Ūdens

Ūdens ir plaši sastopams caurspīdīgs šķidrums, kam nav ne garšas, ne smaržas. Tā ir ķīmiska viela, ko veido ūdeņradis un skābeklis, tā ķīmiskā formula ir H₂O. Ūdens molekula sastāv no 2 ūdeņraža atomiem un 1 skābekļa atoma. Ūdens ir visas dzīvības pamatā, tādēļ, iespējams, tas ir vissvarīgākais šķidrums pasaulē. Ir zināms, ka visām pazīstamajām dzīvības formām ir vajadzīgs ūdens (izņemot dažu veidu baktērijas), un tiek uzskatīts, ka dzīvība ir radusies tieši ūdenī. Ūdens ir sastopams trīs agregātstāvokļos: kā cieta viela (ledus), kā šķidra viela (ūdens), un kā gāzveida viela (ūdens tvaiks).

Ūdens
Ūdens molekula
Ķīmiskā formula	H2O
Molmasa	18,01528 g/mol
Blīvums	1000 kg/m3
Kušanas temperatūra	273,15 K (0 °C)
Viršanas temperatūra	373,15 K (100 °C)

Uz Zemes ūdens ir sastopams daudzos veidos — debesīs mākoņu veidā, jūrās sālsūdens un aisbergu veidā, ezeros un upēs u. tml. Iztvaikošanas un lietus vai sniega veidā ūdens cirkulē pa visu planētu. Ūdens tvaiks, kas atrodas atmosfērā, kondensējoties veido mākoņus un miglu.

Neskatoties uz to, ka ūdens ķīmiskā formula ir vienkārša, tā ķīmiskās un fizikālās īpašības ir ļoti īpatnējas, un tās pat ir ievērojami citādas nekā vairumam citu vielu, kas atrodas uz Zemes. Piemēram, daudzas vielas sacietējot kļūst blīvākas un nogrimst, nokļūstot šķidrumā, bet ūdens sacietējot kļūst par ledu, kam ir mazāks blīvums nekā ūdenim, un tādēļ peld tajā. Tieši šis fakts ir ļoti nozīmīgs dabā, jo ledus kārta atrodas ūdenstilpes virspusē, tādā veidā radot aizsargbarjeru, kas nodrošina to, lai ūdenī dzīvojošie organismi nenonāktu saskarē ar aukstumu. Ūdens blīvums ir visaugstākais pie +4°C, pateicoties kam virs grunts veidojas pastāvīgs +4°C silta ūdens slānis.

Ūdens izplatība un izmantošana

Dzeramais ūdens no krāna

Ūdens klāj aptuveni 71% no Zemes virsmas. No kopējā ūdens daudzuma Zemes garozā gandrīz puse atrodas ķīmiski saistītā veidā iežos (kristālhidrātu ūdens) un tādēļ nav pieejams lietošanai. No pieejamā ūdens daudzuma 2,1% veido sniegi un ledāji, bet 97,3% — pasaules jūras un okeāni. Pārējais ir Zemes atmosfēras tvaiku, pazemes ūdeņu, ezeru un upju saldūdens krājumi.

Ūdens trīs agregātstāvokļi — ciets (aisbergs), šķidrs (jūra) un gāzveida (neredzamais tvaiks atmosfērā)

Lai uzturētu dzīvību, cilvēkam dienā jāizdzer apmēram 1—2 l ūdens, neskaitot to, ko viņš uzņem ar ēdienu.^{[nepieciešama atsauce]} Cilvēkiem, kuri cieš badu, ir nepieciešams krietni lielāks ūdens daudzums.

Saldūdens trūkums ir pati nopietnākā problēma, ar kuru saduras cilvēce. Vairāk nekā miljards cilvēku dzīvo neapmierinošos sanitāros apstākļos, kur nav pieejams kvalitatīvs dzeramais ūdens. Nekvalitatīvs ūdens ir cēlonis daudzām epidēmijām.

Nesalīdzināmi vairāk ūdens ir vajadzīgs pārtikas produktu audzēšanai un pārstrādei. Pasaulē uz vienu iedzīvotāju, kopumā ņemot, tiek izlietots ap 900 l ūdens dienā. Lielā pasaules daļā tik daudz ūdens nemaz nav pieejams, un tā trūkums ir nopietns šķērslis attīstībai.

Pasaulē kopumā mājsaimniecību, mājdzīvnieku, rekreācijas un ražošanas vajadzībām patērē 565 km³ ūdens gadā. Ar pārtikas ražošanu saistītā apūdeņošana prasa vēl 3300 km³. Kopā ņemot, tas ir apmēram 4000 km³ ūdens gadā, kas atbilst 44% no aktīvajā apritē esošā ūdens daudzuma.

Smago ūdeni veido D₂O molekulas, kuru dabīgais saturs parastajā ūdenī ir 0,5·10⁻⁷.

Ūdens epidemioloģiskā nozīme

Netīrs dzeramais ūdens var būt iemesls cilvēku masveida saslimšanai. Pārsvarā tas izpaužas kā zarnu infekcijas, ko var izraisīt vīrusi (HAV), baktērijas (vēdertīfs, paratīfs AB, holēra, dizentērija), parazīti (lamblijas, askarīdas, ankilostomas), zoonozes (leptospiroze, tularēmija, bruceloze u.c.). Dabiskos apstākļos bakteriālo piesārņojumu atšķaida lielas ūdens masas un infekciozos aģentus iznīcina ūdens saprofīti. Ja piesārņojums ir ilgstošs, var veidoties t.s. ūdens epidēmijas, kas raksturojas ar to, ka pēkšņi saslimst liels skaits cilvēku, kuri lietojuši ūdeni no viena un tā paša avota. Infekcijas avoti mēdz būt neattīrītu notekūdeņu iepludināšana vietās, kur tiek ņemts dzeramais ūdens, kuģu balasta ūdeņi, grauzēju u.c. piesārņotāju piekļuve dzeramajam ūdenim (piemēram. leptospiroze — ar grauzēju urīnu).

Ūdens attīrīšana

Atkarībā no izmantojuma (dzeršana, dzesēšana, siltuma pievadīšana u.c.) ūdens netiek attīrīts vai tiek pakļauts dažādām attīrīšanas pakāpēm. Ūdens attīrīšana sevī var ietvert rupji disperso daļiņu atdalīšanu, koagulēšanu, mikroorganismu iznīcināšanu un / vai atdalīšanu, betona un metālu koroziju izraisošu vielu atdalīšanu, degazāciju, dezodorāciju, atsāļošanu, mīkstināšanu.

Ūdens fizikālās īpašības

Ūdens fāžu diagramma

Ūdenim piemīt vairākas unikālas īpašības:

• ūdens molmasa ir 18 g/mol, un tā viršanas temperatūra un kušanas temperatūra ir ļoti augstas, salīdzinot ar citām līdzīgas molmasas vielām;
• ūdenim ir liela īpatnējā siltumietilpība (tādējādi tas visas planētas mērogā darbojas kā temperatūras svārstību izlīdzinātājs);
• ūdenim ir anomāla tilpuma un temperatūras sakarība (sala laikā ļauj saglabāties dzīvībai ūdenstilpnēs);
• ūdenim starp tīrām šķidrajām vielām ir otrais vislielākais (pēc dzīvsudraba) virsmas spraigums (nodrošina pilienu un viļņu veidošanos, kapilārās parādības).

Ūdens ķīmiskās īpašības

Ūdens cietība

Ūdens cietība ir sāļu koncentrācija ūdenī. Parasti to raksturo tikai ar kalcija un magnija jonu daudzumu noteiktā ūdens tilpumā. Ca²⁺ un Mg²⁺ kopējo koncentrāciju sauc par kopējo ūdens cietību, savukārt, no tās var izšķirt hidrogēnkarbonātu jeb pārejošo ūdens cietību, kuru veido Ca(HCO₃)₂ un Mg(HCO₃)₂, un nehidrogēnkarbonātu jeb pastāvīgo ūdens cietību, kuru veido kalcija un magnija sulfāti, nitrāti, hlorīdi.

Liela ūdens cietība nav vēlama, jo tā negatīvi ietekmē dzeramā ūdens garšas īpašības, samazina ūdeni izmantojošo ierīču darbības laiku un sildelementu efektivitāti, tāpat cietākā ūdenī mazgāšanas līdzekļus nepieciešams lietot lielākā daudzumā. Ūdens cietību mazināt jeb mīkstināt ūdeni var ar ķīmiskajām reakcijām. Cietības mazināšana arī ir ūdens attīrīšana. Pārejošo cietību var samazināt, pievienojot ūdenim kalcija hidroksīdu, tādējādi ūdenī izšķīdušos kalcija un magnija sāļus pārvēršot ūdenī nešķīstošos savienojumos:

${\ce {Ca(HCO3)2 + Ca(OH)2 -> 2 CaCO3v +2H2O}}$,

${\ce {Mg(HCO3)2 + 2Ca(OH)2 -> Mg(OH)2v + 2CaCO3v + 2H2O}}$.

Pastāvīgo cietību var samazināt, pievienojot ūdenim nātrija karbonātu, nātrija fosfātu, nātrija heksametafosfātu vai citus savienojumus, piemēram,

${\ce {3CaSO4 + 2Na3PO4 -> Ca3(PO4)2v + 3Na2SO4}}$.

Ūdens mīkstināšanai tiek izmantoti jonu apmaiņas filtri, kuros esošās vielas katjonīti saista no ūdens kalcija un magnija jonus, aizstājot tos ar citiem (parasti — nātrija) joniem. Ja šādi mīkstināmā ūdenī ir liela dzelzs koncentrācija, tas vispirms ir jāatdzelžo, pretējā gadījumā katjonīti ātri zaudē savu mīkstināšanas spēju, piesātinoties ar dzelzs joniem.

Ūdens kā amfiprotiskais šķīdinātājs

Amfolīti jeb amfiprotiskie savienojumi ir savienojumi, kas vienās reakcijās ir skābes (protonu donori) un citās — bāzes (protonu akceptori). Šāds savienojums ir arī ūdens, kurš var būt gan skābe (${\ce {H2O (l)<=> H+ (aq) +OH- (aq)}}$), gan bāze (${\ce {H2O (l) +H+ (aq)<=> H3O+ (aq)}}$).

Ūdens molekulu savstarpējo mijiedarbību sauc par ūdens autoprotolīzi, formāli šāda procesa līdzsvaru var attēlot šādi:

${\ce {H2O (l) +H2O (l)<=> H3O+ (aq) +OH- (aq)}}$.

Tīrā ūdenī hidroksonija joni (H₃O⁺) un hidroksīdjoni (OH⁻) ir vienādā daudzumā. Līdzsvara stāvoklī, 22°C temperatūrā šo jonu daudzumkoncentrācija ir [H₃O⁺]=[OH⁻]=10^-7 mol/l. Šādu stāvokli raksturo līdzsvara koeficients $k_{autoprot}={\frac {[H_{3}O^{+}]\cdot [OH^{-}]}{[H_{2}O]^{2}}}$.

Pēc eksperimentiem zināms, ka savstarpējās ūdens molekulu mijiedarbības rezultātā jonus īstenībā veido 1 no katrām 555 000 000 ūdens molekulām. Tādējādi līdzsvara stāvoklī (t=22°C)

$[H_{2}O]=c_{H_{2}O}={\frac {m_{H_{2}O}}{M_{H_{2}O}\cdot V}}={\frac {1000(g)}{18(g/mol)\cdot 1(l)}}=55,56(mol/l)$,

kas ir nemainīgs lielums, kuru ievietojot autoprotolīzes līdzsvara konstantes izteiksmē, iegūst

$k_{autoprot}={\frac {[H_{3}O^{+}]\cdot [OH^{-}]}{55,56^{2}}}$,

no kā iegūst divu nemainīgu lielumu reizinājumu

$55,56^{2}k_{autoprot}=[H_{3}O^{+}]\cdot [OH^{-}]$.

Lielumu $k_{H_{2}O}=[H_{3}O^{+}]\cdot [OH^{-}]=10^{-14}$ sauc par ūdens autoprotolīzes konstanti.

H₃O⁺ un OH⁻ molāro koncentrāciju reizinājums ir nemainīgs arī atšķaidītos skābju un bāzu šķīdumos, kuros izšķīdušo vielu koncentrācija nepārsniedz 1 mol/l. Tātad, palielinoties viena jona koncentrācijai, otra jona koncentrācija samazinās. Ja abu jonu koncentrācijas ir vienādas, šķīdums (precīzāk, tā vide) ir neitrāls. Ja [H₃O⁺] > [OH⁻], šķīdums ir skābs. Ja [H₃O⁺] < [OH⁻], šķīdums ir bāzisks. [H₃O⁺] negatīvo decimāllogaritmu sauc par ūdeņraža eksponentu pH=-lg[H₃O⁺] vai vienkāršoti pH=-lg[H⁺].

Ārējās saites

• Vikikrātuvē par šo tēmu ir pieejami multivides faili. Skatīt: Ūdens.

• Encyclopædia Britannica raksts (angliski)
• Brockhaus Enzyklopädie raksts (vāciski)
• Krievijas Lielās enciklopēdijas raksts (krieviski)
• Encyclopædia Universalis raksts (franciski)
• Enciklopēdijas Krugosvet raksts (krieviski)
• OECD Water statistics (angliski)