3. Химические процессы в гидросфере

Рассмотрение химических процессов в гидросфере — задача более сложная, чем изучение процессов в атмосфере. Причина в том, что природная вода представляет систему открытого типа, обменивающуюся веществами и энергией с сопредельными средами: атмосферой, литосферой, биологической составляющей. Схе­матически всю гидросферу или ее определенную подсистему, на­пример водоем, можно рассматривать как своеобразный хими­ческий реактор проточного типа (рис.1).

Гидросфера — глобальная открытая система, стабильность ко­торой тем выше, чем больше разнообразие составляющих ее компонентов. Опасность разбалансировки такой системы, нарушение равновесия и стабильности возникают тогда, когда существенно изменяется химический состав или физико-химические парамет­ры на входе и соответственно продукция на выходе.

Рис. 1. Гидросфера как открытая система

Остановимся на трех особенностях химических процессов в гидросфере.

1. Многообразие форм химических соединений: присутствуют все классы органических и неорганических веществ. Например, металлы, являющиеся непременным компонентом природных во­доемов, существуют в гидросфере в виде простых ионов, гидратированных ионов, комплексных и металлоорганических соедине­ний, коллоидных частиц и взвесей.

2. Влияние гидролиза на химические процессы и участие в них гидратированных молекул и ионов. Например, железо, являюще­еся важным питательным компонентом водных организмов, су­ществует в гидросфере в форме гидроксокомплексов Fe³⁺:

Современными методами инфракрасной спектроскопии пока­зано, что в кислой водной среде фактически присутствует не сво­бодный ион Н⁺ и даже не ион гидроксония Н₃О⁺, а аквакомплекс вида (H⁺)_aq = Н₂О—Н⁺—ОН₂. В щелочной среде состав аквакомплекса можно записать в виде (OH^_)_aq = НО^-—Н⁺—ОН^- в нейтраль­ной — (H₂O)_aq= H₂O—H⁺—ОН. Однако для удобства в большин­стве реакций будем использовать традиционное написание Н⁺, ОН^-, Н₂О.

В целом процессы гидролиза, происходящие в гидросфере с минералами, играют важную роль, изменяя не только химиче­ский состав той или иной водной системы, но и ее рН (реакцию среды). Так, если минерал (соль) образован анионами слабой кис­лоты (H₂S, H₂CO₃, Н₃РО₄ и т.д.) и катионами сильного основа­ния (КОН, NaOH и т.д.), то в результате гидролиза реакция сре­ды станет щелочной (рН > 7):

При гидролизе минералов (солей), образованных анионами сильной кислоты (НС1, H₂SO₄, HNO₃ и т.д.) и катионами слабо­го основания (А1(ОН)₃, Zn(OH)₂, NH₄OH и т.д.), реакция среды будет кислой (рН < 7):

Если минерал (соль) образован анионами слабой кислоты и слабого основания, гидролиз будет проходить до конца (а не только по первой ступени, как в предыдущих случаях), а реакция среды будет близка к нейтральной (рН 7):

Реакцию водной среды не изменяют также минералы (соли), образованные анионами сильных кислот и катионами сильных оснований (NaCl, K₂SO₄, NaNO₃ и т.д.), поскольку они не под­вергаются гидролизу. В данном случае рН 7.

1. Участие в химических процессах водорослей и бактерий. Во­доросли (их около 30 тыс. видов) выделяют в водную среду орга­нические вещества, а поглощают минеральные соединения и уг­лекислый газ. Бактерии, наоборот, превращают органические ве­щества в минеральные, т.е. перерабатывают создаваемое в про­цессе фотосинтеза органическое вещество в доступную для усвое­ния живыми организмами (например, рыбами) форму. Числен­ность бактерий в природной воде составляет 1 — 300 млн/мл, что в десятки раз меньше, чем в почве. Процесс разложения (окисле­ния) с участием бактерий одного из видов фитопланктона (микроскопических водорослей, находящихся во взвешенном состоя­нии) упрощенно можно записать в виде химического уравнения:

(СН₂О)₁₀₆(NH₃)₁₆Н₃РО₄ + 138О₂=106СО₂+122Н₂О +16НNО₃+Н₃РО₄

В целом на окисление органического вещества в гидросфере в течение одного года требуется около 1,5 • 10¹¹ т кислорода.

В гидросфере протекает ряд химических и физико-химических процессов. Рассмотрим некоторые из них.

1. Химические реакции в водных растворах в основном ионооб­менные и окислительно-восстановительные. Суммарное относи­тельное содержание окислительно-восстановительных реагентов характеризует окислительно-восстановительный потенциал (редокс-потенциал). Поскольку в природной воде присутствует раст­воренный кислород, потенциал платинового электрода будет бо­лее положителен по сравнению с водородным электродом срав­нения, т.е. такая среда будет иметь окислительный характер. От­рицательное значение редокс-потенциал имеет в анаэробной вод­ной среде, например, когда вместо кислорода присутствует серо­водород. Такая среда будет иметь восстановительный характер.

Типичным примером ионообменной реакции может служить реакция раствора хлорида цинка с гидроксидом натрия:

Примером окислительно-восстановительного процесса может служить реакция

Cl₂⁰ + H₂O = HCl^-1 + HCl⁺¹O

где хлор выступает в качестве окислителя и восстановителя (реакция самоокисления—самовосстановления).

Напомним, что окислительно-восстановительными называют реакции, сопровождающиеся переходом электронов между участвующими в реакции частицами (атомами, ионами, молекулами). Процесс потери электронов частицей называют ее окислением, а саму частицу, отдающую электроны, — восстановителем. Процесс присоединения электронов частицей называют ее восстановлением, а принимающую электроны частицу — окислителем. Таким образом, в ходе окислительно-восстановительной реакции окислитель восстанавливается, а восстановитель окисляется.

Различают три типа окислительно-восстановительных реакций межмолекулярные, внутримолекулярные, самоокисления—само­восстановления. Примером первых могут служить реакции, про­исходящие в атмосфере:

примером реакций второго типа может служить

примером реакций третьего типа — приведенная выше реакция с участием хлора.

2. Испарение и растворение газов на поверхности раздела воз­дух — вода (например, растворение газов О₂, N₂, CO₂, H₂S, NH₃ в природной воде). Кислород растворим в большей степени, чем азот, поэтому соотношение их объемных концентраций в природ­ных водах составляет [N₂]: [О₂] = 65 : 35. Процесс растворения СО₂ можно представить равновесными реакциями:

• равновесие, соответствующее процессу растворения углекис­лого газа в природной воде:

СО₂(атмосфера) = СО₂(гидросфера)

• равновесие, характеризующее образование угольной кислоты:

СО₂(раствор) + Н₂О = H₂CO₃

• равновесие процессов диссоциации угольной кислоты:

Н₂СО₃ = Н⁺ + HCO₃^-

HCO₃^- = Н⁺ + CO₃^2-

• равновесие гидролиза гидрокарбонатов и карбонатов:

HCO₃^-+ H₂O = H₂CО₃ + OH^-

CO₃^2- + H₂О = HCO₃^- + ОН^-

Суммарно обмен углекислого газа между атмосферой и гидро­сферой можно представить в виде следующей схемы:

Отметим, что количество углекислого газа, растворенного в гидросфере, примерно в 50 раз больше его общего содержания в атмосфере. Это следует учитывать при составлении прогнозов из­менения климата на нашей планете.

3. Сорбционные процессы, т.е. процессы адсорбции, абсорбции и десорбции, обычно протекающие с участием органических со­единений и способствующие самоочищению природных вод.

4. Фотолиз — фотохимические превращения, протекающие в природных водах под воздействием УФ излучения Солнца при уча­стии свободных радикалов и возбужденных частиц. Толщина слоя воды, в котором осуществляется фотолиз, может доходить до не­ скольких метров. Фотолиз протекает с участием кислорода и сво­бодных радикалов, играя важную роль в процессах самоочищения неглубоких водоемов, рек, прудов, прибрежных зон морей, озер, водохранилищ от загрязняющих веществ.