Химическая очистка воды. Окислители

Химические методы очистки воды. Дезинфекция и окисление

Свойства окислителей, применяемых в водоподготовке.

Одна из самых распростаненных в мире технологий водоподготовки заключается в химической обработке воды окислителями. Применение окислителей направлено на решение комплекса проблем с водой - дезинфекции, коррекций цветности, мутности, вкуса и запаха. Дозирование в воду окислителей широко применяется на различных стадиях водоподготовки как способ обесцвечивания, дезодорации, коагуляции, обезжелезивания, деманганации, стерилизации и понижения окисляемости воды. Действие окислителей зависит от рН и температуры воды, наличия и пропорций трудно- и легко- окисляемых соединений. Эффективность действия окислителя определяется произведением его концентрации и времени воздействия (CхT, мг/л*мин). C

К наиболее часто применяемым в водоподготовке окислителям относят кислород О₂, озон О₃, хлор Cl₂, диоксид хлора ClO₂, гипохлорит натрия NaClO, гипохлорит кальция Ca(ClO)₂, перманганат калия KMnO₄ и перекись водорода H₂O₂.

1. Кислород воздуха О₂

Кислород - сравнительно слабый окислитель. Его окислительная способность фактически не распространяется на органические вещества, а для ряда аэробных микроорганизмов он является необходимой составляющей среды существования. Кислород эффективно окисляет ряд растворенных неорганических ионов, например, железо и марганец. Кислород воздуха переводит эти металлы в состояние наивысшей валентности, способствуя их гидролизу и переходу в нерастворимую форму для последующей фильтрации. Применение кислорода получило широкое распространение в бытовой и коммерческой водоподготовке, прежде всего в системах обезжелезивания и деманганации. Стадия насыщения воды кислородом воздуха получила общее название - аэрация воды. Неспособность кислорода окислять органические вещества, входящие в состав протоплазмы клеток различных микроорганизмов, предопределила отсутствие у него дезинфицирующих свойств, характерных более сильным окислителям. Сероводород, как сравнительно сильный восстановитель, может быть окислен кислородом только в присутствии катализаторов.

2. Озон О₃

Озон - один из наиболее сильных окислителей, применяемых в водоподготовке. Обработка воды озоном приводит к более быстрому разложению органических веществ, обесцвечиванию, обеззараживанию, устранению запахов и привкусов по сравнению с традиционно применяемым хлором. В отличии от традиционной обработки воды хлором озон самостоятельно не образует токсичные вторичные продукты окисления. Высокая окислительная способность озона основана на легкости отдачи активного атома кислорода O₃ → O₂+O. Озон окисляет практически все металлы до оксидов. Озон - нестабильный газ, быстро разлагающийся в воде с образованием кислорода. Это свойство обуславливает с одной стороны преимущество - экологическую безопасность озона, а с другой стороны недостаток - отсутствие пролонгации во времени дезинфицирующего действия. Дозировки озона для контроля содержания бактерий находятся в диапазоне от 1,5 до 3 мг/л, для контроля содержания вирусов - от 3 до 5 мг/л, время выдержки составляет 5-10 мин.

3. Хлор Cl₂

Особое значение при хлорировании уделяется водородному показателю рН, так как именно его значение определяет формы соединений хлора в воде и его активность. Растворение молекулярного хлора в воде происходит с образованием хлорноватистой и соляной кислот по реакции: Cl₂ + H₂O = HOCl + HСl. Хлорноватистая кислота может диссоциировать HOCl → Н+OCl^-. Сумму элементарного хлора, хлорноватистой кислоты и аниона OCl^- принято называть свободным активным хлором. Хлор и хлорновасистая кислота - сильные окислители, которые в воде вступают в окислительные реакции с веществами-восстановителями - железом, марганцем, сероводородом, сульфыдами, нитратами, цианидами, аммонием, органическими веществами.

3.1 Железо

Часто присутствующее в воде в виде бикарбоната двухвалентное железо (Fe²⁺) окисляется хлором в хлорид трехвалентного железа с гидролизом его в нерастворимый гидрооксид. Химическая реакция окисления двухвалентного железа выглядит таким образом: 2Fe (HCO3)₂ + Cl₂ + Ca(HCO₃)₂ → 2Fe(OH)₃↓+ CaCl₂ + 6CO₂ (0,69 мг Cl₂/мг Fe). Такая реакция наиболее эффективно проходит при нейтральном рН, приводит к его понижению и закислению воды вследствии выделения свободной углекислоты. Реакции окисления неорганического железа очень быстрая, тогда как для органических комплексов железа реакция протекает существенно медленнее.

3.2 Марганец

Двухвалентный марганец (Mn²⁺) окисляется хлором и водным раствором хлорноватистой кислоты до труднорастворимого диоксида четырехвалентного марганца (Mn⁴⁺). Реакция протекает следующим образом: Mn²⁺ +Cl₂ + 4OH^– → MnO₂↓ + 2Cl^– + 2H₂O (1,29 мг Cl₂/мг Mn). Реакция эффективно протекает в щелочной среде при значении рН от 8 до 10, затормаживаясь при понижении рН в сторону нейтрального показателя. При этом, чем выше рН, тем быстрее скорость окисления марганца. В кислой среде реакция замедляется вплоть до полного прекращения.

3.3 Сероводород

Сульфид-анионы (S^2–) и сероводород H₂S часто присутствуют в составе подземных вод. В зависимости от значения водородного показателя и дозы хлор окисляет эти примеси до коллоидной серы или серной кислоты (сульфатов). Реакция окисления проходит следующим образом: H₂S + Cl₂ → S↓ + 2HCl (2,1 мг Сl₂/мг H₂S). В результате реакции образуется коллоидная сера, требующая коагуляции или фильтрации. При повышении дозы активного хлора до 8,4 мг/ мг реакция заканчивается образованием серной кислоты и сульфатов: H₂S + 4Cl₂ + 4Н₂О → Н₂SО₄ + 8HCl (8,4 мг Сl₂/мг H₂S). Для полного удаления сероводорода обычно доза активного хлора должна составлять около 5 мг/ мг H₂S.

3.4 Нитриты (соли азотистой кислоты)

Реакция нитритов и хлорноватистой кислоты заканчивается окислением нитритов до нитратов (NO₃^–) с закислением среды: NO₂^– + HClO→ NO₃^– + HCl (1,54 мг Сl²/мг NO₂^–).

3.5 Цианиды

Реакция окисления хлором (хлорноватистой кислотой) цианидов (CN^–) проходит в щелочной среде при значениях рН выше 8,5 и выглядит следующим образом: CN^– + Cl₂ + 2OH^– → CNO^– + 2Cl^– + H₂O (2,73 мг Сl₂/мг СN^–).

3.6 Аммоний

Общая реакция взаимодействия аммонийного азота с хлором сложная и многостадийная с образованием моно, ди и три хлораминов при недостатке свободного хлора (продукты неполного окисления органики хлорноватистой кислотой) и описывается в конечной стадии следующим образом: 2NH₄⁺ + 3Cl₂ → N₂ + 6Cl^– + 8H⁺ (7,6 мг Cl₂ /мг NH₄⁺).

4. Диоксид хлора ClO₂

Диоксид хлора - сильный окислитель кислородного типа. Эффективно окисляет сероводород и сульфиды во всех молекулярных состояниях, включая органические, подавляет рост бактерий, окисляет железо, марганец, органику. Окислительная способность диоксида хлора превышает молекулярный хлор. Диоксид хлора не вступает в реакцию с аммонием, но окисляет нитрит-ионы в нитрат-ионы. Диоксид хлора часто применяется для устранения запахов, вызванных органическими соединениями природного происхождения, в частности фенольными соединениями. В отличии от хлора, образующего с фенолом хлорфенолы со специфическим неприятным запахом, диоксид хлора улучшает органолептические показатели воды -вкус и запах, окисляя фенолы до органических кислот. Процесс обработки воды диоксидом хлора не вызывает появления токсичных продуктов окисления органических веществ.

4.1 Марганец

Растворенный марганец Mn²⁺ окисляется диоксидом хлора до нерастворимой четырехвалентной формы диоксида марганца. При рН>7 для окисления 1 мг марганца необходимо 2,5 мг диоксида хлора. Скорость реакции окисления марганца растет с увеличением щелочной реакции среды.

2ClO₂ + 5Mn₂⁺ + 6H₂O -> 5MnO₂ + 12H+ + 2Cl^-

4.2 Железо

Растворенное двухвалентное железо Fe²⁺ окисляется диоксидом хлора до трехвалентной формы Fe³⁺, гидролизируется в гидрооксид железа Fe(ОH)₃, выпадает в осадок, удаляемый фильтрованием: ClO₂ + 5Fe²⁺ + 13H₂O -> 5Fe(ОH)₃ + Cl^- + 11H⁺. Скорость реакции окисления железа растет с увеличением щелочности среды. При рН>5 для окисления 1 мг железа необходимо 1,3 мг диоксида хлора.

4.3 Сульфиды, сероводород

Источниками сульфидов в воде являются восстановительные процессы, протекающие при бактериальном разложении природных органических веществ. Реакция окисления диоксидом хлора сульфид-анионов проходит с образованием коллоидной серы в диапазоне рН 6.5-8.5: 2ClO₂ + S^2- -> SO₄^2- + 2Cl^-. Для окисления 1 мг сероводорода требуется 5,2 мг диоксида хлора. Коллоидная сера требует дальнейшей коагуляции и фильтрования.

5. Гипохлорит натрия NaClO

Водный раствор гипохлорита натрия NaClO широко применяется для дезинфекции воды благодаря высокой антибактериальной активности и широкому спектру действия на различные микроорганизмы. Однако содержание активного хлора в нем относительно мало, его растворы имеют ограниченную стойкость и постепенно разлагаются с понижением содержания активного хлора. Окислительное и бактерицидное действие гипохлорита натрия незначительно уступает молекулярному хлору, но гипохлорит обладает более длительным бактерицидным последействием. Дезинфицирующее действие гипохлорита натрия подобно хлору - при растворении в воде гипохлорит натрия, как и хлор, образует хлорноватистую кислоту (NaClO + H₂O→← NaOH + HСlO), для которой и характерно окисляющее и дезинфицирующее действие. Дозирование гипохлорита натрия широко применяется в индивидуальных системах водоподготовки для обезжелезивания, понижения окисляемости, окисления сероводорода как альтернатива применению слабого окислителя -кислорода воздуха в аэрационных схемах. Растворенное железо в воде глубоких скважин характеризуется подавляющим присутствием его двухвалентной формы в виде бикарбоната Fe(HCO₃)₂. Бикарбонат железа устойчив в воде в отсутствии окислителей и в условиях нейтральной или щелочной среды. Окисление бикарбоната двухвалентного железа гипохлоритом натрия с нерастворимого образование гидрооксида железа описывается уравнением: 2Fe(HCO₃)₂ + NaClO + H₂O = 2Fe(OH)₃↓ + 4CO₂↑ + NaCl. Гидроксид трехвалентного железа Fe(OH)₃ коагулирует, переходит в оксид железа Fe₂O₃ · 3 H₂O, выпадает в осадок бурыми хлопьями и фильтруется. Применение гипохлорита натрия не вызывает подкисление воды. Так как гипохлорит натрия - это раствор хлора при рН › 9, который диссоциирует в воде с образованием хлорноватистой кислоты и щелочи NaOH, введение которой оказывает подщелачивающее действие с одной стороны, а с другой нарушает химическое равновесие (изменяет рН и концентрацию копонентов). В отличии от гипохлорита натрия введение активного хлора не вызывает изменение рН, а следовательно и не влияет на бактерицидную активность окислителя. Еще один недостаток гипохлорита натрия - очень высокая коррозионная активность. Этот фактор нужно учитывать при подборе дозирующих насосов, материалов, контактирующих с гипохлоритом, и допустимых концентраций водных растворов гипохлорита натрия. Трудности эксплуатации дозирующего разбавленный водой гипохлорит натрия оборудования связаны с образованием в трубопроводах осадков гидроокиси магния и оксида кремния и кальцинации точек ввода - инжекторов и диффузоров.

6. Гипохлорит кальция Ca(ClO)₂

Гипохлорит кальция содержит больше активного хлора и более стабилен, чем гипохлорит натрия. При его растворении в воде дополнительно к хлорноватистой кислоте образуется гидроксид кальция, придавая раствору сильнощелочную реакцию. Гипохлорит кальция используется одновременно как сильный окислитель, дезинфектант и средство подщелачивания воды. Применение гипохлорита кальция также повышает жесткость воды, стабилизируя карбонатную буферную емкость воды и химическое равновесие.

7. Перманганат калия KMnO₄

Перманганат калия удобен тем, что не образует веществ с неприятным запахом, не дает побочных эффектов. Его растворы допускают длительное хранение. Из-за сильного окисляющего воздействия он расходуется в первую очередь на взаимодействие с органическими и неорганическими веществами в воде, что мешает дезинфицирующему действию. К тому же его дезинфицирующее действие ниже, чем у хлора и озона. Поэтому для дезинфекции воды перманганат калия редко применяется самостоятельно. Используется для перевода солей двухвалентного железа и марганца в четырехвалентное состояние, в котором они легко гидролизуются. К недостаткам перманганата калия следует отнести его высокую стоимость, дефицитность и опасность передозировки, поскольку марганец в питьевой воде нормируется на уровне 0,05 мг/л.

8. Перекись водорода H₂O₂

Перекись (пероксид) водорода начали активно применять в технологии водоподготовки после освоения удобных и дешевых методов его получения. Перекись водорода высокотоксична и ее содержание в воде ограничивается уровнем ПДК 0,1 мг/л, в то время как дезинфицирующее действие перекись водорода проявляет на уровне единиц и сотен мг/л. Перекись водорода более мощный окислитель, чем хлор, его окисляющая способность на 30% превышает способность хлора. Но на ряду с отличными окислительными способностями перекись водорода - очень слабый дезинфектант в сравнении с хлором. Поэтому перекись водорода применяют для окисления в воде металлов, органики, сероводорода, углеводородов, но не как самостоятельное дезинфицирующее средство. Дозирование перекиси водорода в воду для окисления органических веществ не является причиной образования токсичных соединений, что характерно хлору и хлорсодержащим окислителям.

Заказать