Jerzy Masełko

Jerzy Masełko
WODA
Właściwości fizyczne i chemiczne wody
Woda jest jednym z najbardziej rozpowszechnionych związków chemicznych
w przyrodzie. Woda ma interesujące anomalia o dużym znaczeniu biologicznym. Gęstość
wody podobnie jak i gęstość innych substancji zależy od temperatury. Zależność ta
w przypadku wody jest specyficzna, ponieważ woda wykazuje maksimum gęstości
w temperaturze 4oC. Poniżej i powyżej tej temperatury gęstość wody jest mniejsza od
jedności (1g/cm3). Dzięki temu woda w rzekach i jeziorach zamarza tylko na
powierzchni, co umożliwia istnienie życia biologicznego w głębi wody. Przyczyną
takiego zachowania się wody jest asocjacja jej cząsteczek na większe cząsteczki o wzorze
(H2O)x o mniejszej gęstości. Asocjacja cząsteczek wody wynika z biegunowej budowy
cząsteczki wody. Kształt cząsteczki wody nie jest wydłużony w rodzaju H-O-H, lecz
odpowiada trójkątowi, w którego jednym wierzchołku znajduje się atom tlenu, a w
dwóch pozostałych atomy wodoru. Kąt między atomami wodoru wynosi 104 o40’. Taka
budowa cząsteczki H2O powoduje jej biegunowość elektryczną. W okolicy atomu tlenu
gromadzi się więcej ładunków ujemnych, zaś w okolicy atomów wodoru istnieje
przewaga ładunków dodatnich. Cząsteczki wody przyciągają się różnoimiennymi
biegunami tworząc asocjaty (tj. zespoły dwóch lub więcej cząsteczek).
Wodę otrzymuje się przez spalanie wodoru w tlenie, reakcja ta jest jedną
z najbardziej egzotermicznych reakcji.
2H2 + O2 = 2H2O.
Woda jest substancją chemicznie aktywną, gdyż niektóre metale, np. Na, K, Ca
reagują z nią już w temperaturze pokojowej, wydzielając z wody wodór. Wiele związków
chemicznych przyłącza wodę. W związkach nieorganicznych może być ona związana w
dwojaki sposób:
Woda konstytucyjna nie występuje w związkach chemicznych jako cząsteczka
wody, natomiast wydziela się w czasie ich rozkładu. Należy tutaj Ca(HCO3)2, Ca(OH)2,
KOH, H2SO4. Na przykład pod wpływem ogrzewania:
Ca(HCO3)2  CaO + H2O + CO2
Ca(OH)2  CaO + H2O
2KOH  K2O + H2O
H2SO4  SO3 + H2O.
Woda koordynacyjna. Woda ta związana jest z cząsteczką specjalnym wiązaniem
koordynacyjnym, np.:
[Cu(NH3)4(OH)2]+3 , [Cr(H2O)6]+3.
Woda krystalizacyjna – Woda ta jest związana w kryształach związków jonowych
w ilościach stechiometrycznych np. w gipsie CaSO4 2H2O i siarczanie miedzi
CuSO4 5H2O. Usunięcie jej z takich substancji jest bardzo trudne.


Woda sieciowa. Podczas ogrzewania związków zawierających wodę sieciową nie
obserwuje się powstawania nowych faz. Woda zawarta jest między warstwami sieci
krystalicznej.
Woda w przyrodzie
Woda w przyrodzie nigdy nie jest czysta, lecz zawiera pewną ilość zawiesin oraz
rozpuszczone związki chemiczne i gazy. Zawartość soli w wodach słodkich jest na ogół
niewielka i rzadko przekracza 0,5 g/dm3. Wody te zawierają głównie wodorowęglany
wapnia i magnezu oraz w mniejszej ilości ich chlorki i siarczany. Z reguły w wodach
słodkich znajdują się pewne ilości związków żelaza i manganu. Woda morska jest
szczególnie bogata w sole sodowe i magnezowe (głównie NaCl oraz MgCl2 i MgSO4).
Zasolenie wód morskich jest dużo większe i wynosi 6 g/dm3 w Bałtyku i 36 g/dm3 w
Atlantyku. Dalszymi domieszkami wody są gazy w niej rozpuszczone (azot, tlen oraz
dwutlenek węgla, który obficie występuje w niektórych źródłach mineralnych).
Substancje organiczne w wodzie występują w postaci zawiesin i drobnoustrojów.
Najczystszym rodzajem wody w przyrodzie jest woda pochodząca z opadów
atmosferycznych, ale i ona zawiera pewne ilości pyłów i rozpuszczonych gazów.
Twardość wody
Wymienione wyżej związki chemiczne zawarte w wodach naturalnych (głównie
wodorowęglany oraz chlorki i siarczany wapnia i magnezu ) wywołują tzw. twardość
wody, która utrudnia pienienie się mydła i innych środków piorących. Zapotrzebowanie
na wodę do celów przemysłowych jest duże i rośnie. W zależności od celów musi być
odpowiednio oczyszczona – do zasilania kotłów musi być pozbawiona soli mineralnych,
przede wszystkim węglanu wapnia, ponieważ w czasie gotowania osadza się on jako tzw.
kamień kotłowy. Ma on bardzo małe przewodnictwo cieplne, co powoduje duże straty
cieplne, a nagłe odpryski kamienia kotłowego mogą prowadzić do przegrzania wody
i wybuchu kotła. Woda używana w przemyśle włókienniczym nie może zawierać metali
ciężkich. Szczególnie duże wymagania stawia się wodzie do picia. Twardość wody
wyraża się w stopniach, np. jeden stopień francuski odpowiada zawartości 1g węglanu w
100 cm3 wody. Wprowadza się następujące pojęcia:
Twardość całkowita – suma twardości węglanowej i niewęglanowej.
Twardością węglanowa - wywołana przez wodorowęglany wapnia Ca(HCO3)2
i magnezu Mg(HCO3)2 Można ją usunąć przez zagotowanie wody. Podczas gotowania
wody wodorowęglany przechodzą w znacznie trudniej rozpuszczalne węglany, które
osadzają się na ścianach naczynia.
Ca(HCO3)2 = CaCO3 + H2O + CO2.
Twardością niewęglanową – spowodowana zawartością w wodzie innych soli
wapnia i magnezu np. CaSO4, MgSO4, CaCl2, MgCl2.
Metody oczyszczania wody
Zmiękczanie wody jest to proces polegający na usuwaniu jonów wapnia
i magnezu tj. głównych kationów powodujących twardość wody, przez przeprowadzenie
ich w trudno rozpuszczalne związki. W przemyśle najbardziej rozpowszechnioną metodą
zmiękczania wody jest metoda wapienno-sodowa. Metoda ta polega na dodawaniu do
wody jednocześnie wodorotlenku wapnia Ca(OH)2 i sody Na2CO3. Dodatek do wody
wodorotlenku wapnia powoduje usunięcie twardości węglanowej według reakcji:
Ca(HCO3)2 + Ca(OH)2 = 2CaCO3  + 2H2O.
Dodatek zaś węglanu sodowego ma na celu usunięcie z wody twardości niewęglanowej
według reakcji:
CaSO4 + Na2CO3 = CaCO3  + Na2SO4
CaCl2 + Na2CO3 = CaCO3 + 2NaCl.
Proces całkowitego usuwania soli z wody przyjęto nazywać demineralizacją wody.
Najstarszą metodą demineralizacji wody jest destylacja. Jest to sposób kosztowny
i stosowany na niewielką skalę w laboratoriach chemicznych i aptekach.
Do celów przemysłowych wodę demineralizuje się za pomocą wymieniaczy
jonowych zwanych jonitami. Jonity są to żywice organiczne o skomplikowanej budowie,
wykazujące zdolność do wymiany jonów wchodzących w ich skład na jony znajdujące
się w roztworze wodnym. Jonity wymieniające kationy nazywamy kationitami,
wymieniające zaś aniony nazywamy anionitami . Podczas przepływu wody przez złoże
jonitu zachodzi wymiana jonów, przy czym na kationicie kwasowym (wodorowym)
zachodzi wymiana wszystkich kationów zawartych w wodzie na jony wodorowe:
H-R-H + Ca2+  RCa + 2 H+.
Natomiast na anionicie zasadowym (wodorotlenowym) zachodzi wymiana wszystkich
anionów na jony wodorotlenowe wg reakcji:
HO-R-OH + SO42-  RSO4 + 2OH-.
W ten sposób woda zostaje całkowicie pozbawiona zawartych w niej soli, przy czym
wytwarza się równoważna liczba jonów H+ i OH- tworzących cząsteczki wody. Po
przejściu wody przez system wymieniaczy jonowych można otrzymać wodę o czystości
podwójnie destylowanej.
Do celów spożywczych wodę przygotowuje się w następujący sposób: wodę
rzeczną wprowadza się do odstojników, gdzie opadają zawiesiny stałe. Tak oczyszczona
woda zawiera jeszcze rozpuszczone gazy, sole mineralne i bakterie. Bakterie niszczy się
przez dodatek chloru lub ozonu. Niewielkie ilości soli mineralnych nadają wodzie smak.
Do wody dodaje się nieco soli dostarczających jonów fluorkowych w celu zapobiegania
próchnicy zębów. Tak przygotowaną wodę wprowadza się do sieci miejskiej.
CZĘŚĆ DOŚWIADCZALNA
Doświadczenie 1. Wykrywanie wodorowęglanów wapnia i magnezu Ca(HCO3)2
i Mg(HCO3)2
Do otrzymanej od prowadzącego ćwiczenia szklanej parowniczki, zawierającej
pozostałość po odparowaniu do sucha około 50 cm3 wody wodociągowej, dodaj kilka
kropli stężonego kwasu solnego. W razie obecności w wodzie wodorowęglanów
pozostałość w parowniczce po dodaniu HCl burzy się, gdyż zachodzi reakcja:
CaCO3 + 2HCl = CaCl2 + CO2 + H2O.
Roztwór zachowaj do następnych doświadczeń (2 i 3).
Doświadczenie 2. Wykrywanie jonów wapniowych (Ca2+)
Połowę otrzymanego w doświadczeniu 1. roztworu wlej do probówki i dodaj
kolejno po kilka kropli: amoniaku, chlorku amonu i szczawianu amonu (NH4)2C2O4.
Wytrącenie się białego osadu szczawianu wapnia świadczy o obecności soli wapnia
CaCl2 + (NH4)2C2O4 = CaC2O4  + 2NH4Cl.
Doświadczenie 3. Wykrywanie jonów żelazowych (Fe3+)
Do pozostałej z doświadczenia 1 części roztworu dodaj kilka kropli HNO3, zagotuj
w łaźni wodnej, a po oziębieniu dodaj kilka kropli roztworu rodanku potasu KCNS.
Powstanie czerwonego zabarwienia świadczy o obecności soli żelazowych, gdyż
zachodzi reakcja:
Fe(NO3)3 + 3KCNS = Fe(CNS)3 + 3 KNO3.
Doświadczenie 4. Wykrywanie jonów chlorkowych (Cl-)
Do trzech probówek zawierających wodę rzeczną, wodociągową i destylowaną
dodaj kilka cm3 roztworu azotanu srebra. Zmętnienie roztworu lub wytrącenie białego
osadu chlorku srebra świadczy o obecności jonów chlorkowych.
NaCl + AgNO3 = AgCl  + NaNO3.
Doświadczenie 5. Wykrywanie jonów siarczanowych (SO42-)
Do trzech probówek zawierających wodę rzeczną, wodociągową i destylowaną
dodaj kilka cm3 wodnego roztworu chlorku baru. Powstanie białego zmętnienia lub
wytrącenie się białego osadu świadczy o obecności jonów siarczanowych.
CaSO4 + BaCl2 = BaSO4  + CaCl2.
Doświadczenie 6. Wykrywanie amoniaku (NH3) lub soli amonowych (jonów NH4+)
Do trzech probówek zawierających wodę rzeczną, wodociągową i destylowaną
dodaj po 1 cm3 odczynnika Nesslera. Jeżeli woda zawiera wolny amoniak lub sole
amonowe pojawia się zabarwienie od żółtego do pomarańczowo-brunatnego. Powstaje
złożona sól kompleksowa:
2K2HgI4 + 3KOH +NH4OH = 7KI +3H2O + Hg2ONH2I.
Wystąpienie białego zmętnienia wskazuje na obecność dużej ilości wapnia.
Doświadczenie 7. Zmierz pH i przewodnictwo elektryczne wody rzecznej, wodociągowej
i destylowanej. Porównaj i przedyskutuj uzyskane wyniki dwóch pierwszych pomiarów
z wynikami pomiaru dla wody destylowanej.