Химия воды и микробиология

Москва

ИНФРАМ

20А.Л. Ивчатов
В.И. Малов

ХИМИЯ ВОДЫ

И МИКРОБИОЛОГИЯ

УЧЕБНИК

Допущено Федеральным агентством по строительству 

и жилищно-коммунальному хозяйству в качестве 

учебника для студентов средних специальных учебных 

заведений, обучающихся по специальности 
08.02.04 «Водоснабжение и водоотведение»

УДК 543.3(075.32)
ББК 24я723
        И25

Р е ц е н з е н т ы:
Б.Н. Фрог, зав. кафедрой «Охрана водных ресурсов» Московского государственного строительного университета, проф., д-р хим. 
наук.
И.И. Павлинова, зав. кафедрой «Коммунальное и промышленное 
водопользование» Московского института коммунального хозяйства и строительства, канд. техн. наук.

Ивчатов А.Л.

Химия воды и микробиология : учебник / А.Л. Ивчатов, 

В.И. Малов. – Москва : ИНФРА-М, 2021. – 218 с. — (Среднее
профессиональное образование).

ISBN 978-5-16-006616-5 (print)
ISBN 978-5-16-101073-0 (online)

Рассмотрены теоретические основы химии воды: вода и ее 

свойства; дисперсные системы, коллоиды; основы микробиологии: общие представления о микроорганизмах; морфологическая 
характеристика отдельных групп микроорганизмов и т.д.

Представлены общие понятия о примесях и качестве воды 

различного происхождения; состав и показатели качества природных и сточных вод; оценка качества воды.

Подробно рассмотрены воздействие воды на материалы, обра
зование отложений и биологических обрастаний в трубопроводах 
и сооружениях.

Представлены теоретические основы процессов очистки при
родных и сточных вод.

Для студентов среднего профессионального образования, обу
чающихся по специальности 08.02.04 «Водоснабжение и водоотведение», а также инженерно-технических работников и рабочих 
строительной отрасли и жилищно-коммунального комплекса, 
желающих повысить свою квалификацию.

УДК 543.3(075.32)

ББК 24я723

И25

ISBN 978-5-16-006616-5 (print)
ISBN 978-5-16-101073-0 (online)
© Ивчатов А.Л., Малов В.И., 2006



ВВедение

Во все времена поселения людей и размещение промышленных 

объектов организовывались в непосредственной близости от водоемов, используемых для питьевых, гигиенических, сельскохозяйственных и производственных целей. Использование воды 
почти всегда сопровождается ее загрязнением, а неизбежный возврат этой воды в источники приводит, в свою очередь, к загрязнению природных вод.

Давление антропогенного фактора на природу, в частности на 

водные ресурсы, увеличивается с каждым годом. На планете практически не осталось водоемов, где протекают естественные природные процессы. 

Знание основ физико-химических и биохимических процессов, 

происходящих в естественной водной среде и на сооружениях 
очистки природных и сточных вод, необходимы для изучения многих дисциплин, составляющих основу специальности 2912 
«Водоснабжение и водоотведение».

Учебник написан преподавателями Московского государствен
ного строительного университета проф. В.И. Маловым (разделы 
«Теоретические основы химии воды», «Состав природных и сточных вод», «Воздействие воды на материалы» и подразделы, 
«Физико-химические процессы», «Химические процессы», 
«Обеззараживание природной воды», «Коррозия металлов в водной 
среде», «Коррозия бетона и железобетона в водной среде») и доц. 
А.Л. Ивчатовым (раздел «Основы микробиологии» и подразделы 
«Образование отложений и биологических обрастаний в трубопроводах и сооружениях», «Биологические процессы», «Процессы 
самоочищения водоемов»).

Учебник полностью соответствует программе дисциплины 

«Химия воды и микробиология» для специальности 2912 
«Водоснабжение и водоотведение».

Предыдущее одноименное третье издание, подготовленное к 

печати Карюхиной Т.А. и Чурбановой И.Н., было выпущено 
Стройиздатом в 1995 г.

Авторы выражают благодарность рецензентам за ряд ценных 

замечаний.



Раздел 1 
ТеоРеТические осноВы 
химии Воды

1.1. Вода и ее сВойстВа

Вода — главное и наиболее распространенное химическое со
единение на нашей планете — обязательный компонент всех живых организмов (составляющий до 99% их массы), главный компонент среды их пребывания, а также большинства продуктов 
питания. Вода — регулятор климатических условий на Земле, стабилизирующий температуру на ее поверхности, и участник практически всех технологических процессов промышленного и сельхозпроизводства.

Наибольшие запасы воды содержатся в гидросфере — 96% в 

мировом океане, остальные запасы воды — это реки, озера, ледники, подземные и почвенные воды; 3% воды — пресные (причем 
80% этой воды находится в виде льда на вершинах гор и ледников 
на полюсах Земли). Вода покрывает 80% поверхности Земли и 
содержится в ее горных породах и минералах, почве, растениях, 
атмосфере. Она является наиболее изученным соединением; ее 
свойства использованы при определении единиц измерения физических величин (плотность, температура, теплота и теплоемкость).

изотопный состав воды

Вода — продукт соединения двух химических элементов: водо
рода и кислорода. Оба эти элемента имеют несколько изотопов.

Для водорода характерны три изотопа:

• протий — H — массой 1,007822 углеродных единиц (у.е.);
• дейтерий — D — 2,0141 у.е.;
• тритий — T — 3,017001 у.е., образуется при ядерном распаде.

Для кислорода характерны изотопы с массовыми числами 16, 

17 и 18. Соотношение их в природной смеси: 2670 : 1 : 5. Вода 
состава OHO является тяжелой, THO — сверхтяжелой. Тяжелую 
воду получают путем электролиза природной воды.



По свойствам тяжелая вода отличается от обычной: замерзает 

при температуре –3,8 °C, кипит при температуре 101,4 °C, ее плотность — 1,1059 г/см3 при 20 °C, максимальная плотность — +11 °С. 
Растворимость солей в ней ниже, чем в обычной. Тяжелая вода 
оказывает тормозящее действие на кинетику процессов в животных и растительных организмах, применяется в атомных реакторах 
как замедлитель нейтронов при ядерном распаде.

Вода — это смесь девяти видов молекул, поэтому в зависимости 

от их количественного соотношения все ее свойства, особенно 
плотность, изменяются (табл. 1.1.1). 

Таблица 1.1.1

Значения плотности воды, полученной из разных источников

Вода
Плотность при температуре 4 °С

Снеговая
0,9999977

Дождевая
0,9999990

Речная
1,0

Океанская
1,0000015

Из живого организма
1,0000012

Из растительных организмов
1,0000017

Кристаллизационная вода минералов
1,0000024

Эти сравнительно небольшие различия в плотности образцов 

химически чистой воды различного происхождения явственно 
улавливаются измерительными приборами. 

Вода — очень устойчивое соединение. Схема ее молекулы — три 

сферы молекул кислорода и водорода; в середине атом кислорода, 
два атома водорода образуют связи О—Н в молекуле, длина которых составляет 96 пм, валентный угол равен 104,5°.

Молекула воды сильно поляризована, имея три полюса зарядов: 

отрицательный, обусловленный избытком электронной плотности, 
и два положительных, обусловленных ее недостатком. 

Радиус молекулы
— 138 пм.

Расстояние О—Н
— 95,84 пм.

Расстояние Н—Н
— 151,5 пм.

Угол < Н—О—Н между связями O—Н
— 104° 27'.



структура жидкой воды

Для объяснения аномальных свойств воды в жидком состоянии 

созданы различные модели ее структуры: кристаллическое вещество, жидкий кристалл (рис. 1.1.1), xаотичное или регулярное пространственное расположение молекул воды в жидком состоянии — 
все они доказаны экспериментально.

Рис. 1.1.1. Схема строения кристалла воды

В теории структуры воды, созданной Дж. Берналом и Фаулером, 

максимум плотности при температуре 4 °С обусловлен связанностью молекул воды в плотную пространственную структуру, при 
других температурах структура имеет меньшую плотность.

Поллинг полагает, что вода имеет клатратную структуру, харак
терную для газовых гидратов, центральная молекула в которых 
окружена каркасом из молекул воды. Не образующие связей молекулы воды до 30–60 °С обладают возможностью сохранять льдоподобный каркас. Тепловые аномалии свойств воды в интервале 
температур 32–37 °С странно совпадают с температурой организма человека.

Структура воды искажается при попадании в нее примесей — 

как способных взаимодействовать с диполями воды, так и инертных. Упрочение структурных образований приводит к уменьшению 
энтропии системы, их ослабление — к увеличению энтропии и 
изменению кинематических свойств системы (вязкости, диффузии 
и др.).



При повышении температуры амплитуда колебаний молекул 

воды в кристалле увеличивается и его объем возрастает — плотность воды уменьшается. При плавлении кристалла разрушается 
около 15% всех водородных связей, поэтому в жидкой воде при 
температуре, близкой к 0 °С, сохраняются структурные фрагменты льда с пространственной регулярностью. Часть молекул, не 
перешедших в структуру воды, размещается в пустотах, что приводит к увеличению плотности жидкости по сравнению с плотностью кристалла и уменьшению приблизительно на 9% объема 
при плавлении. 

Водородные связи в воде

Молекулы воды в жидком состоянии комбинируются в ассо
циаты — структуры из большого количества молекул — за счет 
взаимного притяжения противоположных полюсов. Ассоциаты 
образуются в результате притяжения водорода одной молекулы 
воды к кислороду другой молекулы. Это приводит к сохранению 
в воде аномально высокого по сравнению с другими жидкостями 
ближнего порядка.

Водородные связи — это коллективное свойство, при этом струк
тура воды упорядочивается в большом пространстве. Наличием 
водородных связей объясняются также аномалии воды, проявляющиеся в некоторых ее свойствах. При плавлении происходит 
рост плотности воды, одновременно длина водородных связей 
увеличивается и плотность уменьшается. Совместное действие 
двух факторов объясняет наличие максимума плотности воды — 
1 г/см3 при температуре 3,98 °C. Это свойство воды уникально. 
Несвязанные молекулы, заполняющие пустоты, составляют около 
16% от их общего количества. Объемная система водородных связей сохраняется в жидкой воде вплоть до температуры кипения. 
На рис. 1.1.2 приведена схема тетраэдрической координации молекул воды перед ее замерзанием за счет действия водородных 
связей.

По мере повышения давления пар по своему строению при
ближается к жидкости, что приводит к увеличению растворимости в нем солей.



основные физические свойства воды

Вода — единственное химическое соединение, которое в при
роде может находиться в жидком, твердом и газообразном состояниях одновременно. Чистая вода — прозрачная, бесцветная жидкость без запаха и вкуса. Многие ее физические свойства и их 
изменения имеют аномальный характер.

Основными причинами аномальных свойств воды являются 

полярность ее молекул и образование объемной системы водородносвязаных структур. Они делают воду весьма реакционным соединением с уникально хорошей растворяющей способностью по 
отношению к полярным и ионогенным веществам, при этом в 
воде растворяются все природные соединения.

Коэффициент объемного расширения имеет отрицательные 

значения при температурах ниже 3,98 °С, теплоемкость при плавлении возрастает почти вдвое, а в интервале 0–100 °С почти не 
зависит от температуры — имеет минимум при 35 °С. Другие необычные свойства воды — аномально высокие температуры кипения — 100 °С и плавления — 0 °С. Вследствие высокой теплоемкости вода, как уже говорилось, стабилизирует температуру поверхности Земли.

Вязкость воды при повышении давления снижается аномаль
но быстро в области малых температур при нагревании (что не 
характерно для других веществ); это играет большую роль в гидродинамике процессов в водных потоках и седиментации взвешенных веществ воды. Все аномальные явления обусловлены 
особенностями строения молекул воды и их способностью образовывать молекулярные агрегаты и ассоциированные молекулы — (H2O)n.

Масса 1 мл очищенной речной воды принята за единицу массы 

и называется граммом.

Рис. 1.1.2. Схема координации молекул воды за счет водородных связей



Температура замерзания при 760 мм рт. ст. — 0 °C; температура 

кипения — 100 °C.

Химическое равновесие

Химические реакции обратимы, т.е. их течение возможно в 

прямом и обратном направлениях:

H2O + H2O ↔ H3O+ + OH–.

Оба процесса протекают одновременно и независимо друг от 

друга, но скорость одного из них превышает скорость другого на 
начальной стадии. По мере накопления продуктов реакции количество прямых и обратных превращений становится равным — наступает равновесие.

Химическое равновесие является динамическим, изменяющимся в 
пространстве и во времени.

Равновесное состояние нарушается при воздействии внешних 

факторов — изменении концентрации продуктов реакции и температуры. Так как реакции процесса обратимы, то количество 
компонентов системы постоянно колеблется относительно равновесного, т.е. система флуктуирует. После установления новых 
внешних параметров система переходит в новое состояние равновесия, т.е. происходит смещение химического равновесия, которое 
подчиняется принципу Ле Шателье: воздействие на систему в устойчивом равновесии усиливает то направление процесса, которое 
ослабляет влияние воздействия, и положение равновесия смещается 
в том же направлении.

Принцип смещения равновесия в гомогенных системах при
меним и к гетерогенным системам для характеристики равновесных состояний в отдельных фазах системы.

Самопроизвольные химические реакции возможны, если про
цесс сопровождается уменьшением внутренней энергии системы 
и переходом ее в состояние с большим числом комбинаций взаимного расположения частиц, обладающих одинаковым запасом 
энергии.

диссоциация молекул воды

Традиционная форма записи диссоциации воды на ионы водо
рода и гидроксила по первой ступени 

H2O ↔ H+ + OH–

носит формальный характер, не отображающий ход реального 
процесса, поэтому мы заменим ее уравнением реакции фактически 
протекающего процесса:

H2O + H2O ↔ H3O+ + OH–.

Образование свободного протона Н+ в воде при энергиях вза
имодействия молекул воды в характерных условиях водоподготовки крайне маловероятно. 

Здесь и далее формулы записи веществ, участвующих в реак
циях в водной среде, будут отображены так, как происходит их 
реальное взаимодействие — с учетом их растворимости и взаимодействия с водой, в форме молекул, если вещество или газ мало 
растворимы в воде или мало диссоциированы, и в форме ионов, 
если примеси воды находятся в ионной форме. Если в реакции 
компоненты системы — катионы и анионы — не взаимодействуют 
с остальными составляющими примесей воды, они исключаются 
из обеих частей уравнения. 

Классическая реакция нейтрализации в молекулярной форме 

записи процесса

NaOH + HCl ↔ NaCl + H2O

при указанных условиях уравнения с обязательным указанием на 
диссоциацию в воде исходных продуктов система уравнений 

NaOH ↔ Na+ + OH–; HCl ↔ H3O+ + Cl–;

Na+ + OH– + H3O+ + Cl– ↔ Na+ + Cl– + H2O

принимает вид уравнения

OH– + H3O+ ↔ H2O + H2O.

В воде протекание реакции диссоциации иона OH– по второй 

ступени в соответствии с уравнением

HO– + H2O ↔ H3O+ + O2

–

не происходит потому, что в обычных условиях концентрация ионов не достаточна для реализации этой реакции. 

В зависимости от того, какой ион реакции диссоциации всту
пает в дальнейшее взаимодействие, вода может вести себя как 
кислота, если реагирует H3O+, или как основание — OH–, т.е. вода 
обладает амфотерными свойствами. Поэтому в растворе всегда 
существует равновесие:

H O
H O
OH
H O
2

1

2

1
2

3

2
осн
кисл
осн
кисл
.
.
.
.

+
↔
+
−
+.

В этой реакции молекула воды действует как кислота, т.е. со
единение, отдающее водород, и основание, т.е. соединение, присоединяющее водород.

Показатель концентрации водородных ионов — pH

Состояние равновесия процесса диссоциации характеризуется 

константой диссоциации:

K = [H ] [OH ]
3
+ ⋅
−

[
]

.

H O
2

2

Концентрация ионов и молекул в уравнении выражается в 

г-ион/дм3, г-моль/дм3 или г-экв/дм3. Концентрация воды постоянна — 55,56 моль/дм3. Тогда

Кw = 55,56[H2O]2 = [Н3O+] ⋅ [OH–].

При нейтральной реакции в воде, когда и [Н3O+] = [OH–] для 

295 °К 

[Н3O+] ⋅ [OH–] = [Н3O+]2 = 10–14

или [Н3O+] = 10–7 г-ион/дм3.

Традиционно в курсах общей химии постулируется факт, что 

нейтральная реакция среды, когда [Н3O+] = [OH–], при температуре 22 °C или T = 298,16 К, когда

[H3O+]2 = 1,0062 ⋅ 10–14 имеем [H3O+] = 1,079 ⋅ 10–7 г-ион/дм3.

Отрицательный логарифм концентрации водородных ионов 

H3O+ должен быть обозначен выражением pH3O, однако, сохраняя 
традицию обозначения величины, здесь и в дальнейшем используем символ рН (отрицательный десятичный логарифм молярной 
концентрации водородных ионов):

–lg[Н3O+] = рН, или [Н3O+] = 10–рН

аналогично –lg[OH–] = рOH или [OH–] = 10–рOH.

Для оценки кислотности, нейтральности и щелочности — ак
тивной реакции среды водных растворов — удобно пользоваться 
не концентрацией водородных ионов, а водородным показателем 
pH. Приведенные соотношения справедливы только при температуре –22 °С.

Например,
[H3O+] = 10–5 моль/дм3
pH = 5.

Для нейтральной среды
[H3O+] = 10–7 моль/дм3
pH = 7.