21. Ведущие и редкие ионы природных вод. Классификация природных вод по составу ионов.

Все воды планеты представляют собой растворы разного со­става и различной концентрации. Среди растворенных в воде веществ можно выделить пять групп: главные ионы; биогенные элемен­ты (С, Н, N, Р, Si, Fe, Mn), из которых состоят организмы; раствори­мые в воде газы: О₂, N₂, CО₂, углеводороды и инертные газы; микро­элементы; органические вещества. Химический состав примесей пресной воды сильно отличается от состава примесей морской. Основные ионы речных вод: Са²⁺, Mg²⁺, Na⁺, K⁺, НСОз^-, SО₄^-, Сl^-. В речной воде преобладают карбонаты и гидрокарбонаты; из катионов наибольшие концентрации имеют кальций и магний. Однако химический состав пресных вод (рек, озер, грунтовых вод) значительно варьирует и зависит преимущественно от трех факторов: химии элементов, режимов выветривания, биологических процессов (см. далее).

Подавляющую часть морской соли составляют не карбонаты, а хлориды. В этом состоит главное отличие морской воды от речной. К тому же солевой состав морской воды (на всей Земле!) постоянен - это главнейшая закономерность в химии океана.

Концентрация растворенных солей определяет величину солености океана. Соленость определяется как вес в граммах неорганических ионов, растворенных в 1 кг воды. Семь ионов (Na⁺, Mg²⁺, К⁺, С1^- , I^-, SО₄^2-, НSOз^-) составляют более 99 % от всех ионов в морской во­де, и соотношения их, напомним, постоянны во всех океанах Земли. Следовательно, на основании анализа одного иона можно по пропор­ции вычислить концентрацию всех остальных и соленость. Плотность морской воды, как и передача света и звука, зависит от солености. Соленость измеряется по проводимости электрического тока через воду (электропроводность). Измеренные значения выражаются относительно известного стандарта; таким образом, соленость не имеет единицы измерения, хотя во многих старых учебниках солено­сти выражают как части на тысячу (ppt или %о) граммов на литр.

Воды открытого океана имеют средние значения солености 32-37, в большинстве около 35. В дельтах значения падают до величины ниже 1 по мере приближения к источнику пресной воды. В гиперсо­леных средах соленость может превышать соленость морской воды, достигая значений более 300.

Важной химической характеристикой поверхностных вод явля­ется водородный показатель (рН). Выделение CO₂ в результате дыха­ния и разложения вызывает понижение рН в природных водах, потому что при соединении СО₂с водой образуется слабая (слабодиссоции-рующая) кислота Н₂СОз:

Н₂О + СО₂ ↔ Н₂СОз ↔ Н₂СОз + Н⁺ (3.1)

С другой стороны, поглощение CO₂ в процессе фотосинтеза приводит к уменьшению количества Н₂СОз и Н⁺, т. е. к росту рН. От­сюда можно утверждать, что рН в водах регулируется равновесием СО₂ и карбоната кальция:

Н₂О + СО₂ ↔ Н₂СОз (3.2)

СаСОз (тв) + Н₂СОз ↔ Са²⁺ + 2НСОз^-. (3.3)

Видно, что повышение количества СО₂ увеличивает содержа­ние Н₂СОз, что, в свою очередь, вызывает уменьшение содержания карбоната кальция, а уменьшение содержания СО₂ приводит к осаж­дению карбоната кальция. Вода, содержащая Н₂СОз и НСОз^-, облада­ет буферными свойствами, поэтому достаточно большие изменения концентрации Н⁺ могут не приводить к сильному изменению рН.

Результирующие соотношения между молекулами и ионами, атмосферным СО₂ и твердым карбонатом кальция приводят к форми­рованию буферного раствора с рН = 8,0 - 8,4. При этом не исключе­но, что активность органического вещества или другие локальные причины могут образовать на некоторое время более низкие (до б) и более высокие (до 10) значения рН.

Существенной характеристикой, особенно важной для нор­мального протекания фотосинтеза, является прозрачность воды. За условную прозрачность морской воды принята глубина моря, на ко­торой белый диск диаметром 30 см становится невидимым.

Важной характеристикой природных вод является их жест­кость. Как известно, различают жесткость карбонатную (временную) и некарбонатную (постоянную). Первая обусловлена присутствием в воде бикарбонатов - Са(НСОз)₂ и Mg(HCО₃)₂, вторая - сульфатами

CaSО₄ и MgSО₄ или их хлоридами. Карбонатная жесткость устраня­ется кипячением или прибавлением к воде Са(ОН)₂

Са(НСОз)₂ + Са(ОН)_г → 2СаСОз↓ +2Н₂О. (3.4)

Постоянная жесткость устранима прибавлением к воде соды:

CaSО₄ + Na₂CO₃ → СаСОз↓+ NaSО₄ (3.5)

Сумма временной и постоянной жесткости воды составляет об­щую жесткость, выраженную в миллиграмм-эквивалентах ионов Са²⁺ и Mg²⁺ на литр воды. Вода с жесткостью менее 4 мг-экв/л называется мягкой, от 4 до 8 - средней, от 8 - 12- жесткой, больше 12 мг-экв/л -очень жесткой. Жесткость отдельных естественных вод колеблется в весьма широких пределах. Для открытых водоемов она часто зависит от времени года и погоды. Наиболее «мягкой» природной водой яв­ляется атмосферная вода, почти не содержащая растворенных солей.