ПособФХпроцЧ.2ГидросфХОС05. Учебное пособие Физикохимические процессы в гидросфере

• Название: Учебное пособие Физикохимические процессы в гидросфере
• Анкор: ПособФХпроцЧ.2ГидросфХОС05.doc
• Дата: 26.09.2017
• Размер: 31.55 Mb.
• Имя файла: ПособФХпроцЧ.2ГидросфХОС05.doc
• Тип: Учебное пособие; #8961
• страница: 4 из 18

3.3. Жесткость природных вод

Одной из важных характеристик природных вод, во многом опреде­ляющих возможности их использования человеком, является жесткость воды. Жесткостью водыназывается свойство воды, обусловленное содержанием в ней ионов кальция и магния. Единицей жесткости воды в нашей стране является моль (жесткости) на кубический метр – моль/м³ (обычно дополнение «жесткости» после слова «моль» опускается). Числовое значение жесткости, выражен­ное в моль/м³, равно числовому значению жесткости, выраженному в миллиграмм-эквивалентах на литр (мг-экв./л); 1 мг-экв./л соот­ветствует содержанию в воде 20,04 мг/л ионов Са²⁺ или 12,16 мг/л ионов Mg²⁺. Величину жесткости можно определить по уравнению:

Ж = [Са²⁺]/(М_Са²⁺f_Са²⁺) + [Mg²⁺]/(M_Mg²⁺f_Mg²⁺);

Ж = , (19)

где Ж — жесткость воды, моль/л;

[Са²⁺] и [Mg²⁺] – концентрации ионов кальция и магния, мг/л;

fс_а²+ и f_Mg²⁺ – факторы эквивалентности ионов кальция и магния (fс_а²+ = f_мg²⁺ = 1/2);

М_Сa²⁺и M_Mg²⁺ – молярные массы ионов кальция и магния

(М_Сa²⁺ = 40,08 г/моль и M_Mg²⁺ = 24,32 г/моль).

Определяемую по уравнению (19) жесткость принято называть общей жесткостьюводы, поскольку в воде различают карбонатную, некарбонатную, устраняемую и неустраняемую жесткость воды.

Таблица 4. Классификация природных вод по величине жесткости

Жесткость, моль/м3	Группа воды
< 1,5	Очень мягкая
1,5-3,0	Мягкая
3,0-5,4	Средней жесткости
5,4-10,7	Жесткая
> 10,7	Очень жесткая

Под карбонатнойжесткостьюпонимается количество ионов кальция и магния, связанных с карбонат- и гидрокарбонат-ионами. Поэтому численное значение карбонатной жесткости равно сумме концентраций карбонат- и гидрокарбонат-ионов, выраженных в мг-экв./л. Если эта величина оказывается больше значения общей жесткости т.е. карбонат- и гидрокарбонат-ионы связаны с другими катионами значение карбонатной жесткости принимается рав­ным значению общей жесткости воды.

Heкарбонатная жесткость воды определяется как разность значений солей и карбонатной жесткости.

Устраненная жесткостьводы представляет собой часть карбонатной жесткости, которая удаляется при кипячении воды. Устраняемую жесткость определяют экспериментально.

Неустраняемая жесткостьволы определяется как разность значений сохой и устраняемой жесткости.

По величине общей жесткости природные воды принято делить на ряд групп (таблица 4).

Среди природных вод наиболее мягкими являются дождевые воды, жесткостькоторых составляет примерно 70-100 ммоль/м³. Жесткость подземных вод меняется в широких пределах – от 0,7 моль/м (грунтовые воды Карелии) до 18-20 моль/м³ (грунто­вые воды Донбасса) – и зависит от состава контактирующих с ними горных пород. В речных водах жесткость помимо состава горных пород, контактирующих с питающими данную реку водами, зависит от климатических факторов и испытывает сезонные колебания. Наименьшее значение жесткости речной воды наблюдается в пери­од паводка.

За рубежом для выражения значений жесткости воды используются различные единицы измерения. Так, например, немецкий градус жесткости соответствует содержанию в воде 10 мг СаО/л. Один французский градус жесткости соответствует содержанию в воде 10 мг СаСОз/л. Один американский градус жесткости соот­ветствует содержанию в воде 1 мг СаСОз/л. Между этими едини­цами измерения жесткости можно записать соотношения:

1 моль/м³ = 2,804 немецких градусов жесткости;

1 моль/м³ = 5,005 французских градусов жесткости;

1 моль/м³ = 50,050 американских градусов жесткости.

Примеры решения задач

Пример 6. На сколько миллиграммов в каждом литре воды уменьшится равновесное содержание кислорода в верхнем слое воды природного водоема при увеличении температуры приземного воздуха с 5 до 25°С, если его парциальное давление не изменилось, концентрация кислорода соответствует средним для приземного слоя значениям, давление воздуха соответствует стандартным значениям? Парциальным давлением паров воды можно пренебречь.

Решение. Равновесное содержание растворенного кислорода в верхнем слое природного водоема С_О2(р-р), в соответствии с законом Генри (уравнение 1), зависит от парциального давления кислорода Ро₂ и значения константы Генри, изменяющейся в зависимости от температуры:

С_О2(р-р) = К_г(О2)Р_О2.

Поскольку по условию задачи парциальное давление кислорода не изменялось, различие равновесных значений концентраций кислорода при температуре 5 и 25°С связано лишь с изме­нением константы Генри. Поэтому можно записать:

,

где – равновесные значения концентрации кислорода в воде;

– значения константы Генри процесса растворения кислорода в воде при 5 и 25⁰С соответственно.

Значения константы Генри при различных температурах приводятся в справочной литературе. Некоторые значения представлены в таблицах 3,4 Приложения:

=0,00191 моль/(латм) при 5⁰С,

=0,00130 моль/латм) при 25⁰С.

Парциальное давление кислорода можно определить, зная общее давление воздуха Р_общ и объемную долю кислорода в приземном слое воздуха (поскольку по условию задачи парциальным давлением паров воды в воздухе можно пренебречь, объемную долю кислорода можно принять равной объемной доле кислорода для сухого воздуха в приземном слое атмосферы):

=1атм  0,2095=0,2095 (атм).

Равновесное содержание кислорода в растворе равно:

= (0,00191 – 0,00130)  0,2095 = 1,28  10^–4 (моль/л).

Для перевода концентрации в мг/л необходимо умножить полученное значение на величину молярной массы кислорода (32  10³ мг/моль):

=1,28  10^–4  32  10³ = 4,1(мг/л).

Ответ: содержание кислорода в каждом литре воды уменьшится на 4,1 мг.
Пример 7. Какая природная вода (из двух) более агрессивна по отношению к гипсу (CaSO₄  2H₂O), если активность катионов кальция и анионов SOсоставляет:

=10^–3 моль/л; =10^–2,8 моль/л;

=10^–1,5 моль/л; =10^–2 моль/л.

Активность гипса в твердой фазе принять равной единице. Температура и давление соответствуют стандартным значениям.

Решение: Агрессивность природных вод по отношению к одному и тому же веществу тем выше, чем больше численное значение показателя агрессивности, который, в соответствии с выражением (7), может быть определен по уравнению:



Процесс растворения гипса протекает по уравнению:

CaSO₄ ^. 2Н₂О Са²⁺ + SO+ 2Н₂О

По условию задачи необходимо сравнить агрессивность двух различных по составу вод по отношению к одному и тому же соединению, активность которого равна единице, (ПА)_реаг = 1. Поэтому можно упростить выражение для показателя агрессивности:

.

Поскольку значение константы равновесия процесса растворения гипса при заданных условиях – величина постоянная, показатель агрессивности будет тем больше, чем меньше произведения активностей реагентов в воде. Поэтому для решения задачи необходимо сравнить произведения активностей в различных природных водах:

для первой воды

(ПА)₂== 10^–3  10^–1,5 = 10^–4,5 (моль/л)²;

для второй воды

(ПА)₂== 10^–2,8  10^–2 = 10^–4,8 (моль/л)².

Поскольку (ПА)₂ < (ПА)₁, т.е. (10^–4,8 < 10^–4,5), вторая природная вода более агрессивна по отношению к гипсу.

Ответ: вторая вода более агрессивна по отношению к гипсу.
Пример 8. Какой процесс – растворение или осаждение гипса – будет происходить при его контакте с природной водой, в которой активности катионов кальция и анионов SOсоставляют 10^–4 и 10^–2 моль/л соответственно? Температура и давление соответствуют стандартным значениям.

Решение. Процесс растворения гипса, как было сказано, можно описать уравнением реакции:

CaSO₄ ^. 2Н₂О Са²⁺ + SO+ 2Н₂О

Направление процесса (осаждение или растворение) можно определить по значению показателя степени неравновесности (уравнение 13):

 = (ПА)_прод/К_равн.

Произведение активностей продуктов процесса растворения гипса в данном случае следует принять равным произведению активностей соответствующих ионов в природной воде, посколь­ку для этой воды и необходимо определить степень неравновес­ности. Произведение активностей составит:

(ПА)_прод = a_Ca²⁺a _SO = 10^{–4 .} 10^–2 = 10^–6 (моль/л)².

Значения константы равновесия реакции растворения гипса можно определить из термодинамических данных по уравнению (4):

.

Значение определим из выражения:



Подставив значения энергии Гиббса образования ионов и со­единений в стандартных условиях (таблица 5 Приложения) в данное уравнение, получим:

= (–552,70) + (–743,99) + 2(-237,23) – (–1799,8) =

= 28,65 (кДж/моль) = 28,65 ^. 10³ (Дж/моль).

Логарифм константы равновесия равен:

= –28,65 ^. 10³/(2,3 ^. 8,31 ^. 298,3) = –5,0.

Константа равновесия процесса растворения гипса равна:

= 9,4 ^. 10^–6.

Значение показателя неравновесности составит:

 = 10^–6/(9,4 ^. 10^–6) = 0,1.

Поскольку < 1, раствор ненасыщен относительно гипса, и идет процесс ого растворения.

Ответ: будет происходить растворение гипса.
Пример 9. Какой из минералов, не содержащих примесей, – гипс (CaSO₄ ^.2H₂O) или ангидрит (CaSO₄) – более устойчив в водном растворе:

а) при стандартных условиях;

б) при нормальном атмосферном давлении и температуре 90°С?

Решение. Относительную устойчивость минералов можно опре­делить по величине показателя неустойчивости (уравне­ние 10):

.

Чем большее значение имеет показатель неустойчивости, тем менее устойчиво данное соединение в растворе.

Представим процесс растворения данных минералов в виде уравнений реакций:

CaSO₄ ^. 2Н₂О Са²⁺ ++ 2H₂O

CaSO₄ Са²⁺+

Следует обратить внимание на то, что в обоих случаях в про­цессе растворения образуются одни и те же ионы. Поэтому для одной и той же воды, относительно которой будет рассматри­ваться устойчивость минералов, величина (ПА)_прод в обоих слу­чаях будет постоянной.

Поскольку по условию задачи минералы не содержат приме­сей, (ПА)_реаг в обоих случаях равны единице: (ПА)_реаг = 1.

Таким образом, показатель неустойчивости будет тем боль­ше, чем больше константа равновесия реакции, и для ответа на вопрос задачи необходимо сравнить значения констант равнове­сия процессов растворения гипса и ангидрита.

Поскольку константы равновесия процессов растворения за­висят от температуры и давления, рассмотрим устойчивость ми­нералов в различных условиях.

а) Процесс растворения протекает при стандартных услови­ях. В этом случае константы равновесия могут быть определены из уравнения (4):

.

Для процесса растворения гипса значение константы равно­весия при стандартных условиях составляет (см. Пример 2.8):

= 9,4 ^. 10^–6.

Для процесса растворения ангидрита имеем:



.

Подставив значения энергии Гиббса образования ионов и со­единений в стандартных условиях (таблица 5 Приложения) в данное уравнение, получим:

= (–552,70) + (–743,99) – (–1323,90) =

= 27,21 (кДж/моль) = 27,21 ^. 10³ (Дж/моль).

Логарифм константы равновесия процесса растворения ан­гидрита равен:

= –27,21 ^. 10³/(2,3 ^. 8,31 ^. 298) = –4,77.

Константа равновесия процесса растворения ангидрита равна:

= 1,68 ^. 10^–5.

Поскольку константа равновесия процесса растворения гипса меньше, чем ангидрита, гипс более устойчив в водном растворе при стандартных условиях.

б) Процесс растворения протекает при нормальном давле­нии и температуре 90°С. Для определения констант равновесия процессов растворения гипса и ангидрита воспользуемся уравне­нием (5), связывающим константы равновесия, определенные при различных температурах процесса:

.

Значения энтальпии реакции можно определить по урав­нению:

.

Для процесса растворения гипса имеем:



Подставив значения энтальпии образования ионов и соедине­ний в стандартных условиях (таблица 6 Приложения) в данное уравнение, получим:

= (–542,7) + (–909,3) + 2(–285,8) – (–2027,7) =

= 4,1 (кДж/моль) = 4,1 ^. 10³ (Дж/моль).

Логарифм отношения констант равновесия процессов раство­рения гипса при температуре 363 К (90°С) и температуре при стандартных условиях (298 К) составит:



Отношение констант равновесия процессов растворения гип­са при температурах 363 К и 298 К будет:

K₁/K⁰ = 1,35.

Константа равновесия процесса растворения гипса при тем­пературе 363,3 К составит:

К₁ = 1,35K⁰ = 1,35 ^. 3,6 ^. 10^–4 = 4,86 ^. 10^–4.

Проведем аналогичные расчеты для процесса растворения ангидрита:

.

Подставив значения энтальпии образования ионов и соедине­ний в стандартных условиях (таблица 6 Приложения) в данное уравнение, получим:

= (–542,7) + (-909,3) – (–1436,3) = –15,7(кДж/моль) =

=–15,7– 10³ (Дж/моль);

.

K₁/K⁰ = 0,32;

К₁ = 0,32K⁰ = 0,32 ^. 1,68 ^. 10^–5 = 5,37 ^. 10^–6.

Таким образом, при 90°С константа равновесия процесса рас­творения ангидрита меньше, чем константа равновесия гипса при этой температуре:

5,37 ^. 10^-6 < 4,86 ^. 10^–4,

поэтому в этих условиях ангидрит более устойчив, чем гипс.

Ответ: при стандартных условиях гипс более устойчив, чем анги­дрит, а при температуре 90°С и нормальном атмосферном да­влении ангидрит становится более устойчивым.
Пример 10. Сколько миллиграммов ионов фтора может содер­жаться при нормальных условиях в природной воде, не содержа­щей примесей и находящейся в равновесии с флюоритом (CaF₂), если:

а) в исходной воде отсутствовали растворенные примеси;

б) в исходной воде содержались ионы натрия и хлора в концентрации 0,05 М?

Сравните полученные значения с предельно допустимой кон­центрацией ионов фтора в водоемах рыбохозяйственного назна­чения (ПДКр.х = 0,75 мг/л).

Решение. Процесс растворения фторида кальция (флюорита) в во­де можно представить следующим уравнением реакции:

CaF₂ Ca²⁺+2F^–

Произведение растворимости для данного процесса можно представить уравнением:

ПР(CaF₂) = [Ca²⁺][F^–]²

Поскольку, как следует из уравнения реакции, при раство­рении одного моля фторида кальция образуется один моль ка­тионов кальция и два моля ионов фтора, а другие источники данных ионов отсутствуют, можно записать:

[Ca²⁺]=[F^–]/2

В этом случае произведение растворимости для данного про­цесса можно представить в виде:

ПP(CaF₂) = [F^–]³/2

Отсюда легко получить выражение для определения концен­трации ионов фтора в равновесном растворе:

[F^–] (моль/л) = [2ПP(CaF₂)]¹/³

Произведение растворимости может быть рассчитано из определяемой по термодинамическим данным константы равно­весия ( уравнение 15):

ПР(CaF₂)=K⁰/()

Поэтому выражение для определения растворимости фтора можно представить в виде:

[F^–] (моль/л) = [2K⁰()]^1/3

Таким образом, для ответа на вопрос задачи необходимо:

– определить константу равновесия процесса растворения в стандартных условиях, значение которой не зависит от содержания других ионов в растворе;

– рассчитать значения коэффициентов активности ионов кальция и фтора, которые зависят от ионной силы раствора и могут различаться для случаев «а» и «б», определяемых условиями задачи.

Значения константы равновесия реакции растворения флюо­рита определим из термодинамических данных (Пример 8):

lg= –/(2,3RT⁰).

Значение lg определим из выражения:



.

Подставив значения энергии Гиббса образования ионов и со­единений в стандартных условиях (таблица 5 Приложения) в данное уравнение, получим:

= (–552,7) + 2(–280,0) – (–1168,5) = 55,8 (кДж/моль) =

= 55,8 ^. 10³ (Дж/моль).

Логарифм константы равновесия равен:

lg = –55,8 ^. 19,6 ^. 10³/(2,3 ^. 8,31 ^. 298,3) = –9,79.

Константа равновесия процесса растворения флюорита равна:

= 1,62 ^. 10^–10.

Для расчета коэффициентов активности ионов в растворе воспользуемся уравнениями Дебая – Хюккеля (16) и (17):

, если I < 0,01;

если 0,01 < I < 0,1.

Определим значения коэффициентов активности ионов каль­ция и фтора для случая «а», когда в растворе присутствуют только ионы фтора и кальция, образовавшиеся при растворении флюорита.

Поскольку неизвестна ионная сила раствора I, проведем определение коэффициентов активности, используя метод по­следовательных приближений. На первом шаге итерации при­мем значения коэффициентов активности ионов кальция и фто­ра равными единице:

_Сa²⁺ = 1 и _F^– = 1.

В этом случае концентрация ионов фтора в растворе со­ставит:

[F ^–] (моль/л) = (2K⁰)^1/3;

[F ^–] = (2 ^. 1,62 ^. 10^–10)^1/3 = 0,69 ^. 10^–3 (моль/л).

Концентрация ионов кальция будет равна:

[Са²⁺] = [F ^–]/2 = 0,69 ^. 10^–3/2 = 0,34 ^. 10^–3 (моль/л).

При таких концентрациях ионов кальция и фтора и отсут­ствии других ионов ионная сила раствора составит (уравне­ние 18):

= (0,34 ^. 10^{–3 .} 4 + 0,69 ^. 10^–3) = = 2,05 ^. 10^–3 < 0,01.

При такой ионной силе раствора коэффициенты активности ионов кальция и фтора составят:

lg_Ca²⁺ = –A ^. 2^{2 .} I^1/2;

lg_F^– = –AI^1/2.

При стандартных условиях значение коэффициента А урав­нения Дебая – Хюккеля равно 0,5058 (таблица 8 Приложения), и коэффициенты активности будут:

lg_Ca²⁺ = –0,5058 ^. 4 ^. (2,05 ^. 10^–3)^1/2 = –0,091; _Ca²⁺ = 0,81.

lg_F^– = –0,5058 ^. (2,05 ^. 10^–3)^1/2 = –2,23 ^. 10^–2; _F^–= 0,95.

При таких значениях коэффициентов активности ионов фтора и кальция концентрации ионов фтора и кальция в растворе со­ставят:
[F ^–] = [2K⁰/(_Ca²⁺_F^–)]^1/3 = [2 ^. 1,62 ^. 10^–10/(0,81 ^. 0,95²)]^1/3= 0,77 ^. 10^–3 (моль/л);

[Са²⁺] = [F ^–]/2 = 0,38 ^. 10^–3 (моль/л).

Полученные значения концентраций соответствующих ионов существенно отличаются от значений, полученных на предыду­щем шаге, поэтому продолжим расчет.

Ионная сила раствора при концентрации ионов фтора и каль­ция, равной, соответственно 0,77 ^. 10^–3 и 0,38 ^. 10^–3 моль/л, и отсутствии других ионов в растворе составит:

I = 0,38 ^. 10^{–3 .} 4 + 0,77 ^. 10^–3 = 2,29 ^. 10^–3.

Определим коэффициенты активности ионов фтора и каль­ция при такой ионной силе раствора:

lg _Ca²⁺ = –0,5058 ^. 4 ^. (2,29 ^. 10^–3)^1/2 = –0,096; _Ca²⁺ = 0,80.

lg _F^– = –0,5058 ^. (2,29 ^. 10^–3)^1/2 = 1,16 ^. 10^–3; _F^– = 0,99.

При этих значениях коэффициентов активности ионов фто­ра и кальция их концентрации в растворе фторида кальция со­ставят:

моль/л;

[Ca²⁺] = 0,36 ^. 10^–3моль/л.

Полученные значения концентраций ионов отличаются от значений, полученных на предыдущем шаге расчетов (когда ко­эффициенты активности ионов были приняты равными едини­це), менее чем на 10%. В нашем случае такую разницу можно считать удовлетворительной и не проводить дальнейших шагов, приближающих к истинным значениям равновесных концентра­ций ионов фтора и кальция в растворе.

Таким образом, можно принять, что концентрация ионов фтора при стандартных условиях и отсутствии других ионов, при равновесии с флюоритом составит: [F^–] = 0,73 ^. 10^–3 моль/л. Поскольку молярная масса фтора равна 19 г/моль, концентра­ция ионов фтора в растворе составит:

C_F^– (мг/л) = [F^–] (моль/л) ^. М(г/моль) ^. 10³ = 0,73 ^. 10^{–3 .} 19 ^. 10³ = 14 мг/л

Это значение более чем в 18 раз превышает значение ПДК_р.х для ионов фтора:

n = 14/0,75 = 19.

Рассмотрим случаи «б», когда в исходной воде присутствует хлорид натрия. В этом случае помимо ионов кальция и фтора, образующихся при растворении флюорита, в растворе присут­ствуют ионы натрия и хлора, образующиеся при растворении хлорида натрия:

NaCl = Na⁺ + Сl^–

Для расчета коэффициентов активности ионов кальция и фтора методом итераций примем на первом шаге концентра­ции ионов фтора и кальция равными значениям, рассчитанным для случая «а», когда другие ионы в растворе отсутствовали:

[F^–] = 0,73 ^. 10^-3 моль/л и [Са²⁺] = 0,36  10^–3 моль/л.

Поскольку хлорид натрия относится к сильным электроли­там, он практически полностью диссоциирует в водном раство­ре. Поэтому концентрации ионов хлора и натрия в растворе, по условию задачи, составят:

[Na⁺] = [Сl^–] = 0,05 моль/л

Ионная сила в таком растворе будет равна:

=

(0,36  10^–3 4 + 0,73  10^–3 + 0,05 + 0,05) = 5,1 ^. 10^–2.

Поскольку 0,01<5,32 ^. 10^–2 < 0,1, для определения коэф­фициентов активности ионов фтора и кальция воспользуемся уравнением:

.

Значения коэффициентов уравнения Дебая-Хюккеля, опре­деляемые условиями проведения процесса и природой ионов (таблица 8 Приложения), составляют: А = 0,5058; В= 0,3281 ^. 10⁸; а_Са²⁺ = 6,0  10^–8; a_F^– = 3,5 ^. 10^–8.

Значения коэффициентов активности ионов кальция и фтора в этом случае составят:

lg_Са²⁺ = –0,5058 ^. 4 ^. (5,1 ^. 10^–2)¹/<sup>2 .

.</sup> [1 + 0,3281 ^. 10^{8 .} 6,0 ^. 10^{–8 .} (5,1 ^. 10^–2)^1/2] = –0,32;

_Са²⁺ = 0,48;

lg _F^– = = –0,092;

_F^– = 0,81.

При таких значениях коэффициентов активности ионов фто­ра и кальция концентрации этих ионов в растворе составят:



= [2 ^. 1,62 ^. 10^-10/(0,48 ^. 0,81²)]^1/3 = 1,01 ^. 10^–3 (моль/л);

Ca²⁺ = [F^–]/2 = 0,50 ^. 10^–3 (моль/л).

Для раствора с такими концентрациями ионов кальция и фтора, содержащего также 0,05 моль/л ионов натрия и хлора, ионная сила составит:

I = (0,5 ^. 10^{–3 .} 4 + 1,01 ^. 10^–3 + 0,05 + 0,05) = 5,1 ^. 10^–2.

При такой ионной силе раствора коэффициенты активности ионов кальция и фтора будут равны:

lg_Са²⁺ = –0,5058 ^. 4 ^. (5,1 ^. 10^–2)^1/2/ =

[1 + 0,3281 ^. 10^{8 .} 6,0 ^. 10^{–8 .} (5,1 ^. 10–^-2)^1/2] = –0,32;

_Са²⁺ =0,48;

lg_F^– = = –0,093;

_F^– = 0,81.

Поскольку коэффициенты активности ионов кальция и фто­ра практически не изменились, неизменными по сравнению с первым шагом итерации останутся и концентрации ионов фто­ра и кальция в растворе. Поэтому дальнейшие приближения при принятой точности оценки не имеют смысла.

Таким образом, в растворе, содержащем хлорид-ионы и ио­ны натрия в концентрации 0,05 моль/л, равновесное значение концентрации фтор-ионов составит:

[F^–] = 1,01 ^. 10^–3 моль/л,

что соответствует концентрации

C_F^– (мг/л) = [F^–] (моль/л) ^. М(г/моль) ^. 10³ = 1,01 ^. 10^{–3 .} 19 ^. 10³ = 19 (мг/л)

Это значение более чем в 25 раз превышает ПДК_рх для ионов фтора:

n= 19/0,75 = 25.

Ответ: концентрация ионов фтора в природной воде, находящейся в равновесии с флюоритом (CaF₂), не содержащим примесей, при нормальных условиях, когда в исходной воде отсутствуют рас­творенные примеси, составляет 14 мг/л, что в 19 раз превышает значение ПДК_рх.

В случае, когда в исходной воде содержатся ионы натрия и хлора в концентрации 0,05 М, содержание ионов фтора соста­вляет 19 мг/л, что в 25 раз превышает значение ПДК_рх.
Пример 11. Определите значение общей и карбонатной жестко­сти для среднего состава речной воды (таблица 2). Ответ дай­те в молях на литр, немецких, французских и американских градусах жесткости. К какой группе вод по величине жестко­сти следует отнести эти воды? Принять плотность воды равной 1 кг/л.

Решение. В соответствии с уравнением (19) величину общей жесткости воды можно определить, зная концентрацию ионов кальция и магния в воде, выраженную в мг/л. В таблице 2 пред­ставлены значения концентрации ионов кальция и магния, вы­раженные в млн^–1. Поскольку, по условию задачи, плотность воды равна 1 кг/л, значения концентрации, выраженные в млн^–1 и мг/л, равны между собой и составляют [Са²⁺] = 20,0 мг/л и [Mg²⁺] = 3,4 мг/л.

Общая жесткость воды составит:

Ж = [Са²⁺]/20,04 + [Mg²⁺]/12,16м³ =

= 20,0/20,04 + 3,4/12,16 = 1,3 (моль/м³).

Воды с таким значением общей жесткости следует отнести к группе очень мягких вод.

Значение карбонатной жесткости определяется количе­ством ионов кальция и магния, связанных с карбонат- и гидрокарбонат-ионами. Поскольку в воде, отвечающей среднему составу речной воды, отсутствуют карбонат-ионы, значение кар­бонатной жесткости может быть определено по концентрации гидрокарбонат-ионов (в мг/л):

Ж_карб = [HCO]/(Mf) (моль/м³),

где f – фактор эквивалентности, равный единице для гидрокарбонат-иона;

М– молярная масса гидрокарбонат-иона (М = 61 г/моль).

Карбонатная жесткость, равная значению концентрации гидрокарбонат-иона, составит:

Ж_карб = 35/(61 ^. 1) = 0,57(моль/м³).

Значение жесткости, выраженное в немецких, французских или американских градусах жесткости, легко получить, зная величину жесткости, выраженную в моль/л, и соотношение между одним моль/л и соответствующим градусом жесткости:

Ж (национальный градус жесткости) = Ж(моль/м³) ^. К_i,

где K_i– коэффициент соотношения между национальными гра­дусами жесткости и одним моль/м³ воды.

Для воды, отвечающей среднему составу речной воды, по­лучим:

Ж = 1,28 ^. 2,804 = 3,6 немецких градусов жесткости;

Ж = 1,28 ^. 5,005 = 6,4 французских градусов жесткости;

Ж = 1,28 ^. 50,050 = 64 американских градусов жесткости.

Ответ: вода, отвечающая среднему составу речной воды, имеет общую жесткость, равную 1,3 моль/м³, что соответствует 3,6 немецких градусов жесткости; 6,4 французских градусов жесткости; 64 американских градусов жесткости. Карбонатная жест­кость этой воды Ж_карб = 0,57 моль/м³. Эту воду следует отнести к группе очень мягких вод.