Кислотно-щелочной баланс (pH) воды
Кислотно-щелочной баланс (pH) воды
Другим важным гидрохимическим фактором, который надо обязательно обсудить, является соотношение между присутствием в воде катионов водорода H+ и анионов гидроксила OH- – кислотно-щелочной баланс. Вообще говоря, вода имеет химическую формулу H2O, но еще из школьного курса химии вам должно быть известно, что благодаря процессу диссоциации даже в дистиллированной воде присутствуют в определенной концентрации ионы водорода и гидроксила. Нейтральная вода обладает концентрацией водородных ионов 10-7 граммов на литр и ровно такой же концентрацией анионов гидроксила. Содержание катионов водорода называют водородным показателем, или показателем pH, который отражает степень кислотности воды. Для наглядности пишут только логарифм водородного показателя без отрицательного знака, то есть просто "7". pH измеряется в пределах от 1 до 14. В кислой воде этот показатель ниже, чем 7; в щелочной выше, чем 7.
В зависимости от кислотности вода классифицируется следующим образом (это один из вариантов классификации): pH 1-3 – сильнокислая вода; pH 3-5 – кислая вода; pH 5-6 – слабокислая вода; pH 6-7 – очень слабокислая вода; pH 7 – нейтральная вода; pH 7-8 – очень слабощелочная вода; pH 8-9 – слабощелочная вода; pH 9-10 – щелочная вода; pH 10-14 – сильнощелочная вода.
Кислотность поверхностной морской воды составляет 8,2 ± 0,3 (в зависимости от географической точки и сезона). В природных пресных водах pH изменяется от менее 3,0 у сильнокислых до 6,5-7,5 у нейтральных и более 9,5 у сильнощелочных. Значение pH в речных водах обычно варьирует в пределах 6,5-8,5, в незагрязненных атмосферных осадках около 5,6, в болотах 4,5-6,0. Концентрация ионов водорода подвержена сезонным колебаниям. Зимой величина pH для большинства речных вод составляет 6,8-7,4, летом 7,4-8,2, то есть летом вода становится более щелочной. Это обусловлено жизнедеятельностью водных организмов и другими причинами.
Кислотность природных вод определяется характером почвы, грунтов, местности. Пониженное значение рН характерно для болотных вод за счет повышенного содержания гуминовых и др. кислот. Загрязнения, придающие воде повышенную кислотность, возникают при “кислотных” дождях, попадании в водоемы неочищенных стоков промышленных и с/х предприятий. Даже обычный дождь в экологически чистой местности имеет подкисленную реакцию рН = 5,6-6,0 за счет частичного растворения углекислого газа атмосферы.
Для северо-западного региона России из-за большого количества верховых болот, заросших сфагновыми мхами, характерны именно водоемы с кислой реакцией воды. В небольших водоемах на сфагновых болотах рН воды может составлять до 3,4. В тех областях, где есть мощные залежи известняков или мела (например, в Белгородской и других областях юга Европейской части России), природные воды имеют щелочную реакцию. pH зависит также от интенсивности газообменных процессов в водоемах, связанных с процессами дыхания и фотосинтеза водных организмов. Так, в ходе активного фотосинтеза в водоеме реакция его воды может становиться более щелочной (до рН=10) из-за исчерпания запасов углекислоты. В течение ночи, когда фотосинтез не происходит, а все водные организмы продолжают дышать и насыщать воду углекислотой, рН снова снижается. Размах таких суточных колебаний кислотности обычно не превышает двух единиц рН. Относительная устойчивость величины pH в водоемах зависит от буферных свойств их воды, что определяется составом растворенных в ней веществ. Значительную роль в обеспечении относительно стабильной кислотности пресных вод играет их карбонатная система. Углекислый газ не только растворяется в воде, но, вступив в реакцию с ней, образует слабую кислоту H2CO3. Присутствие в воде солей усиливает её буферные свойства, в связи с чем одинаковое подкисление мягкой и жёсткой воды вызовет в первом случае значительно более заметный сдвиг pH. Ещё более сильными, чем у жёсткой воды, буферными свойствами, или, как говорят, ещё большей буферной ёмкостью, обладает морская вода.
Обратите внимание на лекцию "2 Средства просмотра гипертекста".
Для грубого определения кислотности воды используют химические индикаторы, изменяющие цвет в зависимости от pH пробы воды. К таким индикаторам прилагаются специальные цветовые шкалы, при сравнении с которыми и определяют pH. Для получения более точных результатов используют pH-метры на основе ионоселективных электродов.
Роль pH для живых организмов определяется в первую очередь его влиянием на активность ферментов и состояние других белковых молекул. Кроме того, поскольку большинство реакций в клетках протекает в водной среде, избыток или недостаток ионов может существенно влиять на протекание также различных неферментативных реакций. Поэтому pH имеет важное общебиологическое значение и его величина имеет большое витальное значение. Например, pH крови человека поддерживается в пределах 7,35-7,47, pH большинства тканевых жидкостей организма поддерживается на уровне 7,1-7,4. Значения pH крови, выходящие за указанные пределы, свидетельствуют о существенных нарушениях в организме, а значения ниже 6,8 и выше 7,8 несовместимы с жизнью. В то же время, когда мы говорим о водных организмах, у них стоит проблема разницы парциальных осмотических давлений ионов водорода и гидроксила внутренней и внешней среды. Помимо общих механизмов осморегуляции, в регуляции pH внутренней среды таких организмов участвуют буферные системы их внутренних жидкостей.
Помимо прямого действия на живые организмы, кислотность воды может оказывать и значительное косвенное действие на них. От ее величины зависит уровень диссоциированности и растворимость многих химических веществ, небезразличных для живых организмов. Примером могут послужить аммиак и аммоний. Как мы уже говорили, в основном, большинство водных животных выделяет излишки азота в виде аммиака. На самом деле часть этого аммиака представляет собой ионы аммония (NH4+), а часть просто растворена (NH3). То же относится и к аммиаку, образующемуся при разложении в воде мертвого органического вещества. Аммиак в растворе превращается в аммоний, присоединив к себе ион водорода, аммоний превращается в аммиак, отдав ион водорода. Чем больше в воде свободных ионов водорода (т.е. чем ниже pH), тем больше в ней будет аммония и меньше аммиака, и наоборот. Токсичность аммония намного ниже, чем у аммиака. Следовательно, при высоком pH проблема аммиачного отравления существенно выше, чем при низких pH.
Величина pH определяет также доступность двуокиси углерода для живых организмов, так как изменяет соотношение между содержанием в воде анионов карбонатов и гидрокарбонатов и растворенного CO2.
Таким образом, вполне закономерно, что роль pH воды в жизни водных организмов исключительно велика. Так, в сильнокислой воде с pH 3.0-3.5 рыбы вообще не выживают, а могут существовать только некоторые растения и беспозвоночные. pH более 10.5 также смертелен для всех видов рыб. Наилучшим образом рыбы выживают при значениях водородного показателя в пределах 5.0-9.0. При рН ниже 5 можно наблюдать их массовую гибель, хотя отдельные виды приспосабливаются и к среде, значение рН которой доходит до 3,7. При pH > 5,5 в пресных водоемах также начинает уменьшаться видовое разнообразие живых организмов.
Поскольку величина pH в различных водоемах весьма различна, а живые организмы стремятся занять все доступные им местообитания и в ходе эволюции адаптируются к их условиям, разные виды водных живых организмов имеют разные требования к величине кислотности воды, соответствующие условиям их обитания. В силу этого видовой состав обитателей водоемов зависит от величины pH воды. Например, кислые воды торфяников способствуют развитию сфагновых мхов, но в них совершенно нет двустворчатых моллюсков-перловиц. Чрезвычайно редки в них и другие виды двустворчатых моллюсков, что связано с отсутствием в воде извести. Диатомовые водоросли в зависимости от видовой принадлежности также приурочены к водам с определенной кислотностью. Так как остатки этих водорослей в многолетних донных отложениях хорошо поддаются идентификации до вида, изучение видового состава диатомей в этих отложениях позволяет реконструировать многолетние изменения pH водоема.
