Москва 
ИНФРА-М 
2014

А.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  
2912 «Водоснабжение и водоотведение»

УДК 54(07)
ББК 24я723
        И17

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

Ивчатов А.Л., Малов В.И.
Химия воды и микробиология: Учебник. – М.: ИНФРА-М, 
2014. – 218 с. — (Среднее профессиональное образование).

ISBN 978-5-16-006616-5

Рассмотрены теоретические основы химии воды: вода и ее 
свойства; дисперсные системы, коллоиды; основы микробиоло-
гии: 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 при-
родных 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 2912 «Водоснабжение и водоотве-
дение», а также инженерно-технических работников и рабочих 
строительной отрасли и жилищно-коммунального комплекса, 
желающих повысить свою квалификацию.

УДК 54(07)
ББК 24я723

ISBN 978-5-16-006616-5
© Ивчатов А.Л., Малов В.И., 2006

И17



ВВедение

Во все времена поселения людей и размещение промышленных 
объектов организовывались в непосредственной близости от во-
доемов, используемых для питьевых, гигиенических, сельскохо-
зяйственных и производственных целей. Использование воды 
почти всегда сопровождается ее загрязнением, а неизбежный воз-
врат этой воды в источники приводит, в свою очередь, к загряз-
нению природных вод.
Давление антропогенного фактора на природу, в частности на 
водные ресурсы, увеличивается с каждым годом. На планете прак-
тически не осталось водоемов, где протекают естественные при-
родные процессы. 
Знание основ физико-химических и биохимических процессов, 
происходящих в естественной водной среде и на сооружениях 
очистки природных и сточных вод, необходимы для изучения мно-
гих 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 сточ-
ных 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 трубо-
проводах 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 жи-
вых организмов (составляющий до 99% их массы), главный ком-
понент среды их пребывания, а также большинства продуктов 
питания. Вода — регулятор климатических условий на Земле, ста-
билизирующий температуру на ее поверхности, и участник прак-
тически всех технологических процессов промышленного и сель-
хозпроизводства.
Наибольшие запасы воды содержатся в гидросфере — 96% в 
мировом океане, остальные запасы воды — это реки, озера, лед-
ники, 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 фи-
зических величин (плотность, температура, теплота и теплоем-
кость).

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 плот-
ность — 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 живот-
ных 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 кото-
рых 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 вещес-
тво, жидкий кристалл (рис. 1.1.1), xаотичное или регулярное про-
странственное 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 связан-
ностью 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 мо-
лекулы воды до 30–60 °С обладают возможностью сохранять льдо-
подобный каркас. Тепловые аномалии свойств воды в интервале 
температур 32–37 °С странно совпадают с температурой организ-
ма человека.
Структура воды искажается при попадании в нее примесей — 
как способных взаимодействовать с диполями воды, так и инерт-
ных. 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 — плот-
ность воды уменьшается. При плавлении кристалла разрушается 
около 15% всех водородных связей, поэтому в жидкой воде при 
температуре, близкой к 0 °С, сохраняются структурные фрагмен-
ты льда с пространственной регулярностью. Часть молекул, не 
перешедших в структуру воды, размещается в пустотах, что при-
водит к увеличению плотности жидкости по сравнению с плот-
ностью 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, проявля-
ющиеся 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 свя-
зей сохраняется в жидкой воде вплоть до температуры кипения. 
На рис. 1.1.2 приведена схема тетраэдрической координации мо-
лекул 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 растворимос-
ти в нем солей.



основные физические свойства воды

Вода — единственное химическое соединение, которое в при-
роде может находиться в жидком, твердом и газообразном состо-
яниях одновременно. Чистая вода — прозрачная, бесцветная жид-
кость 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 водород-
носвязаных структур. Они делают воду весьма реакционным со-
единением 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 плав-
лении возрастает почти вдвое, а в интервале 0–100 °С почти не 
зависит от температуры — имеет минимум при 35 °С. Другие не-
обычные свойства воды — аномально высокие температуры кипе-
ния — 100 °С и плавления — 0 °С. Вследствие высокой теплоем-
кости вода, как уже говорилось, стабилизирует температуру по-
верхности 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 гид-
родинамике процессов в водных потоках и седиментации взве-
шенных веществ воды. Все аномальные явления обусловлены 
особенностями строения молекул воды и их способностью обра-
зовывать молекулярные агрегаты и ассоциированные молеку-
лы — (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 коли-
чество прямых и обратных превращений становится равным — на-
ступает равновесие.

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

Равновесное состояние нарушается при воздействии внешних 
факторов — изменении концентрации продуктов реакции и тем-
пературы. Так как реакции процесса обратимы, то количество 
компонентов системы постоянно колеблется относительно рав-
новесного, т.е. система флуктуирует. После установления новых 
внешних параметров система переходит в новое состояние равно-
весия, т.е. происходит смещение химического равновесия, которое 
подчиняется принципу Ле Шателье: воздействие на систему в ус-
тойчивом 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 равновес-
ных 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 вза-
имного 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 водоподготов-
ки 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 взаимо-
действия 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 ио-
нов 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
.
.
.
.
+
↔
+
−
+.