Химические показатели качества воды

Показатели качества воды и способы их определения

Выделяют физические, химические и бактериологические показатели качества воды. Физические и химические показатели качества воды характеризуют наличие либо индивидуальных веществ, либо группы веществ, имеющих общие свойства. Бактериологические показатели используются для оценки загрязненности воды.

Физические показатели качества воды

Запах воды зависят от ряда причин: от газов, насыщающих воду, от химического состава примесей, наличия в ней органических веществ. По характеру запахи делятся на две группы:

запахи естественного происхождения (от отмирающих и живущих в воде организмов, от влияния берегов, дна и т.д.);

запахи искусственного происхождения (от промышленных сточных вод, обработки воды реагентами на станциях).

К первой группе относятся ароматический, болотный, гнилостный, древесный, землистый, плесневый, рыбный, сероводородный запахи. К запахам второй группы относится фенольный, хлорный, аптечный.

Вкус и привкус воды зависят от содержания солей, различных органических веществ. Различают четыре основных вкуса воды: соленый, горький, сладкий, кислый. Все остальные характеристики вкусовые относят к привкусам.

Характер и интенсивность запаха и вкуса воды распознают органолептически.

Интенсивность запаха и вкуса характеризуют по пятибальной системе, приведенной в таблице.

Цветность природной воды зависит от содержания в ней различных веществ, в том числе гумусовых соединений. Цветность у воды может появится на стадии водоподготовки: при хлорировании вода приобретает желто-зеленый оттенок, а при озонировании - голубоватый. Цветность измеряют в градусах платиново-кобальтовой шкалы цветности путем сравнивания исследуемой воды с эталоном.

Прозрачность воды зависит от количества и степени дисперсности находящихся в воде взвешенных веществ (глины, ила и органических взвесей). Прозрачность выражается в сантиметрах водяного столба, через который видны линии толщиной в 1 мм, образующие крест (определение по кресту или шрифт №1 (по Снеллену).

При незначительном содержании взвешенных веществ в воде (менее 2 мг/л) определяется ее мутность (мг/л). При наличии в воде большого количества взвешенных веществ их определяют весовым путем.

Существуют также методы определения прозрачности и мутности воды по специальным шкалам.

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.

Дата добавления: 2014-01-04