Вода и ее применение в современных технологиях


  ВВЕДЕНИЕ  2

Глава 1     Физические свойства воды.  5

  1.1 Чистая вода.     5
  1.2 Плотность. 7
  1.3 Точки кипения и замерзания (плавления).     9
  1.4 Теплота плавления.    11
  1.5 Поверхностное натяжение и прилипание.  12
  1.6 Теплоемкость воды.    13
  1.7 Испарение, транспирация, сублимация и конденсация.     15
  1.8 Твердая вода.    16
  1.9 Серебряная вода и ее применение. 18

Глава 2     Химические свойства воды.  19

  2.1 Характеристика природной воды.   19
  2.2 Растворимость газов в воде  20
  2.3 Растворимость твердых веществ в воде.  21
  2.4 Взаимодействия воды с растворенным в ней веществом.    24

Глава 3     Использование воды в современной технике и технологиях.     27

  3.1 Морская вода в промышленности    27
  3.2 Морская вода в сельском хозяйстве.     28

СПИСОК ЛИТЕРАТУРЫ      29



     ВВЕДЕНИЕ

       Хотя все в природе  взаимосвязано  и  каждая  деталь  важна,  все  же
отдельные  явления  и  предметы  более  существенны,  а  другие  менее   при
естественном равновесии как живой, так и неживой  материи.  Ведь  нельзя  же
поставить  в  один  ряд  по  значимости  палец  и  сердце.  Поэтому   вполне
закономерен вопрос: какое вещество  является  самым  главным,  самым  важным
для нас в окружающем материальном мире? Ответ  на  этот  вопрос  можно  дать
уверенно  и  однозначно:  это  природная  вода.  Такой   ответ,   бесспорно,
справедлив, во всяком случае для нашей планеты Земля.
       Если человек  спустится  в  подземные  пещеры,  то  они  поразят  его
сложнейшей системой многоэтажных помещений,  коридоров,  обширных  залов  со
сводчатыми потолками, причудливой колоннадой, то  свешивающейся  сверху,  то
растущей снизу. В этих подземных пустотах  подчас  встретятся  вам  журчащий
ручей или целое подземное озеро, по  которому  свободно  можно  кататься  на
лодке. Какой архитектор построил этот сказочный подземный дворец?  Природная
вода!
       Обратив свой взор к небу, человек  видит облака или  тучи,  тянущиеся
на десятки, сотни, а иногда и на тысячи километров.  Глядя,  как  легко  они
плывут в воздушном океане, окружающем нашу планету, некоторые  люди  думают,
что они невесомые. Масса 1 км3 облаков около 2000 т, и  состоят  они  опять-
таки из природной воды.
       Все люди хорошо знают текущие по суше водотоки  —  ручейки,  речушки,
реки. Иногда они низвергаются с высоты десятков и сотен  метров  водопадами,
на  многие  сотни  метров  наполняя  воздух   мельчайшей   алмазной   пылью,
переливающейся в лучах солнца всеми цветами радуги. Иногда  образуют  мощные
пенящиеся  стремнины,  вытачивающие  в  скалах  причудливые  формы.  Крупные
водотоки на сотни километров пропиливают даже в плотных породах широкие,  до
десятка километров, и глубокие, до многих  сотен  метров,  долины.  Все  это
делает сила природной воды.
       Но если обратиться к  самым  страшным  из  известных  нам  катастроф,
которые переживали наша планета за геологическое время,  а  человечество  за
время своего, правда, короткого существования, таким, как  тайфуны,  смерчи,
цунами,  земле-  и  моретрясения,  извержения  вулканов,  когда  нередко  за
немногие часы, а то и минуты уничтожались целые города и гибли  сотни  тысяч
людей, и если мы попытаемся -вскрыть механизм природного  аппарата,  который
вызвал эти ужасные катастрофы, то увидим, что  и  в  этом  случае  принимала
участие природная вода!
       Большая часть поверхности нашей планеты, около 71%,  покрыта  Мировым
океаном, составляющим 97% всех поверхностных  вод  Земли  и  около  половины
всех вод литосферы. Глубина Мирового океана достигает 11  км.  Если  срезать
сушу и заполнить ею дно океанической чаши, то вся  планета  покроется  слоем
воды глубиной около 3 км.
       Почва и все породы, слагающие литосферу (земную кору),  также  всегда
содержат  воду.  Это  утверждение  справедливо  не  только  для  увлажненных
районов. Оно достоверно даже для таких  мест,  где  годами  не  выпадает  ни
одной  капли  дождя.  Это  справедливо  и  для  всех   участков   величайшей
«безводной» пустыни—Сахары. Да что Сахара! На нашей планете  нет  ни  одного
естественного предмета, тела, пылинки, которые  были  бы  лишены  воды.  Все
живое и  неживое  содержит  ее.  В  огненной  магме,  изливающейся  из  жерл
вулканов, также есть вода, причем в немалом количестве.
       Да и человек,  на 70% состоит из воды.  Чего  больше  всего  в  нашей
твердой и жидкой  пище  —  в  овощах,  мясе,  рыбе,  хлебе,  крупе,  молоке?
Природной воды!  С  каким  веществом  впервые  знакомится  новорожденный?  С
водой, в которой его купают. Даже в  первом  вздохе  новорожденный  получает
воду, которая всегда содержится в воздухе. Где лучше всего во  время  отдыха
чувствует  себя  здоровый  человек?  Конечно,  во  время  купанья  в  теплой
морской, озерной или речной воде. Недаром  некоторые  биологи  предполагают,
что колыбелью жизни на Земле были мелководные лагуны, даже и в  том  случае,
если жизнь зародилась не на  планете  Земля,  а  была  занесена  на  нее  из
межпланетного пространства в форме спор одноклеточных организмов.
       Итак, кругом, всюду и везде, всегда и во всем,— природная вода!  Воду
с полным правом можно назвать вездесущей. Это не поэтическая гипербола.
       Действительно, человечество во  все  времена  стремилось  к  познанию
этого   удивительного   вещества   —   воды,    прекрасно    осознавая    ее
исключительность. Так, еще шесть тысячелетий назад у  шумеров   существовали
космогонические представления, в которых воде уделялась главная  роль:  «Еще
не было вверху неба, а внизу Земли, но уже царствовали боги океана (Апсу)  и
моря (Тиамата)».
       В Месопотамии, в  Вавилоне  (в  переводе  с  аккадского—врата  бога),
расположенном  на  месте  более  древнего  шумерского   города   Кадингирра,
возникла поэма «О сотворении мира», в которой задолго  до  появления  Библии
описаны всемирный потоп и  борьба  божества,  охраняющего  мировые  воды,  с
чудовищем преисподней.
       Тысячелетием позже древние египтяне согласно  господствовавшей  в  их
стране космогонической теории утверждали, что вначале не было  ни  неба,  ни
земли; окруженную густым мраком Вселенную наполняла первичная вода.
       Две тысячи шестьсот лет назад древнегреческий философ Фалес Милетский
считал воду первоисточником всего сущего.
       В средние века алхимики приписывали воде совершенство, обозначая ее в
виде опрокинутого равностороннего треугольника ?. «Тела не  действуют,  если
не растворены» — одно из основных положений алхимии, не утерявшее во  многом
справедливости и поныне.
       Крупный немецкий профессор Ф. Ауэрбах писал:
       «Самое удивительное и самое лучшее — это  вода».  Американские  физик
Дж. Дэй и химик К. Девис называли  воду  зеркалом  науки.  Перефразируя  это
удачное  утверждение,  автор  с  неменьшим  основанием  может  сказать,  что
отношение к воде — зеркало ученого-естествоиспытателя. Чем  серьезнее  он  к
ней относится, тем  выше  как  ученый  стоит  в  ряду  своих  коллег.  Автор
обращает также внимание на то, что без воздуха жизнь возможна (анаэробы),  а
без воды ее нет.
       Известный французский  писатель  Антуан  де  Сент-Экзюпери  сказал  о
природной воде следующее: «Нельзя сказать, что ты необходима для  Жизни,  ты
сама Жизнь... Ты самое большое богатство в мире».
       Один из крупнейших  специалистов  по  физической  химии  воды  Э.  X.
Фрицман в своей классической монографии о  природе  воды  [1935]  утверждал:
«Ни одно из природных веществ не  играет  такой  выдающейся  и  существенной
роли на поверхности земного шара и в прилегающих слоях, как вода... наука  и
техника подтвердили старое основное положение человечества:  вода  есть  то,
из  чего  происходит  все,  другими  словами  название  aqua   вполне   себя
оправдывает:  aqua omnia sunt [1935, с. 5, 157].
       Лучше  всех  из  современных  мыслителей  значение   воды   определил
крупнейший ученый, основоположник ряда новых научных дисциплин,  биохимик  и
минера' лог, академик В. И. Вернадский:  «Вода  стоит  особняком  в  истории
нашей планеты. Нет природного тела, которое могло бы  сравниться  с  ней  по
влиянию на ход основных, самых  грандиозных,  геологических  процессов.  Нет
земного вещества—минерала, горной породы, живого  тела,  которое  ее  бы  не
заключало. Все земное вещество... ею проникнуто и охвачено» [1960,с. 16].

                          Физические свойства воды.

                                    Среди всех веществ, изучаемых физиками и
                                             физико-химиками, вода во многих
                                          отношениях является самым трудным.
                                                        В. В. Шуленкин, 1968

                               1 Чистая вода.

       Разумеется,    под  чистой  водой  мы  подразумеваем   не   санитарно
безупречную жидкость,  а  воду,  отвечающую  по  составу  привычной  нам  со
школьной скамьи химической  формуле  Н2О.  При  этом  относительная  атомная
масса водорода, входящего в состав соединения,  равна  1,  а  кислорода  16,
никаких других веществ в форме растворенных или взвешенных примесей вода  не
содержит. Такой окиси водорода, состоящей из двух весовых частей водорода  и
шестнадцати  весовых  частей  кислорода,  в  природе  в   чистом   виде   не
существует, да и искусственно получить такое  вещество  даже  в  современных
лабораториях крайне трудно, а если и возможно, то только на  очень  короткий
отрезок времени, измеряемый секундами. [3]
       Природная вода, где бы она ни находилась  и  в  каком  бы  агрегатном
состоянии (газообразном, жидком или твердом) ни  была,  всегда  представляет
собой раствор других веществ, газообразных,  жидких  или  твердых,  а  также
содержит  подчас  в  незначительных  количествах  другие  воды  (с   другими
относительными атомными массами водорода и кислорода и другими  свойствами).
Стало быть, вода — понятие собирательное.
       Что же представляет собой та идеальная «чистая» вода Н2О с физической
точки зрения?  Как  и  большинство  веществ,  вода  состоит  из  молекул,  а
последние  из  атомов.  Структура  атома  следующая:   вокруг   положительно
заряженного протонного ядра на определенных  уровнях  по  различным  орбитам
движутся отрицательно заряженные электроны, образующие  электронное  облако.
Число электронов  в  каждой  оболочке  для  атома  каждого  элемента  строго
определенное. Так, у  атома  водорода  лишь  одна  оболочка  с  единственным
электроном,  а  у  атома  кислорода  —  две  оболочки:  внутренняя  с  двумя
электронами и внешняя с шестью. Образование молекулы  воды  из  двух  атомов
водорода и одного атома кислорода (рис.  1).  Два  атома  водорода  замещают
вакансию двух недостающих (до восьми) электронов наружной  оболочки  для  ее
устойчивости.
       Можно было бы предполагать, что атом кислорода и два атома водорода в
молекуле воды образуют у центрального атома кислорода угол, близкий к  180°.
Однако в действительности он значительно меньше — всего 104° 27'  (рис.  2),
что приводит к неполной компенсации внутримолекулярных сил, избыток  которых
обусловливает  асимметрию  распределения   зарядов,   создающую   полярность
молекулы воды.  Эта  полярность  у  воды,  более  значительная,  чем  других
веществ, обусловливает ее дипольный момент и диэлектрическую  проницаемость.
Последняя у воды весьма велика и определяет интенсивность растворения  водой
различных веществ. При 0°С диэлектрическая  проницаемость  воды  (в  твердой
фазе) составляет 74,6; с повышением температуры она падает. Так, при  20°  С
диэлектрическая проницаемость воды равна 81.
       Многочисленные схемы строения молекулы воды являются гипотетическими,
построенными  на  косвенных  наблюдениях   приборами   некоторых   признаков
поведения и свойств молекул и атомов.  При  этом  следует  помнить,  что  ни
атомы, ни молекулы  не  имеют  четких  границ  размеров  орбит,  по  которым
движутся электроны, образующие по сути дела  электронное  облако,  зависящее
от энергетического состояния электрона (рис.2).

                                2 Плотность.

       Несмотря на то что вода — вещество,  принятое  в  качестве    эталона
меры плотности, объема и т. д. для других веществ, сама  вода,  как  это  не
странно, является самым аномальным среди них. Этих удивительных  аномалий  у
воды много, рассмотрим лишь основные из них.
       Общеизвестно, что все вещества при нагревании увеличивают свой  объем
и уменьшают плотность. У  воды  наблюдается  то  же  самое,  за  исключением
интервала от 0 до 4°С,  когда  с  возрастанием  температуры  объем  воды  не
увеличивается, а, наоборот, сокращается. Максимальная  плотность  отмечается
при 4°С (рис. 3). Таким  образом,  для  воды  зависимость  между  объемом  и
температурой не однозначна (как в нормальных условиях для  других  веществ),
а двузначна. Например, при 3 и 5°С масса воды занимает один и тот же  объем,
так же как и при 0, 2 и 8 °С и т. д. Несмотря на  указанную  аномалию,  вода
служит эталоном плотности при 4°С, когда 1 см3 ее имеет массу 1 г.
       Что же будет происходить с  объемом  воды  при  дальнейшем  понижении
температуры? Оказывается, что  ниже  0°С  он  продолжает  увеличиваться,  но
только   при   условии   переохлаждения.   Однако   переохлаждение   требует
исключительных условий:  полной  неподвижности  воды  и  отсутствия  центров
кристаллизации льда (пыли, кристалликов льда и т. п.) (рис. 4).
       Вода, лишенная растворенных газов, может быть переохлаждена до  минус
70 °С без превращения в лед.  При  легком  встряхивании  либо  при  введении
льдинки или другого центра кристаллизации она мгновенно превращается  в  лед
и температура ее подскакивает (на 70 °С)  до  0°С.  Вода  также  может  быть
доведена до 150 °С без закипания.  При  введении  в  такую  перегретую  воду
пузырька воздуха она мгновенно вскипает, и температура ее падает до 100°С.
       При замерзании объем воды возрастает внезапно примерно на 11%  и  так
же внезапно, скачком, уменьшается в обратном  направлении  при  таянии  льда
при
       превращении ее в лед происходит расширение  объема,  что  приводит  к
возникновению   избыточного   давления,   достигающего,   как     показывают
наблюдения, 2500 кгс/см2. Именно этим объясняются  как  разрушительная  сила
замерзающей воды в замкнутых пустотах, трещинах горных  пород,  откалывающая
подчас многотонные глыбы и дробящая их в дальнейшем на мелкие  осколки,  так
и страшные взрывы наледей, описание которых будет приведено  ниже,  а  также
разрывы водопроводных труб при замерзании в них воды.
       Здесь следует сделать одну существенную оговорку.  Все  рассмотренные
выше  процессы  происходят  при  указанных  температурах  лишь  при  условии
абсолютного давления, равного 1  атм.  С  увеличением  давления  температура
замерзания воды понижается примерно на 1 °С через каждые 130 атм.  Так,  при
давлении 500 атм замерзание наступает при температуре  минус  4  °С,  а  при
давлении 2200 атм — при минус 22 °С. Эта  зависимость  для  воды  аномальна,
так  как  у  других  веществ,  наоборот,  с  ростом   давления   температура
замерзания повышается. Подобная аномалия воды очень важна  в  природе.  Даже
без учета растворенных в воде солей на больших глубинах  в  океане  вода  не
замерзает, например при температуре минус  3°С  она  не  замерзнет  даже  на
глубине около 4000 м, а на больших глубинах тем более.
       С повышением температуры жидкой  воды  ее  плотность  понижается:  на
интервале от максимальной плотности при 4°С,  равной  1,  до  точки  кипения
воды 100 "С—на 4% (от 1 до 0,95838).
       С повышением минерализации воды (т. е. количества содержащихся в  ней
минеральных веществ)  повышается  и  температура,  при  которой  вода  имеет
максимальную плотность. Так, на поверхности Мирового океана  плотность  воды
1,02813, а  на  глубине  10км  1,07104  (разница  0,04291,  или  4%).  Таким
образом,   установившееся   мнение   о   практической   несжимаемости   воды
справедливо только для  сравнительно  малых  давлений.  Если  бы  вода  была
совершенно несжимаема, уровень океана поднялся бы на 30 м.
       В этом случае большая часть Ленинграда, например, была бы затоплена.
       Важным  обстоятельством  в  природе  является  то,  что  максимальная
плотность  воды,  как  отмечалось  выше,  наблюдается  при  4  °С,   а   лед
оказывается легче жидкой воды и поэтому плавает на ее поверхности.  Если  бы
этого не было, то водоемы и водотоки промерзали бы зимой до самого дна,  что
было  бы  настоящей  катастрофой  для  всего  живого  в  них.  Впрочем,  эта
особенность воды при  некоторых  условиях  имеет  исключения.  Речь  идет  о
возможности образования донного или  внутриводного  льда,  о  чем  подробнее
будет сказано в разделе о поверхностных водах.

3 Точки кипения и замерзания (плавления).

       Что  касается  температуры  кипения,  то  она  находится   в   прямой
зависимости от давления: с увеличением давления  она  возрастает  (рис.  5).
Это свойство воды раньше использовалось для определения высоты  местности  в
горах. Температура кипения повышается также с увеличением содержания в  воде
растворенных веществ.
       Иная зависимость наблюдается  между  давлением  и  точкой  замерзания
(плавления) воды, с повышением давления она падает (но  только  до  давления
2200  атм).  При  дальнейшем  увеличении  давления  точка  замерзания   воды
начинает расти: при давлении 3530 атм вода замерзает при минус 17; при  6380
атм—при 0°С, при 16500 атм—при 60,  а  при  20  670  атм  —  при  76  °С.  В
последних двух случаях мы уже имеем горячие льды. Возможно ли  существование
в  земных  недрах  сочетания  таких  температур  и  давлений?   В   свободно
циркулирующих в породах Земли  водах,  безусловно,  нет,  так  как  даже  на
границе нижней литосферы и верхней мантии, называемой границей  Мохоровичича
(как мы увидим из дальнейших глав), где давление приблизительно  10000  атм,
температура никак не может быть равна 30 "С,
а всегда и везде будет значительно выше. Таким Образом, встреча горячего
льда здесь исключается. Выше же границы Мохоровичича совершенно исключаются
давления выше 6000 атм, которые необходимы для образования горячего льда.
       При давлении 1 атм аномальны точки замерзания (плавления) и кипения
воды (соответственно 0 и 100°С). Если взять ряд соединений водорода с
элементами группы Via периодической системы Менделеева — Н2Те, H2Se H2S и
H2O — с учетом их относительной молекулярной массы, то окажется, что точки
замерзания и кипения воды не укладываются в закономерность, общую для трех
других соединений, у которых чем больше относительная молекулярная масса,
тем выше точки кипения и замерзания. Точка замерзания воды должна была бы
находиться между минус 90 и минус 120 °С, а в действительности она
приходится на ±0 °С. То же самое можно сказать о точке кипения воды,
которая должна была бы быть между 75 и 100 °С (рис. 5).
       При нормальном давлении вода может «замер-рать» и  при  положительной
температуре. Это наблюдается, например, в газопроводе, когда  проходящий  по
нему газ (в основном метан) плохо осушен,  т.е.  в  нем  присутствует  вода.
Объем молекулы  газа  по  сравнению  с  объемом  молекулы  воды  значительно
больше,  что  приводит  к  понижению  внутреннего  давления  и  к  повышению
температуры замерзания от нескольких градусов до  20  °С.  Выпадающий  «лед»
содержит много газа (газогидрат).
       Сам  факт  существования  воды  в  обычных  для  земной   поверхности
термодинамических  условиях  во  всех  трех   фазах   (твердой,   жидкой   и
газообразной) делает это вещество крайне удивительным и необыкновенным.

                            4 Теплота плавления.

        Познакомимся с еще одной аномалией воды, называемой, может быть,  не
очень удачно «скрытой теплотой плавления воды». У воды она  очень  высока  —
около 80 кал/г (для сравнения «скрытая» теплота плавления чистого  железа  —
6, серы—9,5 и свинца—5,5 кал/г). Как же проявляется эта  аномалия?  Лед  при
давлении 1 атм может иметь температуру от минус 1  до  минус  7°С.  Казалось
бы, чем ниже температура льда, тем больше потребуется тепла, для того  чтобы
растопить его. Этот вывод как будто настолько естествен,  что  непосвященный
в физику тепла вряд ли станет его оспаривать. Но,  оказывается,  этот  вывод
не бесспорен. Например, при температуре льда 7°С ниже нуля  скрытая  теплота
плавления составит не 80, а только  76  кал/г!  Вот  это  уже  бесспорная  и
довольно неожиданная аномалия. С каждым градусом понижения температуры  льда
теплота плавления уменьшается чуть ли  не  на  полкалории.  Объясняется  это
тем, что удельная теплоемкость у льда меньше, чем у воды.
       Скрытая теплота парообразования (539 кал/г) почти в 7 раз  выше,  чем
скрытая теплота плавления. Чтобы превратить жидкую воду с  температурой  100
°С в пар с  такой  же  температурой,  нужно  затратить  поистине  гигантскую
энергию,  в  то  время  как  '/з  этой  энергии  вполне  достаточно,   чтобы
превратить в пар спирт, и '/в,  чтобы  жидкую  ртуть  сделать  парообразной.
Можете теперь  себе  представить,  какой  громадной  внутренней  энергией  в
скрытой форме обладает водяной пар, и это только при  100  °С!  А  если  его
нагреть до 500 °С, то 1 г его потенциально будет содержать порядка 1000  кал
тепла. К  сожалению,  реализовать  эту  скрытую  энергию  практически  очень
трудно.
        Как известно, пар используется в паровых машинах, которых становится
все меньше и меньше из-за исключительно низкого (ниже) к. п. д. и не  только
в   силу   невозместимых   естественных   потерь   на   трение,   излучение,
теплопроводность и других, но и по причинам малой разности температур  между
границами существования воды, а также малого  контраста  между  температурой
окружающего  воздуха  и  точкой  парообразования.   Эти   обстоятельства   в
настоящее  время   заставляют   заменить   паровые   двигатели   двигателями
внутреннего сгорания, электрическими и другими.
       Что же касается скрытой теплоты парообразования, то тут  аномальности
не наблюдается. Чем холоднее жидкая вода, тем  больший  приток  тепла  нужен
ей, чтобы обратить ее в пар. Так, при 0°С теплота парообразования  587  кал,
при 50 °С — 568, а при 100 °С — 536, при 150 °С — 446 кал.

                   5 Поверхностное натяжение и прилипание.

       Поверхностное натяжение — это способность пограничных молекул воды, а
также твердых тел сцепляться, «стягиваться», самоуплотняться  (когезия).  На
поверхности воды образуются сцепления молекул, создающие  пленку  натяжения,
для разрыва которой потребуется немалая сила. На этой пленке  могут  лежать,
не погружаясь в воду, предметы, которые  в  8  раз  и  более  тяжелее  воды,
например лезвие безопасной бритвы,  иголка  и  др.  Поверхностное  натяжение
воды при 18°С составляет 72 дин/см— это очень  высокое  значение  (сравните:
для спирта оно составляет 22,  для  ацетона  24,  для  бензина  29  дин/см).
Только ртуть имеет еще более высокое поверхностное натяжение — 500 дин/см.
       Теоретически  установлено,  что  для  разрыва  столбика  чистой  воды
диаметром 2,5 см потребуется приложить усилие  95  те.  Поскольку,  как  уже
упоминалось выше, совершенно чистой воды в природе нет, да и в  лабораторных
условиях получить ее почти невозможно,  то  в  условиях  эксперимента  с  не
совсем чистой водой для разрыва столбика воды сечением 6,5  см2  потребуется
усилие в пределах «только» 1 те, что близко к прочности стали.
       У  воды  есть  и  еще  одно  удивительное  свойство  —   «прилипание»
(адгезия), которое можно наблюдать в узких стеклянных трубках  (капиллярах),
где вода
       Поднимается вверх вопреки  силам  притяжения  (гравитации).  В  таких
трубках сочетаются силы сцепления молекул  воды  в  пограничном  с  воздухом
слое  со  способностью  воды  смачивать  стекло,  «прилипать»  к   нему.   В
результате в капилляре образуется вогнутая  поверхность  выше  естественного
уровня воды. У ртути, обладающей  более  высоким  поверхностным  натяжением,
адгезия отсутствует, поэтому ртуть в капиллярной трубке имеет  не  вогнутую,
а выпуклую поверхность. Необходимо заметить, что  к  поверхностям,  покрытым
жировым  слоем,  например  парафином,  вода  не  прилипает  и  мениск  ее  в
капилляре, подобно мениску ртути, будет не вогнутый, а выпуклый.
       Существует понятие капиллярной постоянной, которая равна произведению
высоты подъема жидкости на  радиус  капилляра.  Капиллярная  постоянная  для
чистой воды линейно уменьшается с увеличением температуры, а при  достижении
критической  (см.  ниже)   становится   равной   нулю.   Предельная   высота
капиллярного подъема воды при 15 °С составит в  крупном  песке  около  2,  в
мелком 1,2 м, а в чистой глине 12 м, причем  продолжительность  подъема  для
крупных капилляров—5—10 суток, а для мелких до 16 месяцев.

                            6 Теплоемкость воды.

       Остановимся  на  следующей  аномалии  воды,  которая  связана  с   ее
теплоемкостью. Теплоемкость воды сама по себе не аномальна, но  она  в  5—30
раз выше, чем у других веществ. У всех  тел,  кроме  ртути  и  жидкой  воды,
удельная  теплоемкость  с  повышением  температуры  возрастает.  У  воды  же
удельная теплоемкость в интервале температур от 0 до 35 °С. падает, а  затем
начинает возрастать (рис. 6).
       Удельная теплоемкость воды при 16 °С условно принята за 1  и  служит,
таким образом, эталоном меры для других веществ. Как и  плотность,  удельная
теплоемкость воды в зависимости от температуры не однозначна,  а  двузначна.
Например,  при  25  и  при  50  °С  она  одинакова  —  0,99800   кал/(г-°С).
Теплоемкость льда на интервале от 0 до минус 20 °С  в  среднем  0,5  кал/(г-
°С), т. е. в два раза меньше, чем у
        Только водород и аммиак обладают большей, чем  вода,  теплоемкостью.
жидкой воды. Удельная  теплоемкость  спирта  и  глицерина—0,3  (в  три  раза
меньше, чем у воды), железа—0,1, платины—0,03, дерева—0,6, а  каменной  соли
и песка—0,2 кал/(г-°С). В  связи  со  сказанным  выше  становится  попятным,
почему при одинаковом получении солнечного тепла вода в водоеме нагреется  в
b раз меньше, чем сухая песчаная почва  на  берегу,  но  при  этом  вода  во
столько же раз дольше будет сохранять тепло, нежели  песок.  Любопытно,  что
теплоемкость воды в переохлажденном состоянии (например, при -  7,5  °С)  на
2% выше, чем при той же температуре, но уже в кристаллическом состоянии.
       Мы ежедневно  слышим  по  радио  сообщения  об  атмосферном  давлении
воздуха (наряду с сообщением о температуре, влажности, силе ветра и т.  д.),
нормальное значение которого для высоты Ленинграда над уровнем моря  760  мм
рт. ст., а для Москвы, лежащей выше уровня моря на 124 м, 758 мм рт. ст.  Мы
все привыкли к тому, что при  падении  давления  ниже  нормы  можно  ожидать
дождя, а при подъеме выше нормы – сухой  погоды.  Хотя  с  метеорологической
точки зрения сухая и влажная погода определяются комплексом  условий,  а  не
одним только  давлением.  Многие  люди,  вероятно,  помнят,  что  на  старых
анероидах помимо шкалы с  делениями  на  миллиметры  ртутного  столба,  были
надписи: «великая сушь», «сушь», что отвечало давлению, превышающему  норму,
для данной местности,  «переменно»  —  для  нормального  давления,  «дождь»,
«буря» — для давления ниже нормы.
       Вдумайтесь в сказанное. Ведь конденсация водяных паров в жидкость  по
законам физики  должна  происходить  при  увеличении  давления,  а  при  его
падении процесс должен протекать в  обратном  направлении,  т.  е.  жидкость
должна превращаться в пар. В чем же здесь  дело?  Для  ответа  нам  придется
рассмотреть особенности удельной теплоемкости паров  воды.  При  давлении  1
атм и  температуре  100  °С  из  1  л  воды  образуется  1600  л  пара.  Для
определения  удельной  теплоемкости  пара  ограничим  его  состояние   двумя
случаями: пар находится либо в замкнутом объеме, либо в сосуде,  позволяющем
пару  расширяться  при  передаче  ему  тепла  при   сохранении   постоянного
давления. В последнем случае температура и объем меняются.
       Теплоемкость пара для принятых условий разная, и эта  разница  весьма
существенна, причем не только для воды, но  и  для  многих  других  веществ,
например у ртути до 20%. Но при этом у  воды  обнаруживается  аномалия:  при
4°С теплоемкость в обоих случаях одинакова и лишь с  повышением  температуры
она становится разной. При этом  минимальная  теплоемкость  наблюдается  при
постоянном давлении и при температуре 27 °С, а при постоянном объеме  такого
минимума не наблюдается и с повышением температуры  теплоемкость  постепенно
снижается. Заметим, что одна и та же масса воды, находящейся в  парообразном
состоянии, может быть нагрета в два-три раза легче, чем та же  масса  жидкой
водой. Еще раз напомним, что объемы этих двух  фаз  воды  относятся  друг  к
другу, как 1600 : 1.
       А теперь рассмотрим эти же два случая (определение  теплоемкости  при
постоянном объеме  и  при  постоянном  давлении)  для  насыщенного  пара.  В
принятых нами условиях  возможно  изменение  температуры  и  превращается  в
мельчайшие капельки тумана.
       Проведем с насыщенным паром, следующий опыт. Сосуд с насыщенным паром
защитим от случайного поступления или  потери  тепла  (теплоизолируем).  При
изменении давления в сосуде, казалось, можно ожидать один из  двух  случаев:
либо  при  повышении  давления  (и  уменьшении  объема   пара)   он   станет
перенасыщенным  с  образованием  тумана,  либо   в   результате   увеличения
температуры он перегреется. Что  же  надо  сделать,  чтобы  привести  пар  в
первичное состояние? При перенасыщении  его  следует  дополнительно  нагреть
(т. е. сообщить положительное количество тепла), при недонасыщении нужно  от
него отнять тепло, охладить (т. е.  сообщить  ему  отрицательное  количество
тепла). В первом  случае  теплоемкость  будет  положительной,  а  во  втором
отрицательной.  И  вот  в  действительности  оказывается,  что  теплоемкость
насыщенного  водяного  пара  при  всех  температурах  и   давлениях   всегда
отрицательная!
       Этот поразительный и малопонятный результат эксперимента имеет  место
не только в лабораторных условиях, но и в природе.  При  повышении  давления
водяной  газ  (пар)  не  образует  тумана  и  остается  прозрачным,  а   при
разрежении  туман  образуется.  Правда,  последнее  происходит  при  наличии
центров конденсации (пылинок), но их в атмосфере всегда достаточно.
       Помимо описанных  аномалий  у  этого  удивительного  вещества,  каким
является  вода,  существуют  и   другие   аномалии   (например,   аномальная
дисперсия, рассеяние, в области электрических и световых лучей  и  др.),  но
на них, чтобы не утруждать читателя, мы останавливаться не будем.

            7 Испарение, транспирация, сублимация и конденсация.


       Общеизвестно, что испарение—переход вещества из жидкого или  твердого
состояния в газообразное (в пар). Обычно под  испарением  жидкости  понимают
превращение ее в пар, а испарение твердых тел  называется  сублимацией  (или
возгонкой). Обратный  процесс,  т.  е.  переход  вещества  из  газообразного
состояния в жидкое, именуется конденсацией.  Испарение  воды  с  поверхности
растений носит название транспирации.
       При испарении молекулы переходят из жидкости в пар, преодолевая  силы
молекулярного   сцепления   в   жидкости.   Процесс   испарения    протекает
изотермически,  т.  е.  при  постоянной  температуре.   Скорость   испарения
определяется массой жидкости, испаряющейся  за  единицу  времени  с  единицы
поверхности. Одной из количественных характеристик процесса  испарения  воды
в  атмосферу  является  дефицит  влажности,  определяемый  разностью   между
предельной упругостью водяного пара для  данной  температуры  и  фактической
упругостью.
       Если воздух в помещении полностью насыщен парами  воды  или  если  из
наполненного до краев стакана вода  не  убывает,  но  и  не  прибывает,  это
значит, что испарение отсутствует, т. е. мы  имеем  состояние  динамического
равновесия.
       До последнего времени считалось, что  лед  может  переходить  в  пар,
минуя жидкую фазу, т. е. Происходит  процесс  сублимации.  Однако  последние
более  детальные  исследования  показали,  что  это   далеко   не   так.   В
действительности   поверхность   льда   покрыта   даже   при   отрицательных
температурах  переохлажденной  квазижидкой  пленкой  связанной  воды.  Таким
образом, испаряется не лед,  а  непрерывно  пополняющаяся  пленочная  жидкая
вода за счет подплавления  льда.  Это  обстоятельство  имеет  очень  большое
народнохозяйственное  значение   при   строительстве   самых   разнообразных
подземных хранилищ в условиях многолетнемерзлых грунтов.

                               8 Твердая вода.

       Когда   произносят  слово «вода», то подразумевают обычно,  что  речь
идет о жидкости. Но вода часто находится в твердом состоянии — в виде льда.
       В первой четверти нашего века немецкий химик Г. Тамман и американский
физик  П.  Бриджмен  выявили  шесть   разновидностей   льда,   различающихся
давлениями и температурами (рис. 7):
Лед I - обыкновенный лед, существующий при давлении до 2200 аты,  устойчивый
    в нормальных условиях, при дальнейшем  повышении  давления  (выше  2200
    атм) переходит в разновидность II.
Лед II-с уменьшением объема на 18—20% тонет в воде, его плотность 1,2  г/см3
    (при 0°С), очень неустойчив, легко переходит в модификацию III.
Лед III - также тяжелее воды (его плотность  больше  плотности  льда  I,  из
    которого непосредственно может быть получена  описываемая  модификация,
    на 5%).
Лед IV -легче воды, существует при небольшом давлении и температуре  немного
    ниже О "С, неустойчив и легко переходит в разновидность I.
Лед V — может существовать при давлении от 3,6 до 6,3  кбар,  его  плотность
    выше плотности льда III на 5,5 и воды на 6%.
Лед VI -может быть получен непосредственно из воды при температуре 60  °С  и
    давлении 16,5 кбар (при давлении 21 кбар температура  этой  модификации
    льда 76 "С), его плотность выше плотности льда V на 4 и воды на 6%.

       Эти  шесть  модификаций  льда  образуют  резко  различные  полимерные
группы. В одну группу могут быть включены льды, которые легче  вод  (лед  I,
IV), в другую—более тяжелые (лед III, V и VI).  При  плавлении  льды  первой
группы сокращаются в объеме, а  второй,  наоборот,  увеличиваются.  Различия
между  модификациями  льда  обусловлены   не   химическими   свойствами,   а
молекулярным строением льда.
       По-видимому, здесь отчасти кроется причина  образования  в  некоторых
случаях так называемого донного льда, о котором подробнее будет идти речь  в
дальнейшем.
       Как правило, различные модификации льда даже при высоких давлениях по
плотности близки к плотности обычного льда (различия в плотности  обычно  не
превышают 6%). Однако в астрофизическом центре университета в  Толедо  (США,
штат Огайо) американскими учеными А. Дальсом и  А.  Венджером  была  открыта
сверхплотная модификация льда при температуре ниже минус 173 °С  и  давлении
(6— 8) -Ю-3 мм рт. ст. Плотность этой модификации 2,3  г/см3  (по  плотности
он близок к гнейсу — 2,4 г/см3). Этот лед аморфен  и  может  играть  большую
роль в физике планет и комет.
       Замерзание  природной  воды   зависит   от   температуры,   давления,
минерализации (количества растворенных веществ) и изотопного  состава.  Так,
при концентрации раствора поваренной соли  NaCI   5  г/л  он  замерзнет  при
минус 0,38; 50 г/л — при минус 3,78 и, наконец, 100 г/л—при минус  7,44  °С.
Дальнейшее увеличение минерализации не предохраняет раствор  от  замерзания,
происходит процесс вымораживания, которым пользуются, например,  при  добыче
соли.  В  результате  образуется  чистый  лед,  а  концентрация  оставшегося
жидкого раствора повышается.
       Каждой, температуре соответствует  вполне  определенная  концентрация
раствора. Так будет продолжаться до тех пор, пока температура не  упадет  до
минус 21,9°С, а концентрация раствора при  этом  достигнет  224  г/л,  после
чего раствор затвердеет, образуется эвтектическая смесь  кристаллов  льда  и
соли,  называемая  криогидратом.  По  данным  Н.  Н.  Зубова   [1945],   лед
образуется из морской воды при минерализации 10  г/л  при  температуре  0,5;
при 100 г/л — при 6,4, а при 260 г/л при минус 23 °С.
      Лед   очень   прозрачен   для   солнечной   энергии,   особенно    для
ультрафиолетового излучения. Снег, хотя и меньше, но  тоже  довольно  хорошо
пропускает солнечное излучение. Но даже самые  тонкие  (1—2  мм)  слои  льда
совершенно не прозрачны  для  тепловой  длинноволновой  радиации  и  земного
излучения. Эта особенность имеет большое значение для нагревания  воды  подо
льдом. Теплопроводность льда довольно высокая—53·10-4 кал/ (см · сек ·  °С);
для сравнения: теплопроводность воды—14, а воздуха— 0,57  кал/(см  ·  сек  ·
°С).
       излучений и т. д.

                     9 Серебряная вода и ее применение.


       Еще 2500 лет назад персидский царь Кир во время  походов  пользовался
водой, сохраняемой в серебряных сосудах. В древней Индии для  обезвреживания
воды  от  патогенной  микрофлоры  в  нее  погружали   раскаленное   серебро.
Многовековой опыт показал, что ионы  серебра  подавляют  размножение  многих
бактерий.
       Впервые научные наблюдения над серебряной водой в конце XIX в. провел
швейцарский ботаник  К.  В.  Негели.  С  тех  пор  во  многих  странах  было
выполнено значительное число  работ  по  изучению  эффективных  способов  ее
получения и применения, выпущена обильная литература о  серебряной  воде.  В
нашей стране разработаны  и  выпущены  в  продажу  специальные  приборы  для
получения  в  домашних  условиях   электролитического   раствора    серебра,
Серебряная вода использовалась при полетах космонавтов. В  Японии  и  в  США
серебро применяется для обеззараживания воды в плавательных бассейнах,  а  в
Китае — для производства минеральных и фруктовых вод. Серебряная вода  может
применяться  для  консервирования  сливочного  масла,  маргарина,   меланжа,
молока, микстур и даже для ускорения процессов старения вин и  улучшения  их
вкусовых качеств.
      Электролитический раствор серебра  служит  эффективным  средством  при
лечении воспалительных и гнойных процессов, желудочно-кишечных  заболеваний,
язвенной болезни, холецистита, воспаления глаз, носоглотки, ожогов и  т.  п.
Он применяется также в ветеринарии для профилактических и лечебных целей.


                          Химические свойства воды.


                      1 Характеристика природной воды.

       До  сих  пор  мы  рассматривали  особенности   «чистой»   воды,   не
существующей  в  природе.   Теперь   мы   попытаемся   дать   пока   краткую
характеристику  природной  воды,  в  которой  всегда  растворены   различные
газообразные и твердые (а подчас и  жидкие)  вещества,  создающие  громадное
разнообразие (по минеральному составу) природных растворов.
       По содержанию в 1 л воды растворенных веществ различают  три  группы
вод:
                                                                   Таблица 1
                                  Содержание в 1л. воды растворенных веществ
|                |Кол-во растворенных       |
|                |веществ, г                |
|Пресные         |Менее 1                   |
|Минерализованные|1-50                      |
|Рассолы         |Более 50                  |

В воде могут раствориться все  элементы  периодической  системы,  включая  и
такие почти не растворимые, как кремень (например, кварц – двуокись  кремния
SiO2). Все зависит от температуры, давления и присутствия в растворе  других
компонентов. Природные воды могут существовать в температурных  пределах  от
близкой к абсолютному нулю (минус 273 °С, или  0°К)  до  примерно  2000  °С;
могут испытывать давление от тысячных долей атмосферы  (единицы  миллиметров
ртутного столба или единицы миллибар) до десятков  тысяч  атмосфер  (порядка
30—40кбар).
                        2 Растворимость газов в воде

       В  природной  воде  могут  быть  растворены   газы   как   воздушного
(атмосферного), так и подземного происхождения. В наиболее пресной  дождевой
воде, прежде всего, растворяются кислород и азот.  Как  известно,  воздушная
смесь газов земной атмосферы в основном состоит из  79  частей  азота  и  21
части  кислорода.  Хотя  растворимость  кислорода  почти  в  два  раза  выше
растворимости азота, все же в воде  азота  растворяется  почти  в  два  раза
больше, чем кислорода (рис. 8).
       Растворимость в воде газов  различна  и  зависит  от  ряда  факторов:
температуры, давления, минерализации, присутствия в водном  растворе  других
газов. С  повышением  температуры  до  90  °С  растворимость  газов  в  воде
снижается, а затем возрастает. Так,  в  1  л  воды  при  температуре  20  °С
растворяется 665 мл 4630, аммиака—I 300000.  Как  видно  из  этих  примеров,
растворимость зависит и от состава самого газа.
       Повышение давления влечет за собой  увеличение  растворимости  газов.
Например, при давлении 25атм в 1 л воды растворяется углекислого  газа  16,3
л, а при 53 атм — 26,9.
       При повышении минерализации воды растворимость газа падает. Так,  при
0°С растворимость кислорода  в  1  л  воды  с  минерализацией  менее  1  г/л
составляет 49 мл, а при минерализации 30 г/л*—только 15, т. е.  в  три  раза
меньше.
       Из всего сказанного можно сделать вывод о том, что растворимость газа
в природной воде при постоянных температуре и  степени  минерализации  прямо
пропорциональна  давлению  газа  на  жидкость,  для   газовых   смесей   она
пропорциональна давлению каждого газа в отдельности. Но это справедливо  для
сравнительно небольших давлений. При  значительных  давлениях,  например  на
больших глубинах в океане,  где  давление  подчас  достигает  сотен  и  даже
тысячи атмосфер,  на  растворимость  газов  в  воде  влияет  не  парциальное
давление отдельных газов, а общее давление всего столба  воды,  но  об  этом
речь впереди.
       В растворенном газе дождевой воды углекислоты в 33 раза больше, чем в
воздухе, а кислорода в два раза больше.
       Углекислый  газ  поступает  в  атмосферу   (наземную   и   подземную)
преимущественно за счет окисления, брожения и гниения органических  остатков
и дыхания водных организмов. В  атмосфере  его  содержание  при  парциальном
давлении 0,0003 атм невелико - около 0,03%.
       В 1 л чистой воды при  таком  давлении  и  температуре  15  °С  может
раствориться всего лишь  0,59  мг  углекислого  газа.  В  земных  недрах  на
значительных  глубинах  его  содержание  может   достигать   очень   больших
значений, и источником этого газа чаще служат глубинные  процессы  выделения
его из вещества мантии и нежней литосферы.

                   3 Растворимость твердых веществ в воде.

       Процесс растворения твердых веществ в воде можно  рассматривать  как
борьбу двух электростатических сил  с  противоположными  зарядами,  присущих
ионам твердого вещества, с одной стороны, и  ионам  и  молекулам  воды  —  с
другой. На рис. 9 показана схема процесса растворения  кристалла  поваренной
соли  (NaCI).  Оторванные  от  кристалла  заряженные  ионы  хлора  и  натрия
окружаются  молекулами  воды  и  образуют  вокруг  иона  твердого   вещества
гидратную оболочку. Иногда она сохраняется даже в том случае, когда  твердое
вещество выпадает из насыщенного раствора в осадок. Например, выпадающий  из
раствора при его пересыщении  сульфат  кальция  (Са[S04])  захватывает  воду
(называемую  кристаллизационной)  и  становится  гипсом  (Ca[S04]  ·  2H20).
Процесс может  идти  и  в  обратную  сторону.  Аналогичное  происходит  и  с
гематитом (железным блеском Fe2Оз), переходящим  при  гидратации  в  лимонит
(бурый железняк HFeO2 · nH2O, где п достигает 4) и т. п.

       Процессы   гидратации   могут   происходить   настолько   быстро   и
сопровождаться  столь  значительным  увеличением  объема,  что  приводят   к
нарушениям земной коры, подобно тектоническим дислокациям.
       Растворы  представляют  собой  сложные  промежуточные  системы  между
физическими  смесями  и  химическими  соединениями.  Процесс  растворения  —
процесс диффузионный. При  достижении  предела  растворения  (при  известных
температуре   и   давлении)   наступает   динамическое   равновесие    между
количествами как растворяемого вещества,  так  и  выпадающего  из  раствора,
образуется насыщенный,  или  концентрированный,  раствор.  Д.  И.  Менделеев
относил процесс растворения не к физическим, а  к  химическим  процессам  на
том основании, что нередко при растворении выделяется тепло. Это  происходит
вследствие  химического  взаимодействия  между  растворяемым   веществом   и
растворителем.  Процентное  содержание  воды  в  некоторых  минералах  очень
велико.  Например,  мирабилит  Na2S04·10H20  содержит  56   вес.   %   воды,
гидробазалюминит А14[(ОН)10SO4]3 · 36Н2O — 60, сода Na2СOз·10H2О — 55  и  т.
д.
       Твердое вещество  образует  водный  раствор  из  молекул  и  ионов  с
диаметром 1—10А. Но в воде могут содержаться и более крупные частицы: от  10
до 100А, которые образуют чаще всего не  истинные,  а  коллоидные  растворы.
Если находящиеся в воде частицы еще крупнее, то они не  образуют  растворов,
а создают механические суспензии, взвеси.
       Химический состав природных растворов весьма разнообразен. Существует
множество  классификаций  их,  построенных  по   разным   принципам.   Форма
выражения результатов  анализов  может  быть  различной:  солевая,  окисная,
атомная  и  ионная.  Последняя,  хотя,  как  и  другие,  условна,  однако  в
настоящее время признана  наиболее  удобной,  поскольку  позволяет  выражать
все, что содержится в  воде,  вплоть  до  живых  организмов.  Именно  так  и
стремился  поступать  автор  классической  монографии  о   природных   водах
академик В. И. Вернадский. По его классификации природные  воды  разделялись
на 485 видов минералов группы воды (гидридов), причем общее  их  количество,
по его мнению,  в  действительности  должно  превысить  1500.  Конечно,  для
практических целей такая классификация затруднительна.
       В настоящее время все природные воды по пре" обладающему аниону делят
на три класса: 1) хлоридные, 2) сульфатные и 3) гидрокарбонатные.

       Каждый  класс  подразделяется  в  свою  очередь  на  три  группы:  1)
кальциевую, 2) магниевую и 3) натриевую, т. е. классификация  проводится  по
катионам. Группы можно делить еще по трем типам,  но  мы  эту  классификацию
рассматривать не будем. По  преобладающему  растворенному  газу  воды  могут
быть подразделены на азотные, сероводородные, углекислые и т. д.
       Самыми главными и наиболее распространенными компонентами в природных
растворах являются хлор, а  затем  натрий,  далее  следуют  ионы  сульфатный
[pic],гидрокарбонатный HCO3- и карбонатный [pic], кальций Са2+, магний  Mg2+
и др.

       На рис. 11 показана зависимость растворимости некоторых  солей  хлора
от температуры. Кривые  недвусмысленно  показывают,  что  из  четырех  солей
хлора наибольшей растворимостью обладает  хлористый  кальций,  а  наименьшей
хлористый натрий.
       Насколько возрастает растворимость солей с повышением  температуры  и
давления, рассмотрим на примере  самого  распространенного  в  водной  среде
вещества — хлористого натрия NaCl. При температуре 10°С и давлении 1 бар  он
растворяется предельно—257 г/кг (насыщенный раствор), а при температуре  500
0С и давлении 1 кбар—в 1571 раз больше (561000 г/кг), т. е.  по  массе  вода
как растворитель в 56  раз  легче,  чем  растворяемая  соль.  В  большинстве
случаев то же самое происходит и с  другими  солями.  Однако  встречаются  и
исключения. В качестве примера можно привести хромовокислый кальций  СаСrO4,
растворимость которого при температуре 0°С 15,4, а  при  100  0С—только  7,1
г/кг. Так же ведут себя гипс CaSO4 · 2H2O в интервале  температур  40—100°С,
сульфат натрия Na2S04 при 25—100°С и некоторые другие соли.

            4 Взаимодействия воды с растворенным в ней веществом.

       Выше  было  сказано,  что  при  некоторых  условиях   вода   способна
расщепляться на два иона: положительно заряженный гидратированный катион  Н+
(Н3О+) и отрицательно заряженный анион ОН- (называемый  также  гидроксилом).
Но вода способна  не  только  расщепляться  сама,  но  и  расщеплять  другие
вещества, в  ней  растворенные,  вступая  при  этом  в  обменные  реакции  с
присоединением элементов  воды  (ОН-  и  Н+.  Этот  процесс  носит  название
гидролиза. В качестве одного из примеров можно привести гидролиз  хлористого
железа, протекающий по следующей схеме:
       FeCl3+ЗН2О  Fe(OH)3 + ЗНСl.
       В результате гидролиза мы получаем  гидрат  окиси  железа  и  соляную
кислоту.
       Останавливаться сейчас подробнее на гидролизе мы не будем, но  просим
его  запомнить  для  лучшего  понимания  последующего.  Отметим  лишь,   что
гидролизом  объясняются  белящие  свойства  хлора,  моющее  действие   мыла.
Гидролиз   имеет   большое   применение   в   промышленности:   в   паточном
производстве, при получении спирта из древесины и во многих других  областях
производства.
       Учитывая тесный контакт подземной воды с вмещающими ее породами и  ее
высокую   растворяющую   способность,   естественно   ожидать   влияния   на
формирование  химического  состава  раствора,   каким   является   природная
подземная вода, химического состава  вмещающих  воду  пород.  Это  иногда  и
наблюдается в верхних горизонтах литосферы до  глубин,  различных  в  разных
местах,  но  не  превышающих  зоны   возможного   проникновения   в   породы
современных  поверхностных  вод.  Разумеется,  многое   здесь   зависит   от
растворимости пород и  от  целого  ряда  превходящих  факторов,  таких,  как
температура, давление, биохимические процессы,  наличие  тех  или  иных  уже
растворенных веществ, в частности  растворенных  или  свободных  (называемых
спонтанными) газов.
       Во всяком случае, при циркуляции воды в известняках или  доломитах  и
при их выщелачивании образуется гидрокарбонатно-кальциевая,  жесткая,  вода,
а  в  случае   смывания   залежей   поваренной   соли,   хлоридно-натриевая.
Образование гидрокарбонатно-натриевых  (содовых,  Na2HCO3)  вод  объясняется
иногда  разложением  полевых  шпатов  (например,  плагиоклаза  NaAlSi3O8)  в
присутствии углекислого газа СО2.  Воды  сульфатного  класса  в  присутствии
кислорода могут образовываться  при  их  циркуляции  в  трещиновато-пористых
породах, богатых сульфидными минералами.
       Во  всех  перечисленных  случаях  повышенные  минерализации  вод  (до
рассолов включительно) чаще возможны при интенсивном  природном  выпаривании
подобных растворов. Например, в озерах в районах с жарким  климатом.  Мы  не
разделяем  мнение  многих  исследователей,  привлекающих  эти  процессы  для
объяснения высоких концентраций глубинных рассольных вод.
       Химический состав природных растворов  выражается  самыми  различными
формулами. Вот как с помощью формулы Курлова могут быть выражены  результаты
анализа морской воды:
       [pic]

       Как  отмечалось  выше,  наиболее  предпочтительной  формой  выражения
результатов анализа воды является  ионная.  При  этом  содержание  того  или
иного иона дается в граммах  или  миллиграммах  на  литр  воды.  Однако  для
полной характеристики свойств воды ионная  форма  недостаточна.  В  связи  с
этим наряду с ионной пользуются  миллиграмм-эквивалентной  формой.  Пересчет
данных анализа на  миллиграмм-эквивалентную  форму  осуществляется  делением
количества миллиграммов каждого иона в 1 л воды на его эквивалентную  массу.
Например, разделив 10722 мг натрия на его эквивалентную  массу,  равную  23,
получим 466 мг-экв. натрия. Сумма  миллиграмм-эквивалентов  для  катионов  и
анионов  должна  быть  одинаковой,  поскольку  каждому  эквиваленту  катиона
соответствует эквивалент аниона.
       Перевод  результатов  анализа  вод  в   процент-эквивалентную   форму
производится для того, чтобы иметь возможность  сопоставить  воды  различной
минерализации и получить более  ясное  представление  о  соотношениях  между
ионами в одной и той же воде. Приняв суммы  миллиграмм-эквивалентов  анионов
и  катионов,  содержащихся  в  1  л  воды,  за  100%,  рассчитывают  процент
количества миллиграмм-эквивалентов каждого иона по отношению к  этим  суммам
(табл. 2.)



                                                                   Таблица 2

                      Содержание главных компонентов в водах мирового океана

|Компоненты      |Содержание             |
|                |мг/кг  |мг-экв.|%-экв |
|Катионы         |                       |
|Na+             |10722  |466    |86    |
|Mg+             |1297   |53     |10    |
|Ca2+            |417    |10     |2     |
|K+              |382    |10     |2     |
|Всего           |12818  |       |100   |
|Анионы          |                       |
|Cl-             |19337  |545    |95    |
|SO4-            |2705   |28     |4.8   |
|HCO3-           |97     |2      |0.2   |
|Br2-            |66     |-      |-     |
|Co3-            |6      |-      |-     |
|Всего           |22211  |       |100   |

       Подобный способ показа химического состава в практических дисциплинах
о воде удобен и прост, но для научных  построений  совершенно  не  пригоден.
Это сразу станет ясно, если мы попытаемся  изобразить  геохимический  состав
Мирового  океана,  куда,  естественно,  должен  войти  и  состав  всего  его
биоценоза п. В. И. Вернадский пользовался выражением того или иного  состава
только с помощью атомных процентов.
       Хотя данная глава посвящена химическим свойствам воды, мы  совершенно
сознательно опускаем такие, бесспорно, важные аспекты этой темы, как  ионное
равновесие растворов, произведение растворимости,  активность  ионов  и  ряд
других, отсылая заинтересованного читателя в зависимости от  его  подготовки
к многочисленным учебникам химии для средней или высшей школы.  Одновременно
мы должны предупредить, что в этих учебниках учтены обычные условия  физико-
химических характеристик, с которыми  человек  имеет  дело  в  быту  или  на
производстве,  и  совершенно  не  касаются  сверхкритических  условий,   как
больших  глубин  земных  недр,  так  и   далеких   от    Земли   космических
пространств.

   Использование воды в современной технике и технологиях.


                       1 Морская вода в промышленности

       Без воды  Мирового  океана  немыслима  жизнь  на  Земле,  невозможен
круговорот веществ, энергии в природе. В  данной  главе  пойдет  речь  не  о
глобальных физических процессах, а об участии воды в  морском  хозяйстве,  в
котором вода является сырьем, так как «уже  претерпела  известное  изменение
при посредстве труда»(Маркс К.,  Энгельс Ф. Соч., т.25, ч.I, с.190).
       Долгое  время  соленую  воду   океана   рассматривали   только   как
«агрессивную»   среду,   которую    в    процессе    производства    следует
нейтрализовать, ибо ее невозможно использовать. Однако изменение  технологии
с учетом физических и химических свойств морской  воды  позволяет  применять
ее  в  качестве  полезного  компонента.  В   промышленности   морская   вода
используется  при  производстве   ряда   продуктов   охлаждения   агрегатов,
обогащения полезных ископаемых, транспортировке сырья и отходов, в  качестве
питательной воды в парогенераторах, для  поддержки  пластового  давления  на
нефтегазопромыслах и т. д. Круг ее применения непрерывно расширяется. Уже  в
2000 году в США за счет морского водопотребления удовлетворяется одна  треть
промышленных потребностей. Растут  масштабы  использования  морской  воды  в
других странах, в том числе в Японии, где ожидаемый дефицит водных  ресурсов
предполагается покрывать за счет морской воды.
       В нашей стране доля морской воды в общем,  промышленном  потреблении
воды   составляет   пока   что   всего   5%.   Несмотря   на   в    основном
внутриконтинентальный характер размещения производства  имеется  возможность
и необходимость  развития  морского  водоснабжения,  особенно,  например,  в
южном экономическом районе России, где назревает дефицит водных ресурсов,  и
в других приморских регионах. Промышленные предприятия Одесской  и  Крымской
областей уже теперь покрывают свои потребности в воде за счет морской на 33-
35%, а отдельные предприятия – до 99,4%
       Чаще  всего  вода  используется  как  теплоноситель  при  охлаждении
продукта  или  конструкций  агрегатов.  Морской  водой  охлаждаются  ядерные
реакторы.   Широко   применяется   оборотная   морская   вода    также    на
нефтеперерабатывающих заводах. Большая экономия пресной воды достигается  от
применения морской для охлаждения барометрических конденсаторов на  сахарных
заводах.
       Все чаще морская  вода  используется  в  технологических  процессах.
Разработаны  способы  приготовления  бетона  на  морской  воде,  флотации  в
морской воде серы из  вулканогенных  руд  Камчатки  и  Курильских  островов.
Доказана возможность автоклавной плавки с использованием морской воды.
       Широкое распространение  получает  использование  морской  воды  при
добыче полезных ископаемых  суши  и  морского  дна.  Созданы  гидроагрегаты,
обеспечивающие выдачу угля на гора, повышающие  производительность  труда  в
несколько раз. Перспективна разработка  рассыпных  месторождений  шельфа,  в
том числе  песков,  содержащих  золото,  олово,  титан  и  другие  элементы,
гидроспособом.

                    2 Морская вода в сельском хозяйстве.

       Все более  широкое  применение  морская  вода  получает  в  сельском
хозяйстве. Существует много видов  растений  –  галофитов,  -  устойчивых  к
большим содержаниям солей, хорошо приспособленных к поливам  морской  водой.
Известны  мангровые  деревья  растущие  на  побережье  тропических  морей  и
образующие  мощные  заросли.  Из  других  галофитов  широко   распространены
ячмень,  пырей,  ситник,  тандриск.  Высокая  солеустойчивость  у   сахарной
свеклы, репы, кормовой капусты,  ржи,  сахарного  тростника,  спаржи,  лука-
порея,  чеснока,  редиса  и  др.  Эти  растения  могут   переносить   поливы
солоноватой и даже водой соленостью 10-15%.  Селекционные  работы  позволяют
вывести  новые  солеустойчивые  сорта  растений.  Так,  американские  ученые
получили сорт ячменя, который  орошается  только  морской  водой  с  высокой
концентрацией солей, и солеустойчивый сорт помидоров.

                              СПИСОК ЛИТЕРАТУРЫ

       Гавриленко  Е.  С.,  Дерп-еольц В. Ф. Глубинная гидросфера Земли.
Киев, 1971.
       Гинзбург В. Л. Как устроена Вселенная и как она развивается во
времени. М., 1968.
       Девис К; Дэй Дж. Вода-зеркало науки. Л,, 1964.
       Дерпгольц В. Ф. Древнее сооружение Тувы — конденсатор паров наземной
атмосферы. — Природа, 1964, № 8, с. 98—102.
       Дерюгин К. К. Человек покоряет глубины океана. М., 1965.
       Зубов И. Н. Льды Арктики. М,, 1945. Классен В. И. Вода и магнит. М.,
1973.
       Копал 3. Луна — наш ближайший небесный сосед. М., 1963.
       Кроми У. Проект «Мохол». М., 1967.
       Ксанфомалити Л. В. Меркурий — брат Луны. — Земля и Вселенная, 1976, №
1, с. 40—49.
       Кульский Л. А. Серебряная вода. Киев, 1968. Лепешков И. Н.
Минеральные дары моря. М., 1972. Макаренко Ф. А. Вода под Землей.— В кн.:
Круговорот воды. М., 1966, с. 86—95.
       Маров М, Я. Новый облик Марса. — Природа, 1975, № 8, с. 12—24.
       Маров At. Я. Венера: что о ней известно сегодня.—Земля и Вселенная,
1976, № 3, с. 3—15.
       Мархинин Е. К. Роль вулканизма в формировании земной коры. М„ 1967.
       Наливкин Д. В. Ураганы, бури и смерчи. Л., 1969. Никитин С. А. Как
выглядит поверхность Венеры. — Природа, i976, № 2, с. 6—9.
       Оринг Дж. Погода на планетах. Л., 1968. Рай X. В глубинах Тихого
океана. М., 196!. Сиборг Г. Т., Вэленс Э. Г. Элементы Вселенной. М., 1966.
       Сидоренко А. В. Кольская сверхглубокая.—Правда, 1975, 11 мая.
       Струве О., Линдз Б., Пиллапс Э. Элементарная астрономия. М., 1967.
       Тазиев Г. Когда Земля дрожит. М., 1968. Федосеев И. А. Развитие
знаний о происхождении, количестве и круговороте воды на Земле. М., 1967.
Фирсов В. Жизнь вне Земли. М., 1966. Фрицман Э. X. Природа воды. Л„ 1935.
Фюрон Р. Проблема воды на земном шаре. Л., 1966. Холодов Ю. П. Человек в
магнитной паутине. (Магнитное поле и жизнь). М., 1972.
       Аникиев К- А. Аномально высокие пластовые давления в нефтяных и
газовых месторождениях. Л., 1964. (Тр. ВНИГРИ, вып. 233).
       Белоусов В. В. Земная кора и верхняя мантия материков. М., 1966.
       Блох А. М. Структура воды и геологические процессы. М., 1969.
       Бютнер Э. К. О диссипации водорода из атмосфер планет.— Докл. АН
СССР, 1959, т. 12-1, № 1, с. 53-56.
       Вернадский В. И. Очерки геохимии. Изд. 4-е. М., 1934.
       Вернадский В. И. Избранные соч. Т. 4, кн. 2. История природных вод.
.М., 1960.
       Виноградов А. П. Химическая эволюция Земли. М., 1959.
       Виноградов А. П. Введение в геохимию океана. М., 1967.
       Гуцало Л. К- Радиьлиз воды как источник свободного кислорода в
подземной гидросфере.—Геохимия, 1971, № 12, с. 1473—1481.
       Дахнов В. И. К познанию недр Земли. М„ 1968.
       Дерпгольц, В. Ф. К гипотезе формирования природных растворов.—Докл.
АН СССР, 1962а, т. 142, № 6, с. 1384- )3S6.
       Дерпгольц В. Ф. О водообмене между Землей и мировым пространством. —
В кн.: Географический сборник АН СССР. Т. 15. М„ 19626, с. 198—207.
       Дерпгольц В. Ф. Гидросфера и хлор. — Литология и полезные ископаемые,
1963а, № 1, с. 43—57.
       Дерпгольц В. Ф. Принципы укрупненной естесгвенной классификации
природных вод Земли.—Сов. геология, 19636, № 5, с. 7—18.
       Дерпгольц В. Ф. Минеральные воды Ленинградской, Псковской и
Новгородской областей.—Тр. ВНИИГ, 1964, вып. 11.
       Дерпгольц В. Ф. К геохимической характеристике метеорных вод
Енисейского сектора Арктики.—Докл. АН СССР, 1968а, т. 178, № 3, с. 702-705.
       Дерпгольц В. Ф. Геотермические особенности одного из участков
Енисейского сектора Арктики.—Докл. АН СССР, 19686, т. 179, № 5, с.
1091—1093.
       Дерпгольц В. Ф. Планетарная геохимическая стратификация
гидрохлоросферы.—В кн.: VI совещание по проблемам планетологии. Л., 1968в.
       Джеффрис Г. Земля, ее происхождение, история и строение. М., 1960.
       Дмитриев Л. В. Глубоководное бурение в фундаменте океанской
коры.—Природа, 1975, № 5, с. 48—53.
       Каттерфельд Г. Н. Лик Земли. М., 1962.
       Кесарев В. В. Движущие силы развития Земли и планет. Л., 1967.
                                              ,
       Коржинский Д. С. Теория метасоматической зональности. М., 1969.
       Кротова В. А. Фактор времени в формировании химического состава
подземных вод. — Тр. ВНИГРИ, 1960, вып. 155, с. 299— 307.
       Кротова В. А. Гидрогеологические факторы формирования нефтяных
месторождений. (На примере Предуралья). Л., 1962. (Тр. ВНИГРИ, вып. 191).
М., 1975.
       Липецкий В. Ф. Аномально высокое пластовое давление как критерий
времени формирования нефтяных залежей. М., 1959.
       Личков Б. Л. Формирование подземных вод и единство природных вод.—Тр.
Лаб. гидрогеол. проблем АН СССР, 1958, т. 16, с. 27—33.
       Личков Б. Л. К основам современной теории Земли. Л., 1965.
       Личков Б. Л. Природные воды Земли и литосфера. М. — Л., 1960. (Зап.
Геогр. о-ва СССР, т. 19).
       Лутц Б. Г. Химический состав континентальной коры и верхней мантии
Земли. М., 1975.
       Львович М. И., Соколов А. А. Водный баланс и водный режим территории
и их целенаправленное преобразование. — Изв. АН СССР. Сер. геогр., 1971, №
5, с. 41—54.
       Мавлянов Г. А., Эргашев С. Э., Султанходжаев А. Н. Изменение
концентрации водородных ионов (рН) в подземных водах в связи с
землетрясением. — Узб. геол. журн., 1975, № 1, с. 3—4.
       Марков К. К. Палеогеография. М., 1960.
       Общее мерзлотоведение/М. И. Сумгин, С. П. Качурин, Н. И. Толстихин,
В. Ф. Гумель. М.—Л., 1940.
       Опарин А. И. Жизнь, ее природа, происхождение и развитие. М„ 1960.
       Посохов Е. В. Формирование химического состава подземных вод. Изд. 2-
е. Л., 1969.
       Сатклифф Р. Глобальный водный баланс — геофизическая проблема.—В кн.:
Вопросы мирового водного баланса. Л., 1972.
       Сысоев А. Ф., Андриященко А. А. Наблюдение над действием временной
гипотермии на жизнедеятельность старых крыс. — Докл. АН СССР, 1957, т. 117,
№ 3, с. 539—541.
       Хитаров Н. И., Лебедев Е. Б., Дорфман А. М. Физические свойства
системы кремнезем — вода при высоких параметрах. — Геохимия, 1976, № 2, с.
217—222.
       Чердынцев В. В. Ядерная вулканология. М., 1973.
       Kulp J. L. Origin of the hydrosphere.—Bull. Geol. Soc, Amer., 1951,
vol. 62, № 3, p. 326—330.
       Piggot С. S., Urry W. D. Time relations in ocean sediments.— Bull.
Geol. Soc. Amer., 1942, vol. 53, № 8, p. 1187—1210.

-----------------------
Н+

Н+

Вакансии

Н+

Н+

Рис. 1. Схема образования молекулы воды.

О2-

О2-

а)

б)

Рис. 2. Гипотетические молекулы воды.
   а- электроны не сосредоточены в одной точке, а «размазываются» по орбите,
которая соответствует не линии,  а  оболочке  в  форме  электронного  облака
(орбиты электронов двух атомов водорода шарообразны; орбиты двух  внутренних
электронов атомов кислорода шарообразны, а  наружных  представлены  в  форме
объемных восьмерок, направленных по трем ординатным осям);
   б- орбиты двух атомов водорода сильно вытянуты.

-

-

+

+

H

H

H

Y

X

H

Z

0             5        10             15           20тс/см2

Рис. 7. Фазовая диаграмма воды.
Римские цифры – модификации льда

[pic]

[pic]

Рис. 4. Зависимость плотности переохлажденной воды от температуры.

Рис. 5. Зависимость температуры кипения воды от давления.

[pic]

3

4

2

1

Рис. 5. Точки кипения и замерзания четырех гидридов.
1-3-фазы  (1-твердая,  2-  газообразная,  3-жидкая);   4   –   относительная
молекулярная масса; а, б, - точки кипения и замерзания воды,  вычисленные  с
учетом водородных связей
а’, б’ – то, же без учета водородных связей.

Точки замерзания

Точки кипения

б

б’

а’

а

H2Te

H2Se

H2S

0

-100

-50

+
0
-

1000С

150

100

50

0

H2O

[pic]

700С
60
50
40
30
20
10
0
-10
-20
-30
-40
-50

                                                                        100С
                                                                           0
  -10
  -20
  -30
  -40
  -50

VI

Лед

IV

II

I

[pic]

-

-

+

+

-

+

-

+

-

+

-

+

-

+

-

+

-

+

-

+

-

+

+

-

-

-

+

-

-

-

-

+

-

+

-

+

+

+

+

+

+

-

-

+

+

-

+

-

                                    Cl -

                                     Na+

б

а

+

-

-

+

+

-

+

-

+

-

+

-

+

-

-

+

+

-

-

-

-

-

-

+

+

+

+

+

-

+

-

+

-

+

-

+

-

+

-

+

-

Рис. 9. Схема процесса растворения в воде кристалла поваренной соли.
а- отрицательно заряженные ионы  хлора  (в  углах  кристаллической  решетки)
притягивают  положительно  заряженные  части  полярной  молекулы   воды,   а
положительно заряженные ионы натрия – отрицательно заряженные части  молекул
воды;
б- образование вокруг находящихся в растворе ионов натрия и хлора  гидратной
оболочки из полярных молекул воды.