Химические процессы в гидросфере

Рассмотрение химических процессов в гидросфере — задача очень сложная, более сложная, чем изучение процессов в атмосфере. Причина заключается в том, что природная вода представ­ляет собой 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.

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

Химические процессы в гидросфере имеют следующие особен­ности:

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 металлорганических соедине­ний, коллоидных частиц и взвесей.

2. Влияние гидролиза на химические процессы и участие в них гидратированных молекул и ионов. Например, железо, важный питательный компонент водных организмов, существует в гидро­сфере в форме гидроксокомплексов Fе³⁺:

Fе³⁺ + Н₂О → (FеОН)²⁺ + Н⁺

(FеОН)²⁺ + Н₂О →Fе(ОН)₂⁺ + Н⁺

В целом процессы гидролиза, происходящие в гидросфере с различными минералами, играют важную роль не только в отно­шении изменения химического состава той или иной водной си­стемы, но и в связи с изменениями ее рН (реакции среды). Так, если минерал (соль) образован анионами слабой кислоты (Н₂S, Н₂СО₃, Н₃РО₄ и т.д.) и катионами сильного основания (КОН, NаОН и т.д.), то в результате гидролиза реакция среды станет щелочной (рН > 7):

Nа₂S + Н₂О → NаНS + NаОН

S^2- + Н₂О→ НS^- + ОН^-

При гидролизе минералов (солей), образованных анионами сильной кислоты (НС1, Н₂SО₄, НNО₃ и т.д.) и катионами слабо­го основания [А1(ОН)₃, Zn(ОН)₂, NН₄ОН и т.д.], реакция среды будет кислой (рН < 7):

А1С1₃ + Н₂О -→А1(ОН)С1₂ + НС1

А1³⁺+Н₂О→А1(ОН)²⁺ + Н⁺

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

СН₃СООNН₄ + Н₂О = СН₃СООН + NН₄ОН

СН₃СОО^- + NН₄⁺ + Н₂О = СН₃СООН + NН₄ОН

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

3. Участие в химических процессах водорослей и бактерий. Во­доросли (их около 30 тыс. видов) выделяют в водную среду орга­нические вещества, а поглощают минеральные 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.

В целом на окисление органического вещества в гидросфере за год требуется около 1,5-10¹¹ т кислорода.

В гидросфере протекают следующие химические и физико-хи­мические процессы:

1. Химические реакции в водных растворах, в основном ионо­обменные и окислительно-восстановительные. Типичным приме­ром ионообменной реакции может служить реакция раствора хло­рида цинка с гидроксидом натрия:

ZnС1₂ + 2NаОН = Zn(ОН)₂ + 2NаС1

Zn²⁺ + 2ОН- = Zn(ОН)₂

Примером окислительно-восстановительного процесса может служить реакция

С1₂° + Н₂О = НС1^-1 + НС1⁺¹О*,

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

2. Испарение и растворение газов на поверхности раздела воздух—вода. Например, растворение газов О₂, N₂, СО₂ Н₂S и NН₃ в природной воде. Кислород растворим в большей степени, чем азот, поэтому их соотношение в природных водах составляет N₂:О₂ = 65:35. Процесс растворения СО₂ можно представить равновесными реакциями:

СО₂ (атмосфера) ↔ СО₂ (гидросфера)

Равновесие, характеризующее образование угольной кислоты:

СО₂ (раствор) + Н₂О ↔Н₂СО₃

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 нескольких 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.