2.2. Характеристика химических показателей качества воды

Химический анализ природной воды имеет решающее значение в практике водоснабжения. Результаты анализа позволяют установить пригодность источника для питьевого и технического водоснабжения, наличие в воде вредных для организма загрязнений или соединений, способствующих ее коррозийной активности, вспениванию, образованию накипи и т.д.

На основании сопоставления результатов анализа природной воды с требованиями, предъявляемыми к ней потребителем, можно судить о том, каким процессам очистки следует подвергнуть эту воду для улучшения тех или иных показателей ее качества.

К химическим определениям относятся установление активной реакции воды окисляемости, азотосодержащих веществ, растворенных в воде газов, плотного остатка и потерь при прокаливании, жесткости и щелочности, а также хлоридов, сульфатов, железа, марганца и других элементов.

Активная реакция воды, т.е. степень ее кислотности или щелочности, определяется концентрацией водородных ионов, точнее, их активностью. Как известно, вода в незначительной степени диссоциирует на ионы водорода и гидроксила. В упрощенном виде, без учета воды, гидратирующей протон и гидроксил, процесс диссоциации можно представить в виде H2O →H+OH. Для этой обратимой реакции константа равнове6сия определяется уравнением H+OH\H2O =K,

Где aH, aOH – активности соответствующих ионов.

В связи с тем, что степень диссоциации молекул воды незначительна, воду можно рассматривать как чистое вещество, для которого при стандартных температуре и давлении активность равна единице (aH2O=1). Тогда aH+aOH= Kω , где Kω – так называемое ионное произведение воды, зависящее от температуры:

t, C	KωX10-14
0	0,11
25	1,01
50	5,47
100	59,0

Поскольку содержание ионов Н+ОН- в воде очень мало, активности ионов можно заменить их концентрациями: [H+][OH-] = Kω.

При комнатной температуре можно принять Kω=1*10-14. В нейтральном растворе концентрация водородных ионов равна концентрации гидроксильных ионов: [H+]=[OH-]=10-7 г-ион/л.

При [H+]>10-7 растворы имеют кислую реакцию, при [H+]<10-7 – щелочную.

Активную реакцию воды принять выражать водородным показателем pH, представляющим собой отрицательный десятичный логарифм концентрации водородных ионов: pH=-lg [H+]. Величина pH нейтральных растворов равна 7, кислых растворов – меньше 7 и щелочных растворов – больше 7.

В отличии от чистой воды или нейтральных растворов солей, в которых концентрации [H+] и [OH-] настолько малы, что ими можно пользоваться вместо активностей, в кислых и щелочных растворах концентрации этих ионов могут отличатся на несколько порядков по величине. В таком случае вместо концентрации необходимо пользоваться активностью.

В кислых или щелочных растворах ионное произведение воды выражается зависимостью aH+aOH-= Kω'. Связь между величинами Kω' и Kω описывается следующим уравнением: Kωf2=Kω',

где f – коэффициент активности, зависящий от ионной силы раствора.

Обычно для большинства природных вод величина pH изменяется в приделах 6,5-8,5. На величину pH воды влияют повышенная концентрация гумусовых кислот, загрязнение водоема сточными водами промышленных предприятий и т.п.

Постоянство величины pH, которое имеет большое значение для нормального протекания в воде различных биологических и физико-химических процессов, обеспечивается в природных водах буферной системой, состоящей из растворенной в воде угольной кислоты и ионов HCO3 -. Угольная кислота диссациирует на ионы H2CO3→HCO3-+H+. Константа равновесия при этом определяется из уравнения K=[H+][HCO3]\[H2CO3], откуда [H+]=K[H2CO3]\HCO3].

Таким образом, концентрация ионов водорода прямо пропорциональна количеству H2CO3 и обратно пропорциональна содержанию HCO3-. Концентрация водородных ионов такой буферной системы незначительно изменяется с разбавлением, так как pH системы определяется не концентрацией кислоты и ее соли, а отношением этих концентраций. Прибавление некоторых количеств кислоты или щелочи мало влияет на pH воды, так как при прибавлении к воде щелочи часть ионов H+, которые образовались при диссоциации угольной кислоты, связывается в малодиссациированную воду. Это приводит к диссоциации новых количеств кислоты и восстановлению первоначальной концентрации H+. В случае прибавления к воде кислоты избыточные ионы водорода связываются с HCO3- в малодиссоциированную угольную кислоту, в результате чего концентрация Н+ в системе также изменяется незначительно.

Хотя емкость гидрокарбонатной буферной смеси в природной воде не очень велика, все же в процессах обработки воды, связанных с подкислением или подщелачиванием, pH последней, как правило, меняется мало. Согласно ГОСТ 2874-82 «Вода питьевая», pH хозяйственно-питьевой воды должно находиться в пределах 6-9.

Окисляемость воды. Наличие в природных водах органических и некоторых легкоокисляющихся неорганических примесей (сероводорода, сульфитов, железа(2) и др.) обуславливает определенную величину окисляемости воды. В связи с тем что окисляемость поверхностных вод объясняется главным образом наличием органических веществ, установление окисляемости, т.е. количества кислорода, необходимого для окисления примесей в данном объекте воды, является одним из косвенных методов определения органических веществ в воде.

Наименьшей величиной окисляемости (~2 мг/л О2) характеризуются артезианские воды. Окисляемость грунтовых вод зависит от глубины их залегания. Грунтовые незагрязненные воды имеют окисляемость, близкую к окисляемости артезианских вод. Окисляемость чистых озерных вод в среднем составляет 5-8 мг/л кислорода; в речной воде она колеблется в широких приделах, доходя до 60 мг/л и более. Высокой окисляемостью воды отличаются реки, бассейны которых расположены в болотистых местностях. В болотистых водах в некоторых случаях она достигает 400 мг/л.

Окисляемость природных, особенно поверхностных, вод не является постоянной величиной. Изменение химической характеристики поступающих в воду веществ меняет величину ее окисляемости. Повышенная окисляемость воды свидетельствует о загрязнении источника и требует применения соответствующих мероприятий по его охране при использовании для водоснабжения. Внезапное повышение окисляемости воды служит признаком загрязнения ее бытовыми сточными водами, поэтому величина окисляемости – важная гигиеническая характеристика воды.

Окисляемость определяют обратной исследуемой воды марганцевокислым калием (перманганатная окисляемость). Однако такое определение имеет недостатки: степень окисления органических веществ перманганатом различна, некоторые органические вещества им вообще не окисляются. Кроме того, сам перманганат в условиях анализа разлагается. Установлено, что эти методом определяются примерно 50% органических веществ, находящихся в воде. Поэтому подобное определение дает лишь условное представление о количестве находящихся в воде примесей и загрязнений и служит основном для сравнения качества воды одного источника в разных местах в различное время.

Наиболее полное окисление (90-95%) содержащихся в природных водах органических веществ достигается при замене перманганата дихроматом (дихроматная окисляемость). Высокая степень окисления, достигаемая при этом методе, позволяет применять его для количественного определения органических веществ в воде.

Дополнительные сведения о характере содержащихся в воде органических соединений можно получить, сравнивая отношение цветности и окисляемости. Повышенное значение этого отношения свидетельствует о преобладание в воде устойчивых гумусовых веществ болотного происхождения, пониженное – о гумусовых веществах планктонного происхождения. Средние значения характерны для почвенных гумусовых веществ.

Интересно отметить, что окисляемость воды после обработки ее коагулянтами и фильтрования снижается значительно меньше чем цветность. Так, при обработке волжской воды окисляемость в среднем уменьшалась на 39, цветность на 63%; в воде Оки окисляемость уменьшалась на 22, цветность – на 47%. Данное обстоятельство свидетельствует о наличии в природных водах большого количества неокрашенных органических веществ.

Таким образом, определение окисляемости является не только способом установления концентрации органических веществ, но в сочетании с другими показателями, например цветностью, может служить и методом определения их происхождения.

Азотосодержащие вещества (ионы аммония, нитридные и нитратные ионы) образуются в воде в результате разложения белковых соединений, попадающих в нее почти всегда со сточными бытовыми водами, сточными водами коксобензольных, азотнотуковых и других заводов. Белковые вещества под действием микроорганизмов подвергаются распаду, конечный продукт которого – аммиак. Наличие последнего свидетельствует о загрязнении воды сточными водами.

Иногда в воде присутствуют ионы аммония неорганического происхождения, образующиеся в результате восстановления нитратов и нитритов гумусовыми веществами, железом(2) и т.д. Наличие в воде ионов NH4+ , образующихся таким путем, не представляет опасности в санитарном отношении.

Если появление в воде азотосодержащих соединений происходит в результате гниения белковых веществ, то такие воды непригодны для питья. В природной воде ионы NH4 неустойчивы и при окислении кислородом воздуха под действием бактерий Nitrosomonas и Nitrobacter постепенно превращаются в нитридные и нитратные ионы:

2NH4+2OH+3O2=2NO2+2H+4H2O, 2NO2+O2=2NO3-.

Первая стадия окисления протекает значительно быстрее, чем вторая. Весь процесс окисления замедляется при понижении температуры, а при 0 С почти прекращается.

При недостатке кислорода и наличии безопасных веществ (крахмала, клетчатки) ионы NO3 под действием группы денитрифицирующих бактерий разлагаются до азота: 4NO3+5C=2CO3+2N2+3CO2.

Образование нитратов и нитритов в воде может быть не только следствием описанных выше процессов. Нитраты, например, образуются при электрических грозовых разрядах в результате окисления азота кислородом воздуха или при растворении нитратных солей почвенными водами. Восстанавливаясь, нитраты служат источником обогащения воды нитритами.

В поверхностных водах содержится главным образом нитраты (количество их невелико, 0,001-0,003 мг/л). В артезианских водах содержание нитритов может достигать десятых долей миллиграмма в литре.

По наличию тех или иных азотосодержащих соединений судят о времени загрязнения воды сточными водами. Так, наличие в воде NH4 отсутствие нитритов указывает на недавнее загрязнения воды. Одновременное присутствие их свидетельствует о том, что с момента первичного загрязнения прошел уже какой-то промежуток времени. Отсутствие NH4 при наличии нитритов и особенно нитратов говорит о том, что загрязнение произошло уже давно и вода за это время самоочистилась.

Повышенное содержание нитратов (более 50мг/л) в воде, постоянно используемой для питья, приводит к нарушению окислительной функции крови – метгемоглобинемии. Случай метгемоглобинемии наблюдались при употреблении питьевой воды, в которой концентрация нитратов составляла 60-800 мг/л.

Сухой остаток и потеря при прокаливании. О количестве солей, содержащихся в природных водах, можно судить по величине сухого остатка и потери массы при прокаливании. Сухой остаток, образующийся при выпаривании определенного объема воды, предварительно профильтровано через бумажный фильтр, состоит из минеральных солей и нелетучих органических соединений. Органическая часть сухого остатка воды определяется потерей его при прокаливании.

Определение потери при прокаливании используется для контроля содержания органических веществ, хотя достоверные результаты получаются лишь для вод с малым содержанием солей. Для вод с повышенным количеством солей полученные данные обычно превышают истинное содержание органических веществ в результате частичного распада и улетучивания при прокаливании минеральных солей некоторых азотосодержащих соединений, карбонатов, а также кристаллизационной воды.

Хлориды и сульфаты. Благодаря большой растворимости хлористых солей ионы хлора содержатся почти во всех водах. Так, растворимость NaCl составляет 360, MgCl -545 г/л. Большие количества хлоридов могут попадать в воду в результате вымывания поваренной соли или других хлористых соединений соприкасающихся с водой пластов пород, а также при попадании в воду промышленных и хозяйственно-бытовых сточных вод. В последнем случае на ряду с повышенным содержанием ионов хлора в воде наблюдается наличие аммиака, нитритов, повышенная окисляемость и другие показатели, свидетельствующие о загрязнении воды.

Кроме ионов Cl в природных водах часто встречаются SO4. В реках и пресных озерах содержание сульфат - ионов обычно колеблется в приделах 60-100 мг/л. Сульфат – ионы попадают в воду основном при растворении осадочных пород, в состав которых входит гипс. Иногда ионы SO4 образуются в воде в результате окисления сульфидов и самородной серы, а также вследствие загрязнения воды промышленными и бытовыми сточными водами. При отсутствии кислорода ионы SO4 под действием сульфатредуцирующих бактерий восстанавливаются до H2S.

Наличие в воде большого количества сульфатов нежелательно, так как сульфат натрия, например, нарушает деятельность желудочно-кишечного тракта, а сульфаты кальция и магния повышают некорбанатную жесткость воды.

Сульфаты и хлориды в определенных концентрациях являются причиной коррозионной активности (агрессивности) воды. Сульфатная агрессивность возникает при наличии в воде ионов сульфата в количестве 300 мг/л и более. Согласно данным по воде, содержащие 250-800 мг/л SO4,слабоагрессивные и только при концентрации SO4 более 800-900 мг/л становятся агрессивными.

Воды, содержащие большое количество сульфатов, оказывают разрушающие действия на бетонные конструкции. Причиной служит образование гипса(в результате реакции между известью цемента и сульфатами), которое сопровождается увеличение объема и возникновением в бетоне трещин. Хлориды, содержащиеся в воде в больших количествах, при соприкосновении с бетоном разрушают его в результате выщелачивания образующихся при взаимодействии с известью растворимых хлоридов кальция и магния.

Щелочность воды. Под общей щелочностью воды подразумевается сумма содержащихся в воде гидроксильных ионов(OH-) и анионов слабых кислот, например угольной (ионов HCO3,CO3). Поскольку в большинстве природных вод преобладают углекислые соединения, различают обычно лишь гидрокарбонатную и карбонатную щелочность. При некоторых приемах обработки воды и при рН ее выше 8,5 возникает гидратная щелочность.

Щелочные металлы. Из ионов щелочных металлов в воде наиболее распространены Na и K, попадающие в воду в результате растворения коренных пород. Основным источником натрия в природных водах является залежи поваренной соли. В природных водах натрия содержится больше, чем калия. Это объясняется лишь погашением последнего почвами, а также большим извлечением его из воды растениями.

Жесткость воды. Жесткость природных вод обуславливается наличием в них солей кальция и магния. Ионы Ca поступают в воду при растворении известняков под действием содержащихся в воде углекислоты CaCO3+H2O+CO2→Ca2+2HCO3 и при непосредственном выщелачивании водой гипса.

Основным источником ионов магния служат доломиты, также растворяющиеся водой в присутствии углекислоты: CaCO3*MgCO3+2CO2+2H2O→Ca+Mg+4HCO3.

Хотя указанные соли и не являются особо вредными для организма, наличие их в воде в больших количествах нежелательно, так как вода становится непригодной для хозяйственно-питьевых нужд и промышленного водоснабжения. В жесткой воде плохо развариваются овощи, перерасходуется мыло при стирке белья. Жесткая вода непригодна для питания паровых котлов; ее нельзя использовать во многих отраслях промышленности.

Общая жесткость воды представляет собой сумму карбонатной(постоянной) жесткости.

Карбонатная жесткость, связанная с присутствием в воде в основном гидрокарбонатов кальция или магния, почти полностью удаляется при кипячении воды. Гидрокарбонаты при этом распадаются с образованием углекислоты, в осадок выпадают карбонаты кальция и гидроксид магния.

Некарбонатная жесткость обуславливается присутствием кальциевых и магниевых солей серной, соляной и азотной кислот и кипячением не устраняется.

Жесткость воды представляет сумму эквивалентных концентраций ионов Са и Mg и выражается в миллиграмм-эквивалентах на 1 литр; 1 мг-экв/л жесткости отвечает 20,04 мг/л ионов Са или 12,16 мг/л ионов Mg. В зарубежных странах жесткость измеряется различными единицами.

Железо и марганец. Железо в природных водах может находится в виде ионов Fe2+ и Fe3+, неорганических (Fe(OH)3, Fe(OH)2, FeS) и органических коллоидов, комплексных соединений (главным образом органических комплексных соединений железа) и тонкодисперсной взвеси (Fe(OH)3, Fe(OH)2, FeS). В поверхностных водах железо содержится в виде органических комплексных соединений, коллоидов или тонкодисперсных взвесей. В подземных водах при отсутствии растворенного кислорода железо обычно находится в виде солей железа(2). Форма, в которой присутствуют в природных водах железо и марганец, зависит от величины рН и содержания кислорода.

Окисления железа (2) в воде с максимальной скоростью происходит при рН>7, а марганца (2) – при рН>9. Образующиеся в результате гидролиза и окисления железа (2) гидроксид железа (3) малорастворим и благодаря защитному действию гумусовых веществ может присутствовать в природных водах в коллоидном состоянии.

Обычно содержание железа и марганца не превышает нескольких десятков миллиграммов в 1 л воды. Хотя вода, содержащая и более высокие количества этих ионов, совершенно безвредна для здоровья, все же для питьевых, промышленных и хозяйственных целей она не пригодна, так как имеет неприятный чернильный или железистый привкус.

Наличие в воде марганца и железа может приводить к развитию в трубопроводах железистых и марганцевых бактерий, использующих в процессе своей жизнедеятельности энергию, выделяемую при окислении соединений с низшей в соединениях с вышей валентностью. Продукты жизнедеятельности бактерий накапливаются в таких количествах, что могут значительно уменьшить сечение водопроводных труб, а иногда и полностью их закупорить.

Соединения кремния. Кремний присутствует в природных водах в виде минеральных и органических соединений. Выщелачивание силикатных пород обогащает природные воды кремниевой кислотой и солями. Кремниевая кислота очень слабая и диссоциирует на ионы в незначительной степени:

H2SiO3→H+HSiO3.

При рН<7 в воде находится только недиссоциированная кремневая кислота. Часть кремния может присутствовать в воде в коллоидном состоянии в виде SiO2, yH2. Наибольшие количество кремния находится в подземных водах. В воде поверхностных источников содержание его меньше и колеблется от десятых долей до нескольких миллиграммов в 1 л. Объясняется это тем, что соли кремния являются питательными веществами для многих организмов, населяющих открытые водоемы.

Наличие соединений кремния в питьевой воде не вредно для здоровья. Если же вода используется для питания паровых котлов высокого давления, содержание самого незначительного количества кремниевой кислоты недоступно из-за образования плотной силикатной накипи.

Соединения фосфора. Фосфор встречается в воде виде ионов ортофосфорной кислоты или органического комплекса, а также в виде взвешенных частиц органического и минерального происхождения. Соединения фосфора содержатся в природных водах в ничножных количествах, однако имеют огромное значение для развития растительной жизни в водоемах.

Растворенные в воде газы. Из растворенных в воде газов наиболее важными для оценки ее качества является углекислота, кислород, сероводород, азот и метан. Углекислота, кислород и сероводород при определенных условиях по отношению к бетону и металлам.

Углекислота встречается в больших или меньших количествах 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.

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

Содержание углекислоты в природных водах колеблется от нескольких долей до нескольких 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 связанном состоянии (в виде гидрокарбонат-ионов НСО3 и карбонат-ионов СО3). При рН<4,0 гидрокарбонат-ионы в воде отсутствуют и вся углекислота находится в виде углекислого газа. При рН 8,4 в воде содержится преимущественно ионы НСО3, а при рН>10,5 – только ионы СО3.

Ионы гидрокарбоната наиболее распространены в природных водах. В некоторых случаях содержание их достигает 1200 мг/л. Для поддерживания высоких концентраций ионов гидрокарбоната необходимо большое количество СО2. Однако это не реально в поверхностных водах, поэтому в реках и пресных озерах содержание НСО3 не превышает 300 мг/л. Наиболее устойчивы в речной воде ионы НСО3 в концентрации 50-70 мг/л. Содержание ионов СО3 в воде, за исключением сточных вод, невелико и определяется растворимостью карбоната кальция.

Находящиеся в воде ионы НСО3, СО3 и углекислый газ связаны так называемым углекислотным равновесием:

СО2+Н2О→Н2СО3→Н+НСО3→2Н+СО3.

При наличии ионов Са углекислотное равновесие выражается уравнением:

Са+2НСО3→СаСО3+СО2+Н2О.

По закону действующих масс константа равновесия этой реакции:

К= [СаСО3][СО2] [H2O]\[Ca] [HCO3].

Если учесть, что концентрации Н2Ои СаСО3 – постоянные велечины и могут быть введены в константу, а Са эквивалентен 2[HCO3], то К1=[CO2]\[HCO3]/

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

Избыточная свободная углекислота в отличие от равновесной очень активна и называется агрессивной. Однако не вся она агрессивна: одна часть избыточной свободной углекислоты, действуя на карбонат кальция, превращает его в гидрокарбонат, а другая идет на увеличение количества равновесной углекислоты для удержания в растворе вновь образовавшихся количеств гидрокарбоната.

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.

Для определения агрессивной углекислоты в воде можно пользоваться кривыми равновесия связанная углекислота – свободная кислота.

При увеличении в воде концентрации гидрокарбонатов количество необходимой углекислоты значительно повышается. Следовательно, вероятность наличия агрессивной углекислоты больше для мягких, чем для жестких, вод.

При оценки агрессивности воды наряду с концентрацией агрессивной углекислоты следует учитывать солевой состав воды в связи с тем, что углекислотное равновесие зависит, как уже отмечалось, и отобщего содержания солей. При увеличении содержания солей в воде количество свободной углекислоты, необходимой для поддержания углекислотного равновесия, уменьшается. Поэтому при одном и том же содержании свободной углекислоты вода при наличии большого количества солей будет более агрессивной.

Смешение двух или нескольких неагрессивных вод в результате смещения углекислотного равновесия может привести к проявлению агрессивности.

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

Агрессивные свойства углекислоты основаны на ее способности взаимодействовать карбонатными породами и переводить их в растворимые в воде гидрокарбонаты, а так же 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, на металлические трубы.

Углекислота не является коррозионным агентом, непосредственно воздействующем на металл. Действие ее заключается в равновесии карбонатов составных частей ржавокарбонатных отложений, которые образуются в водопроводной сети. В результате этого процесса происходит дальнейшая коррозия материала труб и образование новых отложений; вода желтую или красноватую окраску, неприятный вкус и содержит мелкие комья рыхлых железных веществ.

Коррозионные отложения в водопроводных трубах, обладающие значительной адсорбционной способностью, поглощают остаточный хлор, снижая этим эффект обеззараживания. Наличие в трубопроводах соединений железа (2), которые образуются в результате разрушения материала труб, способствует развитию железобактерий, жизнедеятельность которых связана с окислением железа. Присутствие в воде агрессивной углекислоты значительно ухудшает работу очистных сооружений за счет усиленного зарастания отстойников сине-зелеными водорослями и засорения фильтров пузырьками газов.

Кислород может находится в природных водах в различных концентрациях (0-14,6 мг/л), что определяется интенсивностью противоположено направленных процессов, влияющих на содержание кислорода в воде. Обогащение воды кислородом происходит за счет растворения его в воздухе (в соответствии с парциальным давлением кислорода и температуры воды) и выделения водной растительностью в процессе фотосинтеза.

Окисление некоторых примесей воды, гниение органических остатков, брожение, дыхание организмов понижают содержание кислорода в воде по сравнению с нормальным свидетельствует о ее загрязнении.

Определение концентрации кислорода имеет большое значение при изучении физико-химического режима водоема, его самоочищение и биологической жизни.

Кислород интенсифицирует процессы коррозии металлов, поэтому в водах, которые используются для теплоэнергетических систем, количество растворимого кислорода лимитируется.

Сероводород попадает в природные воды в результате их соприкосновения с гниющими органическими остатками(сероводород органического происхождения) либо с некоторыми минеральными солями(гипсом, серным колчеданом и др.). Последние, восстанавливаясь и разлагаясь, выделяют сероводород(сероводород неорганического происхождения).

Наличие в воде сероводорода органического происхождения свидетельствует о загрязненности водоисточника. Обычно содержание сероводорода в природных водах не превышает несколько десятков миллиграммов в 1 л. В поверхностных источниках присутствие сероводорода маловероятно, так как он легко окисляется. Иногда сероводород встречается в придонных слоях поверхностных источников.

В связи с ухудшением органолептических показателей качества воды, развитием серобактерий и интенсификаций процессов коррозии сероводород необходимо удолять из воды, используемой для хозяйственно-питьевого или промышленного водоснабжения.

Азот попадает в природные воды при поглощении его из воздуха, восстановлении соединений азота денитрифицирующими бактериями, а также в результате разложения органических остатков. Несмотря на меньшую по сравнению с кислородом растворимость азота содержание последнего в природных водах больше из-за более высокого парциального давления его в воздухе.

Метан образуется в воде иногда в очень значительных количествах при разложении микробами клетчатки растительных остатков. Количество метана в природной воде может достигать 30 мг/л.

Микроэлементы. На ряду с органическими и минеральными примесями и загрязнениями, которые находятся в природных водах в относительно в больших количествах, в последних содержится ряд химических элементов в самых ничтожных дозах ( бром, фтор, селен, теллур и др.). В отличии от других примесей природных вод эти элементы почти не контролируются, хотя в настоящее время установлено, что они оказывают большее влияние на здоровье человека.

Для нормальной жизнедеятельности человеческого организма содержание перечисленных элементов в воде должно находится в строго определенных пределах. При нарушении этих приделов могут возникать массовые заболевания, называемые геохимическими эндемиями. Например, установлена суточная потребность человека в иоде и фторе. Человек ежесуточно должен потреблять 0,06-0,10 мг иода. Отсутствие или недостаток его в питьевой воде и пище нарушает нормальную деятельность щитовидной железы и приводит к тяжелому заболеванию – эндемическому зобу.

Содержание фтора в питьевой воде должно находится в приделах 0,7-1,5 мг/л. Недостаточное или избыточное содержание его в воде одинаково вредно и вызывает разрушение зубов и изменение в костях скелета.

Радиоактивные элементы. К примесям природных вод относятся радиоактивные элементы. Радиоактивность в той или иной мере свойственна всем водам. Допустимым приделом радиоактивности в обычной воде считается 10-8 – 10-9 мкКи/л. Радиоактивность некоторых минеральных вод достигает 2,8*10-3 мкКи/л.

Большое содержание урана и большая радиоактивность обнаруживается в воде рек, русла которых дренируют карнотиты. За последние годы усилилась опасность внешнего загрязнения природных вод радиоактивными элементами.

Ядовитые вещества попадают в воду с промышленными отбросами и канализационными сточными водами населенных пунктов, а также при умышленном отравлении водоема. Токсическая концентрация таких веществ обычно достигается при содержании их в количестве нескольких миллиграммов (редко одного-двух десятков миллиграммов) в 1 л воды. К этой группе веществ относятся свинец, цинк, мышьяк, ртуть и др. , а так же органические вещества, называемые отравляющими.

Свинец, медь и цинк попадают в воду главным образом с промышленными сточными водами. Наиболее ядовитым из этих металлов является свинец, который накапливается в организме и может вызвать опасное отравление.

Вода, подаваемая населению не должна содержать более 0,3 мг/л свинца, 1 мг/л меди и 5 мг/л цинка. Определение содержания этих металлов требуется лишь в тех случаях, когда предполагается наличие их в источнике водоснабжения.

Мышьяк в очень небольших концентрациях может поступать в воду из почв, содержащих его соли. В значительных количествах он был обнаружен в некоторых минеральных водах. В открытые водоемы мышьяк попадает со сточными водами населенных пунктов и промышленных предприятий (от дубильных цехов, металлообрабатывающих заводов и др.). Его содержание в питьевой воде не должно превышать 0,05 мг/л.

Известны ОВ самого различного действия, однако, попадая в воду, они ведут себя в основном как общеядовитые. На зараженность воды ОВ могут указать некоторые внешние признаки и данные обычных методов контроля, так как наличие ОВ вызывает изменение многих показателей качества воды, например рН, окисляемость, хлоропоглащаемость, содержание хлоридов и растворенного кислорода, а также данные биологических исследований. Поэтому все перечисленные показатели в условиях отравления воды ОВ должны определяться и фиксироваться систематически.