Вода, окись водорода, \(\style{font-family:'Times New Roman'}{H_20}\), простейшее устойчивое в обычных условиях химическое соединение водорода с кислородом (11,19% водорода и 88,81% кислорода по массе), молекулярная масса 18,0160; бесцветная жидкость без запаха и вкуса (в толстых слоях имеет голубоватый цвет), воде принадлежит важнейшая роль в геологической истории Земли и возникновении жизни, в формировании физической и химической среды, климата и погоды на нашей планете. Без воды невозможно существование живых организмов. Вода — обязательный компонент практически всех технологических процессов — как сельскохозяйственного, так и промышленного производства.

Вода в природе.

Вода широко распространена в природе. Гидросфера — водная оболочка Земли, включающая океаны, моря, озёра, водохранилища, реки, подземные воды, почвенную влагу, составляет около 1,4—1,5 млрд. км3, причём на долю воды суши приходится всего около 90 млн. км3. Из них подземные воды составляют 60, ледники 29, озёра 0,75, почвенная влага 0,075, реки 0,0012 млн. км3. В атмосфере вода находится в виде пара, тумана и облаков, капель дождя и кристаллов снега (всего около 13—15 тыс. км3). Около 10% поверхности суши постоянно занимают ледники. На севере и северо-востоке России, на Аляске и Севере Канады — общей площадью около 16 млн. км2 всегда сохраняется подпочвенный слой льда (всего около 0,5 млн. км3. В земной коре — литосфере содержится, по разным оценкам, от 1 до 1,3 млрд. км3 воды, что близко к содержанию её в гидросфере. В земной коре значительные количества воды находятся в связанном состоянии, входя в состав некоторых минералов и горных пород (гипс, гидратированные формы кремнезёма, гидросиликаты и др.). Огромные количества воды (13—15 млрд. км3) сосредоточены в более глубоких недрах мантии Земли. Выход воды, выделявшейся из мантии в процессе разогревания Земли на ранних стадиях её формирования, и дал, по современным воззрениям, начало гидросфере. Ежегодное поступление воды из мантии и магматических очагов составляет около 1 км3. Имеются данные о том, что вода, хотя бы частично, имеет «космическое» происхождение: протоны, пришедшие в верхнюю атмосферу от Солнца, захватив электроны, превращаются в атомы водорода, которые, соединяясь с атомами кислорода, дают \(\style{font-family:'Times New Roman'}{H_20}\). Вода входит в состав всех живых организмов, причём в целом в них содержится лишь вдвое меньше воды, чем во всех реках Земли. В живых организмах количество воды, за исключением семян и спор, колеблется между 60 и 99,7% по массе. По словам французского биолога Э. Дюбуа-Реймона, живой организм есть l'eau animée (одушевлённая вода). Все воды Земли постоянно взаимодействуют между собой, а также с атмосферой, литосферой и биосферой (см. Влагооборот, Водный баланс).

Вода в природных условиях всегда содержит растворённые соли, газы и органические вещества. Их количественный состав меняется в зависимости от происхождения воды и окружающих условий. При концентрации солей до 1 г/кг воду считают пресной, до 25 г/кг — солоноватой, свыше — солёной.

Наименее минерализованными водами являются атмосферные осадки (в среднем около 10—20 мг/кг), затем пресные озёра и реки (50—1000 мг/кг). Солёность океана колеблется около 35 г/кг; моря имеют меньшую минерализацию (Чёрное 17—22 г/кг; Балтийское 8—16 г/кг; Каспийское 11—13 г/кг). Минерализация подземных вод вблизи поверхности в условиях избыточного увлажнения составляет до 1 г/кг, в засушливых условиях до 100 г/кг, в глубинных артезианских водах минерализация колеблется в широких пределах. Максимальные концентрации солей наблюдаются в соляных озёрах (до 300 г/кг) и глубокозалегающих подземных водах (до 600 г/кг).

В пресных водах обычно преобладают ионы \(\style{font-family:'Times New Roman'}{HCO_3^-}\), \(\style{font-family:'Times New Roman'}{Ca^{2+}}\) и \(\style{font-family:'Times New Roman'}{Mg^{2+}}\). По мере увеличения общей минерализации растет концентрация ионов \(\style{font-family:'Times New Roman'}{SO_4^{2-},\;Cl^-,\;Na^+}\) и \(\style{font-family:'Times New Roman'}{K^+}\). В высокоминерализованных водах преобладают ионы \(\style{font-family:'Times New Roman'}{Cl^-}\) и \(\style{font-family:'Times New Roman'}{Na^+}\), реже \(\style{font-family:'Times New Roman'}{Mg^{2+}}\) и очень редко \(\style{font-family:'Times New Roman'}{Ca^{2+}}\). Прочие элементы содержатся в очень малых количествах, хотя почти все естественные элементы периодической системы найдены в природных водах.

Из растворённых газов в природных водах присутствуют азот, кислород, двуокись углерода, благородные газы, редко сероводород и углеводороды. Концентрация органических веществ невелика — в среднем в реках около 20 мг/л, в подземных водах ещё меньше, в океане около 4 мг/л. Исключение составляют воды болотные и нефтяных месторождений, и воды, загрязнённые промышленными и бытовыми стоками, где количество их бывает выше. Качественный состав органических веществ чрезвычайно разнообразен и включает различные продукты жизнедеятельности организмов, населяющих воду, и соединения, образующиеся при распаде их остатков.

Первоисточниками солей природных вод являются вещества, образующиеся при химическом выветривании изверженных пород \(\style{font-family:'Times New Roman'}(\)\(\style{font-family:'Times New Roman'}{Ca^{2+},\;Mg^{2+},\;Na^+,\;K^+\;}\) и др.\(\style{font-family:'Times New Roman'})\), и вещества, выделявшиеся на протяжении всей истории Земли из её недр \(\style{font-family:'Times New Roman'}(\)\(\style{font-family:'Times New Roman'}{CO_2,\;SO_2,\;HCI,\;NH_3}\) и др.\(\style{font-family:'Times New Roman'})\). От разнообразия состава этих веществ и условий, в которых происходило их взаимодействие с водой, зависит состав воды. Громадное значение для состава воды имеет и воздействие живых организмов (см. также Гидрохимия).

Изотопный состав воды.

В связи с существованием двух стабильных изотопов у водорода \(\style{font-family:'Times New Roman'}(\)\(\style{font-family:'Times New Roman'}{{}^1H}\) и \(\style{font-family:'Times New Roman'}{{}^2H}\), обычно обозначаемые \(\style{font-family:'Times New Roman'}{H\;}\)и\(\style{font-family:'Times New Roman'}{\;D}\)\(\style{font-family:'Times New Roman'})\) и трёх у кислорода \(\style{font-family:'Times New Roman'}(\)\(\style{font-family:'Times New Roman'}{{}^{16}O,{}^{17}O\;}\) и \(\style{font-family:'Times New Roman'}{{}^{18}O}\)\(\style{font-family:'Times New Roman'})\) известно 9 изотопных разновидностей воды, которые находятся в природной воде в среднем в следующих соотношениях (в молярных %): \(\style{font-family:'Times New Roman'}{99,73\;H_2{}^{16}O;\;0,04\;H_2{}^{17}O;\;0,20\;H_2{}^{18}O,\;0,03\;HD{}^{16}O,}\) а также 10-5—10-15% (суммарно) \(\style{font-family:'Times New Roman'}{HD{}^{17}O,\;HD{}^{18}O,\;D_2{}^{16}O,\;D_2{}^{17}O,\;D_2{}^{18}O}\). Особый интерес представляет тяжёлая вода \(\style{font-family:'Times New Roman'}{D_2O}\), содержащая дейтерий. В воде Земли находится всего 13—20 кг «сверхтяжёлой» воды содержащей радиоактивный изотоп водорода — тритий \(\style{font-family:'Times New Roman'}{({}^3H,\;или\;T)}\).

Историческая справка.

Благодаря широкой распространённости воды и её роли в жизни людей, она издавна считалась первоисточником жизни. Представление философов античности о воде как о начале всех вещей нашло отражение в учении Аристотеля (4 веке до н. э.) о четырёх стихиях (огне, воздухе, земле и воде), причём вода считалась носителем холода и влажности. Вплоть до конца 18 века в науке существовало представление о воде как об индивидуальном химическом элементе. В 1781—82 годах английский учёный Г. Кавендиш впервые синтезировал воду, взрывая электрической искрой смесь водорода и кислорода, а в 1783 году французский учёный А. Лавуазье, повторив эти опыты, впервые сделал правильный вывод, что вода есть соединение водорода и кислорода. В 1785 году Лавуазье совместно с французским учёным Ж. Менье определил количественный состав воды. В 1800 году английские учёные У. Николсон и А. Карлейль разложили воду на элементы электрическим током. Таким образом, анализ и синтез воды показали сложность её состава и позволили установить для неё формулу \(\style{font-family:'Times New Roman'}{H_20}\). Изучение физических свойств воды началось ещё до установления её состава в тесной связи с другими научно-техническими проблемами. В 1612 году итальянский учёный Г. Галилей обратил внимание на меньшую плотность льда сравнительно с жидкой водой как на причину плавучести льда. В 1665 году голландский учёный Х. Гюйгенс предложил принять температуру кипения и температуру плавления воды за опорные точки шкалы термометра. В 1772 году французский физик Делюк нашёл, что максимум плотности воды лежит при 4°С; при установлении в конце 18 веку метрической системы мер и весов это наблюдение было использовано для определения единицы массы — килограмма. В связи с изобретением паровой машины французские учёные Д. Араго и П. Дюлонг (1830) изучили зависимость давления насыщенного пара воды от температуры. В 1891—97 годах Д. И. Менделеев дал формулы зависимости плотности воды от температуры. В 1910 году американский учёный П. Бриджмен и немецкий учёный Г. Тамман обнаружили у льда при высоком давлении несколько полиморфных модификаций. В 1932 году американские учёные Э. Уошберн и Г. Юри открыли тяжёлую воду. Развитие физических методов исследования позволило существенно продвинуться в изучении структуры молекул воды, а также строения кристаллов льда. В последние десятилетия особое внимание учёных привлекает структура жидкой воды и водных растворов.

Физические свойства и строение воды.

Важнейшие физические константы воды приведены в табл. 1. О давлении насыщенного пара воды при разных температурах смотрите в статье «Пар водяной». О полиморфных модификациях воды в твёрдом состоянии смотрите в статье «Лёд». Тройная точка для воды, где находятся в равновесии жидкая вода, лёд и пар, лежит при температуре +0,01°С и давлении 6,03·10-3 атм.

Многие физические свойства воды обнаруживают существенные аномалии. Как известно, свойства однотипных химических соединений у элементов, находящихся в одной и той же группе периодической системы Менделеева, изменяются закономерно. В ряду водородных соединений элементов VI группы \(\style{font-family:'Times New Roman'}{(H_2Te,\;H_2Se,\;H_2S,\;H_2O)}\) температуры плавления и кипения закономерно уменьшаются лишь у первых трёх; для воды эти температуры аномально высоки. Плотность воды в интервале 100—4°С нормально возрастает, как и у огромного большинства других жидкостей. Однако, достигнув максимального значения 1,0000 г/см3 при +3,98°С, при дальнейшем охлаждении уменьшается, а при замерзании скачкообразно падает, тогда как почти у всех остальных веществ кристаллизация сопровождается увеличением плотности. Вода способна к значительному переохлаждению, то есть может оставаться в жидком состоянии ниже температуры плавления (даже при –30°С). Удельная теплоёмкость, удельная теплота плавления и кипения воды аномально высоки по сравнению с другими веществами, причём удельная теплоёмкость воды минимальна при 40°С. Вязкость воды с ростом давления уменьшается, а не повышается, как следовало бы ожидать по аналогии с другими жидкостями. Сжимаемость воды крайне невелика, причём с ростом температуры уменьшается.

Табл. 1. Физические свойства воды.
Свойство Значение
Плотность, г/см3.
Лёд 0,9168 (0°С)
Жидкость 0,99987 (0°С)1,0000 (3,98°С)0,99823 (20°С)
Пар насыщенный 0,5977 кг/м3 (100°С)
Темп-ра плавления 0°С
Темп-ра кипения 100°С
Критич. темп-ра 374,15°С
Критич. давление 218,53 кгс/см2
Критич. плотность 0,325 г/см3
Теплота плавления 79,7 кал/г
Теплота испарения 539 кал/г (100°С)
Уд. теплопроводность, кал/(см·сек·град).
Лёд 5,6·10-3 (0°С)
Жидкость 1,43·10-3 (0°С)1,54·10-3 (45°С)
Пар насыщенный 5,51·10-5 (100°С)
Уд. электропроводность, ом-1·см-1.
Лёд 0,4·10-8 (0°С)
Жидкость 1,47·10-8 (0°С)4,41·10-8 (18°С)18,9·10-8 (50°С)
Уд. Теплоёмкость кал/(г·град).
Жидкость 1,00 (15°С)
Пар насыщенный 0,487 (100°С)
Диэлектрическая проницаемость.
Лёд 74,6 (°С)
Жидкость 81,0 (20°С)
Пар насыщенный 1,007 (145°С)
Вязкость, спз.
Жидкость 1,7921 (0°С)0,284 (100°С)
Поверхностное натяжение жидкой воды на границе с воздухом, дин/см 74,64 (0°С)62,61 (80°С)
Показатель преломления (D — линия натрия) 1,33299 (20°С)
Скорость звука в воде 1,496 м/сек (25°С)

Примечание: 1 кал/(см·сек·град) = 418,68 вт/(м·К); 1 ом–1·см–1 = 100 сим/м; 1 кал/(г·град) = 4,186 кдж (кг·К); 1 спз = 10–3н·сек/м2; 1 дин/см = 10–3н/м.

Аномалии физических свойств воды связаны со структурой её молекулы и особенностями межмолекулярных взаимодействий в жидкой воде и льде. Три ядра в молекуле воды образуют равнобедренный треугольник с протонами в основании и кислородом в вершине (рис. 1, а). Распределение электронной плотности в молекуле воды таково (рис. 1, б, в), что создаются 4 полюса зарядов: 2 положительных, связанных с атомами водорода, и 2 отрицательных, связанных с электронными облаками не обобществлённых пар электронов атома кислорода. Указанные 4 полюса зарядов располагаются в вершинах тетраэдра (рис. 1, г). Благодаря этой полярности вода имеет высокий дипольный момент \(\style{font-family:'Times New Roman'}{\left(1,86\;D\right)}\), а четыре полюса зарядов позволяют каждой молекуле воды образовать четыре водородные связи с соседними (такими же) молекулами (например, в кристаллах льда).

Рис. 1. Структура молекулы воды: а — геометрия молекулы H<sub>2</sub>O (в парообразном состоянии); б — электронные орбиты в молекуле H<sub>2</sub>O; в — электронная формула молекулы H<sub>2</sub>O (видны необобществленные электронные пары); г — четыре полюса зарядов в молекуле H<sub>2</sub>O расположены в вершинах тетраэдра.

Структура молекулы воды. Рис. 1.

Рис. 2. Кристаллическая структура льда.

Кристаллическая структура льда. Рис. 2.

Кристаллическая структура обычного льда гексагональная (рис. 2), она «рыхлая», в ней много «пустот». (При плотной «упаковке» молекул вода в кристаллах льда его плотность составляла бы около 1,6 г/см3.) В жидкой воде присущая льду связь каждой молекулы \(\style{font-family:'Times New Roman'}{H_20}\) с четырьмя соседними («ближний порядок») в значительной степени сохраняется; однако «рыхлость» структуры при плавлении льда уменьшается, молекулы «дальнего порядка» попадают в «пустоты», что ведёт к росту плотности воды. При дальнейшем нагревании воды возрастает тепловое движение молекул, расстояние между ними увеличивается, то есть происходит расширение воды, которое начиная с +3,98°С уже преобладает, и поэтому далее с ростом температуры плотность воды уменьшается. Водородные связи примерно в 10 раз прочнее, чем связи, обусловленные межмолекулярными взаимодействиями, характерными для большинства других жидкостей; поэтому для плавления, испарения, нагревания воды необходима гораздо большая энергия, чем в случае других жидкостей, что объясняет отмеченные аномально высокие значения теплоты плавления и испарения и удельной теплоёмкости. С повышением температуры водородные связи разрываются, однако определённое их число сохраняется даже при 100°С. Растворённая в органических растворителях вода состоит из образовавшихся за счёт водородных связей ассоциатов \(\style{font-family:'Times New Roman'}{{\left(H_2O\right)}_2}\).

Вода как растворитель.

Вода — наиболее универсальный растворитель. Газы достаточно хорошо растворяются в воде, если способны вступать с ней в химическое взаимодействие (аммиак, сероводород, сернистый газ, двуокись углерода). Прочие газы мало растворимы в воде. При понижении давления и повышении температуры растворимость газов в воде уменьшается. Многие газы при низких температурах и повышенном давлении не только растворяются в воде, но и образуют кристаллогидраты (аргон, криптон, ксенон, хлор, сероводород, углеводороды и др.). В частности, пропан при 10°С и 0,3 мн/м2 (3 кгс/см2) даёт кристаллогидрат \(\style{font-family:'Times New Roman'}{C_3H_8\cdot17H_2O}\). При уменьшении давления такие гидраты распадаются. Кристаллогидраты многих газообразных веществ, образующиеся при низких температурах, содержат воду в «пустотах» своих кристаллов (так называемые клатраты, см. Соединения включения).

Вода — слабый электролит, диссоциирующий по уравнению:

$$\style{font-family:'Times New Roman'}{H_2O\rightleftarrows H^++OH^-,}$$

причём количественной характеристикой электролитической диссоциации воды служит ионное произведение воды: \(\style{font-family:'Times New Roman'}{Kв\;=\;\lbrack H^+\rbrack\;\lbrack OH^-\rbrack}\), где \(\style{font-family:'Times New Roman'}{\lbrack H^+\rbrack}\) и \(\style{font-family:'Times New Roman'}{\lbrack OH^-\rbrack}\) — концентрация соответствующих ионов в г-ион/л; \(\style{font-family:'Times New Roman'}{Kв}\) составляет 10-14 (22°С) и 72·10-14 (100°С), что соответствует усилению диссоциации воды с ростом температуры (см. также Водородный показатель).

Будучи электролитом, вода растворяет многие кислоты, основания, минеральные соли. Такие растворы проводят электрический ток благодаря диссоциации растворённых веществ с образованием гидратированных ионов (см. Гидратация). Многие вещества при растворении в воде вступают с ней в реакцию обменного разложения, называемую гидролизом. Из органических веществ в воде растворяются те, которые содержат полярные группы \(\style{font-family:'Times New Roman'}(\)\(\style{font-family:'Times New Roman'}{-OH,\;-NH_2,\;-COOH}\) и др.\(\style{font-family:'Times New Roman'})\) и имеют не слишком большую молекулярную массу. Сама вода хорошо растворима (или смешивается во всех отношениях) лишь в ограниченном числе органических растворителей. Однако в виде ничтожной примеси к органическим веществам вода присутствует практически всегда и способна резко изменять физические константы последних.

Вода любого природного водоёма содержит в растворённом состоянии различные вещества, преимущественно соли (см., например, Жёсткость воды). Благодаря высокой растворяющей способности воды, получить её в чистом виде весьма трудно. Обычно мерой чистоты воды служит её электропроводность. Дистиллированная вода, полученная перегонкой обычной воды, и даже повторно перегнанный дистиллят имеют электропроводность примерно в 100 раз более высокую, чем у абсолютно чистой воды. Наиболее чистую воду получают синтезом из тщательно очищенного кислорода и водорода в специальной аппаратуре.

В последние годы появились многочисленные сообщения о существенном изменении свойств технической и дистиллированной воды после её протекания с определённой скоростью в магнитных полях оптимальной (весьма невысокой) напряжённости. Эти изменения носят временный характер и через 10—25 часов постепенно и самопроизвольно исчезают. Отмечается, что после такой «магнитной обработки» ускоряются процессы кристаллизации растворённых в воде веществ, адсорбции, изменяется смачивающая способность воды и др. Хотя теоретическое объяснение этих явлений пока отсутствует, они уже находят широкое практическое применение — для предотвращения образования накипи в паровых котлах, для улучшения процессов флотации, очистки воды от взвесей и др.

Образование и диссоциация воды.

Образование воды при взаимодействии водорода с кислородом сопровождается выделением теплоты 286 кдж/моль (58,3 ккал/моль) при 25°С (для жидкой воды). Реакция \(\style{font-family:'Times New Roman'}{2H_2+O_2=2H_2O}\) до температуры 300°С идёт крайне медленно, при 550°С — со взрывом. Присутствие катализатора (например, платины) позволяет реакции идти при обычной температуре. Спокойное горение водорода в кислороде, как и взрывное взаимодействие, — это цепные реакции, идущие с участием радикалов свободных.

Химические свойства воды.

В обычных условиях вода — достаточно устойчивое соединение. Распад молекул \(\style{font-family:'Times New Roman'}{H_20}\) (термическая диссоциация) становится заметным лишь выше 1500°С. Разложение воды происходит также под действием ультрафиолетового (фотодиссоциация) или радиоактивного излучения (радиолиз). В последнем случае, кроме \(\style{font-family:'Times New Roman'}{H_2}\) и \(\style{font-family:'Times New Roman'}{O_2}\), образуется также перекись водорода и ряд свободных радикалов. Характерным химическим свойством воды является способность её вступать в реакции присоединения, а также гидролитические разложения взаимодействующих веществ. Восстановители действуют на воду преимущественно при высокой температуре. Только наиболее активные из них, как щелочные и щелочноземельные металлы, реагируют с водой уже при комнатной температуре с выделением водорода и образованием гидроокисей: \(\style{font-family:'Times New Roman'}{2Na+2H_2O=2NaOH+H_2;\;Ca+2H_2O=Ca{(OH)}_2+H_2}\). Магний и цинк взаимодействуют с водой при кипячении, алюминий — после удаления с его поверхности окисной плёнки. Менее активные металлы вступают в реакцию с водой при красном калении: \(\style{font-family:'Times New Roman'}{3Fe+4H_2O=Fe_3O_4+4H_2}\). Медленное взаимодействие многих металлов и их сплавов с водой происходит при обычной температуре. Используя воду, содержащую изотоп кислорода \(\style{font-family:'Times New Roman'}{{}^{18}O}\), удалось показать, что при коррозии железа во влажной атмосфере «ржавчина» получает кислород именно из воды, а не из воздуха (см. Коррозия металлов). Благородные металлы — золото, серебро, платина, палладий, рутений, родий, а также ртуть с водой не взаимодействуют.

Атомарный кислород превращает воду в перекись водорода: \(\style{font-family:'Times New Roman'}{H_2O+O=H_2O_2}\). Фтор уже при обычной температуре разлагает воду: \(\style{font-family:'Times New Roman'}{F_2+H_2O=2HF+O}\). Одновременно образуются также \(\style{font-family:'Times New Roman'}{H_2O_2}\), озон, окись фтора \(\style{font-family:'Times New Roman'}{F_2O}\) и молекулярный кислород \(\style{font-family:'Times New Roman'}{O_2}\). Хлор при комнатной температуре даёт с водой хлористоводородную и хлорноватистую кислоты: \(\style{font-family:'Times New Roman'}{Cl_2+H_2O=HCl+HClO}\). Бром и иод в этих условиях реагируют с водой аналогичным образом. При высоких температурах (100°С для хлора, 550°С для брома) взаимодействие идёт с выделением кислорода: \(\style{font-family:'Times New Roman'}{2Cl_2+6H_2O=4HCl+O_2}\). Фосфор восстанавливает воду и образует метафосфорную кислоту (только в присутствии катализатора под давлением при высокой температуре): \(\style{font-family:'Times New Roman'}{2P+6H_2O=2HPO_3+5H_2}\). С азотом и водородом вода не взаимодействует, а с углеродом при высокой температуре даёт водяной газ: \(\style{font-family:'Times New Roman'}{C+H_2O=CO+H_2}\). Эта реакция может служить для промышленного получения водорода, как и конверсия метана: \(\style{font-family:'Times New Roman'}{CH_4+H_2O=CO+3H_2}\) (1200—1400°С). Вода взаимодействует со многими основными и кислотными окислами, образуя соответственно основания и кислоты. Присоединение воды к молекулам непредельных углеводородов лежит в основе промышленного способа получения спиртов, альдегидов, кетонов (см. также Гидратация). Вода участвует во многих химических процессах как катализатор. Так, взаимодействие щелочных металлов или водорода с галогенами, многие окислительные реакции не идут в отсутствие хотя бы ничтожных количеств воды.

Воду, химически связанную с веществом, в которое она входит (неразличимую в виде «готовых» молекул \(\style{font-family:'Times New Roman'}{H_20}\)), называют конституционной; молекулы \(\style{font-family:'Times New Roman'}{H_20}\) образуются лишь в момент разложения вещества, например, при сильном нагревании: \(\style{font-family:'Times New Roman'}{Ca{(OH)}_2=CaO+H_2O}\). Вода, входящая в состав ряда кристаллических веществ (например, алюминиевых квасцов \(\style{font-family:'Times New Roman'}{K_2SO_4\cdot Al_2{\left(SO_4\right)}_3\cdot24H_2O}\)) и различимая в этих кристаллах рентгенографически, называется кристаллизационной или кристаллогидратной. Вода, поглощённую твёрдыми веществами, имеющими большое число пор и развитую поверхность (например, активным углём), называют адсорбционной. Свободную воду, заполняющую тонкие канальцы (например, в почве), называют гигроскопической (капиллярной) водой. Различают также структурно-свободную воду, располагающуюся в пустотах некоторых структур, например, в минералах. Качественно можно обнаружить воду в виде конденсата, образующегося при нагревании исследуемого образца; проводя нагревание при непрерывном взвешивании, получают количественные результаты (термогравиметрический анализ). В органических растворителях воду можно обнаружить по окрашиванию бесцветной сернокислой меди \(\style{font-family:'Times New Roman'}{CuSO_4}\), образующей с водой синий кристаллогидрат \(\style{font-family:'Times New Roman'}{CuSO_4\cdot5H_2O}\). Отделить и количественно определить воду часто удаётся азеотропной отгонкой её с бензолом, толуолом или другой жидкостью в виде азеотропной смеси, после расслоения которой при охлаждении измеряют объём отделившейся воды.

Применение воды в промышленности.

Невозможно указать другое вещество, которое бы находило столь разнообразное и широкое применение, как вода. Вода — химический реагент, участвующий в производстве кислорода, водорода, щелочей, азотной кислоты, спиртов, альдегидов, гашёной извести и многих других важнейших химических продуктов. Вода — необходимый компонент при схватывании и твердении вяжущих материалов — цемента, гипса, извести и тому подобных. Как технологический компонент для варки, растворения, разбавления, выщелачивания, кристаллизации, вода применяется в многочисленных производственных процессах. В технике вода служит энергоносителем (см. Гидроэнергетика), теплоносителем (паровое отопление, водяное охлаждение), рабочим телом в паровых машинах (см. Пар водяной), используется для передачи давления (в частности, в гидравлических передачах и прессах, а также при нефтедобыче) или для передачи мощности (см. Гидропривод машин). Вода, подаваемая под значительным давлением через сопло, размывает грунт или породу (см. Гидромеханизация).

Требования, предъявляемые к воде в промышленности, весьма разнообразны. Вода особой чистоты необходима для развития новейших отраслей промышленности (производство полупроводников, люминофоров, атомная техника и др.). Поэтому особое внимание уделяется в настоящее время вопросам водоподготовки и водоочистки. По некоторым оценкам, общий объём ежегодно перерабатываемых материалов (руды, уголь, нефть, минералы и т.д.) составляет во всём мире около 4 млрд. м3 (4 км3); в то же время потребление свежей воды (то есть воды из источников водоснабжения) только промышленностью СССР составляло в 1965 году 37 млрд. м3. Стремительный рост потребления воды ставит перед человечеством новую важную проблему — борьбы с истощением и загрязнением водных ресурсов планеты (см. Водные ресурсы).

Вернадский В. И. История минералов земной коры. История природных вод (djvu). Том 2. Часть 1. Выпуск 1-3. Ленинград. 1933-36; Горизонты биохимии, пер. с англ., М., 1964; Некрасов Б. В. Основы общей химии (djvu). Том 1. М. 1973; Фюрон Р. Проблемы воды на земном шаре. Пер. с франц. М. 1966; Круговорот воды. М. 1966; Паундер Э. Физика льда (djvu). Пер. с англ. М. 1967; Виноградов А. П. Введение в геохимию океана. М. 1967; Самойлов О. Я. Структура водных растворов электролитов и гидратация ионов. М. 1957; Изотопный анализ воды. 2 изд. М. 1957; Термодинамика и строение растворов. М. 1959; Краткая химическая энциклопедия (djvu). Том 1. М. 1961, с. 605—14.

Вода в организме.

Вода в организме — основная среда (внутриклеточная и внеклеточная), в которой протекает обмен веществ у всех растений, животных и микроорганизмов, а также субстрат ряда химических ферментативных реакций. В процессе фотосинтеза вода вместе с углекислым газом вовлекается в образование органических веществ и, таким образом, служит материалом для создания живой материи на Земле.

Табл. 2. Содержание воды в различных организмах, их органах и тканях.
Организмы, органы, ткани Содержание воды, %
Растения (наземные).
Верхушка растущего побега 91—93
Листья 75—86
Семена злаков 12—14
Водоросли 90—98
Мхи, лишайники 5—7
Медузы 95–98
Дождевые черви 84
Насекомые.
Взрослые 45—65
Личинки 58—90
Рыбы 70
Млекопитающие (в т. ч. человек) 63—68
Скелет 20—40
Мышцы 75
Печень 75
Мозг человека.
Серое вещество 84
Белое вещество 72

Вода обеспечивает тургор тканей, перенос питательных веществ и продуктов обмена (кровь, лимфа, сок растений), физическую терморегуляцию (см. Транспирация, Потоотделение) и другие процессы жизнедеятельности. Жизнь, вероятно, возникла в водной среде. В ходе эволюции различные водные животные и водные растения вышли на сушу и приспособились к наземному образу жизни; тем не менее и для них вода — важнейший компонент внешней среды. Жизнь без воды невозможна. При недостатке воды жизнедеятельность организмов нарушается. Лишь покоящиеся формы жизни — споры, семена — хорошо переносят длительное обезвоживание. Растения при отсутствии воды увядают и могут погибнуть, но чувствительность различных растений к недостатку воды неодинакова (см. Засухоустойчивость, Ксерофиты, Мезуфиты). Животные, если лишить их воды, быстро погибают: упитанная собака может прожить без пищи до 100 дней, а без воды — менее 10. Содержание воды в организмах велико (см. табл. 2).

В жидкостях организма — межклеточных пространствах, лимфе, крови, пищеварительных соках, соке растений и др. — содержится свободная вода. В тканях животных и растений вода находится в связанном состоянии — она не вытекает при рассечении органа. Вода способна вызывать набухание коллоидов, связываться с белком и другими органическими соединениями, а также с ионами, входящими в состав клеток и тканей (гидратационная вода). Молекулы воды, находящиеся внутри клеток, но не входящие в состав гидратационных оболочек ионов и молекул, представляют иммобильную воду, легче гидратационной вовлекаемую в общий круговорот воды в организме (см. Водно-солевой обмен, Всасывание, Выделение).

Зюков А. М. Обмен воды в организме. Физиология и патология. Харьков. 1929; Данилов Н. В. Физиологические основы питьевого режима. М. 1956; Кравчинский Б. Д. Физиология водно-солевого обмена жидкостей тела. Л. 1963.

Гигиеническое значение воды.

Вода входит в состав всех жидкостей и тканей человеческого тела, составляя около 65% всей его массы. Потеря воды опаснее для организма, чем голодание: без пищи человек может прожить больше месяца, без воды — всего лишь несколько дней. В воде растворяются важные для жизнедеятельности организма органические и неорганические вещества; она способствует электролитической диссоциации содержащихся в ней солей, кислот и щелочей, выполняет роль катализатора разнообразных процессов обмена веществ в организме.

Физиологическая потребность человека в воде, которая вводится в организм с питьём и с пищей, в зависимости от климатических условий составляет 3—6 литров в сутки. Значительно большее количество воды необходимо для санитарных и хозяйственно-бытовых нужд.

Лишь при достаточном уровне водопотребления, которое обеспечивается централизованными системами водоснабжения, оказывается возможным удаление отбросов и нечистот при помощи сплавной канализации. Уровень водопотребления (в литре на 1 жителя в сутки) в известной мере определяет и уровень санитарной культуры в населённых местах (см. табл. 3).

Табл. 3. Нормативы хозяйственно-питьевого водопотребления.
Степень благоустройства районов жилой застройки Водопотребление на 1 жит, л/сут (среднесуточное, за год)
Здания с водопользованием из водоразборных колонок (без канализации) 30—50
Здания с внутренним водопроводом и канализацией без ванн) 125—150
Здания с водопроводом, канализацией, ваннами и водонагревателями, работающими на твёрдом топливе 150—180
То же с газовыми нагревателями 180—230
Здания с водопроводом, канализацией и системой централизованного горячего водоснабжения 275—400

Для предупреждения опасности прямого или косвенного отрицательного влияния воды на здоровье и санитарные условия жизни населения большое значение имеют научно-обоснованные гигиенические нормативы предельно допустимого содержания в воде химических веществ. Эти нормативы являются основой государственных стандартов качества питьевой воды (ГОСТ — 2874) и обязательны при проектировании и эксплуатации хозяйственно-питьевых (коммунальных) водопроводов. В интересах здравоохранения в 60-х годах 20 века во всех социалистических странах, в США, Франции были пересмотрены стандарты качества питьевой воды. Международные стандарты питьевой воды были опубликованы Всемирной организацией здравоохранения (ВОЗ) в 1963 году; в 1968 году закончена разработка проекта нового стандарта качества питьевой воды в СССР.

Потребление воды населением должно быть безопасно в эпидемиологическом отношении; вода не должна содержать болезнетворных бактерий и вирусов. Водный путь распространения характерен для возбудителей холеры, брюшного тифа, паратифов и лептоспирозов, в известной мере также для возбудителей дизентерии, туляремии, эпидемического гепатита, бруцеллёза. С водой в организм человека могут попадать цисты дизентерийной амёбы, яйца аскарид и др. Эпидемиологическая безопасность воды обеспечивается очисткой сточных вод и их обеззараживанием, мерами санитарной охраны водоёмов, очисткой и обеззараживанием водопроводной воды.

Показателями безопасности воды в эпидемиологическом отношении являются: 1) общее количество бактерий (выращиваемых на питательной среде — агаре при t 37°С) — не более 100 в 1 мл; 2) количество кишечных палочек (выращиваемых на плотной питательной среде с концентрацией на мембранных фильтрах) — не более 3 в 1 литре. При использовании жидких сред накопления титр кишечной палочки должен быть не менее 300. По проекту ГОСТа (1968) к бактериям группы кишечной палочки относятся грамотрицательные неспороносные палочки, факультативные анаэробы, способные сбраживать глюкозу с образованием кислоты и газа при t 35—37°С в течение 24 часов.

Природный состав воды издавна привлекал к себе внимание как возможная причина массовых заболеваний неинфекционной природы. Содержание в воде хлоридов, сульфатов и продуктов разложения органических веществ (аммиак, нитриты и нитраты) рассматривалось лишь как косвенный показатель опасного для здоровья населения загрязнения воды бытовыми стоками. Благодаря применению новых методов исследования были обнаружены районы с недостатком или избытком в воде тех или иных микроэлементов. В этих районах наблюдаются своеобразные изменения флоры и фауны. В связи с недостаточным или избыточным поступлением в организм микроэлементов с водой и с пищей, среди населения отмечаются характерные заболевания. Так, развитие эндемического флюороза вызывается недостаточным содержанием фтора в питьевой воде, причём выявлена прямая связь между концентрацией фтора в воде и частотой и тяжестью поражения зубов. Фтор питьевой воды оказывает также влияние на фосфорно-кальциевый обмен и на процесс кальцификации костей. Для фтора питьевой воды характерен малый диапазон концентраций от токсических до физиологически полезных. В связи с этим установлено, что содержание фтора в питьевой воде не должно превышать 0,7—1,0 мг/л (до 1,2 при фторировании воды) в зависимости от климатических условий. Долгое время существовало представление о содержащихся в воде нитратах как о косвенных показателях бытового загрязнения воды. Однако наличие повышенных концентраций нитратов обнаруживается и в природных подземных водах и даже в воде артезианских водоносных горизонтов (Молдавская ССР (Молдавия), Татарская АССР (Татарстан), район Владивостока). Использование в молочных смесях для детского питания вода, содержащей повышенные концентрации нитратов, вызывает у детей метгемоглобинемию разной тяжести. Водо-нитратная метгемоглобинемия встречается и у детей старших возрастов, поэтому она приобретает черты эндемического заболевания. (См. табл. 4).

Табл. 4. Показатели безвредности химических веществ (природных и добавляемых в процессе обработки) в питьевой воде.
Наименование ингредиентов и веществ Содержание в воде, мг/л, не более
Свинец 0,1
Мышьяк 0,05
Фтор 0,7—1,5
Берилий 0,0002
Молибден 0,5
Нитраты (по N) 10,0
Полиакриламид (ПАА) 2,0
Стронций 2,0

Первые водные интоксикации были отмечены во 2-й половине 19 веке в Западной Европе (свинцовые «эпидемии») вследствие применения свинцовых труб в водопроводной технике (применение таких труб в СССР запрещено). Свинец обнаруживается и в воде подземных источников, в концентрациях, которые не безразличны для организма из-за возможности длительного действия.

Среди химических веществ, обнаруживаемых в питьевых воде, могут встречаться также вещества, которые в небольших концентрациях изменяют органолептические свойства воды (запах, вкус, прозрачность и прочее). Наиболее часто органолептические свойства воды изменяют содержащиеся химические вещества, в природных водах (соли общей минерализации, железо, марганец, медь, цинк и др.), остаточные количества соединений, используемые как реагенты при обработке воды, а также промышленные загрязнения водоёмов.

Показатели, обеспечивающие благоприятные органолептические свойства воды, приведены в табл. 5.

Табл. 5. Показатели благоприятных органолептических свойств воды при содержании в ней природных или добавляемых в процессе очистки веществ.
Наименование ингредиентов и веществ Содержание в воде, мг/л, не более
Мутность по стандартной шкале 1,5
Железо 0,3
Марганец 0,5
Медь 1,0
Цинк 5,0
Хлориды 350
Сульфаты 500
Сухой остаток 1000
Триполифосфат 5,0
Гексаметафосфат 5,0

В случае применения воды для обработки серебра остаточная концентрация его не должна быть больше 0,05 мг/л. Для органолептических свойств воды также существуют нормативы: запах и привкус на уровне 2 баллов, цветность по шкале —20°, жёсткость —7,0 мг/экв и pH в пределах 6,5—9,0. При содержании в воде одновременно хлоридов, сульфатов, марганца, меди, цинка сумма их концентраций, выраженная в долях от максимально допустимых концентраций каждого вещества, не должна превышать 1.

Руководство по коммунальной гигиене. Том 2. М. 1962; Вернадский В. И. Биогеохимические очерки. 1922—1932 гг. М. — Л. 1940; Международные стандарты питьевой воды. 2 изд. пер. М. 1964.