новости бизнеса
компании и предприятия
нефтехимические компании
продукция / логистика
торговый центр
ChemIndex
новости науки
работа для химиков
химические выставки
лабораторное оборудование
химические реактивы
расширенный поиск
каталог ресурсов
электронный справочник
авторефераты
форум химиков
подписка / опросы
проекты / о нас


контакты
поиск
   

главная > справочник > химическая энциклопедия:

Вода


выберите первую букву в названии статьи: А Б В Г Д Е Ж З И К Л М Н О П Р С Т У Ф Х Ц Ч Ш Щ Э Ю Я

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. Количество воды на поверхности Земли оценивается в 1,39*1018 т, большая часть ее содержится в морях и океанах. Количество 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 около 1,3*1013 т воды. Вода входит в состав мн. минералов и горных пород (глины, гипс и др.), присутствует в почве, является обязательным 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 количествах. 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 физ. свойствам D2O заметно отличается от обычной воде. 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 взаимодействии молекулы воды с др. атомами, молекулами и ионами, в том числе с другими молекулами воды в конденсированных 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 различных модификаций льда):

Физические свойства воды аномальны. Плавление льда при атм. давлении сопровождается уменьшением объема на 9%. Температурный коэффициент объемного расширения льда и жидкой воды отрицателен при температурах 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-термической 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 дипольный момент воды определяют ее хорошую растворяющую способность по отношению к полярным и ионогенным веществам. Благодаря высоким значениям С°, и вода-важный регулятор климатических 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 значительным дипольным моментом, сильно взаимодействуя друг с другом и полярными молекулами других 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 (около 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 около 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 тетраэдрической 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 кубическом низкотемпературном льде Iс, изоструктурном алмазу), вставлены одна в другую; при этом сохраняется система прямолинейных водородных связей, а координационное число по кислороду удваивается и достигает 8. Расположение атомов кислорода во льдах VII и VIII подобно расположению атомов в железе и многих других 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 могут быть направлены к любым двум из четырех соседних атомов кислорода в вершинах тетраэдра. Диэлектрическая 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 другой 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 незначительная доля молекул (при 25°С - примерно 1 на 5*109) подвергается электролитической диссоциации по схеме: Н2О Н+ + 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 хим. процессах, происходящих в различных 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 электролитической диссоциации воды заметно возрастает при повышении температуры.

Образование воды из элементов по реакции Н2 + 1/2O2 Н2O ( Hoобр -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 термической 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 своб. радикалов ; радиационный 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 взаимодействии воды с F2 образуются HF, а также О, О2, О3, Н2О2, F2O и другими соединения. С остальными галогенами при низких температурах вода реагирует с образованием смеси кислот HHal и ННаlO. При обычных условиях с водой взаимодействует до половины растворенного в ней С12 и значительно меньшие количества Вr2 и 12. При повышенных температурах хлор и бром разлагают воду с образованием HHal и О2. При пропускании паров воды через раскаленный уголь она разлагается и образуется так называемый водяной газ: Н2О + С СО + Н2. При повышенной температуре в присутствии катализатора вода реагирует с СО, СН4 и другими углеводородами, например: Н2О + СО СО2 + Н2 (кат. Fe); Н2О + СН4 СО + ЗН2 (кат. Ni или Со). Эти реакции используют для промышленного получения Н2. Перспективны для его производства также термохимические 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 взаимодействует со многими металлами с образованием Н2 и соответствующего гидроксида. Со щелочными и щелочноземельными металлами (кроме Mg) эта реакция протекает уже при комнатной температуре. Менее активные металлы разлагают воду при повышенной температуре, например Mg и Zn-выше 100°С, Fe - выше 600°С (2Fe + ЗН2О -> Fe2O3 + 3H2). При взаимодействии 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 - каталитический яд, например для железного катализатора при синтезе NH3.

Способность молекул воды образовывать трехмерные сетки водородных связей позволяет ей давать с инертными газами, углеводородами, СО2, С12, (СН2)2О, СНС13 и многими другими веществами так называемые 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 многих сульфатов, карбонатов и фосфатов при повышении температуры уменьшается или сначала повышается, а затем проходит через максимум. Растворимость малополярных веществ (в т. ч. 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. Между растворенными в воде ионами, атомами, молекулами, не вступающими с ней в химической реакции, и молекулами воды существуют не разрушающие их ион-дипольные и межмолекулярные взаимодействия.

Природная вода. Представляет собой сложную многокомпонентную систему, в состав которой входят минеральные вещества, газы, а также коллоидные и крупнодисперсные частицы, в том числе микроорганизмы. По величине минерализации (г/л) различают следующие природные воды: ультрапресные - до 0,2, пресные - 0,2-0,5, слабоминерализованные - 0,5-1,0, солоноватые - 1-3, соленые - 3-10, с повышенной 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, C1 (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.

Основные газы, содержащиеся в природном воде, - СО2, N2 (характерны как для поверхностных, так и для глубинных условий), СН4, СО, Н2 (более типичны для подземных водах и для воды вулканически активных областей). Растворенные в воде компоненты находятся в равновесии, образуя комплексы различного 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 химических веществ, которые встречаются в природной воде или добавляются к воде при ее обработке, 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 специальные обработки, по согласованию с органами санитарно-эпидемиологические службы допускаются следующие показатели: сухой остаток - до 1500 мг/л, общая жесткость - до 10 ммоль/л, содержание железа и марганца - соотв. до 1 и до 0,5 мг/л.

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

Основными ионами, которые могут приводить к отложениям минеральных солей в системах циркуляционного водоснабжения, являются анионы НСО3-, CO32-, ОН-, SOl42-, PO43-, SiO32-, а также катионы Са2+, Mg2+ , Fe2+,3+ , A13+ , Zn2+ . Наиболее часто встречающийся компонент солевых отложений - СаСО3. Предотвратить отложение карбонатов можно подкислением воды H2SO4 или НС1, ее рекарбонизацией (обычно обработка топочными газами, содержащими СО2), действием полифосфатов (NaPO3)6 и Na5P3O10, органических 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 С12 до 5 мг/л), а иногда озонируют.

Лечебные воды. В качестве лечебных применяют природные воды, содержащие значительное количество минеральных солей, газы, некоторые элементы и др.

Лит.: Хорн Р., Морская химия, пер. с англ., М., 1972; Эйзенберг Д., Кауцман В., Структура и свойства воды, пер. с англ., Л., 1975; Самойлов О. Я., Структура водных растворов электролитов и гидратация ионов, М., 1957 Алекин О. А., Основы гидрохимии, Л., 1970; Синюков В. В., Структура одноатомных жидкостей, воды и водных растворов электролитов, М., 1976; Унифицированные методы исследования качества вод, ч. 1, кн. 2-3. Методы химического анализа вод, М., 1977; Кульский Л.А., Даль В.В., Чистая вода и перспективы ее сохранения, К., 1978; Возная Н. Ф., Химия воды и микробиология, 2 изд., М., 1979; Перельман А.И., Геохимия природных вод, М., 1982; Маленков Г. Г., в кн.: Физическая химия. [Ежегодник], М., 1984, с. 41-76. Г. Г. Маленков. С. В. Яковлев, В. А. Гладков.

Дополнительная информация: "Вода: химические и физические свойства".


выберите первую букву в названии статьи: А Б В Г Д Е Ж З И К Л М Н О П Р С Т У Ф Х Ц Ч Ш Щ Э Ю Я


Все новости



Новости компаний

Все новости


© ChemPort.Ru, MMII-MMXVII
Контактная информация