Apskatīt Ūdens izejas kodu

{{Vielas infokaste
| attēls = [[Attēls:H2O (water molecule).jpg|235px]]<br />Ūdens molekula
| ķīmiskā formula = H<sub>2</sub>O
| molmasa = 18,01528
| blīvums = 1000
| kušanas temperatūra = 273,15 K (0&nbsp;°C)
| viršanas temperatūra = 373,15 K (100&nbsp;°C)
}}

'''Ūdens''' ir plaši sastopams caurspīdīgs [[šķidrums]], kam nav ne [[garša]]s, ne [[smarža]]s. Tā ir [[ķīmiska viela]], ko veido [[ūdeņradis]] un [[skābeklis]], tā [[ķīmiskā formula]] ir '''H<sub>2</sub>O'''. Ūdens molekula sastāv no 2 ūdeņraža atomiem un 1 skābekļa atoma. Ūdens ir visas [[dzīvība]]s pamatā,<ref>{{en ikona}} {{Tīmekļa atsauce | url= http://www.un.org/waterforlifedecade/background.html | title= Water for Life | publisher= [[ANO]] | accessdate= 2010. gada 14. aprīlī}}</ref> 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 [[agregātstāvoklis|agregātstāvokļos]]: kā [[cietviela|cieta]] viela ([[ledus]]), kā šķidra viela (ūdens), un kā [[gāze|gāzveida]] viela ([[ūdens tvaiks]]).

Uz [[Zeme]]s ūdens ir sastopams daudzos veidos — debesīs [[mākoņi|mākoņu]] veidā, jūrās [[sālsūdens]] un [[aisbergs|aisbergu]] veidā, [[ezers|ezeros]] un [[upe|upēs]] u. tml. [[Iztvaikošana]]s un [[lietus]] vai [[sniegs|sniega]] veidā ūdens cirkulē pa visu planētu. [[Ūdens tvaiks]], kas atrodas [[Zemes atmosfēra|atmosfērā]], kondensējoties veido mākoņus un [[migla|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 [[blīvums|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°[[Celsija grāds|C]], pateicoties kam virs [[grunts]] veidojas pastāvīgs +4°C silta ūdens slānis.

== Ūdens izplatība un izmantošana ==
[[Attēls:Drinking water.jpg|thumb|150px|Dzeramais ūdens no krāna]]
Ūdens klāj aptuveni 71% no Zemes virsmas.<ref>{{en ikona}} {{Tīmekļa atsauce | url= https://www.cia.gov/library/publications/the-world-factbook/geos/xx.html#Geo | title= CIA- The world fact book | publisher= [[Centrālā izlūkošanas pārvalde]] | accessdate= 2008. gada 20. decembrī | archive-date= 2010. gada 5. Janvāris | archive-url= https://web.archive.org/web/20100105171656/https://www.cia.gov/library/publications/the-world-factbook/geos/xx.html#Geo }}</ref> No kopējā ūdens daudzuma [[Zemes garoza|Zemes garozā]] gandrīz puse atrodas ķīmiski saistītā veidā [[iezis|iežos]] ([[kristālhidrāti|kristālhidrātu]] ūdens) un tādēļ nav pieejams lietošanai<ref>Д. Эйзенберг, Г. Кауцман. Структура и свойства воды. Ленинград:, Гидрометеоиздат, 1975. {{ru ikona}}</ref>. No pieejamā ūdens daudzuma 2,1% veido [[sniegs|sniegi]] un [[ledājs|ledāji]], bet 97,3% — pasaules [[jūra]]s un [[okeāns|okeāni]]. Pārējais ir [[Zemes atmosfēra]]s [[ūdens tvaiks|tvaiku]], [[pazemes ūdeņi|pazemes ūdeņu]], ezeru un upju [[saldūdens]] krājumi.

[[Attēls:Iceberg with hole near Sandersons Hope 2007-07-28 2.jpg|200px|thumb|left|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 [[epidēmija|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 [[mājsaimniecība|mājsaimniecību]], [[mājdzīvnieks|mājdzīvnieku]], [[rekreācija]]s un [[ražošana]]s 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.

[[Smagais ūdens|Smago ūdeni]] veido D<sub>2</sub>O molekulas, kuru dabīgais saturs parastajā ūdenī ir 0,5·10<sup>−7</sup>.

== Ūdens epidemioloģiskā nozīme ==
Netīrs [[dzeramais ūdens]] var būt iemesls cilvēku masveida saslimšanai. Pārsvarā tas izpaužas kā zarnu infekcijas, ko var izraisīt vīrusi ([[A hepatīts|HAV]]), baktērijas ([[vēdertīfs]], paratīfs AB, [[holēra]], [[dizentērija]]), parazīti ([[lamblijas]], [[Askaridoze|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 [[Ūdens attīrīšana|neattīrītu notekūdeņu]] iepludināšana vietās, kur tiek ņemts dzeramais ūdens, kuģu balasta ūdeņi, grauzēju u.c. piesārņotāju piekļuve dzeramajam ūdenim (piemēram. leptospiroze — ar grauzēju [[Urīns|urīnu]]).<ref>{{Tīmekļa atsauce|title=Leptospirosis (Infection)|url=http://www.cdc.gov/leptospirosis/infection/index.html|website=Centers for Disease Control and Prevention|accessdate=8 November 2014}}</ref>

== 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 [[Dispersā sistēma|disperso]] daļiņu atdalīšanu, [[Koagulācija (ūdens attīrīšana)|koagulēšanu]], [[Mikroorganismi|mikroorganismu]] iznīcināšanu un / vai atdalīšanu, [[Betons|betona]] un [[Metāli|metālu]] [[Korozija|koroziju]] izraisošu vielu atdalīšanu, [[Degazācija|degazāciju]], [[Dezodorācija|dezodorāciju]], atsāļošanu, mīkstināšanu.

== Ūdens fizikālās īpašības ==
[[Attēls:Phase diagram of water simplified.svg|thumb|216x216px|Ūdens fāžu diagramma]]
Ūdenim piemīt vairākas unikālas īpašības:

* ūdens [[molmasa]] ir 18 [[Grams|g]]/[[Mols|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 [[Dzīvsudrabs|dzīvsudraba]]) [[virsmas spraigums]] (nodrošina pilienu un viļņu veidošanos, kapilārās parādības).

== Ūdens ķīmiskās īpašības ==

=== Ūdens cietība ===
[[Ūdens cietība]] ir [[Sāļi|sāļu]] koncentrācija ūdenī. Parasti to raksturo tikai ar [[Kalcijs|kalcija]] un [[Magnijs|magnija]] [[Jons|jonu]] daudzumu noteiktā ūdens tilpumā. [[Kalcijs|Ca<sup>2+</sup>]] un [[Magnijs|Mg<sup>2+</sup>]] kopējo koncentrāciju sauc par kopējo ūdens cietību, savukārt, no tās var izšķirt [[Hidrogēnkarbonāti|hidrogēnkarbonātu]] jeb pārejošo ūdens cietību, kuru veido [[Kalcija hidrogēnkarbonāts|Ca(HCO<sub>3</sub>)<sub>2</sub>]] un [[Magnija hidrogēnkarbonāts|Mg(HCO<sub>3</sub>)<sub>2</sub>]], 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 hidroksīds|kalcija hidroksīdu]], tādējādi ūdenī izšķīdušos kalcija un magnija sāļus pārvēršot ūdenī nešķīstošos savienojumos:

<chem>Ca(HCO3)2 + Ca(OH)2 -> 2 CaCO3v +2H2O</chem>,

<chem>Mg(HCO3)2 + 2Ca(OH)2  -> Mg(OH)2v + 2CaCO3v + 2H2O </chem>.

Pastāvīgo cietību var samazināt, pievienojot ūdenim [[Nātrija karbonāts|nātrija karbonātu]], [[Nātrija fosfāts|nātrija fosfātu]], [[Nātrija heksametafosfāts|nātrija heksametafosfātu]] vai citus savienojumus, piemēram,

<chem>3CaSO4 + 2Na3PO4 -> Ca3(PO4)2v + 3Na2SO4</chem>.

Ūdens mīkstināšanai tiek izmantoti jonu apmaiņas filtri, kuros esošās vielas katjonīti saista no ūdens kalcija un magnija jonus, aizstājot tos ar citiem (parasti — [[Nātrijs|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 [[Ķīmiskais savienojums|savienojumi]], kas vienās [[Ķīmiskā reakcija|reakcijās]] ir [[skābes]] ([[Protons|protonu]] donori) un citās — [[Bāze (ķīmija)|bāzes]] (protonu akceptori). Šāds savienojums ir arī ūdens, kurš var būt gan skābe (<chem>H2O (l)<=> H+ (aq) +OH- (aq)</chem>), gan bāze (<chem>H2O (l) +H+ (aq)<=> H3O+ (aq)</chem>).

Ūdens [[Molekula|molekulu]] savstarpējo mijiedarbību sauc par ūdens [[Autoprotolīze|autoprotolīzi]], formāli šāda procesa [[Ķīmiskais līdzsvars|līdzsvaru]] var attēlot šādi:

<chem>H2O (l) +H2O (l)<=> H3O+ (aq) +OH- (aq)</chem>.

Tīrā ūdenī [[Hidroksonijs|hidroksonija joni]] (H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>) un [[Hidroksiljons|hidroksīdjoni]] (OH<sup>−</sup>) ir vienādā [[Vielas daudzums|daudzumā]]. Līdzsvara stāvoklī, 22°C [[Temperatūra|temperatūrā]] šo jonu [[Koncentrācija|daudzumkoncentrācija]] ir [H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>]=[OH<sup>−</sup>]=10<sup>-7</sup> [[Mols|mol]]/[[Litrs|l]]. Šādu stāvokli raksturo [[līdzsvara koeficients]] <math>k_{autoprot}=\frac {[H_3O^+]\cdot[OH^{-}]}{[H_2O]^2}</math>.

Pēc [[Eksperiments|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)

<math>[H_2O]=c_{H_2O}=\frac{m_{H_2O}}{M_{H_2O}\cdot V}=\frac{1000(g)}{18(g/mol)\cdot 1(l)}=55,56(mol/l)</math>,

kas ir nemainīgs [[Fizikāls lielums|lielums]], kuru ievietojot autoprotolīzes līdzsvara konstantes izteiksmē, iegūst

<math>k_{autoprot}=\frac {[H_3O^+]\cdot[OH^{-}]}{55,56^2}</math>,

no kā iegūst divu nemainīgu lielumu reizinājumu

<math>55,56^2k_{autoprot}=[H_3O^+]\cdot[OH^{-}]</math>.

Lielumu <math>k_{H_2O}=[H_3O^+]\cdot[OH^{-}]=10^{-14}</math> sauc par ūdens autoprotolīzes konstanti.<ref name=":0">{{Grāmatas atsauce|title=Vispārīgā ķīmija|last=Kokars|first=Valdis|publisher=Rīgas Tehniskā universitāte|year=2009|isbn=978-9984-32-700-6|pages=171.—173}}</ref>

H<sub>3</sub>O<sup>+</sup> un OH<sup>−</sup> molāro koncentrāciju reizinājums ir nemainīgs arī atšķaidītos skābju un bāzu [[Šķīdums|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 [H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>] > [OH<sup>−</sup>], šķīdums ir skābs. Ja [H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>] < [OH<sup>−</sup>], šķīdums ir bāzisks. [H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>] negatīvo [[Logaritms|decimāllogaritmu]] sauc par ūdeņraža eksponentu [[pH]]=-lg[H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>] vai vienkāršoti pH=-lg[H<sup>+</sup>].

== Ārējās saites ==
{{sisterlinks-inline}}
{{Enciklopēdiju ārējās saites}}
* [http://stats.oecd.org/Index.aspx?DataSetCode=ENV_WAT OECD Water statistics] {{en ikona}}

== Atsauces un piezīmes ==
{{atsauces}}

{{Ķīmija-aizmetnis}}
{{Dzēriens-aizmetnis}}

{{autoritatīvā vadība}}

[[Kategorija:Ūdens| ]]
[[Kategorija:Dabas resursi]]
[[Kategorija:Dzērieni]]
[[Kategorija:Šķīdinātāji]]
[[Kategorija:Oksīdi]]