Химические показатели качества воды

Активная реакция воды

Активная реакция воды, то есть степень ее кислотности или щелочности характеризуется количественно концентрацией водородных ионов. Отрицательный логарифм концентрации водородных ионов принято обозначать рН. Для химически чистой воды при температуре 22 ºС рН равном 7 — нейтральная реакция, при рН меньше 7 — кислая, при рН больше 7 — щелочная.

Для определения рН могут быть использованы два метода: колориметрический и электролитический.

Активная реакция природных вод определяется углекислотным равновесием.

Дело в том, что в соответствии с необходимостью соблюдения электронейтральности растворов в природных поверхностных водах выполняется равенство:

[Na⁺ + [K⁺] + 2[Ca²⁺] + 2[Mg²⁺ + [Н] = [Сl^-] + [HCO₃^—]+2[CO₃^—]+2[SO₄^2—]. При отсутствии процессов растворения и образования новых фаз ионы Na⁺, К ⁺,Cl^-, Са²⁺, SO₄^2—, не будут оказывать влияния на рН образующихся растворов. Кислотно-основное равновесие будет определяться присутствием ионов HCO₃^— и CO₃^2—. Поэтому для большинства природных вод концентрация ионов водорода определяется содержанием гидрокарбонат- и карбонат-ионов. В этих растворах при рН 7 будет соблюдаться равенство:

[H⁺] = [HCO₃^-] + 2[СО_з^2-] + [ОН^-].

Таким образом, неорганические соединения углерода, находящиеся в природных водах в виде производных угольной кислоты, тесно взаимосвязаны друг с другом и образуют карбонатную систему.

В контакте с водой диоксид углерода растворяется до наступления равновесия с образованием углекислоты.

Углекислота встречается во всех природных водах. Подземные воды обогащаются углекислотой за счет разложения органических соединений в воде и почвах, а также вследствие протекающих в глубине геохимических процессов.

Угольная кислота диссоциирует по первой ступени с образованием ионов водорода и гидрокарбоната:

Н₂СО₃=НСО₃^- + Н⁺.

Диссоциация угольной кислоты по второй ступени протекает значительно слабее и приводит к появлению карбонат-ионов. Находящиеся в воде ионы НСО₃^-, СО₃^2- и углекислый газ связаны так называемым углекислотным равновесием:

СО₂ + Н₂О = Н₂СО₃ =Н⁺ + НСО₃^-= 2Н⁺ + СО₃^2-.

Уменьшение содержания СО₂ в природных водах может происходить благодаря выведению углекислоты в атмосферу, растворению карбонатных пород с образованием бикарбонатов или в результате фотосинтеза.

Содержание углекислоты в природных водах колеблется от нескольких долей до сотен миллиграммов в 1 л. Наибольшее количество ее находится в подземных водах. В воде поверхностных источников содержание СО₂ не превышает 20...30 мг/л.

В зависимости от величины рН воды углекислота встречается в ней в свободном (в виде углекислого газа СО₂) или в связанном состояниях (в виде бикарбонат-ионов и карбонат ионов) Рис. 2. При рН < 4 бикарбонат-ионы в воде отсутствуют и вся углекислота находится в виде углекислого газа. При рН 8,4 в воде содержатся преимущественно ионы НСО₃^-, а при рН > 10,5 - только ионы СО₃^2-.

Ионы бикарбоната - наиболее распространены в природных водах. В некоторых случаях содержание их достигает 1 200 мг/л. Для поддержания высоких концентраций ионов бикарбоната необходимо большое количество СО₂. Однако это не реально в поверхностных водах, поэтому в реках и пресных озерах содержание НСО₃^- не превышает 300 мг/л.

Рис. 2. Зависимость содержания углекислого аза от Рн среды

Наиболее устойчивы в речной воде ионы НСО₃^- с концентрацией 50...70 мг/л. Содержание СО₃^2- ионов в воде, за исключением содовых вод, невелико и определяется растворимостью карбоната кальция.

Карбонаты широко распространены как в донных отложениях морей и океанов, так и на поверхности материков. Мощные толщи известняков, мергелей и других карбонатных пород встречаются практически повсеместно. Среди солей угольной кислоты (карбонатов) наиболее распространенным в природе является карбонат кальция.

Карбонат кальция в природе встречается в виде двух кристаллических форм _ кальцита и арагонита. Кальцит (кристаллы ромбоэдрической формы гексагональной сингонии) распространен значительно шире и наиболее характерен для осадков, образующихся в холодной среде. Арагонит (орторомбоэдрическая форма), образующийся в теплых условиях, относится к метастабильной форме карбоната кальция и постепенно переходит в кальцит.

Процесс непосредственного растворения карбоната кальция по уравнению

СаСO₃ =Са²⁺ + СО_з^2-

практически не играет роли при переходе малорастворимых карбонатов в раствор. Соли угольной кислоты в природных водоемах могут переходить в раствор и существовать в нем в заметных количествах только при наличии растворенного диоксида углерода:

СаСО₃ +СО₂ = Са ^{2 +} + 2 НСО₃^-.

Образующиеся при этом анионы включаются в общую систему карбонатных равновесий, существующую в природных водах, и оказывают существенное влияние на рН растворов.

При наличии ионов Са²⁺ углекислотное равновесие выражается уравнением

Са ²⁺+ 2 НСО₃^- = СаСО₃ + СО₂ + Н₂О

По закону действующих масс константа равновесия этой реакции:

К = [СаСО ₃] [СО ₂ ][Н ₂ О]

[Са²⁺] [НСО₃^- ]²

Если учесть, что концентрации [Н₂О] и [СаСО₃] — постоянные величины и могут быть введены в константу, а [Са ²⁺] = 2[НСО₃^-], то

К = [СО₂ ]

[НСО₃^- ]³

Из этого выражения видно, что бикарбонат-ионы существуют в растворе только при наличии свободной углекислоты. Часть свободной углекислоты, находящейся в равновесии с бикарбонатами, называется равновесной. Она как бы связана с бикарбонатами и поэтому не вступает в химические реакции.

Избыточная свободная кислота в отличие от равновесной активна и носит название агрессивной. Однако не вся она агрессивна: одна часть избыточной свободной углекислоты, действуя на углекислый кальций, превращает его в бикарбонат, а другая часть идет на увеличение количества равновесной углекислоты для удержания в растворе вновь образовавшихся количеств бикарбоната.

В водах открытых водоемов из-за низкого содержания углекислоты в воздухе присутствие агрессивной углекислоты маловероятно. В подземных водах содержание агрессивной углекислоты иногда бывает весьма значительным.

При увеличении в воде концентрации бикарбонатов количество необходимой равновесной углекислоты значительно повышается. Следовательно, вероятность агрессивной углекислоты больше для мягких, чем для тяжелых вод.

При оценке агрессивности воды наряду с концентрацией агрессивной углекислоты следует учитывать солевой состав воды в связи с тем, что углекислотное равновесие зависит от общего содержания солей.

При увеличении содержания солей в воде количество свободной углекислоты, необходимое для поддержания углекислотного равновесия, уменьшается. Поэтому при одном и том же содержании свободной углекислоты вода при наличии большего количества солей будет более агрессивной.

Значительное нарушение углекислотного равновесия воды происходит при очистке природных вод коагулированием, так как введение каждого миллиграмма безводного сульфата алюминия или хлорного железа сопровождается выделением 0,8 мг свободной углекислоты.

Агрессивные свойства углекислоты основаны на ее способности взаимодействовать с карбонатными породами и переводить их в нерастворимые в воде бикарбонаты, а также на некотором снижении рН среды, в результате чего усиливается электрохимическая коррозия некоторых металлов, например железа.

Действие углекислоты на бетон сводится к растворению извести цемента, что значительно ослабляет прочность бетона. Удаление извести нарушает равновесие и приводит к разложению других составных частей цемента, в частности силикатов и алюминатов кальция. На этом же процессе основано и коррозионное действие воды, содержащей углекислоту, по отношению к металлическим трубам.

Стабильной называют воду, не вызывающую коррозии поверхностей, с которыми она соприкасается, и не выделяющую на этих поверхностях осадка карбоната кальция.

Стабильность воды один из основных показателей ее качества. Нестабильными бывают как природные воды, так вода после ее обработки на очистных сооружениях. Обесцвеченную и осветленную на очистных сооружениях воду нельзя считать удовлетворительной по качеству, если, проходя по водопроводной сети, она приобретает окрасу или дает осадок.

Нарушение стабильности воды может быть вызвано наличием растворенной углекислоты или кислорода, низким рН, пересыщенностью ее карбонатом кальция или гидроокисью магния, повышенной концентрацией сульфатов либо хлоридов.

Величиной, характеризующей это свойство, служит показатель стабильности, С. Существует два метода определения величины С: основной и вспомогательный. По первому способу показатель стабильности находят из выражения:

С = щ _факт. / щ _насыщ.

где Щфакт фактическая щелочность в естественном состоянии, мг-экв/л, Щнас щелочность воды после встряхивания ее карбонатом кальция, мг-экв/л.

При взбалтывании воды, содержащей агрессивную углекислоту с карбонатом кальция, последний растворяется, переходя в бикарбонат кальция, в результате чего щелочность и рН воды повышаются. Если же вода пересыщена карбонатом кальция, то он отлагается на зернах введенного в воду перед началом взбалтывания карбоната кальция; рН и щелочность воды при этом понижаются.

По второму способу показатель стабильности находят из выражения:

С = рН_факт. /рН_насыщ.

где рНфакт _ фактическое значение рН исследуемой воды, определенное измерением, рНнас рН воды, соответствующее предельному насыщению ее карбонатом кальция.

При С > 1 вода нестабильна и способна к отложению карбоната кальция, при С < 1 вода также нестабильна и характеризуется коррозионной способностью. Показатель стабильности, подсчитанный по приведенным формулам и равный единице, указывает на стабильность воды.

Для поверхностных водоемов, находящихся в равновесии с карбонатом кальция (кальцитом) и диоксидом углерода, содержащимся в атмосферном воздухе, рН воды должен составлять 7,3...8,4.

Выпадение атмосферных осадков с повышенным содержанием ионов водорода по отношению к равновесному может привести к серьезным изменениям в состоянии поверхностных водных систем озера и пруда. Можно условно выделить три стадии процесса их закисления.

В нормальном водоеме, несмотря на поступление кислых осадков, рН практически не меняется. Гидрокарбонат-ионы, присутствующие в поверхностных водоемах, успевают полностью нейтрализовать поступающие ионы Н⁺:

HCO₃^-+ Н⁺ = CO₂ + Н₂0

Так продолжается до тех пор, пока общая щелочность воды в водоеме не упадет примерно в 10 раз, до величины менее 0,1 ммоль/л. Это может произойти, например, при нарушении контакта данной воды с карбонатными породами. Такой водоем находится на первой стадии закисления. В этом случае в период наиболее интенсивного поступления кислых вод в водоем (осень — обильные дожди — и, особенно, весна—таяние снега) возможны значительные отклонения в величине рН поверхностных водоемов. Эти отклонения не носят ярко выраженного характера, и с прекращением интенсивного поступления кислых осадков водоем переходит в обычное состояние: рН поднимается до первоначальных значений. Необходимо отметить, однако, что даже эти кратковременные изменения чрезвычайно опасны для водных экосистем, поскольку их сроки совпадают с периодами размножения отдельных видов водных организмов. В этом случае изменение рН может привести к нарушению репродуктивных функций отдельных организмов или нарушить процесс воспроизводства для определенных популяций. На первом этапе закисления, например, могут погибнуть все земноводные организмы, икра и молодь, которые особенно чувствительны к изменениям рН, нарушается чувствительность у рыб.

На второй стадии закисления водоема рН воды обычно не поднимается выше 5,5 в течение всего года (отсутствует контакт с карбонатными породами); о таких водоемах обычно говорят как об умеренно кислых. На этой стадии закисления происходят значительные изменения в видовом составе живых организмов.

На третьей стадии закисления рН водоемов стабилизируется на значениях меньше 5 (обычно рН 4,5), даже если атмосферные осадки имеют более высокие значения рН. Это связано с присутствием гумусовых веществ и соединений алюминия в водоемах и почвенном слое. Гумусовые соединения в основном представлены в водоемах растворами слабых органических кислот, имеющими рН меньше 5. Связывая или выделяя ионы Н+, эти кислоты стабилизируют значение рН в водоеме. Этому способствуют и соединения алюминия, практически всегда присутствующие в почве. При растворении или оседании соединений алюминия также происходит связывание или выделение ионов водорода.

Как известно, ионы алюминия обладают токсичным действием. Одним из наиболее распространенных соединений алюминия является Al(OH)₃. В воде могут присутствовать различные алюминий-содержащие ионы, из которых наиболее важны Al³⁺, Al(OH)²⁺, Al(OH)₃⁺. Каждый из них преобладает при определенных значениях рН. При низких значениях рН меньше 4,5 в растворах

преобладают ионы Al ³⁺ и процесс растворения можно представить уравнением:

Al(OH)₃ + 3Н⁺ = Al³⁺ + 3H₂O

При рН 5,6 в растворе преобладают ионы Al(OH)²⁺ и уравнение растворения гидроксида алюминия можно записать:

Al(OH)₃ + Н⁺ = Al(ОН)₂ ⁺ +H₂O

При рН более 7 преобладает Al(OH)_ и уравнение процесса может быть записано в виде:

Al(OH)₃ + H₂O =Al(ОН)₄ ^-+ H⁺

Таким образом, при закислении водоема содержание ионов Al³⁺ увеличивается, что совместно со снижением рН представляет серьезную опасность для рыбы и других форм аквафлоры.

Жесткость природной воды

Когда природная вода протекает через почвенные слои, легко растворимые соли экстрагируются из почвы в воду, обуславливая тем самым жесткостьводы. В основном жесткость природных вод характеризует содержание в них ионов Ca²⁺и Mg²⁺ (до некоторой степени также Fe²⁺, Fe³⁺). Общая жесткость количественно выражается числом миллиграмм-эквивалентов растворимых солей кальция и магния в 1 л воды:

m(Ca²⁺) + m(Mg²⁺)

Жо = Э(Са²⁺) • V + Э(Mg²⁺) • V,

где m - масса катиона, г, Э молярная масса эквивалентов соответствующего катиона, г/мг-экв, V объем воды, л. Таким образом, общая жесткость воды складывается из кальциевой и магниевой жесткости.

Выделяют также карбонатную жесткость, обусловленную содержанием гидрокарбонатов кальция и магния, и некарбонатную, обусловленную содержанием сульфатов, хлоридов, бисиликатов и т. д. кальция и магния. При нагревании воды нарушается карбонатное равновесие (уменьшается содержание СО₂ ), вследствие чего гидрокарбонаты переходят в карбонаты:

Ca(HCО)₃=CaCО₃ + CО₂ + H₂О.

Растворимость карбонатов кальция и магния значительно меньше, чем гидрокарбонатов, поэтому при нагревании жесткость воды снижается. Этим процессом пользуются при умягчении воды кипячением. Отметим, что при кипячении удаляется не вся карбонатная жесткость воды, поскольку карбонаты, хотя и незначительно, но все же растворимы в воде. При нагревании удаляется частично и кальциевая некарбонатная жесткость, обусловленная сульфатом кальция, так как снижается растворимость сульфата кальция (гипса). Жесткость, удаляемая кипячением, называется устранимой или временной. Разность между карбонатной и устранимой жесткостью называют остаточной. Постоянная жесткость — это жесткость не устранимая кипячением. Сумма временной и постоянной жесткости представляет собой общую жесткость воды.

Карбонатную жесткость, обусловленную присутствием в воде бикарбонатов кальция и магния, определяют титрованием пробы соляной кислотой в присутствии метилового оранжевого. Общую жесткость определяют трилонометрическим титрованием в щелочной среде. Определению общей жесткости мешают ионы марганца, меди, цинка, высокое содержание углекислых и двууглекислых солей. Мешающее влияние устраняют в ходе анализа. Например, марганец, окисляясь на воздухе, мешает определению; внешне это выражается в том, что раствор постепенно обесцвечивается, приобретая серый цвет. Чтобы препятствовать окислению добавляют восстановители, например, гидроксиламин солянокислый.

Некарбонатную жесткость определяют по разности между общей жесткостью и карбонатной. Устранимую жесткость определяют по разности содержания бикарбонат ионов до и после кипячения.

Жесткостью называют свойство воды, обусловленное наличием в ней растворимых солей кальция и магния. Химия жесткости   Понятие жесткости воды принято связывать с катионами кальция (Са^2+) и в меньшей степени магния (Mg^2+). В действительности, все двухвалентные катионы в той или иной степени влияют на жесткость. Они взаимодействуют с анионами, образуя соединения (соли жесткости) способные выпадать в осадок. Одновалентные катионы (например, натрий Na^+) таким свойством не обладают. В данной таблице приведены основные катионы металлов, вызывающие жесткость, и главные анионы, с которыми они ассоциируются. Катионы Анионы Кальций (Ca^2+) Гидрокарбонат (HCO3^-) Магний (Mg^2+) Сульфат (SO4^2-) Стронций (Sr^2+) Хлорид (Cl^-) Железо (Fe^2+) Нитрат (NO3^-) Марганец (Mn^2+) Силикат (SiO3^2-) На практике стронций, железо и марганец оказывают на жесткость столь небольшое влияние, что ими, как правило, пренебрегают. Алюминий (Al^3+) и трехвалентное железо (Fe^3+) также влияют на жесткость, но при уровнях рН, встречающихся в природных водах, их растворимость и, соответственно, "вклад" в жесткость ничтожно малы. Аналогично, не учитывается и незначительное влияние бария (Ва^2+).   Виды жесткости. Различают следующие виды жесткости. Общая жесткость. Определяется суммарной концентрацией ионов кальция и магния. Представляет собой сумму карбонатной (временной) и некарбонатной (постоянной) жесткости. Карбонатная жесткость. Обусловлена наличием в воде гидрокарбонатов и карбонатов (при рН>8.3) кальция и магния. Данный тип жесткости почти полностью устраняется при кипячении воды и поэтому называется временной жесткостью. При нагреве воды гидрокарбонаты распадаются с образованием угольной кислоты и выпадением в осадок карбоната кальция и гидроксида магния. Некарбонатная жесткость. Обусловлена присутствием кальциевых и магниевых солей сильных кислот (серной, азотной, соляной) и при кипячении не устраняется (постоянная жесткость).   Единицы измерения. В мировой практике используется несколько единиц измерения жесткости, все они определенным образом соотносятся друг с другом. В России Госстандартом в качестве единицы жесткости воды установлен моль на кубический метр (моль/м^3) в Си ммоль/дм^3 Кроме этого в зарубежных странах широко используются такие единицы жесткости, как немецкий градус (do, dH), французский градус (fo), американский градус, ppm CaCO3. Соотношение этих единиц жесткости представлено в следующей таблице: Единицы жесткости воды Моль/м3 (мг-экв/л) Немецкий градус, do Французский градус, fo Американский градус ppm (мг/дм3)СаСО3 1.000 2.804 5.005 50.050 50.050 Примечание: Один немецкий градус соответствует 10 мг/дм^3 СаО или 17.86 мг/дм^3 СаСО3 в воде. Один французский градус соответствует 10 мг/дм3 СаСО3 в воде. Один американский градус соответствует 1 мг/дм3 СаСО3 в воде.   Происхождение жесткости Ионы кальция (Ca^2+) и магния (Mg^2+), а также других щелочноземельных металлов, обуславливающих жесткость, присутствуют во всех минерализованных водах. Их источником являются природные залежи известняков, гипса и доломитов. Ионы кальция и магния поступают в воду в результате взаимодействия растворенного диоксида углерода с минералами и при других процессах растворения и химического выветривания горных пород. Источником этих ионов могут служить также микробиологические процессы, протекающие в почвах на площади водосбора, в донных отложениях, а также сточные воды различных предприятий. Жесткость воды колеблется в широких пределах и существует множество типов классификаций воды по степени ее жесткости. Ниже в таблице приведены целых четыре примера классификации. Две классификации из российских источников - из справочника "Гидрохимические показатели состояния окружающей среды" и учебника для вузов "Водоподготовка" /9/. A две - из зарубежных: нормы жесткости немецкого института стандартизации (DIN 19643) и классификация, принятая Агентством по охране окружающей среды США (USEPA) в 1986. Таблица наглядно иллюстрирует гораздо более "жесткий" подход к проблеме жесткости "у них". Тому есть причины, о которых - ниже.   Обычно в маломинерализованных водах преобладает (до 70%-80%) жесткость, обусловленная ионами кальция (хотя в отдельных редких случаях магниевая жесткость может достигать 50-60%). С увеличением степени минерализации воды содержание ионов кальция (Са^2+) быстро падает и редко превышает 1 г/л. Содержание же ионов магния (Mg^2+) в высокоминерализованных водах может достигать нескольких граммов, а в соленых озерах - десятков граммов на один литр воды. В целом, жесткость поверхностных вод, как правило, меньше жесткости вод подземных. Жесткость поверхностных вод подвержена заметным сезонным колебаниям, достигая обычно наибольшего значения в конце зимы и наименьшего в период половодья, когда обильно разбавляется мягкой дождевой и талой водой. Морская и океанская вода имеют очень высокую жесткость (десятки и сотни мг-экв/дм^3). Влияние жесткости на качество воды. С точки зрения применения воды для питьевых нужд, ее приемлемость по степени жесткости может существенно варьироваться в зависимости от местных условий. Порог вкуса для иона кальция лежит (в пересчете на мг-эквивалент) в диапазоне 2-6 мг-экв/л, в зависимости от соответствующего аниона, а порог вкуса для магния и того ниже. В некоторых случаях для потребителей приемлема вода с жесткостью выше 10 мг-экв/л. Высокая жесткость ухудшает органолептические свойства воды, придавая ей горьковатый вкус и оказывая отрицательное действие на органы пищеварения. Всемирная Организация Здравоохранения не предлагает какой-либо рекомендуемой величины жесткости по показаниям влияния на здоровье. В материалах ВОЗ говорится о том, что хотя ряд исследований и выявил статистически обратную зависимость между жесткостью питьевой воды и сердечно-сосудистыми заболеваниями, имеющиеся данные не достаточны для вывода о причинном характере этой связи. Аналогичным образом, однозначно не доказано, что мягкая вода оказывает отрицательный эффект на баланс минеральных веществ в организме человека. Вместе с тем, в зависимости от рН и щелочности, вода с жесткостью выше 4 мг-экв/л может вызвать в распределительной системе отложение шлаков и накипи (карбоната кальция), особенно при нагревании. Именно поэтому нормами Котлонадзора вводятся очень жесткие требования к величине жесткости воды, используемой для питания котлов (0.05-0.1 мг-экв/л). Санитарно-гигиенические требования к питьевой воде определяют что жесткость воды не должна превышать 7ммоль/дм^3 или 7 моль/м^3.(7 мг-экв/л, 7 ммоль/л). Кроме того, при взаимодействии солей жесткости с моющими веществами (мыло, стиральные порошки, шампуни) происходит образование "мыльных шлаков" в виде пены. Это приводит не только к значительному перерасходу моющих средств. Такая пена после высыхания остается в виде налета на сантехнике, белье, человеческой коже, на волосах (неприятное чувство "жестких" волос хорошо известное многим). Главным отрицательным воздействием этих шлаков на человека является то, что они разрушают естественную жировую пленку, которой всегда покрыта нормальная кожа и забивают ее поры. Признаком такого негативного воздействия является характерный "скрип" чисто вымытой кожи или волос. Оказывается, что вызывающее у некоторых раздражение чувство "мылкости" после пользования мягкой водой является признаком того, что защитная жировая пленка на коже цела и невредима. Именно она и скользит. В противном случае, приходится тратиться на лосьоны, умягчающие и увлажняющие кремы и прочие хитрости для восстановление той защиты кожи, которой нас и так снабдила матушка Природа. Вместе с тем, необходимо упомянуть и о другой стороне медали. Мягкая вода с жесткостью менее 2 мг-экв/л имеет низкую буферную емкость (щелочность) и может, в зависимости от уровня рН и ряда других факторов, оказывать повышенное коррозионное воздействие на водопроводные трубы. Поэтому, в ряде применений (особенно в теплотехнике) иногда приходится проводить специальную обработку воды с целью достижения оптимального соотношения между жесткостью воды и ее коррозионной активностью.

Щелочность

Одной из важнейших особенностей большинства природных вод является способность нейтрализовать ионы водорода. Эта способность называется щелочностью воды и определяется экспериментально при титровании пробы воды сильной кислотой, обычно HCl в присутствии фенолфталеина (рН перехода окраски — 8,3) и затем метилоранжа (рН перехода окраски — 4,5).

Основными компонентами, ответственными за процессы связывания ионов

водорода, в большинстве природных вод являются ионы НСО₃^—, СО₃^2— и ОН^—. Другие ионы, источниками которых могут служить органические кислоты, фосфаты, бораты и т. д., вносят лишь незначительный вклад в процессы нейтрализации ионов водорода и начинают играть определенную роль лишь после связывания гидрокарбонат-ионов.

Основные химические реакции, протекающие в водоеме при нейтрализации ионов водорода, можно представить следующими уравнениями:

HCO₃^-+ Н⁺ =CO₂ + H₂O.

CO₃^2- + H⁺= НСО₃^- .

ОH^- + H⁺ = Н₂О.

При экспериментальном определении щелочности на первом этапе (до рН перехода 8,3) связываются все ионы гидроксила, и практически все ионы карбоната переходят в гидрокарбонат ион. Израсходованное при этом количество кислоты соответствует карбонатной щелочности воды. В дальнейшем при титровании пробы (до рН перехода 4,5) связываются практически все гидрокарбонат-ионы (и присутствовавшие в воде первоначально, и образовавшиеся при титровании карбонат ионов). Поэтому суммарный расход кислоты (израсходованной до рН 4,5) эквивалентен содержанию ионов НСО ₃^-, 2СО ₃^2- и ОН^- и представляет общую щелочность воды. Таким образом, численное значение щелочности можно определить как сумму концентраций ионов НСО₃^2-, ОН^- и удвоенной концентрации ионов 2СО₃ ^2-:

Щ = [НСО₃^-] + 2[СО₃^2-] + [ОН^-],

где Щ _ общая щелочность воды, моль/л. Щелочность совпадает с молярной концентрацией гидрокарбонат-ионов.

Если рН водной пробы еще до титрования ниже 4,5, то о такой воде говорят как о воде с нулевой щелочностью.

Необходимо четко представлять себе разницу между основностью и щелочностью раствора. Основность раствора характеризует лишь концентрацию ионов гидроксила в данный момент времени. Щелочность же показывает как бы резервную емкость воды. Так, например, раствор, содержащий 0,001 моль/л NaОН, будет иметь рН 11 и общую щелочность, равную концентрации гидроксид-ионов 0,001 моль/л. В то же время раствор, содержащий 0,1 моль/л КаНСО₃, будет иметь более низкое значение рН (рН 8,3), но его щелочность, которая будет определяться в основном концентрацией гидрокарбонат-ионов, будет в 1 00 раз больше, чем у раствора NaОН с концентрацией 0,001 моль/л.

Величина щелочности природных вод имеет большое значение и с точки зрения фотосинтеза, протекающего в водоемах. В упрощенном виде процесс фотосинтеза может быть представлен следующим образом:

СО₂ + Н₂О = СН₂О + О₂

НСО₃^- + Н₂О = СН₂О + О₂ + ОН ^-

Следовательно, при связывании углерода и синтезе органических соединений в случае отсутствия дополнительного поступления диоксида углерода возрастает рН раствора, а количество синтезируемых органических соединений зависит от содержания СО₂ и НСО₃^— в растворе, или от его щелочности.

Иногда в природных водоемах в связи с бурным протеканием процессов фотосинтеза и недостаточной скоростью поступления диоксида углерода рН поднимается до 10 и выше. Такие высокие значения рН, как и закисление, отрицательно сказываются на развитии водных экосистем.

Окисляемость. ХПК БПК

Окисляемостью называется величина, характеризующая общее содержание в воде восстановителей (неорганических и органических), реагирующих с сильными окислителями. Результаты определения окисляемости обычно выражают в миллиграммах кислорода, эквивалентного расходу окислителя на 1 л пробы.

Метод определения окисляемости основан на окислении веществ, присутствующих в пробе воды, 0,1 Н раствором перманганата калия в сернокислой среде при кипячении.

Перманганат-ион в сильнокислых растворах реагирует с присутствующими в воде восстановителями, восстанавливаясь при этом до иона двухвалентного марганца:

MnО₄^- + 8H+ + 5e =Mn²⁺ + 4H₂О

Избыток марганцевокислого калия реагирует с вводимой в раствор щавелевой кислотой:

2MnО₄^- + 5C₂О₄^2-+ 16H + = Mn^{2 +} + 10CО₂ + 4H₂О

Не вступившая в реакцию щавелевая кислота оттитровывается перманганатом калия по приведенному уравнению.

Перманганатный метод применим для определения окисляемости питьевых, поверхностных и малозагрязненных сточных вод.

Для определения окисляемости сточных вод, содержащих трудноокисляемые вещества, и поверхностных вод, загрязненных этими веществами рекомендуется бихроматный метод. Определенную этим методом окисляемость называют химическим потреблением кислорода (ХПК).

Количество кислорода, израсходованного в определенный интервал времени аэробным биохимическим разложением органических веществ, содержащихся в исследуемой воде, называется биохимическим потреблением кислорода.

Определение производится в первоначальной или соответственно разбавленной пробе по разнице между содержанием кислорода до и после инкубации при стандартных условиях, заключающихся в следующем.

1. Пятисуточная инкубация при температуре +20 ºС, без доступа воздуха.

2. Соответствующее разбавление пробы разбавляющей водой, чтобы
снижение кислорода было на 2 мг/л больше, а остающаяся концентрация
кислорода спустя пять дней составляла не менее 3 мг/л. Наиболее правильным результатом является 50%-ное потребление кислорода на 5 суток.

3. Проба должна быть в начале опыта насыщена кислородом до концентрации 8...9 мг/л.

 

ЗАГРЯЗНЕНИЕ ГИДРОСФЕРЫ

Токсические вещества поступают в водную среду из естественных и антропогенных источников. К естественным источникам следует отнести вулканическую активность,

Методы обработки сточных вод
Механические	Отстаивание; Очистка в гидроциклонах; Процеживание; Центрифугирование Фильтрация; Микрофильтрация.
Химические	Окисление (хлорирование, озонирование, парофазное и жидкофазное окисление); Восстановление; Нейтрализация; Реакция осаждения; Комплексообразование.
Физико-химические	Коагуляция Флокуляция Флотация Сорбция Ионообмен Экстракция Дистилляция Электрокоагуляция Вымораживание Электродиализ гиперфильтрация Обратный осмос Ультрафильтрация
Физические	Магнитная обработка; Ультразвуковая обработка; Электроимпульсная обработка; Плазменная обработка; Ионизирующее облучение.
Биохимические(аэробные и анаэробные)	Поля фильтрации; Биологические пруды; Аэротенки; Реакторы восходящего потока с активным илом; Биофильтры; Окислительные каналы

разрушение горных пород, выделение нефти, выделение продуктов жизнедеятельности организмов.

К антропогенным источникам относят вещества образующиеся как результат человеческой деятельности. Антропогенное загрязнение может быть первичным и вторичным. Первичное загрязнение обусловлено ухудшением качества водной среды за счет непосредственных поступлений загрязняющих веществ из антропогенных источников в том числе за счет неполной очистки сточных вод.

Вторичное загрязнение вызывается появлением избыточных количеств продуктов жизнедеятельности и остатков: гидробионтов, обусловленных нарушением экологических равновесии вследствие первичного загрязнения (цветение водоемов). Антропогенное загрязнение условно можно разделить на токсическое и эвтрофирующее ( связано с поступлением избытка биогенных элементов, которые могут не оказывать прямого токсического действия на водные организмы). Эвтрофирующее загрязнение определяет и способствует развитию определенных групп гидробионтов, что приводит к нарушению экологического равновесия и вторичному загрязнению. В табл. приведены отрасли промышленности и токсичные примеси сточных вод.

Промышленность	Основные токсичные примеси
Нефтеперерабатывающая	Нафтеновые кислоты, нефтепродукты, фенолы, сульфиды, хлориды, сульфаты, ПАВ, органические взвеси
Коксохимическая	Фенолы, сероводород, смолы, углеводороды, тиоцианиды, аммиак, цианиды, органические взвеси
Целлюлозно-бумажная	Меркаптаны, сульфиды, спирты, альдегиды, кетоны, органические взвеси
Синтетических полимеров и пластмасс	Стирол, акрилонитрил, акрилаты, сульфаты, фенолы, ароматические углеводороды, альдегиды, спирты, циклогексан, органические кислоты, взвеси
Синтетического каучука	Бутилен, бутадиен, ацетон, органические кислоты и их соли, ацетонитрил, аммиак, альдегиды, спирты, углеводороды,
Экстракционной фосфорной кислоты и фосфорных удобрений	Серная, фосфорная, кремнефтористоводородная кислоты, соединения фтора, хлороводород
Хлорная	Ртуть, хлор, хлориды

На долю каждого жителя нашей планеты приходится около
20 т отходов в год. Состав их очень разнообразен и часть из них может давать продукты растворимые в воде (из 1000 т городских отходов в грунтовые воды попадает до 8 т растворимых солей). Около 75% отходов хозяйственной деятельности человека в той или иной степени является токсичными. Состав ТБО: Пищевые отходы 20 – 38% Бумага, картон 20 – 36% Дерево 1 – 4% Текстиль 3 – 6% Металлы 2 – 3% Полимеры 3 – 5% Уголь, шлак до 2,5% Стекло 5 – 7%.