41426 (661627), страница 2

Просмтор этого файла доступен только зарегистрированным пользователям. Но у нас супер быстрая регистрация: достаточно только электронной почты!

Текст из файла (страница 2)

Прозорість

Прозорість (або світлопропускання) природних вод обумовлене їхнім кольором і каламутністю, тобто вмістом у них різноманітних пофарбованих і зважених органічних і мінеральних речовин.

Воду в залежності від ступеня прозорості умовно підрозділяють на прозору, що слабоопалесціює, опалесцентну, злегка каламутну, каламутну, сильно каламутну. Мірою прозорості слугує висота стовпа води, при якій можна спостерігати білу пластину визначених розмірів (диск Секкі), що опускається у водойму або розрізняти на білому папері шрифт визначеного розміру і типу (як правило, шрифт середньої товщини висотою 3.5 мм). Результати виражаються в сантиметрах із вказанням засобу виміру.

Ослаблення в каламутній воді інтенсивності світла з глибиною, призводить до більшого поглинання сонячної енергії поблизу поверхні. Поява більш теплої води в поверхні зменшує перенос кисню з повітря у воду, знижує щільність води, стабілізує стратифікацію. Зменшення потоку світла також знижує ефективність фотосинтезу і біологічної продуктивності водойми.

Визначення прозорості води - обов'язковий компонент програм спостережень за станом водних об'єктів. Збільшення кількості грубодисперсних домішок і каламутності характерно для забруднених і евтрофних водойм [3], [2].

Водневий показник рН

Вміст іонів водню (точніше, гідроксонію) у природних водах визначається в основному кількісним співвідношенням концентрацій вугільної кислоти і її іонів.

CO2 + H20 H+ + HCO3- 2 H+ + CO32-

Для зручності вираження вмісту водневих іонів був ведений розмір, що являє собою логарифм їхньої концентрації, узятий з оберненим знаком:

p = - lg[H+].

Для поверхневих вод, що містять невеликі кількості діоксиду вуглецю, характерна лужна реакція. Зміни pН тісно пов'язані з процесами фотосинтезу (через споживання CO2 водяною рослинністю). Джерелом іонів водню є також гумусові кислоти, що присутні в грунтах. Гідроліз солей важких металів відіграє роль у тих випадках, коли у воду потрапляють значні кількості сульфатів заліза, алюмінію, міді й інших металів:

Fe2+ + 2H2O --> Fe(OH)2 + 2H+

Значення pН у річкових водах звичайно варіює в межах 6. 5-8. 5, в атмосферних осадах 4. 6-6. 1, у болотах 5. 5-6. 0, у морських водах 7. 9-8. 3. Концентрація іонів водню схильна до сезонних коливань. Зимою розмір pН для більшості річкових вод складає 6. 8-7. 4, улітку 7. 4-8. 2. pН природних вод визначається до деякої міри геологією водозбірного басейну [2].

Відповідно до вимог до складу і властивостей води водойм пунктів питного водокористування, води водяних об'єктів у зонах рекреації, а також води водойм рибогосподарського призначення розмір pН не повинний виходити за межі інтервалу значень 6. 5-8. 5 [4].

pH води - один із найважливіших показників якості вод. Розмір концентрації іонів водню має велике значення для хімічних і біологічних процесів, що відбуваються в природних водах. Від розміру pН залежить розвиток і життєдіяльність водяних рослин, сталість різноманітних форм міграції елементів, агресивна дія води на метали і бетон. pН води також впливає на процеси перетворення різноманітних форм біогенних елементів, змінює токсичність забруднюючих речовин.

У водоймі можна виділити декілька етапів процесу її закисления:

на першому етапі рН практично не змінюються (іони бікарбонату встигають цілком нейтралізувати іони Н+). Так продовжується доти, поки загальна лужність у водоймі не впаде приблизно в 10 разів до розміру менше 0.1 моль/дм3.

на другій стадії закисления водойми рН води звичайно не піднімається вище 5.5 протягом усього року. Про такі водойми говорять як про помірно кислі. На цьому етапі закисления відбуваються значні зміни у видовому складі живих організмів.

на третьому етапі закисления рН водойм стабілізується на значеннях рН<5 (звичайно рН=4.5), навіть якщо атмосферні опади мають більш високі значення рН. Це пов'язано з присутністю гумусових речовин і сполук алюмінію у водоймах і грунтовому прошарку.

Природні води в залежності від рН раціонально поділяти на сім груп: [5]

Окисно-відновний потенціал (Eh)

Міра хімічної активності елементів або їхніх сполук в оборотних хімічних процесах, пов'язаних із зміною заряду іонів у розчинах. Значення окисно-відновних потенціалів виражаються у вольтах (мілівольтах). Окисно-відновний потенціал будь-якої оборотної системи визначається по формулі

Eh = E0 + (0. 0581/n) lg(Ox/Red) при t = 20°С

де Eh - окисно-відновний потенціал середовища;

E0 - нормальний окисно-відновний потенціал, при якому концентрації окисленої і відновленої форм рівні між собою;

Ox - концентрація окисленої форми;

Red - концентрація відновленої форми;

n - число електронів, що приймають участь у процесі.

У природній воді значення Eh коливаються від - 400 до + 700 мВ, визначається всією сукупністю у ній окисних і відновних процесів, проходять і в умовах рівноваги характеризує середовище відразу щодо всіх елементів, що мають змінну валентність.

Вивчення редокс-потенціалу дозволяє виявити природні середовища, у котрих можливо існування хімічних елементів із перемінною валентністю у визначеній формі, а також виділити умови, при яких можлива міграція металів [2], [1].

Розрізняють декілька основних типів геохімічних обстановок у природних водах [13]:

окислювальну - що характеризується значеннями Еh > + (100 - 150) мВ, присутністю вільного кисню, а також цілого ряду елементів у вищій формі своєї валентності (Fe3+, Mo6+, As5-, V5+, U6+, Sr4+, Cu2+, Pb2+);

перехідну окисно-відновну - обумовлену розмірами Еh + (100-0) мВ, хитливим геохімічним режимом і перемінним вмістом сірководню і кисню. У цих умовах протікає як слабке окислювання, так і слабке відновлення цілого ряду металів;

відновну - що характеризується значеннями Еh < 0. У підземних водах присутні метали низьких ступенів валентності (Fe2+, Mn2+, Mo4+, V4+, U4+), а також сірководень.

Еh і рН взаємозалежні.

Кислотність

Кислотністю називають вміст у воді речовин, що вступають у реакцію з гідроксил іонами. Витрата гідроксиду відбиває загальну кислотність води. У звичайних природних водах кислотність у більшості випадків залежить тільки від вмісту вільного діоксиду вуглецю. Природну частину кислотності створюють також гумінові й інші слабкі органічні кислоти і катіони слабких основ (іони амонію, заліза, алюмінію, органічних основ). У цих випадках pН води не буває нижче 4.5.

У забруднених водоймах може міститися велика кількість сильних кислот або їхніх солей за рахунок скидання промислових стічних вод. У цих випадках pН може бути нижче 4.5. Частина загальної кислотності, що знижує pН до розмірів <4.5, називається вільною.

Лужність

Під лужністю природних або очищених вод розуміють спроможність деяких їхніх компонентів зв'язувати еквівалентну кількість сильних кислот. Лужність обумовлена наявністю у воді аніонів слабких кислот (карбонатів, гідрокарбонатів, силікатів, боратів, сульфітів, гідросульфітів, сульфідів, гідросульфідів, аніонів гумінових кислот, фосфатів) - їхня сума називається загальною лужністю. Через незначну концентрацію трьох останніх іонів загальна лужність води звичайно визначається тільки аніонами вугільної кислоти (карбонатна лужність). Аніони, гідролізуючись, утворять гідроксильні іони:

CO32- + H2O HCO3- + OH- ;

HCO3- + H2O H2CO3 + OH-.

Лужність визначається кількістю сильної кислоти, необхідної для нейтралізації 1 дм3 води. Лужність більшості природних вод визначається тільки гідрокарбонатами кальцію і магнію, pН цих вод не перевищує 8.3.

Визначення лужності корисно при дозуванні хімічних речовин, необхідних при обробці вод для водопостачання, а також при реагентному очищенні деяких стічних вод. Визначення лужності при надлишкових концентраціях лужноземельних металів важливо при встановленні придатності води для іригації. Разом із значеннями рН лужність води служить для розрахунку вмісту карбонатів і балансу вугільної кислоти у воді [3], [2].

Кисень

Розчинений кисень знаходиться в природній воді у вигляді молекул O2. На його вміст у воді впливають дві групи протилежно спрямованих процесів: одні збільшують концентрацію кисню, інші зменшують її. До першої групи процесів, що збагачують воду киснем, варто віднести

: процес абсорбції кисню з атмосфери

; виділення кисню водяною рослинністю в процесі фотосинтезу

надходження у водойми з дощовими і сніговими водами, що звичайно пересичені киснем.

Абсорбція кисню з атмосфери відбувається на поверхні водного об'єкта. Швидкість цього процесу підвищується зі зниженням температури, із підвищенням тиску і зниженням мінералізації. Аерація - збагачення глибинних прошарків води киснем - відбувається в результаті перемішування водяних мас, у тому числі вітрового, вертикальної температурної циркуляції і т.д.

Фотосинтетичне виділення кисню відбувається при асиміляції діоксиду вуглецю водяною рослинністю (прикріпленими, плаваючими рослинами і фітопланктоном). Процес фотосинтезу протікає тим сильніше, чим вище температура води, інтенсивність сонячного освітлення і більше біогенних (живильних) речовин (P,N і ін.) у воді. Продукування кисню відбувається в поверхневому прошарку водойми, глибина якого залежить від прозорості води (для кожної водойми і сезону може бути різноманітною - від декількох сантиметрів - до декількох десятків метрів).

До групи процесів, що зменшують вміст кисню у воді, відносяться реакції споживання його на окислювання органічних речовин: біологічне (дихання організмів), біохімічне (дихання бактерій, витрата кисню при розкладанні органічних речовин) і хімічне (окислювання Fe2+, Mn2+, NO2-, NH4+, CH4 , H2S). Швидкість споживання кисню збільшується з підвищенням температури, кількості бактерій і інших водяних організмів і речовин, що піддаються хімічному і біохімічному окислюванню. Крім того, зменшення вмісту кисню у воді може відбуватися внаслідок виділення його в атмосферу з поверхневих прошарків і тільки в тому випадку, якщо вода при даній температурі і тиску виявиться пересиченою киснем.

У поверхневих водах вміст розчиненого кисню варіює в широких межах - від 0 до 14 мг/дм3 - і схильний до сезонних і добових коливань. Добові коливання залежать від інтенсивності процесів його продукування і споживання і можуть досягати 2.5 мг/дм3 розчиненого кисню. У зимовий і літній періоди розподіл кисню носить характер стратифікації. Дефіцит кисню частіше спостерігається у водяних об'єктах із високими концентраціями забруднюючих органічних речовин і в евтрофікованих водоймах, що містять велику кількість біогенних і гумусових речовин [2].

Концентрація кисню визначає розмір окисно-відновного потенціалу і значною мірою напрямок і швидкість процесів хімічного і біохімічного окислювання органічних і неорганічних сполук. Кисневий режим робить глибокий вплив на життя водойми. Мінімальний вміст розчиненого кисню, що забезпечує нормальний розвиток риб, складає біля 5 мг O2/дм3. Зниження його до 2 мг/дм3 викликає масову загибель (замор) риби. Негативно позначається на стані водного населення і пересичення води киснем у результаті процесів фотосинтезу при недостатньо інтенсивному перемішуванні прошарків води.

Відповідно до вимог до складу і властивостей води водойм у пунктах питного і санітарного водокористування вміст розчиненого кисню в пробі, відібраної до 12 часів дня, не повинно бути нижче 4 мг/дм3 у будь-який період року; для водойм рибогосподарського призначення концентрація розчиненого у воді кисню не повинна бути нижче 4 мг/дм3 у зимовий період (при льодоставі) і 6 мг/дм3 - у літній [1].

Визначення кисню в поверхневих водах включено в програми спостережень з метою оцінки умов існування гідробіонтів, у тому числі риб, а також як непряма характеристика оцінки якості поверхневих вод і регулювання процесу очищення стоків. Вона суттєва для аеробного дихання і є індикатором біологічної активності (тобто фотосинтезу) у водоймі.

Кальцій

Головними джерелами надходження кальцію в поверхневі води є процеси хімічного вивітрювання і розчинення мінералів, насамперед вапняків, доломітів, гіпсу, що містять кальцій, силікатів і інших осадових і метаморфічних порід.

CaCO3 + CO2 + H2O Са(HCO3)2 Ca2+ + 2HCO3-

Розчиненню сприяють мікробіологічні процеси розкладання органічних речовин, що супроводжуються зниженням рН.

Великі кількості кальцію виносяться зі стічними водами силікатної, металургійної, скляної, хімічної промисловості зі стоками сільськогосподарських угідь, особливо при використанні мінеральних добрив, що містять кальцій.

Характерною рисою кальцію є здатність утворювати в поверхневих водах досить стійкі пересичені розчини CaCO3. Іонна форма (Ca2+) характерна тільки для мало мінералізованих природних вод. Відомі досить стійкі комплексні сСполуки кальцію з органічними речовинами, що містяться у воді. У деяких мало мінералізованих пофарбованих водах до 90-100% іонів кальцію можуть бути пов'язані з гумусовими кислотами.

У річкових водах вміст кальцію рідко перевищує 1 гр Са2+/дм3. Звичайно ж його концентрації значно нижче [2].

Концентрація кальцію в поверхневих водах схильна до помітних сезонних коливань. У період зниження мінералізації (весна) іонам кальцію належить переважна роль, що пов'язано з легкістю вилужнювання розчинних солей кальцію з поверхневого прошарку грунтів і порід.

ГДКв кальцію складає 180 мг/дм3.

Досить жорсткі вимоги до вміст кальцію подаються до вод, що живлять парові установки, оскільки з карбонатів, сульфатів і ряду інших аніонів кальцій утворює тривкі накипи. Дані про вміст кальцію у водах необхідні також при вирішенні питань, пов'язаних із формуванням хімічного складу природних вод, їхнім походженням, а також при дослідженні карбонатно-кальцієвої рівноваги [7], [2].

Магній

У поверхневі води магній надходить в основному за рахунок процесів хімічного вивітрювання і розчинення доломітів, мергелів і інших мінералів. Значні кількості магнію можуть надходити у водяні об'єкти зі стічними водами металургійних, силікатних, текстильних і інших підприємств.

У річкових водах вміст магнію звичайно коливається від декількох одиниць до десятків міліграмів у 1 дм3.

Вміст магнію в поверхневих водах схильний до помітних коливань: як правило, максимальні концентрації спостерігаються в меженний період, мінімальні - у період паводків [7], [2].

ГДКвр іонів Мg2+ складає 40 мг/дм3 [4].

Кремній

Кремній є постійним компонентом хімічного складу природних вод. Цьому сприяє на відміну від інших компонентів поширеність сполук кремнію в гірських породах, і тільки мала розчинність останніх пояснює малий вміст кремнію у воді.

Головним джерелом сполук кремнію в природних водах є процеси хімічного вивітрювання і розчинення мінералів, що містять кремній, наприклад алюмосилікати:

KMg3AlSi3O10(OH)2 + 7H2CO3 + 1/2H2O --> K+ + 3Mg2+ + 7HCO3- + 2H4SiO4 + 1/2Al2Si2O5(OH)4

Значні кількості кремнію надходять у природні води в процесі відмирання наземних і водяних рослинних організмів, з атмосферними опадами, а також із стічними водами підприємств, що роблять керамічні, цементні, скляні вироби, силікатні фарби, зв'язуючі матеріали, кремнійорганічні каучуки і т.д.

Форми сполук, у яких знаходиться кремній у розчині дуже різноманітні і змінюються в залежності від мінералізації, складу води і значень рН. Частина кремнію знаходиться в розчиненому стані у виді кремнієвої кислоти і полікремнієвих кислот:

H4SiO4 H+ +H3SiO4-

Таблиця. Співвідношення форм похідних кремнієвої кислоти у воді в залежності від значень рН, від % кількості речовини еквівалентів

(К1 = 1.41.10-10) [2].

Полікремнієві кислоти мають перемінний склад типу mSiO2. nH2O, де m і n - ціле число. Крім того, кремній міститься в природних водах у виді колоїдів типу xSiO2. yH2O.

Концентрація кремнію в річкових водах коливається звичайно від 1 до 20 мг/дм3; у підземних водах його концентрація зростає від 20 до 30 мг/дм3, а в гарячих термальних водах вміст кремнію може досягати сотень міліграмів у 1 дм3.

Порівняно малий вміст кремнію в поверхневих водах, що поступаються розчинності діоксиду кремнію (125 мг/дм3 при 26 С, 170 мг/дм3 при 38 С), вказує на наявність у воді процесів, що зменшують його концентрацію. До них треба віднести споживання кремнію водяними організмами, багато які з який, наприклад діатомові водорості, будують свій скелет із кремнію. Крім того, кремнієва кислота як більш слабка витісняється з розчину вугільною кислотою:

Na4SiO4 + 4CO2 + 4H2O = H4SiO4 + 4NaHCO3

Сприяє нестійкості кремнію в розчині і схильність кремнієвої кислоти за певних умов переходити в гель.

Режим кремнію в поверхневих водах до деякої міри подібний із режимом сполук азоту і фосфору, проте кремній ніколи не лімітує розвиток рослинності [7], [2].

ГДКв кремнію дорівнює 10 мг/дм3 [1].

Вуглець

Діоксид вуглецю

Діоксид вуглецю міститься у воді в основному у виді розчинених молекул CO2 і лише мала частина його (близько 1%) при взаємодії з водою утворить вугільну кислоту:

CO2 + H2O H2CO3

Діоксид вуглецю, гідрокарбонаті і карбонатні іони є основними компонентами карбонатної системи. У розчині між ними існує динамічна рівновага:

H2CO3 Н+ + HCO3- 2Н+ + CO32-

Співвідношення між компонентами значною мірою визначається значенням рН. При рН 4.5 і нижче з усіх компонентів карбонатної рівноваги у воді присутня тільки вільна вуглекислота. У інтервалі рН=6-10 гідрокарбонаті іони є основною формою похідних вугільної кислоти (максимальний їх вміст при рН=8. 3-8. 4). При рН більше 10.5 головною формою існування вугільної кислоти є карбонатні іони.

Головним джерелом надходження оксиду вуглецю в природні води є процеси біохімічного розпаду органічних залишків, окислювання органічних речовин, водяних організмів.

Одночасно з процесами надходження значна частина діоксиду вуглецю споживається при фотосинтезі, а також витрачається на розчинення карбонатів і хімічне вивітрювання алюмосилікатів:

CaCO3 + CO2 + H2O Ca(HCO3)2

HSiO3- + CO2 + H2O H2SiO3 + HCO3-

Зменшення діоксиду вуглецю у воді відбувається також у результаті його виділення в атмосферу.

Концентрація діоксиду вуглецю в природних водах коливається від декількох десятих долей до 3-4 мг/дм3, зрідка досягає 10-20 мг/дм3.

Звичайно навесні і влітку вміст діоксиду вуглецю у водоймі знижується, а наприкінці зими досягає максимуму. Діоксид вуглецю має винятково важливе значення для рослинних організмів (як джерело вуглецю). У той же час підвищені концентрації CO2 пригнічують розвиток тваринних організмів. При високих концентраціях CO2 води стають агресивними стосовно металів і бетону в результаті утворення розчинних гідрокарбонатів, що порушують структуру цих матеріалів [[7],[2],[1].

Карбонати

Основним джерелом гідрокарбонатних і карбонатних іонів у поверхневих водах є процеси хімічного вивітрювання і розчинення карбонатних порід типу вапняків, мергелів, доломітів, наприклад:

CaCO3 + CO2 + H2O Сa2+ + 2HCO3-

MgCO3 + CO2 + H2O Mg2+ + 2HCO3-

Деяка частина гідрокарбонатних іонів надходить з атмосферними осадками і грунтовими водами. Гідрокарбонатні і карбонатні іони виносятся у водойми зі стічними водами підприємств хімічної, силікатної, содової промисловості і т.д.

В міру накопичення гідрокарбонатних і особливо карбонатних іонів останні можуть випадати в осад:

Ca(HCO3)2 => CaCO3 + H2O + CO2

Сa2+ + CO32- => CaCO3

У річкових водах вміст гідрокарбонатних і карбонатних іонів коливається від 30 до 400 мг HCO3 -/дм3, в озерах - від 1 до 500 мг HCO3-/дм3, у морській воді - від 100 до 200 мг/дм3, в атмосферних осадках - від 30 до 100 мг/дм3, у грунтових - від 150 до 300 мг/дм3, у підземних водах - від 150 до 900 мг/дм3.

Азот загальний -

Сума мінерального й органічного азоту в природних водах.

Сполуки, що містять азот, знаходяться в поверхневих водах у розчиненому, колоїдному і зваженому стані і можуть під впливом багатьох фізико-хімічних і біохімічних чинників переходити з одного стана в інший.

Середня концентрація загального азоту в природних водах коливається в значних межах і залежить від трофності водного об'єкта: для оліготрофних змінюється звичайно в межах 0. 3-0. 7 мг/дм3, для мезотрофних - 0. 7-1. 3 мг/дм3, для евтрофних - 0. 8-2. 0 мг/дм3 [3].

Сума мінерального азоту

Сума амонійного, нітратного і нітритного азоту.

Підвищення концентрації іонів амонію і нітритів звичайно вказує на нещодавнє забруднення, у той час як збільшення вмісту нітратів - на забруднення в попередній час. Всі форми азоту, включаючи і газоподібну, спроможні до взаємних перетворень.

Аміак

У природній воді аміак утворюється при розкладанні органічних речовин, що містять азот. Добре розчині у воді з сполуки гідроксиду амонію.

ГДКв аміаку складає 40 мг/дм3, ГДКвр - 0.08 мг/дм3 (лімітуюча ознака шкідливості - токсикологічна [3].

Амоній

Вміст іонів амонію в природних водах варіює в інтервалі від 10 до 200 мкг/л у перерахунку на азот. Присутність у незабруднених поверхневих водах іонів амонію пов'язано головним чином із процесами біохімічної деградації білкових речовин, дезамінування амінокислот, розкладання сечовини під дією уреази. Основними джерелами надходження іонів амонію у водні об'єкти є тваринницькі ферми, господарсько-побутові стічні води, поверхневий стік із сільгоспугідь при використанні амонійних добрив, а також стічні води підприємств харчової, коксохімічної, лісохімічної і хімічної промисловості. У стоках промислових підприємств міститься до 1 мг/дм3 амонію, у побутових стоках - 2-7 мг/дм3; із господарсько-побутовими стічними водами в каналізаційні системи щодоби надходить до 10 г амонійного азоту (у розрахунку на один жителя) [1].

При переході від олиготрофних до мезо- і эвтрофним водойм зростають як абсолютна концентрація іонів амонію, так і їхня частка в загальному балансі пов'язаного азоту.

Гранично допустима концентрація у воді водойм господарсько-питного і культурно-побутового водокористування (ГДКв) встановлена в розмірі 2 мг/дм3 по азоті або 2.6 мг/дм3 у виді іона NH4+

Присутність амонію в концентраціях порядку 1 мг/дм3 знижує спроможність гемоглобіну риб зв'язувати кисень. Ознаки інтоксикації - порушення, судороги, риба метається по воді і вистрибує на поверхню. Механізм токсичної дії - порушення центральної нервової системи, поразка зябрового епітелію, гемоліз (розрив) еритроцитів. Токсичність амонію зростає з підвищенням pН середовища [8].

Підвищена концентрація іонів амонію може бути використана в якості індикаторного показника, що відбиває погіршення санітарного стану водного об'єкту, процесу забруднення поверхневих і підземних вод, у першу чергу, побутовими і сільськогосподарськими стоками.

Характеристики

Список файлов реферата