Химического состава природной воды»

МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ УКРАИНЫ

 

ОДЕССКАЯ ГОСУДАРСТВЕННАЯ АКАДЕМИЯ

СТРОИТЕЛЬСТВА И АРХИТЕКТУРЫ

 

Кафедра химии и экологии

 

МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ

 

по дисциплине «ХИМИЯ ВОДЫ И МИКРОБИОЛОГИЯ»

для выполнения расчетно-графической работы

на тему: «Определение качественного и количественного

Химического состава природной воды»

 

для студентов направлений:

6.060103 «Гидротехника (Водные ресурсы)»

специальный вид деятельности: «Рациональное использование природных

ресурсов»

6.060101 «Строительство»

специальный вид деятельности «Водоснабжение и водоотведение»

 

форма обучения: дневная, заочная

 

Одесса 2014

 

 

«УТВЕРЖДЕНО»

Ученым Советом строительно-технологического института

протокол № 8 от 23.04.2014г.

 

 

Составители:

к.т.н., доцент Олейник Т.П.

асс. Маковецкая Е.А.

 

Рецензенты:

к.б.н. Николенко С.И., ст.н. сотр. ГУ «УкрНИИ МР и К МЗ Украины»

к.т.н., доц. Семенова С.В., доц. каф. химии и экологии ОГАСА

 

 

Ответственный за выпуск:

 

профессор, д.х.н. Довгань И.В., зав. каф. химии и экологии ОГАСА

 

СОДЕРЖАНИЕ

		Стр.
	Введение………………………………………………………………
1.	Характеристика объекта исследования...…………………………...
2.	Расчет водородного показателя воды …..…………………………
3.	Гидролиз солей……………………………………………………….
4.	Расчет показателей жесткости воды…………..……………………
	Расчет дозы реагентов для умягчения исследуемой воды……….
6.	Обработка результатов определения содержания взвешенных веществ в воде математическим методом…….……………………
7.	Расчетное задание по оценке качества питьевой воды…..……….
8.	Графическое выражение результатов анализа воды………………
9.	Расчет содержания карбонатных ионов в воде……….……………
10.	Расчетно–графическое определение параметров стабилизационной обработки воды…………………………………………………
	Расчетно - графическое определение величины хлорпоглощаемости воды …………………………………………………………...
	Литература……………………………………………………………

ВВЕДЕНИЕ

Методические указания предназначены для выполнения расчетно - графической работы по дисциплине «Химия воды и микробиология» для направлений «Строительство», «Гидротехника (Водные ресурсы)» для специального вида деятельности: «Рациональное использование и охрана водных ресурсов», «Водоснабжение и водоотведение».

Цель выполнения расчетно–графической работы - получение знаний о химических, физико-химических, микробиологических и санитарно-гигиенических параметрах качества природных вод, о методах ее кондиционирования. Работа заключается в оценке качества конкретной природной воды как возможного источника централизованного водоснабжения. В методических указаниях приведены методики расчетов для определения основных показателей качества исследуемой воды. Указано значение каждого показателя, предложены задания по расчету технологических процессов очистки природной воды.

Студенты при выполнении расчетно – графической работы должны освоить теоретический материал курса, используя рекомендуемую учебную литературу, и решить расчетно - графические задания.

Правила оформления работы:

1. Работа выполняется на стандартных листах формата А - 4.

2. Работа должна быть аккуратно оформлена, написана четко и ясно, иметь поля для замечаний рецензента. Поля: левое –2 см, верхнее и нижнее –2 см, правое – 1 см. Страницы нумеруются в нижнем правом углу или по центру. Работа должна быть переплетена (скреплена).

3. Решение заданий должны быть коротко, но четко обоснованы. Необходимо приводить весь ход решения задания и математические преобразования.

4. Титульный лист включает: наименование работы, сведения о студенте, номер зачетной книжки, номер варианта, номер группы, подпись преподавателя. Вторая страница работы – содержание.

5. Вариант индивидуального задания выбирают:

- для студентов очной формы обучения вариант индивидуального задания выбирают по указанию преподавателя;

- для студентов заочной формы обучения вариант индивидуального задания определяют по последним двум цифрам номера зачетной книжки в соответствии с таблицей вариантов (см. далее).

Если расчетно – графическая работа по дисциплине «Химия воды и микробиология» не зачтена, ее следует выполнить повторно в соответствии с указаниями рецензента и представить вместе с незачтенной работой. Исправления следует выполнять в конце работы. Работа, выполненная не по своему варианту, преподавателем не рецензируется и не засчитывается.

ВАРИАНТЫ КОНТРОЛЬНЫХ ЗАДАНИЙ

Для расчетно-графической работы

Вариант индивидуального задания выбирают по двум последним цифрам зачетной книжки. Например, если номер зачетной книжки 02123, номер варианта – «23».

 

Номер варианта - последние две цифры зачетной книжки	Номер задания	Номер варианта - последние две цифры зачетной книжки	Номер задания
01, 51		26, 76
02, 52		27, 77
03, 53		28, 78
04, 54		29, 79
05, 55		30, 80
06, 56		31, 81
07, 57		32, 82
08, 58		33, 83
09, 59		34, 84
10, 60		35, 85
11, 61		36, 86
12, 62		37, 87
13, 63		38, 88
14, 64		39, 89
15, 65		40, 90
16, 66		41, 00
17, 67
18, 68
19, 69
20, 70
21, 71
22, 72
23,73
24, 74
25, 75

 

 

План выполнения расчетно – графической работы

Расчетно – графическую работу следует выполнять по предлагаемому плану. Содержание работы состоит из следующих пунктов:

Введение

1.Характеристика объекта исследования.

2. Расчет водородного показателя воды.

3. Гидролиз солей.

4. Расчет показателей жесткости воды.

5. Расчет дозы реагентов для умягчения воды.

6. Обработка результатов определения содержания взвешенных веществ в воде математическим методом.

7. Расчетное задание по оценке качества питьевой воды.

8. Графическое выражение результатов анализа воды.

9. Расчет содержания карбонатных ионов в воде.

10. Расчетно–графическое определение параметров стабилизационной

обработки воды.

11. Расчетно - графическое определение величины хлорпоглощаемости воды.

Литература

ПРИМЕР ВЫПОЛНЕНИЯ ИНДИВИДУАЛЬНОГО ЗАДАНИЯ

 

Характеристика объекта исследования.

 

Объект исследования – природная вода, отобранная из подземного источника. Дата отбора пробы: май 2014 года.

 

Расчет водородного показателя воды

Теоретическая часть

Чистая вода – слабый электролит, частично диссоциирует на ионы:

Н₂О ⇄ Н⁺ + ОН^-

 

 

К_дисс• [Н₂О] = [Н⁺] • [ОН^-]

При определенной температуре К_дис. и [Н₂О] – величины постоянные, следовательно:

KH₂O = [Н⁺] • [ОН^-] = 10^-14 – ионное произведение воды

В чистой воде [H⁺] = [OH^-] = = 10^-7 моль/дм³. Концентрация ионов водорода указывает ([H⁺]) на активную реакцию среды. Для удобства оценки кислотности и щелочности среды пользуются не концентрацией водородных ионов, а величиной водородного показателя рН.

рН - это отрицательный десятичный логарифм концентрации водородных ионов:

рН = – lg[H⁺]

Следовательно,

Активная реакция среды раствора:
Кислая среда	Нейтральная среда	Щелочная среда
[Н^+] > 10^-7моль/дм^3	[Н^+]= [OH^-]= 10^-7моль/дм^3	[Н^+] < 10^-7моль/дм^3
рН < 7	рН = 7	рН > 7

Из логарифмической формы ионного произведения воды следует:

рН + рОН = 14

рОН = 14 – рН

рОН = – lg[ОН^-]

Чтобы найти концентрацию ионов водорода по величине рН необходимо:

[Н⁺] = 10^-рН

Чтобы найти концентрацию гидроксильных ионов по величине рOН необходимо:

[OН^-] = 10^-рOН

Таблица 2.1

Сильные электролиты

Класс	Формулы электролитов
Кислота	HNO3, H2SO4, HCl, HBr, HI, HMnO4, HClO4
Основание	LiOH, KOH, RbOH, CsOH, NaOH, Ba(OH)2, Ca(OH)2, Sr(OH)2
Соль	Растворимые соли

Слабым электролитом принято считать химические соединения, молекулы которых даже в сильно разбавленных растворах не полностью диссоциируют на ионы. Степень диссоциации слабых электролитов для децимолярных растворов (0,1М) меньше 3%. Примеры слабых электролитов: все органические кислоты, некоторые неорганические кислоты (например, H₂S, HCN), большинство гидроксидов (например, Zn(OH)₂, Cu(OH)₂).

Для растворов слабых кислот концентрация ионов водорода [H⁺] в растворе рассчитывается по формуле:

где: Кк – константа диссоциации слабой кислоты; Ск – концентрация кислоты, моль/дм³.

Для растворов слабых оснований концентрация гидроксильных ионов рассчитывается по формуле:

где: Ко – константа диссоциации слабого основания; Сосн. – концентрация основания, моль/дм³.

Таблица 2.2

Константы диссоциации слабых кислот и оснований при 25 ^оС

Формула	Константа диссоциации, Кд
СH3COOH	1,86 • 10^–5
HCN	7,2 • 10^-10
HOCl	5,0 • 10^-8
HBO2	7,5 • 10^-10
HOBr	2,5 • 10^-9
HF	6,2 • 10^-4
HNO2	5,1 • 10^-4
HIO	2,3 • 10^-11
HOCN	2,7 • 10^-4
NH4OH	1,79 • 10^-5
AgOH	5,0 • 10^-3

2.2. Примеры решения индивидуального задания

Пример №1.

Условие задания: Определить концентрацию водородных и гидроксильных ионов в растворе, если рН =5,5.

Решение

Концентрация ионов водорода рассчитывается по формуле:

[Н⁺] = 10^-рН

[Н⁺] = 10^-5,5 = 3,16 •10^-6 моль/дм³

Концентрация гидроксильных ионов рассчитывается по формуле:

[OН^-] = 10^-рOН

рОН = 14 – рН = 14 – 5,5 = 8,5

[OН^-] = 10 ^-8,5 = 3 • 10^-9 моль/дм³

Пример № 2.

Условие задания: Вычислить рН 0,001 М раствора HС1.

Решение

Кислота HС1 является сильным электролитом (табл.2.1) и в разбавленных растворах практически полностью диссоциирует на ионы:

HС1⇄ Н⁺ + С1^-

Поэтому концентрация ионов [Н⁺] равна общей концентрации кислоты: [Н⁺] = См = 0,001 М.

[Н⁺] = 0,001= 1·10^-3 моль/дм³

Тогда:

рН = – lg[H⁺] = – lg 1 • 10^-3 = 3

Пример № 3.

Условие задания: Вычислить рН 0,002 М раствора NaOH.

Решение

Основание NaOH является сильным электролитом (табл.2.1) и в разбавленных растворах практически полностью диссоциирует на ионы:

NaOH ⇄Na⁺+OH^-

Поэтому концентрация гидроксильных ионов равна общей концентрации основания: [ОH^-]= См = 0,002 М.

Тогда:

рОН = – lg[ОН^-] = – lgСм = – lg 2 •10^-3 = 2,7

Исходя из формулы: рН + рОН = 14, находим рН раствора:

рН = 14 – 2,7 = 11,3

Пример №4.

Условие задания: Вычислить рН 0,04 М раствора NH₄OH, если константа диссоциации Кд(NH₄OH) = 1,79·10^-5 (табл.2.2).

Решение

Основание NH₄OH является слабым электролитом и в разбавленных растворах очень незначительно диссоциирует на ионы.

Концентрация гидроксильных ионов [ОH^-] в растворе слабого основания рассчитывается по формуле:

моль/дм³

рОН = – lg[ОH^-] = – lg 8,5·10^-2 = 1,1

Исходя из формулы: рН + рОН = 14, находим рН раствора:

рН = 14 – рOН = 14 – 1,1 = 12,9

Пример №5.

Условие задания: Вычислить рН 0,17 М растворауксусной кислоты (CH₃COOH), если константа диссоциации Кд(CH₃COOH) = 1,86 • 10^-5 (табл.2.2).

Решение

Кислота CH₃COOH является слабым электролитом и в разбавленных растворах очень незначительно диссоциирует на ионы.

Концентрация ионов водорода [H⁺] в растворе слабой кислоты рассчитывается по формуле:

Тогда:

моль/дм³

Вычисляем pH раствора по формуле: рН = – lg [H⁺]

pH = – lg 1,78 • 10^-3 = 2,75

2.3. Индивидуальные задания

Условия заданий (табл. 2.3):

Задание № 1. Вычислить концентрацию водородных и гидроксильных ионов в растворе при определенном значении рН (см. пример № 1);

Задание № 2. Вычислить рН раствора сильного электролита (кислоты, основания) при заданной концентрации (см. пример № 2, 3);

Задание № 3. Вычислить рН раствора слабого электролита (кислоты, основания) при заданной концентрации (см. пример № 4, 5).

Таблица 2.3

Состав исследуемой воды

№ задания	Условия заданий:
Задание № 1	Задание № 2	Задание № 3
рН	Сильный электролит	Концентрация, См	Слабый электролит	Концентрация, См
	6,05	НСl	0,033	NH4OH	0,01
	8,5	HNO3	0,091	HCN	0,09
	5,5	HI	0,032	HOCl	0,05
	7,7	NaOH	0,054	HBO2	0,36
	6,3	HBr	0,076	HOBr	0,22
	6,5	KOH	0,045	HF	0,63
	8,9	HClO4	0,027	HNO2	0,55
	8,5	HMnO4	0,005	HOI	0,03
	6,5	CsOH	0,008	HOCN	0,19
	6,1	HNO3	0,004	NH4OH	0,082
	6,5	HI	0,001	AgOH	0,04
	6,9	LiOH	0,009	СH3COOH	0,26
	8,8	HBr	0,005	HCN	0,075
	6,9	RbOH	0,036	HOCl	0,07
	7,3	HClO4	0,0022	HBO2	0,15
	6,3	HMnO4	0,063	HOBr	0,23
	7,4	KOH	0,055	HF	0,34
	6,7	HNO3	0,003	HNO2	0,18
	8,2	HI	0,019	HOI	0,39
	8,3	HNO3	0,082	HOCN	0,15
	6,1	CsOH	0,004	NH4OH	0,33
	6,9	HCl	0,026	AgOH	0,091
	8,2	HClO4	0,075	HBO2	0,32
	8,6	HMnO4	0,007	HOBr	0,054
	8,5	LiOH	0,015	HF	0,076
	8,2	HNO3	0,0023	HNO2	0,045
	8,0	HI	0,034	HOI	0,27

 

Продолжение табл. 2.3

	7,9	NaOH	0,018	HOCN	0,35
	7,9	HBr	0,039	NH4OH	0,08
	8,1	HCl	0,015	AgOH	0,4
	6,1	HNO3	0,003	NH4OH	0,032
	6,5	HI	0,002	AgOH	0,02
	6,9	LiOH	0,008	СH3COOH	0,24
	8,8	HBr	0,003	HCN	0,073
	6,9	RbOH	0,033	HOCl	0,072
	7,3	HClO4	0,0012	HBO2	0,16
	6,3	HMnO4	0,033	HOBr	0,24
	7,4	KOH	0,045	HF	0,35
	6,7	HNO3	0,004	HNO2	0,28
	8,2	HI	0,029	HOI	0,29
	8,3	HNO3	0,081	HOCN	0,05
	6,1	CsOH	0,006	NH4OH	0,033
	6,9	HCl	0,023	AgOH	0,29
	8,2	HClO4	0,078	HBO2	0,62
	8,6	HMnO4	0,006	HOBr	0,024
	8,5	LiOH	0,012	HF	0,036
	8,2	HNO3	0,0021	HNO2	0,025
	8,0	HI	0,037	HOI	0,027
	7,9	NaOH	0,013	HOCN	0,015
	7,9	HBr	0,034	NH4OH	0,08

Гидролиз солей

Теоретическая часть

Гидролиз солей – взаимодействие ионов соли с водой, приводящее к образованию слабого электролита. В результате гидролиза происходит смещение равновесия диссоциации воды вследствие образования малодиссоцирующих соединений, малорастворимьх и летучих веществ. Поэтому гидролизуютcя только катионы слабых оснований и анионы слабых кислот, то есть три типа солей:

1) соли, образованные слабыми основаниями и сильными кислотами (гидролиз по катиону), например, NН₄CI, Mg(NO₃)₂, FeС1₃;

2) соли, образованные сильными основаниями и слабыми кислотами (гидролиз по аниону), например, СН₃СООNa, Na₂CO₃, Na₂SO₃;

3) соли, образованные слабыми основаниями и слабыми кислотами (гидролиз по катиону и аниону), например, CH₃COONН₄, Аl₂S₃, (NH₄)₂S.

Формулы сильных и слабых кислот и оснований приведены в табл. 2.1 и 2.2.

3.2. Примеры решения индивидуального задания

Пример №1.

Условие задания: Написать уравнение ступенчатого гидролиза соли Na₂CO₃. Указать реакцию среды и константу равновесия для каждой стадии.

Решение

Гидролиз соли Na₂CO₃, образованной сильным основанием NaОН и слабой двухосновной кислотой H₂CO₃, протекает ступенчато в 2 стадии:

I ступень:

Na₂CO₃ + HOH ⇄ NaHCO₃ + NaOH

Na ⁺ + СО₃^2- + HOH ⇄ Na ⁺ + HCO₃^– + Na ⁺ + OH^–

СО₃^2- + HOH ⇄ HCO₃^– + OH^– (среда щелочная, рН > 7)

Константа равновесия I ступени:

II ступень:

NaНCO₃ + HOH ⇄ H₂CO₃ + NaOH

Na ⁺ + НCO₃^– + HOH ⇄ Н₂CO₃ + Na ⁺ + OH^-

НCO₃^– + HOH ⇄ Н₂CO₃ + OH^- (среда щелочная, рН > 7)

Константа равновесия II ступени:

Пример № 2.

Условие задания: Написать уравнение ступенчатого гидролиза соли FeCl₂. Указать реакцию среды и константу равновесия для каждой стадии.

Решение

Гидролиз соли FeCl₂, образованной слабым многокислотным основанием Fe(OH)₂ и сильной кислотой HCl, протекает ступенчато в 2 стадии:

I ступень:

FeCl₂ + HOH ⇄ Fe(OH)Cl + HCl

Fe²⁺ + 2 Cl^- + HOH ⇄ FeOH⁺ + Cl^- + H⁺ + Cl^-

Fe²⁺ + HOH ⇄ FeOH⁺ + H⁺ (среда кислая, рН < 7)

Константа равновесия I ступени:

II ступень:

Fe(OH)Cl + HOH ⇄ Fe(OH)₂+ HCl

FeOH⁺ + Cl^- + HOH ⇄ Fe(OH)₂ + H⁺ + Cl^-

FeOH⁺ + HOH ⇄ Fe(OH)₂ + H⁺ (среда кислая, рН < 7)

 

Константа равновесия II ступени:

Пример № 3.

Условие задания: Написать уравнение гидролиза солиKCN. Вычислить константу гидролиза Кг, концентрацию ионов водорода [H⁺] и рН раствора соли, если известно, что концентрация соли 0,1М, а константа диссоциации синильной кислоты Кд(HCN) = 7,2 • 10^-10 (табл.2.2).

Решение

1. Уравнение реакции гидролиза соли KCN, которая образована сильным основанием KOH и слабой кислотой HCN имеет вид:

KCN + НОН ⇄ КОН + НCN

K⁺ + CN^- + НОН ⇄ К⁺ + ОН^- + НCN

CN^- + НОН ⇄ ОН^- + НCN

 

2. Константа гидролиза Кг для соли, которая образована сильным основанием и слабой кислотой, рассчитывается по формуле:

Тогда:

3. Концентрация ионов водорода равна:

г-ион/дм³

4. Рассчитываем рН раствора соли:

pH = – lg 8,5 • 10^-13 = 12,07

Пример № 4.

Условие задания: Написать уравнение гидролиза солиNH₄Cl. Вычислить константу гидролиза Кг, концентрацию ионов водорода [H⁺] и рН раствора соли, если известно, что концентрация соли 0,1М, а константа диссоциации гидроксида аммония Кд(NH₄OH) = 1,79 •10^-5 (табл. 2.2).

 

Решение

1.Уравнение реакции гидролиза соли NH₄Cl, которая образована слабым основаниемNH₄OH и сильной кислотой HCl, имеет вид:

NH₄Cl + НОН ⇄ NH₄ОН + HCl

NH₄⁺ + Cl^- + НОН ⇄ NH₄ОН + H⁺ + Cl^-

NH₄⁺ + НОН ⇄ NH₄ОН +H⁺

 

2. Константа гидролиза Кг для соли, которая образована слабым основанием и сильной кислотой, рассчитывается по формуле:

Тогда:

 

3. Концентрация ионов водорода равна:

г – ион/дм³

4. Рассчитываем рН раствора соли:

pH = – lg 7,5 • 10^-6 = 3,84

Пример № 5.

Условие задания: Написать уравнение гидролиза солиCH₃COONH_4. Вычислить константу гидролиза Кг, концентрацию ионов водорода [H⁺] и рН раствора соли CH₃COONH₄, если известно, что константа диссоциации гидроксида аммония Кд(NH₄OH) = 1,79 • 10^-5, а константа диссоциации уксусной кислоты Кд (СH₃COOH) = 1,86 • 10^–5 (табл. 2.2).

Решение

1.Уравнение реакции гидролиза соли CH₃COONH₄, которая образована слабым основанием NH₄OH и слабой кислотой СH₃COOH, имеет вид:

CH₃COONH₄ + НОН ⇄ CH₃COOН + NH₄ОН

CH₃COO^- + NH₄ ⁺ + НОН ⇄ CH₃COOН + NH₄ОН

 

2. Константа гидролиза Кг для соли, которая образована слабым основанием и слабой кислотой, рассчитывается по формуле:

Тогда:

 

3. Концентрация ионов водорода равна:

г – ион/дм³

 

4. Рассчитываем рН раствора соли:

pH = – lg 1,02 • 10^-7 = 6,99

3.3. Индивидуальные задания

Условия заданий (табл. 3.5):

Задание № 1. Написать уравнение ступенчатого гидролиза соли с указанием реакции среды. Привести константу равновесия для каждой стадии (см. примеры № 1,2);

Задание № 2. Написать уравнение гидролиза соли. Вычислить константу гидролиза Кг, концентрацию ионов водорода [H⁺] и рН раствора соли (см. примеры № 3,4,5).

Таблица 3.5

Теоретическая часть

Жесткость воды обусловлена присутствием в ней растворенных солей кальция и магния. Различают общую, карбонатную и некарбонатную жесткость.

Общей жесткостью (Жо) называется суммарная концентрация ионов Ca²⁺ и Mg²⁺ в воде, выраженная в моль/м³ или ммоль/дм³.Общая жесткость воды (Ж_О) равна сумме карбонатной и некарбонатной жесткости.

Ж_О = [Са²⁺] + [Mg²⁺] = Ж_К + Ж_НК; (ммоль/дм³)

Количественно жесткость воды определяется суммой молярных концентраций эквивалентов ионов кальция и магния, содержащихся в 1 дм³ воды (ммоль/дм³, мг - экв/дм³).

Карбонатная (временная) жесткость (Ж_К) обусловлена содержанием в воде преимущественно гидрокарбонатов (и карбонатов при рН > 8,3) солей кальция имагния: Ca(НСО ₃ ) ₂, Мg(НСО ₃ ) ₂, (МgСО ₃).

Некарбонатная жесткость воды (Ж_НК) обусловлена присутствием в воде сульфатов ихлоридов солей кальция и магния: СаSO₄, MgSO₄, СаС1₂, MgС1₂. Некарбонатная жесткость – часть общей жесткости, равная разности между общей и карбонатной жесткостью:

Жнк = Жо – Жк

По величине жесткости природную воду делят на: очень мягкую — до 1,5 ммоль/дм³; мягкую — от 1,5 до 4 ммоль/дм³; средней жесткости — от 4 до 8 ммоль/дм³; жесткую — от 8 до 12 ммоль/дм³; очень жесткую — свыше 12 ммоль/дм³.

В зависимости от конкретных требований производства допускаемая жесткость воды может быть различной. Жесткость воды хозяйственно-питьевых водопроводов не должна превышать 7 ммоль/дм³ (мг-экв/дм³).

 

4.2. Пример решения индивидуального задания

Пример.

Условие задания: Рассчитать карбонатную, некарбонатную и общую жесткость воды, если в 1м³ исследуемой воды содержится 80 г Ca²⁺; 55 г Mg²⁺; 415 г HCO₃^-.

Дано:

m (Са²⁺) = 80 г = 80 000 мг

m (Mg²⁺) = 55 г = 55 000 мг

m (HCO₃^-) = 415 г = 415 000 мг

V(Н₂О) = 1 м³ = 1000 дм³

Жо -? Жк -? Жнк -?

Решение

1). Жесткость общую рассчитывают по формуле:

Жо =[Са²⁺] + [Mg²⁺] = + ; мг – экв/дм³

где: [Са²⁺], [Mg²⁺] – концентрация ионов в мг-экв/дм³;

m (Са²⁺), m (Mg²⁺) – содержание ионов Са²⁺ и Mg²⁺ в мг;

V(Н₂О) – объем воды, дм³;

Э (Са²⁺), Э (Mg²⁺) – эквивалентная масса ионов Са²⁺ и Mg²⁺, которая равна:

Э (Са²⁺) =

Э(Mg²⁺) =

Тогда:

Жо = [Са²⁺] + [Mg²⁺] = = 3,99 + 4,52 = 8,5 мг-экв/дм³

2). Рассчитываем жесткость карбонатную (Жк) по формуле:

Жк = [НСО₃^-] =

где: [НСО₃^-] - концентрация в мг-экв/дм³;m (НСО₃^-) – содержание иона НСО₃^- в мг; V(Н₂О) – объем воды, дм³; Э (НСО₃^-) – эквивалентная масса иона НСО₃^-, которая равна:

Э (НСО₃^-) =

Тогда:

Жк = [НСО₃^-] =

3). Рассчитываем жесткость некарбонатную (Жнк), как разность между жесткостью общей и карбонатной:

Жнк = Жо – Жк = 8,5 – 6,8 = 1,7 мг-экв/дм³

4). Результаты расчетов приведены в табл. 4.6.

Таблица 4.6

Таблица 4.7

Состав исследуемой воды

№ задания	Объем воды, V(Н2О), м^3	Содержание ионов (m) в г:	Концентрация СО2, мг/дм^3
HCO3^-	Ca^2+	Mg^2+
	2,02	274,7	80,8	48,48	12,5
	1,2	144,0		28,8	7,4
	3,2	480,0		198,4	15,3
	4,1	561,7	500,2	307,5	20,1
	3,5	1050,0			70,1
	1,8	225,0			15,2
	3,3	775,5		254,1	50,4
	1,3	163,8		31,2	7,1
	1,5	184,5			10,2
	1,9	220,4			15,8
	2,1	390,6		100,8	18,9
	3,5	1172,5
	2,6	559,0	150,8	114,4	14,2
	2,9	449,5	272,6	217,5	20,2
	4,6	308,2		400,2	5,2
	5,9	472,0	483,8	395,3	9,2

Продолжение табл. 4.7

	8,2	516,6	508,4	360,8	5,8
	2,9	87,0	171,1	92,8	2,2
	2,3	747,5	195,5	149,5	78,2
	3,6	176,4	367,2		2,3
	3,4	408,0	224,4	193,8	14,2
	4,1	533,0	323,9	221,4	11,4
	2,5	652,5		172,5	52,4
	3,6	432,0		158,4	10,8
		1000,0			33,2
	0,4	72,0		27,2	26,1
	1,6	259,2		67,2	15,1
	0,9	126,0	80,1	60,3	15,2
	2,6	343,2			14,1
	1,2	192,0		93,6	19,9
	2,1	235,2	199,5	88,2	18,5
	1,1	171,6	79,2		15,1
	3,6	846,0	471,6	367,2	62,3
	4,2	483,0	344,4	201,6	9,3
	3,3	412,5	316,8	254,1	13,2
	1,7	173,4	130,9	151,3	7,1
	3,2	576,0	204,8	281,6	18,5
	1,5	244,5
	1,8	216,0	106,2	61,2	7,5
	1,2	378,0	116,4	80,4	68,2
	2,4	261,6	244,8	208,8	10,1
	3,3	300,3		181,5	8,1
	2,4	348,0	213,6	98,4	16,1
	2,5	627,5			50,1
	4,6	552,0		211,6	7,4
	5,5	1149,5	489,5		33,1
	8,7	1626,9	809,1	591,6	28,1
	2,5	430,0	142,5		15,0
	2,38	345,1	230,86	164,22	18,2
	3,61	476,5	357,39	227,43	15,0

 

Теоретическая часть

Использование жестких вод для хозяйственно-бытовых и промышленных нужд приводит к весьма нежелательным последствиям:

- усиление коррозии паровых котлов и теплообменников вследствие гидролиза магниевых солей и повышения концентрации водородных ионов в растворе;

- отложение накипи на поверхности теплообменных аппаратов (котлов, холодильников) снижает экономичность работы этих установок. Это приводит к образованию вздутий и трещин в трубах паровых котлов;

- в жесткой воде плохо развариваются продукты, понижается их питательная ценность. Белки переходят в нерастворимое состояние, плохо усваиваются организмом;

- преждевременный износ тканей при стирке в жесткой воде и перерасход моющего средства. Волокна тканей сорбируют кальциевые и магниевые мыла, а это делает их хрупкими и ломкими.

Для умягчения воды в промышленности и в быту используют термический, реагентный и ионообменный методы.

Термический метод применяют для устранения карбонатной (временной) жесткости воды. При кипячении гидрокарбонаты металлов разрушаются, образуя труднорастворимые вещества:

t^o

Са(НСО₃)₂ → СаСО₃↓ + СО₂↑+ Н₂О

Общая жесткость воды уменьшается на величину карбонатной жесткости.

Ионообменный метод широко применяется в промышленности. Жесткость воды устраняют с помощью ионитов (ионообменных смол). Воду фильтруют через ионообменные смолы (катиониты), при этом ионы кальция и магния замещаются на катионы Н⁺, Nа⁺, образуя растворимые соединения, не обусловливающие жесткость воды. Процесс ионного обмена можно представить схемой:

2 NaR + Са²⁺ = СаR₂ + 2 Na⁺

2 НR + Са²⁺ = СаR₂ + 2 Н⁺

где: NаR, НR – условное обозначение катионита в Nа⁺– и Н⁺ – форме.

После замещения всех ионов Н⁺, Nа⁺ в катионите ионами кальция или магния его регенерируют (восстанавливают), пропуская через смолу концентрированный раствор хлорида натрия или кислоты:

СаR₂ + 2 Na⁺ = 2 NaR + Са²⁺

СаR₂ + 2 Н⁺ = 2 НR + Са²⁺

Реагентный метод заключается в обработке воды различными химическими вещества (реагентами), которые осаждают ионы кальция и магния и умягчают воду.

Фосфатный метод основан на использовании гексаметафосфата натрия, что обеспечивает глубокое умягчение воды независимо от вида жесткости:

2 СаС1₂ + Na₆Р₆O₁₈ = Na₂Са₂P₆О₁₈ + 4 NaCl

Известково-содовый метод умягчения воды является одним из самых распространенных, рекомендованных СНиП 2.04.02-84. Известь устраняет карбонатную жесткость воды, а сода – некарбонатную. При использовании этого метода можно достичь величины остаточной жесткости 0,5 - 1,0 мг-экв/дм³ и карбонатной жесткости 0,8 - 1,2 мг-экв/дм³. Нижние пределы жесткости могут быть получены при нагреве воды до 35-40^ºС.

Карбонатную жесткость устраняют добавлением к воде щелочи (гидроксида кальция - гашеной извести):