| Главная » Файлы » Курсовые работы » Курсовые проекты |
Вода в природі та життєдіяльності організмів.
| [ Скачать с сервера (1.08 Mb) ] | 24.07.2017, 16:49 |
| Вода унікальна за своїми властивостями і цим зумовлена її роль у процесах життєдіяльності. Основні механізми реакцій, пов’язаних із зародженням життя на Землі, - фотосинтез, біокаталіз і т.д. – склалися у процесі тривалої еволюції за безпосередньою участю води як одного із компонентів. до 98 %. клітинна вода. Вміст води у новонародженого – 71 %, а у півторамісячного зародка Клітини живих організмів складаються з 60-80 % води, в організмі людини (масою 70 кг) міститься 45 – 50 л води ( 64-65 %), з яких 3,5 л припадає на плазму крові (всього 5 л крові) , 10,5 л – на лімфу і позаклітинну воду тканини. Решту кількості води складає внутрішньо Процеси травлення, обміну речовин, кровотворення, біосинтезу здійснюються у водних розчинах за активною участю води. Вода: 1) є гарним розчинником органічних і неорганічних речовин; 2) з водою виводяться з організму отруйні речовини; 3) вода, що виділяється потовими залозами і випаровується з поверхні шкіри, регулює температуру тіла; 4) сприяє механічному захисту клітин і органів (черепно-мозкова рідина захищає мозок) і не тільки обмиває (сльози, які безперервно зволожують очі, змивають з них пилові частинки), але і змочує, чим пояснюється утворення рідких плівок колоїдних частинок (явище капілярності, вологість слизових оболонок і т.д.). 2.Фізичні властивості води (густина, теплоти фазових переходів, теплоємність, теплопровідність, поверхневий натяг). Фазова діаграма води Зміна густини при переході лід-вода Густина льоду (0°С, 1 атм) – 0.9168 г/см3 Густина води (0°С, 1 атм) – 0.999868 г/см3 При таненні льоду густина зменшується на ~ 8% Температури фазових переходів Температури фазових переходів Н2О, отримані екстраполяцією даних для Н2Е (Е - S, Se, Te): топлення - 90°С, кипіння - 70°С Теплота випаровування води – найвища для відомих речовин. Це важливо для переносу води та тепла в атмосфері, а також для технології (витрати Е на випаровування, виділення Е при конденсації пари) Теплота топлення – 332 кДж/кг - вищу має лише амоніак Зі зниженням температури питома теплота топлення не зростає, а зменшується приблизно на 2,1 Дж на 1°С. - Термостатучий ефект у точці замерзання Теплоємність Найвища з усіх твердих та рідких речовин, крім амоніаку (в 5 — 10 раз більша, ніж у інших природних речовин. Питома теплоємність: води (при 15 °С) - 4,18 Дж/г×К льоду (при 0 °С) – 2,10 Дж/г×К водяної пари (при 100 °С) - 2,04 Дж/г×К Регулятор температури на Землі (день-ніч, зима-літо) Перенос тепла водними течіями Сприяє підтриманню сталої температури тіла Термостатуючий ефект в технологічних процесах Залежність питомої теплоємності води від температури Питома теплоємність води зменшується при зростанні температури від 0 до 37°С, потім знов збільшується (у Hg безперервно зменшується, у інших речовин - зростає) Теплопровідність Найвища з усіх рідин Питома теплопровідність (Вт/м×К ) води (при 45 °С) – 0.645 льоду (при 0 °С) – 2.340 водяної пари (при 100 °С) – 0.0231 Теплообмін – в природі, в організмах, в технології Поверхневий натяг Сила поверхевого натягу F = σl, σ - коефіцієнт поверхневого натягу, l — довжина контура поверхні рідини. σ води - 0,0727 H/м при 20°С ,- найвищий з усіх рідин, крім Hg (Hg - 0,465 H/м). σ залежить від температури. В межах 5 ... 35°С σ Н2О може бути розрахований за формулою σ = (75,64 - 0,15t)´ 103 (Н/м) Для солоної води мало відрізняється Впливає на поверхневі явища (випаровування, обмерзання…) Фазова діаграма води 3.Хімічні властивості води. Дисоціація Термічна – до 1200°С незначна 1015 °С -0.03%, 1700 °С- 0.7%, 2000 °С -8-9%, 2500 > 11% Радіоліз – продукти Н×, ×ОН, Н2О2, О2, О3, Н2 Каталізатор Окисно-відновні реакції (активні метали, галогени…) - окиснення за рахунок Н+, - відновлення за рахунок О2- Гідроліз (солі, галогеангідриди…) Ліганд (гідратація молекул, йонів, інколи зі значним DН) Утворення клатратів (благородні гази, галогени, легкі вуглеводні) Давайте згадаємо все вже відомі нам реакції, в яких бере участь вода. Для цього знову напишемо рівняння зустрічалися раніше реакцій і систематизуємо їх. Виявляється, вода — дуже активну в хімічному відношенні речовину. 1) Вода реагує з багатьма металами з виділенням водню: 2Na + 2H2O = H2 + 2NaOH (бурхливо) 2K + 2H2O = H2 + 2KOH (бурхливо) 3Fe + 4H2O = 4H2 + Fe3O4 (тільки при нагріванні) Не всі, а тільки досить активні метали можуть брати участь в окисно -відновних реакціях цього типу. Найбільш легко реагують лужні і лужноземельні метали I і II груп. З неметалів з водою реагують, наприклад, вуглець і його водневе з’єднання (метан). Ці речовини набагато менш активні, ніж метали, але все ж здатні реагувати з водою при високій температурі: C + H2O = H2 + CO (при сильному нагріванні) CH4 + 2H2O = 4H2 + CO2 (при сильному нагріванні) 2) Вода розкладається на водень і кисень при дії електричного струму. Це також окислювально — відновна реакція, де вода є одночасно і окислювачем, і відновником. Наведемо інші приклади утворення гідратів: H2SO4 + H2O = H2SO4.H2O (гідрат сірчаної кислоти) NaOH + H2O = NaOH.H2O (гідрат їдкого натру) Сполуки, що зв’язують воду в гідрати і кристалогідрати, використовують як осушувачів. З їх допомогою, наприклад, видаляють водяні пари з вологого атмосферного повітря. 6) Особлива реакція води — синтез рослинами крохмалю (C6H10O5) n та інших подібних з’єднань (вуглеводів), яка відбувається з виділенням кисню: 6n CO2 + 5n H2O = (C6H10O5) n + 6n O2 (при дії світла) Таким чином, майже всі найважливіші хімічні реакції води вже зустрічалися нам в попередніх параграфах. 4.Будова води та методи її дослідження утворені за рахунок спільних електронних пар зв'язки О-Н у молекулі води ковалентні полярні. Вони розміщені під кутом 104,5°, і це спричинює асиметричність структури і виникнення диполя Методи дослідження структури води Дифракційні методи (дифракція електронів, рентгенівских променів та нейтронів) ІЧ та КР-спектроскопія Електронна мікроскопія Дифракційні методи Рентгеноструктурний аналіз Будова льоду -(> 10 поліморфних модифікацій). Будова рідкої води – радіальна функція розподілу (описує ймовірність того, що дві частинки знаходяться на певній віддалі одна від іншої) дає можливість встановити середню кількість молекул в певній координаційній сфері та середню відстань до них. Дифракція електронів – разом з дослідженнями обертальних спектрів молекул дає інформацію про будову парів води. Дифракція нейтронів дає можливість більш точно встановити положення протонів – важливо для дослідження водневих зв’язків Коливальні спектри Чутливі до числа внутрішніх ступенів свободи молекули та її симетрії – можна отримати дані по будові молекули. Спектральні параметри чутливі до міжмолекулярних взаємодій – можливість дослідити першу координаційну сферу Можлива оцінка енергії зв’язку 5.Моделі будови рідкої води (безперервні, двохструктурні, клатратні, асоціатні та кластерні) Двохфазні моделі Модель Дж.Бернала та Р.Фаулера Базувалася на експериментальних даних, отриманих іншими дослідниками. Про наявність у рідкої води структури свідчать: її мала густина (при щільній упаковці молекул мала б бути 1,8 г/см3) великий дипольний момент (впорядкованість полярних молекул) Висновок Дж.Бернала та Р.Фаулера: молекула води має кутову будову, кожна молекула утворює 4 водневі зв’язки. Вода являє собою ажурний псевдокристал. Їх модель є двохструктурною: частина води має льодоподібну будову (аналог – атоми Si в тридіміті), частина – будову подібну як Si у кварці (більш щільній модифікації SiO2). Зміну щільності води пояснювали зміною співвідношення компонентів Водневі зв’язки Безперервні моделі Основні положення: вода – безперервне середовище, мономерів немає, чи їх мало. Система водневих зв’язків неоднорідна, молекули води можуть мати різну енергію. Приклад. В 1951 р. Дж. Попл створив модель безперервної сітки, водневі зв’язки між молекулами “викривлені” і мають різну довжину. Модель Попла пояснює ущільнення води при топленні “викривленям” зв’язків. (Аналогічно структурі льду II). Немонотонність залежності властивостей води від температури та тиску ця модель пояснювала гірше, ніж двохфазна. Клатратні моделі Першу модель такого типу запропонував О.Я. Самойлов в 1946 р. Основні положення: При топленні льоду частина його структури зберігається В порожнинах цієї структури розташовуються додаткові молекули води. Водневі зв’язки двох типів – тетраедричні та нететраедричні. Найкраще пояснює зміну густини при топленні. Кластерні моделі Кластери містять десятки-сотні молекул води. Вони безперервно утворюються та руйнуються внаслідок флуктуацій густини. Між кластерами знаходяться мономери, димери, тримери. Середній час життя кластера 10-10 – 10-11 с (чим більший кластер – тим більший його час життя). 6.Водневі зв’язки у воді, їх види (рідка вода та лід) вода може знаходитися в рідкому і навіть у твердому стані (лід) в умовах, в яких схожі з’єднання водню з більш важкими елементами газоподібні. Дві поділені електронні пари беруть участь в утворенні двох полярних ковалентних зв’язків, а що залишилися дві неподіленого пари електронів теж відіграють важливу роль у властивостях води. Це призводить до того, що молекула набуває форму спотвореного тетраедра з атомом кисню в центрі. У чотирьох вершинах знаходяться два атоми водню і дві неподіленого пари електронів. Але якщо дивитися тільки за центрами атомів, то виходить, що молекула води має кутову будову, причому кут Н -О -Н становить приблизно 105 градусів. Для виникнення водневих зв’язків важливо, щоб в молекулах речовини були атоми водню, пов’язані з невеликими, але електронегативними атомами, наприклад: O, N, F. Це створює помітний частковий позитивний заряд на атомах водню. З іншого боку, важливо, щоб у електронегативних атомів були неподіленого електронні пари. Енергія зв’язку водневого зв’язку Н — О в димере води (H2O) 2 становить 21,5 кДж / моль, а її довжина 2,04 А. Таким чином, ці зв’язки довші і приблизно в 10-20 разів менш міцні, ніж звичайні ковалентні, але саме вони змушують воду бути рідиною або льодом (а не газом) у звичайних умовах. Водневі зв’язки руйнуються тільки тоді, коли рідка вода переходить у пар.При температурах вище 0 °С (але нижче температури кипіння) вода вже не має таку впорядковану міжмолекулярної структуру. Тому в рідкій воді молекули пов’язані між собою лише в окремі агрегати з декількох молекул. Ці агрегати можуть вільно рухатися поруч один з одним, утворюючи рухливу рідину. Але при зниженні температури впорядкованість стає все більше і більше, а агрегати — все більшими. Нарешті, утворюється лід, який має приблизно таку впорядковану структуру. в кристалі льоду між молекулами залишаються порожнечі. Об’єм пустот трохи більше, ніж розмір окремої молекули Н2О. Тому лід має меншу щільність, ніж рідка вода і плаває на поверхні. Більшість же інших речовин при замерзанні збільшує свою щільність. Таким чином, водневі зв’язки надають воді ще одна унікальна властивість, без якого навряд чи могла б існувати різноманітна життя в тих районах Землі, де температура взимку знижується нижче 0 °С. Якби лід тонув у воді, то взимку всі водойми промерзали б до самого дна. Важко очікувати, що риби погодилися б жити в таких умовах. Людина могла б розтоплювати лід, перетворюючи його у воду для своїх потреб, але це вимагало б величезних витрат додаткової енергії. Ще одне красиве прояв водневих зв’язків — блакитний колір чистої води в її товщі. Коли одна молекула води коливається, вона змушує коливатися та пов’язані з нею водневими зв’язками інші молекули. На збудження цих коливань витрачаються червоні промені сонячного спектра, як найбільш підходящі по енергії. 7.Способи класифікації природних вод. Класифікація вод — поділ природних вод за хімічним складом, йонним складом, сольовим та газовим складом, мінералізацією, фізичними властивостями, наявністю специфічних компонентів тощо. Виділяють: Класифікація вод за О.А.Алекіним Класифікація вод за В.А.Александровим Класифікація вод за В.В.Івановим та Г.А.Невраєвим Класифікація вод за В.Т.Малишеком Класифікація вод за мінералізацією Класифікація вод за хімічним складом За агрегатним станом За місцем знаходження (підземні, поверхневі, атмосферні) 8.Складові гідросфери. Основні складові гідросфери -Світовий океан -Підземні води -Сніжно-льодовикові утворення Малі складові гідросфери Озера та ставки Болота Ґрунтові води Річки та струмки Атмосферна волога Вода в живих організмах 9.Водні ресурси Во́дні ресу́рси — це всі води гідросфери, тобто води рік, озер, каналів, водоймищ, морів й океанів, підземні води, ґрунтова волога, вода (льоди) гірських і полярних льодовиків, водяні пари атмосфери. У поняття «водні ресурси» входять і самі водні об'єкти — ріки, озера, моря, оскільки для деяких цілей (судноплавство, гідроенергетика, рибне господарство, відпочинок ітуризм) вони використовуються без вилучення з них води. Маса гідросфери ~ 1.45´1018 т Світовий океан 1.35´1018 т (~90%) Вода складає 1/4500 маси Землі Якщо воду рівномірно розподілити по поверхні Землі, товщина шару води буде 3 км. 10.Гідрологічний цикл Випаровування (океану, рік та озер, грунтової вологи, снігу та льодовиків, дощу, роси Опади (дощ, сніг, роса, іній, град) Стік в океан річок Рух підземних вод (до океану, до річок та озер, до грунтів та рослин) Транспірація рослинами Компоненти гідрологічного циклу 1. Процеси на поверхні світового океану: випаровування/ опади. (S світового океану - 71% S Землі) Маса води, що випаровується з поверхні світового океану - 0.5´1015 т /рік Без опадів – світовий океан випарився б за 3000 років. h опадів середня ~ 1 м/рік 2. Місцеві колообіги на суходолі випаровування/ опади. 3. Процеси, пов’язані з грунтовими водами - опади/ випаровування - стік /поглинання річкової води аллювієм. - транспірація рослинами інфільтрація до підземних вод 4. Водообмін підземних вод: 0.3-0.5 км – інтенсивний – є зв’язок з водоймами до 1.5-2 км – утруднений глибше - пасивний 5. Річки доставляють води в 37-38 разів більше, ніж миттєва маса. 6. Атмосфера Середній час перебування води – 7-8 діб Вологість повітря: 0.2% - полюси 2.6% - екватор Зі зростанням висоти вміст води зменшується: 1.5-2 км % Н2О ¯ на 50% 7. Біологічні «фільтри»: Організми містять від 50 до 90% води. - На підтримання обміну речовин потрібно > 100 кг води на 1 кг біомаси урожаю Транспірація листям: береза -20л на добу евкаліпт -150 л на добу - На фотосинтез (формування тканин рослини) витрачається 0.15% води, що поглинає культура. Біомаса містить 1.12 ´1012 т води 8. Геохімічні процеси: Гідратація порід (глини, гематит ® гідроксиди заліза, ангідрит ® гіпс) Серпентація дна океану Надходження в гідросферу мантійних вод (вулкани, рифи) 9. Льодовикові цикли - сезонні та геологічні Геологічний льодовиковий цикл – 100 тис. років, останній льодовиковий період ~ 10 тис років. Об’єм льодовиків зростає в 2-3 рази, рівень океану знижується на 100-200 м. 10. Втрати води в космос 11.Середній час перебування води в складовій гідросфери Вираховують: Кількість речовини в резервуарі Швидкість притоку За даними спрощеної схеми: Океан 3350 років Атмосфера 0.03 років = 11 діб Схеми використовують: для оцінки баланса природних циклів, для оцінки антропогенного впливу 12. Добові та сезонні цикли вмісту в природних водах різних компонентів 13. Основні процеси формування хімічного складу природних вод Види процесів Хімічні Фізико-хімічні Фізичні Біохімічні Фізичні та фізико-хімічні процеси у гідросфері Кислотно-основні рівноваги Окисно-відновні рівновагт Седиментація-розчинення Комплексоутворення Йонний обмін Розчинення та виділення газів Гідратація Гідроліз Рекристалізація мінералів (Fe(OH)3 FeO(OH)) Біохімічні процеси Фотосинтез Мінералізація органіки Біохімічні перетворення неорганічних сполук Фізичні процеси Змішування вод концентрації - випаровування, кристалізація льоду концентрації – опади, конденсація пари, танення льоду 14. Фізико-хімічні процеси у гідросфері. (відповідь у 3) 15. Гази природних вод (класифікація, процеси, що впливають на їх вміст у воді) Всі природні води містять розчинені гази. При виході підземних вод на поверхню відбувається різке падіння тиску. Внаслідок цього концентрація розчинених газів зменшується. Вода може “закипіти”. Вміст розчинених газів у воді невеликий, але їх хімічна активність може бути високою. Геохімічна класифікація газів природних вод Активні гази (з високими кларками) Неорганічні:Окисники – O2, O3, NO2, Відновники – H2S, NH3, CO,Полярні (впливають на кислотно-основні рівноваги) - CO2, HCl, NO2, SO3 Органічні:CH4, C2H4, C2H6…Пасивні гази:Ar, He, Ne, Kr, Xe Походження газів природних вод Повітряне Біохімічне Хімічне Радіоактивне (Ar, Rn, Xe) Техногенне Кисень: Основні джерела: ,Фотосинтез (водні рослини),Абсорбція з атмосфери, Надходження з дощовими та талими водами (звичайно пересичені О2). Також можливе утворення О2 при радіолізі води. Загальна тенденція – вміст кисню з глибиною. Абсорбція О2 з атмосфери зростає: при температури, при тиску та при мінералізації. Аерація – збагачення глибинних шарів води О2 – відбувається внаслідок перемішування водних масс (вітрове, вертикальна температурна циркуляція…). Сірководень: Розчинений у багатьох підземних водах. (Деякі з них мають бальнеологічне значення). Загальний вміст звичайно до 50 мг/л, в деяких нафтогазоносних родовищах – до 1000-3000 мг/л. Чорне море, фіорди Норвегії, мули, солончакові грунти, деякі термальні води. Утворення: За участю сульфатредукуючих бактерій, Розклад білків та іншої органіки,Хімічне відновленя сульфатів (СН4, Ме),Обмінні реакції з сульфідами. Водень: Болота, мули, глибокі підземні води. “Тяжіє” до нафтогазоносних родовищ. Звичайно 1-10 мл/л.Утворення – анаеробні бактерії та хімічні реакції (радіоліз). Метан та інші вуглеводні: Болота (стара назва – “болотний газ”), мули, глибокі підземні води. “Тяжіє” до нафтогазоносних родовищ (вміст метану може сягати 10л/л).Утворення – анаеробні бактерії та хімічні реакції (термоліз органіки під тиском + абіогенне утворення ). Вуглкислий газ: Утворення: Дихання, Окиснення органіки (найбільш активно – грунтах, де вміст СО2 в десятки та сотні раз вище, ніж в атмосфері),З атмосфери. Надлишковий тиск СО2 в підземних водах може спричиняти утворення оповзнів та пливунів. Карбонатні рівноваги впливають на рН природних вод. Води з високим вмістом СО2 можуть бути агресивними (особливо - по відношенню до карбонатних порід). 16. Жорсткість природних вод. Вода - найпростіше стійке хімічна сполука водню і кисню (окис водню - Н 2 O), одне з найпоширеніших сполук у природі, що грає виключно важливу роль у процесах, що відбуваються на Землі.Відомо 3 ізотопу водню (1 Н - протий; 2 Н, або Д, - дейтерій; 3 Н, або Т, - тритій) і 6 ізотопів кисню (14 О, 15 О, 16 О, 17 і що 18 О, 19 Про ), так що існує велика кількість ізотопних різновидів молекул води. Молекула води являє собою рівнобедрений трикутник з ядрами О і Н у вершинах.Хімічно чиста вода складається майже виключно з молекул Н 2 O. Незначна частка молекул (при 25 º С - приблизно одна на 5.10 9) дисоціює за схемою Н 2 O ↔ Н + + ОН -. Протон Н + у водному середовищі існувати у вільному стані не може і, взаємодіючи з молекулами води, утворює комплекси Н 5 О 2 +. Хоча ступінь дисоціації у воді незначна, вона грає велику роль у хімічних процесах, що відбуваються в різних системах, в тому числі і біологічних. Зокрема, вона є причиною гідролізу солей слабких кислот і основ і деяких інших реакцій, що протікають у воді.Вода взаємодіє з багатьма елементами і речовинами. Так, при реакції води з найбільш активними металами виділяється водень і утворюється відповідна гідроокис. При реакції з багатьма оксидами утворюються кислоти або основи. Вода гідролізує гідриди карбіди лужних і лужноземельних металів та інші речовини. Природна вода обов'язково містить розчинені солі і гази (кисень, азот та ін.) Присутність у воді іонів Mg 2 + і Са 2 + та деяких інших, здатних утворювати тверді опади при взаємодії з аніонами життєвих органічних кислот, що входять до складу різних мив (наприклад, зі стеарат-іоном З 17 Н 35 СОО 2 -), зумовлює так звану жорсткість води.У всіх переглянутих нами наукових джерелах, поняття жорсткості води зазвичай пов'язано з катіонами кальцію (Са 2 +) і в меншій мірі магнію (Mg 2 +). У дійсності, всі двовалентні катіони в тій чи іншій мірі впливають на жорсткість. Вони взаємодіють з аніонами, утворюючи сполуки (солі жорсткості) здатні випадати в осад. Одновалентні катіони (наприклад, натрій Na +) такою властивістю не володіють. На практиці стронцій, залізо і марганець надають на жорсткість настільки невеликий вплив, що ними, як правило, нехтують. Алюміній (Al 3 +) і тривалентне залізо (Fe 3 +) також впливають на жорсткість, але при рівнях рН, що зустрічаються в природних водах, їх розчинність і, відповідно, "внесок" у жорсткість мізерно малі. Аналогічно, не враховується і незначний вплив барію (Ва 2 +). Чим вище концентрація зазначених двухзарядових катіонів Mg 2 + і Са 2 + у воді, тим вода жорсткіше. Наявність у воді цих катіонів призводить до того, що при використанні, наприклад при пранні, звичайного мила (але не синтетичного миючого засобу) частина його витрачається на освіту з цими катіонами нерозчинних у воді сполук так званих жирних кислот (мило є сумішшю натрієвих і калієвих солей цих кислот): 2С 17 Н 35 СОО - + Са 2 + = (З 17 Н 35 СОО) 2 Са ↓ 2С 17 Н 35 СОО - + М g 2 + = (З 17 Н 35 СОО) 2 Mg ↓ і піна утворюється лише після повного осадження іонів. У цілому, жорсткість поверхневих вод, як правило, менше жорсткості вод підземних.Жорсткість поверхневих вод схильна до помітних сезонних коливань, досягаючи зазвичай найбільшого значення в кінці зими і найменшого в період повені, коли рясно розбавляється м'якою дощовою і талою водою. Жорсткість - це особливі властивості води, багато в чому визначають її споживчі якості і тому мають важливе господарське значення. Для гасіння пожеж, поливу городу, прибирання вулиць та тротуарів жорсткість води не має принципового значення. Але в ряді випадків жорсткість води може створити проблеми. При прийнятті ванни, миття посуду, прання, миття машини жорстка вода набагато менш ефективна, ніж м'яка. Це обумовлюється деякими фактами: При використанні м'якої води витрачається в 2 рази менше миючих засобів; Жорстка вода, взаємодіючи з милом, утворює "мильні шлаки", які не змиваються водою і залишають малосимпатичні розлучення на посуді і поверхні сантехніки; У багатьох промислових процесах солі жорсткості можуть вступити в хімічну реакцію, утворивши небажані проміжні продукти. Жорстка вода утворює накип на стінках нагрівальних котлів, батареях, чим суттєво погіршує їх теплотехнічні характеристики. Накип є причиною 90% відмов водогрійного обладнання. Тому до води, що піддається нагріву в котлах, бойлерах і т.п. пред'являються на порядок більш високі вимоги по жорсткості. Тонкий шар накипу на гріючої поверхні зовсім не нешкідливий, так як тривалість нагрівання через шар накипу, що володіє малою теплопровідністю, поступово зростає, дно прогорає все швидше і швидше - адже метал охолоджується з кожним разом все повільніше і повільніше, довго перебуває в прогрітому стані.Врешті-решт, може статися так, що дно посудини не витримає і почне протікати. Цей факт дуже небезпечний у промисловості, де існують парові котли. Жорстка вода мало придатна для прання. Накип на нагрівачах пральних машин виводить їх з ладу, вона погіршує ще й миючі властивості мила. Катіони Ca 2 + і Mg 2 + реагують з жирними кислотами мила, утворюючи малорозчинні солі, які створюють плівки і опади, в результаті знижуючи якість прання та підвищуючи витрата миючого засобу. А при пранні тканин жорсткою водою утворюються нерозчинні сполуки осідають на поверхні ниток і поступово руйнують волокна. Розрізняють тимчасову і постійну жорсткість води. Обумовлено це розходження типом аніонів, які присутні в розчині в якості противаги кальцію та магнію. Тимчасова жорсткість води обумовлена наявністю у воді гідрокарбонатів, наприклад, гідрокарбонату кальцію Ca (HCO 3) 2 і магнію Mg (HCO 3) 2. При кип'ятінні води гідрокарбонати розкладаються з утворенням осаду середнього або основного карбонату: Ca (HCO 3) 2 = СаСО 3 ↓ + СО 2 ↑ + Н 2 О, Mg (HCO 3) 2 = М g 2 (ОН) 2 СО 3 ↓ + 3СО 2 ↑ + Н 2 О, і жорсткість води знижується. Тому гідрокарбонатну жорсткість називають тимчасовою. Інша частина жорсткості, що збереглася після кип'ятіння води, називається постійною жорсткістю (або некарбонатних). Вона зумовлена присутністю в ній сульфатів, хлоридів та інших розчинних сполук кальцію і магнію, які добре розчиняються і так просто не видаляються. Також розрізняють і загальну жорсткість води. Вона визначається сумарною концентрацією іонів кальцію і магнію. Являє собою суму карбонатної (тимчасової) і некарбонатних (постійної) жорсткості. Жорсткість води вимірюється в міліграмах еквівалент на літр (м-екв / л). Зазвичай, жорсткої вода вважається з жорсткістю 1 м-ЕВК / л і більше. Особливо великою жорсткістю відрізняється вода морів і океанів. Так, наприклад, кальцієва жорсткість води в Чорному морі становить 12 мг-екв / л, магнієва - 53,5 мг-екв / л, а загальна - 65,5 мг-екв / л. В океанах ж середня кальцієва жорсткість дорівнює 22,5 мг-екв / л, магнієва - 108 мг-екв / л, а загальна - 130,5 мг-екв / л. 17. Кислотність та лужність природних вод Кислотність - здатність реагувати з ОН-, Вільна кислотність – титрування по м.о. (рН 4.3-4.5) – сильні кислоти,Загальна кислотність – титрування по ф.ф. (рН 8.2-8.4). Лужність - здатність реагувати з Н+,Вільна лужність – титрування по ф.ф. (рН 8.0-8.2) – сильні луги,Загальна лужність – титрування по м.о. (рН 4.2-4.5). Кислотність природних вод – джерела CO2 повітря Дистилят без солей рН = 5.7 для 610-4 г CO2 /л (1.36 10-5 М) (В атмосфері CO2 рН до 2.8) Кислотні дощі Фульвокислоти гумуса Гідроліз солей (Fe3+) Лужність природних вод – джерела Лужність природних вод обумовлена присутністю аніонів слабких кислот - HCO3- (переважно) та CO32- Ці аніони потрапляють у води при :- розчиненні карбонатів та гідрокарбонатів (Са, Mg, (Na)),- взаємодії карбонатів з розчиненим CO2,- вивітрюванні алюмосилікатів в присутності CO2 . 18. Кислотно-основні рівноваги у природних водоймах. Буферність природних вод 19. Карбонатна система та рН атмосферних осадів. Розповсюдженість карбонатних мінералів : Вапняк (переважно кальцит, CaCО3) Доломіт (CaMg(C03)2) ,Магнезіальні кальцити Cal-хMgxCО3, x <0.2),Арагоніт (більш щільна модифікація CaCО3),Магнезит MgCО3.Ці мінерали присутні на 20% земної поверхні. Карбонати також звичайно знаходять в некарбонатних осадових породах. Якщо карбонати присутні в силікатних чи алюмосилікатних породах в кількості I %, вони домінують в хімії грунтових чи підземних вод. (Важливо для нейтралізації кислих вод). Карбонатна система: CO2 +H2O H2CO3 H++ HCO3- 2H++ CO32- Рівноваги: утворення вугільної кислоти CO2 + H2O H2CO3 К = 1.7 10-3 дисоціація H2CO3 H++ HCO3- Ка1 = 2.5 10-4 CO2 +H2O H++ HCO3- К’a1 = 4.27 10-7 HCO3- 2H++ CO32- Ка2 = 4.68 10-11 Карбонатна система – рівноваги з кристалічними карбонатами: CaCO3 Ca2+ + CO32- ДР = 3.8 10-9 MgCO3 Mg2+ + CO32- ДР = 2.0 10-4 CaCO3 + CO2 +H2O = Ca(HCO3)2 (р-н) Карбонатна система та процеси в природних водах:Абсорбція – десорбція CO2 на поверхні водойми; Біохімічні реакції фотосинтезу та розкладу органічних речовин; Кристалізаця та розчинення карбонатів. В глибині моря (h3-4 км) води звичайно ненасичені відносно карбонатів (карбонати відсутні у донних відкладеннях).На менших глибинах пересичення відносно кальциту та арагоніту може сягати 200 - 250%. рН морської води майже лінійно знижується з глибиною:- поверхня моря - 8,2 ,- глибина 5 км 8,01,- глибина 10 км — 7,82. 20. Розчинність карбонатів і рН підземних та поверхневих природних вод. Вплив глибини на насиченість вод відносно карбонатів Біля поверхні моря води пересичені карбонатами Можливі причини: • Зростання температури • Випаровування • Втрата СО2 на фотосинтез та в атмосферу. • Змішування вод 21. Чинники, що впливають на розчинність карбонатів у природних водах. 1. Т: при підвищенні температури збільшується розчинність 2. Парціальний тиск СО2 (Рсо2) 3. Засоленість води. 4. Від величини гідрастатичного тиску. 5. Вплив змішування вод на розчинність карбонатів 6. Вплив глибини на насиченість вод відносно карбонатів Біля поверхні моря води пересичені карбонатами Можливі причини: • Зростання температури • Випаровування • Втрата СО2 на фотосинтез та в атмосферу. • Змішування вод В глибині моря (h>3-4 км) води звичайно ненасичені відносно карбонатів (карбонати відсутні у донних відкладеннях). На менших глибинах пересичення відносно кальциту та арагоніту може сягати 200 - 250%. рН морської води майже лінійно знижується з глибиною: - поверхня моря - 8,2 - глибина 5 км 8,01 - глибина 10 км — 7,82 (?)Соотношение форм угольной кислоты в воде при различных значениях рН Образование карбоната кальция Из рисунка видно, что при снижении кислотности раствора концентрация водородных ионов снижается, рН раствора повышается и ( приобретает щелочную реакцию, бикарбонаты переходят в карбонаты, которые после взаимодействия с ионами кальция образуют растворимый карбонат кальция. Происходит осаждение кристаллической фазы карбоната кальция. И, наоборот, при повышенной кислотности воды карбонатные ионы переходят в бикарбонатные, что приводит к растворению карбоната кальция СаСО3. | |
| Просмотров: 527 | Загрузок: 14 | Рейтинг: 0.0/0 | |
| Всего комментариев: 0 | |