лучшие книги по экономике
Главная страница

Главная

Замовити роботу

Последние поступления

Форум

Создай свою тему

Карта сайта

Обратная связь

Статьи партнёров


Замовити роботу
загрузка...
Книги по
алфавиту

Б
В
Г
Д
Е
Ж
З
И
К
Л
М
Н
О

ЕКОЛОГІЯ І ЕКОНОМІКА

Страницы [ 1 ] [ 2 ] [ 3 ] [ 4 ] [ 5 ] [ 6 ] [ 7 ] [ 8 ] [ 9 ] [ 10 ] [ 11 ] [ 12 ] [ 13 ] [ 14 ] [ 15 ]
[ 16 ] [ 17 ] [ 18 ] [ 19 ] [ 20 ] [ 21 ] [ 22 ] [ 23 ] [ 24 ] [ 25 ] [ 26 ] [ 27 ] [ 28 ] [ 29 ] [ 30 ] [ 31 ] [ 32 ]
[ 33 ] [ 34 ] [ 35 ] [ 36 ] [ 37 ] [ 38 ] [ 39 ] [ 40 ] [ 41 ] [ 42 ] [ 43 ] [ 44 ] [ 45 ] [ 46 ] [ 47 ] [ 48 ] [ 49 ] [ 50 ]

2.1.3. Гідросфера
Поглинаючи енергію Сонця, океан виконує функцію «земної теплоцентралі». Як гігантський теплообмінник, він визначає клімат нашої планети. Він же комора харчової та мінеральної сировини й енергетичних ресурсів, а його транспорт­ні шляхи — найбільш дешеві й необмежено розгалужені.
Могутність океану, його вічно мінлива краса, що на обрії єднається з небесною, чарує наш зір і сповнює нашу душу відчуттям величі космічного людського буття.
Термін «гідросфера» походить від двох грецьких слів ???? — «вода» і ???і?? — «куля». Під цим терміном розуміють водневу поверхню (оболонку) Землі. На відміну від атмосфери, гідросфера не суцільна, а складається з окремих частин: Світового океану та водних басейнів на суходолі (річок й озер, підземних вод, льодовиків). Вода — найбільш поширена речовина на Землі. Загальна маса гідросфери — понад трильйон тонн (1018 t), що становить 0,034 % маси Землі, а її поверхня займає близько 4/5 земної кулі. Усі види води гідросфери становлять єдину систему, пов’язану в планетарний кругообіг просторово й за фазовими перетвореннями (тверде — рідке — пара).
Останнє є унікальною властивістю води. З усіх речовин біосфери в діапазоні температур існування живих організмів тільки вода може існувати в трьох агрегатних станах (фазах): вода — лід, вода — рідина та вода — газ. Вода існує повсюдно. Сучасні дослідження виявили воду на інших планетах Сонячної системи й навіть за її межами — у таких космічних тілах, як комети, а також і на Місяці.
Не випадково стародавні філософи вважали, що вода є одним з чотирьох первинних елементів Природи поряд із Землею, Повітрям і Вогнем. Таке уявлення існувало ще за Середньовіччя. Тільки 1781 р. американський хімік Кавендіш показав, що вода утворюється під час згоряння водню. І лише 1860 р. італієць Канніццаро встановив хімічну формулу води — Н2О. Агрегатний стан води залежить від температури й тиску.
Експериментальні дані впливу температури й тиску на агрегат­ний стан води можна зобразити за допомогою фазової діаграми
(рис. 32).
За будь-яких значень температури й тиску, які відповідають точкам діаграми в площі, обмеженій кривими ВТ і СТ, вода існує тільки в рідкому стані, у точках нижче кривої АТ і ТС — у вигляді пари. Точки на кривих відповідають умовам, за яких дві суміж­ні фази перебувають у рівновазі. Дві точки на діаграмі води особ­ливо цікаві. Точка Т (273,16К і 6,03 · 10–3 atm водяної пари) на-
зивається потрійною точкою, де в рівновазі перебувають одночасно три фази: пара, вода й лід. Точка С (647 К і 220 atm) називається критичною. За температури, більшої за 647 К, водяну пару не можна перетворити на рідину за будь-якого підвищення тиску. Інакше кажучи, за температури й тиску, вищих, ніж у точці С, водяна пара й рідка вода не розрізняються. Між ними не існує фазової межі. Діаграма стану води відіграє виключно важливу роль у вивченні природних процесів біосфери, життя різних організмів (рослин і тварин) при значних змінах температури й тиску екосистем, а також за проектування й експлуатації парових котлів, автоклавів, енергетичних турбін тощо.


Рис. 32. Фазова діаграма води
Аномальною характеристикою води є й те, що максимального значення густини вона набуває за охолодження її до + 4°С (r = 1000 kg/m3) (табл. 20), а за подальшого охолодження аж до замер­зання густина зменшується. Отже, за такої самої маси об’єм льоду більший, ніж води, завдяки чому крига не тоне у воді. Ця специфічна властивість забезпечує існування водяної флори та фауни і взимку, оскільки річки, озера, моря й океани ніколи не промерзають до самого дна. Пояснення цієї унікальної аномалії слід шукати у змінах структурно-хімічної будови води за змін агрегатного стану.

Таблиця 20

ПАРАМЕТРИ ВОДИ (ХІМІЧНО ЧИСТОЇ) [166, 394]


Назва

Позначення й одиниці

Розмір

Температура кипіння

Ткип,

373 (100)

Температура плавлення

Тпл,

273 (0)

Температура критична

Tкрит,

647 (374)

Тиск критичний

Ркрит, МРа (атм)

22,06 (220)

Густина критична

dкрит. kg/m3

322

Ентальпія плавлення

?Нпл. kJ/mol3

6

Ентальпія сублімації льоду за 273 К

?Нcубл. kJ/mol

51

Ентальпія випаровування

?Нвип. kJ/mol

 

за 273 … 293 К

 

44,63

за 373 К

 

40,66

Густина льоду (тверда фаза)

?тв. kg/m3

917

Густина води (рідина) за 293 К (20°С)

?рід. kg/m3

998

Густина max 281 К (4°С)

— " —

1000

Густина пари за 393 К (20°С)

?пар. kg/m3

1,12

Теплоємність води за 293 К (20°С)

75,34

Вода (пара) за 373 К (100°С)

— « —

36,64

Теплопровідність льоду за 273 К (0°С)

MW / (m · K)

2,346

Рідини за 293 К (20°С)

— « —

598

Електроопір: за 293 К (20°С)

?, ? · m

18,9 · 10–6

Атоми водню та кисню в молекулі води у фазі пари зв’язані ко­валентно. Отже, пара води є системою ізольованих молекул Н2О. У рідкому та твердому станах молекули води, маючи значний ди­польний момент, можуть взаємодіяти одна з одною, утворюючи чотири так звані водневі зв’язки, з яких два — як донор протонів (Н+1), і два — як акцептор протонів. Усі чотири водневі зв’язки молекули води спрямовано (приблизно до вершин правильно-
го тетраедра (або перехресних кутів протилежних граней куба)
(рис. 33).


Рис. 33. Структурна схема міжатомного зв’язку
кисню й водню води
Отже, структура льоду — це тривимірна сітка, подібна до тетраедричної структури атомів вуглецю в кристалі алмазу. Збільшення густини за плавлення льоду й нагрівання води до +4°С пояснюють зменшенням впорядкованості структури водневих зв’язків і їхнім викривленням. Отже, зі зменшенням міжатомної відстані Н—О—Н густина збільшується, але подальше нагрівання послаблює міжатомні зв’язки, що знижує густину.
Однак такого популярного уявлення про міжатомні й міжмолекулярні зв’язки у воді замало для наукового пояснення унікаль­ного комплексу її властивостей (табл. 20).
Зі шкільного курсу хімії нам відомо, що вода в процесі електро­лізу розкладається на водень і кисень. Це пояснюється дисоціацією частини іонів води з утворенням протилежно заряджених іонів: Н2О > Н+1 + ОН–1. Звернімо увагу, що іон Н+1 являє собою протон.
То до якого класу хімічних речовин належить вода? Відповідно до наявності іону Н+ вода є кислотою, водночас іон ОН– зумовлює її належність до лугів. Згідно з теорією Брестеда-Лоура, вода є і кислотою, і лугом, проявляючи більшою мірою ту чи ту якість залежно від умов. Така властивість речовин має назву амфотерність (від гр. ????????? — «один і другий, обидва»). Отже, вода є амфотерною речовиною: вона може виступати як донор протонів, тобто як кислота, або як акцептор протонів — основа. Наприклад, якщо у воді розчиняти хлорид водню, то його молекули повністю дисоціюють, утворюючи сильну кислоту (соляна кислота) НСl > H+ + Cl–. Оскільки молекули Н2О, як показано було вище, являють собою диполі, то іони Н+ (протони), утворені за дисоціації НСl, взаємодіятимуть із негативно зарядженим полюсом молекули води з боку кисню, утворюючи позитивно заряджені іони гідроксонію:

Гідроксоній
Отже, у водних розчинах іон водню існує в гідратованій формі гідроксонію.
Загальне рівняння розчинення хлориду водню у воді записують так:
HCl + H2O          H3O+ + Cl–.
У цьому прикладі вода виступає як акцептор протонів, тобто як основа.
Другий приклад відображає умови, які утворюються за розчинення у воді слабкої кислоти, наприклад етанової (оцтової), яка лише частково дисоціює до певного стану рівноваги:
СН3СООН + Н2О           Н3О+ + СН3СОО–.
І в цьому разі вода зв’язує протони кислоти, виступаючи як акцептор.
За розчинення у воді сильних основ (лугів), наприклад, гідроксиду натрію — NаОН, він повністю дисоціює на іони Nа+ і ОН–. Тут вода виступає вже як донор протонів, віддаючи власні іони Н+ гідроксид-іонам ОН–, утворюючи недисоційовану молекулу води.

У разі розчинення у воді слабкої основи, наприклад, аміаку, відбувається такий самий процес — вода виступає як донор протонів, але на відміну від першого, акцептором протонів стає сам аміак:
.
Остання реакція має важливе значення в біологічних процесах, кругообігу азоту, в технології виробництва азотних добрив та їх раціонального використання в сільському господарстві.
Відносно наведених вище реакцій самоіонізації води слід зауважити, що за нормальної температури (25°С) частка молекул Н2О, яка перебуває в іонізованому стані, надзвичайно мала: одна на 5 млрд. Однак ця здатність води утворювати іони саме в такій кількості відіграє надзвичайно важливу роль у різноманітних біологічних процесах. Дисоціація води зумовлює гідроліз слабких органічних кислот, лугів і солей. Концентрація іонів водню Н+ і також концентрація ОН– є важливими характеристиками водних розчинів. Звернімо увагу на унікальність іона Н+ — це єдиний природний іон, який не має електронів, отже, це «вільний» протон (нуклід ядра атома водню). Жодний інший атом з періодичної системи елементів у хімічних реакціях не утворює протона.
А в чому особливість іона водню — протона? Передовсім протон, порівняно з атомом водню, а тим більше з будь-яким іншим атомом, практично не має об’єму, оскільки радіус протона (10–15 m) у 10 тисяч разів менший за радіус найменшого атома періодичної системи — атома водню. Зрозуміло, що він може безперешкодно «мандрувати» серед інших атомів. Лише його позитивний заряд заважає йому пройти поблизу негативно заряджених іонів. Як видно з табл. 20 властивостей води, вона погано проводить електричний струм, що підтверджує низьку концен-
трацію дисоційованих молекул води. Як їх визначають? На прак­тиці показником концентрації Н+ і ОН– іонів є так званий водневий показник рН.
Цей показник є кількісною характеристикою кислотності
водневих розчинів і обчислюється, виходячи з константи дисоціації води. Як відомо, константа дисоціації — це відношення добутку концентрацій іонів до концентрації недисоційованих молекул. У нашому випадку:

де [Н+], [ОН–] і [Н2О] відповідно концентрації іона водню, гідроксид-іона та молекул води. Як ми вже підкреслювали, кількість дисоційованих молекул води (1молекула на 109 недисоційованих молекул води) така мала, що концентрація недисоційованих молекул води практично дорівнює загальній концентрації води. Узявши об’єм води 1 літр (1000g), визначимо в ньому кількість молей води: 1000: 18 = 55,5 mol/l. Звідси, перетворивши поперед­нє рівняння у , отримаємо ліворуч сталу величину, яка дорівнює саме добутку концентрацій іонів водню та гідроксил-іонів. Позначають її  і називають іонним добутком води.
Концентрацію Н+ визначають за термодинамічною активністю іонів Н+ у розчині (у mol/l) або обчислюють за величиною електропровідності води. За 25°С концентрація Н+ дорівнює 10–7 mol/l. Отже, іонний добуток води .
У чистій воді концентрація іонів Н+ і ОН– однакова, і кислотність буде нейтральною. У розчинах, які містять кислоти, концен­трація іонів Н+ підвищиться, наприклад, до 10–5 mol/l, а оскіль-
ки , то концентрація гідроксил-іона знизиться до
10–9 mol/l.
У разі додавання до чистої води лугу матимемо зворотний результат: збільшиться концентрація іонів ОН– і зменшиться концентрація Н+. Отже, для характеристики концентрації іонів Н+ і ОН– досить визначити концентрацію тільки одного з них.
На практиці для зручності цей показник виражають через десятковий логарифм концентрації іонів водню, взятий з оберненим знаком, і позначають символом рН.
Для нейтрального розчину будь-якої речовини, як і для чистої води, рН = – lg [H+] = – lg 10–7 = 7, а якщо [H+] = 10–10, то рН = 10 і т. д. Отже, рН може змінюватися від 1 до 14. Іонна рівновага порушується в разі зміни зовнішніх умов, наприклад, за введення до розчину іншої речовини, яка здатна дисоціювати з утворенням H+ або ОH– іона. Так, якщо до водного розчину етанової (оцтової) кислоти, яка є слабким електролітом і дисоціює з утворенням іонів СН3СОО– і H+ (система І), додати її натрієву сіль, що також здатна дисоціювати на іони СН3СОО–1 і Nа+ (система ІІ), то матимемо новий розчин (система ІІІ):
ІІІ. СН3СООН       Н+ + СН3СОО–.
ІІІ. СН3СООNа        Nа+ + СН3СОО–.
ІІІ. СН3СООН + СН3СООNа        Н+ + Nа+ + 2 СН3СОО–.
Як бачимо, введення до розчину етанової кислоти її солі збіль­шило (відносно Н+) концентрацію іонів СН3СОО–, порушивши іонну рівновагу. Згідно з принципом Ле Шательє, для встановлення іонної рівноваги системи ІІІ треба, щоб у системі І рівновага змістилася ліворуч, тобто зменшився ступінь дисоціації етанової кислоти. З розглянутого можна зробити такий висновок: уве­дення до розчину слабкого електроліту будь-якого з його іонів зменшує ступінь дисоціації цього електроліту. Якщо в такий електроліт увести речовину, що зв’яже один із її іонів, це спричинятиме дисоціацію достатньої кількості молекул електроліту. Прикладом такої ситуації може бути введення в розчин слабкої кислоти будь-якого лугу, гідроксид-іони якого зв’яжуть її іони водню в молекули води.
Отже, щоб знизити ступінь розчинності слабкого електроліту у воді, наприклад СаSО4, достатньо, щоб до його насиченого розчину надійшов сильний електроліт з однотипним іоном, наприклад NаSО4. При цьому частина іонів Са2+ зв’яжеться із  іонами сильного електроліту й випаде в осад.
Ця закономірність пояснює такий факт, як витиснення сильними кислотами слабких кислот з їхніх солей і утворення відповідної солі сильної кислоти з катіоном слабкої кислоти, наприклад:
СН3СООК + НNО3 СН3СООН + К NО3.
За такою самою схемою відбуваються реакції між солями слаб­ких основ та сильної кислоти (наприклад FeSO4) і такими сильними основами, як КОН.
Напишемо таку реакцію в іонній формі:
Fe2+ + 2 ОН–         Fe(ОН)2
У цьому разі гідроксид-іон сильної основи зв’язує катіон солі слабкої основи, утворюючи слаборозчинну сполуку гідроксиду заліза, яка випадає в осад. При цьому катіон сильної основи Nа+ утворює добре розчинну сіль з аніоном солі слабкої основи — К2 SO4.
Зазначимо, що вода в розглянутих водних розчинах слабкої етанової кислоти є ще більш слабким електролітом, ніж кислота. Отже, рівновагу реакції СН3СООН + ОН–        СН3СОО– + Н2О буде зміщено праворуч.
Ми присвятили процесам дисоціації води та розчинених у ній сполук багато уваги, оскільки вони визначають характер перебігу процесів у живому організмі, хімічний склад якого на 65 % складається з води. Щоб переконатися в цьому, достатньо розглянути відому схему синтезу в організмі універсального джерела енергії функціональної діяльності клітини — молекул аденозинтрифосфорної кислоти (АТФ).
Розроблена англійським ученим П. Мітчеллом схема базується на понятті протонного градієнта в полі протона Н+ і гідроксид-іона ОН– водного розчину поживних речовин [19, 300]. У мембранах особливих клітин — мітохондрій — через ферментну систему вилучаються протони з клітинної маси, або матриксу, склад якого близький до цитоплазми, і переносять їх до зовнішньої межі мембрани клітини, формуючи позитивний заряд мітохондріаль­ної цитоплазми. Так виникає різниця концентрації іонів Н+ з різних боків мембрани. Водночас друга ферментативна система — аденозинтрифосфаза — переносить іони водню в зворотному напрямку, зменшуючи градієнт електрохімічного потенціалу. Енергія, яка при цьому вивільняється, акумулюється в енергію міжатомного зв’язку в процесі синтезу нових молекул АТФ. До цього процесу ми ще повернемося. За значний внесок у вирішення проблем біоенергетики живої клітини П. Мітчеллу в 1978 р. присуджено Нобелівську премію.

Страницы [ 1 ] [ 2 ] [ 3 ] [ 4 ] [ 5 ] [ 6 ] [ 7 ] [ 8 ] [ 9 ] [ 10 ] [ 11 ] [ 12 ] [ 13 ] [ 14 ] [ 15 ]
[ 16 ] [ 17 ] [ 18 ] [ 19 ] [ 20 ] [ 21 ] [ 22 ] [ 23 ] [ 24 ] [ 25 ] [ 26 ] [ 27 ] [ 28 ] [ 29 ] [ 30 ] [ 31 ] [ 32 ]
[ 33 ] [ 34 ] [ 35 ] [ 36 ] [ 37 ] [ 38 ] [ 39 ] [ 40 ] [ 41 ] [ 42 ] [ 43 ] [ 44 ] [ 45 ] [ 46 ] [ 47 ] [ 48 ] [ 49 ] [ 50 ]


ВНИМАНИЕ! Содержимое сайта предназначено исключительно для ознакомления, без целей коммерческого использования. Все права принадлежат их законным правообладателям. Любое использование возможно лишь с согласия законных правообладателей. Администрация сайта не несет ответственности за возможный вред и/или убытки, возникшие или полученные в связи с использованием содержимого сайта.
© 2007-2017 BPK Group.