ВОДА (оксид водорода) Н₂О, молекулярная масса 18,016, простейшее устойчивое соединение водорода с кислородом. Жидкость без запаха, вкуса и цвета.

Распространение в природе. Вода - одно из самых распространенных на Земле соединений. Молекулы воды обнаружены в межзвездном пространстве. Вода входит в состав комет, большинства планет солнечной системы и их спутников. Кол-во воды на поверхности Земли оценивается в 1,39*10¹⁸ т, большая часть ее содержится в морях и океанах. Кол-во доступных для использования пресных вод в реках, озерах, болотах и водохранилищах составляет 2*10⁴ т. Масса ледников Антарктики, Антарктиды и высокогорных районов 2,4*10¹⁶т, примерно столько же имеется подземных вод, причем только небольшая их часть - пресные. В глубинных слоях Земли содержится значительно больше (повидимому, не менее, чем на порядок) воды, чем на поверхности. В атмосфере находится ок. 1,3*10¹³ т воды. Вода входит в состав многие минералов и горных пород (глины, гипс и др.), присутствует в почве, является обязат. компонентом всех живых организмов.

Изотопный состав. Существует 9 устойчивых изотопных разновидностей воды. Содержание их в пресной воде в среднем следующее (мол. %): ¹Н₂¹⁶О - 99,13; ¹Н₂¹⁸О - 0,2; ¹Н₂¹⁷0-0,04; ¹Н²О¹⁶О-0,03; остальные пять изотопных разновидностей присутствуют в воде в ничтожных кол-вах. Кроме стабильных изотопных разновидностей, в воде содержится небольшое количество радиоактивного ³Н₂ (или Т₂О). Изотопный состав природной воды разного происхождения несколько варьирует. Особенно непостоянно отношение ¹Н/²Н: в пресных водах - в среднем 6900, в морской воде -5500, во льдах - 5500-9000. По физических свойствам D₂O заметно отличается от обычной воде (см. Тяжелая вода). Вода, содержащая ¹⁸О, по свойствам ближе к воде с ¹⁶О.

Строение молекулы и физические свойства. Атомы водорода и кислорода в молекуле воды расположены в углах равнобедренного треугольника с длиной связи О—Н 0,0957 нм; валентный угол Н—О—Н 104,5°; дипольный момент 6,17*10^-30 Кл*м; поляризуемость молекулы 1,45*10^-3 нм³; средний квадрупольный момент — 1,87*10^-41 Кл*м², энергия ионизации 12,6 эВ, сродство к протону 7,1 эВ. При взаимодействие молекулы воды с др. атомами, молекулами и ионами, в т.ч. с другими молекулами воды в конденсир. фазах, эти параметры изменяются.

Некоторые параметры, характеризующие свойства воды в разных агрегатных состояниях при атм. давлении, приведены ниже (см. также табл. 1 и рис. 1, на котором указаны области существования различные модификаций льда):

Физ. свойства воды аномальны. Плавление льда при атм. давлении сопровождается уменьшением объема на 9%. Температурный коэффициент объемного расширения льда и жидкой воды отрицателен при т-pax соответственно ниже -210°С и 3,98 °С. Теплоемкость С° при плавлении возрастает почти вдвое и в интервале 0-100°С почти не зависит от температуры (имеется минимум при 35 °С). Минимум изо-термодинамически сжимаемости (44,9*10^-11 Па^-1), наблюдаемый при 46°С, выражен довольно четко. При низких давлениях и температурах до 30 °С вязкость воды с ростом давления падает. Высокие диэлектрическая проницаемость и диполъный момент воды определяют ее хорошую растворяющую способность по отношению к полярным и ионогенным веществам. Благодаря высоким значениям С°, и вода-важный регулятор климатич. условий на земле, стабилизирующий температуру на ее поверхности. Кроме того, близость угла Н—О—Н к тетраэдрическому (109° 28») обусловливает рыхлость структур льда и жидкой воды и, как следствие, аномальную зависимость плотности от температуры. Поэтому не промерзают до дна крупные водоемы, что делает возможным существование в них жизни.

Табл. 1 - СВОЙСТВА ВОДЫ И ВОДЯНОГО ПАРА, НАХОДЯЩИХСЯ В РАВНОВЕСИИ

Рис. 1. Фазовая диаграмма воды.

Взаимодействие между молекулами воды. Структура конденсированных фаз. Молекулы воды, обладая значительной ди-польным моментом, сильно взаимодействие друг с другом и полярными молекулами др. веществ. При этом атомы водорода могут образовывать водородные связи с атомами О, N, F, Cl, S и др. В водяном паре при невысоких температурах и умеренных давлениях присутствует небольшое количество (ок. 1% при температуре кипения и атм. давлении) димеров воды (для них ~ 15 кДж/моль), расстояние между атомами кислорода ~ 0,3 нм. В конденсированных фазах каждая молекула воды образует четыре водородные связи: две - как донор протонов и две - как акцептор протонов. Средняя длина этих связей в кристаллич. модификациях льда и кристаллогидратах ок. 0,28 нм. Угол О—Н...О стремится к 180°. Четыре водородные связи молекулы воды направлены приблизительно к вершинам правильного тетраэдра (рис. 2).

Структура модификаций льда представляет собой трехмерную сетку. В плотных модификациях VI-VIII, устойчивых при высоких давлениях, можно даже выделить две такие сетки, "вставленные" одна в другую. В модификациях, существующих при низких давлениях (льды Ih и Iс), связи Н—О—Н почти прямолинейны и направлены к вершинам практически правильного тетраэдра. В модификациях II-VI связи искривлены и углы между ними отличаются от тетраэдрического, что обусловливает увеличение плотности по сравнению с плотностью обычного льда.

Рис. 2. Схема тетраэдрич. координации молекулы воды; сплошные линии - ковалентные связи; пунктирные линии - водородные связи.

Но плотность модификаций II-VI значительно ниже той, которой мог бы обладать лёд при плотной упаковке молекул. Только в модификациях VII и VIII достигается достаточно высокая плотность упаковки: в их структуре две правильные сетки, построенные из тетраэдров (аналогичные существующим в кубич. низкотемпературном льде Iс, изоструктурном алмазу), вставлены одна в другую; при этом сохраняется система прямолинейных водородных связей, а координац. число по кислороду удваивается и достигает 8. Расположение атомов кислорода во льдах VII и VIII подобно расположению атомов вжелезе и многих др. металлах. В обычном (Ih) и кубическом (Iс) льдах, а также во льдах HI, V-VII ориентация молекул не определена: оба ближайших к атому О протона образуют с ним ковалентные связи, которые может быть направлены к любым двум из четырех соседних атомов кислорода в вершинах тетраэдра. Диэлектрич. проницаемость этих модификаций высока (выше, чем у жидкой воды). Модификации II, VIII и IX ориентационно упорядочены; их диэлектрическая проницаемость низка (ок. 3). Лед VIII представляет собой упорядоченный по размещению протонов вариант льда VII, а лед IX - льда III. Плотности ориентационно упорядоченных модификаций (VIII, IX) близки к плотностям соответствующих неупорядоченных (VII, III).

Трехмерная сетка водородных связей, построенная из тетраэдров, существует и в жидкой воде во всем интервале от температуры плавления до критической. Увеличение плотности при плавлении, как и в случае плотных модификаций льда, объясняется искривлением водородных связей и отклонением углов между ними от тетраэдрических. Искривление связей увеличивается с ростом температуры и давления, что приводит к возрастанию плотности. С др. стороны, при нагревании средняя длина водородных связей становится больше, в результате чего плотность уменьшается. Совместное действие двух факторов объясняет наличие максимума плотности воды при 3,98 °С.

Химические свойства. Лишь незначительной доля молекул (при 25°С - примерно 1 на 5*10⁹) подвергается электролитич. диссоциации по схеме: Н₂ОН⁺ + ОН^-. Протон Н ⁺ в водной среде, взаимодействуя с молекулами воды, образует Н₃О⁺ , объединяющийся с 1 молекулой Н₂О в H₅O₂⁺. Расстояние О...О в таких комплексах заметно короче длины нормальной водородной связи между нейтральными молекулами. Но поскольку протон, по-видимому, находится не точно посредине этой укороченной связи, а ближе к одному из атомов О, можно считать, что в воде существует гидратированный ион оксония Н₃О⁺ . Это явление играет большую роль в химический процессах, происходящих в различные системах, в том числе биологических. В частности, диссоциация воды - причина гидролиза солей слабых кислот и (или) оснований. Концентрация ионов Н⁺ и связанная с ней концентрация ионов ОН^- -важные характеристики водных растворов (см. Водородный показатель). Степень электролитич. диссоциации воды заметно возрастает при повышении температуры.

Образование воды из элементов по реакции Н₂ + ¹/₂O₂Н₂O (H^o_обр -242 кДж/моль для пара и -286 кДж/моль для жидкой воде) при низких температурах в отсутствие катализаторов происходит крайне медленно, но скорость реакции резко возрастает при повышении температуры, и при 550 °С она происходит со взрывом. При снижении давления и возрастании температуры равновесие сдвигается влево. Степень термодинамически диссоциации воды (%) при 100 кПа: 0,034 (1015°С), 0,74 (1711 °С), 8,6 (2215°С) и 11,1 (2483°С). Под действием УФ-излучения происходит фотодиссоциация воды на ионы Н⁺ и ОН^-. Ионизирующее излучение вызывает радиолиз воды с образованием Н₂, Н₂О₂ и свободный радикалов ; радиац. выход - примерно 4 распавшиеся молекулы на каждые 1,6*10^-17 Дж поглощенной энергии излучения.

Вода - реакционноспособное соединение. Она окисляется атомарным кислородом: Н₂О + О -> Н₂О₂. При взаимодействие воды с F₂ образуются HF, а также О, О₂, О₃, Н₂О₂, F₂O и др. соединения. С остальными галогенами при низких температурах вода реагирует с образованием смеси кислот HHal и ННаlO. При обычных условиях с водой взаимодействие до половины растворенного в ней Cl₂ и значительно меньшие кол-ва Вr₂ и 1₂. При повыш. температурах хлор и бром разлагают воду с образованием HHal и О₂. При пропускании паров воды через раскаленный уголь она разлагается и образуется так называемой водяной газ: Н₂О + С СО + Н₂. При повыш. температуре в присутствии катализатора вода реагирует с СО, СН₄ и др. углеводородами, например: Н₂О + СО СО₂ + Н₂ (катализатор Fe); Н₂О + СН₄ СО + ЗН₂ (катализатор Ni или Со). Эти реакции используют для пром. получения Н₂. Перспективны для его производства также термохимический способы разложения воды (см. Водород, Водородная энергетика). Фосфор при нагревании с водой под давлением в присутствии катализатора окисляется в метафосфорную кислоту: 6Н₂О + ЗР -> 2НРО₃ + 5Н₂. Вода взаимодействие со многие металлами с образованием Н₂ и соответствующего гидроксида. Со щелочными и щел.-зем. металлами (кроме Mg) эта реакция протекает уже при комнатной температуре. Менее активные металлы разлагают воду при повыш. температуре, например Mg и Zn-выше 100°С, Fe - выше 600°С (2Fe + ЗН₂О -> Fe₂O₃ + 3H₂). При взаимодействие с воды многих оксидов образуются кислоты или основания. Вода может служить катализатором, например щелочные металлы и водород реагируют с хлором только в присутствии следов воды Иногда вода - каталитических яд, например для железного катализатора при синтезе NH₃.

Способность молекул воды образовывать трехмерные сетки водородных связей позволяет ей давать с инертными газами, углеводородами, СО₂, Cl₂, (СН₂)₂О, СНCl₃ и многими др. веществами так называемой газовые гидраты.

Вода как растворитель. Вода хорошо растворяет многие полярные и диссоциирующие на ионы вещества. Обычно растворимость возрастает с увеличением температуры, но иногда температурная зависимость имеет более сложный характер. Так, растворимость многие сульфатов, карбонатов и фосфатов при повышении температуры уменьшается или сначала повышается, а затем проходит через максимум. Растворимость малополярных в-в (в том числе газов, входящих в состав атмосферы) в воде низкая и при повышении температуры обычно сначала снижается, а затем проходит через минимум. С ростом давления растворимость газов возрастает, проходя при высоких давлениях через максимум. Многие вещества, растворяясь в воде, реагируют с ней. Например, в растворах NH₃ могут присутствовать ионы NH₄ (см. также Гидролиз). Между растворенными в воде ионами, атомами, молекулами, не вступающими с ней в химический реакции, и молекулами воды существуют не разрушающие их ион-дипольные и межмол. взаимодействия (см. Гидратация).

Природная вода. Представляет собой сложную многокомпонентную систему, в состав которой входят минеральных вещества, газы, а также коллоидные и крупнодисперсные частицы, в том числе микроорганизмы. По величине минерализации (г/л) различают следующей природные воды: ультрапресные - до 0,2, пресные - 0,2-0,5, слабоминерализованные - 0,5-1,0, солоноватые - 1-3, соленые - 3-10, с повыш. соленостью - 10-35, переходные к рассолам - 35-50, рассолы - более 50. Макрокомпонентами природной воды обычно являются Са, Mg, Na, К, Fe (катионогенные воды), Si, С, S, Cl (анионогенные воды). К микрокомпонентам природной воды относятся редкие и рудные элементы, например В, Li, Rb, Cu, Zn, Bi, Be, W, U, Br, I и др.

Осн. газы, содержащиеся в природные воде, - СО₂, N₂ (характерны как для поверхностных, так и для глубинных условий), СН₄, СО, Н₂ (более типичны для подземных водах и для воды вулканич. активных областей). Растворенные в воде компоненты находятся в равновесии, образуя комплексы различные состава. Данные о составе некоторых природной воды приведены в табл. 2.

Табл. 2-СОСТАВ ПРИРОДНЫХ ВОД

Питьевая вода. Общее число микроорганизмов в 1 мл питьевой воды должно быть не выше 100, число бактерий группы кишечных палочек (коли-индекс) - не более 3. Концентрация химический веществ, которые встречаются в природной воде или добавляются к воде при ее обработке (см. Водоподготовка), не должна превышать (мг/л):

Содержание примесей, которые влияют на органолептические свойства воды и встречаются в природной воде или добавляются к воде при ее обработке, не должно превышать (мг/л):

Общая жесткость питьевой воды должна быть не выше 7,0 ммоль/л, сухой остаток - 1000 мг/л, рН - от 6,0 до 9,0. Для питьевой воды, подаваемой без спец. обработки, по согласованию с органами санитарно-эпидемиологич. службы допускаются следующей показатели: сухой остаток - до 1500 мг/л, общая жесткость - до 10 ммоль/л, содержание железа и марганца - соответственно до 1 и до 0,5 мг/л.

Техническая вода. Воду, расходуемую пром. предприятиями, принято называют технической. Ее применяют главным образом в качестве охлаждающего агента, транспортирующей среды для сыпучих материалов (например, гидротранспорт золы на тепловых электростанциях), растворителя и др. В целом по всем отраслям промышлености 70-75% от общего расхода воды применяют как хладагент по циркуляц. схеме. В этом случае вода лишь нагревается и практически не загрязняется. Главные источники загрязнения охлаждающей воды систем циркуляц. водоснабжения - вода, добавляемая в системы для восполнения неизбежных потерь, и атм. воздух, из к-poro вымываются в охладителях воды взвешенные вещества и газы, растворимые в воде.

Осн. ионами, которые могут приводить к отложениям минер, солей в системах циркуляц. водоснабжения, являются анионы НСО₃^-, CO₃^2-, ОН^-, SOl₄^2-, PO₄^3-, SiO₃^2-, а также катионы Са²⁺, Mg²⁺ , Fe^2+,3+ , A1³⁺ , Zn²⁺ . Наиб. часто встречающийся компонент солевых отложений - СаСО₃ (см. Жесткость воды). Предотвратить отложение карбонатов можно подкислением воды H₂SO₄ или НCl, ее рекарбонизацией (обычно обработка топочными газами, содержащими СО₂), действием полифосфатов (NaPO₃)₆ и Na₅P₃O₁₀, органическое фосфатов и др. Для предотвращения (уменьшения) коррозии труб и теплообменного оборудования в воде добавляют ингибиторы коррозии: полифосфаты, ингибиторы на основе хромато-цинковых смесей и др. Для предупреждения обрастания оборудования бактериями воды в основном хлорируют (содержание Cl₂ до 5 мг/л), а иногда озонируют.

Лечебные воды. В качестве лечебных применяют природной воде, содержащие значительной количество минер, солей, газы, некоторые элементы и др. (подробнее см. Минеральные воды).

Полезная информация:

В последние годы значительно ухудшилось качество питьевой воды. Причиной тому послужило значительное увеличение загрязняющих выбросов как бытовых, так и производимых промышленными предприятиями. Сейчас в воде находят химические, биологические и даже радиоактивные загрязнения, которые крайне отрицательно влияют на здоровье человека. Именно этим можно объяснить резко возросший интерес к системам очистки воды, как у покупателей, так и у производителей. Задумываясь о своем здоровье, все больше людей устанавливают системы очистки воды в квартирах, дачах, коттеджах.