BC03-Chemie a technologie vody M01-Chemie přírodních a pitných vod

VYSOKÉ U
ENÍ TECHNICKÉ V BRN
FAKULTA STAVEBNĂŤ
CHEMIE A TECHNOLOGIE VODY
MODUL M01
CHEMIE PĂŤRODNĂŤCH A PITNĂťCH VOD

STUDIJNĂŤ OPORY
PRO STUDIJNĂŤ PROGRAMY S KOMBINOVANOU FORMOU STUDIA
- 2 (42) -



































© …
Obsah
- 3 (42) -

OBSAH
1 Ăšvod ...............................................................................................................5
1.1 CĂ­le ........................................................................................................5
1.2 Požadované znalosti..............................................................................5
1.3 Doba pot
ebná ke studiu .......................................................................5
1.4 Klíová slova.........................................................................................5
2 Fyzikáln-chemické vlastnosti vody............................................................6
2.1 Skupenské stavy a hustota.....................................................................6
2.2 Teplota ..................................................................................................7
2.3 Barva a zákal.........................................................................................7
2.4 Oxidan-redukní potenciál ................................................................8
2.5 Autotest .................................................................................................8
2.6 ShrnutĂ­...................................................................................................8
3 Chemické rovnováhy ve vodách................................................................10
3.1 Guldberg-Waagev zákon...................................................................10
3.2 Acidobazické rovnováhy, pH..............................................................10
3.3 Srážecí rovnováhy...............................................................................11
3.4 Oxidan-redukní rovnováhy............................................................11
3.5 Autotest ...............................................................................................11
3.6 ShrnutĂ­.................................................................................................12
4 SloĹľenĂ­ vod...................................................................................................13
4.1 Látky obsažené ve vodách ..................................................................13
4.2 Skupinová stanovení ...........................................................................15
4.2.1 Gravimetrické metody ..........................................................15
4.2.2 Stanovení organických látek z množství kyslíku pot
ebného k
oxidaci...................................................................................15
4.2.3 Stanovení obsahu uhlíku vázaného v organických
sloueninách..........................................................................17
4.3 Plyny ...................................................................................................17
4.4 Autotest ...............................................................................................18
4.5 ShrnutĂ­.................................................................................................18
5 Biochemické procesy ve vodách ................................................................19
5.1 Autotest ...............................................................................................22
5.2 ShrnutĂ­.................................................................................................22
6 Kvalita pĂ­rodnĂ­ch vod...............................................................................24
6.1 Srážková voda .....................................................................................24
6.2 PodzemnĂ­ voda....................................................................................24
6.3 Povrchová voda...................................................................................25
6.3.1 Anorganické látky v povrchových vodách ...........................25
6.3.2 Organické látky v povrchových vodách ...............................29
6.3.3 Mikrobiologické a biologické osídlení povrchových vod ....32
6.3.4 Radiologické vlastnosti povrchových vod............................34
6.4 AntropogennĂ­ vlivy na kvalitu p
Ă­rodnĂ­ch vod....................................34
Kliknete-li myší do volného prostoru
vpravo od obsahu, ten se Vám vybere
(šed
podbarví). Zmáknutím funkní
klávesy F9 se pak celý obsah zaktua-
lizuje dle skutených dat.
Modul 1 – Chemie p
írodních a pitných vod
- 4 (42) -

6.5 Autotest............................................................................................... 35
6.6 ShrnutĂ­ ................................................................................................ 35
7 Kvalita pitné vody...................................................................................... 37
7.1 Autotest............................................................................................... 38
7.2 ShrnutĂ­ ................................................................................................ 39
8 Závr ........................................................................................................... 40
9 StudijnĂ­ prameny ....................................................................................... 41
9.1 Seznam použité literatury................................................................... 41
9.2 Odkazy na další studijní zdroje a prameny......................................... 41
10 KlĂ­ .............................................................................................................. 42

Ăšvod
- 5 (42) -

1 Ăšvod
1.1 CĂ­le
V modulu .1 studijnĂ­ opory k p
edmtu Chemie a technologie vody, kterĂ˝ nese
název Chemie p
írodních a pitných vod, se dozvíte o pojmech a zákonitostech
vztahujĂ­cĂ­ch se k chemii vody (hydrochemii). Pozornost je zam
ena p
edevším
k vodám p
írodním a vod pitné, zatímco o vlastnostech odpadních vod je po-
jednáno v modulu .3 – ištní odpadních vod a zpracování kal. Hydrochemii
nkterých látek je vnována pozornost v kapitolách, zabývajících se technolo-
gií jejich odstraování (nap
. Fe, Mn, CO2).
1.2 Požadované znalosti
K tomu, abyste pochopili p
edkládanou látku, je t
eba znalost chemického ná-
zvosloví a základních chemických zákon, jak jste je probírali v p
edmtu Sta-
vebnĂ­ chemie v 1. ronĂ­ku.
1.3 Doba potebná ke studiu
Pokud máte znalosti požadované v p
edchozĂ­m odstavci, odhaduji dobu po-
t
ebnou k pochopenĂ­ a osvojenĂ­ si p
edkládané látky na 1 den.
1.4 Klíová slova
fyzikáln-chemické vlastnosti vody, chemické rovnováhy, složení vod, bio-
chemické procesy ve vodách, srážková voda, podzemní voda, povrchová voda,
pitná voda


Modul 1 – Chemie p
írodních a pitných vod
- 6 (42) -

2 Fyzikáln-chemické vlastnosti vody
Voda je sloueninou vodĂ­ku a kyslĂ­ku. Vazba mezi atomem kyslĂ­ku a atomy
vodíku vzniká sdílením spoleného elektronového páru jako tzv. vazba kova-
lentnĂ­.
2.1 Skupenské stavy a hustota
Samostatné molekuly vody H2O se vyskytují v plynném stavu jako vodní pára.
V kapalném stavu jsou molekuly H2O spojeny vodíkovými vazbami, takže
tvo
í asociáty o promnlivé velikosti. Vodíkové vazby jsou elektrostatické po-
vahy a jsou podstatn slabší než vazby kovalentní. Voda je v nepatrné mí
e
disociována. Disociaci vody lze vyjád
it rovnicĂ­:
H2O = H+ + OH- [2.1]
Ionty H+ a OH- se ve vod nevyskytují voln jako takové, ale jsou vázány na
asociáty:

H H H H
(+) | | | | (-)
H—O—H......O—H......O—H......O—H......O--H

vazba kovalentní vazba vodíková

Elektrický náboj, který nesou molekuly (asociáty) vody, jsou p
Ă­inou jejĂ­ho
polárního charakteru (vznik dipólu), což má význam pro rozpustnost látek ve
vod. Rozpustné jsou p
edevším polární látky (nap
. alkoholy, cukry aj.) a lát-
ky nesoucí elektrický náboj, tedy kyseliny, zásady a soli, disociované na své
ionty. Naproti tomu jsou ve vod málo rozpustné látky nepolární, nap
. uhlo-
vodíky. K málo rozpustným látkám pat
í však i
ada disociovaných slouenin,
pokud majĂ­ nĂ­zkĂ˝ souin rozpustnosti (viz nĂ­Ĺľe).
Ve stavu tuhém (led) vzniká za ne p
íliš vysokých tlak struktura, jejíž opaku-
jĂ­cĂ­ se jednotkou je pravidelnĂ˝ ty
stn (Obr.2.1). Tato struktura není svým
prostorovým uspo
ádáním nejúspornjší, což vysvtluje relativn menší husto-
tu ledu. KdyĹľ led taje, struktura se bortĂ­ a molekuly se seskupujĂ­ tsnji. Proto
voda s teplotou blízkou 0 oC má vtší hustotu než led a tato hustota roste se
zvyšováním teploty do maxima 1 g.cm-3 p
i teplot 3,98 oC. Teprve s dalším
zvyšováním teploty hustota vody klesá. Uvedená skutenost má dsledek v
tom, že voda mrzne od hladiny, což má velký význam pro život v hydrosfé
e.




Fyzikáln-chemické vlastnosti vody
- 7 (42) -













Obr.2.1: Schéma krystalové struktury ledu.
2.2 Teplota
Teplota ovlivuje rychlost prbhu chemických a biochemických reakcí probí-
hajících ve vod, rozpustnost látek a další vlastnosti vody (hustotu, viskozitu
aj.). Teplota podzemních vod je pomrn stálá a vzrstá s hloubkou cca o 1oC
na každých 33 m. Ve st
ednĂ­ Evrop je v hloubce 10 m pod povrchem Zem
teplota podzemní vody kolem 9,5 oC, což leží v optimálním rozmezí pro pitnou
vodu, které je od 8 do 12 oC. Podzemní voda s teplotou nad 25 oC se nazývá
termální a nad 42 oC hypertermální. Teplota povrchových vod je znan ovliv-
ována klimatickými podmínkami. S rostoucí teplotou se zvyšuje rychlost
samoisticích proces, probíhajících v povrchových vodách vlivem jejich bio-
logického oživení. S rostoucí teplotou se snižuje rozpustnost plyn ve vod
(tedy i kyslĂ­ku). P
i souasném zrychlení biochemických proces to u zneist-
ných vod mže znamenat rychlé vyerpání rozpuštného kyslíku. V povrcho-
vých vodách nemá teplota p
ekroit 25 oC.
2.3 Barva a zákal
istá voda absorbuje z viditelné oblasti spektra zá
ení s vlnovou délkou erve-
ného svtla, proto je voda v silnjší vrstv namodralá. P
írodním vodám mohou
dodávat barvu žlutohnd zbarvené huminové látky, které vykazují maximální
absorpci svtla p
i 254 nm. Proto se hodnotí absorbance tohoto zá
enĂ­ p
i této
vlnové délce. Zbarvení huminovými látkami je shodné se zbarvením roztoku
hexachloroplatiitanu draselného K2PtCl6, ehož se využívá ke stanovení bar-
vy, která se potom vyjad
uje v mg.l-1 Pt.
Zákal se m
í rovnž fotometricky porovnáním s koloidním roztokem formazi-
nu a vyjad
uje se v tzv. formazinových jednotkách (ZF).
Modul 1 – Chemie p
írodních a pitných vod
- 8 (42) -

2.4 Oxidan-redukní potenciál
JednĂ­m z hlavnĂ­ch kriteriĂ­, charakterizujĂ­cĂ­ch vodnĂ­ prost
edĂ­, je koncentrace
rozpuštného kyslíku. Prost
edí, ve kterém je obsažen molekulární kyslík, se
nazývá aerobní (oxické). Prost
edĂ­ bez p
ítomnosti kyslíku se nazývá anaerob-
ní. Krom toho se rozlišuje tzv. anoxické prost
edĂ­, v nmĹľ nenĂ­ p
Ă­tomen O2,
resp. jeho koncentrace je menší než 0,5 mg.l-1, ale je p
ítomen kyslík vázaný
do dusinan a dusitan. Kvantitativn lze tyto pomry hodnotit podle oxida-
n-redukního potenciálu (hodnoty v tabulce 2.1 jsou uvedeny v p
epotu ke
standardnímu potenciálu referentní vodíkové elektrody):

Tab.2.1: Oxidan
redukní potenciál
Oxidan-redukní potenciál Prost
edĂ­ P
evaĹľujĂ­cĂ­ reakce
> 250 mV aerobnĂ­ oxidanĂ­
150 mV až 250 mV anoxické oxidaní
< 150 mV anaerobnĂ­ reduknĂ­
2.5 Autotest
1. Pi jaké teplot
má voda nejvyšší hustotu?
a) na bodu tuhnutĂ­
b) 3,98 °C
c) 0 °C
d) hustota vody není závislá na teplot
2. Jaký je rozdíl mezi anoxickým a anaerobním prostedím?
a) žádný
b) anoxické prost
edí obsahuje molekulární kyslík, anaerobní nikoliv
c) anoxické prost
edí obsahuje kyslík vázaný v dusitanech a v dusina-
nech, anaerobnĂ­ nikoliv
d) v anoxickém prost
edĂ­ p
evaĹľujĂ­ oxidanĂ­ reakce, v anaerobnĂ­m re-
duknĂ­
2.6 ShrnutĂ­
Voda je sloueninou dvou atom vodíku a jednoho atomu kyslíku, spojených
kovalentní vazbou. Takto se vyskytuje v plynném stavu. V kapalném stavu
tvo
í molekuly vody asociáty, spojené vodíkovými mstky. V tuhém skupen-
stvĂ­ tvo
í vody strukturu, ve které se opakuje pravidelný ty
stn. Teplota pod-
zemních vod záleží na hloubce jejich uložení, u povrchových vod záleží na
klimatických aj. podmínkách. Teplota ovlivuje
adu dalších vlastností vody.
Anomální je závislost hustoty vody na teplot, kdy voda dosahuje maximální
Fyzikáln-chemické vlastnosti vody
- 9 (42) -

hustoty p
i teplot 3,98 °C. istá voda má namodralou barvu. P
Ă­rodnĂ­m vo-
dám mohou dodávat žlutohndé zbarvení huminové látky. Podle obsahu kyslí-
ku rozpuštného ve vod rozlišujeme prost
edí aerobní, anoxické a anaerobní.
Kvantitativn to lze vyjád
it hodnotou oxidan-redukního potenciálu.


Modul 1 – Chemie p
írodních a pitných vod
- 10 (42) -

3 Chemické rovnováhy ve vodách
Prvky a sloueniny obsažené ve vod mezi sebou za vhodných podmínek rea-
gují za vzniku jiných slouenin. Charakter tchto reakcí je rzný. V této kapito-
le jsou zmínny ty, které mají v hydrochemii nejvtší význam.
3.1 Guldberg-Waagev zákon
P
i vratných reakcích (probíhají obma smry) se v roztoku tvo
í rovnováha ve
smyslu Guldberg-Waageova zákona, který je pro reakci:
a A + b B d D + e E [3.1]
vyjád
en rovnicĂ­
c D c Ec A c B K
d e
a b
( ) . ( )
( ) . ( ) = [3.2]
kde A,B jsou látky do reakce vstupující, D, E jsou látky reakcí vznikající,
a,b,d,e je poet mol jednotlivých látek, K je rovnovážná konstanta.
P
i p
esných výpotech nebo u koncentrovaných roztok se místo s koncentra-
cemi poítá s aktivitami. Aktivita iontu I je souinem jeho molární koncentrace
c(I) a tzv. aktivitního koeficientu. Jeho hodnota závisí na obsahu iont v roz-
toku, tzv. iontové síle. U z
edných roztok je rovna p
ibliĹľn 1,0, s rostoucĂ­
koncentrací iont v roztoku klesá.
3.2 Acidobazické rovnováhy, pH
Dležitým ukazatelem jakosti vody je hodnota pH, definovaná jako záporný
logaritmus látkové koncentrace (p
esnji aktivity) vodíkových iont:
pH = - log c(H+) [3.3]
Voda je disociována podle rovnice
H2O = H+ + OH- [3.4]
p
iemž se ustavuje rovnováha ve smyslu rovnice [3.2]:
c(H+) . c(OH-) = Kv* . c(H2O) = Kv [3.5]
Konstanta Kv se nazývá iontový souin vody. Je do ní zahrnuta koncentrace
nedisociovaných molekul vody, která je prakticky konstantní. Hodnota kon-
stanty Kv závisí ponkud na teplot a pro 25oC je rovna 10-14. V isté vod tedy
platĂ­ c(H+).c(OH-) = 10-7 a hodnota pH je 7,0.
Dle rovnice [3.5] nemohou v roztoku vedle sebe existovat ionty H+ a OH- v
koncentracích, jejichž souin je vyšší než iontový souin vody Kv. P
i smĂ­senĂ­
roztok obsahujících vtší koncentrace H+ a OH- dochází proto ke slouení
tchto iont na nedisociované molekuly vody: H+ + OH- H2O, což je rov-
nice disociace vody [3.4] v obráceném smru. Anionty p
íslušející kyselin a
kationty p
íslušející zásad zstávají v roztoku, pokud nejsou vytvo
eny pod-
mínky pro jejich vysrážení nebo slouení na nedisociované molekuly.
Chemické rovnováhy ve vodách
- 11 (42) -

3.3 Srážecí rovnováhy
P
i smĂ­senĂ­ roztok obsahujĂ­cĂ­ch kationty a anionty, tvo
ící spolu málo roz-
pustné sloueniny, dochází k jejich vysrážení. Rozpustnost slouenin lze vypo-
ítat z jejich souinu rozpustnosti, kde pro obecnou rozpouštcí rovnováhu
BmAn = m Bn+ + n Am- [3.6]
lze podle Guldberg-Waageova zákona odvodit vztah pro tzv. souin rozpust-
nosti
PBA = c(Bn+)m . c(Am-)n [3.7]
SmĂ­senĂ­m roztok, p
i nichĹľ by byla p
ekroena hodnota souinu rozpustnosti,
dochází k vysrážení soli tak, aby byla zachována rovnováha dle rovnice [3.7].
K málo rozpustným solím pat
Ă­ fosforenany, sulfidy, hydroxidy a uhliitany
tžkých kov.
3.4 Oxidan-redukní rovnováhy
Oxidan-redukní proces se skládá ze dvou parciálních reakcí: oxidace, p
i
níž látka uvoluje elektrony, a redukce, p
i níž látka elektrony p
ijímá. Tento
dj lze obecn popsat rovnicí: oxidovaná látka + elektrony = redukovaná látka.
Látka v oxidan-redukním systému tedy existuje vždy ve dvou formách -
oxidované a redukované. O smru prbhu reakce rozhoduje afinita (p
itaĹľli-
vost) látky k elektronm, kterou lze kvantitativn hodnotit podle oxidan-
redukního potenciálu, což je elektrický potenciál, který se vytvo
Ă­ na inertnĂ­
(platinové) elektrod, pono
ené do roztoku, obsahující látku v oxidovaném i
redukovaném stavu. Jeho velikost ve Voltech lze vyjád
it Nernstovou-
Petersovou rovnicĂ­:
)( )(log059,0 Re0
Ox
d
Ac
Ac
nEE -= (p
i 25
oC) [3.8]

kde c(ARed) a c(AOx) jsou látkové koncentrace látky A v oxidovaném a reduko-
vaném stavu, n je poet elektron p
ijatých oxidovanou formou nebo uvoln-
ných formou redukovanou.
Eo je standardní oxidan-redukní potenciál roztoku, v nmž jsou jednotkové
koncentrace reagujících složek. ím je standardní potenciál Eo vyšší, tím má
látka vtší tendenci elektrony p
ijĂ­mat (psobit jako oxidovadlo), a naopak, Ă­m
je potenciál nižší, tím má látka vtší tendenci elektrony odevzdávat (psobit
jako redukovadlo). Prbh reakce však bude záviset ve smyslu rovnice [3.8] i
na koncentracích látek, podílejících se na oxidan-redukní rovnováze.
3.5 Autotest
1. Jak je definováno pH?
a) pH = - log c(H+)
Modul 1 – Chemie p
írodních a pitných vod
- 12 (42) -

b) pH = log c(H+)
c) pH = - log c(OH-)
d) pH = - log (Kv)
2. Kdy dochází k vysrážení solí v roztoku?
a) kdyĹľ jsou v roztoku p
Ă­tomny pot
ebné ionty
b) vždy, když je sl málo rozpustná
c) kdyĹľ je p
ekroen souin rozpustnosti této soli
d) soli nepodléhají srážecím reakcím
3.6 ShrnutĂ­
Prvky a sloueniny obsažené ve vod spolu za vhodných podmínek reagují. U
vratných reakcí se ustavuje rovnováha ve smyslu Guldberg-Waageova zákona.
Dležitým ukazatelem jakosti vody j