. Название «коллоиды» происходит от греческого слова colla – клей.

!Отстаиванием коллоидные частицы не задерживаются, а мельчайшие из них могут проходить через песчаные фильтры.

В природных водах в коллоидном состоянии могут присутствовать минеральные вещества (SiO2, Al(OH)3, Fe(OH)3) и органические вещества (гуминовые вещества, фульвокислоты и др.). Наличие данных органических веществ придают воде окраску от желтой до бурой.

IIIгруппа: примеси, присутствующие в воде в виде взвесей.Коллоидные системы образуются молекулами практически нераствори-

К ним относятся частицы песка, глины, органической материи, которые поступают в поверхностные водоемы с поверхностным стоком при выпадении дождей, снеготаянии и со сточными водами.

!Взвешенные примеси могут осаждаться при длительном отстаивании, а также задерживаться в большей части при фильтровании воды.

3.2. Биологическое загрязнение воды

Природные водоемы являются естественной средой обитания множества организмов: бактерий, водорослей, простейших, червей и др. К биологическому виду загрязнения их относят исключительно с позиции использования воды человеком и прежде всего для хозяйственно-питьевых нужд.

Биологическое загрязнение воды является наиболее опасным, т.к. эффект воздействия на организм человека проявляется быстро и может иметь фа-

!тальные последствия с возможностью эпидемического распространения. По данным ВОЗ 80% эпидемий связано с водным путем распространения заболеваний.

20