1. Rola wody w tworzeniu klimatu ziemskiego:

Woda jest jednym z podstawowych elementów przyrody i ze względu na swoje wyjątkowe właściwości fizyczne odgrywa bardzo istotną rolę w jej gospodarce. Woda jest ważnym czynnikiem geologicznym i klimatologicznym; decydującym czynnikiem istnienia życia na Ziemi; dominującym składnikiem tkanki roślinnej i zwierzęcej; środowiskiem, w którym zachodzą procesy biochemiczne w żywych organizmach, środowiskiem bytowania licznych gatunków zwierząt, roślin i mikroorganizmów; nośnikiem ciepła w przyrodzie, czynnikiem powodującym wietrzenie i korozję skał. Woda rozpuszcza olbrzymie ilości różnych związków chemicznych, zwłaszcza soli występujących w górnych warstwach skorupy ziemskiej, oraz przenosi je z jednego miejsca na drugie, ułatwia przebieg rozmaitych reakcji chemicznych i procesów fizycznych. Z tego względu woda jest jednym z bardzo istotnych czynników decydujących o licznych przemianach na powierzchni Ziemi. Woda ożywia powierzchnię kuli ziemskiej zarówno pod względem fizycznym, chemicznym i biologicznym.

2. Globalny cykl hydrologiczny:

Woda występuje w przyrodzie w 3 stanach skupienia i znajduje się w ciągłym obiegu kołowym: ziemia-atmosfera-ziemia. Pod wpływem energii słonecznej woda paruje z powierzchni oceanów, mórz, jezior, rzek, stawów i ziemi, tworząc chmury, a następnie w postaci deszczów, śniegu, gradu powraca na ziemię(rys.1/6).
Łącznie co roku około 500 tys. km3 wody wyparowuje z całej kuli ziemskiej. Ta sama ilość wody wraca na ziemię w postaci opadów, z czego na lądy spada około 100 tys., a do oceanów około 400 ty. km3. Można przyjąć, że z ogólnej ilości wód opadowych spadających na powierzchnię lądów 1/3 odparowuje, 1/3 przenika w głąb ziemi i 1/3 część spływa po jej powierzchni. Ilość wód odpływających z lądów do mórz i oceanów wynosi 8% wód opadowych przypadających na lądy. Objętość wody będącej w ciągłym obiegu stanowi natomiast około 0,025% zasobów wody globu ziemskiego.

3. Zasoby wodne Polski: Polska nie należy do zasobnych w wodę (tab.1/9). Ponadto w geograficznym rozmieszczeniu zasobów wód nadających się do celów spożywczych i gospodarczych zaznaczają się znaczne różnice. Obszary deficytowe pod względem zasobów wody są położone przede wszystkim w środkowej i częściowo południowej Polsce, tj. na Nizinie Wielkopolsko-Kujawskiej, Mazowiecko- Podlaskiej i częściowo na Wyżynie Małopolskiej i Śląskiej(rys.2/9). Wodę dla Śląska sprowadza się z Wisły, dla Łodzi z Pilicy, a dla Wrocławia częściowo z Nysy Kłodzkiej. Zasoby naszych wód podziemnych i powierzchniowych wynoszą łącznie ok. 60 km3. Woda zasilająca Polskę pochodzi przeważnie z opadów atmosferycznych. Na powierzchnię Polski spada rocznie przeciętnie 186 km3 wody, co odpowiada prawie pojemności Bałtyku. Z tej ilości paruje bezpośrednio 133 km3 wody, a pozostała ilość spływa rzekami lub wsiąka do gruntu, tworząc zapasy wody podziemnej (i wgłębnej). Bezpośredni odpływ powierzchniowy wynosi w Polsce przeciętnie 19,4 km3 rocznie. Wypływ i wydobycie wód podziemnych (i wgłębnych) stanowią rocznie 34 km3. Oprócz tego rzekami Polski spływa do Bałtyku około 5,2 km3 wody dopływającej rzekami z Rosji, Czech i Słowacji. Łącznie więc rzeki polskie prowadzą do Bałtyku rocznie 58,6 km3 wody. Roczny pobór wody na potrzeby bytowo-gospodarcze, przemysłowe, rolnicze i innych działów gospodarki narodowej już w 1985 roku wynosił około 70 km3. Oznacza to, że Polska , jak wiele krajów uprzemysłowionych stoi w obliczu powiększającego się deficytu wody. Konieczne jest zatem kompleksowe zagospodarowanie naszych zasobów wodnych, przede wszystkim Wisły i jej dopływów, a także dorzecza Odry.

4. Budowa cząsteczki wody, moment dipolowy, wiązania wodorowe

• Budowa cząsteczki wody:

W celu ustalenia bezwzględnej liczby atomów w cząsteczce danej substancji należy znać jej masę cząsteczkową. Wzór chemiczny wody - H20, który określa skład jakościowy i ilościowy wody. Woda składa się zatem z wodoru i tlenu, a skład masowy tych pierwiastków w wodzie wynosi 11,19% H i 88,81% O. Sumaryczny wzór chemiczny nie wyjaśnia właściwości fizycznych i chemicznych danego związku chemicznego. Właściwości te zależą od budowy cząsteczki. Kształt cząsteczki odpowiada trójkątowi. W jednym z jego wierzchołków znajduje się atom tlenu, w dwóch pozostałych atomy wodoru. Kąt przy wierzchołku zawierającym atom tlenu wynosi 1,82 rad. Atomy tworzące cząsteczkę cząsteczkę wody są połączone wiązaniami chemicznymi,tj. siłami działającymi na atomy w taki sposób, że jądra zajmują w przestrzeni w stosunku do siebie położenia równowagowe (rys.3/12) . W przyrodzie występują nie tylko podstawowe formy wiązań takie jak: -atomowe (homeopolarne, kowalencyjne), - jonowe (heteropolarne, biegunowe), czy metaliczne, ale przede wszystkim formy pośrednie, np. wiązanie atomowe spolaryzowane, które występuje w cząsteczce między atomami o różnej elektroujemności (dążenie atomów do przyłączania elektronów). Takie spolaryzowane wiązanie powstaje między atomem wodoru a atomem tlenu w cząsteczce wody. Atom tlenu (bardziej elektroujemny) silniej przyciąga wspólną parę elektronową znajdującą się na wiążącym orbitalu cząsteczkowym. W rezultacie orbital ten deformuje się i zwiększa się gęstość elektronowa przy atomie tlenu. Wiązania chemiczne wykazują działania kierunkowe. Właściwość ta wynika stąd, że z wyjątkiem elektronów s, wszystkie inne mają uprzywilejowane kierunki rozkładu gęstości elektronowej. I tak np. elektrony p, których osie rozkładu gęstości są zgodne z osiami współrzędnych x,y,z, tworzą wiązania pod kątami zbliżonymi do 1,571 rad (90). A zatem dwa atomy wodoru łączą się z atomem tlenu wiązaniami typu s-p, które tworzą ze sobą teoretycznie kąt 1,571 rad (rys.5/13) W rzeczywistości kąt ten jest nieco większy i wynosi 1.823 rad (104 21'). Powiększeniu kąta sprzyja kilka czynników, jak wzajemne odpychanie elektrostatyczne atamów wodoru, które niosą cząstkowy ładunek dodatni w silnie spolaryzowanych wiązaniach O-H, a także wzajemne odpychanie elektronów sąsiednich wiązań. Jednak podstawowej przyczyny zwiększenia kąta między tymi wiązaniami można upatrywać w tym, że w powstawaniu wiążących orbitali cząsteczki wody uczestniczą nie tylko orbitale 2p atomu tlenu, lecz także jego orbital 2s tworzący z poprzenim tzw. orbitale zhybrydyzowane. Orbitale te są korzystniejsze energetycznie, gdyż takie zapełnianie zapewnia lepsze warunki do nakrywania się atomów oddziaływających z chmurami elektronowymi. Tym samym zmniejsza się wzajemne oddziaływanie orbitali walencyjnych. W wyniku hybrydyzacji orbitali atomowych powstają orbitale korzystniejsze do tworzenia się najtrwalszych wiązań chemicznych. W powstałej cząsteczce wszystkie orbitale wiążące są równocenne, a orbitale zhybrydyzowane mają takie położenie, w którym wszystkie pary elektronowe są maksymalnie oddalone od siebie. Tendencja do osiągnięcia struktury o maksymalnej symetrii często powoduje wymieszanie się różnych orbitali podczas łączenia się atomów w cząsteczkę. Dla orbitali s i p - 3 typy hybrydyzacji: sp,sp2,sp3. W hybrydyzacji sp powstaje konfiguracja liniowa, dla orbitali zhybrydyzowanych sp2 charakterystyczna jest konfiguracja płaska z kątami walencyjnymi 2,094 rad (120) (centrosymetryczna). Hybrydyzacja sp3 jest typowa dla związków węgla. Węgiel tworzy cztery równocenne wiązania skierowane ku narożom regularnego tetraedru. Kąty między wiązaniami wynoszą 1,911 rad (109 28'). Hybrydyzację sp3 można uznać za podstawę cząsteczki wody. Przyjmuje się, że atom tlenu wykazuje hybrydyzację sp3, z tym, że dwa orbitale są zapełnione własną parą elektronową. Te dwie wolne pary elektronowe uczestniczą w konfiguracji sp3. Kąt między wiązaniami O-H obserwowany doświadczalnie 1,823 rad (104 27') jest wówczas znacznie bliższy wartości kąta w tetraedrycznym układzie równocennych wiązań sp3, 1,911 rad (109 28') niż kąta między orbitalami p 1,571 rad (90). Zgodnie z tą koncepcją kształt cząsteczki wody można przedstawić jak na rys. 7. Taka kątowa budowa cząsteczki wody powoduje jej biegunowość elektryczną. Ze względu na swą budowę przestrzenną i spolaryzowane wiązania atomowe cząsteczka wody jest biegunowa (polarna)

• Moment dipolowy:

cząsteczka wody ma niesymetryczny rozkład ładunków elektrycznych, gdyż "środek ciężkości" ładunków ujemnych w pobliżu atomu tlenu nie pokrywa się ze "środkiem ciężkości" ładunków dodatnich w pobliżu atomów wodoru. Cząsteczki polarne, w których wyraźnie zaznaczają się dwa bieguny (+ i - ) nazywają się dipolami. Stopień polarności cząsteczki charakteryzuje się za pomocą tzw. momentu dipolowego (u), który jest równy iloczynowi bezwzględnej wartości ładunku (e) jednego z biegunów dipola i odległości (l) między biegunami. Można to wyrazić za pomocą równania:

u = el

gdzie: u - moment dipolowy

e - bezwzględna wartość ładunku dipola

l - odległość między biegunami dipola (długość dipola)

Moment dipolowy ma wymiar (ładunek i długość) i wyraża się w debajach: 1D = 10 ^-18 j. ES*cm. W układzie jednostek miar SI 1D = 0,33*10^-29 A*s*m. Ponieważ rozsunięcie ładunków +e i -e (odległość l) nie może przekroczyć wymiarów cząsteczki (10^-8 cm), a wartość e jest rzędu ładunku elektronu, tj. 10^-10 j.ES, dlatego momenty dipolowe u cząsteczek mają wartości w przedziale od 0 do kilku D.

Cząsteczki dwuatomowe homojądrowe, np. H2, O2, Cl2, N2 nie mają momentu dipolowego. W cząsteczkach tych istnieje czyste wiązanie atomowe. Moment dipolowy w nich równy jest zeru, gdyż środek ciężkości ładunków ujemnych znajduje się w środku cząsteczki. Każda cząsteczka dwuatomowa złożona z różnych atomów ma natomiast charakter biegunowy i wykazuje moment dipolowy, bez względu na charakter wiązania chemicznego. Również w cząsteczkach wieloatomowych każdemu wiązaniu między dwoma różnymi atomami odpowiada moment dipolowy, zwany momentem wiązania. Moment dipolowy wiązania jako wektor ma zwrot do bieguna ujemnego wiązania. Dlatego moment dipolowy u całej cząsteczki, który zależy od jej kształtu, jest wektorową sumą momentów dipolowych poszczególnych wiązań łączących dwa atomy w jej obrębie. Jeżeli w cząsteczce są dwa wiązania chemiczne, którym odpowiadają momenty dipolowe różne od 0, to aby obliczyć moment dipolowy wypadkowy, należy dodawać do siebie momenty wiązań (wektory) tak samo, jak dodaje się siły działające w różnych kierunkach według równoległoboku .Zatem w cząsteczkach wieloatomowych o symetrycznej budowie w wyniku dodawania się wektorów - dipoli następuje wzajemna redukcja momentów dipolowych poszczególnych wiązań i moment dipolowy całej cząsteczki jest równy 0. Są to więc cząsteczki o takiej symetrii, w której środek ładunku dodatniego pokrywa się ze środkiem ładunku ujemnego. u=0: CO2, CS2, CH4, CCl4, BF3. Moment dipolowy dostarcza ważnych informacji o geometrii cząsteczek i rozkładu gęstości ładunku elektronowego w ich obrębie. I tak, np. stwierdzenie, iż cząsteczka CO2 nie ma momentu dipolowego, pozwala od razu wnioskować, że jest ona zbudowana symetrycznie liniowo, moment dipolowy zaś H20 czy H2O2 wyklucza taką ich budowę. Moment dipolowy cząsteczki wody można rozłożyć na dwie składowe,tj. na dwa momenty wiązań, których kierunki są zgodne z kierunkami wiązań i których wektorowa suma równa jest momentowi dipolowemu cząsteczki wody (rys. 8/16). Jak wynika z rysunku moment dipolowy wiązania O-H można obliczyć z równania (w rad):

u_H20= 2 u_O-Hcos o,92 = 1,84D

Duża wartość dipolowego wiązania O-H (u_O-H = 1,51D) wskazuje na silne spolaryzowanie wiązania pomiędzy atomami tlenu i wodoru. Polaryzacja tego wiązania oraz asymetria w budowie cząsteczki mają istotny wpływ na polarność cząsteczki wody i jej właściwości. Polarność cząsteczki wody jest przyczyną powstawania zjawiska asocjacji i hydratacji.

• Wiązania wodorowe:

Cząsteczki dipolowe wody łączą się ze sobą wiązaniem wodorowym. Wiązanie wodorowe zwane niekiedy mostkiem wodorowym, należy do tzw. oddziaływań specyficznych. Występuje między dwiema cząsteczkami, z których jedna zawiera grupę protonodonorową X-H, druga zaś atom protonoakceptorowy Y. Warunki te spełnia cząsteczka wody, która ma właściwości zarówno protonodonorowe, jak i protonoakceptorowe (wolne pary elektronowe przy atomie tlenu). Mechanizm występowania wiązania wodorowego jest następujący: wiązania kowalencyjne między atomem wodoru a atomem tlenu jest bardzo silnie spolaryzowane, w wyniku czego gęstość ładunku elektronowego wokół atomu wodoru jest mała i proton doznaje silnego przyciągania przez wolną parę elektronową atomu tlenu sąsiedniej cząsteczki wody. Wiązania wodorowe prowadzą do utworzenia asocjatów o składzie stechiometrycznym, a oddziaływające grupy mają określoną wzajemną orientację (rys. 9/17). Cząsteczka wody ma dwie grupy protonodonorowe, jak i dwie wolne pary elektronowe (protonoakceptorowe), a zatem cząsteczki wody mogą utworzyć przestrzenną sieć wiązań wodorowych. Każdy atom tlenu jest otoczony czterema atomami wodoru. Mamy więc jak gdyby do czynienia z tetraedryczną koordynacją. W lodzie istnieje regularna sieć wiązań wodorowych (rys.10/18). Na rysunku tym pokazano, w jaki sposób za pomocą wiązań (mostków) wodorowych tworzy się struktura tetraedryczna. W każdym wierzchołku tetraedru znajduje się cząsteczka wody. Odległość atomu wodoru od związanego z nim kowalentnie atomu tlenu jest mniejsza niż odległość od atomu cząsteczki sąsiedniej. W krysztale lodu każdy atom tlenu otoczony jest tetraedrycznie czterema innymi atomami tlenu, rozłożonymi w jednakowej odległości (0,276nm) od centralnego atomu. Na każdym z czterech odcinków łączących atom tlenu z jego najbliższym sąsiadem znajduje się atom wodoru. Jednakże dwa z tych atomów są oddalone od centralnego atomu tlenu o 0,101 nm, tj. niemal tyle, co w cząsteczce wody w stanie pary (0,069 nm), a dwa pozostałe aż o 0,175 nm (rys.10). Wynika z tego, że lód jest typowym kryształem molekularnym, w którym cząsteczka H2O zachowuje swą indywidualność. Struktura lodu ma znaczne luki przestrzenne (rys.10). Podczas topnienia lodu cząsteczki wody przenikają do luk strukturalnych i tworzą układ bardziej ścisły, wskutek czego objętość właściwa wody w przedziale temperatur bliskich temperaturze ropnienia lodu jest mniejsza niż jego objętość właściwa. Wiązanie wodorowe jest słabsze od wiązania jonowego czy kowalencyjnego, a jego energia rzędu 21*10⁶ J*kmol^-1. Aby rozerwać cząsteczki zasocjonowane , należy użyć dodatkowej energii i tym samym tłumaczy się anomalnie wysokie temperatury wrzenia wody i topnienia lodu w porównaniu z H2S,H2Se,H2Te. Podczas topnienia lodu część wiązań wodorowych rozrywa się , a stosunkowo mała wartość entalpii topnienia lodu pozwala ocenić, że ok. 15% wiązań wodorowych między cząsteczkami H2) zostaje rozerwana po stopnieniu lodu. Oznacza to, że w ciekłej wodzie w temperaturze bliskiej temperaturze topnienia lodu jest zachowane jeszcze ok. 85% wiązań wodorowych między cząsteczkami. W tych niskich temperaturach w wodzie istnieją jeszcze pozostałości struktury lodu, zwane klasterami, które zależnie od temperatury zawierają do 100 cząsteczek wody. Oprócz tego występują w wodzie jeszcze inne agregaty strukturalne, tzw. klatraty składające się z 20 cząsteczek rozłożonych nierównomiernie na powierzchni kuli oraz mające bardziej stabilną strukturę – pentagonalną(rys.11b/19), która na swych krawędziach ma sześcioboki z zawiniętymi narożnikami. Z tych elementów mogą powstać zespoły typu clusters. Wszystkie te struktury są nietrwałe i ze wzrostem temperatury rozpadają się. Stopniowy rozpad luźnych struktur warunkowanych wiązaniami wodorowymi powoduje, że gęstość ciekłej wody zwiększa się podczas ogrzewania od temperatury topnienia do 277,14K. W temperaturze od 276,84 do 277,14 K gęstość jest największa, gdyż zawiera ona najwięcej asocjatów dwucząsteczkowych (H20)2, które w niższej temperaturze łączą się w zespoły trójcząsteczkowe (H20)3, a w wyższej rozpadają się na pojedyncze cząsteczki H20 wg równania:

2(H20)3<-->3(H20)2<-->6(H20)

Woda w stanie ciekłym jest więc mieszaniną pojedynczych cząsteczek H₂O i różnych asocjatów. Z tych ostatnich trwalsze są cząstki zasocjonowane składające się z dwóch cząsteczek wody, gdyż występują tu podwójne wiązania wodorowe(rys./20). Ze wzorem temperatury wody zawartość zasocjonowanych połączeń maleje i woda w stanie pary składa się z pojedynczych cząsteczek H20. Wiązania wodorowe warunkują dużą spoistość wody, jej zdolność do silnego przylegania do różnych substancji i ich zwilżania. Zwilżanie szkła przez wodę polega m.in. na tworzeniu wiązań wodorowych między protonami cząsteczki H20 a atomami tlenu powierzchni szkła, zawierającego przede wszystkim dwutlenek krzemu SiO2. W podobny sposób woda zwilża też celulozę, glinę i inne substancje, których składnikiem jest tlen. Nie tylko atom tlenu jest protonoakceptorem,lecz również atom azotu, fluoru i wszystkie związki zawierające atomy z wolnymi parami elektronowymi, natomiast protonodonorami są wszystkie kwasy (związki zdolne do odszczepiania protonu), czyli grupy -O-H, =N-H, -S-H, Cl-H, Br-H, F-H, I-H. Z tego też powodu wiązania wodorowe tworzą się zarówno między cząsteczkami nieorganicznymi jak i organicznymi. Wiązanie wodorowe jest często spotykane w strukturach krystalicznych soli kwasów nieorganicznych. W sieciach krystalicznych niektórych związków uwodnionych cząsteczki wody są związane z anionami (atomami tlenu w anionach) poprzez wiązania wodorowe, np. CuSO4*5H2), czy wodorofluorek amonu NH4HF2,a także wiązki organiczne puryny, pirymidyny. W związkach organicznych tworzą się zarówno międzycząsteczkowe, jak i wewnątrzcząsteczkowe wiązania wodorowe. Wewnątrzcząsteczkowe np. w kwasie salicylowym, ortonitrofenolu, między grupą hydroksylową -OH i karboksylową -COOH lub nitrową -NO2(rys./20). W kwasie salicylowym wiązanie wodorowe powoduje silny wzrost kwasowości grupy karboksylowej, a w o-nitrofenolu wiązanie wodorowe jest powodem zablokowania gruby hydroksylowej, która nie może uczestniczyć w tworzeniu międzycząsteczkowych wiązań wodorowych. Mięzycząsteczkowe wiązania wodorowe w związkach organicznych powodują tworzenie się asocjatów o składzie stechiometrycznym. Asocjacja alkoholi jest wynikiem wytworzenia międzycząsteczkowych wiązań wodorowych i prowadzi do łańcuchowych multimerów(a), bądź cyklicznych agregatów(b) (rys./21).

Podwójne wiązania wodorowe międzycząsteczkowe występują w dimerach powstałych z połączenia kwasów karboksylowych:(rys./21).

Dimery takie są trwałe nawet w stanie pary dzięki dwom wiązaniom O-H—O, z których każde ma znaczną energię. Silne oddziaływanie zachodzi również między zasadami organicznymi w wyniku tworzenia podwójnych lub potrójnych wiązań wodorowych. Podwójne wiązania wodorowe powstają np. między adeniną i tyminą, a potrójne między guaniną i cytozyną. Zasady te wchodzą w skład łańcuchów polinukleotydowych, z których jest zbudowana cząsteczka kwasu dezoksyrybonukleinowego DNA. Cząsteczka DNA składa się z 2 komplementarnych łańcuchów polinukleotydowych połączonych ze sobą wiązaniami wodorowymi. Wiązania wodorowe N-H-N i N-H- -O między zasadami dwu łańcuchów wiążą je w potrójną alfahelisę. Taka spiralna budowa spowodowana jest uszeregowaniem poszczególnych zasad w obu łańcuchach, gdyż wiązania wodorowe mogą łączyć tylko zasady komplementarne (adeninę z tyminą, cytozynę z guaniną).Wiązania wodorowe skierowane są niemal równolegle do osi spirali. Każde z nich łączy azot grupy imidowej z tlenem grupy karbonylowej należącej do ugrupowania peptydowego o trzy miejsca dalej w łańcuchu. Wiązania wodorowe =N-H—O=C= spełniają w alfa-helisowej budowie łańcucha rolę klamer spinających poszczególne skręty tej spirali. Fragment cząsteczki DNA (rys.12,13,14/22).

Wiązanie wodorowe stanowi więc główny czynnik wzajemnego powiązania cząsteczek oraz decyduje w znacznym stopniu o budowie ważnych biologicznie układów (białek i kwasów nukleinowych). W cząsteczkach DNA jest przechowywana inf. genetyczna. Wiązania wodorowe są podstawowym czynnikiem utrwalającym tę informację, gdyż w czasie powielania makrocząsteczek kwasu rybonukleinowego powstają ściśle dopasowane łańcuchy.Wiązania wodorowe między cząsteczkami wody mają duży wpływ na jej właściwości fizyczne. Wysoką temperaturę wrzenia i krzepnięcia wody, duże ciepło parowania i topnienia, dużą stałą dielektryczną i duże napięcie powierzchniowe należy przypisać istnieniu międzycząsteczkowych wiązań wodorowych, powodujących asocjację cząsteczek H20.

5.Stany skupienia wody, struktura wody ciekłej, pary , lodu

Woda występuje w trzech stanach skupienia: stałym, ciekłym i gazowym, które stanowią oddzielne fazy. Są to więc lód, woda ciekła i para. Różnice między tymi stanami skupienia polegają na różnej wzajemnej odległości cząsteczek, która warunkuje odmienne oddziaływanie między nimi. W stanie pary odległości między cząsteczkami H20 są znaczne, a siły wzajemnego przyciągania znikome; cząsteczki mają więc swobodę wykonywania ruchów postępowych. W fazie ciekłej cząsteczki wody znajdują się bliżej siebie niż w fazie gazowej i ich wzajemne oddziaływanie jest większe. Mogą one zmieniać położenie względem siebie , ale tylko w pewnych granicach. Z tej przyczyny ciecze łatwo zmieniają kształt, trudno natomiast objętość. Cząsteczki H₂O w lodzie są umiejscowione sztywno w węzłach sieci krystalicznej i zdolne jedynie do wykonywania ruchów drgających i ewentualnej wędrówki po defektach sieci.

• struktura wody ciekłej

-Cząsteczki wody znajdują się bliżej siebie niż w fazie gazowej i ich wzajemne oddziaływanie jest większe. Mogą one zmieniać swoje położenie, ale tylko w pewnych granicach. Z tego powodu ciecze łatwo zmieniają kształt, ale trudno objętość.

- stopniowy rozpad luźnych struktur warunkowanych wiązaniami wodorowymi powoduje, iż gęstość ciekłej wody zwiększa się podczas ogrzewania od temperatury topnienia do 277,16K, 3,98ºC

- w temperaturze od 276,84 do 277,24K gęstość wody jest największa i zawiera najwięcej asocjatów dwucząsteczkowych

- w temperaturze poniżej 276,84K występują asocjaty trójcząsteczkowe

- w temperaturze powyżej 277,24K asocjaty rozpadają się na pojedyncze cząsteczki HO

- woda w stanie ciekłym jest mieszaniną pojedynczych cząsteczek HO i różnych asocjatów (w tym dwu- i trójcząsteczkowych)

• Struktura pary wodnej

Ze wzrostem temperatury wody zawartość zasycjonowanych połączeń maleje i woda w stanie pary składa się z pojedynczych cząsteczek HO

W tym stanie odległości między cząsteczki są znaczne, a siły wzajemnego przyciągania znikome; cząsteczki zatem mają swobodę wykonywania ruchów postępowych.

• struktura lodu

W przypadku lodu cząsteczki są umiejscowione sztywno w węzłach sieci krystalicznej i zdolne są jedynie do wytwarzania ruchów drgających i ewentualnej wędrówki po defektach sieci krystalicznej. Lód jest typowym kryształem molekularnym, gdzie cząsteczka wody zachowuje swoja indywidualność. W krysztale lodu każdy atom tlenu otoczony jest tetraedrycznie 4 innymi atomami tlenu, rozłożonymi w jednakowej odległości od atomu centralnego. Struktura lodu ma znaczne luki przestrzenne. Podczas topnienia lodu cząsteczki wody przenikają do luk strukturalnych i tworzą układ bardziej ścisły.

6.Wykres fazowy wody, zjawiska związane z przejściami fazowymi:

Na rys. przedstawiono wykres równowag fazowych dla lodu, wody i pary wodnej w płaszczyźnie (t,p). Krzywa parowania cieczy AB określa prężność pary nasyconej w zależności od temperatury cieczy. Powyżej tej krzywej znajduje się obszar cieczy, a poniżej obszar pary. Krzywa parowania zaczyna się w punkcie A, odpowiadającym przemianie cieczy w ciało stałe, a kończy się w punkcie B, odpowiadającym temperaturze krytycznej. W temperaturze krytycznej zanika nagle menisk rozgraniczający fazę ciekłą od gazowej, co jest spowodowane tym, że ze wzrostem temperatury gęstość cieczy maleje, a gęstość pary wzrasta. W stanie krytycznym następuje zrównanie gęstości obydwu faz. Napięcie powierzchniowe cieczy maleje przy tym do zera, w wyniku czego menisk cieczy zanika. W stanie krytycznym zacierają się różnice między fazą ciekłą a gazową, a swobodna powierzchnia cieczy przestaje istnieć. Stan krytyczny jest określany przez parametry krytyczne, tj. temperaturę krytyczną (T_c), ciśnienie krytyczne (p_c), objętość krytyczną (V_c), lub gęstość krytyczną; parametry krytyczne, podobnie jak temperatury wrzenia i topnienia, są charakterystyczne dla poszczególnych substancji. Dla wody temperatura krytyczna wynosi 647,31 K. Prężność pary istniejąca w tej temperaturze, tj. ciśnienie krytyczne, wynosi 221293 hPa, a gęstość krytyczna 0,323 g*cm^-3. . Temperatura krytyczna jest tym wyższa, im większe siły działają między cząsteczkami. Woda, której cząsteczki są dipolami, wykazuje bardzo wysoką temperaturę krytyczną. Powy zej temperatury krytycznej nie można gazu skroplić, nawet jeśli się użyje bardzo dużych ciśnień (izotermy nie przebiegają przez obszar współistnienia pary nasyconej i cieczy). Powyżej temperatury krytycznej ruch cząsteczek jest tak intensywny, że niezależnie od ciśnienia cząsteczki wypełniają całą objęość naczynia, nie tworząc swobodnej powierzchni charakterystycznej dla cieczy. Powyżej temperatury krytycznej prężność fazy gazowej zmienia się wraz z temperaturą wg praw gazowych. Ze wzrostem temperatury zwiększa się prężność pary nasyconej. Gdy w pewnej temperaturze prężność pary nasyconej zrówna się z ciśnieniem zewnętrznym, wtedy zachodzi zjawisko parowania w całej objętości, czyli wrzenie. Woda, jak wiadomo, wrze w temperaturze 373,16 K pod ciśnieniem 1013,25 hPa. Ze zwiększeniem ciśnienia zewnętrznego podwyższa się temperatura wrzenia cieczy. Gaz w temperaturze wyższej od temperatury krytycznej nie daje się skroplić pod żadnym ciśnieniem.

Każdemu punktowi leżącemu na krzywej AB odpowiada stan równowagi dynamicznej między dwiema fazami – tyle samo cząsteczek odparowuje, ile skrapla się. Jeżeli weźmiemy pod uwagę dowolny punkt P znajdujący się na wykresie poniżej krzywej parowania w obszarze pary, to z punktu tego do obszaru cieczy (skraplanie pary) możemy przejść albo przez obniżenie temperatury, albo przez zwiększenie ciśnienia zewnętrznego.

Krzywa krzepnięcia AC odpowiada warunkom spółistnienia lodu i wody. Obszar leżący na lewo od tej krywej odpowiada stałemu stanowi skupienia. Jeżeli stan układu jest określony przez punkt S (faza stała), to podwyższenie temperatury może prowadzić do stopienia lodu i przejścia układu na przykład w stan określony przez punkt L.Wzrost ciśnienia zewnętrznego powoduje także stopnienie lodu (prosta SL1), gdyż maleje temperatura topnienia. Krzywa AC określa zatem zależność temperatury topnienia lodu od ciśnienia.

Wpływ ciśnienia na temperaturę krzepnięcia bywa dwojaki w zależności od tego, czy faza stała ma większą gęstość (mniejszą objętość właściwą) od fazy ciekłej, czy też odwrotnie – mniejszą gęstość a większą objętość właściwą.

Lód pływa po powierzchni fazy ciekłej, ma zatem mniejszą gęstość (większą objętość właściwą) niż ciecz. Dla tej kategorii substancji wzrost ciśnienia może spowodować stopienie fazy stałej wskutek obniżenia się temperatury topnienia. Krzywa AC jest nachylona w lewo od linii pionowej przechodzącej przez punkt A. W przypadku przeciwnym, gdy faza stała ma większą gęstość niż gęstość fazy ciekłej, wrost ciśnienia może spowodować przemianę fazy ciekłej w fazę stałą (prosta L1S) wskutek podwyższenia się temperatury krzepnięcia. Krzywa AC dla tej kategorii ciał jest nachylona w prawo w stosunku do linii pionowej przechodzącej przez punkt A.

Przemiany fazowe ciało stałe-ciecz(lub ciecz-ciało stałe) zachodzą zgodnie z regułą przekory. Jeżeli na układ w stanie równowagi, złożony z lodu i wody, działa czynnik zewnętrzny, to układ ten przeciwstawia się temu działaniu. Lód zatem topi się, a ciekły benzen krzepnie.

Krzywa sublimacji AD określa stan równowagi fazowej między lodem a parą. Prężność pary nad ciałem stałym jest niewielka. Dla lodu w temperaturze 273,16 K wynosi ona 615Pa i maleje wraz z obniżaniem się temperatury. Szybka sublimacja, czyli bezpośrednia przemiana fazy stałej w parę zachodzi, gdy ciśnienie zewnętrzne jest niższe niż prężność pary nad ciałem stałym.

Wszystkie 3 linie równowag fazowych AB,AC,AD przecinają się w punkcie A, który nazywamy punktem potrójnym. Punkt ten określa warunki współistnienia trzech faz: ciekłej, stałej i gazowej w stanie równowagi. W punkcie potrójnym prężnośc pary nad cieczą jest równa prężności pary nad ciałem stałym. W punkcie potrójnym, zgodnie z regułą faz, liczba stopni swobody równa się zeru – układ inwariantny (niezmienny).

Reguła faz – suma liczby faz i liczby stopni swobody w dowolnym układzie jest równa liczbie składników powiększonej o dwa:

f + s = n + 2

f – liczba faz

n – liczba składników

s – liczba stopni swobody

Aby osiągnąć stan równowagi trzech faz w układzie jednoskładnikowym, należy ściśle okreśłić ciśnienie i temperaturę. Lód, woda i para wodna pozostają ze sobą w równowadze tylko wtedy, gdy T=273,16 K, ciśnienie 615Pa. Temperatura punktu potrójnego wody jest punktem wzorcowym dla skali temperatur.

Oprócz 3 wspomnianych już krzywych na wykresie fazowym występuje jeszcze krzywa AE , będąca przedłużeniem krzywej AB. Krzywa AE odpowiada stanowi równowagi pozornej. Określa warunki współistnienia wody przechłodzonej i pary w temperaturach niższych od temperatury topnienia lodu. Prężność pary nad przechłodzoną fazą ciekłą jest większa niż prężność pary nad fazą stałą, trwałą w tym obszarze temperatur. W temperaturze niższej niż temperatura krzepnięcia faza ciekła jest fazą nietrwałą. Przechłodzeniu zapobiega obecność zarodków krystalicznych w cieczy.

7.Właściwości fizyczne wody: stała dielektryczna, ciepło właściwe, przewodnictwo cieplne, napięcie powierzchniowe, konduktywność, absorpcja, promieniowania świetlnego, rozp. Gazów i cieczy

Woda jest cieczą bezwonną, w cienkich warstwach bezbarwną, w grubszych ma odcień niebieskawy wskutek absorpcji pewnej ilości promieniowania czerwonego. W stanie cieczy woda wykazuje wiele ciekawych anomalii we właściwościach fizycznych:

- maksymalną gęstość w temperaturze 277,14 K

- rozszerzalność podczas krzepnięcia

- bardzo duże ciepło właściwe w porównaniu z innymi cieczami

- stosunkowo duże przewodnictwo cieplne

- dużą stałą dielektryczną

- dużą zdolność rozpuszczającą

- dużą zdolność jonizującą

- dużą zdolność tworzenia układów koloidowych

• Ciepło właściwe (pojemność cieplna właściwa) c

jest to ilość ciepła potrzebna do ogrzania (ochłodzenia) 1kg (1g) substancji o 1 stopień. Ciepło właściwe w danej temperaturze nazywa się ciepłem właściwym rzeczywistym (10)/33

Dla skończonego przyrostu temperatury ciepło właściwe jest średnim ciepłem właściwym w zakresie temperatur T1-T2 (11)/33

Ciepło właściwe zależy od rodzaju przemiany i od stanu początkowego i końcowego substancji. W układzie termodynamicznym, którego stan jest opisany przez parametry p,v i T, rozróżnia się ciepło właściwe pod stałym ciśnieniem cp i ciepło właściwe w stałej objętości.

Ciepłem właściwym w stałej objętości cv nazywamy ilość ciepła, która w danej temperaturze T jest potrzebna do ogrzania w stałej objętości 1 kg substancji o 1 stopień. Natomiast ciepłem właściwym pod stałym ciśnieniem cp nazywamy ilość ciepła, która w temperaturze T jest potrzebna do ogrzania pod stałym ciśnieniem 1 kg substancji o 1 stopień. Ciepło właściwe pod stałym ciśnieniem jest większe od ciepła właściwego w stałej objętości, a różnica wyraża się wzorem: (12)/33

Różnica cp – cv jest dodatnia, wyjątkowo tylko = 0, gdy a = 0, co występuje dla wody w temperaturze 277,16 K. Wówczas cp = cv. Zarówno cp jak i cv zależą od temperatury, tzn. do ogrzania 1 kg substancji w określonych warunkach potrzeba na ogół różnej ilości ciepła w zależności od tego, w jakim zakresie temperatur substancję ogrzewamy. Zależność ciepła właściwego od temperatury wyrażamy najczęściej w postaci szeregu potęgowego:

cp= a+bT+cT²+dT ^-2

a,b,c,d – współczynniki empiryczne, ważne tylko dla tego przedziału temperatury, dla którego zostały ustalone. Ciepło właściwe wody zarówno pod stałym cieśnieniem, jak i w stałej objętości zmienia się wraz z temperaturą anomalnie. W przeciwieństwie do obserwowanego zwiększania ciepła właściwego innych cieczy i ciał stałych w miarę wzrostu temperatury – ciepło właściwe wody początkowo maleje, osiągając najmniejszą wartość w temperaturze 313K i od tej temperatury ponownie zwiększa się. Anomalna zależność ciepła właściwego wody (podobnie jak jej ściśliwości) od temperatury jest wynikiem występowania wiązań wodorowych między cząsteczkami wody i ich dezasocjacji w miarę wzrostu temperatury. Z chwilą gdy w wodzie wszystkie cząsteczki występują jako podwójne asocjaty, jej ciepło właściwe jest najmniejsze. Dalszy wzrost temperatury powoduje zwiększanie się ciepła właściwego, związane ze wzrostem energii kinetycznej ruchu postępowego i rotacyjnego cząsteczki oraz energii kinetycznej i potencjalnej oscylacji atomów w samej cząsteczce. Energia oscylacji jest związana z drganiami atomów względem ich położenia równowagi. Rozróżnia się drgania rozciągające – gdy zmienia się długość wiązań, i drgania deformacyjne – gdy następuje zmiana kątów walencyjnych.Ciepło właściwe wody znacznie odbiega od ciepła właściwego większości substancji. Duża wartość tego ciepła powoduje, że oceany działają jako regulatory temperatury; latem wchłaniają nadmiar ciepła, a zimą oddają ciepło otoczeniu – zbiorniki wodne nagrzewają się bardzo powoli w ciepłej porze roku i powoli stygną w zimie, łagodząc klimat. Dzięki dużemu ciepłu właściwemu woda spełnia rolę nośnika ciepła w procesach ogrzewania i chłodzenia. Jest złym przewodnikiem ciepłą. Przewodnictwo cieplne wody w zakresie temperatur 273,16 – 353,16 K można obliczyć wg wzoru Jacobsona:

Przewodnictwo cieplne wody = 0,0012926[1+0,003(T-273,16)]

Przewodnictwo cieplne lodu w temperaturze 273,16 K wynosi 222 J*m^-1*s^-1*K^-1

• Napięcie powierzchniowe:

Ciecze wykazują tendencję do samorzutnego zmniejszania swojej powierzchni. Zachowują się one tak, jak gdyby ich powierzchnia była pokryta staale napiętą, elastyczną błonką. Zjawisko to nazywamy napięciem powierzchniowym. Dzięki występowaniu napięcia powierzchniowego ciecze mają tendencję przyjmowania kształtu kulistego, gdyż kształtowi temu w danej objętości odpowiada najmniejsza powierzchnia.

Napięcie powierzchniowe jest wynikiem asymetrycznego działania sił na powierzchni cieczy. Cząsteczka zanurzona wewnątrz cieczy podlega ze wszystkich stron równomiernemu działaniu sił międzycząsteczkowych rys. 19/37

Wypadkowa sił wszystkich oddziaływań dąży do wciągnięcia cząsteczki w głąb cieczy prostopadle do powierzchni. Oprócz sił prostopadłych do powierzchni cieczy występują tu siły, zwane siłami napięcia powierzchniowego, które działają w kierunku stycznym do powierzchni i dążą do zmniejszenia jej wielkości. W wyniku działania tych sił ciecz wykazuje dążność do zmniejszenia liczby cząstek na swej powierzchni, a tym samym przyjmowania w danych warunkach możliwie najmniejszej powierzchni. Aby zwiększyć powierzchnię cieczy, należy wykonać pewną pracę związaną z przeniesieniem cząsteczki z wnętrza cieczy na jej powierzchnię i przezwyciężeniem ściągającego działania warstwy powierzchniowej.

W = o S

gdzie S – powierzchnia, o oznacza napięcie powierzchniowe. Z równania tego wynika, że napięcie powierzchniowe jest liczbowo równe pracy potrzebnej do zwiększenia powierzchni cieczy o 1m² i że ma wymiar J*m² lub N*m ^-1. Napięcie powierzchniowe cieczy maleje wraz z podwyższeniem temperatury, a w pobliżu temperatury krytycznej cieczy spada do zera. Zależność tę określa równanie:

o(Mv)^2/3 = k(Tk – T – delta)

v – objętość właściwa (odwrotność gęstości cieczy)

(Mv) ^2/3 – powierzchnia molowa

o (Mv) ^2/3 - molowa energia powierzchniowa

T – temperatura cieczy

delta – wielkość stała (6K)

k – współczynnik proporcjonalności

Wielkość k dla cieczy nieasocjonujących jest stała, natomiast dla cieczy zasocjowanych przyjmuje wartości x razy mniejsze. Dlatego pomiar napięcia powierzchniowego umożliwia określenie stopnia asocjacji cieczy. Napięcie powierzchniowe zależy nie tylko od rodzaju cieczy i temperatury, ale również od oddziaływań na powierzchniowe cząsteczki cieczy. Napięcie powierzchniowe jest tym większe, im większe są siły przyciągania między atomami,jonami lub cząsteczkami. Najmniejsze napięcie powierzchniowe mają substancje ciekłe o niskich temperaturach krzepnięcia i wrzenia i małej wartości ciepła parowania. Największe wykazują stopione, trudno topliwe sola i metale. W temperaturze 293 K woda ma stosunkowo dużą wartość napięcia powierzchniowego: 0,0728 N*m ^-1. Znaczne napięcie powierzchniowe wody jest wynikiem występowania międzycząsteczkowych wiązań wodorowych. Napięcie powierzchniowe wody zmienia się wraz z temperaturą. Wynikiem napięcia powierzchniowego na granicy fazy ciekłej jest zjawisko kapilarności, czyli wznoszenia się cieczy w kapilarach. Podnoszenie się cieczy w rurce tłumaczymy zmniejszeniem się jej powierzchni wskutek działania napięcia powierzchniowego. Im wyższe napięcie powierzchniowe cieczy, tym mniejsza jej zwilżalność. Woda ma duże napięcie powierzchniowe, zatem do mycia i prania używa się mydeł lub innych detergentów, które obniżają napięcie powierzchniowe wody.

Dobrze rozpuszczają się wzajemnie związki o podobnej budowie, wykazujące podobny charakter oddziaływań międzycząsteczkowych. Do wody więc powinowactwo mają na ogół związki polarne, zawierające grupy zdolne do tworzenia wiązań wodorowych

• Konduktywność

Odwrotność rezystancji jest konduktancja Alfa, a zatem odwrotnośc rezystowności elektrycznej jest konduktywnością elektryczną k, która jest przewodnictwem 1 cm3 roztworu i wyraża się wzorem:

k=1/p

lub : k = 1/R * l/s

Do pomiaru konduktywności elektrycznej wody stosuje się szklane naczynko z dwiema jednakowymi elektrodami z blachy platynowej. Stosunek odległość (l) między elektrodami do powierzchni (s) elektrody nazywamy stałą naczyńka (k) lub pojemnością oporową naczynka:

k = l/s

zatem konduktywność elektryczna elektrolitu jest równa ilorazowi stałej naczynka (k) i zmierzonej rezystancji (R)

k = k/R

Mierząc rezystancję badanego roztworu i znając stałą naczynka, możemy wyznaczyć konduktywność elektryczną k. Wartość konduktywności elektrycznej zmienia się wraz z temperaturą roztworu. Woda absolutnie czysta wykazuje b.dużą rezystywność elektryczną. Słup chemicznie czystej wody wysokości 1cm o podstawie 1cm2 ma tę samą rezystancję co przewód miedziany o identycznym przekroju. Rezystywność elektryczna wody: 0,22*10⁶ omega*m

Rezystancję czystej wody zmniejszają nawet niewielkie ilości rozpuszczalnych elektrolitów. Woda absolutnie czysta jest więc słabym przewodnikiem elektryczności – można ją zaliczyć do izolatorów. Jej konduktywność elektryczna jest b. mała, w temp. 291 K wynosi 4,41*10 ^-6 omega*m. Ze wzrostem temperatury konduktywność elektryczna wody zwiększa się. Konduktywność elektryczna zwiększa się również wskutek zwiększenia zawartości elektrolitów w wodzie. Wartość konduktywności elektrycznej daje pogląd o łącznym stężeniu jonów w wodzie. Konduktywność elektryczna wody destylowanej: 0,5*10 ^-4 do 20*10 ^-4 omega ^{- 1}*m ^-1. . W czasie jej przechowywania konduktywność wzrasta wskutek pochłaniania dwutlenku węgla i amoniaku z powietrza. Konduktywność elektryczna wód naturalnych: 0,5 – 5,0 omega ^{- 1}*m ^-1 , a wód zmineralizowanych: 5,0 – 10,0 omega ^{- 1}*m ^-1.

• Absorpcja promieniowania świetlnego:

Zjawisko pochłaniania promieniowania przez substancję nosi nazwę absorpcji promieniowania. Zjawisko to występuje zarówno w przypadku promieniowania elektromagnetycznego, jak i korpuskularnego. Absorpcja promieniowania polega na (częściowej) przemianie promieniowania w inne postacie energii, takie jak ciepło, energia chemiczna, zmiana kierunku ruchu promieni i inne. Podczas absorpcji promieniowania widzialnego i promieniowania o większej długości fali zachodzi zwykle przemiana energii promieniowania na ciepło, a podczas absorpcji promieniowania o coraz mniejsze długości fali (większej energii) występują kolejno efekt fotoelektryczny, efekt Comptona i tworzenie par elektron – pozytron.

Absorpcja promieniowania widzialnego o dł. fali z zakresu od 0,38 do 0,77 um jest związana z przemianą energii promieniowania na energię cieplną substancji, jak też może być przyczyną barwności substancji. Długość fali promieniowania określa barwę światła. Woda jako związek chemiczny H20 w stanie ciekłym jest symbole przeźroczystości. W rzeczywistości absorbuje ona promieniowanie widzialne w sposób mało widzialny. W dużej warstwie zatrzymywanie promieni czerwonych o długości fali 0,61-0,76 um sprawia, że woda ma zabarwienie niebieskie. Woda absorbuje znacznie silniej promieniowanie podczerwone i ultrafioletowe niż widzialne. Woda absorbuje światło o dł. fali poniżej 190nm i powyżej 1100 nm.

• Stała dielektryczna:

W ośrodku innym niż próżnia siła między dwoma ładunkami elektrycznymi jest mniejsza i opisuje ją wzór: F = $\frac{1}{}\frac{e_{1}e_{2}}{r^{2}}$

gdzie: F – siła działająca między elektrycznymi ładunkami e1 i e2 umieszczonymi w danym ośrodku w odległości r od siebie,

– stała dielektryczna (3>1)

Wartość stałej dielektrycznej wskazuje, ile razy wzajemne oddziaływanie między ładunkami e1 i e2 w danym środowisku jest słabsze niż w próżni. Stałą dielektryczną określa się za pomocą wzoru: = c/c₀

gdzie c₀ – pojemność elektryczna kondensatora próżniowego

c – pojemność elektryczna tego samego kondensatora wypełnionego substancją o stałej dielektrycznej

Stała dielektryczna próżni wyrażona w jednostkach elektrostatycznych równa się jedności. Stałe dielektryczne gazów są niewiele większe od 1. Duży moment dipolowy cząsteczek wody oraz ich wyjątkowa zdolność do tworzenia asocjatów warunkują dużą stałą dielektryczną. W temp. 273,16 K stała dielektryczna wody wynosi 88. Duża stała dielektryczna tłumaczy wyjątkową zdolność wody do rozpuszczania innych substancji. Stałe dielektryczne określają też wzajemną mieszalność cieczy. Jeśli różnica między stałymi dielektrycznymi cieczy zwiększa się, rozpuszczalność cieczy maleje lub zanika. Dzięki dużej stałej dielektrycznej woda działa bardzo silnie dysocjacyjnie, a w roztworach wodnych może występować obok siebie ogromna liczba elektrycznie naładowanych cząstek. Ze wzrostem temperatury wody zmniejsza się wartość stałej dielektrycznej.

• Rozpuszczalność gazów w wodzie:

Rozpuszczalność gazów w wodzie chemicznie czystej zmienia się w dużych granicach. Wyjątkowo wysoką rozpuszczalność wykazują gazy, których cząsteczki reagują z wodą, np. NH3, H2S, CO2, SO2. Rozpuszczalność gazów, które nie reagują z wodą jest mała i zależy od temperatury i ciśnienia. Ze wzrostem temperatury rozpuszczalność gazu w wodzie maleje, ale tylko w niskich temperaturach. Gdy temperatura gazu jest wysoka, zbliżona do temperatury krytycznej wody, wzrost temperatury powoduje zwiększenie rozpuszczalności gazu.W temperaturze krytycznej wody wzajemna rozpuszczalność składników roztworu jest nieograniczona, gdyż powyżej tej temperatury istnieje tylko faza gazowa. Rozpuszczalność gazów w wodzie zmniejsza się ze wzrostem temperatury, ponieważ podczas ich rozpuszczania wydziela się ciepło zwane ciepłem hydratacji. Zgodnie z regułą przekory podczas reakcji egzotermicznych stan równowagi termodynamicznej przesuwa się tak, aby ciepło było pobierane przez układ – co oznacza, że zachodzi wydzielanie gazów z wody, co jest równoznaczne ze zmniejszeniem rozpuszczalności. Woda łatwo tworzy z gazami roztwory przesycone. Są one termodynamicznie nietrwałe. Związek między rozpuszczalnością gazu w wodzie a temperaturą podaje równanie Clausiusa – Clapeyrona. Jeżeli roztwór gazu stosuje się do prawa Henry'ego, a gaz nad roztworem spełnia równanie stanu gazów doskonałych, to po scałkowaniu uproszczonego równania Clausiusa – Clapeyrona otrzymujemy zależność między ułamkiem molowym gazu w roztworze a jego temperaturą: ln( $\frac{x_{2}}{x_{1}}$) = $\frac{H}{R}$ ($\frac{1}{T_{2}}$)- $\frac{1}{T_{1}}$

gdzie: x₁, x₂ – rozpuszczalność gazu w temperaturze T₁,T₂

∆H – ciepło rozpuszczania jednego mola gazu w jego nasyconym roztworze.

Rozpuszczalność gazu w cieczy można wyrażać w różnych jednostkach, np. liczba gramów gazu/100g cieczy, liczba moli gazy /1000g cieczy, liczbę moli w 1 dm3 roztworu, ułamek molowy gazu bądź też współczynniki pochłaniania (a). Współczynnik normalny – objętość gazu zredukowana do warunków normalnych, rozpuszczonego w jednostce objętości cieczy w danej temperaturze pod ciśnieniem 1013.25 hPa.

Tlen jest dwukrotnie lepiej rozpuszczalny w wodzie niż azot,dlatego powietrze rozpuszczone w wodzie jest znacznie bogatsze w tlen (34,1% obj. w wodzie, 21,2% w atmosferze w temp 291K), co ma duże znaczenie biologiczne ze względu na organizmy żyjące w wodzie.

Aby obliczyć rozpuszczalność gazu w g na 1m3, należy pomnożyć współczynnik pochłaniania przez masę (w gramach) 1m3 gazu w warunkach normalnych posługując się równaniem:

C = am

gdzie: C – rozpuszczalność gazu w wodzie g*m^-3

a – współczynnik pochłaniania

m – masa 1m3 gazu w warunkach normalnych,g.

Tabele/122,123

Zależność rozpuszczalności gazów w wodzie od ciśnienia określa prawo Henry'ego. W stałej temperaturze ilość gazu rozpuszczonego w cieczy jest wprost proporcjonalna do jego ciśnienia nad cieczą: c = C* p/1013,25

c – stężenie gazu w roztworze, g*m ^-3

C – współczynnik proporcjonalności dla danej cieczy

p – ciśnienie gazu nad roztworem, hPa.

Prawo Henry'ego:

v=$\frac{C*p}{1013,25}$ * $\frac{\text{RT}}{p}$= $\frac{C}{1013,25}$* RT

co oznacza, że objętość gazu rozpuszczonego w jednostce objętości cieczy jest w danej temperaturze stała i nie zależy od ciśnienia. Prawo to jest spełnione tylko dla roztworów doskonałych. W miarę rozcieńczania roztworu jego właściwości zbliżają się do właściwości roztworu doskonałego. Jest ono tym lepiej spełnione im większe jest rozcieńczenie .Rozpuszczalność gazu nie zależy od stężeń innych gazów w roztworze, lecz wyłącznie od jego ciśnienia cząstkowego nad roztworem.

Obliczenie rozpuszczalności tlenu w wodzie w temperaturze 293K/124

Na podstawie prawa Henry'ego – Daltona wyjaśnia się, dlaczego woda w równowadze z powietrzem atmosferycznym zawiera więcej azotu niż tlenu, mimo że rozpuszczalność azotu w wodzie jest prawie dwukrotnie mniejsza niż tlenu. Powietrze zawiera ok. cztery razy więcej azotu(78%) niż tlenu (21%); ciśnienie parcjalne azotu jest zatem ok. cztery razy większe niż ciśnienie parcjalne tlenu. Jeśli zawartość gazów w wodzie jest mniejsza niż ich rozpuszczalność, zachodzi pochłanianie gazów z powietrza, gdy jest ona większa – gazy wydzielają się. Prawo Henry'ego – Daltona jest spełnione dla gazów pod niezbyt wysokimi ciśnieniami, nie reagujących z wodą. Często rozpuszczalność gazu zmienia się inaczej, niż można przewidywać na podstawie prawa Henry'ego. Cząsteczki rozpuszczonych gazów tworzą mniej lub bardziej trwałe połączenia z wodą, np.: CO2 + H20 = H2CO3. Rodzaj rozpuszczalnika ma również wpływ na rozpuszczalność gazów. Wiadomo, że rozpuszczalność gazów, których cząsteczki są pozbawione momentu dipolowego (H2,He,Cl2,NO,CO) w rozpuszczalnikach niepolarnych w małym stopniu zależy od rozpuszczalnika i jest tym większa, im wyższa temperatura krytyczna gazu. Jeśli jeden ze składników roztworu jest polarny, rozpuszczalność zmniejsza się. Elektrolity rozpuszczone w wodzie znacznie zmniejszają rozpuszczalność gazów w wodzie, zjawisko to wykorzystuje się np. do przechowywania chloru pod wodą. Również ze wzrostem stopnia zasolenia wody zmniejsza się rozpuszczalność tlenu. Wpływ stężenia elektrolitu na rozpuszczalność gazów w wodzie określa wzór Sjeczenowa:

log ($\frac{N_{0}}{N}$)*kc

gdzie: N₀ – rozpuszczalność gazu w czystej wodzie

N – rozpuszczalność gazu w roztworze soli o stężeniu c, kmol*m ^-3

• Rozpuszczalność cieczy w wodzie

Rozpuszczanie cieczy jest zawsze wzajemne,tzn. Jeśli ciecz A rozpuszcza się w jakimś stopniu w wodzie, to i woda rozpuszcza się w cieczy A. Ciecze dzielimy na takie, które :

- rozpuszczają się wzajemnie we wszystkich stosunkach(alkohol etylowy,woda)

• są w sobie nierozpuszczalne(rtęć i woda, woda i benzen)

• rozpuszczają się w sobie w stopniu ograniczonym (anilina i woda, woda i eter)

Wzajemna rozpuszczalność dwóch cieczy zależy od temperatury. Ze wzrostem temperatury może ona rosnąć (fenol i woda, anilina i woda) bądź maleć (trójetyloamina i woda) lub też powyżej i poniżej pewnej temperatury być nieograniczona, natomiast w przedziale tych temperatur ograniczona(nikotyna i woda). Zależność rozpuszczalności cieczy od temperatury w układach o ograniczonej rozpuszczalności dogodnie wyrażać w postaci wykresów fazowych. W krytycznej temperaturze rozpuszczania oraz w temperaturach wyższych wzajemna rozpuszczalność cieczy jest nieograniczona.

Wykresy/128

Trójetyloamina – woda: Spadek temperatury powoduje wzrost rozpuszczalności wzajemnej obu cieczy. Poniżej temperatury T wzajemna rozpuszczalność obu cieczy staje się nieograniczona. W układzie tym istnieje dolna krytyczna temperatura rozpuszczania, poniżej której układ przedstawia jednorodną fizycznie ciecz, a powyżej tej temperatury układ rozwarstwia się – składa się z 2 faz. Układy anilina – woda lub fenol – woda wykazują nieograniczoną mieszalność powyżej górnej krytycznej temperatury rozpuszczania.

Nikotyna – woda: w układzie tym występuje rzadko spotykana luka mieszalności, tzn. istnieje dolna i górna krytyczna temperatura rozpuszczania. Układ w temperaturze zawartej między 333 i 481K jest dwufazowy, poza tym zakresem obie ciecze mieszają się ze sobą bez ograniczeń

eter etylowy – woda – jeden ze składników krzepnie zanim układ osiągnie dolną krytyczną temperaturę rozpuszczania, osiągnięcie górnej krytycznej temp. Rozpuszczania jest niemożliwe, gdyż temp. Wrzenia jest niższa. Układ w całym zakresie jest dwufazowy

Zwiększenie liczby składników roztworu powoduje zmianę krytycznej temperatury rozpuszczania. W niektórych przypadkach dodanie trzeciego składnika powoduje rozwarstwienie jednofazowego roztworu dwóch cieczy.

Jeżeli dodana substancja rozpuszcza się w obu fazach, to wzajemna rozpuszczalność obu cieczy zwykle wzrasta, a krytyczna temp. Rozpuszczania obniża się aż wreszcie zanika. Jeżeli do układu dwóch niemieszających się cieczy A i B dodamy trzecią substancję rozpuszczającą się w każdej z nich,to zgodnie z prawem podziału Nernsta stosunek stężeń tej substancji w obydwu fazach ciekłych będzie w stałej temp. Wartością stałą:

$\frac{C_{A}}{C_{B}}$= K

C_A i C_B – stężenia molowe badanej substancji w obydwu rozpuszczalnikach A i B

K – współczynnik podziału

Jeśli w rozpuszczalniku A następuje dysocjacja,w B zaś asocjacja, równanie to przyjmuje postać:

$\frac{C_{A\ }(1 - \alpha)}{\sqrt[n]{C_{B}}}$ = K

Podział substancji między dwie niemieszające się ze sobą ciecze stanowi podstawę ekstrakcji, procesu stosowanego do rozdzielania substancji przez dodanie rozpuszczalnika do ciekłej fazy ekstrahowanej.

8.Gęstość wody i zjawiska z nią związane:

Podczas oziębiania gęstość wody zwiększa się, ale tylko do temperatury ok. 277,14 K. W tej temperaturze, a ściślej w zakresie 276,84 – 277,14 K, woda ma największą gęstość, która wynosi ok. 0,999972km*m ^-3,a gęstość lodu 0,9168 kg*m ^-3. Zwiększenie gęstości wody podczas topnienia lodu jest wynikiem szybkiego rozpadu jego przestrzennej budowy na mniejsze asocjaty, w których 85% wiązań wodorowych między cząsteczkami H20 zostaje jeszcze zachowanych w wodzie po stopieniu lodu. Stopniowy rozpad luźnych struktur i asocjatów uwarunkowanych wiązaniami wodorowymi powoduje, że gęstość ciekłej wody podczas ogrzewania jej od temperatury topnienia do 277,14K wzrasta, aby następnie ze wzrostem temperatury wg ogólnych zasad dylatacji – maleć.

Ponieważ woda ma największa gęstość w temperaturze 277,14 K, jest możliwość życia organizmów pod wodą w okresie zimy. Ochładzająca się jesienią na powierzchni jeziora woda opada na dno, wypierając ku górze warstwy cieplejsze dopóty, dopóki temperatura wody w całym zbiorniku nie obniży się do 277,14 K. Wtedy ruch cieczy spowodowany różnicą temperatur ustaje, ponieważ dalszy spadek temperatury warstw w pobliżu powierzchni powoduje zmniejszenie ich gęstości, a zatem warstwy te nie opadają już na dno, tylko pozostają u góry. Spadek temperatury warstw głębszych jest od tej chwili wyłącznie następstwem przewodnictwa cieplnego, nie zaś ruchu cieczy spowodowanym różnicą temperatur, odbywa się zatem wielokrotnie wolniej. Wreszcie górna warstwa zamarza (w 273,16 K) i utworzony lód pozostaje u góry (jego gęstość jest mniejsza niż gęstość wody), utrudniając wymianę cieplną. W głębi zbiornika wody, nawet gdy temperatura powietrza jest bardzo niska, utrzymuje się temperatura wyższa od 273,16 K, co umożliwia przetrwanie organizmom wodnym. Na głębokości 7-12 m występuje tzw. warstwa skoku termicznego o nagłym spadku temperatury, głębiej temperatura oziębia się do 277,14 K. W ziemie obserwujemy odwrotne uwarstwienie(stratyfikację): na powierzchni, tj. pod lodem , utrzymuje się temperatura bliska 273,16 K, a w miarę zagłębiania się temperatura wzrasta w kierunku warstw przydennych. Tylko wiosną i jesienią, kiedy w górnych warstwach zachodzi nagrzewanie się albo oziębianie, następuje wyrównanie temperatury całej masy wody, spowodowane całkowitym jej wymieszaniem.

9.Właściwości chemiczne wody:

• Dysocjacja:

Przez dysocjację rozumiemy rozpad cząsteczki, rodnika lub jonu na dwie lub kilka części prostszych. Produktami rozpadu mogą być cząsteczki obojętne lub jony. W zależności od rodzaju czynnika wywołującego dysocjację rozróżnia się dysocjację: termiczną, fotochemiczną, elektrolityczną

Woda ulega zarówno dysocjacji termicznej , jak i elektrolitycznej.

- Dysocjacja termiczna:

Dysocjacja termiczna jest wynikiem działania podwyższonej temperatury, w której cząsteczki H20 lub innej substancji uzyskują energię kinetyczną wystarczającą do rozerwania wiązań chemicznych. Produktami końcowymi dysocjacji termicznej są cząsteczki obojętne. Para wodna, np. w temperaturze łuku elektrycznego, ulega częściowemu rozkładowi na wodór i tlen:

H₂0 = H₂ + ½ 0₂- 286,8 kJ (42)

Rozkład ten przebiega z udziałem rodników wodorotlenowych:

2H₂0 = H₂+ 2OH – 535,92 kJ 2OH = H₂0+ ½ 0₂

Im temperatura wyższa, tym silniej rozwija się proces rozpadu na wodór i rodniki wodorotlenowe, gdyż reakcja ta jest silnie endotermiczna. Rozkład termiczny pary wodnej na wodór i tlen jest zupełny w temp. 4273 K. Reakcja termicznej dysocjacji wody jest odwracalna w przedziale temperatur: od ok. 2000 K – 4273 K. W wysokich temperaturach reakcja termicznej dysocjacji wody może przebiegać w obu kierunkach zależnie od warunków procesu. W stanie równowagi powstaje tyle samo cząsteczek H₂0, ile się rozpada i oba te procesy są w dynamicznej równowadze. Ilościowo stan równowagi chemicznej określa stała równowagi chemicznej (K), która jest stosunkiem stałych szybkości dwóch reakcji przebiegających w przeciwnych kierunkach. Dla reakcji (42) zachodzącej w fazie gazowej stała równowagi chemicznej (Kp) równa się stosunkowi ciśnień cząstkowych reagentów: (str54)

K_p = P_H2 p_o^1/2₂/p_H2O

Wartość Kp charakteryzuje stan równowagi w danej temperaturze. Stopień dysocjacji termicznej pary wodnej zależy od stałej równowagi termicznej (Kp), która z kolei zależy od temperatury. Aby osiągnąć stan równowagi, w którym ok. 10% cząsteczek pary wodnej ulega dysocjacji termicznej, należy parę wodną pod ciśnieniem 1013,25 hPa ogrzać do temperatury powyżej 2773 K. W tej temperaturze il. Wody rozłożonej na wodór i tlen wynosi 4,25%, a na wodór i rodniki OH – 6,18%Skoro proces dysocjacji termicznej prowadzi do zerwania każdego wiązania chemicznego, wobec tego woda ,jako związek chemiczny , nie mogła tworzyć się ani istnieć przed powstaniem Ziemi.Dopiero podczas stygnięcia tworzącej się Ziemi woda tworzyła się w postaci stygnącej pary. W miarę postępowania stygnięcia powłoki ziemskiej para przedostając się do warstw wyżej położonych początkowo w całości przenikała do atmosfery, a w miarę upływu czasu ulegała też kondensacji w samej skorupie ziemskiej. Wody naturalne na pow. Ziemi pochodzą głównie z jej wnętrza. Również ciśnienie ma wpływ na równowagę reakcji rozpadu pary wodnej, gdyż podczas termicznej dysocjacji zmienia się objętość mieszaniny reagującej. Przesunięcie stanu równowagi zachodzi przy tym w kier. Przeciwdziałającym wzrostowi ciśnienia. Rozkład wody przebiega szybko, gdy uwalniany tlen jest wiązany za pomocą reduktorów ,takich jak: Na, K, Ca,C. Pierwiastki te wiążą tlen i usuwają go stale ze środowiska reakcji, zatem wzrost stężenia tlenu w środowisku następuje przez rozkład kolejnych cząsteczek wody (Kp,Kc – stałe).

• Dysocjacja elektrolityczna:

Woda chemicznie czysta jest b. słabym elektrolitem. Jej przewodnictwo właściwe jest b. małe. Dysocjuje ona w znikomym stopniu na kation wodorowy i anion wodorotlenkowy:

H₂O=H⁺+OH^-

W rzeczywistości jednak dysocjacja wody przebiega w sposób bardziej złożony, gdyż w roztworach wodnych nie istnieją samodzielne jony wodorowe. Za pośrednictwem swobodnej pary elektronowej tlenu wiążą się one z cząsteczkami H₂O i dają jony hydroniowe (H₃0⁺) o piramidalnej budowie. Ładunek dodatni jonu H₃0⁺ jest rozdzielony równomiernie między trzy protony umieszczone na wierzchołku równobocznego trójkąta - podstawę piramidy. Silne mostki wodorowe wiążą jon hydroniowy z trzema cząsteczkami H₂O . Tak powstaje w roztworach wodnych jon H₉O₄⁺. Ponieważ jon H₃O⁺ ma strukturę piramidalną, jon H­_9­O­₄⁺ nie jest płaski lecz w przybliżeniu tetraedryczny, z atomem tlenu na każdym wierzchołku. Jony H­_9­O­₄⁺ są trwałe w dużym zakresie temperatur.Z jonami H­_9­O­₄⁺ łączą się dalsze cząsteczki H₂O, jednak powstające tu wiązania wodorowe są słabsze. Jest wiele dowodów na to, że jon wodorowy istnieje w roztworze wodnym tylko w postaci hydratyzowanej: Zgodnie z prawem Stockesa – prędkość jonu jest odwrotnie proporcjonalna do średnicy. Tymczasem prędkość jonu wodorowego choć duża, jest jednak tego samego rzędu co prędkości innych jonów. Ciepło hydratacji protonu jest b.duże, co świadczy o przesunięciu równowagi reakcji w stronę jonu zhydratyzowanego:

H⁺ + H­₂O = H­₃O­⁺_­

Sumaryczna reakcja dysocjacji elektrolitycznej:

2H₂O = H­₃O­⁺ + OH^- (57,4 kJ)

Dysocjacja elektrolityczna ma istotne znaczenie dla roztworów wodnych – zależy od niej stosunek stężenie jonów wodorowych do wodorotlenowych w roztworze, a tym samym na jego kwasowość.

Stopień dysocjacji elektrolitycznej wody (α): stosunek liczby cząsteczek elektrolitu, które uległy rozpadowi na jony, do całkowitej liczby cząsteczek elektrolitu. Dla elektrolitów słabych:

α= $\frac{\lambda}{\lambda\infty}$

λ - konduktywnośc równoważnikowa elektrolitu, λ∞ - granicz. Konduktyw. równoważ. Elektrolitu

St. Dysocjacji wody chemicznie czystej można obliczyć z jej konduktywności elektrycznej (к):

W temp. 291K przewodnictwo właściwe wody: 4,41*10^-8Ω^-1cm^-1 . Stężenie molowe czystej wody:

[H­₂O] = $\frac{1000*0.9986}{18,02} = 55,42$kmol*m^-3

A jej konduktywność równoważnikowa:

λ = $\frac{1000k}{\lbrack H2O\rbrack}$ = $\frac{1000*4,41*10\hat{} - 8}{55,42}$ = 0,796*10^-6 Ω^-1cm²

Graniczna konduktywność równoważnikowa wody(całkowicie zdysocjowanej wody w temp. 291K

λ∞ = λ∞(H⁺) + λ∞(OH^-) = 315 + 174 = 489 Ω^-1cm²

Stopień dysocjacji elektrolitycznej wody chemicznie czystej w temp. 291 K:

α=$\frac{\lambda}{\lambda\infty}$ = $\frac{0,796*10\hat{} - 6}{489}$ = 1,682 *10 ^-9

Co oznacza, że na 614,25mln cząsteczek H₂O tylko jedna zdysocjowana. Ponieważ reakcja dysocjacji elektrolitycznej wody jest endotermiczna, stopień dysocjacji wody znacznie wzrasta z podwyższeniem temperatury.

Stała dysocjacji elektrolitycznej wody. Dysocjacja elektrolityczna wody jest reakcją odwracalną.

K_w=$\frac{\left\lbrack H + \right\rbrack\lbrack\text{OH} - \rbrack}{\lbrack H2O\rbrack}$

K­_w w danej temp. Ma wartość stałą.. Jeśli znamy stopień dysocjacji wody w danej temp., to możemy obliczyć stężenie jonów wodorowych i wodorotlenowych oraz wartość stałej dysocjacji elektrolitycznej wody K­_w. Na przykład dla stopnia dysocjacji wody w temp. 291 K α=1,63*10^-9 stężenie jonów wodorowych i wodorotlenkowych wynosi:

[H­­⁺] = [OH^-] = α[H₂O] = 1,63*10^-9* 55,42 = 0,90*10^-7 kmol*m^-3

a wartość stałej dysocjacji elektrolitycznej wody w tej temperaturze:

K_w = $\frac{{\lbrack H}^{+}\rbrack\lbrack OH^{-}\rbrack}{H_{2}O}$ = $\frac{0,9*10^{- 7}*0,9*10^{- 7}}{55,42}$ = 1,46*10^-16

Wartość K_w zależy od temperatury i rośnie z jej wzrostem.

• Iloczyn jonowy wody:

Stopień dysocjacji wody jest b. mały,zatem:

K_w[H₂O] = [H⁺][OH^-] = k­_w

Stałą k_w nazywamy iloczynem jonowym wody:

K_w = [OH^-][H­⁺]

Iloczyn jonowy wody zachowuje wartość stałą zarówno w przypadku czystej wody, jak i rozcieńczonych roztworów wodnych w stałej temperaturze. Wartość k_w zależy od temperatury i zwiększa się z jej wzrostem. Najdokładniejsza metoda wyznaczania iloczynu jonowego polega na pomiarze SEM odpowiednio ustawionych ogniw galwanicznych, lub wyliczyć go na podstawie pomiarów szybkości reakcji katalizowanych przez jony wodorowe w czystej wodzie i roztworach kwasów o znanym stężeniu. najb. bezpośr. Metoda polega na wykorzystaniu konduktywnośći elektrycznej wody najdokładniej oczyszczonej. W T=291 K к=4,4*10^-8Ω^-1*cm^-1.

[H⁺]=[OH^-] = $\frac{1000k}{\lambda_{\infty(H^{+})} + \lambda_{\infty(OH^{-})}}$

Co daje: [H⁺]=[OH^-] = 0,9*10 ^-7kmol*m^-3

Wartość iloczynu jonowego wynosi zatem 0,81*10^-14‑

Znajomość iloczynu jonowego jest istotna w obliczaniu równowag kwasowo – zasadowych w roztworach.

• Odczyn wody:

Woda chemicznie czysta ma odczyn obojętny (pH=7) tylko w temperaturze 295 K. Ze wzrostem temperatury jej pH zmniejsza się. Odczyn większości wód naturalnych mieści się w granicach 6,5 – 8,5. Zależy on od zawartości dwutlenku węgla wolnego i związanego. Spotyka się też wody naturalne, których odczyn znacznie odbiega od tego zakresu. Wody podziemne nasycone dwutlenkiem węgla i bardzo miękkie wody powierzchniowe mają pH 4,5-6,5. Zasadowy odczyn mogą mieć wody powierzchniowe wskutek wzmożonej fotosyntezy, zanieczyszczeń zasadowymi ściekami przemysłowymi oraz wody mineralne. Wody podziemne o pH>7 są charakterystyczne np. dla obszarów występowania skał magmowych, niektórych odmian skał osadowych i gleby, dla pewnych typów wód towarzyszących złożom ropy naftowej, dla wód morskich i wód gruntowych obszarów b. suchych (pH 9-10). Rys. 100/276

Zmiana wartości pH wody naturalne może świadczyć o zanieczyszczeniu jej produktami rozkładu związków organicznych lub ściekami zawierającymi wolne kwasy, zasady i sole. Obecność soli słabych zasad i mocnych kwasów(siarczan żelaza (II)FeSO₄ , chlorek żelaza (III) FeCl, siarczan glinu Al₂(SO₄)₃ powoduje zmniejszenie pH wody, a soli mocnych zasad i słabych kwasów zwiększenie. Wpływ hydrolizy soli na wartość pH uwidacznia się szczególnie w wodach b. miękkich(zawierające małe il. ditlenku węgla związanego). Sole mocnych kwasów i słabych zasad hydrolizują z uwolnieniem mocnego kwasu:

FeSO₄+ 2H₂O = Fe(OH)₂ + H₂SO₄, FeCl₃ + 3H₂O = Fe(OH)₃ + 3HCl,

Al₂(SO₄)₃ + 6H₂O = 2Al(OH)₃ + 3H₂SO₄

Wolne kwasy powstające w reakcji hydrolizy mogą być zobojętniane przez ditlenek węgla związany znajdujący się w wodzie:

H⁺ + HCO₃⁻ = H₂CO₃ H₂O + CO₂

Jeśli zawartość dwutlenku węgla związanego w wodzie jest znikoma to proces hydrolizy soli żelaza lub glinu może spowodować nagłe zmniejszenie wartości pH nawet poniżej 4,6. Zwiększenie wartości pH może nastąpić w wodzie naturalnej podczas hydrolizy soli mocnej zasady i słabego kwasu, np. fosforanu sodu:

Na₃PO₄ + 2H₂O = NaH₂PO₄ + 2NaOH

Jeśli woda zawiera małe ilości wolnego dwutlenku węgla, mocna zasada powstająca w wyniku hydrolizy pozostaje nie zobojętniona i woda ma odczyn zasadowy. Wody o małym pH (<6,5) mają właściwości korozyjne, wody o dużym pH mają zdolność pienienia się. Wody o pH>8,5 mają posmak specyficznie ługowaty. Odczyn ma duże znaczenie w wielu procesach, np. w uzdatnianiu wody, podczas kontroli korozyjności wody w rurociągach, dla stabilizacji wody korozyjnej, w wielu procesach technologicznych w przemyśle. pH ma też znaczenie dla przebiegu procesów biochemicznych zachodzących w wodzie. Niewielka zmiana pH wpływa w istotny sposób na przebieg wielu zjawisk fizyczno – chemicznych i biolog. W wodach naturalnych. Aby zachować zdolność wody do samooczyszczania, dopuszczalne wartości pH są normowane przepisami. pH wody pitnej: 6,5 – 8,5 a jego pomiary należy wykonywać w miejscu poboru próby, gdyż w laboratorium dochodzi do częściowej ucieczki dwutlenku węgla podczas transportu i przechowywania, oraz na skutek zmiany temp. I wynik jest obarczony błędem.

• Izotopia:

W skład naturalnego pierwiastka chemicznego mogą wchodzić atomy o różnych masach. Zjawisko to nazwano izotopią. Większość pierwiastków występujących w przyrodzie stanowi mieszaninę izotopów o stałym składzie. Naturalny tlen i wodór należą również do pierwiastków mających kilka izotopów. Tlen ma 3 izotopy trwałe o masach 16,17,18, wodór zaś 2 nietrwałe i jeden trwały. Poszczególnym izotopom wodoru nadano odrębne nazwy i symbole:

₁¹H – wodór lekki,proton oznaczny symbolem H

₁²D - deuter oznaczany symbolem D

₁³T - tryt oznaczany jako T

Ten ostatni izotop o właściwościach promieniotwórczych przekształca się w izotop helu ₂³He emitując promieniowanie β:

₁³T = ₂³He + e

Źródłem skażenia powietrza i wody naturalnej izotopami wodoru mogą być nieprawidłowości w eksploatacji reaktorów jądrowych i elektrowni atomowych.

Trytu i deuteru używa się do produkcji bomby wodorowej. Podczas wybuchu tej bomby zachodzą reakcje termojądrowe syntezy jąder helu z wydzielaniem olbrzymich ilości ciepła. Cała prawie ilość trytu powstającego z azotu w atmosferze przechodzi do wód lądowych i oceanicznych. Połączenie 3 izotopów tlenu i 3 izotopów wodoru w cząsteczki daje 18 możliwych kombinacji. Pod względem wartości masy cząsteczkowej odmian tych jest 7.

Połączenie trwałych izotopów tlenu i wodoru daje 9 możliwych kombinacji cząsteczek wody. Odmian różniących się masą cząsteczkową jest 5.

Woda nie jest zatem związkiem chemicznie jednorodnym. Stanowi połączenie różnych odmian izotopowych. Woda składa się przede wszystkim z cząsteczek utworzonych z izotopów wodoru ₁¹H i tlenu ₈¹⁶O. Zawartość tych cząsteczek w wodzie naturalnej wynosi 98,8%; W każdej wodzie naturalnej znajduje się również pewna ilość tlenku deuteru (tj. wody ciężkiej D₂O). Zawartość wody ciężkiej w wodach naturalnych wynosi 0,0133-0,0185%. Wzrost zawartości wody ciężkiej powoduje zwiększenie gęstości wody naturalnej. Różna zawartość wody ciężkiej w wodach naturalnych jest wynikiem procesów fizycznych, chemicznych i biologicznych, w których zachodzi częściowe wzbogacenie izotopów ciężkich.

10.Procesy wzbogacenia wód w składniki mineralne: skład chemiczny i struktura minerałów, skład fizyczno – chemiczny gleby, procesy wietrzenia:

• Skład chemiczny i struktura minerałów:

Minerały odróżnia od substancji mineralnych (np. mineraloidów) struktura krystaliczna, a od mieszanin mineralnych (np. skał, złożonych zwykle z różnych minerałów) — jednorodność chemiczna i fizyczna. Ze względu na częste wzajemne podstawienia jonów różnych pierwiastków chemicznych w strukturze krystalicznej minerałów (diadochia), część z nich (np. plagioklazy, oliwiny) tworzy szeregi izomorficzne, tj. roztwory stałe o zmiennej zawartości głównych składników, lecz o tej samej postaci krystalograficznej oraz o określonych właściwościach optycznych i fizycznych. Niektóre substancje chemiczne występują jako minerały o różnych postaciach krystalograficznych (polimorfizm), tworząc odmiany polimorficzne: np. węglan wapnia -2 odmiany polimorficzne — trygonalną (kalcyt) i rombową (aragonit). Forma kryształu minerału może być zachowana mimo jego zastąpienia przez inny minerał (pseudomorfoza) lub przez inną odmianę polimorficzną tej samej substancji (paramorfoza).

Minerały występują w postaci prawidłowo uformowanych dużych kryształów i ich skupień (np. szczotek krystalicznych), częściej tworzą nagromadzenia drobnych kryształów zwanych agregatami krystalicznymi, ziarna o kształtach nieregularnych, skupienia drobnokrystaliczne lub skrytokrystaliczne o różnych kształtach (np. nacieki, buły). Ze względu na genezę wyróżnia się minerały pierwotne i wtórne. Minerały pierwotne wydzielają się bezpośrednio z danego środowiska: mogą krystalizować z magmy, z przegrzanych par i gorących roztworów wydzielających się z magmy z par i gazów wulkanicznych,z wód źródlanych, jeziornych lub morskich . Minerały wtórne powstają z minerałów pierwotnych wskutek fizycznych i chemicznych przeobrażeń minerałów pierwotnych w wyniku procesów > wietrzenia > diagenezy > i metamorfizmu. Minerały zwykle występują w przyrodzie w naturalnych zespołach powstających w określonych środowiskach fizykochemicznych.

Gleba ma następujący skład:

-          materia organiczna (5%);

-          minerały (45%);

-          woda (25%);

-          powietrze (25%).

• Gleba – skład chemiczny:

Glębę możemy traktować jako żywą warstwę skorupy ziemskiej:

Pierwiastek	Udział, %	Pierwiastek	Udział, %
Tlen (O)	49.5	Tytan (Ti)	0,63
Krzem(Si)	25,3	Chlor(Cl)	0,19
Glin(Al)	7,5	Fosfor(P)	0,12
Żelazo(Fe)	5,08	Węgiel (C)	0,08
Wapń (Ca)	3,39	Mangan (Mn)	0,09
Sód(Na)	2,63	Siarka (S)	0,06
Potas (K)	2,40	Bar(Ba)	0,04
Magnez(Mg)	1,93	Chrom (Cr)	0,04
Wodór (H)	0,87	Azot (N)	0,03

Część mineralna to przede wszystkim: krzem Si, glin Al, żelazo Fe, wapń Ca. Krzem Si.

W glebie możemy zaobserwować materię organiczną, próchnicę, oraz azot. Oznacza się również ilość ołowiu, kobaltu, kadmu, niklu, magnezu i manganu.

• Wietrzenie-

jego efektem jest zmiana struktury minerałów. Wytwarzane są nowe minerały zwane wtórnymi. Rozkład skał oraz minerałów poprzez wietrznie typu chemicznego oraz mineralnego jest bardzo skuteczne w klimacie wilgotnym.

Odporność na działanie wiatru jest różna u różnych skał. Skały typu grubokrystalicznego ulegają trudniej wietrzeniu. Utwory zbudowane z jednego rodzaju minerału są bardziej odporne, od tych wielo-mineralnych. Kolejność wietrzenia jest następująca: najpierw zachodzi wietrzenie fizyczne (dochodzi do rozdrobnienia), potem dochodzi do wietrzenia chemicznego i biologicznego.

Wietrzenie typu chemicznego –

Na podstawie przemian skalenia potasowego prześledzić można powstawanie różnych produktów wietrzenia, w zależności od obecności potasu: w wypadku, gdy cały potas został wymyty do roztworu, powstającym minerałem wtórnym jest kaolinit:

4K[AlSi₃O₈] + 6H₂O = Al₄[(OH)₈Si₄O₁₀] + 8SiO₂ + 4KOH
skaleń potasowy + woda = kaolinit + krzemionka + potas

jeżeli pewna część potasu nie ulegnie wymyciu i pozostanie w obrębie sieci krystalicznej, powstającym minerałem wtórnym jest illit.

5K[AlSi₃O₈] + 4H₂O = KAl₄[(OH)₄AlSi₇O₂₀] + 8SiO₂ + 4KOH
skaleń potasowy + woda = illit + krzemionka + potas

Czynnikami bardzo istotnymi dla wietrzenia chemicznego są woda, dwutlenek węgla, kwasy mineralne, organiczne i tlen.

Podczas tego wietrzenia na zwałowiskach dochodzi do:

- utlenienia (ma zasięg na głębokość do której dochodzi tlen),

- redukcji (zachodzi tam, gdzie nie występuje wolny tlen; niekiedy redukcję wywołują kwasy),

- hydratacji (jeśli woda jest składnikiem minerałów, zmieniając ich właściwości chemiczne oraz fizyczne - 2Fe₂O₃+3H₂O = 2Fe₂O₃*3H₂O),

- hydrolizy ( hydrolizie z minerałów trudno ulega siarczan (VI) wapnia i węglan wapnia - jeszcze trudniej; w przypadku minerałów zasadowych istnieje możliwość do  wymiany z wodorem CaSiO₃+HOH=H₂SiO₃+Ca(OH)₂ ),

- karbonatyzacji (ma ona związek z powstawanie węglanów, a substratem są dwuwęglany. Karbonatyzacja jest związana z rozkładem minerałów glebowych. Ma związek z hydrolizą minerałów, które następnie przechodzą w inne).

W trakcie oddychania korzeni uwalnia się dużo dwutlenku węgla, tworzącego połączenia z kationami. Ze wzrostem koncentracji dwutlenku węgla wzrasta wietrzenie chemiczne.

Wietrzenie chemiczne daje minerały wtórne, mające znaczną aktywność i zalicza się je do minerałów ilastych, a z nich z kolei zbudowane są iły oraz gliny. W glinie oprócz minerałów wtórnych znajduje się również kwarc, substancje organiczne i uwodnione tlenki żelaza. Wyróżniamy następujące grupy glin:

- montmorylonitowa, czyli (OH)₄Al₄Si₈O₂₀*H₂O – powstaje w warunkach kwaśniejszych od kaolinitowej. Stanowi główny składnik tzw. glin bentonitowych, dobrze sorbuje i występuje w piaskowym typie gleb o frakcji poniżej 0,002mm.

- kaolinitowa, czyli (OH)₈Al₄S_i4O₁₀ – zaliczamy do niej kaolinit. Tworzy się podczas wietrzenia skał typu glinokrzemianowego w warunkach kwaśnych. Spotyka się ją najczęściej na zwałach obydwóch rodzajów węgla.

- illitowa – zaliczamy do niej illit, który jest najbardziej powszechnym produktem procesu wietrzenia skał lądowych. Można ją spotkać na zwałach z odpadów węglowych.

Wietrzenie typu biologicznego – gleby i skały osadowe rzadko zawierają jedynie jeden rodzaj iłów. Celem rekultywacji jest zintensyfikowanie procesów glebotwórczych, w których znaczną rolę pełni wietrzenie biologiczne. Dochodzi do niego w wyniku oddziaływania organizmów na skały lub poprzez chemiczne przetworzenie minerałów, przy użyciu produktów rozkładu materii organicznej (kwasy huminowe i dwutlenek węgla). Ten typ wietrzenia odgrywa ważną rolę podczas powstawania gleby.

11.Rola wymiany jonowej w kształtowaniu składu wód naturalnych.

Wymiana jonowa to proces polegający na wymianie jonów pomiędzy jonitami a jonami występującymi w otaczającym je roztworze. Proces wymiany jonowej stosuje się do usuwania z wody substancji rozpuszczonych. Dobierając odpowiednio rodzaj stosowanych żywic jonowymiennych w trakcie procesu wymieniane są kationy lub aniony na jony ruchliwe grup funkcyjnych jonitów. Wymianę kationów zapewnia zastosowanie kationów, wymianę anionów zastosowanie anionitów. Dobór odpowiedniego układu kationitów i anionitów zapewnia demineralizaję wody.

14. Klasyfikacja wód naturalnych wg. Składu jonowego i stopnia mineralizacji:

• Wg. Stopnia mineralizacji:

Granicę wód słodkich ustalono na stężenie wyczuwalne smakiem tj. 1kg*m^-3. W wodach morskich stopień mineralizacji nie przekracza 50kg*m^-3. Wyższe stopnie zasolenia są charakterystyczne dla słonych jezior i wód podziemnych silnie zmineralizowanych. Klasyfikacja wód wg. Stopnia mineralizacji pozwala tylko na bardzo ogólny podział i nie uwzględnia zawartości jonów ani gazów.

Klasa wód	Zawartość suchej pozostałości, kg*m^-3	Uwagi
Słodkie	do 1	Pitne solanki Pitne solanki Pitne solanki
Słabo zmineralizowane	1-3
Średnio zmineralizowane	3-10
Zmineralizowane	10-50	Wody o zasoleniu morskim
Solanki	>50	Wody o zasoleniu większym niż morskie

• Klasyfikacja wód wg. składu jonowego:

- Klasyfikacja Szczukariewa oparta jest na podziale wód naturalnych z uwzględnieniem obecności w wodzie jonów w ilości >12,5% równoważników. W warunkach naturalnych w takich ilościach występuje przede wszystkim 6 najważniejszych jonów: Na⁺,Mg²⁺,Ca²⁺,Cl^-,HCO₃⁻,SO₄²⁻. W roztworze wodnym mogą istnieć połączenia oparte na kombinacjach 3 kationów z 3 anionami, co daje 49 połączeń, które odpowiadają 49 klasom wód naturalnych. Każda klasa ma swój numer,np. skład dziewiątej klasy wody jest określony obecnością jonów Ca²⁺,Mg²⁺,HCO₃⁻,SO₄²⁻ w ilości ponad 12,5% równoważników każdego z nich.

- Klasyfikacja Aleksandrowa polega na podziale wód naturalnych wg. Ich składu na sześć klas. Pierwsze trzy (wodorowęglanowa, siarczanowa, chlorkowa) określono na podstawie przewagi jednego z jonów: HCO₃⁻, SO₄²⁻,Cl^- ponad 12,5% równoważników, oraz na podstawie zawartości innych jonów poniżej 12,5% równoważników, przyjmując sumę anionów i kationów =100% równoważników. Klasa 4 jest kombinowana. Należą do niej wody, w których zawartość dwu lub trzech anionów przewyższa 12,5% równoważników. Każda z tych czterech klas dzieli się zależnie od przewagi jednego z kationów: Ca²⁺,Mg²⁺ lub Na⁺. Piąta klasa obejmuje wody jednej z klas poprzednich, jeżeli zawierają one składniki specyficzne, występujących w wodach naturalnych w dużych ilościach (np.Fe,Al.) Do klasy szóstej należą wody zawierające większe ilości gazów (CO₂ i H₂S) oraz substancji promieniotwórczych.

- Klasyfikacja Alekina – jako podstawę podziału przyjęto tu jony, których stężenia przeważają, oraz stosunki tych stężeń. Wszystkie wody natur. Dzielą się na 3 klasy zależnie od anionu, którego jest najwięcej. Są to wody wodorowęglanowe i węglanowe (HCO₃⁻ + CO₃²⁻), siarczanowe (SO₄²⁻) i chlorkowe (Cl^-). Każdą klasę podzielono na trzy grupy: wapniową, magnezową i sodową, uwzględniwszy kation, którego stężenie jest największe. Każda grupa dzieli się na trzy typy wód, które określa stosunek stężeń jonów:

- Pierwszy typ wód: [HCO₃⁻]>[Ca²⁺] + [Mg²⁺] – wody mało zmineralizowane, wykazują nadmiar jonów HCO₃⁻ w odniesieniu do ogólnej liczby jonów metali ziem alkalicznych.

- Drugi typ wód: [HCO₃⁻]<[ Ca²⁺] + [Mg²⁺]<[ HCO₃⁻] + [SO₄²⁻]- wody podziemne, oraz rzeczne i jeziorne o małej mineralizacji.

- Trzeci typ: [Cl^-]>[Na⁺]- wody silnie zmineralizowane, wody oceanów i mórz, wody podziemne.

- Czwarty typ: wody nie zawierające jonów HCO₃⁻ - są one kwaśne i mogą należeć tylko do klasy siarczanowej i chlorkowej, w grupach Ca²⁺ i Mg²⁺, w których nie ma pierwszego typu.

13. Kształtowanie się składu wód od opadowych do podziemnych:

• Wody opadowe

Wody opadowe (atmosferyczne) powstają w atmosferze w wyniku skraplania się pary wodnej i opadają na ziemię w postaci deszczu, śniegu, gradu, rosy itp. Charakter i skład wód opadowych zależy od czystości atmosfery. Skład chemiczny wód opadowych zależy również od wielkości opadów, kierunku wiatru, wysokości chmur i rodzaju opadów. Wody opadowe zawierają znaczne ilości (25 dm³*m^-3) rozpuszczonych gazów , głownie tlenu, azotu, dwutlenku węgla. Występują również małe ilości gazy szlachetne, amoniak, tlenki azotu, rozpuszczone sole (azotan (V) amonu NH₄NO₃, azotan (III) amonu NH₄NO₂,siarczan sodu Na₂SO₄,chlorek sodu NaCl),nierozpuszczalne sole wapnia, magnezu, związki krzemu, oraz domieszki mechaniczne. W rejonach o zanieczyszczonym powietrzu atmosferycznym wody opadowe mogą zawierać domieszki zanieczyszczeń powietrza , np. odpady produkcyjne, produkty niezupełnego spalania paliw, gazy przemysłowe (CO₂,NH₃,H₂S) tlenki azotu, siarki, metale ciężkie, tlenki: (ZnO,PbO,P₂O₅) . W skutek chemizacji rolnictwa w wodzie opadowej pojawiły się substancje owadobójcze, chwastobójcze i grzybobójcze. Wody opadowe zawierają również pierwiastki radioaktywne (⁹⁰Sr, ¹⁴C, ¹³¹I, ¹³⁷Cs),pochodzących z wybuchów termojądrowych i nuklearnych. Wody opadowe mogą zawierać również różne mikroorganizmy. Najczystsze wody opadowe występują w obszarach lesistych i wysokogórskich, a najb. Zanieczyszcz. W rejonach uprzemysłow. I obszarach suchych. Zasolenie wód opadowych: od kilku-kilkunastu g*m^-3,zależnie od uprzemysłowienia terenu. Wody opadowe w obszarach przymorskich na skutek unoszenia przez wiatr b. drobnych kropelek wody morskiej mogą zawierać znaczne ilości chlorków (50-200 g*m^-3 i więcej). Na ogół zawartość rozpuszcz. I nie rozpuszcz. Substancji jest niewielka. Sucha pozostałość zawiera się w granicach 10-30g*m^-3,na która składają się głownie jony: Ca²⁺, Mg²⁺, Na⁺, K⁺, Cl^-,SO₄²⁻. Zawartość jonów SO₄²⁻zależy od bliskości dużych miast, które emitują SO₂ i SO₃. W taki sam sposób wzbogacają się wody opadowe w jony wodorotlenowe i dwutlenek węgla. Wody opadowe, które zawierają gazy przemysłowe (CO₂,H₂S,SO₂,SO₃) oraz tlenki azotu mają odczyn kwaśny(pH<4,6) i są bardzo agresywne w stosunku do metali i materiałów budowlanych. Z powodu małej zawartości soli rozpuszczonych woda opadowa jest b. miękka, niesmaczna, jest szkodliwa dla zdrowia. Można je spożywać dopiero po uzdatnieniu i bezwzględnej dezynfekcji. Mała zawartość soli wapnia i magnezu – przydatność do prania. Wody opadowe są jednym z głównych źródeł związków azotu przedostających się do gleby i wód powierzchniowych. Skład wody atmosferycznej ulega radykalnej zmianie po zetknięciu się jej z powierzchnią ziemi.

• Wody podziemne:

Powstają przede wszystkim wskutek wsiąkania części wód opadowych i powierzchniowych, ale również na skutek skraplania się pary wodnej w glebie i kondensacja pary wodnej z magmy. Wody z powierzchni ziemi ługują różne substancje nieorganiczne, organiczne i mikroorganizmy z górnych warstw gleby. Wody wsiąkające do ziemi są więc zanieczyszczone bardziej lub mniej substancjami nieorg. I organicz. Pochodzenia naturalnego oraz syntetycznego(ścieki, opady). Wody przenikające do ziemi ulegają samooczyszczeniu, w czasie filtracji do gleby i głębszych warstw gruntu w wyniku zachodzących procesów biochemicznych i sorpcji. Podczas rozkładu substancji roślinnych część z nich przekształca się w glebach w humus, stanowiący zespół związków organicznych. W procesie humidifikacji powstaje humus glebowy i wodny. Większość substancji humusowych znajduje się w wodzie w postaci koloidalnej, mała ich część w postaci rozpuszczonej. Wyługowanie subst. Humusowych najłatwiej zachodzi w kwaśnych glebach.W głębiej położonych warstwach gleby zawartość subst. Humus. W wodzie stopniowo maleje. Prędkość filtracji w glebie jest b. mała, wobec czego procesy samooczyszcza. I sorpcji zachodzą niemal całkowicie. Dlatego woda podziemna z większych głębokości jest praktycznie pozbawiona substancji organicznych, tlenu rozpuszczonego i mikroorganizmów. W czasie filtracji wody przez glebę rozpuszczane są również różne składniki gleby(np. sól) gruntu i skał, czemu sprzyja obecność w wodzie CO₂ , H₂S, NH₃, CH₄, H₂ . W ten sposób do wód podziemnych dostają się chlorki, siarczany, azotany, małe ilości fluorków, bromków , jodków, fosforanów i innych zw. Między składnikami warstw przepuszczalnych a wodą zachodzą również bardziej złożone przemiany, w których udział bierze głownie rozpuszcz. W wodzie CO₂ i inne gazy. Pod wpływem CO₂ woda rozpuszcza minerały proste, jak CaCO₃, MgCO₃, FeCO₃, MnCO₃, z których powstają wodorowęglany:

MeCO₃ + CO₂ + H₂O = Me(HCO₃)₂

W wyniku tych reakcji do wód podziemnych dostają się HCO₃⁻, Ca²⁺, Mg²⁺, Fe²⁺, Na ⁺. Rozpuszczony w wodzie dwutlenek węgla ma również zdolność do rozpuszczania siarczków. Wody podziemne zawierające siarkowodór mogą rozpuszczać tlenki żelaza, z których pod wpływem siarkowodoru powstają siarczki. Wody podziemne zawierające CO₂ bądź siarkowodór mogą zatem zawierać znaczną ilość związków żelaza z rozkładu siarczków lub tlenków żelaza. Utlenienie siarczków prowadzi do powstania siarczanów, np. w czasie kontaktu pirytu FeS₂ z wodą zawierającą rozpuszczony tlen:

FeS₂+ 3 ½ 0₂ + H₂O = FeSO₄ + H₂SO₄

DO wody dostają się jony metali oraz jony siarczanowe. Siarczany pod działaniem organicznych substancji redukujących w warunkach beztlenowych przechodzą w węglany lub wodorowęglany i powstaje siarkowodór. Dlatego wody z terenów roponośnych są zazwyczaj ubogie w siarczany lub ich pozbawione, zawierają natomiast siarkowodór. Hydrolityczny rozkład glinokrzemianów podczas wietrzenia skał ma istotny wpływ na jakościowy i ilościowy skład chemiczny wód podziemnych oraz stopień ich zasolenia, gdyż przedostają się do wody wówczas jony sodu, potasu, wapnia, magnezu, żelaza i manganu, jony chlorkowe, wodorowęglanowe, siarczanowe i inne, a także wiele pierwiastków śladowych w tym radioaktywnych. Dlatego wody podziemne mogą zawierać wszystkie pierwiastki znajdujące się w ziemi. Wody podziemne różnią się swoim składem fizyczno – chemicznym i bakteriologicznym, gdyż stykają się z różnymi skałami i gruntami w bardzo odmiennych warunkach fizycznych i geologicznych. Skład i jakość wód podziemnych zależą od: ilości i rodzaju wód opadowych i powierzchniowych, zanieczyszcz. Pow. Ziemi i górnych warstw gleby, oraz właściwości fizyczne, chemiczne i biologiczne warstwy gruntu przez którą woda przesiąka. Skład chemiczny wód podziemnych nie jest zatem stały, ulega ciągłym zmianom. Zawierają one znaczne ilości CO₂, związków żelaza i manganu. Wody podziemne w głębszych warstwach wodonośnych są pozbawione tlenu rozpuszczonego, zawierają niewielkie ilości subst. Org., a stopień zasolenia na ogół zwiększa się wraz ze zwiększeniem głębokości zalegania warstwy wodonośnej.

16. Ditlenek węgla. Równowaga węglanowo – wapniowa:

Dwutlenek węgla występuje niemal we wszystkich wodach naturalnych. Pochodzi on z powietrza atmosferycznego, z tlenowych i beztlenowych procesów rozkładu zw. Organicznych, z proc. Geochemicznych,i proc. metabolicznych metabolicznych organizmów żywych. Dwutlenek węgla może uwalniać się również z wodorowęglanów:

4Fe²⁺ + 8HCO₃⁻ + 2H₂O + O₂ = 4Fe(OH)₃ + 8CO₂

Pochłanianie CO₂ z atmosfery zachodzi, gdy zawartość di tlenku w wodzie jest mniejsza niż jego rozpuszczalność zależna od ciśnienia cząstkowego CO₂ w atmosferze. W wodach rzecznych i jeziorach zawartość CO₂ jest na ogół większe niż 0,7 g*m ^-3, toteż wody te praktycznie nie pochłaniają CO₂ z powietrza. W wodach rzecznych i jeziornych zachodzi na ogół proces odwrotny – wydzielanie CO₂. Pochłanianie CO₂ z atmosfery zachodzi w wodach atmosferycznych, oraz w morzach i oceanach. Na zmniejszanie zawartości CO ₂ w wodach naturalnych mają wpływ również procesy, w których CO₂ bierze udział w reakcjach chemicznych lub jest zużywany w proc. Fotosyntezy przez rośliny wodne. Najmniejszą zawartość CO₂ wykazują płytkie wody stojące – gdzie proces fotosyntezy powoduje niekiedy prawie całkowite wyczerpanie CO ₂ a co za tym idzie – wzrost wartości pH wody powyżej 8,3. Małą zawartość CO₂ wykazują też wody mórz i oceanów. W wodach głębinowych stęż. CO₂ jest duże (do 150 g*m ^-3),najwięcej CO₂ zawierają wody mineralne. Dwutlenek węgla w wodzie znajduje się w postaci rozpuszcz. Cząsteczek CO₂, z których ok. 1% reaguje z wodą i tworzy kwas węglowy:

CO₂(g) + H₂O = H₂CO₃

• Stan równowagi :

między rozpuszczonym dwutlenkiem węgla i jego postaciami jonowymi zależy od wartości pH wody. Dla wody całkowicie nasyconej CO₂: w zależności od pH CO₂ może występować albo całkowicie w postaci gazowej (ph<4,5), albo też wyłącznie w postaci jonów wodorowęglanowych (pH = 8,4) lub węglanowych (pH = 12,3). Ponieważ większość naturalnych wód podziemnych ma pH 6,5-8,5 , zatem w wodach tych CO₂ występuje we wszystkich postaciach związków kwasu węglowego. Co₂ występuje w wodzie jako wolny i związany. Związany w postaci jonów wodorowęglanowych i węglanowych. Wolny natomiast w postaci rozpuszczonej i jako kwas węglowy. Część CO₂ w il. niezbędnej do utrzymania w roztworze rozpuszczonego wodorowęglanu wapnia wg równania:

Ca(HCO₃)₂ = CaCO₃ + H₂O + CO₂

Nazywa się dwutlenkiem węgla równowagi węglanowo – wapniowej lub przynależnym dwutlenkiem węgla. W miarę zwiększania się stężenia wodorowęglanów. W wodzie ilość niezbędnego CO₂ przynależnego znacznie wzrasta. Pozostała cz. Wolnego CO₂ w wodzie, czyli nadmiar wolnego CO₂ w odniesieniu do stechiometrycznej ilości CO₂ przynależnego (równowagi), jest dwutlenkiem agresywnym – w odróżnieniu od CO₂ równowagi jest b. agresywny i nadaje właściwości korodujące. Zwiększa rozpuszczalność węglanu wapnia w wodzie, zamieniając go w wodorowęglan wapnia:

CaCO_3(s) + CO₂ + H₂O = Ca(HCO₃)₂

Obecność CO₂ w wodach Nat. Stwarza problemy gospodarcze i techniczne – powoduje korozję metalowych urządzeń metalowych i betonowych. CO₂ rozp. W wodach Nat. Dzięki łatwości, z jaką przechodzi do atmosfery jest ważnym czynnikiem migracji węgla w przyrodzie.

18. Związki azotowe, jako wskaźniki zanieczyszczenia wód:

Często można zaobserwować zjawisko zanikania azotanów w naturalnych zbiornikach wodnych, zwłaszcza w okresie intensywnego rozwoju roślin wodnych, i zwiększenia się ich zawartości w zimie, gdy roślinność zamiera. Azotany w warunkach aerobowych są trwałe, natomiast w anaerobowych redukują się do azotynów lub amoniaku i stanowią źródło tlenu dla przemian biologicznych. Zwiększenie zawartości azotanów w wodach powierzchniowych może być spowodowane m.in. wzrostem il. ścieków biologicznie oczyszczonych wprowadzanych do odbiorników wodnych. Zwiększenie stężenia tych związków przyczynia się do przyspieszenia eutrofizacji. Wody silnie zeutrofizowane są mało przydatne do celów komunalnych ze względu na częste i masowe zakwity, powodujące pogorszenie właściwości fizycznych , oraz smaku i zapachu wody. Dzięki nitryfikacji i denitryfikacji związki azotowe (NH₃, NO₂⁻, NO₃⁻) w wodach naturalnych mogą przechodzić z jednej postaci w drugą. W związku z tym w ocenie stopnia zanieczyszczenia wód naturalnych związki azotowe rozpatruje się pod kątem ich jakościowego i ilościowego występowania w tych wodach. Obecność amoniaku w wodzie powierzchniowej i brak azotynów wskazują na świeże zanieczyszczenie wody ściekami gospodarczymi lub innymi związkami organicznymi zawierającymi w cząsteczce azot. Jednoczesne występowanie amoniaku i azotynów świadczy o tym, że od chwili zanieczyszczenia wody upłynął pewien czas. Brak amoniaku i azotynów w obecności azotanów wskazuje, że zanieczyszczenie nastąpiło już dawno i że w tym czasie zaszło samooczyszczenie wody, a więc zmineralizowanie organicznych związków azotowych. W wodach naturalnych zanieczyszczonych np. ściekami przemysłowymi, oprócz amoniaku, azotynów i azotanów mogą występować również inne nieorganiczne związki azotowe,m.in. cyjanki, cyjaniany, rodanki

Cyjanki (CN^-) występują w wodach naturalnych b. rzadko, jedynie przy zanieczyszczeniu wód ściekami z gazowni, galwanizerni, zakładów obróbki metali. Nigdy nie są pochodzenia naturalnego. Występują w wodzie w post. (HCN) Bądź jonowej (CN^-), lub w kompleksach z różnymi metalami. Cyjanki w wodzie hydrolizują i utleniają się w obecności CO₂:

CN^- + CO₂ + H₂O = HCO₃⁻ + HCN

Bardzo toksyczne: cyjanowodór HCN, cyjanki CN^-, kompleksy cyjanowe kadmu Cd²⁺, Zn²⁺, Sn²⁺ . Średnio toksyczne: kompleksy niklu Ni²⁺ , słabo toksyczne: Fe²⁺, Fe³⁺,Co²⁺

Cyjaniny(OCN^-) dostają się do wód powierzchniowych podczas oczyszcz. Chlorem ścieków zawierających cyjanki. 1000x mniej toksyczne od cyjanków. W kwaśnym i obojętnym środowisku hydrolizują z uwolnieniem amoniaku.

19. Eutrofizacja wód:

W przypadku nadmiaru odżywczych substancji nieorganicznych, azotu i fosforu może nastąpić nadmierny rozwój roślinności wodnej – eutrofizacja zbiorników wodnych. Eutrofizację dzielimy na naturalną i indukowaną, wynikającą z uprzemysłowienia. Masowy rozwój gatunków roślinnych występuje w postaci „kwiatu wodnego” – co prowadzi do wytwarzania domieszek toksycznych i sprawia trudności w procesie uzdatniania wody. Eutrofizację zwalcza się poprzez ograniczenie zawartości fosforu i azotu w wodzie wpuszczanej do odbiorników (azotu do 0,2 g/m³, fosforu do 0,1 g/m³). Tak małą zawartość azotu i fosforu uzyskuje się przez oczyszczanie ścieków metodą trzeciego stopnia. Jako środek zwalczający nadmierny rozwój roślinności wodnej stosuje się siarczan miedzi.

12. Wodne układy dyspersyjne:

Układem dyspersyjnym nazywamy mieszaninę jednorodną lub niejednorodną składającą się z fazy rozproszonej i rozpraszającej, czyli ośrodka dyspersyjnego. Zależnie od wielkości rozdrobnienia cząstek fazy rozproszonej w cieczy układy dyspersyjne dzielimy na:

• cząsteczkowo dyspergowane (roztwory właściwe)

- cząstki większe od 10cm

- cząstki są zatrzymywane przez bibułę filtracyjną

- cząstki nie dyfundują i nie wywołują ciśnienia osmotycznego

- cząstki widoczne gołym okiem lub pod mikroskopem.

- brak ruchów Browna dla cząsteczek większych od 10cm

• koloidowo dyspergowane (roztwory koloidalne)

- cząstki od 10 do 10 cm

- cząstki przechodzą przez bibułę filtracyjną

- cząstki dyfundują wolno, a ciśnienie osmotyczne jest małe

- cząstki widoczne pod ultramikroskopem lub mikroskopem elektronowym

- intensywne ruchy Browna

• grubo dyspergowane (zawiesiny, inaczej niejednorodne mieszaniny mechaniczne)

- cząstki mniejsze od 10 cm

- cząstki przechodzą przez membranę

- cząstki dyfundują szybko, a ciśnienie osmotyczne jest duże

- cząstki niewidoczne pod mikroskopem elektronowym

- ruchy cieplne są bardzo widoczne

Woda jako ciecz stanowi ośrodek dyspersyjny, w którym mogą występować substancje stale, ciekle i gazowe w rożnym stopniu rozdrobnienia. Oprócz roztworów rzeczywistych woda może stanowić układ niejednorodny, w którym cząsteczki mogą znajdować się w postaci koloidalnej lub zawiesiny. Nie można określić wyraźnej granicy między tymi roztworami, gdyż w wodzie możliwe jest przechodzenie jednego układu w drugi.

Układy grubo dyspergowane: Cząstki o wymiarach powyżej 10 _­^-5cm. Cząstki takie tworzą zawiesiny, jeżeli rozdrobniona jest substancja stała, lub emulsje, jeżeli rozdrobniona jest substancja ciekła. Układy te są nietrwałe. Po sporządzeniu roztworu następuje samorzutne rozwarstwienie mieszaniny przez sedymentację lub flotację. Do zawiesin zalicza się substancje nierozpuszczone, które pływają w wodzie. Z powodu obecności zawiesin jakość wód naturalnych pogarsza się.

17. Podstawowe wskaźniki składu jonowego wody:

- Sód i potas należą do grupy pierwiastków najczęściej występujących w skorupie ziemskiej, która zawiera 2,63% sodu i 2,40 % potasu. Pochodzenie sodu i potasu w wodach naturalnych jest związane z hydrolitycznym rozkładem minerałów podczas wietrzenia skał magmowych lub z ługowaniem skał osadowych zawierających sole sodowe i potasowe. Gdy jon Na⁺ przechodzi do wód podziemnych następuje wymiana jonów Ca²⁺ lub Mg²⁺ na jonu Na⁺: CaSO₄ + 2KtNa = Na₂SO₄ + (Kt)₂Ca, gdzie Kt – makrocząsteczka wymieniacza jonowego. Źródłem sodu i potasu w wodach powierzchniowych są dodatkowo zanieczyszczenia pochodzące ze ścieków przemysłowych. Jony potasu przedostają się do wód naturalnych z pól nawożonych solami potasowymi. Sód i potas mogą występować w wodach naturalnych w postaci rozmaitych soli: chlorków (NaCl, KCl), rzadziej w postaci siarczanów (Na₂SO₄, K₂SO₄) lub soli kwasu węglowego (np.NaHCO₃) bądź azotanów (np. NaNo₃). Wszystkie te związki są b .dobrze rozpuszczalne w wodzie. Obecność wodorowęglanu sodu powoduje zasadowość alkaliczną wody. Woda taka nie nadaje się do użytku w przemyśle fermentacyjnym. Poza tym związki sodu i potasu w wodzie słodkiej nie mają większego znaczenia technicznego i przemysłowego. W pewnych warunkach sole sodu i potasu występujące jako sole kwasu azotowego (III) i (V) są wskaźnikami zanieczyszczenia wody, gdyż mogą pochodzić ze ścieków miejskich lub z gleby użyźnianej nawozami. Wody zawierające potas są w małym stopniu radioaktywne. Zawartość potasu w wodach naturalnych jest znacznie mniejsza od zawartości sodu, mimo, że rozpuszczalność soli potasowych w wodzie jest większa niż soli sodowych.

W wodach naturalnych: K nie przekracza 20g/m³, Na nie przekracza 30g/m³.

W wodach podziemnych: Na do 100g/m³

W wodach morskich: Na do 10kg/m³, K do 0,4kg/m³

Wapń i magnez należy do grupy najpospolitszych pierwiastków skorupy ziemskiej. Wapń 3,39%, magnez 1,93 składu skorupy ziemskiej. Najczęstsze minerały wapnia: węglany, siarczany CaSO₄, fluorki (CaF₂), krzemiany, glinokrzemiany. Ważniejsze minerały magnezu: sole magnezowe i magnezowo-potasowe (biszofit MgCl₂*6H₂O),sole magnezowe i magnezowo-wapniowe (MgCO₃). Związki wapnia: np. CaO(wapno palone), wodorotlenek wapnia Ca(OH)₂ węglan wapnia CaCO₃ - związki te znajdują powszechne zastosowanie w budownictwie. Głównym źródłem wzbogacenia się wód naturalnych w wapń i magnez są wapienie(węglany), które rozpuszczają się pod wpływem CO₂: CaCO₃ + CO₂ + H₂O = Ca(HCO₃)₂

Innym źródłem wapnia w wodach naturalnych jest gips (CaSO₄*2H₂O). W wodach naturalnych Mg i Ca mogą wystepować w postaci różnych soli(wodorowęglany, siarczany, chlorki, azotany, fosforany). Sole MG db. rozpuszcalne w wodzie: CaCl₂, Ca(NO₃)₂, słabo: CaSO₄*2H₂O, CaO, Ca(OH)₂. Trudnorozpuszczalne: CaCO₃, CaSiO₃, CaF₂. A z pośród soli magnezu: MgF₂, MgCO₃, MgSiO₃, Mg(OH)₂. Wody naturalne, niezanieczyszczone, słabo zmineralizowane, zawierają na ogół więcej związków Ca niż Mg. Wzrost stopnia zasolenia wody naturalnej powoduje, że zawartość jonów Mg²⁺ zwiększa się szybciej niż jonów Ca²⁺. W wodach o zawartości soli ok. 1000g/m³ stosunek Mg2+ do Ca2+ wynosi 1:1, a w wodzie morskiej 3-4 razy więcej jest jonów Mg niż Ca. Wody podziemne, czyste zawierają na ogół więcej związków wapnia i magnezu niż wody powierzchniowe. Sole wapnia i magnezu powodują twardość wody, ich obecność nie jest pożądana w wodach przemysłowych. Sole Ca i Mg nadają wodzie gorzki smak. W wodach słodkich nie są szkodliwe dla zdrowia. Dopuszczalna twardość w wodzie do picia i na potrzeby gospodarcze wynosi łącznie 500g/m³.

Beryl, stront i bar w wodach naturalnych pochodzą z ługowania minerałów, z gleby, opadów i ścieków przemysłowych. W wodach naturalnych, nie zanieczyszcz. Pierwiastki te występują w śladowych ilościach. Wody mineralne zawierają do 10g/m³. Obecność większej ilości baru, strontu, berylu w wodzie naturalnej wskazuje na zanieczyszczenie jej odpadami lub ściekami przemysłowymi. Beryl i jego związki są bardzo toksyczne, bar i jego sole również są toksyczne. Znaczenie zdrowotne strontu jest niewielkie(oprócz radioaktywnego ⁹⁰Sr).