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.

    Активная реакция воды, т. е. степень ее кислотности или щелочности, опреде­ляется концентрацией водородных ионов, точнее, их активностью ¹. 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 равновесия опре­деляется уравнением

где aH+, a_OH- - 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 (a_H2O=1). Тогда а_н + а^он- = К_w, где К_w — так называемое ионное произведе­ние воды, зависящее только от темпера­туры:

Поскольку содержание ионов Н+ и ОН~ в воде очень мало, активности ионов мож­но заменить их концентрациями:

[H⁺] [OH^-] = K_w.

При комнатной температуре можно принять К_w = 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 принято вы­ражать водородным показателем pH, представляющим собой отрицательный десятичный логарифм концентрации во­дородных ионов: pH = – lg [Н⁺]. Вели­чина pH нейтральных растворов равна 7, кислых растворов – меньше 7 и щелоч­ных растворов – больше 7.

    В отличие от чистой воды или нейт­ральных растворов солей, в которых концентрации [Н⁺] и [ОН^–] настолько малы, что ими можно пользоваться вмес­то активностей, в кислых и щелочных растворах концентрации этих ионов могут отличаться на несколько порядков по величине. В таком случае вместо кон­центрации необходимо пользоваться ак­тивностью.

    В кислых или щелочных растворах ионное произведение воды выражается зависимостью a_H + a_ОH- = К_w. Связь меж­ду величинами К_w и К_w описывается сле­дующим уравнением:

K_wF² = K^`_w,

Где F - коэффициент активности, зави­сящий от ионной силы раствора.

    Обычно для большинства природных вод величина pH изменяется в пределах 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 НСО₃^- Угольная кислота диссоциирует на ионы

H₂CO₃ ↔ HCO₃- + H⁺.

Константа равновесия при этом опреде­ляется из уравнения

откуда

    Таким образом, концентрация ионов водорода прямо пропорциональна коли­честву Н₂СО₃ и обратно пропорциональна содержанию НСО₃-.

    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 Н⁺, которые образовались при диссоциации угольной кислоты, связы­вается в малодиссоциированную воду.

    Это приводит к диссоциации новых ко­личеств кислоты и восстановлению перво­начальной концентрации Н⁺.

    В случае прибавления к воде кислоты избыточные ионы водорода связываются с  НСО₃-

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 (II) и др.) обусловливает 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 объеме воды, является одним из косвенных ме­тодов определения органических веществ в воде.

    Наименьшей величиной окисляемости (~ 2 мг/л 0₂) 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 пределах, доходя до 60 мг/л и более. Высокой окисляемостью воды отличаются реки, бассейны которых расположены в болотистых мест­ностях. В болотных 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 обработкой 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 этим методом опреде­ляется примерно 50 % органических ве­ществ, находящихся в воде. Поэтому подобное определение дает лишь услов­ное представление о количестве находя­щихся в воде примесей и загрязнений и служит в 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 преобладании 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.

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

    Азотсодержащие вещества (ионы ам­мония, нитритные 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 (II) и т. д. Наличие в воде ионов NH4^+-, образующихся таким путем, не представляет опасности в сани­тарном отношении.

    Если появление в воде азотсодержа­щих 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 нитритные и нитратные ионы:

2NH+ + 20Н~ + 30₂ = 2NO;f + 2Н++4Н_гО, 2NO7+ 0₂ = 2NOJ-.

    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 безазотистых веществ (крахмала, клет­чатки) ионы NO-Г под действием группы денитрифицирующих бактерий разла­гаются до азота:

     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 содержатся 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 азотсодер­жащих соединений судят о времени за­грязнения воды сточными водами. Так, наличие в воде NH₄+ и отсутствие нитри­тов указывает на недавнее загрязнение 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 50 мг/л) в воде, постоянно используе­мой для питья, приводит к нарушению окислительной функции крови — метгемоглобинемии. Случай метгемоглобине- мии 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 потере массы при прокаливании. Сухой остаток, обра­зующийся при выпаривании определен­ного объема воды, предварительно про­фильтрованной 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 азотсодержащих 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 из соприкасающихся с водой пластов пород, а также при попадании в воду промышленных и хозяйственно-бытовых сточных вод. В последнем случае наряду с повышенным содержанием ионов хлора в воде наблюдаются наличие аммиака, нитритов, повышенная окисляемость и другие показатели, свидетельствующие о загрязненности воды.

    Кроме ионов Сl^– в природных водах часто встречаются ионы SO₄^2-. В реках и пресных озерах содержание сульфат-ионов обычно колеблется в пределах 60-100 мг/л. Сульфат-ионы попадают в воду в основном при растворении оса­дочных пород, в состав которых входит гипс. Иногда ионы SO₄^2- образуются в воде в результате окисления сульфи­дов и самородной серы, а также вслед­ствие загрязнения воды промышленны­ми и бытовыми сточными водами. При отсутствии кислорода ионы SOP 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 некарбонатную жесткость воды.

    Сульфаты и хлориды в определенных концентрациях являются причиной кор­розийной активности (агрессивности) во­ды. Сульфатная агрессивность возникает при наличии в воде ионов сульфата в ко­личестве 300 мг/л и более. Согласно дан­ным, воды, содержащие 250-800 мг/л SO₄^2-, слабоагрессивны и только при концентрации SO₄^2- более 800— 900 мг/л становятся агрессивными.

    Воды, содержащие большое количество сульфатов, оказывают разрушающее действие на бетонные конструкции. При­чиной служит образование гипса (в результате реакции между известью це­мента и сульфатами), которое сопровож­дается увеличением 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 (ОН^–) и анионов слабых кислот, напри­мер угольной (ионов НСО₃-, СО₃^2-). По­скольку в большинстве природных вод преобладают углекислые соединения, различают обычно лишь гидрокарбонат­ную и карбонатную щелочность. При некоторых приемах обработки воды и при pH ее выше 8,5 возникает гидратная щелочность.

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

    Жесткость воды. Жесткость природ­ных вод обусловливается наличием в них солей кальция и магния. Ионы Са²⁺ по­ступают в воду при растворении извест­няков под действием содержащейся в воде углекислоты и при непосредственном выщелачивании водой гипса.

 СаСO₃ + Н₂O + СO₂ Са²⁺ + 2НСО₃- 

Таблица 2.2. Сравнение различных единиц измерения жесткости воды

и при непосредственном выщелачивании водой гипса.

    Основным источником ионов магния служат доломиты, также растворяющие­ся водой в присутствии углекислоты:

СаСO₃ • MgCO₃ + 2CO₂ + 2Н₂O ↔ Са²⁺+ Mg²⁺+ 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 суммы карбонатной (временной) и некарбонатной (постоянной) жесткости.

    Карбонатная жеcткость, свя­занная с присутствием в воде в основном гидрскзрбонатов 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 обусловливается присутствием кальцие­вых и магниевых солей серной, соляной и азотной кислот и кипячением не устра­няется.

    Жесткость воды представляет сумму эквивалентных концентраций ионов Са²⁺ и Mg²⁺ и выражается в миллиграмм-экви­валентах на 1л; 1 мг-экв/л жесткости отвечает 20,04 мг/л ионов Са²⁺или 12,6 мг/л ионов Mg²⁺. В зарубежных странах жесткость измеряется различны­ми единицами. Так, немецкий градус составляет 10мг СаО в 1 л воды, англий­ский — 10 мг СаСО₃ в 0,7 л воды, фран­цузский — 10 мг СаСО₃ в 1 л воды, аме­риканский — 1 мг СаСО₈ в 1 л воды. Со­отношение различных единиц жесткости воды приведено в табл. 2.2.

    Железо и марганец. Железо в природ­ных водах может находиться 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 (II). Форма, в которой присутствуют в природных водах железо и марганец, зависит от величины pH и содержания кислорода.

    Окисление железа (II) в воде с макси­мальной скоростью происходит при pH > 7, а марганца (II) – при pH > 9. Образующийся в результате гидролиза и окисления железа (II) гидроксид желе­за (III) малорастворим и благодаря за­щитному действию гумусовых веществ ¹ 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 не­пригодна, так как имеет неприятный чернильный или железистый привкус.

    Наличие в воде железа и марганца мо­жет приводить к развитию в трубопро­водах железистых и марганцевых бакте­рий, использующих в процессе своей жизнедеятельности энергию, выделяе­мую при окислении соединений с низшей в соединения с высшей 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 ее солями. Кремниевая кислота очень слабая и диссоциирует на ионы в незначительной степени:

H₂Si0₃ ↔ Н⁺ + HSiO₃-.

    При pH < 7 в воде находится только недиссоциированная кремниевая кисло­та. Часть кремния может присутствовать в воде в коллоидном состоянии в виде SiО₂ • Н₂О или в виде поликремниевой кислоты хSiО₂ • yНО₂. Наибольшее ко­личество кремния находится в подземных водах. В воде поверхностных источников удержание 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 в виде ионов ортофосфорной кислоты или органического комплек­са, а также в виде взвешенных частиц органического и минерального проис­хождения. Соединения фосфора содер­жатся в природных водах в ничтожных 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 являются угле­кислота, кислород, сероводород, азот и метан. Углекислота, кислород и серово­дород при определенных условиях при­дают воде коррозийные свойства 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 pH воды углекислота встречается в ней в сво­бодном (в виде углекислого газа СО₂) или связанном состоянии (в виде гидрокарбонат-ионов НСО₃- и карбонат-ионов СОз^2-). При pH < 4,0 гидрокарбонат-ионы в воде отсутствуют и вся углекис­лота находится в виде углекислого газа. При pH 8,4 в воде содержатся преиму­щественно ионы НСО₃-, а при pH > > 10,5 — только ионы СОз^2-.

    Ионы гидрокарбоната наиболее рас­пространены в природных водах. В неко­торых случаях содержание их достигает 1200 мг/л. Для поддержания 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 СО_з² в воде, за исключением содовых вод, невелико и определяется растворимостью карбона­та кальция.

Находящиеся в воде ионы НСО₃-, СОз² и углекислый газ связаны так на­зываемым углекислотным равновесием:

При наличии ионов Са²+ углекислот­ное равновесие выражается уравнением

По закону действующих масс константа равновесия этой реакции

Если учесть, что концентрации [Н₂O] и [СаСO₃] — постоянные величины и могут быть введены в константу, а [Са²+] эквивалентен 2 [НСО₃-], то

    Из этого выражения видно, что гидрокарбонат-ионы существуют в растворе только при наличии свободной углекис­лоты. Часть свободной углекислоты, на­ходящейся 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 углекислота (рис. 2.4) Е Точ­ки, лежащие на кривой MB, характери­зуют количество свободной углекисло­ты, находящейся в равновесии с гидро­карбонатной углекислотой. Точки выше равновесной кривой соответствуют аг- грессивным водам, точки ниже кривой — водам, пересыщенным карбонатом каль­ция.

    На основании рис. 2.4 количество аг­рессивной углекислоты определяют сле­дующим образом. Допустим, что в раст­воре имеется 180 мг/л углекислоты, из них 80 мг/л составляет связанная угле­кислота, 100 мг/л — свободная (рис. 2.4, точка А). 80 мг/л связанной углекислоты удерживается в воде при наличии 11,5  мг/л равновесной (FD).Так как со­держание свободной углекислоты равно 100 мг/л, в системе имеется избыток сво­бодной углекислоты, часть которой пойдет на растворение углекислого кальция, приводя к установлению равновесия. Этому равновесию на кривой отвечает точка, в которой количество связанной и равновесной углекислоты должно, оче­видно, равняться 180 мг/л. Такую точку легко найти графическим путем, проведя из точки А прямую под углом 45° к оси абсцисс до пересечения с кривой. В ра­венстве AD -Т DO= BE -j- ЕО легко убедиться. При установившемся равно­весии количество равновесной углекис­лоты соответствует отрезку BE. Коли­чество агрессивной углекислоты нахо­дим, проводя из точки В прямую, парал­лельную оси абсцисс, до пересечения с AD. Таким образом, отрезок CD соот­ветствует равновесной углекислоте, а АС — агрессивной.

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

    При оценке агрессивности воды наряду с концентрацией агрессивной углекисло­ты следует учитывать солевой состав воды в связи с тем, что углекислотное равновесие зависит, как уже отмечалось, и ст 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.

    Смешение двух или нескольких не­агрессивных вод в результате смещения углекислотного равновесия может при­вести к появлению агрессивности. Воды состава М и N (см. рис. 2.4) не агрес­сивны, их смеси, состав которых опреде­ляется прямой MN, агрессивны.

    Значительное нарушение углекислот- н:г: сззновесия воды происходит при счистке природных вод коагулировани- е::. так как введение каждого милли- грамма безводного сульфата алюминия или хлорида железа сопровождается вы­делением 0,8 мг свободной углекислоты.

    Агрессивные свойства углекислоты ос­нованы на ее способности взаимодейство­вать с карбонатными породами и перево­дить их в растворимые в воде гидрокар­бонаты, а также на некотором снижении pH 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 воздейст­вующим на металл. Действие ее заклю­чается в растворении карбонатов состав­ных частей ржавокарбонатных отложе­ний, которые образуются в водопровод­ной сети. В результате этого процесса происходят дальнейшая коррозия ма­териала труб и образование новых отло­жений; вода приобретает желтую или красноватую окраску, неприятный вкус и содержит мелкие комья рыхлых желе­зистых веществ.

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

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

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

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

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

    Как известно, коррозионные процессы в же­лезе вызываются микрогальваническими пара­ми, возникающими за счет имеющихся в ме­талле примесей (например, углерода) или неод­нородности обработки различных участков. Процесс коррозии железа можно представить следующими уравнениями:

на аноде происходит разрушение металла и образование избыточных электронов

2Fe— 4е = 2Fe²+;

на катоде в щелочных растворах ¹ (с которыми в большинстве случаев приходится иметь дело в практике водоподготовки) при наличии в воде растворенного кислорода идет ионизация кис­лорода с образованием гидроксильных ионов

О₂ + 4е + 2Н₂О = 4ОН^-.

    Таким образом, растворенный в воде кислород является стимулятором процессов корро­зии. Однако при больших концентрациях кис' лорода возможно обратное явление — прекра' щение коррозии^вслёдствие пассивации по­верхности за счет образования оксидных пле­нок.

Ионы Fe²+, реагируя с гидроксильными ио­нами воды, дают гидроксид железа (II)

Fe²⁺+-20Н^- =. Fe(ОН)₂,

который под действием кислорода в присутствии влаги переходит в гидроксид железа (III)

4Fe(ОН)₂ + 2Н₂О + О₂ = 4Fe(ОН)₃.

    В дальнейшем гидроксид железа (III) превра­щается в ржавчину

m FeO(Н₂0)_р + п Fe₃0 (Н₂О)₃.

    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 нескольких 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 интенсификацией процессов коррозии сероводород необхо­димо удалять 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. Наряду с органиче­скими и минеральными примесями и за­грязнениями, которые находятся в при­родных водах в относительно больших количествах, в последних содержится ряд химических элементов в самых нич­тожных дозах (иод, бром, фтор, селен, теллур и др.). В отличие от других примесей природных вод эти элементы почти не контролируются, хотя в настоящее время установлено, что они оказывают большое влияние на здоровье человека.

    Для нормальной жизнедеятельности человеческого организма содержание пе­речисленных элементов в воде должно на­ходиться в строго определенных преде­лах. При нарушении этих пределов могут возникать массовые заболевания, назы­ваемые геохимическими эндемиями. На­пример, установлена суточная потреб­ность организма 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 находиться в пределах 0,7—- 11,5 мг/л. Недостаточное или избыточное содержание его в воде одинаково вредно и вызывает разрушение зубов и измене­ния в костях скелета.

    Радиоактивные элементы. К примесям природных вод относятся и радиоактив­ные элементы. Радиоактивность в той или иной мере свойственна всем водам [80—83]. Допустимым пределом радио­активности в обычной питьевой воде считается 10^—8—10-⁹ мкКи/л. Радиоактив­ность некоторых минеральных вод дости­гает 2,8 • 10-³ мкКи/л.

    Большое содержание урана и общая радиоактивность обнаруживаются в воде рек, русла которых дренируют карнатиты. За последние годы усилилась опас­ность внешнего загрязнения природных вод радиоактивными элементами [84, 85]. Так, радиоактивность, являющаяся следствием испытаний атомного оружия, была отмечена в период дождей в Индии, Японии, Франции, США и других стра­нах. Атомные реакторы, построенные во многих странах мира выделяют, особеннов период аварии, сточные воды с вы­сокой радиоактивностью.

    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 уже при содержании их в количестве не­скольких миллиграммов (редко одного- двух десятков миллиграммов) в 1 л воды. К этой группе веществ относятся свинец, цинк, медь, мышьяк, ртуть и др., а также органические вещества, называемые от­равляющими (ОВ).

    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 0,03 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 кожевенных заводов, красильных, ситцепечатных фабрик, металлообраба­тывающих заводов и т. д.). 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 указывать некоторые внешние признаки и данные обычных методов контроля, так как на­личие ОВ вызывает изменение многих показателей качества воды, например pH, окисляемости, хлоропоглощаемости, содержания хлоридов и растворенного кислорода, а также данные биологиче­ских и бактериологических исследова­ний. Поэтому все перечисленные показа­тели в условиях отравления воды ОВ должны определяться и фиксироваться систематически.

   При pH < 7 в воде находится только недиссоциированная кремниевая кисло­та. Часть кремния может присутствовать в воде в коллоидном состоянии в виде SiО₂• Н₂О или в виде поликремниевой кислоты хSiО₂• yНО₂. Наибольшее ко­личество кремния находится в подземных водах. В воде поверхностных источников удержание 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 невредно 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 в виде ионов ортофосфорной кислоты или органического комплек­са, а также в виде взвешенных частиц органического и минерального проис­хождения. Соединения фосфора содер­жатся в природных водах в ничтожных 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 являются угле­кислота, кислород, сероводород, азот и метан. Углекислота, кислород и серово­дород при определенных условиях при­дают воде коррозийные свойства 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.