7.3. Основные процессы обработки воды

7.3.1. Умягчение и обессоливание воды

Пример 1. Определить дозу извести и соды для умягчения воды.

Решение. Для ориентировочных расчетов могут быть использованы эмпирические формулы:

Д_СаО = ([Ж_к] +[Mg²⁺] + [CO₂]+0,5)28

Д = ([Ж_нк] + 0,5)53

где Д_СаО ‑ доза окиси кальция, мг/л;

Д ‑ доза соды, мг/л;

[Ж_к] ‑ карбонатная жесткость мг‑экв/л;

[Mg²⁺] ‑ магниевая жесткость, мг-экв/л;

[CO₂] ‑ содержание двуокиси углерода, мг-экв/л;

[Ж_нк] ‑ некарбонатная жесткость, мг-экв/л;

0,5 ‑ избыток реактива, мг-экв/л;

28 ‑ эквивалентная масса кальция;

53 ‑ эквивалентная масса соды.

Пример 2. Рассчитать обменную емкость ионита.

Решение. Обменная емкость ионита рассчитывается по формуле О =

где О ‑ обменная емкость катионита, мг-экв/л;

Ж ‑ жесткость воды, мг-экв/л;

V ‑ количество профильтрованной воды до появления ионов кальция в фильтрате, л;

V₁ ‑ объем катионита, мл;

1000 ‑ коэффициент перехода от миллиграммов к граммам и от миллилитров к кубометрам.

7.3.2 Обеззараживание воды

Обеззараживание- это обработка воды в целях санитарно – гигиенической безопасности воды.

Пример 1. Расчет активного хлора в хлорсодержащем агенте. Рассчитать количество активного хлора в хлорной извести следующего состава

3CaOCl₂ ∙Ca(OH)₂ ∙5H₂O.

Решение: содержание активного хлора в хлорсодержащих веществах в процентах можно рассчитать по следующей формуле::

Cl₂(%) = (nM:Mo)100, где

n- число гипохлоритных ионов в молекуле хлорсодержащего вещества;

Mo – молекулярная масса хлорсодержащего вещества;

М – молекулярная масса хлора (71 г/моль).

Пример 2. Дехлорирование воды. Определить количество Na₂SO₃∙7 H₂O для дехлорирования 100 м³ воды, содержащей остаточный хлор в количестве 2,5 мг/л.

Решение: 1) согласно ГОСТ концентрация свободного остаточного хлора должна быть не больше 0,5 мг/л. Следовательно необходимо удалить хлор:

[Сl₂]=2,5-0,5=2 мг/л; в расчете на 100 м³,

2) Химическое уравнение взаимодействия сульфита натрия (Na₂SO₃) c хлором

Na₂SO₃ + Cl₂ + H₂O = Na₂SO₄ + 2HCl.

Используя метод расчета вещества по химическому уравнению находим:

142г Na₂SO₄ ----- 71г Cl₂

х г Na₂SO₄ ------ 200г Cl₂

3) По условию задачи необходимо рассчитать массу кристаллогидрата Na₂SO₃∙7 H₂O. Пересчет на кристаллогидрат:

В 268 весовых частях Na₂SO₃∙7 H₂O содержится 142 весовые части Na₂SO₃.

Составляем пропорцию:

268 г Na₂SO₃ ∙7H₂O -----142г Na₂SO₃

х г Na₂SO₃ ∙7H₂O ------ 400г Na₂SO₃

7.3.3. Определение стабильности и агрессивности воды

Пример 1. Установить соотношение между концентрациями гидрокарбонатного иона HCO^-₃ и угольной кислоты Н₂CO₃ при рН=4; t=25⁰С.

Решение. Выразив рН через концентрацию водородных ионов (рН= -lg[H⁺]) и подставив значения известных величин в уравнение константы диссоциации угольной кислоты по первой ступени:

получим значение соотношения концентраций гидрокарбонатного иона и угольной кислоты при рН 4.

Из решения видно, что при рН 4 почти вся углекислота находится в свободном состоянии (числитель почти в 1000 раз меньше знаменателя).

Пример 2. Определить соотношение между концентрациями ионов и при t = 25 ⁰С.

Решение. Подставим значения известных величин в уравнение константы диссоциации угольной кислоты по второй ступени:

.

Здесь числитель значительно больше знаменателя, следовательно, при рН 12 почти вся углекислота находится в виде иона .

Пример 3. Определить концентрацию в воде при рН 10 и концентрации = 4 г-ион/л.

Решение. Ион входит в уравнение второй константы диссоциации угольной кислоты, поэтому для решения воспользуемся ею. Выразим активную кислотность через концентрацию водородных ионов (рН = -lg[H⁺]):

= 0,071 г-ион/л.

Установить, какие формы угольной кислоты могут присутствовать в растворе, можно с помощью титрования раствора в присутствии различных индикаторов.

Свободная углекислота определяется титрованием едким натром в присутствии фенолфталеина (точка перехода при рН 8), а гидрокарбонат и карбонат – ионы – титрованием соляной кислотой в присутствии фенолфталеина и метилового оранжевого (точка перехода при рН 4).

Ионы гидрокарбоната наиболее распространены в природных водах. В некоторых случаях содержание их достигает 1200 мг/л. В реках и пресных озерах содержание не превышает 300 мг/л. Содержание иона в воде, за исключением содовых вод, невелико и определяется растворимостью карбоната кальция.

Содержащиеся в воде ионы , и двуокись углерода связаны между собой углекислотным равновесием. Углекислотное равновесие - это равновесное состояние системы из гидрокарбонатных, карбонатных ионов и свободной углекислоты:

В природных водах ионы и связаны с ионами кальция. Карбонат кальция всегда присутствует в растворах гидрокарбоната кальция в количествах, не превышающих его растворимости в воде (произведение растворимости CaCO₃ для 15 ⁰С составляет 9,9∙10^-9 г-ион/л, или растворимость СaCO₃ 9,95 мг/л). При наличии ионов углекислотное равновесие выражается уравнением

Применив к этой равновесной системе закон действия масс, получим следующее уравнение:

.

Концентрация [CaCO₃] и [Н₂О] есть величины постоянные: [CaCO₃] выражает концентрацию насыщенного раствора карбоната кальция, а [Н₂О] – концентрация молекул воды в растворе, поэтому объединим их с постоянной. Перепишем уравнение

,

- константа углекислотного равновесия.

Если выразить концентрацию ионов кальция через концентрацию гидрокарбонатного иона: , то уравнение примет следующий вид:

.

Последнее уравнение показывает, что гидрокарбонатные ионы могут находится в растворе только в том случае, когда в нем находится свободная углекислота. Итак, концентрация гидрокарбонатных ионов находится в функциональной зависимости от концентрации свободной углекислоты.

Если концентрация [CO₂] будет меньше, чем это необходимо для поддержания равновесия, то гидрокарбонатные ионы будут разлагаться по уравнению, до тех пор, пока не установится новое равновесие.

Если концентрация [CO₂] больше, чем это требуется для установления равновесия, то будет происходить растворение СаСО₃ по уравнению

Следовательно, та концентрация свободной углекислоты, в которой последняя должна присутствовать в растворе, чтобы обусловить устойчивость гидрокарбонат – иона (в данной концентрации), называется равновесной или инактивной углекислотой.

Если концентрация свободной углекислоты превышает равновесную, то будет растворяться СаСО₃. Так как на поверхности известковых и бетонных сооружений образуется карбонатная пленка, то эти сооружения подвергаются коррозии под действием агрессивной углекислоты. Наличие ее в воде служит причиной коррозионной активности (агрессивности) таких вод. На агрессивную углекислоту нельзя смотреть как на излишек свободной углекислоты над равновесной (инактивной). Избыточное количество свободной углекислоты, действуя на углекислый кальций, превращает его в гидрокарбонат. Вследствие этой реакции увеличивается количество первоначально находящегося в растворе гидрокарбонатного иона, поэтому концентрация равновесной углекислоты также должна быть повышена, чтобы удержать в растворе новое количество гидрокарбонатного иона.

Значит, растворять СаСО₃ будет не весь избыток свободной СО₂, а только часть его; другая же часть будет переходить в равновесную углекислоту, чтобы воспрепятствовать распаду вновь образовавшегося гидрокарбоната.

Следовательно, содержание агрессивной углекислоты измеряется величиной, на которую снижается концентрация свободной углекислоты в воде, соприкасающейся с твердой фазой карбоната кальция, при достижении углекислого равновесия.

Определение агрессивности воды производится на основании константы равновесия.

Для разбавленных растворов при 25 ⁰С =3,43∙10^-5.

Если в уравнении , концентрации ионов и выражены в граммах – ионах на литр, а [CO₂] - в молях на литр. Но при концентрации и , выраженных в миллиграмм – ионах на литр, а [CO₂] - в миллимолях на литр, то константа углекислотного равновесия будет равна 34,3.