Химический состав природных растворов весьма разнообразен. Существует множество классификаций их, построенных по разным принципам. Форма вы­ражения результатов анализов может быть различ­ной: солевая, окисная, атомная и ионная. Последняя, хотя, как и другие, условна, однако в настоящее время признана наиболее удобной, поскольку позво­ляет выражать все, что содержится в воде, вплоть до живых организмов. Именно так и стремился пос­тупать автор классической монографии о природных водах академик В. И. Вернадский. По его классифи­кации природные воды разделялись на 485 видов минералов группы воды (гидридов), причем общее их количество, по его мнению, в действительности должно превысить 1500. Конечно, для практических целей такая классификация затруднительна.

В настоящее время все природные воды по пре" обладающему аниону делят на три класса: 1) хлоридные, 2) сульфатные и 3) гидрокарбонатные.

Каждый класс подразделяется в свою очередь на три группы: 1) кальциевую, 2) магниевую и 3) натриевую, т. е. классификация проводится по катионам. Группы можно делить еще по трем типам, но мы эту классификацию рассматривать не будем. По преобладающему растворенному газу воды могут быть подразделены на азотные, сероводородные, углекис­лые и т. д.

Самыми главными и наиболее распространенными компонентами в природных растворах являются хлор, а затем натрий, далее следуют ионы сульфатный ,гидрокарбонатный HCO3- и карбонатный , кальций Са2+, магний Mg2+ и др.

На рис. 11 показана зависимость растворимости некоторых солей хлора от температуры. Кривые недвусмысленно показывают, что из четырех солей хлора наибольшей растворимостью обладает хлори­стый кальций, а наименьшей хлористый натрий.

Насколько возрастает растворимость солей с по­вышением температуры и давления, рассмотрим на примере самого распространенного в водной среде вещества — хлористого натрия NaCl. При темпера­туре 10°С и давлении 1 бар он растворяется пре­дельно—257 г/кг (насыщенный раствор), а при температуре 500 0С и давлении 1 кбар—в 1571 раз больше (561000 г/кг), т. е. по массе вода как растворитель в 56 раз легче, чем растворяемая соль. В большинстве случаев то же самое происходит и с другими солями. Однако встречаются и исключения. В качестве примера можно привести хромовокислый кальций СаСrO4, растворимость которого при темпе­ратуре 0°С 15,4, а при 100 0С—только 7,1 г/кг. Так же ведут себя гипс CaSO4 · 2H2O в интервале температур 40—100°С, сульфат натрия Na2S04 при 25—100°С и некоторые другие соли.

2.4 Взаимодействия воды с растворенным в ней веществом.

Выше было сказано, что при некоторых условиях во­да способна расщепляться на два иона: положительно заряженный гидратированный катион Н+ (Н3О+) и отрицательно заряженный анион ОН- (называемый также гидроксилом). Но вода способна не только расщепляться сама, но и расщеплять другие вещества, в ней растворенные, вступая при этом в обменные реакции с присоедине­нием элементов воды (ОН- и Н+. Этот процесс но­сит название гидролиза. В качестве одного из примеров можно привести гидролиз хлористого желе­за, протекающий по следующей схеме: