-
PREHRAMBENO - BIOTEHNOLOŠKI FAKULTET
SVEUČILIŠTA U ZAGREBU
Prof. dr. sc. Ivan MIJATOVIĆ
Prof. dr. sc. Marin MATOŠIĆ
TEHNOLOGIJA VODE (interna skripta)
___________________________________________________________________________
Zagreb, dopunjeno izdanje 2020.
-
2
SADRŽAJ 1. OSNOVNE KARAKTERISTIKE VODE 4
Uvod Osnovne fizikalno-kemijske karakteristike vode Disperzije u
vodi Otapanje karbonata u vodi Tvrdoća vode Bilanca kationa i
aniona u vodi Alkalitet vode Stabilnost vode Zadaci
2. VODA ZA PIĆE 22 Uvod Organske tvari u vodi Dezinfekcija vode
Dezinfekcija vode klorom i njegovim spojevima Sredstva za
dezinfekciju vode na bazi klora Dezinfekcija vode ozonom
Dezinfekcija jodom i srebrom Dezinfekcija vode ultraljubičastim
zračenjem Dezinfekcija vode toplinom i ultrazvukom Filtracija vode
kroz pješčane filtre Otvoreni brzi filtar Zatvoreni brzi filtar
Samoperivi gravitacijski filtar Spori filtar Koagulacija i
flokulacija Uklanjanje željeza i mangana Zadaci
3. IONSKA IZMJENA 67 Princip i definicija Povijesni razvoj
Struktura i svojstva ionskih izmjenjivača Kapacitet izmjene
Ravnoteža i selektivnost ionske izmjene Brzina ionske izmjene Rad s
ionskim izmjenjivačima Regeneracija ionskih izmjenjivača Jako
kiseli kationski izmjenjivač Slabo kiseli kationski izmjenjivač
Jako bazni anionski izmjenjivač Slabo bazni anionski izmjenjivač
Primjena ionskih izmjenjivača u tehnologiji vode Dekarbonizacija
slabo kiselom ionskom izmjenom Mekšanje vode neutralnom ionskom
izmjenom Mekšanje vode uz prethodnu dekarbonizaciju
Demineralizacija vode ionskom izmjenom
-
3
Uklanjanje nitrata iz vode jako baznim ionskim izmjenjivačem
Uklanjanje organskih tvari ionskom izmjenom Provjera ispravnosti
postrojenja za ionsku izmjenu Onečišćenje ionskih izmjenjivača i
protumjere Zadaci
4. MEMBRANSKI PROCESI 119 Uvod i povijesni razvoj Princip i
definicije Tipovi membrana i membranskih modula Reverzna osmoza
Nanofiltracija Ultrafiltracija Mikrofiltracija Elektrodeionizacija
Začepljivanje membrana Čišćenje i dezinfekcija membrana Zadaci
5. VODE ZA UPOTREBU U INDUSTRIJI 164 Uvod Tipovi vode za
industrijsku upotrebu Obrada vode taložnim sredstvima
Dekarbonizacija vapnom Spori reaktor za dekarbonizaciju vapnom Brzi
reaktor za dekarbonizaciju vapnom Dekarbonizacija kiselinom Vode za
napajanje kotlova Rashladne vode Voda za potrebe industrije
bezalkoholnih pića Voda za proizvodnju piva Zadaci
Popis simbola 192 Rješenja zadataka 193
-
4
1. OSNOVNE KARAKTERISTIKE VODE Uvod
Voda je dio čovjeka, njegova života i civilizacije. Voda je
ekonomski resurs koji nam
stoji na raspolaganju u ograničenoj količini. Sve civilizacije
rasle su i padale s vodom tako da
je i problem našeg opstanka usko povezan s osiguranjem dovoljnih
količina vode. Voda je jedna
od najvažnijih tvari u prirodi koja služi održavanju biljnog,
životinjskog i ljudskog života na Zemlji
pa bi gospodarenje vodom trebalo postati opće pravilo prihvaćeno
od svih dijelova društva. Za
moderno ljudsko društvo voda je nezamjenjiv resurs jer se, osim
za piće i pranje u
domaćinstvima, koristi za navodnjavanje u poljoprivredi, zbog
svojih fizikalno-kemijskih
svojstava ima vrlo važnu ulogu u mnogim industrijskim procesima
za hlađenje, grijanje i kao
sirovina, a osim toga koristi se i za druge svrhe kao što su
sport, rekreacija itd. Eksponencijalni
rast stanovništva prati eksponencijalni rast potrošnje vode.
Osiguranje dovoljne količine i
kakvoće vode za piće postaje globalni svjetski problem 21.
stoljeća.
Procjene govore da na našem planetu ima oko 1,4 x 109 km3 vode,
od čega 97 % otpada
na morsku vodu, 2 % otpada na led ledenjaka na Sjevernom i
Južnom polu. Ova slatka voda u
obliku leda za sada je nedostupna za korištenje. Preostali 1 %
slatke vode stoji nam na
raspolaganju. Ovaj mali dio ukupne mase vode trebao bi biti
sasvim dovoljan za normalan život
čovječanstva. Nažalost, danas je sve prisutniji i problem
onečišćenja prirodnih resursa vode i
svakodnevno smanjivanje raspoloživih količina zdravstveno
ispravne vode za piće. Globalni
problem nejednolike raspoređenosti vode u prirodi rastom broja
ljudi na Zemlji i povećanjem
potrošnje vode postaje svakim danom sve veći, tako da se sve
više cijene prirodni izvori
kvalitetne vode.
Voda stalno kruži u prirodi. Kada atmosferska voda u obliku
oborina padne na zemlju, oko
jedne trećine te vode ponovno se vraća u atmosferu uslijed
evaporacije, jedna trećina odlazi u
površinske vode (mora, jezera i tekuće vode), dok jedna trećina
ponire u zemlju. Glavni vodeni
rezervoar na zemaljskoj kugli čine svjetska mora i velika
jezera. Sva površinska voda isparava u
atmosferu, gdje se uslijed djelovanja hladnih struja u određenim
meteorološkim uvjetima ponovo
kondenzira i u vidu oborina ponovno vraća na zemlju.
Zahvaljujući toj ravnoteži kružnog toka
vode u prirodi nema bojazni od općeg potopa ili sveopće suše,
što bi značilo kraj životu na Zemlji.
U prirodi postoje dovoljne količine vode za održavanje ljudske
civilizacije. Međutim,
većina te vode ne zadovoljava svojom kvalitetom zahtjeve koje
postavlja suvremeno društvo. Na
slici 1-1. pojednostavljeno su prikazani različiti tipovi vode,
njihova kvaliteta i procesi kojima se
takve vode obrađuju. Vidi se da se različiti tipovi vode mogu
obrađivati istim tehnologijama pri
čemu u pravilu kvaliteta obrađene vode raste. Važno je naglasiti
da se u tehnologiji vode u pravilu
primjenjuje kombinacija različitih procesa obrade. Pri tome
treba imati na umu da upotrebom
voda u industriji ili kućanstvima nastaju velike količine
otpadnih voda koje su po kvaliteti ispod
vode koja se nalazi u prirodi. S ekološkog i ekonomskog
stajališta bolje je otpadne vode obraditi
prije ispuštanja u prirodne vodotokove nego onečišćavati vodu u
prirodi pri čemu uništavamo
okoliš i poskupljujemo obradu takve vode pri ponovnoj upotrebi.
Štoviše, suvremeni razvoj
tehnologije vode i rast cijene vode potaknuo je praksu da se
obrađena otpadna voda ne ispušta u
prirodne prijemnike nego obradom naprednim procesima kao što su
reverzna osmoza,
nanofiltracija ili membranski bioreaktor, ponovno koristi kao
procesna voda u industriji. U
posljednje vrijeme obrađena otpadna voda počela se koristiti i
kao voda za piće vraćanjem takve
vode u podzemne vodonosnike ili čak direktno u vodovodnu
mrežu.
-
5
Slika 1-1. Tipovi voda i procesi njihovog dobivanja
Osnovne fizikalno-kemijske karakteristike vode
Voda je kapljevina bez boje, mirisa i okusa. Vodik i kisik, koji
su konstitutivni elementi
molekule vode, imaju svoje izotope. Tako poznajemo izotope
vodika: procij (11H), deuterij
(12H) i tricij (1
3H). Vodika procija ima 5000 puta više nego deuterija i 1017
puta više nego tricija.
Također su poznata tri izotopa kisika sa masenim brojevima 16,
17 i 18, a njihov omjer u
prirodnim smjesama izotopa je 2670 : 1 : 5.
Kvaliteta vode
Podzemne vode
Otpadne vode
Demineralizirana voda
Voda za piće i kućanstva
Omekšana voda Dekarbonizirana
voda
Površinske vode
Morska voda
Ionska izmjena
Dezinfekcija
Reverzna osmoza
Reverzna osmoza
Filtracija
Flokulacija
Dekarbonizacija
vapnom ili
kiselinom
Voda za potrebe
industrije
Voda u prirodi
Biološka obrada
aktivnim muljem
Reverzna osmoza
Nanofiltracija
-
6
Molekula vode trokutaste je strukture s kutem od 104,5 o između
dvije OH veze. Budući
da postoji velika razlika u relativnim elektronegativnostima
vodika i kisika, molekula vode
polarna je molekula, odnosno ima dipolni karakter. Zbog svoje
dipolnosti između molekula
vode stvaraju se vodikove veze koje uzrokuju asocijaciju
molekula u krutom i tekućem stanju.
Pri temperaturi nižoj od 0 oC molekule vode tvore tetraedarsku
krutu strukturu u kojoj je svaki
atom kisika vezan s četirima atomima vodika, i to s dvama
kovalentnom vezom, a s dvama
vodikovom vezom. Zbog šupljina u tetraedarskoj strukturi, led
ima manju gustoću od tekuće
vode, pa je voda najgušća pri temperaturi od 4 oC. Zbog svoje
polarnosti voda je izvrsno otapalo
pa u prirodi nikad nije sasvim kemijski čista.
Specifični toplinski kapacitet je 4,18 kJ kg-1 K-1 pri 20 oC što
je vrlo visoka vrijednost
za kapljevinu. U isto vrijeme slobodna entalpija smrzavanja vode
je 334 kJ kg-1, a isparavanja
2260 kJ kg-1 što je čini, s obzirom na njenu široku
rasprostranjenost u prirodi, odličnim medijem
za prijenos topline pri grijanju i hlađenju.
Električna vodljivost (G) recipročna je vrijednost električnog
otpora, a jedinica
električne vodljivosti je S (Siemens). Električna provodnost ()
je recipročna vrijednost
električne otpornosti i izražava se u S/m (Siemens po metru) ili
češće u S/cm. Provodnost
čiste vode vrlo je niska (0,042 S/cm), odnosno, čista je voda
električki izolator (otpornost 23,8
M cm), ali ako voda sadrži ione otopljenih soli koji vode
struju, provodnost će biti znatno
veća. Zbog toga električna provodnost može poslužiti kao
pokazatelj ukupne koncentracije soli
u vodi.
Disperzije u vodi
U svom prirodnom procesu kruženja vode, u vodu dospijevaju tri
vrste disperzija:
✓ grube disperzije reda veličine iznad 1000 nm ✓ koloidne
disperzije reda veličine od 1-1000 nm ✓ molekularne disperzije reda
veličine ispod 1 nm.
Grube disperzije po svojoj gustoći mogu biti veće, manje ili
jednake gustoći vode tj. mogu
u vodi tonuti, plivati ili lebdjeti. Najčešće se uklanjaju
procesima filtracije vode.
Koloidne disperzije predstavljaju čestice veličine od 1-1000 nm,
koje posjeduju istovrsni
naboj (najčešće negativan) pa se zbog svog istovrsnog naboja
međusobno odbijaju te se zbog
toga teško uklanjaju iz vode. U koloidne disperzije ubrajaju se
tako gline, alumosilikati,
humusne tvari, ulja, masti, koloidalno dispergirana silikatna
kiselina i dr. Uklanjaju se procesima
flokulacije, flotacije te membranskim procesima ultrafiltracije
i nanofiltracije.
Molekularne disperzije predstavljaju u vodi otopljene plinove,
soli i druge otopljene
molekule koje su dospjele u vodu prirodnim procesom kruženja
vode.
U prirodi ne postoji kemijski čista voda. I najčišća kišnica
sadrži u sebi otopljene plinove
iz atmosfere, kao npr. CO2, O2, N2, NH3, a iz atmosfere nad
industrijskim mjestima i velikim
gradovima apsorbira SO2, H2S, H2SO4, čađu i prašinu. U
primorskim krajevima sadrži u sebi i
morske soli. Za vrijeme nevremena i oluja može uslijed
električnog pražnjenja doći do stvaranja
ozona i nitratne kiseline koji se također otapaju u kišnici.
Od plinova se najbolje otapa CO2, (1,713 volumnih dijelova u 1
volumenu vode), a zatim
O2, (0,049 vol/vol H2O), te N2 (0,0235 vol/vol H2O), računajući
kod normalnih uvjeta. Zato kišnica
u prosjeku sadrži 63,2 % dušika, 35,0 % kisika i 1,8 % CO2.
Vidimo da je količina CO2 šezdeset
puta veća u odnosu na njegovu količinu u atmosferi (0,03 %).
Dobrom otapanju CO2 uzrok je
kemijska reakcija s vodom pri čemu nastaje karbonatna kiselina
H2CO3, dok se kisik i dušik koji
-
7
ne reagiraju kemijski s vodom, ponašaju kao idealni plinovi i
otapaju prema Raoultovom zakonu
u ovisnosti o njihovom udjelu u zraku.
Opterećena ovim sastojcima, kao dio tzv. kružnog toka vode u
prirodi, poniranjem kroz
gornje slojeve litosfere prolazi kroz slojeve bogate humusnim
tvarima i produktima raspadanja.
Apsorbira H2S i daljnje količine CO2 i nosi ih u donje slojeve
zemlje. Osobito se do te mjere
obogaćuje slobodnom karbonatnom kiselinom da na svome putu otapa
u vodi praktički netopive
kalcijeve i magnezijeve karbonate: npr. vapnenac, dolomit,
magnezit, siderit, pretvarajući ih u
topive hidrogenkarbonate prema reakciji (1-1).
H2O + CO2 + CaCO3 ⇄ Ca(HCO3)2 (1-1)
Topivi željezni bikarbonat nastaje djelovanjem u vodi otopljene
karbonatne kiseline na
pirit (FeS2) (1-2):
FeS2 + 2 CO2 + 2 H2O ⇄ Fe(HCO3)2 + H2S + S (1-2)
pri čemu se stvara sumporovodik. Sumporovodik u podzemnim vodama
češće nastaje uslijed
djelovanja karbonatne kiseline na pirit prema gornjoj jednadžbi,
nego uslijed raspadanja organskih
humusnih tvari. Osim CO2, vidjeli smo da atmosferska voda sadrži
i znatne količine kisika, koji
pri prolazu kišnice kroz Zemljinu koru oksidira željezni sulfid,
pretvarajući ga u topivi željezni
sulfat (1-3):
FeS2 + 2 O2 → FeSO4 + S (1-3)
Osim kao hidrogenkarbonat i sulfat, željezo može biti otopljeno
u vodi i kao željezni
humat, jer i humusne kiseline otapaju željezo u vodi na sličan
način kao i karbonatna kiselina.
Slični se procesi otapanja u vodi zbivaju i sa manganovim
solima, tako da i mangan može biti
otopljen u vodi u najrazličitijim spojevima. Mnogo se teže
otapaju graniti i ostalo vulkansko
kamenje, koje se sastoji od otpornih silikata, pa su vode sa
takvih terena meke. Međutim i oni se
djelomično otapaju udruženim djelovanjem karbonatne kiseline i
mikroorganizama, a katkada i
djelovanjem podzemnih vrućih voda. Molekule silikata se
dugotrajnim djelovanjem vode
prvobitno otapaju u mikro količinama i vežu uslijed hidrolize na
slobodne disocirane OH- ione iz
vode, stvarajući jako disocirane baze. Na taj se način raspadaju
u topive čestice osobito
jednovalentni elementi kalij i natrij, te dvovalentni kalcij i
magnezij. Djelovanjem pak karbonatne
kiseline, koje ima gotovo u svakoj vodi, stvaraju se alkalni
hidrogenkarbonati, karbonati odnosno
silikati. Voda na svome prolazu kroz zemljine slojeve nailazi
osim na karbonate i silikate, i na
topive soli, kao što su npr. NaCl, Na2SO4, koje sa lakoćom
otapa.
Stupanj i vrsta onečišćenja vode (s kemijskog gledišta) ovise,
kao što vidimo, o sastavu
litosfere kroz koju ona prolazi. Zato su vode sa područja
vapnenca, dolomita i gipsa tvrde, dok su
sa područja granita, bazalta i ostalog vulkanskog kamenja vrlo
meke.
Jedan dio podzemnih voda u vidu izvora pojavljuje se na površini
zemlje, pri čemu se često
mijenja njihova temperatura i tlak. Kod toga dolazi prije svega
do izlučivanja jednog dijela
karbonatne kiseline, uslijed čega se jedan dio topivih
bikarbonata izlučuje kao netopivi karbonat
(1-4):
Ca(HCO3)2 ⇄ CaCO3 + H2O + CO2 (1-4)
-
8
Osim toga se površinska voda oksidativnim djelovanjem kisika iz
zraka osiromašuje na
željeznim i manganovim karbonatima, koji prelaze u netopive
hidrokside odnosno okside, te se
talože. Ako još tome dodamo da se površinske vode razrjeđuju i
kišama, onda je razumljivo zašto
su površinske vode općenito mekše od dubinskih, podzemnih ili
izvorskih voda. Dok temperatura
površinskih voda varira od 0-30 oC, dotle podzemne vode
karakterizira stalna temperatura od oko
10 oC, osim ako se ne radi o podzemnim termalnim vodama.
Otapanje karbonata u vodi
Kalcijev i magnezijev karbonat su slabo topivi u vodi. Za CaCO3
produkt topljivosti iznosi
K = 0,87 10-8 mol2/L2 kod 25 oC, iz čega slijedi da su
koncentracije kalcijevog i karbonatnog iona
c(Ca2+) = c(CO32-) = 0,932 10-4 mol/L, a topivost CaCO3 = 9,34
mg/L kod 25
oC. Kao što je već
rečeno, otapanjem CO2 u vodi nastaje karbonatna kiselina što
dovodi do značajne promjene u
kemizmu otapanja kalcijevog i magnezijevog karbonata i njihovoj
topljivosti. Dovoljno je u prilog
tome reći da voda otapa maksimalno samo 9 mg/L CaCO3 dok ista
voda zasićena s CO2 otapa
1890 mg/L CaCO3. Ovdje treba primijetiti da se topljivost CaCO3
povećava smanjenjem
temperature što obično nije tako za ostale soli. Kako što će se
kasnije vidjeti, uzrok tome je bolja
topljivost CO2 pri nižim temperaturama.
Ako se u nekoj kemijski čistoj vodi otapa plinoviti CO2, tada će
njegov veći dio ostati
kemijski nepromijenjen. Samo mali dio se veže sa vodom u
karbonatnu kiselinu (1-5) pri čemu
konstanta ravnoteže ove reakcije iznosi 1,7x10-3 mol/L.
CO2 + H2O ⇄ H2CO3 (1-5)
Budući da je H2CO3 slaba kiselina, (K1=2,5x10-4 mol/L,
K2=5,61x10
-11 mol/L) samo
mali dio disocira prema reakcijama (1-7) i (1-8). Treba
napomenuti da se navedene konstante
disocijacije odnose na molekulu karbonatne kiseline i prema
njima je karbonatna kiselina jača
kiselina od npr. octene, ali budući da se karbonatna kiselina u
vodi uvijek nalazi u ravnoteži s
otopljenim CO2, kojeg uvijek ima više od karbonatne kiseline,
pH-vrijednosti otopina
karbonatne kiseline nisu niske. S obzirom na malen udio H2CO3 u
odnosu na otopljeni CO2 u
vodi, može se napisati reakcija (1-6) za disocijaciju CO2 koja
se odnosi na koncentraciju
otopljenog CO2 u vodi s konstantom reakcije od 4,3x10-7
mol/L:
CO2 + H2O ⇄ H+ + HCO3- (1-6)
U vodenoj otopini karbonatne kiseline koncentracija CO32- iona
je zanemarivo mala, jer se
disocijacija pretežno odvija prema jednadžbi (1-7), tj. do HCO3-
iona, kojih je udio također malen
i iznosi manje od 1 % od ukupnog CO2 u vodi.
H2CO3 ⇄ H+ + HCO3- (1-7)
HCO3- ⇄ H
+ + CO32- (1-8)
Koncentracija karbonatne kiseline i njenih disocijacijskih
produkata u čistoj vodi te pH-
vrijednost takve otopine određeni su samo parcijalnim tlakom CO2
iznad otopine (Slika 1-2).
-
9
Slika 1-2. Udio vrsta karbonata ovisno o pH-vrijednosti vode pri
standardnom tlaku
Ovisno o pH-vrijednosti vode zbog prisutnosti drugih komponenti
u vodi, mijenja se i
relativni udio otopljenih oblika CO2. Pri normalnim uvjetima
tlaka i temperature, kod pH-
vrijednosti ispod 4,5 nema hidrogenkarbonatnih iona u vodi, a u
vodi je prisutan samo CO2,
kod pH od 8,4 prisutan je samo HCO3-, a pri pH-vrijednosti iznad
10,5 su prisutni samo
karbonatni (CO32-) ioni.
Ako je u vodi prisutan npr. CaCO3, on kao slabo topiva sol
disocira prema jednadžbi (1-
9):
CaCO3 ⇄ Ca2+ + CO32- (1-9)
Ako voda koja otapa kalcijev karbonat ima u sebi otopljenog CO2,
CO32- ioni iz kalcijevog
karbonata će stupiti u reakciju sa H+ ionima karbonatne kiseline
(1-8) stvarajući HCO3- ione,
uslijed čega će se poremetiti ravnotežno stanje u jednadžbi
(1-9). Da bi se ono ponovno
uspostavilo, mora se otopiti još toliko kalcijeva karbonata da
bi njegov produkt topivosti (K) ostao
konstantan (K = [Ca2+] [ CO32- ]), tj. poprimio vrijednost koju
je imao u čistoj vodenoj otopini bez
karbonatne kiseline. Zbog toga će se, uslijed smanjenja
koncentracije CO32- iona morati povećati
koncentracija Ca2+ iona, tj. otopit će se daljnje količine
CaCO3. Na taj način H2CO3, odnosno
otopljeni CO2, otapa CaCO3 u količini ekvivalentnoj disociranoj
H2CO3 pri čemu nastaje 2 mola
hidrogenkarbonata po molu karbonatne kiseline (1-10). Pri tome
treba imati na umu da
Ca(HCO3)2 predstavlja otopljenu formu CaCO3 pri čemu jedna
molekula HCO3- u tom spoju
dolazi iz kamena (CaCO3), a druga iz zraka (CO2).
Pri zagrijavanju vode koja sadrži Ca(HCO3)2, otopljeni CO2, koji
drži karbonate u
otopljenom stanju, izlazi iz vode zbog slabije topljivosti
plinova pri višoj temperaturi, pri čemu
se ravnoteža reakcije (1-10) pomiče ulijevo pa dolazi do
taloženja kamenca (CaCO3), što
-
10
uzrokuje probleme u postrojenjima i cjevovodima. Navedeni
kemizam karbonata i ugljikovog
dioksida vrijedi i za magnezij iako je magnezijev karbonat nešto
bolje topljiv u vodi bez CO2
od kalcijevog (139 mg/L pri 20oC).
H2O + CO2 + CaCO3 ⇄ Ca(HCO3)2 (1-
10)
Ugljikov dioksid je prisutan u svim vrstama prirodnih voda u
koncentracijama od
nekoliko mg/L kod površinskih voda do nekoliko stotina mg/L u
podzemnim vodama. Budući
da kemijski reagira s vodom, često se naziva karbonatna
kiselina. Dio karbonatne kiseline u
hidrogenkarbonatnoj i karbonatnoj formi, koja nastaje otapanjem
karbonata, nazivamo
vezanom karbonatnom kiselinom. Njen hidrogenkarbonatni dio može
se vidjeti na desnoj
strani u reakciji (1-10) kao polovica HCO3- iona. Vezana
karbonatna kiselina može se podijeliti
na potpuno vezanu i poluvezanu karbonatnu kiselinu. Karbonatna
kiselina u formi karbonata,
koje u vodi ima relativno malo, naziva se potpuno vezana
karbonatna kiselina, a
hidrogenkarbonatna forma poluvezana karbonatna kiselina.
Slobodna karbonatna kiselina predstavlja nedisociranu karbonatnu
kiselinu i pripadni
dio CO2 koji su predstavljeni na lijevoj strani reakcije (1-10).
Slobodna karbonatna kiselina
dijeli se još na pripadnu slobodnu karbonatnu kiselinu i
agresivnu slobodnu karbonatnu
kiselinu. Pripadna karbonatna kiselina je onaj dio slobodne
karbonatne kiseline koji sudjeluje
u ravnoteži reakcije (1-10) na lijevoj strani i drži otopljenima
hidrogenkarbonate u otopini.
Višak CO2 od potrebne koncentracije za održavanje ravnoteže u
reakciji (1-9) naziva se
agresivna karbonatna kiselina i ona djeluje korozivno, odnosno
sposobna je otapati daljnje
količine CaCO3. Atmosferska voda sadrži samo agresivnu
karbonatnu kiselinu koja padom na
zemlju i otapanjem karbonata prelazi u pripadnu i vezanu
karbonatnu kiselinu. Količina
agresivne H2CO3, kao sastavni dio ukupne slobodne H2CO3, ovisna
je prema tome o količini
hidrogenkarbonata u vodi. Tako tvrda voda i pored visokog
postotka slobodne H2CO3 (u obliku
pripadne H2CO3) ne mora djelovati korozivno, dok kod meke vode
može već i mala količina
slobodnog CO2 djelovati agresivno.
Tvrdoća vode
Tvrdoća vode je mjera za sadržaj kalcijevih i magnezijevih soli.
Prema tome sadrži li neka
voda više ili manje kalcijevih ili magnezijevih soli, ona može
biti tvrđa ili mekša. Jednostavno
rečeno, tvrdoća vode je zbroj kalcijevih i magnezijevih iona u
vodi. Razlog za uvođenje pojma
tvrdoća vode je sklonost kalcija i magnezija da se iz vode
talože kao karbonati prema reakciji (1-
10) u smjeru zdesna nalijevo. Pri mnogim industrijskim procesima
gdje se voda grije ili koncentrira
dolazi do taloženja kalcijevih i magnezijevih karbonata pa je
pojam tvrdoća uveden da se olakša
razmišljanje pri računanju i projektiranju uređaja za obradu
vode.
Budući da se tvrdoća sastoji od različitih kalcijevih i
magnezijevih soli, u praksi se
pokazala potreba za uvođenjem jedinice za tvrdoću vode kojom bi
obuhvatili sve te soli. Da bismo
mogli izražavati tvrdoću vode i uspoređivati vode različitih
tvrdoća, ustanovljeno je više vrsta
jedinica za tvrdoću vode. Osim SI jedinice koja bi bila mol/L,
tvrdoća se često mjeri u stupnjevima.
Izražavanje tvrdoće u mol/L bilo bi najtočnije i najpravilnije u
današnje doba. Međutim, rijetko
koji tehnolog i inženjer upotrebljava jedinicu mol/L kada
razmišlja o tvrdoći i većnia ih radije
upotrebljava različite stupnjeve. Postoje tako njemački,
francuski i engleski stupnjevi, a u
Hrvatskoj se najviše upotrebljava njemački stupanj (onj ili doH)
koji je definiran kao:
-
11
1 onj = 10 mg CaO/L.
Francuski i engleski stupnjevi su definirani kao:
1 of = 10 mg CaCO3/L,
1oe = 1 grain CaCO3/galon odnosno 10 mg CaCO3/0,7 L ili 14,3 mg
CaCO3/L.
U SAD se tvrdoća najviše izražava u mg CaCO3/L, a ponekad se
koriste i ekvivalenti dok
se engleski stupanj više uopće ne upotrebljava pa ga ovdje
spominjemo samo za povijesnu
usporedbu različitih stupnjeva.
Treba pojasniti vezu između stvarnih koncentracija kalcija i
magnezija u vodi s jedinicama
tvrdoće u stupnjevima koje su izražene kao spojevi kojih često u
vodi uopće nema (npr. CaO).
Koncentracija ukupne tvrdoće je zapravo zbroj množinskih
koncentracija kalcija i magnezija kako
je objašnjeno u Primjeru 1 u poglavlju Zadaci na kraju ovog
poglavlja. Zbrojena množinska
koncentracija kalcija i magnezija odgovara istoj množinskoj
koncentraciji soli iz odgovarajućeg
stupnja tvrdoće (CaO ili CaCO3). Npr. ako kalcija u vodi ima 2
mmol/L, a magnezija 1 mmol/L
onda je koncentracija ukupne tvrdoće 3 mmol/L, a za
preračunavanje u stupnjeve onda kažemo da
voda ima koncentraciju CaO 3 mmol/L (ili 3 mmol CaCO3/L) iako
voda uopće ne mora imati
otopljenog CaO (ili CaCO3).
Ovdje ćemo uvesti još jednu zastarjelu jedinicu, ekvivalent
(eq), koja se danas više ne bi
trebala upotrebljavati, ali je u praksi kod procesa ionske
izmjene praktično jedina kojom se
izražava kapacitet ionskih izmjenjivača i zbog toga korisna pri
radu u tehnologiji vode, pa ćemo
je ovdje objasniti. Za potrebe tehnologije vode dovoljno je reći
samo da je ekvivalent jedinica za
množinu kao i mol, ali ne množinu određenog iona, nego množinu
naboja iona. Npr. jedan mol
kalcijevog iona (Ca2+) sadržava 2 mola pozitivnih naboja (svaki
kalcij po dva naboja) pa jedan mol
Ca2+ odgovara 2 eq Ca2+. Tako možemo ustvrditi:
1 mol Na+ odgovara 1 eq Na+
1 mol Ca2+ odgovara 2 eq Ca2+
1 mol PO43- odgovara 3 eq PO4
3-
Množina izražena u ekvivalentima uvijek je veća ili jednaka
množini izraženoj u
molovima.Odnosi za preračunavanje različitih jedinica tvrdoće
prikazani su u tablici 1-2.
Tablica 1-2. Preračunavanje različitih jedinica tvrdoće
Jedinica iz koje
se računa
Jedinica u koju se preračunava
1 mmol/L 1 meq/L 1 mg CaCO3/L 1 Oe 1 Of 1 Onj
1 mmol/l 1 2 100 7,0 10,00 5,6
1 meq/l 0,5 1 50 3,5 5,00 2,8
1 mg CaCO3/L 0,01 0,02 1 0,070 0,10 0,056
1 Oe 0,1429 0,285 14,29 1 1,429 0,7999
1 Of 0,10 0,20 10,00 0,700 1 0,5599
1 Onj 0,1786 0,357 17,86 1,250 1,786 1
Iako se uobičajilo da se prvenstveno tvrdoća, dakle kalcijeve i
magnezijeve soli izražavaju
u stupnjevima, možemo i ostale soli otopljene u vodi, također
izraziti u njemačkim stupnjevima
na temelju molekularnih odnosa. Ovakvo izražavanje ostalih soli
stupnjevima zapravo donosi više
problema nego koristi, ali ovdje nam može poslužiti da opišemo
važan princip pri računanju u
tehnologiji vode. Pokušajmo koncentraciju natrija izraziti u
stupnjevima kao CaO. Za
koncentraciju natrija od 2 mmol/L moramo reći da odgovara
koncentraciji 1 mmol/L CaO. Zašto?
-
12
Zato što je natrij jednovalentan, a CaO je dvovalentna sol pa
pri preračunavanju moramo
koncentraciju natrija podijeliti s 2. Pravilo je ovdje da naboja
mora pri svakom izražavanju biti isto
prije i poslije preračunavanja. Imali smo 2 mmola naboja na
početku (2 mmola Na+) i 2 mmola
naboja poslije preračunavanja (1 mmol CaO x 2 naboja u svakom
CaO) pa je pravilo zadovoljeno.
Isto vrijedi i za preračunavanje koncentracija soli u
ekvivalentima. Tako koncentracija CaCl2 od 2
mmol/L odgovara koncentraciji CaCl2 od 4 meq/L jer jedinica eq u
tehnologiji vode uvijek
predstavlja broj molova jednovalentnih vrsta pa na početku imamo
4 mmol naboja (2mmol x 2
naboj/valencija CaCl2) i na kraju 4 mmol jednovalentnih
naboja.
Bilanca kationa i aniona u vodi
U vodenoj otopini elektrolita vrijedi pravilo da su sume kationa
i aniona međusobno
jednake i da je voda električki neutralna. Odmah možemo
primijetiti da ovo pravilo nije sasvim
dobro opisano jer otopina kalcijeva klorida (CaCl2) sadrži
dvostruko više molova aniona klorida
nego molova kationa kalcija. Prilagođavamo pravilo pa kažemo da
su sume naboja kationa i aniona
u vodenoj otopini elektrolita jednake. S obzirom da jedinica
ekvivalent predstavlja množinu
jednovalentnih naboja u molovima, možemo reći i da sume kationa
i aniona moraju biti brojčano
jednake kad su izražene u ekvivalentima. Tako da ako otopimo 3
mmol CaCl2 u litri vode imat
ćemo koncentraciju kalcija od 3 mmol/L, odnosno 6 meqv/L i
koncentraciju kloridnih iona 6
mmol/L, odnosno 6 meq/L, pa vidimo da su koncentracije jednake u
meq (6 = 6), ali nisu u mmol
(3 ≠ 6).
U vodama u prirodi nemamo samo jednu otopljenu sol kao u gornjem
primjeru nego
mnogo različitih vrsta soli. Sve te soli pri otapanju u vodi
disociraju i nemoguće je znati koji kation
je u vodu došao vezan na koji anion. Analizom vode mi samo
možemo odrediti ukupnu
koncentraciju nekog iona koji je dospio u vodu otapanjem
različitih njegovih soli. U tehnologiji
vode imamo poseban način razmišljanja o kationima i anionima i
njihovom grupiranju. Kako smo
već naveli, taloženje kamenca je jedan od glavnih problema koji
tehnologijom vode pokušavamo
riješiti. Zbog toga ione koji se zajedno najlakše istalože
grupiramo u gornjem dijelu bilance kationa
i aniona (Slika 1-3). Kalcij zbog toga pišemo na vrhu liste
kationa, a hidrogenkarbonate na vrhu
liste aniona. Odmah ispod kalcija stavljamo magnezij koji se
taloži kao magnezij karbonat i koji
je malo bolje topljiv od kalcijevog karbonata. Na kraju dolazi
natrij čiji hidrogenkarbonati i ostale
soli u vodi imaju vrlo veliku topljivost. Ostali anioni:
kloridi, sulfati i nitrati su dobro topljivi u
kombinaciji s kalcijem, magnezijem i natrijem pa ih u bilanci
pišemo na dnu. Iznimka je kalcijev
sulfat (gips) koji se pri višim koncentracijama može istaložiti
jer mu je topljivost 2,1 g/L pri 20 oC,
ali ga u našoj bilanci ne izdvajamo posebno jer je ipak značajno
topiviji od kalcijevog i
magnezijevog karbonata. Ostale katione kao što su litij, kalij,
željezo, mangan i dr. te anione kao
što su fluoridi, nitriti, bromidi i dr. ne prikazujemo u
osnovnoj tablici zbog jednostavnosti jer su
njihove koncentracije prirodnim vodama u Hrvatskoj u pravilu
vrlo niske pa ne remete značajno
bilancu kationa i aniona.
Ukupnu tvrdoću (UT) sačinjavaju u vodi sve kalcijeve i
magnezijeve soli, tj. ne samo one
koje su vezane s hidrogenkarbonatima i karbonatima, već i one
koje su vezane sa sulfatima,
kloridima, nitratima ili silikatima. Ukupna tvrdoća određuje se
titracijom s EDTA (etilendiamin
tetraoctena kiselina ) uz indikator Eriochrome crno T. S obzirom
na ukupnu tvrdoću, vode se mogu
podijeliti na:
✓ Meke vode (do 9 onj) ✓ Umjereno tvrde vode (9-18 onj) ✓ Tvrde
vode (18-26 onj) ✓ Vrlo tvrde vode (iznad 26 onj)
-
13
Karbonatnu tvrdoću (KT) sačinjavaju svi kalcijevi i magnezijevi
hidrogenkarbonati i
karbonati kao dio ukupne tvrdoće. Količina CaCO3 i MgCO3 kao
takvih, u vodi je vrlo mala zbog
njihove slabe topivosti (0,013 odnosno 0,094 g/l kod 20 oC), pa
se karbonatna tvrdoća uglavnom
sastoji od hidrogenkarbonata. Kod određivanja karbonatne tvrdoće
titracijom s 0,1 M HCl
oslobađa se iz hidrogenkarbonata i karbonata sva vezana
karbonatna kiselina i prelazi u CO2 prema
reakciji (1-11), a smanjenje pH ispod 4,3 se opaža promjenom
boje pH indikatora metil
narančastog kod pH 4,3 pri kojem u vodi više nema
hidrogenkarbonata.
Ca(HCO3)2 + 2 HCl → CaCl 2 + 2 H2O + 2 CO2 (1-11)
Može se dogoditi da voda sadrži natrijev hidrogenkarbonat, dakle
sol koja sadrži vezanu
karbonatnu kiselinu, ali ne pripada u ukupnu tvrdoću. U tom će
slučaju koncentracija ukupne
vezane karbonatne kiseline (HCO3-), koja se određuje titracijom
s HCl, biti veća od koncentracije
ukupne tvrdoće vode. Tada se za vrijednost karbonatne tvrdoće,
odnosno zbroj kalcijevih i
magnezijevih karbonata i hidrogenkarbonata uzima vrijednost
ukupne tvrdoće, tj. KT = UT, a
višak određenih hidrogenkarbonata pripiše se natriju. Pri tome
nemamo nekarbonatnu tvrdoću.
Jasno je iz navedenog da karbonatna tvrdoća ne može biti veća od
ukupne.
Nekarbonatnu tvrdoću (NT) čine ostale kalcijeve i magnezijeve
soli, tj. sulfati, kloridi,
nitrati i silikati. Ona se izračunava obično iz razlike tj. NT =
UT - KT.
Kalcijevu tvrdoću (CaT) sačinjavaju sve kalcijeve soli, a
magnezijevu tvrdoću (MgT)
sve magnezijeve soli.
Na slici 1-3 prikazani su primjeri za različite omjere soli u
vodi i tvrdoće koje ih
predstavljaju.
Slika 1-3. Tvrdoće i soli u vodi za slučaj kad je koncentracija
hidrogenkarbonata manja (gornja
slika) odnosno veća (donja slika) od ukupne tvrdoće
Ca2+
Mg2+
Na+
HCO3-
Cl-
SO42-
NO3-
CaT
UT
KT
MgT
NT
Ca2+
Mg2+
Na+
HCO3-
Cl-
SO42-
NO3-
CaT
UT KT
MgT
NaHCO3
-
14
Alkalitet vode
Alkalitet vode je njezin kiselinsko neutralizirajući kapacitet,
odnosno suma svih
prisutnih baza u vodi koje mogu puferski reagirati s kiselinom.
Drugačije rečeno, alkalitet je
množina H+ iona potrebnih da se snizi pH vode do određene
vrijednosti. Ako voda sadrži mnogo
spojeva koji reagiraju s kiselinom onda će ta voda imati veliki
alkalitet jer će trebati mnogo
kiseline da se zakiseli. Alkalitet mnogih prirodnih voda je
primarno funkcija karbonata,
hidrogenkarbonata i hidroksida prisutnih u vodi i uzet je kao
mjera koncentracije istih.
Izmjerena vrijednost može uključivati borate, fosfate, silikate
i druge baze, ako su ove prisutne,
ali se prisutnost navedenih spojeva kod određivanja alkaliteta
uglavnom zanemaruje jer im je
koncentracija mala.
Alkalitet neke vode je vrlo važan parametar jer nam kaže koliko
neka voda može
podnijeti dodatka kiselih kemikalija pri obradi prije nego što
joj se značajnije promijeni pH ili
koliko trebamo dodati kiseline da promijenimo pH vode. Koristi
se kod dekarbonizacije
kiselinom, kod računanja doze sredstava za flokulaciju koja
oslobađaju kiseline ili kod biološke
obrade otpadnih voda gdje mikroorganizmi koji oksidiraju
amonijak u nitrat svojom aktivnošću
zakiseljavaju vodu.
Alkalitet u vodi se određuje titracijom kiselinom uz mjerenje
pH. Kako je vidljivo sa
slike 1-2 i prema definiciji pH, pri pH manjem od 8,3 u vodi ne
može biti ni značajnije
koncentracije karbonata niti hidroksida, a pri pH manjem od 4,3
u vodi ne može biti
hidrogenkarbonata. Za vodu koja ima pH ispod 4,3 zato kažemo da
nema alkaliteta, a za vode
s višim pH definiramo dva alkaliteta:
• Ukupni alkalitet do pH 4,3
• Alkalitet karbonata i hidroksida do pH 8,3
U praksi se za detekciju često koriste pH indikatori
phenolphtalein koji mijenja boju na
pH 8,3 i metil narančasto koje mijenja boju na 4,3 pa se ukupni
alkalitet često naziva m-alkalitet,
a alkalitet do pH 8,3 p-alkalitet. Ponekad se nazivaju i
p-vrijednost i m-vrijednost. Za
ilustraciju uzmimo jednu litru neke vode koja ima pH 9,3.
Dodajmo u nju kiselinu HCl dok joj
ne snizimo pH na 8,3. Recimo da smo za to zakiseljavanje
potrošili 2 mmol kiseline. Uzmimo
novu litru iste vode pa je zakiselimo do pH 4,3. Pri tome smo
npr. potrošili 5 mmola kiseline.
U tom slučaju nam je ukupni m-alkalitet 5 mmol/L, a p-alkalitet
do 8,3 je 2 mmol/L. Ovako
izražen alkalitet ne označava koncentraciju kiseline u vodi već
označava množinu HCl-a u mmol
potrebnu za reakciju s alkalitetom iz 1 L vode.
Kod titracije do 8,3 tijekom određivanja p-alkaliteta, kiselina
(najčešće 0,1 M HCl)
reagira s hidroksidnim (1-12) i karbonatnim ionima pri čemu
karbonati prelaze u
hidrogenkarbonate, a po molu karbonata troši samo 1 mol kiseline
(1-13). Kraj reakcije
karakteriziran je promjenom boje indikatora phenolphtaleina iz
ljubičaste u bezbojnu.
Pri određivanju ukupnog alkaliteta vode do pH 4,3 koji se
određuje uz indikator metil
narančasto u vodi s kiselinom reagiraju svi hidroksidi,
karbonati i hidrogenkarbonati prema
reakcijama (1-12)-(1-14) pri čemu i karbonati i
hidrogenkarbonati prelaze u CO2 i H2O. Ovdje
treba primijetiti da se za titraciju 1 mola karbonata do pH 4,3
troše 2 mola kiseline, a za titraciju
tih istih karbonata pri određivanju p-alkaliteta trošili smo
samo 1 mol.
OH- + HCl → H2O + Cl- (1-12)
CO32- + HCl → Cl- + HCO3- (1-13)
-
15
HCO3- + HCl → Cl- + CO2 + H2O (1-14)
Izmjereni p i m alkaliteti mogu poslužiti za procjenu
koncentracije hidroksida,
karbonata i hidrogenkarbonata u vodi. Pri ovom računanju se
pretpostavlja da hidroksidi i
hidrogenkarbonati ne mogu biti prisutni u vodi u isto vrijeme.
Da bi se odredile koncentracije
tri ionske vrste koje čine alkalitet iz samo dva podatka
(izmjerenih p i m alkaliteta), pomaže
nam navedena činjenica da karbonati reagiraju s HCl-om u dva
stupnja: prvo do HCO3-, a onda
do CO2 i H2O. Prva reakcija se odvija pri određivanju
p-vrijednosti, a obje reakcije pri
određivanju m-vrijednosti. U slučaju kada su u vodi prisutni
samo karbonati, odnos p i m mora
biti 1:2. Sličnom logikom mogu se dobiti i odnosi koncentracija
karbonata i hidroksida,
odnosno karbonata i hidrogenkarbonata, kad su prisutni zajedno u
vodi. Odnos koncentracije
hidroksida, karbonata i hidrogenkarbonata u ovisnosti o p i m
vrijednostima dobivenim
titracijama prikazan je u tablici 1-3:
Tablica 1-3. Odnos koncentracija hidroksida, karbonata i
hidrogenkarbonata u vodi (meq/L) u
ovisnosti o p i m vrijednostima
Alkalitet (meq/L)
rezultat titracije hidroksidi karbonati hidrogenkarbonati
p = 0 0 0 m
2p < m 0 2p m-2p
2p = m 0 2p 0
2p > m 2p-m 2(m-p) 0
p = m m 0 0
Stabilnost vode
Tendencija taloženja CaCO3 ovisi o zasićenosti vode sa CaCO3.
Vode koje su zasićene
sa CaCO3 imaju tendenciju stvaranja kamenca. Vode koje nisu
zasićene u odnosu na CaCO3
imaju tendenciju otapanja CaCO3 i agresivne su (mogu djelovati
korozivno). Vode u ravnoteži
sa CaCO3 nemaju ni tendenciju taloženja niti otapanja CaCO3.
Da bi se odredila stabilnost vode, mora se odrediti nekoliko
kvalitativnih karakteristika
vode. Minimalni zahtjevi su ukupni alkalitet vode, koncentracija
kalcija, pH-vrijednost vode i
temperatura. Ionska jakost vode također se mora izračunati ili
odrediti iz izmjerene vodljivosti
ili iz ukupne količine otopljenih soli. Postoje dva slučaja za
CaCO3:
✓ tendencija vode da istaloži CaCO3 (prezasićena) ✓ tendencija
vode da otopi CaCO3 (nezasićena)
Prisustvo fosfata (posebno polifosfata), nekih organskih spojeva
i magnezija može
smanjiti tendenciju taloženja CaCO3 jer ti spojevi djeluju
inhibitorno na kristalizaciju CaCO3.
Također, do taloženja može doći iz nezasićenih voda u odnosu na
CaCO3, obično pri povećanju
pH-vrijednosti. Zbog toga, taloženje CaCO3 treba sagledavati kao
ponašanje CaCO3 u vodenom
sistemu kod datih uvjeta. U isto vrijeme, tendencija vode da
otapa CaCO3, znak je korozivnosti
vode. Karakteristike vode, kao što su količina otopljenog
kisika, puferirajući kapacitet, sadržaj
klorida i sulfata te brzina strujanja vode mogu imati znatnijeg
utjecaja na korozivna svojstva
vode. Zbog toga se korozivnost vode ne treba određivati samo na
osnovi tendencije vode da
otapa CaCO3.
-
16
Pokazatelj koji indicira taloženje ili otapanje CaCO3 je indeks
zasićenja (stabilnosti)
vode. Najčešće se upotrebljavaju Langelierov indeks stabilnosti
(LSI) (1-15) i Ryznarov
indeks (RSI) (1-21).
LSI = pH – pHs (1-15)
gdje je pH izmjerena vrijednost uzorka, a pHs izračunata
vrijednost pH pri saturaciji u odnosu
na CaCO3 koja se izračuna pomoću izraza (1-16)-(1-20):
pHs = (9,3 + A +B) – (C + D) (1-16)
gdje su:
A = (log (TDS) – 1) / 10 (1-17)
B = -13,12 x log (t (oC) + 273) + 34,55 (1-18)
C = log ((Ca) [mg CaCO3/L]) – 0,4 (1-19)
D = log (m-alkalitet [mg CaCO3/L]) (1-20)
TDS = total dissolved solids (ukupne otopljene soli) [mg/L]
Vrijednosti LSI iznad 0 upućuju na tendenciju vode da taloži
kamenac te je u toj situaciji
voda prezasićena s CaCO3, a negativne vrijednosti LSI upućuju na
tendenciju otapanja kamenca
i potencijalnu koroziju, jer je voda nedovoljno zasićena
kamencem. Stoga radi lakšeg
odeđivanja stabilnosti vode vrijednosti LSI oko 0 (-0,25 do
0,25) karakteriziraju stabilnu vodu.
Ryznarov indeks računa se prema:
RSI = 2 (pHs) – pH (1-21)
gdje je pH izmjerena pH-vrijednost vode, a pHs izračunata
vrijednost pH pri saturaciji s CaCO3
prema Langelieru. Vrijednosti RSI koje izrazito iznad 6 upućuju
na pojačanu tendenciju vode
da otapa kamenac odnosno da je voda korozivna, a vrijednosti
dosta ispod 6 na tendenciju
taloženja kamenca.
Zadaci Primjer 1. Kolika je ukupna tvrdoća vode koja sadrži 23
mg/L magnezija, 39 mg/L kalcija i 22
mg/L natrija? Rezultat izrazi u onj i mg/L CaCO3.
Ukupnu tvrdoću čini samo zbroj kalcijevih i magnezijevih soli.
Prvo se koncentracije Ca2+ i Mg2+ preračunaju u
množinske koncentracije koje se zbroje, a zatim se njihova
zbrojena koncentracija preračuna u njemačke stupnjeve
(1 onj = 10 mgCaO/L) i mg/L CaCO3.
nj10,77mg/L107,7mg/mmol56,1mmol/L1,92M(CaO)c(UT))γ(UT
192,2mg/Lmg/mmol100,1mmol/L1,92)M(CaCOc(UT))γ(UT
mmol/L1,92mmol/L0,973mmol/L0,947)(Cac)(Mgcc(UT)
mmol/L0,973mg/mmol40,1
mg/L39
)M(Ca
)γ(Ca)(Cac
mmol/L0,947mg/mmol24,3
mg/L23
)M(Mg
)γ(Mg)(Mgc
oCaO
3CaCO
22
2
22
2
22
3
====
===
=+=+=
===
===
++
+
++
+
++
-
17
Primjer 2. Ako voda ima Ca2+ iona u koncentraciji 40,1 mg/L,
HCO3- iona 122 mg/L, koliko
je to mol/L, meq/L i onj.
nj615mg/L56,12
mg/mmol 56,1mmol/L2
2
M(CaO))(HCOc)γ(HCO
meqv/L21mmol/L2)z(HCO)(HCOc
mmol/L2mol/L0,002g/mol61
g/L10122
)M(HCO
)γ(HCO)(HCOc
nj5,61mg/L56,1mg/mmol56,1mmol/L1M(CaO))(Cac)γ(Ca
meqv/L22mmol/L1)z(Ca)(Cac
mmol/L1mol/L0,001g/mol40,1
g/L1040,1
)M(Ca
)γ(Ca)(Cac
o3CaO3
33
3
3
33
o2CaO
2
22
3
2
22
,==
=
=
==
==
==
====
==
==
==
−−
−−
−
−
−−
++
++
−
+
++
Primijeti da je pri preračunavanju koncentracije HCO3- u
njemačke stupnjeve odnos molova HCO3- i CaO 2:1.
Primjer 3. Kolika je karbonatna tvrdoća vode u njemačkim
stupnjevima ako je ukupna tvrdoća
12 onj, a koncentracija HCO3- iona 321 mg/L?
Odnos molova HCO3- i karbonatne tvrdoće (Ca(HCO3)2 i Mg(HCO3)2)
je 2:1, pa treba prvo izračunati molarnu
koncentraciju HCO3-, preračunati je u koncentraciju karbonatne
tvrdoće, a zatim preračunati u njemačke stupnjeve.
nj14,761mg/L147,61mg/mmol56,1mmol/L2,631M(CaO)c(KT))γ(KT
mmol/L2,6312
)c(HCOc(KT)
mmol/L5,262mg/mmol61
mg/L321
)M(HCO
)γ(HCO)c(HCO
oCaO
3
3
33
====
==
===
−
−
−−
Budući da karbonatna tvrdoća ne može biti veća od ukupne kao
konačni rezultat uzimamo da je KT=UT=12 onj, a
razlika između 14,761 i 12 onj su alkalijski hidrogenkarbonati
koje uglavnom predstavlja NaHCO3.
Primjer 4. Ako u 1 L čiste vode otopimo 222 mg CaCl2, 58,44 mg
NaCl i 84 mg NaHCO3,
kolika je karbonatna tvrdoća te koncentracije NaCl i CaCl2
dobivene otopine?
Prvo treba izračunati ukupne molarne koncentracije kalcija,
natrija, korida i hidrogenkarbonata, a zatim poredati
ione prema redoslijedu tendencije taloženja karbonata
(redoslijed glavnih kationa: Ca2+, Mg2+, Na+; redoslijed
glavnih aniona: HCO3- pa svi ostali) te procijeniti
koncentracije soli koje se mogu dobiti iz koncentracija iona.
Otapanje soli CaCl2 je objašnjeno i u poglavlju Bilanca aniona i
kationa.
c(CaCl2)=γ(CaCl2)
M(CaCl2) =
222 mg/L
111 mg/mmol= 2 mmol/L; c(Ca2+) = 2
mmol
L; c(Cl-) = 4
mmol
L
c(NaCl)=γ(NaCl)
M(NaCl) =
58,4 mg/L
58,4 mg/mmol = 1 mmol/L; c(Na+) = 1
mmol
L; c(Cl−) = 1
mmol
L
c(NaHCO3)=γ(NaHCO3)
M(NaHCO3) =
84 mg/L
84 mg/mmol = 1 mmol/L; c(Na+) = 1
mmol
L; c(HCO3
- ) = 1mmol
L
-
18
Zbrojeno imamo kalcija 2 mmol/L, natrija 2 mmola/L,
hidrogenkarbonata 1 mmol/L i klorida 5 mmol/L. Za
procjenu koncetracije soli koje se dobiju kombinacijom ovih
iona, najbolje je preračunati sve u eq i poredati
koncentracije prema navedenom redoslijedu.
Kationi meq/L Anioni meq/L
Ca2+ 4 HCO3- 1
Na+ 2 Cl- 5
Iz tablice vidimo da koncentracija karbonatne tvrdoće može
najviše biti 1 meq/L jer niža koncentracija relevantnog
iona (HCO3-) određuje koliko soli (Ca(HCO3)2) možemo dobiti.
Isto tako, koncentraciju soli NaCl određuje niža
koncentracija iona koji je sačinjavaju, u ovom slučaju Na+, pa
je koncentracija NaCl 2 meq/L. Koncentraciju CaCl2
određuje niža koncentracija, u ovom slučaju kalcija, ali svakako
moramo poštovati redoslijed tendencije taloženja
karbonata . S obzirom da se kalcij prema redoslijedu prvo mora
vezati s HCO3- u CaCO3 kojeg može samo nastati
1 meq/L (zbog HCO3-), za stvaranje soli s kloridima ga je ostalo
onda 3 meq/L pa je koncentracija CaCl2 3 meq/L,
a 2 meq/L Na+ se vežu s ostala 2 meq/L Cl-.
Primjer 5. Kolika je koncentracija hidroksida, karbonata i
hidrogenkarbonata u vodi koja ima
p = 1 i m = 2,3?
Ako znamo da su koncentracije pojedinih alkaliteta u donjoj
tablici izražene u meq/L onda je lako odrediti koliko
iznose pojedine koncentracije.
rezultat titracije hidroksidi karbonati hidrogenkarbonati
p = 0 0 0 m
2p < m 0 2p m-2p
2p = m 0 2p 0
2p > m 2p-m 2(m-p) 0
p = m m 0 0
mmol/L0,33012322)c(HCO
1122)c(CO
0)c(OH
3
23
==−=−=
===
=
−
−
−
L/meqv,L/meqv),(L/meqv)pm(
L/mmolL/meqvL/meqvp
Primjer 6. Koliki će biti Langlierov indeks stabilnosti vode
koja sadrži 45 mg/L kalcija, m-
vrijednost joj je 6, ukupno sadrži 450 mg/L soli, a pH joj je
7,85 pri temperaturama 3 i 60oC?
Hoće li takva voda otapati ili taložiti kamenac?
Prvo treba preračunati koncentracije kalcija i alkalitet u mg
CaCO3/L. Budući da je pH manji od 8,3
zaključujemo da je p-vrijednost nula, odnosno da u vodi nema
hidroksida ni karbonata i da čitav alkalitet čine
hidrogenkarbonati. Pri preračunavanju m-vrijednosti u mg CaCO3/L
treba znati da je koncentracija
hidrogenkarbonata u vodi 6 meq/L = 6 mmol/L, ali i da se pri
preračunavanju u mg CaCO3/L treba uzeti u obzir
da je CaCO3 dvovalentna sol, a HCO3- jednovalentni ion, pa im je
odnos molova 1:2.
L/mg,mmol/mg,L/mmol)CaCO(M)CaCO(c)L/CaCOmg(alkalitet
L/CaCOmmolL/HCOmmol)L/CaCOmmol(alkalitet
L/mg,mol/g
mol/g,L/mg
)Ca(M
)CaCO(M)Ca()CaCO(M)Ca(c)Ca( CaCO
2730011003
36
511240
110045
333
333
23
2
322
3
===
==
=
=
==
−
+
+++
Zatim se izračunaju faktori za računanje Langlierovog indeksa za
obje temperature, a pomoću pH vode i sami
indeksi:
-
19
478,2(300,27)logalkalitet)-(m log D
651,10,4- ))5,112(( log0,4- ))(( log C
456,134,55 273) (60 logx -13,1234,55 273) (t logx 13,12- B
525,234,55 273) (3 logx -13,1234,55 273) (t logx 13,12- B
165,010
1) -(450) (log
10
1) -(TDS) (log
2
o60
o3
===
===
=++=++=
=++=++=
===
+ Ca
A
057,1))478,2651,1()456,1165,03,9((85,7 D)) (C )B A ((9,3 -pH
012,0))478,2651,1()525,2165,03,9((85,7 D)) (C )B A ((9,3 -pH
o
o
6060
33
=+−++−=+−++=
−=+−++−=+−++=
o
o
LSI
LSI
Iz vrijednosti indeksa može se zaključiti da je voda pri 3oC
stabilna, a pri 60oC će taložiti kamenac.
1-1. Kolika je kalcijeva tvrdoća u njemačkim stupnjevima ako je
koncentracija kalcija 45 mg/L?
1-2. Kolika je koncentracija kalcija u vodi ako voda sadrži 98
mg CaCO3/L?
1-3. Ako voda ima HCO3- iona u koncentraciji 220 mg/L, koliko je
to mol/L, mmol/L, mg/mL, meq/L i onj.
1-4. Ako voda ima koncentraciju kalcija 2 mmol/L izračunaj
koliko je to mol/L, meq/L, mg/L, onj i mg/L CaCO3
1-5. Kolika je koncentracija nitrata u vodi ako voda sadrži 23
mg/L nitratnog dušika?
1-6. Kolika je masa kalcija u Jarunskom jezeru površine 0,9 km2
i prosječne dubine 3 m ako je kalcijeva tvrdoća u jezerskoj vodi 23
onj?
1-7. Kolika se masa magnezija crpi godišnje u gradu Splitu pri
crpljenju podzemne vode ako je koncentracija magnezija u vodi 2
mg/L, ako Split ima 300.000 stanovnika koji dnevno
potroše 200 L vodovodne vode po stanovniku?
1-8. Kolika je ukupna tvrdoća vode ako je za titraciju 100 mL
uzorka utrošeno 6,4 mL 0,05 M otopine EDTA uz indikator Eriochrome
crno T?
1-9. Kolika je koncentracija kalcija izražena u njemačkim
stupnjevima i mg/L ako je za titraciju 50 mL uzorka utrošeno 2,3 mL
0,1 M otopine EDTA uz indikator Mureksid?
1-10. Kolika je ukupna tvrdoća vode koja sadrži 40 mg/L kalcija
i 24 mg/L magnezija?
1-11. Kolika je ukupna tvrdoća vode koja sadrži 60 mg/L kalcija
i ima 3,5 onj magnezijeve tvrdoće?
1-12. Kolika je ukupna tvrdoća vode ako voda sadrži 150 mg/L
NaCl i 2 mg/l CaCl2?
1-13. Izračunaj ukupnu tvrdoću vode u onj i mg/L CaCO3, ako voda
sadrži 30 mg/L magnezija, 60 mg/l kalcija i 10 mg/l natrija?
1-14. Voda sadrži 15 onj kalcija i 4 onj magnezija. Kolika je
koncentracija kalcija i koncentracija magnezija izražena u mg/L,
mol/L i meq/L te kolika je ukupna tvrdoća
izražena u onj i mg/L CaCO3?
1-15. Ako voda sadrži 24 mg/L magnezija i 40 mg/L kalcija
izračunaj: a) masene koncentracije kalcija i magnezija u g/L,
mg/cm3 i kg/m3; b) množinske koncentracije
kalcija i magnezija u mol/L, mmol/L, mol/m3, eq/m3 i meq/L te c)
kalcijevu,
magnezijevu i ukupnu tvrdoću u njemačkim stupnjevima i mg/L
CaCO3.
-
20
1-16. Koliku masu kalcija iz vode profiltrira jedan ljudski
bubreg tijekom života od 70 godina, ako čovjek pije 2 L vode dnevno
koja sadrži 17 onj kalcijeve tvrdoće?
1-17. Koliko tona ukupne tvrdoće izražene kao CaCO3 se godišnje
dopremi stanovnicima grada s vodovodnom vodom ako je koncentracija
magnezija u vodi 3,8 onj, a
koncentracija kalcija 12,4 onj ako grad ima 587186 stanovnika
koji dnevno potroše 200
L vodovodne vode po stanovniku?
1-18. Kolika je ukupna tvrdoća otopine volumena 2 L izražena u
ofr ako je u njoj otopljeno 183 mg CaCl2, 169 mg Ca(NO3)2 i 74 mg
Mg(HCO3)2?
1-19. Kolika je karbonatna tvrdoća vode i masena koncentracija
HCO3- iona ako je pri titraciji 100 mL uzorka uz indikator
metil-oranž utrošeno 6,5 mL 0,1 M otopine HCl (ukupna
tvrdoća je 25 onj)?
1-20. Izračunaj karbonatnu tvrdoću vode ako je ukupna tvrdoća 12
onj, a koncentracija HCO3- iona 122 mg/L?
1-21. Kolika masa kamenca se može teoretski istaložiti iz 60 L
vode ako je karbonatna tvrdoća vode 16 onj i voda ne sadrži
magnezij?
1-22. Kolika je karbonatna tvrdoća vode u njemačkim stupnjevima
ako je kalcijeva tvrdoća 4 onj, magnezijeva tvrdoća 3 onj, a
koncentracija HCO3
- iona 360 mg/L? Kolika je u tom
slučaju nekarbonatna tvrdoća?
1-23. Kolike su ukupna, karbonatna i nekarbonatna tvrdoća vode
izražene u onj i mg/L CaCO3 ako je za titraciju 100 mL uzorka
utrošeno 6,5 mL 0,05 M otopine EDTA uz indikator
Eriochrome crno T i 9,8 mL 0,1 M otopine HCl uz indikator metil
narančasto?
1-24. Kolike su koncentracije NaHCO3 izražene u mg/L te
karbonatne i nekarbonatne tvrdoće izražene u mg CaCO3/L u vodi koja
sadrži 12
onj ukupne tvrdoće i 537 mg/L HCO3-
iona, pod pretpostavkom da su u vodi prisutni samo kationi
kalcija, magnezija i natrija?
1-25. Koliko će se povećati masa protočnog spremnika mase 2 t u
jednoj godini ako voda prosječnog protoka 2 m3/h pri ulasku u
spremnik ima 17 onj karbonatne tvrdoće, a na
izlasku 16,5 onj (pretpostavka je da se taloži samo CaCO3)?
1-26. Ako je koncentracija kalcija 65 mg/L, koncentracija
magnezija 20 mg/L, koncentracija natrija 10 mg/L, a koncentracija
hidrogenkarbonatnih iona 300 mg/L kolike su ukupna,
karbonatna i nekarbonatna tvrdoća izražene u njemačkim
stupnjevima i mg/L CaCO3?
1-27. Ako je ukupna tvrdoća vode 20 onj, koncentracija klorida
25 mg/L, kolika je koncentracija hidrogenkarbonatnog iona, ako voda
sadrži samo kalcijeve, magnezijeve,
kloridne i hidrogenkarbonatne ione?
1-28. Kolika je koncentracija natrija u vodi izražena u mg/L ako
voda od kationa sadrži samo natrij, kalcij i magnezij ako je ukupna
koncentracija kationa u vodi 3,4 meq/L, a ukupna
tvrdoća je 3,1 onj?
1-29. Voda sadrži samo ukupnu tvrdoću, natrij i kloridne ione te
m alkalitet, a pH joj je 7. Ako je koncentracija kalcija 80 mg/L,
koncentracija magnezija 4 meq/L, koncentracija
klorida 106,35 mg/L i m alkalitet 6 izračunaj: ukupnu,
karbonatnu i nekarbonatnu
tvrdoću u onj; koncentraciju NaHCO3 u mg/L; koncentraciju
natrija u mmol/L i
koncentraciju NaCl u mg/L.
1-30. Ako je koncentracija kalcija u nekoj vodi 2 mmol/L,
koncentracija magnezija 48,6 mg/L, koncentracija klorida 106,35
mg/L, m alkalitet 14, a pH vode 7, izračunaj:
ukupnu, karbonatnu i nekarbonatnu tvrdoću u mg CaCO3/L;
koncentraciju NaHCO3 u
-
21
mg/L; koncentraciju natrija u mg/L i koncentraciju NaCl u
mmol/L. Voda sadrži samo
ukupnu tvrdoću, natrij i kloridne ione te m alkalitet.
1-31. Jedna litra čiste vode s otopljenim CO2 otopila je 450 mg
CaCO3. Ako se u vodi otopi još i 84 mg NaHCO3 izračunaj karbonatnu
tvrdoću u njemačkim stupnjevima,
koncentraciju natrija u mg/L i koncentraciju hidrogenkarbonatnih
iona izraženu u mg/L.
1-32. U 1 litri čiste vode zasićene s CO2 otopljeno je 9 meq
kalcijevog karbonata, 1 mmol NaHCO3 i 111 mg CaCl2. Izračunaj
ukupnu, karbonatnu i nekarbonatnu tvrdoću u
njemačkim stupnjevima i koncentraciju NaCl u mmol/L.
1-33. Ako voda sadrži kalcij, magnezij, natrij,
hidrogenkarbonate, kloride i sulfate izračunaj ukupnu tvrdoću
izraženu u mg CaCO3. Koncentracija natrija je 2,1 mmol/L,
koncentracija hidrogenkarbonata 1,6 mmol/L, koncentracija
klorida 65 mg/L i
koncentracija sulfata 86 mg/L.
1-34. Ako je p vrijednost 2,3, a m vrijednost 2,4 izračunaj
koncentracije hidrogenkarbonatnih, karbonatnih i hidroksidnih iona
u vodi izražene u mg/L.
1-35. Kolike će biti p i m vrijednosti za vodu koja sadrži 130
mg/L hidrogenkarbonatnih iona i 34 mg/L karbonatnih iona?
1-36. Ako je za 50 mL uzorka utrošeno 3 mL 0,05 M HCl-a uz
indikator metil narančasto i za isti volumen uzorka 2 mL 0,05 M
HCl-a uz indikator phenolphtalein, kolike su
množinske koncentracije hidrogenkarbonata, karbonata i
hidroksida?
1-37. U litri demineralizirane otopine otopljeno je 300 mg
Na2CO3. Kolike su p i m vrijednosti te otopine, te karbonatna i
ukupna tvrdoća izražene u mol/L.
1-38. Koliki je Langlierov indeks stabilnosti vode koja sadrži
600 mg/L ukupnih otopljenih soli, 44 mg/L kalcija izraženog kao
CaCO3, te alkalitet od 400 mg CaCO3/L, ako je pH
vode 6,88, a temperatura 20 oC?
1-39. Koliki je Langlierov indeks stabilnosti vode koja sadrži
500 mg/L ukupnih otopljenih soli, 40 mg/L kalcija, te karbonatnu
tvrdoću od 16 onj, ako je pH vode 7,25, a
temperatura 30 oC? Hoće li ta voda pokazivati tendenciju
taloženja ili otapanja
kamenca?
1-40. Pri kojoj temperaturi će LSI biti 0 za vodu iz zadatka
1-38?
1-41. Koliko treba povisiti pH da bi LSI iz zadatka 1-38 bio
0,25 pri 30oC?
-
22
2. VODA ZA PIĆE Uvod
Voda za piće je važan ekonomski resurs i ima iznimnu važnost za
razvoj ljudskog
društva. Nažalost, više od petine čovječanstva nema pristup
zdravstveno ispravnoj vodi za piće.
Osim nejednolike raspoređenosti zaliha vode i rasta potrošnje po
stanovniku, veliki problem
predstavlja i onečišćenje vode čime se smanjuje količina
dostupne vode za piće.
U ovom poglavlju bit će prikazani tipovi vode za piće i najčešći
procesi njihove obrade.
Naravno, procesi opisani u ovom poglavlju upotrebljavaju se i za
obradu voda za potrebe
industrije, a ponekad i za obradu otpadnih voda. Isto tako,
procesi ionske izmjene i membranski
procesi upotrebljavaju se i pri obradi vode za piće, ali zbog
njihove važnosti obrađeni su u
posebnim poglavljima.
Raspoložive količine vode za piće u Hrvatskoj su statistički
vrlo velike i veće nego u
mnogim europskim zemljama. Hrvatska raspolaže s blizu 27 300 m3
vode po stanovniku što bi
trebalo biti dovoljno za sve potrebe i za sve stanovnike te je
Hrvatska prva u suporedbi sa
ostalim zemljama članicam EU, a samo Island i Norveška imaju
veće zalihe vode po stanovniku
od RH. Hrvatska je jedna od malobrojnih zemalja u svijetu koja
ima dovoljnu količinu
zdravstveno ispravne vode za piće. Nažalost, javna opskrbljenost
vodom nije na razini
zapadnoeuropskih zemalja uglavnom iz razloga nedostatka
sredstava, kao i slabe naseljenosti i
velikih udaljenosti. Nadamo se da će Hrvatska učiti na greškama
razvijenih zemalja, tj. da će
znati zaštititi svoje prirodno bogatstvo, tj. izvore zdravstveno
ispravne vode za piće. Nejednolik
raspored voda u Hrvatskoj, neistražene i neutvrđene količine i
kvaliteta vode, te ubrzano
onečišćenje izvora vode, uzrokom su neopskrbljenosti pitkom
vodom mnogih dijelova
Hrvatske. Republika Hrvatska opskrbljena je sa 87 % računajući s
brojem stanovnika koji se
vodom opskrbljuju iz javnih vodoopskrbnih sistema. Opskrbljenost
je nejednolika, a
paradoksalan je podatak, da je opskrbljenost Istre, Hrvatskog
primorja i Gorskog kotara iznad
90 %, Dalmacije i otoka iznad 85 %, a sliva Save najlošiji oko
55 %. Pri tome je krški relativno
slabo vodom bogati jug Hrvatske bolje opskrbljen. Vodu za
ljudsku potrošnju dijelimo na:
✓ voda za piće iz javnih vodoopskrbnih sustava ✓ prirodna
mineralna voda ✓ izvorska voda ✓ stolna voda
Voda za piće iz javnih vodoopskrbnih sustava potječe iz
podzemnih ili površinskih
vodotokova i njena fizikalno-kemijska svojstva su često
promjenjiva i ovise o vanjskim
faktorima (temperatura, količini oborina...). Ovo se naročito
odnosi na površinske vode i
podzemne vode krških područja. Ako je prisutna povišena
vrijednost nekog fizikalno-
kemijskog ili kemijskog parametra koristi se tehnologija za
njegovo uklanjanje. Voda u ovim
sustavima sadrži uglavnom saprofitnu, a rjeđe i patogenu
mikrofloru koja se uklanja
dezinfekcijom, najčešće kemijskim sredstvima (npr. klor i klorni
preparati). Dnevna potrošnja
vode iz javnih vodoopskrbnih sustava po potrošaču naziva se
ekvivalent stanovnika i u RH
-
23
iznosi 150 L. Ispravnost vode za piće u Republici Hrvatskoj
definirana je Zakonom o vodi za
ljudsku potrošnju („Narodne novine“, broj 56/13, 64/15) i
Pravilnikom o parametrima
sukladnosti i metodama analize vode za ljudsku potrošnju
(„Narodne novine“, broj 125/13,
141/13, 128/15). Između ostalih parametara, propisno je da voda
za piće iz javnih
vodoopskrbnih sustava mora biti bez okusa i mirisa, obojenja
najviše do 20 mg/PtCo skale,
mutnoće do 4 NTU (nephelometric turbidity units), temperature do
25 oC, dok pH-vrijednost
vode mora biti od 6,5 do 9,5. Od ostalih važnijih parametara
koji će biti predmet razmatranja u
ovoj knjizi, maksimalno dozvoljene koncentracije su:
✓ amonijak 0,5 mg/L; nitrati 50 mg/L; nitriti 0,5 mg/L ✓ kloridi
250 mg/L; natrij 200 mg/L; sulfati 250 mg/L ✓ željezo 0,2 mg/L;
mangan 0,05 mg/L ✓ slobodni klor 0,5 mg/L
✓ arsen 10 g/L ✓ organske tvari (5 mgO2/L kao utrošak KMnO4)
Za ukupnu tvrdoću nema maksimalno propisane koncentracije, ali
je maksimalna
električna provodnost, koja odražava količinu minerala u vodi,
propisana na 2500 S/cm. Što
se mikrobiologije tiče, u vodi ne smije biti patogenih
mikroorganizama čiji su karakteristični
predstavnici Salmonelle, Shigelle, Vibrio cholerae, Pseudomonas
aeruginosa čija se
koncentracija ograničava na manje od 1 žive stanice po L.
Vodovodna voda ne mora biti
potpuno sterilna, pa je tako Pravilnikom predviđeno da smije
sadržavati 20 živih bakterija po
mL vode izraslih na kompletnoj podlozi pri 37 oC i 100 bakterija
po mL izraslih na 22oC,
odnosno da 1 L vode za piće smije sadržavati i do 100.000 živih
stanica.
Prirodna mineralna voda je voda koja potječe iz podzemnih
ležišta zaštićenih od
svakog onečišćenja, dobiva se iz jednog ili više prirodnih ili
bušenih izvora, odlikuje se svojim
organoleptičkim i fizičko-kemijskim osobinama, bakteriološki je
ispravna te ima blagotvoran
učinak na ljudski organizam, a od vode za piće se razlikuje
svojim prirodnim karakterističnim
sadržajem otopljenih mineralnih tvari i tvari u tragovima te
određenim prehrambeno-
fiziološkim učincima i stanjem svoje prirodne čistoće. Mineralna
voda se distribuira na tržište
u bocama. Prirodna mineralna voda u onom stanju kakva je na
izvoru ne smije biti podvrgnuta
bilo kakvoj obradi odnosno tehnološkim postupcima, osim:
✓ odvajanju njezinih nestabilnih elemenata, kao što su spojevi
željeza, mangana i sumpora postupcima filtracije ili dekantiranja
uz mogućnost prethodne oksigenacije
✓ odvajanju spojeva željeza, mangana, sumpora i arsena iz
određenih prirodnih mineralnih voda obradom zrakom obogaćenim
ozonom
✓ odvajanju fluorida aktivnim aluminijevim oksidom ✓ potpunom
ili djelomičnom uklanjanju slobodnog CO2 isključivo primjenom
fizikalnih
metoda
✓ ponovnom uvođenju CO2
Posebno je zabranjena svaka vrsta dezinfekcije bilo kojim
sredstvima te je zabranjeno i
dodavanje bakteriostatskih elemenata ili primjena bilo koje
druge obrade koja bi mogla
promijeniti broj živih mikroorganizama u prirodnoj mineralnoj
vodi. Maksimalni broj živih
mikroorganizama u bocama mineralne vode je isti kao za vodovodnu
vodu.
Izvorska voda je voda koja potječe iz podzemnih ležišta
zaštićenih od svakog
onečišćenja. Sastav, temperatura i ostale značajke izvorske vode
moraju biti konstantne u
okviru prirodnih promjena i ne smiju se mijenjati u slučaju
promjene izdašnosti izvora. Kod
ovih voda nije dopuštena nikakva tehnologija prerade kemijskim
sredstvima, niti dezinfekcija
-
24
kemijskim sredstvima. U procesu punjenja izvorske vode
dozvoljeni su isti postupci obrade kao
i kod prirodnih mineralnih voda. Da bi neka voda bila priznata
kao izvorska voda, potrebno je
provesti hidrogeološka, fizikalna, kemijska i mikrobiološka
ispitivanja.
Stolna voda je proizvedena od vode za piće, najčešće procesom
reverzne osmoze s
naknadnim dodatkom dozvoljenih tvari, u cilju poboljšanja
organoleptičkih svojstava, a
zdravstveno je ispravna. Propisano je 10 tvari koje se mogu
dodavati i sve te tvari moraju imati
atest o upotrebljivosti u prehrambenoj industriji. Dopušteno je
dodavanje ovih tvari: natrijev
klorid, kalcijev klorid, natrijev karbonat, kalcijev karbonat,
natrijev hidrogenkarbonat,
magnezijev karbonat, natrijev sulfat, magnezijev sulfat,
natrijev fluorid i ugljikov dioksid. U
označavanju stolne vode na ambalaži ili deklaraciji zabranjeno
je stavljati oznake, crteže, slike
ili bilo koje druge znakove koji mogu dovesti do miješanja
stolne vode s prirodnim mineralnim
ili izvorskom vodom, a posebno upotrebljavati riječi “mineralna
voda”, “mineral”, “kiselica”,
“vrelo”, “izvor” ili bilo koju izvedenicu tih riječi.
Soda-voda je voda proizvedena izravnom impregnacijom vode za
piće ugljikovim
dioksidom te napunjena u specijalne boce.
Organske tvari u vodi
Osiguranje dovoljnih količina vode za piće imperativ je
današnjice. Potrebne količine
vode za piće pretežno se crpe iz podzemnih izvorišta, a tamo
gdje nema dovoljnih količina
vode poseže se za vodom i iz površinskih resursa. Dostupne
količine raspoložive vode često
su onečišćene i sadrže povećanu količinu organskih tvari koja
može biti prisutna i u podzemnim
vodama bilo kao produkt prirodnog raspada ili uslijed djelovanja
čovjeka. Prisutnost organskih
tvari u vodi je nepoželjno iz više razloga:
✓ utječu na boju, miris i okus vode ✓ mogu izazvati biološko
kvalitativne promjene u sistemima za opskrbu vodom ✓ mogu smetati
pri procesima obrade ✓ smetaju pri uklanjanju željeza i mangana iz
vode ✓ prekursori su nastajanja halogeniranih organskih spojeva -
trihalometana prilikom
procesa dezinfekcije vode
✓ mogu biti toksične ili karcinogene ✓ u prirodnim vodotokovima
mogu uzrokovati nestanak otopljenog kisika uslijed
mikrobne razgradnje
Prema važećim zakonskim propisima u RH je maksimalno dozvoljena
koncentracija za
organske tvari propisana kao utrošak KMnO4 i iznosi do 5 mg
O2/L. Navedena metoda
određivanja je indirektna i bazira se na oksidaciji organskih
tvari s KMnO4 pri čemu se rezultat
iskazuje kao teoretski potrebna količina kisika za oksidaciju.
Pri preračunavanju utroška
KMnO4 na kisik uzima se u obzir broj elektrona pri oksidaciji (5
e- za KMnO4 i 4 e
- za kisik).
Osim metode oksidacije s KMnO4, organske tvari se mogu točnije
odrediti s TOC analizatorom
koji mjeri koncentraciju organskog ugljika u vodi (TOC – total
organic carbon; ukupni organski
ugljik). Ova metoda se bazira na spaljivanju uzorka vode i
mjerenje nastalog CO2. Da bi se
isključio anorganski ugljik prisutan kao hidrogenkarbonatni i
karbonatni ion, te otopljeni CO2,
uzorak se prvo zakiseli da bi se karbonati i hidrogenkarbonati
preveli u CO2, a zatim se CO2
propuhivanjem otplini iz uzorka.
Organske tvari prisutne u vodi može se podijeliti na:
-
25
✓ Netopljive organske tvari: Dijelovi biljnih i animalnih
predstavnika, mikroorganizmi, ulja, humusne tvari i sl.
✓ Topljive organske tvari: humusne tvari, masne kiseline,
proteini, peptidi, aminokiseline, saharidi, otopljeni organski
plinovi (npr. metan), topljivi ekstrakti
biljnog i životinjskog porijekla, sintetski organski spojevi
(pesticidi, otapala, itd.) i sl.
Većina organskih tvari u površinskim vodama potječe od mikrobne
razgradnje biljnog
materijala. Karakteristike prirodnih organskih tvari u
površinskim vodama uspoređene s
karakteristikama organskih tvari izoliranih iz tla upućuju na
činjenicu da se velik dio organske
tvari iz površinskih voda može klasificirati kao humusne tvari.
Humusne tvari su negativno
nabijene makromolekule koje uz druge sastojke sadrže huminske,
fulvinske i himetomelanske
kiseline. Huminske kiseline predstavljaju kisele sastojke
humusne tvari koje su topljive u
bazama, ali se talože u kiselinama za razliku od fulvinskih
kiselina koje su također sastojak
humusne tvari, ali topljive i u kiselinama i bazama. Humusna
tvar prisutna u vodi ima cikličku
strukturu i kisela je po prirodi. Formacija i struktura ovisi o
mnogo kompleksnih biosintetskih
i biodegradacijskih reakcija. Karakteristika produkta ovisit će
o klimatskim uvjetima i varirat
će od sezone do sezone te od lokacije do lokacije. Struktura
humusnih tvari dana je kroz formulu
galne, fulvinske i huminske kiseline i u mnogome je
pojednostavljena. Galna se kiselina smatra
bazom kompleksne fulvinske i huminske kiseline. Huminske
kiseline sadrže karboksilne,
fenolne, alkoholne, ketonske i metoksi grupe koje djeluju na
njihovu stabilnost u vodi. Maseni
udjeli elemenata u huminskim i fulvinskim kiselinama prikazani
su u tablici 2-1.
Tablica 2-1. Maseni udjeli elemenata u huminskim i fulvinskim
kiselinama
Element Huminska kiselina (%) Fulvinska kiselina (%)
C 52 - 62 44 – 49
H 4 - 6 3 – 5
O 30 - 35 44 – 49
N 3 - 6 2 – 4
S 0 - 2 0 – 2
Zbog svoje kompleksne strukture molekule huminskih kiselina mogu
na sebe vezati
anorganska i organska mikro onečišćenja kao metale pri čemu
nastaju kompleksi metala i
huminske tvari. To vezanje ima vrlo važnu ulogu u migraciji
metala. Relativna stabilnost
kompleksa opada slijedećim redom: Fe3+, Al3+, Pb2+, Cu2+, Fe2+,
Zn2+, Ni2+, Cd2+, Co2+, Mn2+,
Ca2+, Mg2+.
Prije se obraćala pažnja samo na organske tvari u vodama koje
utječu na boju, okus i
miris vode, međutim ta svojstva posjeduje samo mali dio ukupnih
organskih tvari. Zadnjih
godina postoji sve više dokaza da su pojedini dijelovi organskih
tvari toksični ili kancerogeni
ili to postaju kao rezultat kemijske međureakcije u vodenom
mediju. Studije su pokazale da se
u vodama koje sadrže humusne tvari pri dezinfekciji vode klorom
stvaraju lakohlapivi
halogenirani ugljikovodici tzv. trihalometani. Klorirani
organski spojevi koji se formiraju
(trihalometani) su kloroform, CHCl3, zatim bromdiklormetan,
CHBrCl2 i dibromklormetan,
CHBr2Cl, itd. Epidemiološke studije ukazuju na signifikantnu
međuovisnost između klorirane
vode, sadržaja humusnih tvari i učestalosti oboljenja od raka.
Priroda i koncentracija ovih
spojeva su funkcija stupnja kloriranja te tipa i količine
organskih tvari u vodi. Maksimalno
dozvoljena količina za ukupne trihalometane je 100 µg/L. Glavnim
prekursorima smatraju se
huminske i fulvinske kiseline. Metode koje se upotrebljavaju za
uklanjanje organskih tvari iz
vode su:
-
26
✓ Flokulacija vode ✓ Adsorpcija na aktivnom ugljenu ✓ Ionska
izmjena ✓ Membranski procesi ultrafiltracije, nanofiltracije i
reverzne osmoze
Dezinfekcija vode
Pored velikog fiziološkog značaja vode za život, voda igra važnu
ulogu u patologiji
čovjeka jer se pomoću nje mogu prenijeti mnoge zarazne bolesti.
Pojava epidemija izazvanih
vodom posljedica je nepravilne obrade sirove vode, suprotno
principima higijene i sanitarne
tehnike. Mnoge zarazne bolesti, koje se prenose vodom,
posljedica su grešaka u rukovanju
uređajima za dezinfekciju vode.
Vodom se mogu prenositi dizenterija, trbušni tifus, paratifus,
kolera, infektivni hepatitis,
poliomijelitis, tularemija i razni crijevni paraziti. Vodom se
mogu također prenositi stočne zarazne
bolesti i jaja parazita od kojih pored životinja obolijevaju i
ljudi. Bolesti koje se prenose vodom
javljaju se u obliku epidemija koje su po svome karakteru
eksplozivne jer se vrlo brzo šire i za
kratko vrijeme javlja se veliki broj oboljelih osoba. Za
pojavljivanje epidemije mora biti ispunjeno
pet faktora:
✓ izvor zaraze (bolesna ili zaražena osoba, onečišćena voda,
itd.), ✓ put prenošenja i širenja epidemije, ✓ ulazna mjesta u
organizam, ✓ otpornost bakterija, i ✓ predispozicija organizma.
Prekidanje bilo koje karike u ovom lancu onemogućit će pojavu
epidemije. Iz tog razloga voda
za piće mora biti oslobođena uzročnika zaraznih bolesti kako bi
se spriječila epidemija, što se
postiže odgovarajućom pripremom vode za piće. U tu se svrhu vrši
kondicioniranje vode
upotrebom odgovarajućih fizikalno-kemijskih metoda obrade vode,
kao što su procesi filtracije
vode koji služe za uklanjanje grubih disperzija prisutnih u
vodi, zatim procesi koagulacije i
flokulacije vode koji služe za uklanjanje koloidnih disperzija
prisutnih u vodi, te procesi
dezinfekcije vode. Dezinfekcija vode se često vrši kao jedina
metoda obrade vode, primjerice kod
upotrebe podzemnih voda nepouzdanih u pogledu bakteriološke
ispravnosti.
Uspješna dezinfekcija može se izvršiti samo u bistroj vodi. I
neznatno zamućenje vode
smeta pri procesu dezinfekcije i ne garantira uspješnost
odvijanja procesa. Dezinfekcija se provodi
i kao preventivna mjera, a obavezno u sljedećim slučajevima:
✓ za vrijeme posebnih okolnosti (rat, poplave, potresi), ✓ kod
objekata gdje postoji potencijalna opasnost od zagađivanja vode,
bez obzira na
trenutačno zadovoljavajuću kvalitetu vode,
✓ kada se voda mora transportirati ili uskladištiti, ✓ pri
puštanju u rad novih objekata i poslije obavljenih popravaka
vodovodnih mreža i
objekata.
Prema tome, zadatak dezinfekcije vode je inaktivacija bakterija,
virusa i protozoa u cilju
sprečavanja prenošenja bolesti putem vode. Dezinfekcijom treba
uništiti i druge žive organizme i
alge čije prisustvo u pročišćenoj vodi negativno utječe na
kakvoću vode. Dezinfekcija vode ima
za cilj uništiti patogene i fakultativno patogene asporogene
mikroorganizme. Za uklanjanje
-
27
sporogenih mikroorganizama i cista amebne dizenterije koriste se
posebne metode i postupci
obrade.
Za dezinfekciju vode koriste se fizikalno-kemijske metode
dezinfekcije. Najčešće
korištene metode su kemijske metode dezinfekcije zbog svoje
primarne efikasnosti kao i zbog
mogućnosti naknadnog djelovanja. U novije vrijeme fizikalne
metode dezinfekcije, kao što su
ultravioletno zračenje i ultrazvuk, sve više nalaze primjenu u
procesima dezinfekcije vode za piće.
Budućnost dezinfekcije vode leži u kombinaciji fizikalnih i
kemijskih metoda. Metode
dezinfekcije vode moguće je podijeliti prema mehanizmu
djelovanja na:
✓ termičke metode ✓ metode koje upotrebljavaju jaka oksidacijska
sredstva (klor, ozon) ✓ oligodinamske metode (dezinfekcija srebrom)
✓ fizikalne metode (ultrazvuk, UV-zračenje, ultrafiltracija).
Uspješnost dezinfekcije odnosno inaktivacije mikroorganizama
često se izražava kao
logaritamska vrijednost učinkovitosti inaktivacije pri čemu se
za učinkovitost inaktivacije uvrštava
faktor za koji je smanjen broj mikroorganizama (m.o.) kako je
prikazano jednadžbom (2-1) i u
tablici 2-2. U literaturi se onda uspješnost inaktivacije
izražava kao npr. 2-log ili 3-log što znači
da je broj živih mikroorganizama smanjen 100 ili 1000 puta u
odnosu na početnu vrijednost.
t
0
N
NlogjeinaktivaciLog = (2-1)
Tablica 2-2. Logaritamske vrijednosti inaktivacije
mikroorganizama pri dezinfekciji
Uspješnost inaktivacije 90 % 99 % 99,9 % 99,99 % 99,999 %
Smanjenje broja m.o. 10x 100x 1000x 10.000x 100.000x
log inaktivacije 1 2 3 4 5
Inaktivacija mikroorganizama uglavnom slijedi kinetiku prema
jednadžbi (2-2) gdje su N0
i N koncentracije mikroorganizama na početku procesa
dezinfekcije i nakon vremena t, D je
količina apsorbiranog sredstva za oksidaciju (koncentracija za
kemijske dezinficijense ili intenzitet
zračenja za UV dezinfekciju), a k konstanta brzine reakcije
inaktivacije.
tDk0 eNN
−= (2-2)
Pri dezinfekciji kemijskim sredstvima uspješnost inaktivacije
mikroorganizama za
pojedino sredstvo ovisi o koncentraciji sredstava u vodi i
vremenu dezinfekcije. U upotrebi je često
parametar koji se naziva CT koji predstavlja produkt
koncentracije sredstva za dezinfekciju i
vremena dezinfekcije, a izražava se u mg min L-1. Za svaki
patogen koji predstavlja opasnost u
vodi, izmjerene su CT vrijednosti pri određenoj temperaturi i
pH, jer CT vrijednosti ovise o
temperaturi i pH-vrijednosti vode. U pravilu CT vrijednosti
padaju, odnosno sredstvo pokazuje
bolju dezinfekcijsku učinkovitost, kako temperatura vode
raste.
Dezinfekcija vode klorom i njegovim spojevima
Klor i njegovi spojevi najčešće se upotrebljavaju kao sredstva
za dezinfekciju vode, bilo
da se radi o dezinfekciji manjih količina vode u domaćinstvu ili
na terenu, ili o dezinfekciji velikih
količina vode u vodovodima.
-
28
Na veliku primjenu klora i njegovih spojeva utjecala je
razmjerno jednostavna nabava
elementarnog klora i njegovih spojeva, mogućnost skladištenja
potrebnih rezervi za duže
vremensko razdoblje, mogućnost transporta, jednostavnost
rukovanja (nije potrebna posebna
stručnost), doziranja i mjerenja njegove koncentracije. Također,
rad postrojenja za kloriranje ne
ovisi o električnoj energiji.
Djelovanje klora na bakterije očituje se već poslije kontakta s
vodom nakon jedne minute.
Klor reagira s različitim organskim materijalom stanice
mikroorganizama, a posebno je učinkovit
u reakciji s lipidima stanične membrane. Zbog toga klor najbolje
djeluje na bakterijske stanice koje
sadrže mnogo lipida u staničnoj membrani, a djeluje slabije na
viruse, bakterijske spore i
mikroskopske praživotinje. Dinamika, mehanizam i biokemizam
baktericidnog djelovanja još nisu
dovoljno razjašnjeni i postoji više teorija. Dezinfekcijska moć
pripisuje se i slobodnom radikalu
kisika koji se stvara kao rezultat velikog afiniteta klora prema
vodiku i hipokloritnoj kiselini koja
nastaje prilikom kloriranja (2-3) i (2-4):
Cl2 + H2O → HCl + HClO (2-3)
HClO → HCl + O (2-4)
S obzirom da je koncentracija plinovitog elementarnog klora u
vodi zanemariva, uveden je pojam
slobodni aktivni klor koji podrazumijeva koncentraciju
hipokloritne kiseline u vodi izražene kao
masena koncentracija elementarnog klora Cl2. Hipokloritna
kiselina je relativno slaba kiselina i
većim dijelom nedisocirana u vodi što ovisi o pH vode. Pri nižim
pH-vrijednostima je stupanj
disocijacije hipokloritne kiseline manji. S obzirom da je HClO
mnogo jače oksidacijsko sredstvo
od ClO- iona, očito je da će dezinfekcija klorom biti uspješnija
pri nižim pH-vrijednostima.
Prilikom dodavanja klora i njegovih spojeva vodi, dio klora se
troši na oksidaciju organskih
tvari prisutnih u vodi, uključujući i mikroorganizme, kao i na
oksidaciju željeza i mangana
prisutnih u vodi, pa govorimo o potrebi vode za klorom.
Potreba vode za klorom predstavlja količinu klora izraženog u
mg/L, kojeg je potrebno
dodati vodi do pojave rezidualnog klora.
Rezidualni klor predstavlja aktivni klor tj. koncentraciju
hipokloritne kiseline izražene u
mg/L koja je zaostala u vodi kao višak nakon reakcija aktivnog
klora s tvarima u vodi, tj. nakon
završenog procesa dezinfekcije vode. Zakonski dozvoljena
koncentracija rezidualnog klora u vodi
kreće se do 0,5 mg/L kod normalnih uvjeta, a 0,5-0,8 mg/L u
posebnim uvjetima (rat, epidemije,
itd.). Ako voda sadrži amonijak ili druge dušikove spojeve,
slobodni aktivni klor će reagirati s
njima stvarajući odgovarajuće supstitucijske spojeve i
kloramine. Kloramini također posjeduju
dezinfekcijsku moć kako će kasnije biti objašnjeno. Rezidualni
klor je garancija da je proces
dezinfekcije dobro izvršen i štiti vodu od naknadne
kontaminacije.
Doza klora koju je potrebno dodati vodi da bi se izvršili
postupci dezinfekcije predstavlja
zbroj potrebe vode za klorom i rezidualnog klora (2-5). Doza
klora se izražava u mg/L klora kojeg
je potrebno dodati vodi.
doza klora = potreba za klorom + rezidualni klor (2-5)
Vrijeme potrebno za dezinfekciju vode iznosi minimalno 30
minuta, nakon čega se u vodi
mora utvrditi odgovarajuća koncentracija rezidualnog klora. Ako
se nakon vremena od 30 minuta
ne utvrdi slobodni rezidualni klor u koncentraciji od minimalno
0,1 mg/L, smatra se da proces
dezinfekcije nije dobro izvršen i postupak se mora ponoviti, tj.
mora se tako dugo ponavljati dok
se nakon isteka vremena od 30 minuta po dodatku klora ne utvrdi
traženi rezidual. Ovim načinom
može se vršiti dezinfekcija vode za piće u vodovodima, zdencima,
bunarima, spremnicima,
kanisterima i drugim zalihama vode. Ako se za opskrbu vode
koriste hidroforski uređaji, ručna
-
29
pumpa ili gravitacijski način, potrebno je nakon obavljenog
procesa dezinfekcije vode otvoriti
najudaljenije mjesto potrošnje vode i pustiti vodu da teče dok
se na ispustu ne utvrdi pojava
rezidualnog klora u vodi.
Dezinfekcija se može obavljati unutar cjevovoda ako je vrijeme
zadržavanja u cjevovodu
dovoljno. U suprotnom se voda dezinficira u spremnicima u kojima
se osigurava dovoljno dugo
vrijeme kontakta sredstva za dezinfekciju i mikroorganizama. Pri
tome treba osigurati dobro
miješanje spremnika jer postoji mogućnost da vrijeme zadržavanja
sredstva za dezinfekciju bude
manje od predviđenog ako miješanje značajno odstupa od idealnog.
Na slici 2-1 prikazano je kako
se može jednostavnim konstrukcijskim zahvatima na reaktorima za
dezinfekciju osigurati
dovoljno dug kontakt dezinfekcijskog sredstva i mikroorganizama
prisutnih u vodi.
Za dezinfekciju klorom postoje CT vrijednosti za sve patogene
mikroorganizme koji se pojavljuju
u vodama. Ako pretpostavimo dozu klora od 1 mg/L i vrijeme
dezinfekcije od 30 minuta što su
uobičajene vrijednosti, dobit ćemo CT od 30 mg min L-1. U
tablici 2-3 prikazane su neke od CT
vrijednosti potrebne za 2-log smanjenje broja određenih
patogenih mikroorganizama koji se
pojavljuju u vodi. Vidljivo je da je klor vrlo učinkovit pri
uklanjanju bakterija i virusa, a mnogo
lošiji u inaktivaciji parazitskih protozoa kao što su Giardia
ili Cryptosporidium. Štoviše, ako
upotrijebimo uobičajene uvjete dezinfekcije uz CT vrijednost od
30 mg min L-1 u slučajevima
većeg broja parazitskih mikroorganizama u vodi moguća su
oboljenja kod ljudi i nakon
dezinfekcije klorom. Oboljenja izazvana ovim mikroorganizmima
nemaju teže simptome i
relativno lako se liječe, ali im se u razvijenim zemljama
pridaje velika pažnja i u slučaju prisutnosti
njihovog većeg broja kad dezinfekcija klorom nije dovoljno
učinkovita uklanjaju se iz vode
drugim metodama kao što su mikrofiltracija ili UV zračenje. Za
Giardiu je maksimalno dozvoljena
koncentracija u vodi za piće 1 živa stanica na 100.000 L
vode.
Slika 2-1. Tlocrt reaktora za dezinfekciju klorom
izlaz vode ulaz vode
izlaz vode ulaz vode
-
30
Tablica 2-3. CT vrijednosti za klor potrebne za 2-log (99%)
uklanjanje nekih mikroorganizama
pri pH 6-7 i temperature između 5-25oC
Mikroorganizam CT (mg min L-1)
E. coli 0,03-0,05
Poliovirus 1 1,1-2,5
Rotavirus 0,01-0,05
Giardia lamblia 15-150
Giardia muris 30-630
Cryptosporidium 7200
Postoji više mjesta na uređajima za obradu i sustavima za
raspodjelu vode gdje se može
dodavati klor i njegovi spojevi kako bi se izvršio proces
dezinfekcije vode:
✓ Predkloriranje vode je postupak dodavanja klora na početku
vodoopskrbne mreže ili prije drugih procesa obrade vode.
✓ Parcijalno kloriranje se primjenjuje kod velikih postrojenja
za pripravu vode za piće, a sastoji se u dodavanju klora na više
mjesta u raznim fazama procesa pročišćavanja.
✓ Naknadno kloriranje se koristi za održavanja koncentracije
rezidualnog klora u cijeloj vodovodnoj mreži jer odsustvo
rezidualnog klora ukazuje na mogućnost iznenadne
kontaminacije. Za naknadno kloriranje postoje klorne podstanice
i primjenjuju se kod
razgranate mreže velikih vodovoda.
Omjer i količina sredstva za dezinfekciju, kojeg je potrebno
dodati vodi, ovise o količini
vode koju želimo dezinficirati i količini aktivnog klora u
upotrebljenom sredstvu za dezinfekciju.
Kontrola koncentracije slobodnog rezidualnog klora vrši se
standardnim analitičkim
metodama: DPD (dietil-p-fenilen-diamin) metodom, ortotolidinskom
metodom, a priručno može
i pomoću kalij-jodida (KJ) i škroba. U slučaju da ne postoje
reagensi za određivanje rezidualnog
klora, u posebnim okolnostima možemo se poslužiti i mirisom.
Hiperkloriranje vode se obično provodi dodatkom doze klora u
koncentraciji od 20 i više
mg/L, ovisno iz kojeg razloga se provodi proces hiperkloriranja
(obično u slučajevima jake biol-
oške onečišćenosti vode). Hiperklorirana voda se prije upotrebe
obavezno mora deklorirati.
Proces dekloriranja vode provodi se u svrhu uklanjanja viška
klora zaostalog nakon
procesa dezinfekcije vode kada je koncentracija zaostalog
rezidualnog klora veća od dozvoljene
(0,5 mg/L), što se organoleptički primjećuje po neugodnom mirisu
na klor. Kako se zapravo radi
o uklanjanju neugodnog mirisa po kloru, često govorimo i o
procesu dezodorizacije vode.
Najčešći postupak dekloriranja vode je primjena filtra s
aktivnim ugljenom. Na aktivnom
ugljenu se aktivni klor oksidira, a aktivni ugljen reducira
stvaranjem ugljik(IV)-oksida ili
oksidirane forme aktivnog ugljena (2-6):
2 Cl2 + C + 2 H2O → CO2 + 4 HCl (2-6)
U gornjoj jednadžbi, klor je prikazan kao elementarni klor, iako
je u vodi prisutan u obliku
h