ΠΤΥΧΙΑΚΗ ΕΡΓΑΣΙΑ Η ΧΗΝΙΕΙΑ ΤΟΥ ΝΕΡΟΥ

Transcript

1 ΤΕΙ ΚΑΒΑΛΑΣ ΣΧΟΛΗ ΤΕΧΝΟΛΟΓΙΚΏΝ ΕΦ ΑΡΜΟΓΩΝ ΤΜΗΜΑ ΤΕΧΝΟΛΟΓΙΑΣ ΠΕΤΡΕ.ΧΑΙΟΥ ΠΤΥΧΙΑΚΗ ΕΡΓΑΣΙΑ Η ΧΗΝΙΕΙΑ ΤΟΥ ΝΕΡΟΥ ΣΠΟΥΑΑΣΤΗΣ: Δάγιος ATOcrrokoq ΕΙΣΗΓΗΤΗΣ: Θεοδωρίδης Μιχάλης KABAVA 1998

2 ΤΕΙ ΚΑΒΑΛΑΣ ΣΧΟΛΗ ΤΕΧΝΟΛΟΓΙΚΩΝ ΕΦΑΡΜΟΓΩΝ ΤΜΗΜΑ ΤΕΧΝΟΛΟΓΙΑΣ ΠΕΤΡΕΛΑΙΟΥ - Vo"^ a r. ΠΤΥΧΙΑΚΗ ΕΡΓΑΣΙΑ Η ΧΗΜΕΙΑ ΤΟΥ ΝΕΡΟΥ ΣΠΟΥΔΑΣΤΗΣ: Δάγιος Απόστολος ΕΙΣΗΓΗΤΗΣ: Θεοδωρίδης Μιχάλης ΚΑΒΑΛΑ 1998

3 ΚΕΦΑΛΑΙΟ 1 ΒΑΣΙΚΗ ΧΗΜΕΙΑ Η σύγκριση του ατόμου με το ηλιακό σύστημα είναι χρήσιμη για την κατανόηση βασικών αρχών της χημείας. Ο ήλιος παρομοιάζεται με τον πυρήνα του ατόμου και οι πλανήτες με τα ηλεκτρόνια τα οποία κινούνται σε τροχιές γύρω από τον πυρήνα. Ο επιστήμονας της φυσικής, ο οποίος πιθανότατα θα χαρακτήριζε αυτήν την αναλογία απλοϊκή, ασχολείται κυρίως με την δραστηριότητα στο εσωτερικό του πυρήνα, ενώ ο επιστήμονας της χημείας ασχολείται κυρίως με την δραστηριότητα των περιπλανώμενων ηλεκτρονίων. Οι χημικές αντιδράσεις μεταξύ ατόμων ή μορίων αφορούν μόνο αυτά τα ηλεκτρόνια. Δεν, ίνονται αλλαγές στους πυρήνες. Ο πυρήνας αποτελείται από πρωτόνια, τα οποία έχουν θετικό ηλεκτρικό φορτίο, και τα νετρόνια, τα οποία δεν είναι φορτισμένα. Τα θετικά φορτία στον πυρήνα εξισορροπούνται με τα αρνητικά φορτισμένα ηλεκτρόνια που περιστρέφονται σε τροχιά. Δεδομένου ότι η μάζα ενός ηλεκτρονίου είναι μικρότερη του 0.02% της μάζας ενός πρωτονίου, για ευκολία θεωρούμε ότι το βάρος ενός ατόμου βρίσκεται ολικά στον πυρήνα του ατόμου. Τα άτομα προσδιορίζονται με το όνομα, το ατομικό αριθμό, και το ατομικό βάρος τους. Ο ατομικός αριθμός τους είναι ο αριθμός των ηλεκτρονίων σε τροχιά γύρω από τον πυρήνα, και ως εκ τούτου, ο αριθμός των πρωτονίων μες στον πυρήνα. Το βάρος του ατόμου είναι το άθροισμα των πρωτονίων και νετρονίων μες τον πυρήνα. Τα ονόματα και σύμβολα έχουν ιστορικό ενδιαφέρον. Μερικά από αυτά αποτελούν αρχαία ιστορία, παραδείγματος χά,'ΐν, το σύμβολο για τον μόλυβδο είναι το Pb από το λατινικό plumbum από,ο οποίο προέρχεται η λέξη plumber (υδραυλικός). Αλλες ονομασίες είναι πιο πρόσφατες όπως του φερμίου (fermium), με ατομικό αριθμό 100, από τον Enrico Fermi. ΠΕΡΙΟΔΙΚΟΣ ΠΙΝΑΚΑΣ ΣΤΟΙΧΕΙΩΝ Περισσότερο από 100 χρόνια παλαιότερα, μελετώντας τα στοιχεία που ήταν γνωστά εκείνη την εποχή, ο Ρώσος χημικός Mendeleev συνόψισε σε μορφή πίνακα κα σε αύξουσα σειρά τα ατομικά βάρη διαφορετικών στοιχείων και παρατήρησε μία επανάληψη, ή αλλιώς, μία περιοδικότητα σε μερικές σημαντικές φυσικές ιδιότητες των στοιχείων αυτών. Από αυτόν κατασκεύασε έναν περιοδικό πίνακα επαρκούς ακρίβειας ούτως ώστε να είναι ικανός να προβλέπει τις ιδιότητες στοιχείων που δεν είχαν ανακαλυφθεί εκείνη την εποχή. Μια μοντέρνα έκδοση του περιοδικού του πίνακα, τροποποιημένη ώστε να δίνει έμφαση σε στοιχεία που ενδιαφέρουν τους χημικούς ανάλυσης νερού, αναπαρίσταται στην εικόνα 3.1.

4 PERIOD GROUP ΙΑ ΙΙΑ ηι A IVA VA VIA 0 1 Ha 2 "u Be Β C Ι i j i 0 Na 3 Γ ^ ' 3 ' - Ρ ϊ s t A. ϋ ' <' Ca. j J Ga Ge ' s.? Kr 5 Rb Sn " Sb * > Te J ' Xe 6 Cs ιΐ Bi Κάποτε, τα ατομικά βάρη που υπολογίζονταν από τους χημικούς διέφεραν από αυτά που υπολογίζονταν από τους ατομικούς φυσικούς. Αυτά στα οποία κατέληγαν οι χημικοί ήταν βασισμένα σε ένα σύστημα λογικής το οποίο προσδιόριζε στο οξυγόνο σαν αρχική τιμή ατομικό βάρος 16. Το οξυγόνο ενώνεται με κάποια μέταλλα και άλλα στοιχεία με περισσότερες από μία αναλογίες: παραδείγματος χάριν, υπάρχουν δύο οξείδια του άνθρακα, CO, και CO. Από αυτού του είδους τις πληροφορίες και από τα μετρημένα βάρη των υλικών που συνα'τάμε σε χημικές αντιδράσεις κατέστη δυνατός ο υπολογισμός του ατομικού βάρους άλλων στοιχείων αξιώνοντας ότι το οξυγόνο έχει ατομικό βάρος 16. Ο φυσικός χρησιμοποιεί την μάζα του πρωτονίου μες στον πυρήνα σαν μία ενότητα. Επιστήμονες έχουν ανακαλύψει ότι υπάρχουν αρκετές διαφοροποιήσεις σε πολλά από τα στοιχεία, που ονομάζονται ισότοπα και αποδίδονπαι σε διαφορές μέσα στον πυρήνα. Ένα ισότοπο στοιχείου είναι ένα άτομο το οποίο έχει την ίδια δομή σαν το στοιχείο - ίδια ηλεκτρόνια περιστρέφονται γύρω από τον πυρήνα, και ίδια πρωτόνια μες στον πυρήνα, αλλά το οποίο έχει περισσότερα ή λιγότερα νετρόνια. Παραδείγματος χάριν, τα ισότοπα του υδρογόνου είναι το δευτέριο, έχοντας ένα επιπρόσθετο νετρόνιο πέρα από το πρωτόνιο μες στον πυρήνα, και το τρίτιο, έχοντας δύο επιπρόσθετα νετρόνια πέρα από το πρωτόνιο. Τούτα έχουν βάρη 2 και 3 σε σχέση με το 1του υδρογόνου. Αυτή είναι βασικά και η εξήγηση στις αριθμητικές διαφορές των αποτελεσμάτων στα οποία φθάνουν οι φυσικοί και οι χημικοί καθώς οι τελευταίοι εργάζονταν με στοιχεία που βρίσκοντ' : στη φύση, και συνεπώς αυτά περιείχαν το στοιχείο αυτό καθεαυτό σιν τα φυσικά εβρισκόμενα ισότοπα του. Το ισότοπο που είναι πιο γνωστό στους απλούς ανθρώπους είναι το το οποίο βρίσκεται στο φυσικό ουράνιο (ατομικό βάρος ). Το ςίναι διασπάσιμο και έγινε πασί-^ωστο ως το βασικότερο υλικό για την κατασκευή της πρώτης ατομικής βόμβας. Επειδή τα και συμπεριφέρονται πανομοιότυπα στις

5 χημικές αντιδράσεις, πρέπει να διαχωρίζονται με εξαιρετικά πολύπλοκες φυσικι^ς διαδικασίες βασιζόμενες στην πολύ μικρή διαφορά των ατομικών τους βαρών, 235 έναντι 238. ΑΠΟ ΤΑ ΑΤΟΜΑ ΣΤΑ ΜΟΡΙΑ Τα άτομα ενώνοντα για να σχηματίσουν μόρια. Τα μόρια μπορεί να είναι πολύ απλά, όπως η ένωση δύο ατόμων υδρογόνου που σχηματίζουν το μοριακό υδρογόνο, Ηζ. Τα μόρια που αποτελούνται από αριθμό διαφορετικών ατόμων καλούνται ενώσεις. Αυτές ποικίλλουν από την απλή ένωση του νατρίου με το χλώριο που σχηματίζει το χλωριούχο νάτριο, NaCI, το οποίο έχει ατομικό βάρος 58.5 (το άθροισμα των ατομικών βαρών του νατρίου και του χλωρίου), έως εξαιρετικά πολύπλοκους συνδυασμούς άνθρακα, υδρογόνου, αζώτου, και φωσφόρου τα οποία βρίσκονται σε δομές όπως αυτή του μορίου DNA (deoxyribonucleic acid) που αποτελεί τη βασική μονάδα σε όλα τα κύτταρα και που μεταφέρει τον γενετικό κώδικα. Το ατομικό βάρος του DNA είναι της τάξεως των χιλιάδω'. Κατά την θεραπεία του νερού, τεχνητά μόρια έχοντα ατομικά βάρη της τάξεως των 5 εκατομμυρίων χρησιμοποιούνται για την θρόμβωση των αιωρούμενων στοιχείων στο νερό. Το άτοιιο ορίζεται ως η μικρότερη μονάδα ύλης η οποία μπορεί να διατηρεί τα χαρακτηριστικά ενός στοιχείου. Το μόριο είναι η μικρότερη μονάδα ύλης η οποία διατηρεί τις ιδιότητες μιας ένωσης. Επειδή τα βάρη των ατόμων και των μορίων είναι σχετικά, και επειδή οι μονάδες αυτές καθεαυτές είναι αφάνταστα μικρές, ο χημικός εργάζεται με μονάδες που ονομάζονται γραμμομόρια (moles). Ένα γραμμομόριο είναι μια αυθαίρετη μονάδα δοσμένη σε γραμμάρια. Ο αριθμός των γραμμαρίων σε ένα γραμμομόριο μιας δεδομένης ουσίας βρίσκεται αθροίζοντας όλα τα ατομικά βάρη των επιμέρους στοιχείων. Παραδείγματος χάριν, το ανθρακικό ασβέστιο (CaCOj), μία πολύ γνωστή ένωση στους χημικούς νερού, έχει ατομικό βάρος 100, άρα ένα γραμμομόριο calcium carbonate ζυγίζει loog. Αυτό ονομάζεται επίσης και γραμμομοριακό βάρος (gram-molecular weight). Πνα γραμμομόριο μιας ουσίας περιέχει ακριβώς τον ίδιο αριθμό μορίων με το γραμμομόριο οποιοσδήποτε άλλης ουσίας. Αυτός ο αριθμός ονομάζεται αριθμός Avogadro, 6.02x102^. Όσον αφορά τα αέρια, ένα γραμμομόριο οποιουδήποτε αερίου περιέχει 6.02x10-3 μόρια και πάντα καταλαμβάνει 22.4 λίτρα σε 0 Κελσίου και σε ολι ;ή πίεση 760mmHg. A ΚΑ ΘΑ ΡΣΙΕΣ ΣΤΟ ΝΕΡΟ Πρακτικά, καμμία χημική ουσία δεν είναι καθαρή, είτε είναι φυσική ή τεχνητή. Η ακαθαρσία των περισσοτέρων βιομηχανικών συοττατικών συνήθως μετριέται σε ποσοοττιαίες μονάδες ή σε μέρη ανά εκατό. Ο χημικός νερού σπάνια έχει να κάνει με πηγές νερού που να παρουσιάζουν ποσοστιαία επίπεδα ακαθαρσίας, εκτός από το θαλασσινό νερό (σχεδόν 3% διαλυμένες ακαθαρσίες ανόργανων υλών), νεοό

6 βάλτου (connate waters') (παραγόμενο μαζί με ακατέργαστα πετρέλαια, μερικές φορές περιέχον 20 έως 30% διαλυμένα άλατα), υφάλμυρο νερό, και μερικά βιομηχανικά απόνερα. Επειδή ο χημικός νερού έχει να κάνει συνήθως με φρέσκο νερό, το επίπεδο ακαθαρσίας μετριέται σε μέρη ανά εκατομμύριο (ppm), όπου 10,000ppm ισοδυναμούν με 1%. Επειδή ένα λίτρο απεσταγμένου νερού ζυγίζει looog ή l,000,000mg είναι εμφανές ότι Img ακαθαμσίας σε ενα λίτρο αντιστοιχεί σε Ippm. Εν τούτοις, ένα λίτρο θαλασσινού νερού ζυγίζει σχεδόν 1032g, έτσι Img ακαθαρσίας σε θαλασσινό νερό είναι λιγότερο από Ippm. Καθώς η πυκνότητα του νερού μπορεί να είναι πολύ υψηλή, η χρήση των χιλιοστογραμμαρίων ανά λίτρο είναι πιο ακριβής από ότι των μερών ανά εκατομμύριο αν και λόγω πρακτικότητας είναι ταυτόσημες όσον αφορά το φρέσκο ' ερό. Στο εξής θα χρησιμοποιούμε τα χιλιοστογραμμάρια ανά λίτpo(mg/lit). Οτιδήποτε υπάρχει μέσα στο νέρο το οποίο δεν είναι Η2Ο αποτελεί μολύνον υλικό ή ακαθαρσία. Το νερό είναι πάντα ακάθαρτο, και η πρωταρχική δουλειά του χημικού των νερών είναι να προσδιορίσει τις ακαθαρσίες, να θέσει τις προδιαγραφές για το αποδεκτό επίπεδο ακαθαρσίας έχοντας υπ όψην τη μελλοντική χρήση του νερού με -ά από την επεξεργασία του, και να επινοήσει οικονομικές μεθόδους επεξεργασίας προς την επίτευξη αυτών των ποιοτικών επιπέδων Είναι σημαντικό να αναγνωρίσουμε ότι οι όροι ακαθαρσία και μόλυνση είναι υποκειμενικοί. Στο εξής μια μολύνουσα ουσία θα θεωρείται ότι αποτελεί ακαθαρσία όταν η συγκέντρωσή του φθάνει σε τέτοιο επίπεδο ώστε να αποτελεί κίνδυνο για την υδρόβια ζωή ή για την δημόσια υγεία στην περίπτωση πόσιμου νερού. Διαλυμένες ακαθαρσίες στο νερό είναι ταξινομημένες είτε ως ανόργανα άλατα (διαλυμένα από ορυκτά ευρισκόμενα στους γεωλογικούς σχηματισμούς που αποτελούν την πηγή του νερού) ή ως οργανικές ύλες (έχουσες σχέση με την υδρόβια ζωή και το βλαστικό κάλυμμα του φλοιού της γης). Τις περισσότερες φορές, οι διαλυμένες ύλες μέσα στο φρέσκο νερό είναι κυρίως ανόργανες. Για τον χημικό του νερού, το μοριακό βάρος ενός ορυκτού από υπολογιστικής άποψης είναι συνήθως μικρότερης σημασίας από το ισοδύναμο βάρος του, γιατί τα περισσότερα ορυκτά όταν διαλύονται σε νερό ιονίζονται. Για να καταλάβουμε τον ορισμό και τη χρήση του ισοδύναμά j βάρους, θα εξετάσουμε την συμπεριφορά των ιοντικών διαλυμάτων τα οποία ονομάζονται ηλεκτρολύτες. ΗΛΕΚΤΡΟΛΥΤΕΣ Το νερό είναι γνωστό ως γενικό διαλυτικό. Όταν διαλύει ένα ορυκτό, νέα υλικά παράγονται από τα άτομα που απελευθερώνονται από το ορυκτό. Αυτά είναι στοιχειώδη σωματίδια και ονομάζονται ιόντα. Η διάσπαση ενός χημικού μίγματος με διάλυση μέσα σε νερό προκαλεί τον σχηματισμό κατιόντων, που είναι φομοισμένα θετικά, \αι ανιόντων, που είναι φορτισμένα αρνητικά. Γενικά, αύξηση της θερμοκρασίας του νερού προκαλεί αύξηση στην διαλυτότητα των περισσοτέρων αλάτων. Αξιοσημείωτες εξαιρέσεις αποτελούν τα CaCO CaS04, MgCOj, και Mg(OH)2, τα οποία γίνονται λιγότερο διαλυτά καθώς η θερμοκρασία αυξάνεται. Υπάρχουν πολλι c τρόποι με τους ο χίους το φαινόμενο του ιονισμού μπορεί να επιδειχθεί. Ο απλούστερος είναι ένα πείραμα κατά το οποίο μία ηλεκτρική λάμπα

7 είναι συνδεδεμένη σε ένα ηλεκτρικό κύκλωμα το οποίο έχει δύο ξεχωριστούς πόλους μέσα σε ένα πλατύστομο κύπελλο (εικόνα 3.2). Σε καθαρό νερό η λάμπα δεν ανάβει όταν το κύκλωμα είναι κλειστό διότι το καθαρό νερό αποτελεί μονωτικό υλικό, όχι καλό αγωγό. Αλάτι προστίθεται στο νερό σιγά-σιγά, και σταδιακά το φως γίνεται ολοένα πιο λαμπερό, εννοώντας ότι η ένταση του είναι ανάλογη του αλατιού που προστίθεται. Σε καθαρό νερό το κύκλωμα είναι ανοικτό, ι'ο ρεύμα αρχίζει να ρέει μόνο όταν ιόντα του νατρίου και χλωρίου από το αλάτι είναι παρόντα για να μεταφέρουν τα ηλεκτρόνια μέσα στο διάλυμμα. Αν προστεθούν κρύσταλλοι ζάχαρης μες στο νερό αντί αλατιού, τίποτα δεν συμβαίνει. Το αλάτι είναι ένας ηλεκτρολύτης ενώ η ζάχαρη δεν είναι.! Πριν από πολλά χρόνια, παρατηρήθηκε ότι ακαθαρσίες στό νερό, χαμηλώνουν το σημείο πήξης του. Μετά από προσεκτικές έρευνες ανακαλήφθηκε ότι Imole/L ενός μη ηλεκτρολύτη όπως είναι η ζάχαρη ή η αλκοόλη διαλυμένο σε νερό, χαμηλώνει το σημείο πήξης του κατα 1.86 C. Βρέθηκε ότι Imole/L χλωριούχου νατρίου μειώνει το σημείο πήξης κατά σχεδόν τη διπλάσια τιμή που είχε βρεθεί για τη ζάχαρη ή η αλκοόλΐ(, και ότι Imole/L θειικού νατρίου προκαλεί τριπλάσια μείωση. Αυτό οφείλεται στην παραγωγή δύο ιόντων, νατρίου και χλωρίου από ένα μόριο άλατος χλωριούχου νατρίου, και τρ.ών ιόντων, δύο νατρίου και ενός θειϊκού από ένα μόριο θειϊκού νατρίου (Na^SOj). ΤΑ ΙΟΝΤΑ ΚΑΙ ΤΟ ΗΛΕΚΤΡΙΚΟ ΡΕΥΜΑ Όταν το χλωριούχο νάτριο διαλύεται στο νερό και παράγει ιόντα νατρίου και χλωρίου, το νάτριο χάνει ένα ηλεκτρόνιο από την εξωτερική του στοιβάδα, το οποίο προστίθεται στο ιόν του χλωρίου. Το νάτριο, χάνοντας ένα μέρος του αρνητικού φορτίου του καθίσταται θετικά φορτισμένο, ενώ το χλώριο εξασφαλίζοντας το ηλεκτρόνιο καθίσταται αρνητικά φορτισμένο. Αν δύο ηλεκτρόδια τοποθετηθούν στο διάλυμα του χλωριούχου νατρίου και εφαρμοσθεί συνεχες ρεύμα, τότε το νάτριο θα κινηθεί προς το αρνητικά φορτισμένο ηλεκτρόδιο (το οποίο ονομάζεται κάθοδος), ενώ το ιόν του νατρίου θα κινηθεί προς το θετικά φορτισμένο ηλεκτρόδιο (το οποίο ονομάζεται άνοδος). Αόγω αυτής της κατεύθυνσης της κίνησης, το θετικά φορτισμένο ιόν του νατρίου ονομάζεται κατιόν ενώ το αρνητικά φορτισμένο ιόν του χλωρίου ονομάζεται

8 Αυτά τα στοιχεία που εμφανίζονται στις στήλες ΙΑ και 1Β του περιοδικού διαγρ 'μματος καθίστανται κατιόντα με φορτιό +Ι όταν διαλύονται στο νερό. Παρομοίως, τα στοιχεία στις στήλες 2Α και 2Β καθίστανται κατιόντα με φορτία +2. Στην άλλη πλευρά του περιοδικού διαγράμματος, τα στοιχεία στην στήλη 6Α καθίστανται ανιόντα με φορτί -2, και αυτά στην στήλη 7Α καθίστανται ανιόντα με φορτίο -1. Αυτά τα φορτία καλούνται σθένη των ανιόντων. Τα πιο συνηθισμένα ιόντα στο νερό είναι τα μονο- δυ-, ή τρισθενή. Τα ιόντα που αποτελούνται από πολλά και διάφορα άτομα ονομάζονται ρίζες. Μερικές από τα πιο συνηθισμένες ρίζες οτην χημεία νερού, είναι το αμμώνιο ΝΗΤ ένα κατιόν, το νιτρικό NOs", θειϊκό 804^-, και το φωσφορικό Ρθ4^' που είναι ανιόντα. Στοιχεία τα οποία σχηματίζουν κατιόντα σε υδάτινα μείγματα ανήκουν στα αλκαλικά μέταλλα (π.χ. νάτριο, κάλιο), αλκαλικές γαίες(π.χ. μαγνήσιο, ασβέστιο), και βαρέα μέταλλα (π.χ. σίδηρος, μαγγάνιο). Καθ ένα από αυτά, στην στοιχειώδη του μορφή, είναι σε θέση να εκτοπίσει το υδρογόνο από υδάτινα διαλύματα. Το νάτριο και το κάλιο είναι τόσο δραστικά ώστε αν αδρούν με το νερό καθεαυτό και απελευθερώνουν υδρογόνο: 2Na + 2Η,0 2Η, t + 2NaOH To μαγνήσιο δεν αντιδρά με κρύο νερό, αλλά αντιδρά με οξύ, τ διάλυμα του ιόντος υδρογόνου; ( 1) οποίο είναι ενα Mg + 2HC1 ^ t + MgCU (2) ΗΛΕΚΤΡΟΧΗΜΙΚΗ ΣΕΙΡΑ Εν συνεχεία, αυτά τα κατιόντα μπορούν να ταξινομηθούν σύμφωνα με την δραστικό"ητα τους. Αυτή η ταξινόμηση είναι γνωστή σαν ηλεκτροχημική σειρά, και φαίνεται στον πίνακα 3.1.

9 Τα πιο αντιδραίτακά μέταλλα, όχι μόνο θα εκτοπίσουν το υδρογόνο από το διάλυμα, αλλά θα εκτοπίσουν και όλα τα υπόλοιπα μέταλλα που βρίσκονται κάτω από αυτά στη σειρά. Παραδείγματος χάριν, αν ένα φύλλο σιδήρου τοποθετηθεί μέσα σε διάλυμα θειϊκού γαλκού (copper sulfate~). τότε ο χαλκός θα επι-ολληθεί πάνω στο φύλλο του σιδήρου καθώς αυτό θα εισέρχεται στο διάλυμα: Fe + CUSO4 Cu + FeSOi (3) Συγκρίνοντας τις αντιδράσεις (1) και (2), βλέπουμε ότι για να παραχθεί ένα μόριο υδρογόνου χρειάζονται δύο άτομα νατρίου και ένα άτομο μαγνησίου, κι αυτό γιατί το νάτριο έχει φορτίο +1 ενώ το ιόν μαγνησίου έχει φορτίο +2. Το γεγονός αυτό μας προσφέρει τις βάσ^ίς για να κατανοήσουμε το νόημα του ισοδύναμου βάρους: Το ισοδύναμο βάρος ενός κατιόντος είναι το βάρος αυτό το οποίο θα αντικαταστήσει l.og υδρογόνου από υδάτινο διάλυμα. Στις περισσότερες αντιδράσεις, το ισοδύναμο βάρος είναι το μοριακό βάρος της ουσίας διαιρούμενο με το σθένος του. Όταν συνεχές ρεύμα διέρχεταιμέσω υδατικού διαλύματος ενός ηλεκτρολύτη (η διαδικασία της ηλεκτρόλυσης), μια μονάδα ηλεκτρισμού που ονομάζεται faraday, ισούται με %,500C (ampere-δευτερόλεπτα) προκαλεί leq από κατιόντα να αντιδράσουν στην κάθοδο και leg από ανιόντα στην άνοδο. Στην ηλεκτρόλυση του HC1: 2H Cl^H,t + Cl,t (4) Σε αυτήν την αντίδραση, 1F απελευθερώνει l.og αερίου υδρογόνου στην κάθοδο και 35.45g αερίου χλωρίου στην άνοδο. Τα μοριακά βάρη και ισοδύναμα βάρη μερικών συνήθων ηλεκτρολυτών φαίνονται στο. πίνακα 3.2. (βλέπε επίσης, κεφάλαιο 4). - TABLE 3.2 \Vcighi5 ο( Some ( ommon Compounds Used in Water ΚΟΛΛΟΕΙΔΗ ΣΥΣΤΗΜΑΤΑ Μερικά είδη υλικών, αν και δεν είναι ακριβώς διαλυτά, μπορούν να διασκορπισθούν στο νερό. Αυτός ο διασκορπισμός επιτυγχάνεται με την

10 ατοσύνθεση του υλικού σε εξαιρετικά μικρού μεγέθους σωματίδια των οποίων το μέγεθος κυμαίνεται στο ανώτερο φάσμα μεγεθών των ιόντων και των μορίων. Τα σωματίδια αυτού του αεγέθους ονομάζονται κολλοειδή. Η επιφάνεια σχεδόν όλων των υλικών - γυαλλί, σίδηρος, πλαστικό - φέρει υπολείματα ηλεκτρικού φορτίου. Το γεγονός αυτό μπορεί να οδηγήσει στην ανάπτυξη αψηλής ηλεκτρικής τάσης στην επιφάνεια του υλικού. Τούτο αποδεικνύεται σε μικρή κλίμακα με την εκκένωση σπίθας στατικού ηλεκτρισμού κατά την διάρκεια μίας ξηρής και ψυχρής ημέρας, και σε μεγάλη κλίμακα με την αστραπή. Καθώς το μέγεθος του υλικού μικραίνει, ο λόγος του φορτίου επιφανείας προς την μάζα μεγαλώνει εκθετικά. Ας υποθέσουμε ότι ένας κύβος άμμου με διαστάσεις 1.0mm για κάθε πλευρά ε> ^'"^τώνετο' σε loonm κολλοειδούς μεγέθους (lnm=10'*mm). Τούτο θα προξενούσε τη δημιουργία 10'^ κολλοειδών σωματιδίων συνολικής επιφάνειας 10,000 φορές μεγαλύτερης του αρχικού κόκκου με αναλογικά μεγαλύτερο φορτίο επιφάνειας. Είναι αυτό το υψηλό φορτίο επιφανείας το οποίο είναι αρνητικό για τον χαλαζία (άμμος) του προηγούμενου παραδείγματος, και το οποίο κάνει τα κολλοειδή σωματίδια να απωθούν το ένα το άλλο διατηρώντας, έτσι, την σταθερότητα της διασποράς. ΟΞΕΙΔΩΣΗ ΚΑΙ ΑΝΑΓΩΓΗ Το περιοδικό διάγραμμα δείχνει ότι μερικά από τα στοιχεία έχουν περισσότερα από ένα σθένη. Τούτο είναι μεγάλης σημασίας για τον χημικό του νερού. Ένα παράδειγμα αποτελεί ο σίδηρος του οποίου το οξείδιο είναι πολύ διαλυτό στο νερό όταν το σθένος του είναι +2 και σχεδόν καθόλου διαλυτό όταν το σθένος του είναι +3. Αν το σθένος ενός υλικού καταστεί πιο θετικό ή λιγότερο αρνητικό τότε λέμο ότι οξειδώνεται. Η αναγωγή επέρ;,ται όταν το σθένος καθίσταται πιο αρνητικό ή λιγότερο θετικό - παραδείγματος χάριν, αν έχουμε αλλαγή από σίδηρο +3 σε σίδηρο +2 τότε λέμε ότι ο σίδηρος έχει αναχθεί. Ένα άλλο παράδειγμα τούτου είναι και η pica "Ύρωιιικο" Cr04', στο οποίο το χρώμιο έχει σθένος +6, κι όταν ανάγεται το χρώμιο αλλάζει και έχει σθένος +3. Σε αυτό το παράδειγμα, το χρώμιο, μετατρέπεται οε βαρύ ιόν μετάλλου και ιζηματοποιείται ως Cr(OH), για να προκαλέσει αιωρούμενα υλικά. Ορισμένα χημικά επεξεργασίας νερού, όπως το αέριο χλώριο, είναι αποτελεσματικά γιατί είναι καλά οξειδωτικά. Όταν το χλώριο επιτίθεται σε άνθρακα στην στοιχειώδη του κατάσταση, ο άνθρακας αλλάζει το σθένος του από μηδέν σε +4 και σχηματίζει αέριο CO,, και -,α χλώριο από κατάσταση σθένους μηδέν ανάγεται σε ανιόν χλωρίου, Γ. Σε τέτοιου τύπου αντιδράσεις το ένα υλικό οξειδώνεται και το άλλο υλικό ανάγεται, με μηδενι ή αλλαγή στην ηλεκτρική ισορροπία του συστήματος, καθότι παράγεται ο ίδιος αριθμός θετικών και αρνητικών φορτίων. Η ΔΙΑΛΥΤΙΚΗ ΔΡΑΣΗ ΤΟΥ ΝΕΡΟΥ

11 Η διαλυτική δράση του νερού διαφέρει από το ένα ορυκτό στο άλλο. Ο πίνακας 3.3 δείχνει την διαλυτότητα μερικών συνηθισμένων ενώσεων στο νερό. nf.somc Inorganic Comi Όμοια με τα ορυκτά, τα αέρια και οι οργανικές ύλες διαλύονται στο νερό. Ο νόμος του Henry ορίζει ότι η ποσότητα αέριου που διαλύεται σε νερό είναι ανάλογη της πίεσης του αερίου επί της επιφάνειας του νερού. Σε κάθε σύστημα αερίων ο λόγος της πίεσης ισούται με το λόγο του όγκου και με το λόγο του γραμμομορίου. Η ατμόσφαιρα αποτελείται από 20% οξυγόνο και 80% άζωτο περίπου. Ορα σε ατμοσφαιρική πίεση 760mmHg, η μερική πίεση του οξυγόνου είναι 152mm και η μερική πίεση του αζώτου είναι 608mm. Σε αυτές τις μερικές πιέσεις, η συγκέντρωση του οξυγόνου στο νερό είναι περίπου lomg/l και του αζώτου είναι περίπου 15mg/L. Οστω και αν τα μόρια του αζώτου που βομβαρδίζουν το νερό είναι 4 φορές περισσότερα, λιγότερα από τα διπλάσια εισέρχονται στο διάλυμα. Αν η ολίκη πίεση του αερίου διπλασιαζόταν στην επιφάνεια του νερού, το ίδιο θα

12 συνέβοχινε και στην συγκέντρωση του οξυγόνου και του "ζώτου στο διάλυμα του νερού. Αντίθεία προς τα περισσότερα ορυκτά άλατα τα οποία καθίστανται περισσότερο διαλυτά σε υψηλότερες θερμοκρασίες, η διαλυτότητα των αερίων μικραίνει καθώς η θερμοκρασία αυξάνεται. ΟΡΓΑΝΙΚΑ ΧΗΜΙΚΑ Η οργανική ύλη είναι μία πλατιά κατηγορία η οποία συμπεριλαμβάνει τόσο φυσικά όσο και συνθετικά μόρια που περιέχουν άνθρακα και συνήθως και υδρογόνο. Κάθε τι που είναι ζωντανό αποτελείται από οργανικά μόρια. Παλαιότερα, η οργανική χημεία εθεωρείτο ότι αχολείται με αυτές τις περιέχουσες άνθρακα ενώσεις που παράγονταν από τα ζωντανά όντα. Αλλά τα περισσότερα οργανικά υλικά μπορούν πλέον να κατασκυασθούν με συνθετικό τρόπο. Γι αυτόν το λόγο η σχέση τους με οτιδήποτε ζωντανό δεν υφίσταται αν και η αλήθεια είναι ακόμη, φυσικά, ότι όλες οι διαδικασίες της ζωής έχουν να κάνουν με οργανικές ουσίες. Οι οργανικές ύλες μπορεί να είναι εξαιρετικά διαλυτές στο νερό (όπως στην περίπτωση της αλκοόλης και της ζάχαρης) ή μπορεί να είναι εξαιρετικά αδιαλυτές στο νερό (όπως είναι τα περισσότερα πλαστικά). Ακόμα και όταν η διαλυόμενη ουσία στο νερό δεν ξεπερνά το Img/L, ορισμένες οργανικές ενώσεις ενδέχεται να έχουν σοβαρές φυσιολογικές επιδράσεις. Η μοντέρνα τεχνολογία μας επιτρέπει να αναλύουμε τέτοια τοξικά οργανικά υλικά σαν μικροβιοττόνα σε συγκεντρώσεις της τάξης του μέρους-ανά-δισεκατομμύριο (ppb). Για να γίνει πιο κατανοητό, η ανάλυση Ippb (lug μολυντικού υλικού για κάθε λίτρο νερού) είναι συγκρίσιμη με το να βλεπεις το καπάκι ενός μπουκαλιού που βρίσκεται στον ισημερινό από έναν δορυφόρο που βρίσκεται σε τροχιά. πως τα στοιχεία ενώνονται για να σχηματίσουν ρίζες στην ανόργανη χημεία, έτσι ενώνονται με άνθρακα για να δημιουργήσουν λειτουργικές ομάδες η οποίες έχουν τις υΐκές τους ατομικές ιδιότητες. ΠΡΟΒΛΕΠΟΝΤΑΣ ΤΙΣ ΔΙΑΛΥΤΟΤΗΤΕΣ Υπάρχουν μερικοί εμπιρικοί καχ όνες που μπορούμε να χρησιμοποιήσουμε για να καθορίσουμε την διαλυτότητα οποιασδήποτε χημικής ένωσης - ανόργανης ή οργανικής - στο νερό: τα άλατα του νατρίου, καλίου και του αμμωνίου είναι εξαιρετικά διαλυτά. Τα ορυκτά άλατα (Η,8θ 4, HC1) είναι διαλυτά. Εξαιρουμένων μερικών βαρέων κατιόντων μετάλλων (Pb, Ag), οι περισσότερες ενώσεις των αλογόνων (C1, Βγ, I) είναι διαλυτές, εκτός από το φθόριο. Τα περισσότερα ανθρακικά, υδροξείδια, και φωσφορ-κά άλατα δεν είναι παρά λίγο διαλυτά, με την εξαίρεση όσων συνδέονται με Ναξ Κ*, και NHj*. να απλοποιημένο διάγραμμα διαλυτότητας δίνεται στον πίνακα 3.5. Στοιχεία που αφορούν την διαλυτότητα μπορούν να καθοριστούν μόνο μετά από ε;";αστηριακή έρευνα. Για τα υλικά που είναι πολύ λίγο διαλυτά, τα οποία σε αυτό το κείμενο είναι αυτά με λιγότερο απο 2000mg/L (σχεδόν την διαλυτότητα του CaSO^), το γινόμενο της διαλυτόν',τας είναι ένα πολύ χρήσιμο εργαλείο. Το γινόμενο της διαλυτότητας κάνει δυνατό τον υπολογισμό του υπόλοιπου διαλυτότητας ενός χημικού μετά από χημική θεραπεία με σκοπό την

13 απομάκρυνση του από το νερό μέσω ιζηματοποίησης. Σύμφωνα με την ιδέα του γινομένου της διαλυτότητας, η συγκέντρωση των κατιόντων πολλαπλασιαζόμενη με τη' συγκέντρωση των ανιόντων δίνει ένα γινόμενο το οποίο είναι σταθερό σε μια δεδομένη θερμοκρασία. Στην περίπτωση του ανθρακικού ασβεστίου, παραδείγματος χάριν, αυτή η παράσταση θα ήταν: [Ca^Tx[C03^] = K,S Σε αυτό το παράδειγμα, η συγκέντρωση τόσο του ασβεστίου όσο και του ανθρακικού οξέως δίνεται σε γραμομμόρια ανά λίτρο (ή moles liter '). Το γινόμενο της διαλυτότητας σε αυτή την περίπτωση δίνεται σε moles^ iitersl Οταν έχουμε μια αντίδραση όπου σχηματίζονται περισσότερα του ενός κατιόντα και ανιόντα, τότε η παράσταση είναι πιο περίπλοκη, όπως με το υδροξείδιο του μαγνησίου: Mg(OH)j ο Mg"" + 2 ΟΗ- K5 =[Mg"1 x[ohf (5) Στην παραπάνω περίπτωση οι μονάδες είναι moles" liters ". Στην περίπτωση του CaCOj, αυτή η μαθηματική παράσταση είναι η εξίσωση της καμπύλης. Η διαλυτότητα του ανθρακικού ασβεστίου βρίσκεται σε αυτό το σημείο στο οποίο οι συγκέντρωση του ασβεστίου ισούται με αυτή ανθρακικού οξέως πάνω στην καμπύλη (εικόνα 3.3)

14 ΚΕΦΑΛΑΙΟ 2 Η ΧΗΜΕΙΑ ΤΟΥ ΝΕΡΟΥ ΚΑΙ Η EPIVHNEIA ΤΗΣ ΑΝΑΛΥΣΗΣ ΤΟΥ ΝΕΡΟΥ Ο κοινός παρονομαστής της πλειοψηφίας των προβλημάτων του νερού είναι η σκληρότητα. Η σκληρότητα είναι ένας από τους παραδοσιακούς όρους που έχουν κληρονομηθεί από το παρελθόν με καταγο-^'ή στην οικιακή χρήση του νερού για πλύσιμο. Βρέθηκε πως μερικά νερά ήταν δύσκολο να χρησιμοποιηθούν για την οικογενειακή μπουγάδα. Περισσότερο σαπούνι χρειαζόταν προκειμένου να δημιουργηθούν σαπουνάδες σ αυτά τα νερά - τόσο πολύ ώστε πολλά σπίτια είχαν βαρέλια για την βροχή ή μια δεξαμενή, ;α να μαζεύουν μαλακό βρόχινο νερό για πλύσιμο. Στην πραγματικότητα, αυτή η σχέση μεταξύ της σκληρότητας και της σαπουνάδας ήταν τόσο θεμελιο'ιδης ώστε η Χημεία διαχώρισε ένα σταθερό διάλυμα σαπουνιού, το οποίο χρησιμοποιήθηκε για πολλά χρόνια προκειμένου να προσδιορίσει την σκληρότητα του νερού. Έτσι αρχικά σκληρότητα ορίστηκε σαν την ικανότητα του νερού να καταναλώνει το σαπούνι. Για πρακτικούς σκοπούς είναι το ασβέστιο και το μαγνήσιο περιεχόμενα του νερού, αν και βαριά μέταλλα όπως το σίδηρο και το μαγγάνιο επίσης καταναλώνουν σαπούνι. Η σκληρότητα έπειτα είναι η διάλυση τόσο του μαγνησίου και του ασβεστίου, όσο και των κατιόντων μέσα στο νερό, ανεξάρτητα από την παρουσία ανιόντων. Αυτό συνήθως εκφράζεται υπό την μορφή ανθρακικού ασβεστίου, CaCO. Αυτό είναι μια τυχαία επιλογή εφ όσον το μοριακό βάρος του ανθρακικού ασβεστίου είναι 100 και το χημικό του ισοδύναμο είναι 50, δίνοντας έτσι μια βολική μονάδά για να εκφράσουμε όλα τα ιόντα στο νερό, παρά να δείχνουμε το καθένα με το ισοδύναμο του βάρος. Αυτό είναι ανάλογο με το να έχουμε το δολλάριο σαν μονάδα συναλλαγών στην διεθνή χρηματαγορά, παρά να έχουμε να κάνουμε με μάρκα,λίρες,πέσος και φράγκα. Οι αναλύσεις του νερού που παροσιάζονται σ αυτό το βιβλίο, βασίζονται στο ισοδύναμο του ανθρακικού ασβεστίου, μια έννοια καταγραφής της ανάλυσης του νερού, ευρέως γνωστή αλλά όχι διεθνής. Υπάρχουν πολλές άλλεο μορφές που χρησιμοποιούνται στις Ηνωμένες Πολιτείες. Οι περισσότερες αναλύσεις της Γεωλογικής Επιθεώρησης των Ηνωμένων Πολιτειών και αλλού καταγράφουν τα ιόντα όπως αυτά υπάρχουν στη πράξη, συνήθως σαν μέρη ανά εκατορ"ύοιο ή χιλιοστογραμμάρια ανά λίτρο. Κάποιοι Χημικοί καταγράφουν τα περιεχόμενα ιόντα σε ισοδύναμα ανά εκατομμύριο, όπως φαίνεται στην τυπική αναφορά του USGS και διαιρώντας το (ppm) με το ισοδύναμο βάρος. Ο πίνακας 1 συγκρίνει αυτές τις τρεις μεθόδους καταγραφής της ανάλυσης του νερού. Στην τρίτη στήλη το άθροισμα όλων των ανιόντων μετά από ανάλυση είναι 4,94. Αυτό ξεπερνά λίγο τα συνολικά κατιόντα που υπολογίζονται από ανάλυση σε 4,91. Από τη στιγμή που το νερό πρέπει να είναι ηλεκτρικά ουδέτερο, το άθροισμα των κατιόντων πρέπει να είναι ίσο με το άθροισμα των ανιόντων. Ε',τούτοις δεν ε'.αι ασυνήθιστο να,'ρεθεί μια μικρή ασυμφωνία, συνήθως επειδή κάποια ασήμαντα συστατικά -ίσως η αμμωνία (κατιόν) σ αυτήν τη περίπτωση -δεν

15 έχουν καταγραφεί ή εξαιτίας του περιορισμού της εξέταση», των ξεχωριστών ιόντων. ΠΙΝΑΚΑΣ 1. Σύγκριση των μεθόδων ανάλυσης vepo0(mississippi River at Vicksburg) Συστατικά μέρη mg/l mg/l as CaCO^+ Ασβέστιο Μαγνήσιο Νάτριο Κάλιο Ολικά κατιόντα Όξινα ανθρακικά Θεϊκό Χλωρ,κά Νιτρικά Ολικά ανιόντα Ολική σκληρότητα Διαλυμένα στερεά Αγωγιμότητα ΡΗ Πυριτικά Σίδηρος(Ρ6) Μαγγάνιο(Μη) 0,0 Χρώμα 15 Στην ιοντική μέθοδο κατανραφής αποτελεσμάτων, τα πυριτικά, ο σίδηρος και το μαγγάνιο συνήθως δεν καταγράφονται με την ιοντική μορφή.αυτάτα υλικά είναι συνήθως συγκρουόμενα.αυστηρά μιλώντας, στα βαθιά νερά που είναι στερημένα από οξυγόνο, ο σίδηρος και το μαγγάνιο είναι Διαλυτοί στις ανηγμένες μορφές(ρε^ + and ΜηΗ)και μπορούν να καταγράφουν σαν κατιόντα εάν οι συγκεντρώσεις τους είναι σημαντικές στο σύνολο. Τα πυριτικ' μποοεί να είναι ανιόντα σε συγκέντρωσεις πάνω από 5Θ mg/l. Η χρησιμοποίηση του ισοδυνάμου του ανθρακικού ασβεστίου, είναι σαν να ξανακοιτάξεις ττ. ανάλυση του vucp.ου και του καλιού και να καταγράψεις αυτά τα ιόντα μαζί σαν νάτριο.καθορίζοντας την διαφορά ανάμεσα στο άθροισμα των συνολικών ανιόντων και την σκληρότητα του νερού. Αυτό διατηρεί την ηλεκτρική ουδετερότιμα του συστήματος. Εάν η αμμωνία είναι καθορισμένη ηπορεί να καταγραφεί σαν το κατιόν και το περιεχόμενο του νατρίου και να υπολογισθεί από τη διαφορά που μειώνεται αναλόγως. Ο πίνακας 2 δίνει τη μετατροπή ενός τρόπου έκφρασης σε έναν άλλο. Σ αυτό το βιβλίο οι συγκεντρώσεις εκφράζονται σε χιλιοστογραμμάρια ανά λίτρo(mg/l). Ένα από τα ασήμαντα ελαττώματα του ισοδύναμου του ανθρακικού ασβεστίου είναι ότι το πραγματικό βάρος των ορυκτών διαλυμένων σε νερό είναι διαφορετικό από τον ηλεκτρολύτη που εκφράζεται σαν ανθρακίινύ ασβέστιο συν αυτά τα ίδια κολλοειδή διαλύμματα. Συνήθως είναι χρήσιμο να γνωρίζουμε το

16 πρα '/"ατιΐίέ βάρος των συνολικών διαλυμένων ορυκτών, το οποίο είναι δυνατόν να ληφθεί ξαναυπολογίζοντας την ισοδύναμη ανάλυση του ανθρακικού ασβεστίου πίσω στην ιοντική μορφή. Στο παράδειγμα που δίνεται στον πίνακα 1, ο συνολικός αριθμός των ιόντων στην στήλη των mg/1 ισούται με 353 mg/1. Αυτό υπερβαίνει τους ηλεκτρολύτες (συνολικός αριθμός κατιόντων και ανιόντων) των 247 mg/i σαν CaCO και ακόμη τα συνολικά διαλυμένα στερεά των 304 mg/1. Αυτό Οφείλεται στη φύση των όξινων ιόντων (ισόδυναμο βάρος 61) μέσα στο νερό. Αυτό το ασταθές ιόν διασπάται με την θερμότητα και σχηματίζ'η ανθρακικό ιόν (ισοδύναμο βάρος 30)όταν το δείγμα του νερού εξατμίζεται για να ξηραθεί στους 100 C, που είναι η standard μέθοδος ανάλυσης για τα υλικά διαλυμένα στερεά. Επομένως, από τη στιγμή που ο συνήθης σκοπός της μετατροπής μιας ανάλυσης σε ολικά στερεά είναι να συγκρίνουμε αυτά με τα ολικά διαλυμένα στερεά μετά την εξάτμιση, τα όξινα ανθρακικά θα πρέπει να υπολογίνται σαν τα ανθρακικά που είναι η πραγματική μορφή μ.-τά την εξάτμιση. Σ αυτό το παράδειγμα του πίνακα 1τα υπολογισμένα ολικά στερεά είναι 276 mg/1 ηλεκτρολυτών συν 83 mg/1 πυριτικά και σίδηρο ή 284 mg/1. Η διαφορά ανάμεσα στα ολικά διαλυμένα στερεά και στα ολικά στερεά συνήθως αποδίδεται στις πτητικές και οργανικές ουσίες που σ αυτή τη περίπτωση είναι 20 mg/1. Τα απόβλητα συνήθως περιέχουν έναν αριθμό ιόντων που μπορεί να μη φαίνονται σ αυτόν το πίνακα. Η σύνθεση εξαρτάται από το είδος των λειτουργιών της μονάδας μέσα από τις οποίες πέραοε το νερό πριν γίνει απόβλητα. Για παράδειγμα, τα βαριά μέταλλα όπως ο ψευδάργυρος και ο χαλκός μπορεί να παραβρίσκονται στα απόβλητα από την επιμετάλλωση. Τα χρωμικά μπορεί να υπάρχουν σαν ανιόντα στην απομάστευση από εξατμιστικά συστήματα ψύξης. Τα φθοριούχα μπορεί να υπάρχουν σαν ανιόντα ή ανιονικά σύμπλοκα μέσα στα απόβλητα από την κατασκευή γυαλιού. ΠΙΝΑΚΑΣ 2. Το ισοδ; ναμο ανθρακικού ασβεστίου (CaCO )xmv συνηθέστερων ουσιών Τύπος I Μοριακό Ισοδύναμο Ισοδύναμο Ισοδύναμο βάρος βάρος ουσίας CaCO npo προς ς 1 ισοδύναμο ισοδύναμο 1 CaCO ουσίας ΣΥΝΘΕΣΕΙΣ Θεϊκό Αργίλιο.άνυδρο Θεϊκό Αργίλιο.ένυδρο Υδροξείδιο Αργιλίου Οξείδιο Αργιλίου.αλουμ Αργιλικό Νάτριο AliS% Ay;sa)4Hp Α1(0 Η) AUQj N^jAl^CV

17 Θεϊκό Βάριο Όξινο ανθρακικό ασβέστιο Ανθρακικό Ασβέστιο Χλωριούχο Ασβέστιο Υδροξείδιο Ασβεστίου Οξείδιο Ασβεστίου CaiHCqi, CaCq, 1Θ CaCU Ca(OH)^ CaO Θεϊκό Ασβέστιο.άνυδρο Θεϊκό Ασβέστιο(γύψος) Φωσφορικό Ασβέστιο Θεϊκός Τρισθενής Σίδηρος Θεϊκός Δισθενής Σίδηρος Οξείδιο Μαγνησίου Οξινο Ανθρ.Μαγνήσιο Ανθρακικό Μαγνήσιο Χλωριούχο Μαγνήσιο Υδροξείδιο Μαγνησίου CaSOty CaSQ^2HL Ο Ca,(PQ^ Fe SOy MgO Mg(HCq> MgCOj MgClj Mg(OH)

18 Φωσφορικό M^{Pq) Μαγνήσιο Θεϊκό MgSQ Μαγνήσιο.άνυδ ρο Θεϊκό MgSQj7Hi Μαγνήσιο, ένυδρ ο Ο Χλωριούχο Mnciz Μαγγάνιο Υδροξείδιο Μαγγανίου Μπ(ΟΗ)2_ Ιωδιούχο Κάλιο Χλωριούχος Αργυρος Νιτρικός Αργυρος Λιοξείδιο του πυριτίου Οξινο Ανθρακικό Νάτριο Ανθρακικό Νάτριο Χλωριούχο Νάτριο Υδροξείδιο του Νατρίου Νιτρικό Νάτριο Φωσφορικό Τρινάτριο Φωσφορικό Τρινάτριο.άνυδρο ΚΙ AgOL AgNO, SiQz NaHCO, NaiCO, NaCl NaOH NaNOj Na, PQ12HP NujPOti

19 Φωσφορικό Δινάτριο Φωσφορικό Δινάτριο.άνυδρο Na^PQJ2 W Na^HPO^ Φωσφορικό Μονονάτριο Φωσφορικό Μονονάτριο.άνυδ ρο Μεταφωσφορικό Νάτριο Θεϊκό Νάτριο Θειώδες Νάτριο N af^qnp NaHiPOv NaPO? NajgQy Na^SOj ΠΙΝΑΚΑΣ 2. (συνέχεια) ΘΕΤΙΚΑ ΙΟΝΤΑ Αργίλιο ΑΙ ^ Αμμώνιο ΝΗ''^ Βάριο Ba** Ασβέστιο Ca^" Χαλκός Υδρογόνο Τρισθενής Fe*" Σίδηρος Δισθενής Σίδηρος Μαγνήσιο Mg^» Μαγγάνιο Μη*^ Κάλιο Νάτριο Na^

20 Στρόντιο Sr^< Ι.Ι Ψευδάργυρος Ζη*' ΑΡΝΗΤΙΚΑ ΙΟΝΤΑ Οξινο HCO»' Ανθρακικό Ανθρακικό c o y Χλωριούχο c r Χρωμικό CrOJ' Φθοριούχο F ' Ιωδιούχο r Υδροξύλιο ΟΗ- 17.C Νιτρικό NO/ Φωσφορικό ρο^ Οξινο Φωσφορικό ΗΡΟΓ Διόξ. Ο Η^ΡΟ^" Φωσφορικό Θεϊκό SO^' Οξινο HSO/ Θεϊκό Θειώδες s o r Οξινο HSCi' Θειώδες Θειούχο S^ ^ Αλκαλικότητα και οξύτητα Η πιο θεμελιώδης ιδέα στην προσπάθεια να καταλάβει κανείς την χημεία του νερού, είναι η σχέση μεταξύ αλκαλικότητας και οξύτητας. Το πρώτο βήμα για να συλλάβουμε αυτό είναι η κατανόηση της διάσπασης του μορίου του νερού σε ιόντα του υδοοξειλίου, σύμφωνα αε την εξίσωση; _ Η 20οΗ * + ΟΗ

21 Κ = [Η "]Χ [Ο Η ]=10-' (Για «^πλούστευση, χρησιμοποιούμε το ιόν υ^ογόνου Η, ενώ στην πράξη υπάρχει το ενυδατομένο ιόν υδροξωνίου Η^Ο ) Η σημασία του ΡΗ Επειδή η σταθερά διάστασης είναι πάρα πολύ μικρή, 10", στο ουδέτερο νερό όπου υπάρχει ο ίδιος αριθμός ιόντων υδρογόνου και υδροίειδίου, άρα υπάρχουν μόνο ICTmoles/1 από το καθένα. Αυτό είναι ίσο μόνο με 1θ mmoles/1, που αντιστοιχεί με πραγματική συγκέντρωση mg/1 ιόντων υδρογόνου, ισοδύναμο με mg/1 σαν CaCC^. Επειδή αναφερόμαστε σε τόσο μικρά νούμερα που αφορούν την διάσπαση του νερού στα ιόντα του, είναι πιο βολικό να χρησιμοποιήσουμε μια έκφραση που να περικλείει τη δύναμη του 10. Αυτή η έκφραση έχει προσδιοριστεί σαν ΡΗ, για το οποίο ισχύει: ΡΗ = Log 1 - log [ Η ] [Η ] Η σταθερά διάστασης Κ αλλάζει με τη θερμοκρασία και αυτό πρέπει να ληφθεί υπόψιν ερμηνεύοντας την συμμετοχή των ιόντων Η και ΟΗ 7 Για παράδειγμα, πολλές διαδικασίες επεξεργασίας του νερού λαμβάνουν χώρα σε υψηλές θερμοκρασίες και δείγματα από το σύστημα συνήθως ψύχονται πριν την ανάλυση. Οι συγκεντρώσεις Η^και ΟΗ'μετρημένες πάνω σε κρύα δείγματα, αν και διαφορετικές από αυτές μέσα σε θερμό σύστημα, χρησιμοποιούνται συνήθως για τον έλεγχο. Ομως ένας χημικός που χρειάζεται να ξέρει τις συνθήκες που επικρατούν μέσα στο θερμό σύστημα πρέπει να χρησιμοποιήσει τη σταθερά διάστασης για τη θερμοκρασία σ αυτό το σύστημα. Η συγκέντρωση του ιόντος του υδρογόνου μπορεί να μετρηθεί με ένα ΡΗ μέτρο. Μπορεί επίσης να ογκομετρηθεί, όταν η συγκέντρωση γίνει αρκετά μεγάλη, ώστε να μπορεί να ανιχνευθεί από τις χημικές αναλύσεις. Αφού το ΡΗ είναι μια λογαριθμική συνάρτηση, η συγκέντρωση του ιόντος του υδρογόνου αυξάνεται από ένα συντελεστή του 10 για κάθε μονάδα μείωσης του ΡΗ. Οταν το ΡΗ πέφτει κάτω από περίπου 5 το ιόν του υδρογόνου αρχίζει να πλησιάζει τα επίπεδα mg/1 αρκετά συγκεντρωμένο ώστε να προσδιοριστεί από ογκομέτρηση χρησιμοποιώντας τον κατάλληλο οργανικό δείκτη χρώματος. Ο χημικός δείκτης που επιλέχθηκε από τον χημικό του νερού για αυτό το σκοπό ήταν πορτοκαλί του μεθυλίου, που αλλάζει χρώμα στο ΡΗ από 4 2 με 4 4. Η αλλαγή του χρώματος σ αυτό τον δείκτη ήταν τόσο λεπτό πορτοκαλί στην αλκαλική πλευρά σε ροζ στην όξινη πλευρά, ώστε οι ερευνητές έψαξαν για ένα υποκατάστατο για να δώσουν μια πιο σοφή αλλαγή χρώματος. Το πρώτο που είχαν αναπτύξει παρήγαγε ένα μπλε χρώμα στην αλκαλική πλευρά και κόκκινο στην όξινη πλευρά με γκρι στο τέλος. Παρόλο που αυτός ο ειδικός δείκτης αντικατέστησε το πορτοκαλί του μεθυλίου, ο χημικός του νερού ακόμα ορίζει την αλκαλικότητα σαν αλκαλικότητα του πορτοκαλί του μεθυλίου. Η αλκαλικότητα η οποία υπάρχει πάνω από την περιοχή του ΡΗ 4 2 με -1 4 περίπου. Η οξύτητα Μ είναι μια ισχυρή 'οξύτητα η οποία υπάρχει κάτω από την περιοχή αυτή του ΡΗ. Η μέτρηση του ΡΗ τότε από ένα ΡΗ μέτρο (ή από ένα κατάλληλο μέτρο σύγκρισης χρώματος )μπορεί να είναι πολύτιμο στον καθορισμό των συγκεντρώσεων του υδρογόνου και του υδροξειλίου σε μια κλίμακα ΡΗ πάνω από 4 2 σε 4 4. Αυτό μπορεί επίσης να χρησιμοποιηθεί κάτω από το ΡίΤ αυτό σε

22 έλλειψη αντιδραστηρίων για την τέλεση μιας πραγματικής ογκμέτρηση: της οξύτητας. * Η χρησιμοποίηση του ΡΗ μέτρου για τα [ΟΗ] Επειδή η σταθερά διάστασης του νερού είναι περίπου ΙΟ'και το ΡΗ έχει ορισθεί - log [ Η ], η συγκέντρωση του όντος του υδροι,ε''' ίου μπο εί ωστόσο να προσδιοριστεί από ένα ΡΗ μέτρο αφού ισχύει η ακόλουθη σχέση: ΡυΗ=14-ΡΗ ΡΟΗ= log 1 [ΟΗ*] Καθώς το ΡΗ ενός διαλύματος νερού αυξάνει και ξεπερνά το 9 6 με 9 8, μια μετρήσιμη συγκέντρωση των ιόντων του υδροξειλίου αρχίζει να εμφανίζεται. Η αλκαλικότητα του υδροξειλίου (καυστική ή ΟΗ αλκαλικότητα)μπορεί να καθοριστεί είτε χρησιμοποιώντας ένα ΡΗ μέτρο ή με ογκομέτρηση. Μια κατανόηση αυτών των ιδεών είναι -απαραίτητη ώστε να θ.^σουμε αυτές τις σχέσεις μεταξύ οξύτητας και αλκαλικότητας μέσα από κάποια προοπτική. Για τον θεωρητικό χημικό ένα ΡΗ του 7, θεωρείται ουδέτερο. Για ένα χημικό του νερού, ένα ΡΗ του 7 από μόνο του σημαίνει πολύ λίγα. Αυτός πρέπει επίσης να γνωρίζει πόση συνολική αλκαλικότητα και πόσο ελεύθερο ή ενωμένο διοξείδιο του άνθρακα (ΕΟι)μπορεί να υπάρχει. Για τον χημικό του νερού, τότε, το διαχωριστικό σημείο ανάμεσα στην οξύτητα και στην ανθρακικότητα δεν είναι το ΡΗ 7.0, αλλά μάλλον το τελικό σημείο της Μ αλκαλικότητας, που αντιστοιχεί σε ένα ΡΗ περίπου 4 4. Ο χημικός του νερού ασχολείται επίσης με την Ρ αλκαλικότητα (αλκαλικότητα της φαινολοφθαλείνης), η οποία υπάρχει όταν το ΡΗ είναι πάνω από την περιοχή των 8,2 με 8,4 που αντιστοιχεί στην αλλαγή του χρώματος του δείκτη της φαινολοφθαλείνης από άχρωμο κάτω από 8,2. Στις περισσότερες ποσότητες φυσικών νερών, το ΡΗ είναι λιγότερο από 8,2, έτσι δεν υπάρχει καθόλου Ρ αλκαλικότητα. Πολύ λίγα φυσικά νερά έχουν ένα ΡΗ κάτω από περίπου 5,0, ώστε είναι σπάνιο να βρίσκονται ισχυρά οξέα στο φρέσκο νερό. Η περιοχή του ΡΗ ανάμεσα στα τελικά σημεία του Μ >του Ρ καθορίζει την περιοχή αλκαλικότητας στην οποία η αλκαλικότητα των HCO/υπάρχει και ασθενή οξέα μπορεί να εμφανιστούν, τα πιο κυρίαρχα ακό τα οποία είναι το ανθρακικό οξύ (διάλυμα διοξειδίου του άνθρακα). Η σημασία του διοξειδίου του άνθρακα( 02) Η ατμόσφαιρα είναι ένα μείγμα από αέρια που περιλαμβάνει 79% ν/ν Ν^και 21% ν/ν Οι Ωστόσο, περιλαμβάνει και 0,Θ04% διοξείδιο του άνθρακα (C02), ππρά πολύ σημαντικό για την ισορροπία της ζωής στον πλανήτη. Το διοξείδιο του άνθρακα παράγεται από την καύση των υλών. Πριν ακόμα οι ανθρώπινες δραστηριότητες δημιουργήσουν μια σημαντική επίδραση στην περιεκτικότητα του C02 στην ατμόσφαιρα, η αναπνοή των ζώων, το οποίο είναι επίσης μια διαδικασία κατανάλωσης καυσίμων, εισήγαγε το C02 στον αέρα. Τα φυτά που περιέχουν χλωροφύλλη χρησιμοποιούν το C02 για να φτιάξουν κυτταρικά υλικά. Αυτή η δραστηριότητα ονομάζεται φωτοσύνθεση γιατί τα φωτόνια της ενέργειας από τον ήλιο, χρειάζονται για την αντίδραση. χλωροφύλλη

23 6 C Η20 ^ (CH20) Η χλωροφύλλή καταλύει την αντίδραση ανάμεσα στο νερό και το C02. Αφού η διαλυτότητα του C02 στο νερό είναι μικρότερη από 2000 mg/1 στις θερμοκρασίες του ατμοσφαιρικού αέρα σε μια κορεσμένη του C02, σε φυσιολογικά επίπεδα του 0,04% C02 λιγότερο από 1mg/1 C02 διαλύεται σε νερό βροχής. Ομως μόλις το νερό της βροχής αιαπερνά το έδαφος, εκτίθεται σε επίπεδα C02 πολλαπλάσια από αυτά της ατμόσφαιρας, που δημιουργούνται από την αναπν^^ή των οργανισμών, καθώς αυτά μετατρέπουν τις οργανικές τροφές σε προϊόντα της καύσης. Τα νερά τότε, τα οποία έχουν διεισδυθεί μέσα απ αυτό το C02- η πλούσια ζωή μπορεί να περιέχει από 10 μέχρι αρκετά 100 mg/1 διαλυμένου C02. Οταν το C02 διαλυθεί σε νερό αντιδρά με το νερό για να σχηματίσει ανθρακικό οξύ, το οποίο διαχωρίζεται σε ιόν υδρογόνου και σε όξινο ανθρακικό ιόν σύμφωνα με την αντίδραση : C02 + Η20 Η2 C03 = Ff + Η CO/ Αν το απεσταγμένο νερό είναι απόλυ. ι κορεσμένο με C02 περίπου 1600 mg/1 διαλύονται στο νερό και το ΡΗ μειώνεται κατά προσέγγιση στο 4. Η ισοδύναμη ποσότητα από ένα ισχυρό οξύ όπως Η28θΗθα μ/ορούσε να μειώσει το ΡΗ στο 2.5 επιδεικνύοντας τον ασθενή χαρακτήρα του ανθρακικού οξέος. Η πηγή της αλκαλικότητας. Η αλκαλικότητα των περισσότερων νερών από πηγές, έχει προκληθεί από τη διάλυση όξινων ανθρακικών αλάτων. Οι ακόλουθες εξισώσεις, δείχνουν πως το νερό που περιέχει από την ατμόσφαιρα και από την αναπνοή των εδαφικών οργανισμών διαλύει το μαγνήσιο και το ασβέστιο από ένα συνηθισμένο ορυκτό,τον δολομίτη για να παράγει σκληρότητα και αλκαλικότητα στο νερό του εδάφους: H20+C0''+MgC03^.Mg(HC03)2=Mg*'+:(HC03)(4) H20+C02+Ca<^03^Ca(HC03)2=CaV2(HC03) (5) Στην περιοχή του ΡΗ από 4.4 ως 8.2 παοαμένει μια ισορροπία μεταξύ της περίσειας του C02 και των ιόντων των όξινων ανθρακών,τα οποία έχουν μετρηθεί από τη τιμή του ΡΗ. Αυτό δείχνει ότι ένα νερό που περιέχει 1mg/1 C02 του νερού και 10 mg/1 αλκαλικότητας έχουν το ίδιο ΡΗ όπως ένα που περιέχει 10 mg/1 C02 και 100 mg,i αλκαλικότητας. Στη πρώτη περίπτωση, η προσθήκη 1mg/1 C02 δεν θα μπορούσε να ^αράγει μια αξιο'^ηυείωτη αλλαγή. ^ αλκαλικότητα μετριάζει ή αποσβένει την αλλαγή ΡΗ και η αλκαλικότητα είναι γνωστή σαν buffer. Το διάγραμμα 2 δείχνει την κατανομή των στοιχείων στο φλοιό της γτ)ς. Τα τρία επικρατέστερα παρουσιάζονται στη μορφή των οξειδίων Si02, Al^Qj, τα οποία είναι πολύ λίγο διαλυτά στο νερό. Τα επόμενα πιο συνηθισμένα στοιχεία, ασβέστιο, νάτριο παρουσιάζονται στα περισσότερα νερά των πηγών. Οταν το πέτρωμα προσβάλλεται από τον άνεμο και το νερό, καταστρέφεται από ρωγμές και διασπάσεις, οιαπερνάται από ρίζες φυτών και εξασθενίζει από εναλλασόμενους κύκλους παγώματος κα. λιώσιμου, απ όπου παράγεται ο άργιλος. Οι αναλύσεις των περισσότερων αργίλων είναι οι ίδιες με τη σύσταση του φλοιού της γης.

24 Η σύνδεση του φλοιού της γης που φαίνεοαι στο διάγραμμα 2 μπορεί επίστ ς να εκφραστεί απ τις αναλογίες των ορυκτών που βρέθηκαν σ αυτόν,όπως φαίνεται στο πίνακα 5. ^, ^,... K;0. CaO, MgO Ferromagnesians FoO. MgO. SiO;. ( ao; SiO;. M;0,. MgO. FcO TiO;. FeO Residual calcil dolomiic. sail gypsum Oi 5 πρώτες ομάδες ορυκτών είναι πολύ αργοί δια> '.πές. Τα περισσότερα καλιού// άλατα είναι πολύ διαλυτά στο νερό, αλλά το κάλιο σε αυτή τη κρυσταλλική δομή είναι παγιδευμένο από την ισχυρή έλξη των άλλων παρόντων στοιχείων. Αυτό αποκαθίσταται σταδιακά από μια διαδικασία ανταλλαγής ιόντων για μια μακρά περίοδο και όταν αυτό συμβαίνει, αυτό που παράγεται είναι ένα αργιλικό προϊόν γνωστό σαν καολίνη. Η τελευταία ομάδα οουκτών περιλαμβάνει τα πιο ενδιαφέροντα συστατικά του νερού πηγής. Από αυτά ο ασβεστίτης, ένα από τα είδη του ασβεστόλιθου, είναι κρίσιμα σημαντικό γιατί είναι υπεύθυνο για τη φύση της αλκαλικότητας πρακτικά σε όλα τα φυσικά νερά. ΟΙ ΕΠΙΔΡΑΣΕΙΣ ΤΩΝ ΑΚΑΘΑΡΣΙΩΝ Αν το μαγνήσιο ιζηματοποιηθεί με ανθρακικό ασβέστιο, το υπόλειμα του ασβεστίου στο διάλυμμα ενδέχεται να αυξηθεί. Ο συνυπολογισμός άλλων ακαθαρσιών, όπως του στροντίου, έχει επίσης παρατηρηθεί ότι αυξάνει την διαλυτότητα του ανθρακικού ασβεστίου. Φαίνεται λοιπόν ότι τα εμπειρικά στοιχεία από ένα εύρος φυτών θα πρέπει να χρησι, οποιούνται με προσοχή στην εκτίμηση μιας δεδομένης κατάστασης. Αν ο υπολογισμός περιλαμβάνει επεξεργασία με υδράσβεστο άγνωστης προέλευσης νερού και τα επίπεδα

25 μόλυνσης δεν είναι πλήρως καθορισμένα, τότε δεν υπάρχει αντικαταστάτης για ένα πραγματικό εργαστηριακό τεστ που να καθορίζει την ανταπόκριση αυτού του νερού στην επεξεργασία της υδρασβέστου. Η πρόβλεψη της διαλυτότητας του μαγνησίου είναι τόσο δύσκολη όσο και της διαλυτότητας του ασβεστίου λόγω των ίδιων γενικών αιτίων. Η διαλυτότητα του υδρί ξειδίου του μαγνησίου αναφέρεται ότι είναι στη περιοχή 30 ως 40mg/L σε 77 F (25 C). Λόγω της διαφοράς στις σχέσεις των γινομένων διαλυτότητας, Kc, = [Ca'^ X [CO,' ] KMg = [Mg' ] X[OH-]' η συγκέντρωση μα-ννησίου επηρρεάζεται περισσότερο από αλλαγές στην συγκέντρωση υδροξειδίου από ότι επηρρεάζεται του ασβεστίου από αλλαγές στη συγκέντρωση ανθρακικών. Μία αύξηση στα ανθρακικά προκαλεί μία ανάλογη μείωση σε ασβέστιο, αλλά μία αύξηση στη συγκέντρωση υδροξειδίου επιδρά στη συγκέντρωση του μαγνησίου με σχέση τετραγώνου. Έτσι, ένας διπλασιασμός του ΟΗ- θα προκαλέσει το να μειωθεί στο ένα τέταρτο της αρχικής του τιμής. Όταν το νερό μαλακώνει με υδράσβεστο - σε περιοχή ρη από 9.5 εώς τότε το μαγνήσιο καθιζάνει σαν υδροξείδιο και το ίζημα είναι θετικά φορτισμένο. Στην ίδια περιοχή ρη, το ίζημα του CaCO, είναι αρνητικά φορτισμένο. Επιπροσθέτως, τα πυριτικά μέσα στο σύστημα είναι συνήθως παρόντα σαν ένα δυνατό, αρνητικά φορτισμένο κολλοειδές. Το αργιλικό νάτριο μπορεί να εισαχθεί στο σύστημα σαν ένα δυνατό ανιονικό σύμπλοκο. Όλα αυτά ενδέχεται να αποτελούν εξήγηση για την ιζηματοποίηση του μαγνησίου με το ασβέστιο, την δυνατή απορρόφηση των πυριτικών στο ίζημα του Mg(OH)j, και το μικρό υπόλειμα του μαγνησίου που συχνά επιτυγχάνεται με την επεξεργασία του νερού με αργιλικό νάτριο επιπρόσθετα της υδρασβέστου. Έτσι, στις συμβατικές διεργασίες ^ ποσκλήρυνσΐ ς συνήθως αποκαλύπτεται ότι η επεξεργασία φρέσκου νερού με υδράσβεστο προκαλεί μια διαλυτότητα CaCO, περίπου 35mg/I. κρύο και 25mg/L ζεστό, και μια διαλυτότητα για το υπόλειμα του υδροξειδίου του μαγνησίου περίπου 35mg/L κρύο και 2 με 3nig/L ζεστό. Το ανθρακικό ασβέστιο και το υδροξείδιο του μαγνησίου ιζηματοποιούνται κατά την διαδικασία της αποσκλήρυνσης με υδράσβεστο. Εν τούτοις, αυτά μπορούν επίσης να ιζηματοποιηθούν από ασταθές νερό - δηλαδή, νερό που περιέχει αυτά τα υλικά σε υπερκορεσμένη κατάσταση - αν συμβεί κάτι σ^ο σύστημα που να αναταράξει την ισορροπία. Τούτο μπορεί να είναι μία αύξηση στη θερμοκρασία, μία μείωση στην πίεση, αναταραχή, ή επαφή με επιφάνειες που ευνοούν την χημική ιζηματοποίηση. Το πιο συνηθισμένο προϊόν της αστάθειας του φρέσκου νερού είναι το CaCO,. Στο θαλασσινό νερό το πιο συνηθισμένο ίζημα είναι το Mg(OH)2 ή ένα από τα σ ' 'θετα ανθρακικά άλατα του. ΟΙ ΔΕΙΚΤΕΣ ΣΤΑΘΕΡΟΤΗΤΑΣ ΤΟΥ CaCOj να δείγμα νερού μπορεί να εκτιμηθεί όσον αφορά την σταθερότητα του CaCO, που περιέχει είτε με δοκιμή(τεστ) είτε μέσω θεωρητικών υπολογισμών βασισμένων σε γνωστά δεδομένα. Τα τεστ του μαρμάρου, αν και χρησιμοποιείται

26 σπάνια για λόγου ελέγχου, είναι μία πολύτιμη δοκιμή για την επίδειξη των αρχών της σταθερότητας του ανθρακικού ασβεστίου. Αν ένα δείγμα ασταθούς νερού είναι υπερκορεσμένο, τότε η πρόσθεση λεπτού αλεσμένου μαρμάρου (CaCO,) σε αυτό θα έπρεπε να προκαλέσει την καθίζηση του ανθρακικού ασβεστίου και την επικάλυψη του μαρμάρου. Το αποτέλεσμα μετριέται από μία μείωση τόσο στην σκληρότητα όσο και στην αλκαλικότητα του νερού, μετρημένε^ μετά την καθίζηση του αιωρήματος και το φιλτράρισμα του νερού. Υπάρχει επίσης και μία μείωση στο ρη του νερού που ήρθε σε επαφή με το μάρμαρο, το οποίο (νερό) λέμε ότι έχει θετικό δείκτη κορεσμού. Από την άλλη πλευρά, αν το δείγμα του νερού είναι ακόρεστο όσον αφορά το CaCOj - δηλαδή, εάν είναι διαβρωτικό δείγμι τότε ' "ρος από το λεπτόκοκο μάρμαρο που ποοστίθεται στο δείγμα διαλύεται, αυξάνοντας την σκληρότητα, αλκαλικότητα, και το ρη. Αυτό το είδος του νερού λέμε ότι έχει αρνητικό δείκτη κορεσμού. Δουλεύοντας με τις τιμές ισορροπίας του CaCOj, συμπεριλαμβάνοντας και τους συντελεστές διάσπασης για το ανθρακικό οξύ, δισανθρακικοιόν και το ανθρακικοιόν και βασιζόμενος στην θεωρητική διαλυτότητα του CaCO, σε διαφορετικές θερμοκρασίες, καθώς αυτή επηρρεάζεται από την αλμυρότητα του νερού, ο Langelier ανέπτυξε μία μέθοδο για την πρόβλεψη του ρη κορεσμού (ονομάζεται phj κάθε είδους νερού. Αν το πραγματικό ρη του νερού είναι κάτω από το υπολογισμένο (phj, τότε το νερό έχει αρνητικό δείκτη Langelier και διαλύει το CaCO,. Το γενονός αυτό χρησιμοποιήται γενικά για να υποδεικνύει ότι το νερό ενδέχεται να είναι διαβρωτικό για το χάλυβα αν υπάρχει παρουσία οξυγόνου. Αν το καταμετρημένο ρη ξεπερνά το ρη^, ο δείκτης Langelier είναι θετικός, και καθώς είναι υπερκορεσμένο από CaCO^, το νερό πιθανότατα θα σχηματίσει επικαθίσεις. Οσο μεγαλύτερη είναι η απόκλιση του πραγματικού ρη απυ το ρη^, τόσο πιο μεγάλη είναι η αστίθεια. Το PHs κορεσμού και ο δείκτης Langelier μπορούν να καθορισθούν με ανάλυση του νερού και λαμβάνοντας υπ όψην την Εικόνα 4.9. Δείκτης Langelier = ρη - ρη,

27 EXAMPLE: Raw Water Calcium Alkalinity = 240mg/l = 190mg/l Langelier Index = 6 Θ- 7 3 = 0.5 Βασισμένος σε μελέτες καταγραφέντων συνθηκών επικάθησης και διάβρωσης για ποικιλία δημοτικών συστημάτων, ο Ryznar τροποποίησε τον δείκτη Langelier έτσι ώστε να προβλέπει με περισσότερη αξιοπιστία την πιθανότητα δημιουργίας επικάθησης ή την εμφάνιση διάβρωσης, βασισμένος στο ρη και στο ρη χρησιμοποιώντας τον δικό του δείκτη Ryznar ή δείκτη σταθερότητας. Δείκτης σταθεροτηται- (SI) = 2ρΗ, - ρη Κατά την χρήση αυτού του δείκτη, ένα διάλυμμα νερού θεωρείται διαβρωτικό όταν ο δείκτης σταθερότητας ξεπερνά κατά προσέγγιση το 6.0 και δημιουργόν επικαθήσεις όταν ο δείκτης είναι μικρότερος του 6.0. Ο δείκτης Langelier είναι περισσότερο χρήσιμος κατά την πρόβλεψη γεγονότων σε συστήματα με χαμηλή ταχύτητα ροής, όπως είναι ο αποσκληρυντής υδρασβεστίου, το φίλτρο, ή η δεξαμενή. Ο δείκτης Ryznar είναι εμπειρικός και έχει εφαρμογή μόνο σε συστήματα ροής όπου το περιβάλλον στα τοιχώματα του σωλήνα είναι πολύ διαφορετικό από αυτό των συστημάτων χαμηλής ροής. Αν έχουμε διάβρωση, οι αντιδράσεις οξείδωσης-αναγωγής δημιουργούν διαφορετικές συνθήκες στην κάθοδο και στην άνοδο από αυτές του ρέοντος νερού. Αν υπάρχουν αιωρούμενα στερεά τότε η ταχύτητα της ροής επιδρά σημαιτικά στη δυνατότητα δημιουργίας ιζήματος από καθίζηση, η οποία με τη σειρά της θα επηρρεάσει το υδάτινο περιβάλλον διαβρέχοντας τα τοιχώματα του σωλήνα. Σαν γενικός κανόνας, ο δείκτης Langelier είναι περισσότερο χρήσιμος σε στάσιμα συστήματα (bulk systems) και ο δείκτης Ryznar σε συστήματα ροής (flov.ing systems) όπου η ταχύτητα είναι μεγαλύτερη των 2ft/s (0.6m/s), ή αρκετή ούτως ώστε να εμποδίζει την ιζηματοποίηση. Ο δείκτης Langelier έχει τροποποιήθει από τους Stiff και Davis για το θαλασσινό νερό πεδίων πετρελαίου όπου η υψυλή αλμυρότητα επηρρεάζει την ιοντική τάση και την διαλυτότητα του CaCOj. Αυτός ο δείκτης (SDI) είναι: