Вода

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.

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).

Структура молекулы воды. Рис. 1.

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.

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).

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).

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.

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.