Вода

Вода, окись водорода, H₂0, простейшее устойчивое в обычных условиях химическое соединение водорода с кислородом (11,19% водорода и 88,81% кислорода по массе), молекулярная масса 18,0160; бесцветная жидкость без запаха и вкуса (в толстых слоях имеет голубоватый цвет), воде принадлежит важнейшая роль в геологической истории Земли и возникновении жизни, в формировании физической и химической среды, климата и погоды на нашей планете. Без воды невозможно существование живых организмов. Вода — обязательный компонент практически всех технологических процессов — как сельскохозяйственного, так и промышленного производства.

  Вода в природе. Вода широко распространена в природе. Гидросфера — водная оболочка Земли, включающая океаны, моря, озёра, водохранилища, реки, подземные воды, почвенную влагу, составляет около 1,4—1,5 млрд. км³, причём на долю воды суши приходится всего около 90 млн. км³. Из них подземные воды составляют 60, ледники 29, озёра 0,75, почвенная влага 0,075, реки 0,0012 млн. км³. В атмосфере вода находится в виде пара, тумана и облаков, капель дождя и кристаллов снега (всего около 13—15 тыс. км³). Около 10% поверхности суши постоянно занимают ледники. На севере и северо-востоке СССР, на Аляске и Севере Канады — общей площадью около 16 млн. км² всегда сохраняется подпочвенный слой льда (всего около 0,5 млн. км³. В земной коре — литосфере содержится, по разным оценкам, от 1 до 1,3 млрд. км³ воды, что близко к содержанию её в гидросфере. В земной коре значительные количества воды находятся в связанном состоянии, входя в состав некоторых минералов и горных пород (гипс, гидратированные формы кремнезёма, гидросиликаты и др.). Огромные количества воды (13—15 млрд. км³) сосредоточены в более глубоких недрах мантии Земли. Выход воды, выделявшейся из мантии в процессе разогревания Земли на ранних стадиях её формирования, и дал, по современным воззрениям, начало гидросфере. Ежегодное поступление воды из мантии и магматических очагов составляет около 1 км³. Имеются данные о том, что вода, хотя бы частично, имеет «космическое» происхождение: протоны, пришедшие в верхнюю атмосферу от Солнца, захватив электроны, превращаются в атомы водорода, которые, соединяясь с атомами кислорода, дают H₂O. Вода входит в состав всех живых организмов, причём в целом в них содержится лишь вдвое меньше воды, чем во всех реках Земли. В живых организмах количество воды, за исключением семян и спор, колеблется между 60 и 99,7% по массе. По словам французского биолога Э. Дюбуа-Реймона, живой организм есть l'eau animée (одушевлённая вода). Все воды Земли постоянно взаимодействуют между собой, а также с атмосферой, литосферой и биосферой (см. Влагооборот, Водный баланс)/

  Вода в природных условиях всегда содержит растворённые соли, газы и органические вещества. Их количественный состав меняется в зависимости от происхождения воды и окружающих условий. При концентрации солей до 1 г/кг воду считают пресной, до 25 г/кг  — солоноватой, свыше — солёной.

  Наименее минерализованными водами являются атмосферные осадки (в среднем около 10—20 мг/кг), затем пресные озёра и реки (50—1000 мг/кг). Солёность океана колеблется около 35 г/кг; моря имеют меньшую минерализацию (Чёрное 17—22 г/кг; Балтийское 8—16 г/кг; Каспийское 11—13 г/кг). Минерализация подземных вод вблизи поверхности в условиях избыточного увлажнения составляет до 1 г/кг, в засушливых условиях до 100 г/кг, в глубинных артезианских водах минерализация колеблется в широких пределах. Максимальные концентрации солей наблюдаются в соляных озёрах (до 300 г/кг) и глубокозалегающих подземных вод (до 600 г/кг).

  В пресных водах обычно преобладают ионы HCO₃^-, Са²⁺ и Mg²⁺. По мере увеличения общей минерализации растет концентрация ионов SO₄^2-, Cl^-, Na⁺ и К⁺. В высо-коминерализованных водах преобладают ионы Cl^- и Na⁺, реже Mg²⁺ и очень редко Ca²⁺. Прочие элементы содержатся в очень малых количествах, хотя почти все естественные элементы периодической системы найдены в природных водах.

  Из растворённых газов в природных водах присутствуют азот, кислород, двуокись углерода, благородные газы, редко сероводород и углеводороды. Концентрация органических веществ невелика — в среднем в реках около 20 мг/л, в подземных водах ещё меньше, в океане около 4 мг/л. Исключение составляют воды болотные и нефтяных месторождений и воды, загрязнённые промышленными и бытовыми стоками, где количество их бывает выше. Качественный состав органических веществ чрезвычайно разнообразен и включает различные продукты жизнедеятельности организмов, населяющих воду, и соединения, образующиеся при распаде их остатков.

  Первоисточниками солей природных вод являются вещества, образующиеся при химическом выветривании изверженных пород (Ca²⁺, Mg²⁺, Na⁺, К⁺ и др.), и вещества, выделявшиеся на протяжении всей истории Земли из её недр (CO₂, SO₂, HCI, NH₃ и др.). От разнообразия состава этих веществ и условий, в которых происходило их взаимодействие с водой, зависит состав воды. Громадное значение для состава воды имеет и воздействие живых организмов (см. также Гидрохимия).

  Изотопный состав воды. В связи с существованием двух стабильных изотопов у водорода (¹H и ²H, обычно обозначаемые Н и D) и трёх у кислорода (¹⁶O,¹⁷O и ¹⁸O) известно 9 изотопных разновидностей воды, которые находятся в природной воде в среднем в следующих соотношениях (в молярных %): 99,73 H₂¹⁶O; 0,04 H₂¹⁷O; 0,20 H₂¹⁸O, 0,03 HD^’16O, а также 10^-5—10^-15%(суммарно) HD¹⁷O, HD¹⁸O, D₂¹⁶O, D₂¹⁷O, D₂¹⁸O. Особый интерес представляет тяжёлая вода D₂O, содержащая дейтерий. В воде Земли находится всего13—20 кг «сверхтяжёлой» воды, содержащей радиоактивный изотоп водорода — тритий (³H, или Т).

  Историческая справка. Благодаря широкой распространённости воды и её роли в жизни людей, она издавна считалась первоисточником жизни. Представление философов античности о воде как о начале всех вещей нашло отражение в учении Аристотеля (4 в. до н. э.) о четырёх стихиях (огне, воздухе, земле и воде), причём вода считалась носителем холода и влажности. Вплоть до конца 18 в. в науке существовало представление о воде как об индивидуальном химическом элементе. В 1781—82 английский учёный Г. Кавендиш впервые синтезировал воду, взрывая электрической искрой смесь водорода и кислорода, а в 1783 французский учёный А. Лавуазье, повторив эти опыты, впервые сделал правильный вывод, что вода есть соединение водорода и кислорода. В 1785 Лавуазье совместно с французским учёным Ж. Менье определил количественный состав воды. В 1800 английские учёные У. Николсон и А. Карлейль разложили воду на элементы электрическим током. Таким образом, анализ и синтез воды показали сложность её состава и позволили установить для неё формулу H₂O. Изучение физических свойств воды началось ещё до установления её состава в тесной связи с другими научно-техническими проблемами. В 1612 итальянский учёный Г. Галилей обратил внимание на меньшую плотность льда сравнительно с жидкой водой как на причину плавучести льда. В 1665 голландский учёный Х. Гюйгенс предложил принять температуру кипения и температуру плавления воды за опорные точки шкалы термометра. В 1772 французский физик Делюк нашёл, что максимум плотности воды лежит при 4°С; при установлении в конце 18 в. метрической системы мер и весов это наблюдение было использовано для определения единицы массы — килограмма. В связи с изобретением паровой машины французские учёные Д. Араго и П. Дюлонг (1830) изучили зависимость давления насыщенного пара воды от температуры. В 1891—97 Д. И. Менделеев дал формулы зависимости плотности воды от температуры. В 1910 американский учёный П. Бриджмен и немецкий учёный Г. Тамман обнаружили у льда при высоком давлении несколько полиморфных модификаций. В 1932 американские учёные Э. Уошберн и Г. Юри открыли тяжёлую воду. Развитие физических методов исследования позволило существенно продвинуться в изучении структуры молекул воды, а также строения кристаллов льда. В последние десятилетия особое внимание учёных привлекает структура жидкой воды и водных растворов.

  Физические свойства и строение воды. Важнейшие физические константы воды приведены в табл. 1. О давлении насыщенного пара воды при разных температурах см. в ст. Пар водяной. О полиморфных модификациях воды в твёрдом состоянии см. в ст. Лёд. Тройная точка для воды, где находятся в равновесии жидкая вода, лёд и пар, лежит при температуре +0,01°С и давлении 6,03·10^-3 атм.

  Многие физические свойства воды обнаруживают существенные аномалии. Как известно, свойства однотипных химических соединений у элементов, находящихся в одной и той же группе периодической системы Менделеева, изменяются закономерно. В ряду водородных соединений элементов VI группы (H₂Te, H₂Se, H₂S, H₂O) температуры плавления и кипения закономерно уменьшаются лишь у первых трёх; для воды эти температуры аномально высоки. Плотность воды в интервале 100—4°С нормально возрастает, как и у огромного большинства других жидкостей. Однако, достигнув максимального значения 1,0000 г/см³ при +3,98°С, при дальнейшем охлаждении уменьшается, а при замерзании скачкообразно падает, тогда как почти у всех остальных веществ кристаллизация сопровождается увеличением плотности. Вода способна к значительному переохлаждению, т. е. может оставаться в жидком состоянии ниже температуры плавления (даже при —30°С). Удельная теплоёмкость, удельная теплота плавления и кипения воды аномально высоки по сравнению с другими веществами, причём удельная теплоёмкость воды минимальна при 40°С. Вязкость воды с ростом давления уменьшается, а не повышается, как следовало бы ожидать по аналогии с другими жидкостями. Сжимаемость воды крайне невелика, причём с ростом температуры уменьшается.

 

  Табл. 1. — Физические свойства воды

  Примечание: 1 кал/(см·сек·град) = 418,68 вт/(м·К); 1 ом^-–1·см^-–1 = 100 сим/м;

1 кал/(г·град) =.4,186 кдж (кг·К); 1 спз = 10^—3н·сек/м²; 1 дин/см = 10^–3н/м.

 

  Аномалии физических свойств воды связаны со структурой её молекулы и особенностями межмолекулярных взаимодействий в жидкой воде и льде. Три ядра в молекуле воды образуют равнобедренный треугольник с протонами в основании и кислородом в вершине (рис. 1, а). Распределение электронной плотности в молекуле воды таково (рис. 1, б, в), что создаются 4 полюса зарядов: 2 положительных, связанных с атомами водорода, и 2 отрицательных, связанных с электронными облаками необобществлённых пар электронов атома кислорода. Указанные 4 полюса зарядов располагаются в вершинах тетраэдра (рис. 1, г). Благодаря этой полярности вода имеет высокий дипольный момент (1,86 D), а четыре полюса зарядов позволяют каждой молекуле воды образовать четыре водородные связи с соседними (такими же) молекулами (например, в кристаллах льда).

  Кристаллическая структура обычного льда гексагональная (рис. 2), она «рыхлая», в ней много «пустот». (При плотной «упаковке» молекул воды в кристаллах льда его плотность составляла бы около 1,6 г/см³.) В жидкой воде присущая льду связь каждой молекулы H₂O с четырьмя соседними («ближний порядок») в значительной степени сохраняется; однако «рыхлость» структуры при плавлении льда уменьшается, молекулы «дальнего порядка» попадают в «пустоты», что ведёт к росту плотности воды. При дальнейшем нагревании воды возрастает тепловое движение молекул, расстояние между ними увеличивается, т. е. происходит расширение воды, которое начиная с +3,98°С уже преобладает, и поэтому далее с ростом температуры плотность воды уменьшается. Водородные связи примерно в 10 раз прочнее, чем связи, обусловленные межмолекулярными взаимодействиями, характерными для большинства других жидкостей; поэтому для плавления, испарения, нагревания воды необходима гораздо большая энергия, чем в случае других жидкостей, что объясняет отмеченные аномально высокие значения теплот плавления и испарения и удельной теплоёмкости. С повышением температуры водородные связи разрываются, однако определённое их число сохраняется даже при 100°С. Растворённая в органических растворителях вода состоит из образовавшихся за счёт водородных связей ассоциатов (H₂O)₂.

  Вода как растворитель. Вода — наиболее универсальный растворитель. Газы достаточно хорошо растворяются в воде, если способны вступать с ней в химическое взаимодействие (аммиак, сероводород, сернистый газ, двуокись углерода). Прочие газы мало растворимы в воде. При понижении давления и повышении температуры растворимость газов в воде уменьшается. Многие газы при низких температурах и повышенном давлении не только растворяются в воде, но и образуют кристаллогидраты (аргон, криптон, ксенон, хлор, сероводород, углеводороды и др.). В частности, пропан при 10°С и 0,3 мн/м² (3 кгс/см²) даёт кристаллогидрат C₃H₈·17H₂O. При уменьшении давления такие гидраты распадаются. Кристаллогидраты многих газообразных веществ, образующиеся при низких температурах, содержат воду в «пустотах» своих кристаллов (так называемые клатраты, см. Соединения включения).

  Вода — слабый электролит, диссоциирующий по уравнению:

причём количественной характеристикой электролитической диссоциации воды служит ионное произведение воды: К_в = [Н⁺] [ОН^-], где [Н⁺] и [ОН^-] — концентрация соответствующих ионов в г-ион/л; Кв составляет 10^-14 (22°С) и 72·10^-14 (100°С), что соответствует усилению диссоциации воды с ростом температуры (см. также Водородный показатель).

  Будучи электролитом, вода растворяет многие кислоты, основания, минеральные соли. Такие растворы проводят электрический ток благодаря диссоциации растворённых веществ с образованием гидратированных ионов (см. Гидратация). Многие вещества при растворении в воде вступают с ней в реакцию обменного разложения, называемую гидролизом. Из органических веществ в воде растворяются те, которые содержат полярные группы (—ОН, —NH₂, — СООН и др.) и имеют не слишком большую молекулярную массу. Сама вода хорошо растворима (или смешивается во всех отношениях) лишь в ограниченном числе органических растворителей. Однако в виде ничтожной примеси к органическим веществам вода присутствует практически всегда и способна резко изменять физические константы последних.

  Вода любого природного водоёма содержит в растворённом состоянии различные вещества, преимущественно соли (см., например, Жёсткость воды). Благодаря высокой растворяющей способности воды, получить её в чистом виде весьма трудно. Обычно мерой чистоты воды служит её электропроводность. Дистиллированная вода, полученная перегонкой обычной воды, и даже повторно перегнанный дистиллят имеют электропроводность примерно в 100 раз более высокую, чем у абсолютно чистой воды. Наиболее чистую воду получают синтезом из тщательно очищенного кислорода и водорода в спец. аппаратуре.

  В последние годы появились многочисленные сообщения о существенном изменении свойств технической и дистиллированной воды после её протекания с определённой скоростью в магнитных полях оптимальной (весьма невысокой) напряжённости. Эти изменения носят временный характер и через 10—25 часов постепенно и самопроизвольно исчезают. Отмечается, что после такой «магнитной обработки» ускоряются процессы кристаллизации растворённых в воде веществ, адсорбции, изменяется смачивающая способность воды и др. Хотя теоретическое объяснение этих явлений пока отсутствует, они уже находят широкое практическое применение — для предотвращения образования накипи в паровых котлах, для улучшения процессов флотации, очистки воды от взвесей и др.

  Образование и диссоциация воды. Образование воды при взаимодействии водорода с кислородом сопровождается выделением теплоты 286 кдж/моль (58,3 ккал/моль) при 25°С (для жидкой воды). Реакция 2H₂ + O₂ = 2H₂O до температуры 300°С идёт крайне медленно, при 550°С — со взрывом. Присутствие катализатора (например, платины) позволяет реакции идти при обычной температуре. Спокойное горение водорода в кислороде, как и взрывное взаимодействие, — это цепные реакции, идущие с участием радикалов свободных.

  Химические свойства воды. В обычных условиях вода — достаточно устойчивое соединение. Распад молекул H₂O (термическая диссоциация) становится заметным лишь выше 1500°С. Разложение воды происходит также под действием ультрафиолетового (фотодиссоциация) или радиоактивного излучения (радиолиз). В последнем случае, кроме H₂ и O₂, образуется также перекись водорода и ряд свободных радикалов. Характерным химическим свойством воды является способность её вступать в реакции присоединения, а также гидролитические разложения взаимодействующих веществ. Восстановители действуют на воду преимущественно при высокой температуре. Только наиболее активные из них, как щелочные и щелочноземельные металлы, реагируют с водой уже при комнатной температуре с выделением водорода и образованием гидроокисей: 2Na + 2H₂O = 2NaOH + Н₂; Ca + 2H₂O = Ca (OH)₂ + H₂. Магний и цинк взаимодействуют с водой при кипячении, алюминий — после удаления с его поверхности окисной плёнки. Менее активные металлы вступают в реакцию с водой при красном калении: 3Fe + 4H₂O = Fe₃O₄ + 4H₂. Медленное взаимодействие многих металлов и их сплавов с водой происходит при обычной температуре. Используя воду, содержащую изотоп кислорода ¹⁸O, удалось показать, что при коррозии железа во влажной атмосфере «ржавчина» получает кислород именно из воды, а не из воздуха (см. Коррозия металлов). Благородные металлы — золото, серебро, платина, палладий, рутений, родий, а также ртуть с водой не взаимодействуют.

  Атомарный кислород превращает воду в перекись водорода: H₂O + O = H₂O₂. Фтор уже при обычной температуре разлагает воду: F₂ + H₂O 2HF + О. Одновременно образуются также H₂O₂, озон, окись фтора F₂O и молекулярный кислород O₂. Хлор при комнатной температуре даёт с водой хлористоводородную и хлорноватистую кислоты: Cl₂ + H₂O = HCl + HClO. Бром и иод в этих условиях реагируют с водой аналогичным образом. При высоких температурах (100°С для хлора, 550°С для брома) взаимодействие идёт с выделением кислорода: 2Cl₂ + 2H₂O = 4HCl + O₂. Фосфор восстанавливает воду и образует метафосфорную кислоту (только в присутствии катализатора под давлением при высокой температуре): 2P + 6H₂O = 2HPO₃ + 5H₂. С азотом и водородом вода не взаимодействует, а с углеродом при высокой температуре даёт водяной газ: С + H₂O = CO + H₂. Эта реакция может служить для промышленного получения водорода, как и конверсия метана: CH₄ + H₂O = CO + 3H₂ (1200—1400°С). Вода взаимодействует со многими основными и кислотными окислами, образуя соответственно основания и кислоты. Присоединение воды к молекулам непредельных углеводородов лежит в основе промышленного способа получения спиртов, альдегидов, кетонов (см. также Гидратация). Вода участвует во многих химических процессах как катализатор. Так, взаимодействие щелочных металлов или водорода с галогенами, многие окислительные реакции не идут в отсутствие хотя бы ничтожных количеств воды.

  Вода, химически связанную с веществом, в которое она входит (неразличимую в виде «готовых» молекул H₂O), называют конституционной; молекулы H₂O образуются лишь в момент разложения вещества, например при сильном нагревании: Ca (OH)₂ = CaO + H₂O. Вода, входящая в состав ряда кристаллических веществ (например, алюминиевых квасцов K₂SO₄·Al₂ (SO₄)₃·24H₂O) и различимая в этих кристаллах рентгенографически, называется кристаллизационной или кристаллогидратной. Воду, поглощённую твёрдыми веществами, имеющими большое число пор и развитую поверхность (например, активным углём), называют адсорбционной. Свободную воду, заполняющую тонкие канальцы (например, в почве), называют гигроскопической (капиллярной) водой. Различают также структурно-свободную воду, располагающуюся в пустотах некоторых структур, например в минералах. Качественно можно обнаружить воду в виде конденсата, образующегося при нагревании исследуемого образца; проводя нагревание при непрерывном взвешивании, получают количественные результаты (термогравиметрический анализ). В органических растворителях воду можно обнаружить по окрашиванию бесцветной сернокислой меди CuSO₄, образующей с водой синий кристаллогидрат CuSO₄·5H₂O. Отделить и количественно определить воду часто удаётся азеотропной отгонкой её с бензолом, толуолом или другой жидкостью в виде азеотропной смеси, после расслоения которой при охлаждении измеряют объём отделившейся воды.

  Применение воды в промышленности. Невозможно указать другое вещество, которое бы находило столь разнообразное и широкое применение, как вода. Вода — химический реагент, участвующий в производстве кислорода, водорода, щелочей, азотной кислоты, спиртов, альдегидов, гашёной извести и многих других важнейших химических продуктов. Вода — необходимый компонент при схватывании и твердении вяжущих материалов — цемента, гипса, извести и т.п. Как технологический компонент для варки, растворения, разбавления, выщелачивания, кристаллизации вода применяется в многочисленных производственных процессах. В технике вода служит энергоносителем (см. Гидроэнергетика), теплоносителем (паровое отопление, водяное охлаждение), рабочим телом в паровых машинах (см. Пар водяной), используется для передачи давления (в частности, в гидравлических передачах и прессах, а также при нефтедобыче) или для передачи мощности (см. Гидропривод машин). Вода, подаваемая под значительным давлением через сопло, размывает грунт или породу (см. Гидромеханизация).

  Требования, предъявляемые к воде в промышленности, весьма разнообразны. Вода особой чистоты необходима для развития новейших отраслей промышленности (производство полупроводников, люминофоров, атомная техника и др.). Поэтому особое внимание уделяется в настоящее время вопросам водоподготовки и водоочистки. По некоторым оценкам, общий объём ежегодно перерабатываемых материалов (руды, уголь, нефть, минералы и т.д.) составляет во всём мире около 4 млрд. м³ (4 км³); в то же время потребление свежей воды (т. е. воды из источников водоснабжения) только промышленностью СССР составило в 1965 37 млрд. м³. Стремительный рост потребления воды ставит перед человечеством новую важную проблему — борьбы с истощением и загрязнением водных ресурсов планеты (см. Водные ресурсы).

 

  Лит.: Вернадский В. И., История природных вод, Избр. соч., т. 4, М., 1960; Горизонты биохимии, пер. с англ., М., 1964; Некрасов Б. В., Основы общей химии, т. 1, М., 1965; Фюрон Р., Проблемы воды на земном шаре, пер. с франц., М., 1966; Круговорот воды, М., 1966; Паундер Э., Физика льда, пер. с англ., М., 1967; Виноградов А. П., Введение в геохимию океана, М., 1967; Самойлов О. Я., Структура водных растворов электролитов и гидратация ионов, М., 1957; Изотопный анализ воды, 2 изд., М., 1957; Термодинамика и строение растворов, М., 1959; Краткая химическая энциклопедия, т. 1, М., 1961, с. 605—14.

  В. Л. Василевский.

  Вода в организме — основная среда (внутриклеточная и внеклеточная), в которой протекает обмен веществ у всех растений, животных и микроорганизмов, а также субстрат ряда химических ферментативных реакций. В процессе фотосинтеза вода вместе с углекислым газом вовлекается в образование органических веществ и, таким образом, служит материалом для создания живой материи на Земле.

 

Табл. 2. — Содержание воды в различных организмах, их органах и тканях

 

  Вода обеспечивает тургор тканей, перенос питательных веществ и продуктов обмена (кровь, лимфа, сок растений), физическую терморегуляцию (см. Транспирация, Потоотделение) и другие процессы жизнедеятельности. Жизнь, вероятно, возникла в водной среде. В ходе эволюции различные водные животные и водные растения вышли на сушу и приспособились к наземному образу жизни; тем не менее и для них вода — важнейший компонент внешней среды. Жизнь без воды невозможна. При недостатке воды жизнедеятельность организмов нарушается. Лишь покоящиеся формы жизни — споры, семена — хорошо переносят длительное обезвоживание. Растения при отсутствии воды увядают и могут погибнуть, но чувствительность различных растений к недостатку воды неодинакова (см. Засухоустойчивость, Ксерофиты, Мезофиты). Животные, если лишить их воды, быстро погибают: Упитанная собака может прожить без пищи до 100 дней, а без воды — менее 10. Содержание воды в организмах велико (см. табл. 2).

  В жидкостях организма — межклеточных пространствах, лимфе, крови, пищеварительных соках, соке растений и др. — содержится свободная вода. В тканях животных и растений вода находится в связанном состоянии — она не вытекает при рассечении органа. Вода способна вызывать набухание коллоидов, связываться с белком и другими органическими соединениями, а также с ионами, входящими в состав клеток и тканей (гидратационная вода). Молекулы воды, находящиеся внутри клеток, но не входящие в состав гидратационных оболочек ионов и молекул, представляют иммобильную воду, легче гидратационной вовлекаемую в общий круговорот воды в организме (см. Водно-солевой обмен, Всасывание, Выделение).

 

  Лит.: Зюков А. М., Обмен воды в организме. Физиология и патология, Хар., [1929]; Данилов Н. В., Физиологические основы питьевого режима, М., 1956; Кравчинский Б. Д., Физиология водно-солевого обмена жидкостей тела, Л., 1963.

  В. В. Парин.

  Гигиеническое значение воды. Вода входит в состав всех жидкостей и тканей человеческого тела, составляя около 65% всей его массы. Потеря воды опаснее для организма, чем голодание: без пищи человек может прожить больше месяца, без воды — всего лишь несколько дней. В воде растворяются важные для жизнедеятельности организма органические и неорганические вещества; она способствует электролитической диссоциации содержащихся в ней солей, кислот и щелочей, выполняет роль катализатора разнообразных процессов обмена веществ в организме.

  Физиологическая потребность человека в воде, которая вводится в организм с питьём и с пищей, в зависимости от климатических условий составляет 3—6 л в сутки. Значительно большее количество воды необходимо для санитарных и хозяйственно-бытовых нужд.

  Лишь при достаточном уровне водопотребления, которое обеспечивается централизованными системами водоснабжения, оказывается возможным удаление отбросов и нечистот при помощи сплавной канализации. Уровень водопотребления (в л на 1 жителя в сутки) в известной мере определяет и уровень санитарной. культуры в населённых местах (см. табл. 3).

 

  Табл. 3. — Нормативы хозяйственно-питьевого водопотребления

  Для предупреждения опасности прямого или косвенного отрицательного влияния воды на здоровье и санитарные условия жизни населения большое значение имеют научно-обоснованные гигиенические нормативы предельно допустимого содержания в воде химических веществ. Эти нормативы являются основой государственных стандартов качества питьевой воды (ГОСТ — 2874) и обязательны при проектировании и эксплуатации хозяйственно-питьевых (коммунальных) водопроводов. В интересах здравоохранения в 60-х гг. 20 в. во всех социалистических странах, в США, Франции были пересмотрены стандарты качества питьевой воды. Международные стандарты питьевой воды были опубликованы Всемирной организацией здравоохранения (ВОЗ) в 1963; в 1968 закончена разработка проекта нового стандарта качества питьевой воды в СССР.

  Потребление воды населением должно быть безопасно в эпидемиологическом отношении; вода не должна содержать болезнетворных бактерий и вирусов. Водный путь распространения характерен для возбудителей холеры, брюшного тифа, паратифов и лептоспирозов, в известной мере также для возбудителей дизентерии, туляремии, эпидемического гепатита, бруцеллёза. С водой в организм человека могут попадать цисты дизентерийной амёбы, яйца аскарид и др. Эпидемиологическая безопасность воды обеспечивается очисткой сточных вод и их обеззараживанием, мерами санитарной охраны водоёмов, очисткой и обеззараживанием водопроводной воды.

  Показателями безопасности воды в эпидемиологическом отношении являются: 1) общее количество бактерий (выращиваемых на питательной среде — агаре при t 37°С) — не более 100 в 1 мл; 2) количество кишечных палочек (выращиваемых на плотной питательной среде с концентрацией на мембранных фильтрах) — не более 3 в 1 л. При использовании жидких сред накопления титр кишечной палочки должен быть не менее 300. По проекту ГОСТа (1968) к бактериям группы кишечной палочки относятся грамотрицательные неспороносные палочки, факультативные анаэробы, способные сбраживать глюкозу с образованием кислоты и газа при t 35—37°С в течение 24 часов.

  Природный состав воды издавна привлекал к себе внимание как возможная причина массовых заболеваний неинфекционной природы. Содержание в воде хлоридов, сульфатов и продуктов разложения органических веществ (аммиак, нитриты и нитраты) рассматривалось лишь как косвенный показатель опасного для здоровья населения загрязнения воды бытовыми стоками. Благодаря применению новых методов исследования были обнаружены районы с недостатком или избытком в воде тех или иных микроэлементов. В этих районах наблюдаются своеобразные изменения флоры и фауны. В связи с недостаточным или избыточным поступлением в организм микроэлементов с водой и с пищей, среди населения отмечаются характерные заболевания. Так, развитие эндемического флюороза вызывается недостаточным содержанием фтора в питьевой воде, причём выявлена прямая связь между концентрацией фтора в воде и частотой и тяжестью поражения зубов. Фтор питьевой воды оказывает также влияние на фосфорно-кальциевый обмен и на процесс кальцификации костей. Для фтора питьевой воды характерен малый диапазон концентраций от токсических до физиологически полезных. В связи с этим установлено, что содержание фтора в питьевой воде не должно превышать 0,7—1,0 мг/л (до 1,2 при фторировании воды) в зависимости от климатических условий. Долгое время существовало представление о содержащихся в воде нитратах как о косвенных показателях бытового загрязнения воды. Однако наличие повышенных концентраций нитратов обнаруживается и в природных подземных водах и даже в водах артезианских водоносных горизонтов (Молдавская ССР, Татарская АССР, район Владивостока). Использование в молочных смесях для детского питания воды, содержащей повышенные концентрации нитратов, вызывает у детей метгемоглобинемию разной тяжести. Водонитратная метгемоглобинемия встречается и у детей старших возрастов, поэтому она приобретает черты эндемического заболевания. (См. табл. 4).

 

  Табл. 4. — Показатели безвредности химических веществ (природных и добавляемых в процессе обработки) в питьевой воде

  Первые водные интоксикации были отмечены во 2-й половине 19 в. в Западной Европе (свинцовые «эпидемии») вследствие применения свинцовых труб в водопроводной технике (применение таких труб в СССР запрещено). Свинец обнаруживается и в воде подземных источников, в концентрациях, которые не безразличны для организма из-за возможности длительного действия.

  Среди химических веществ, обнаруживаемых в питьевых водах, могут встречаться также вещества, которые в небольших концентрациях изменяют органолептические свойства воды (запах, вкус, прозрачность и пр.). Наиболее часто органолептические свойства воды изменяют содержащиеся химические вещества, в природных водах (соли общей минерализации, железо, марганец, медь, цинк и др.), остаточные количества соединений, используемые как реагенты при обработке воды, а также промышленные загрязнения водоёмов.

  Показатели, обеспечивающие благоприятные органолептические свойства воды, приведены в табл. 5.

 

  Табл. 5.—Показатели благоприятных органолептических свойств воды при содержании в ней природных или добавляемых в процессе очистки веществ

 

  В случае применения воды для обработки серебра остаточная концентрация его не должна быть больше 0,05 мг/л. Для органолептических свойств воды также существуют нормативы: запах и привкус на уровне 2 баллов, цветность по шкале — 20°, жёсткость — 7,0 мг/экв и pH в пределах 6,5—9,0. При содержании в воде одновременно хлоридов, сульфатов, марганца, меди, цинка сумма их концентраций, выраженная в долях от максимально допустимых концентраций каждого вещества, не должна превышать 1.

 

  Лит.: Руководство по коммунальной гигиене, т. 2, М., 1962; Вернадский В. И., Биогеохимические очерки. 1922—1932 гг., М. — Л., 1940; Международные стандарты питьевой воды, 2 изд., пер., М., 1964.

  С. Н. Черкинский.

Рис. 2. Кристаллическая структура льда.

Рис. 1. Структура молекулы воды: а — геометрия молекулы H₂O (в парообразном состоянии); б — электронные орбиты в молекуле H₂O; в — электронная формула молекулы H₂O (видны необобществленные электронные пары); г — четыре полюса зарядов в молекуле H₂O расположены в вершинах тетраэдра.