Претражи овај блог

Учитава се...

среда, 23. мај 2012.

SUNCEVO ZRACENJE I FOTOLIZA Suncevo zracenje Sunčevo zračenje u letnjem periodu je štetno, zato što prouzrokuje prekomerno zagrevanje prostorija, tako da je potreban utrošak energije za hlađenje kako bi se eliminisala toplota koja potiče od Sunčevog zračenja. Svako korišćenje energije, osim troškova koji su neizbežni, izaziva i određene ekološke probleme Srednja udaljenost Zemlje iSunca je oko 150 miliona km. Sunce se sastoji se uglavnom od vodonika (80%) i helijuma (19%). U unutrašnjosti Sunca vodonik se nuklearnim reakcijama fuzije pretvara u helijum, što rezultira oslobađanjem velikih količina energije. Usled tih reakcija temperatura u unutrašnjosti Sunca premašuje 20miliona K. Me đ utim, to nije temperatura koja određuje elektromagnetska svojstva Sunčevog zračenja, jer zračenje iz unutrašnjosti u velikom delu apsorbuje sloj negativnih vodonikovih jona blizu površine. Opšte je prihvaćena teorija po kojoj je temperatura površine Sunca oko 6000oC, a spektar Sunčevog zračenja približno odgovara spektru crnog tela na temperaturi od 5760 K.Prema tome, temperatura od 5760 K se može uzeti kao efektivna temperatura Sunčeve površine,a primenom Plankovog zakona moguće je odrediti energijski spektar Sunčevog zračenja. Snaga kojom Sunce zrači sa svoje površine iznosi oko95•1024W i to zračenje sastoji se od različitih talasnih dužina. Većina Sunčevog zračenja (99%) nalazi se u spektru od 0,275 do 4,6μm.Maksimum Sunčevog zračenja je na talasnoj dužini od 0,48 μm. Spektar Sunčevog zračenja deli se na 3 karakteristična dela: ultraljubičasto zračenje (0,12 – 0,38 μ m), vidljivo (0,38 – 0,76μm) i infracrveno (> 0,76 μ m). Ultraljubičasti deo iznosi oko 9%, vidljivi oko 41,5% i infracrveni oko 49,5% ukupne energije Sunčevog zračenja. Suncevo zračenje na ulazu u Zemljinu atmosferu nazivamo ekstraterestrijskim zračenjem.Kako se udaljenost Zemlje od Sunca menja tokom godine i ekstraterestrijsko zračenje(iradijansa) se menja od najmanje vrijednosti 1321 W/m2 do najveće 1412 W/m2.Zračenje na granici Zemljine atmosfere upravno na Sunčeve zrake za srednju udaljenost Zemlje od Sunca naziva se Solarna konstanta. Najveći intenzitet Sunčevog zračenja javlja se u delu talasne dužine zračenja koja odgovara vidljivom zračenju u oblasti zelene boje - 0,48μm. HOMOGENI PROCESI U GASNOJ FAZI Već je bilo reči o tome da je u atmosferi osnovni izvor energije Sunčevo zračenje i da zbog toga fotohemijski procesi imaju dominantnu ulogu u atmosferskim hemijskim reakcijama. Hemijski procesi inicirani apsorpcijom svetlosti su važna karika u razgradnji mnogih zagađujućih supstancija u atmosferi, ali, isto tako, i u vodi, zemljištu i vegetaciji. Kako su fotohemijska pobuđivanja obično praćena nastankom velikog broja slobodnih radikala, oni su u značajnoj meri uključeni u hemijske procese i u mnogima imaju ključnu ulogu. Antropogenim aktivnostima u atmosferu se unosi veliki broj različitih jedinjenja, od kojih su neka veoma reaktivna, na je broj mogućih hemijskih reakcija veoma veliki i teško predvidiv. Iz tih razloga biće razmatrane samo najvažnije hemijske promene u atmosferi koje su od direktnog uticaja na životnu sredinu i procese u njoj. U takve pre svega spadaju procesi u troposferi, koji uključuju azotove okside, ozon i -radikale, u kojima značajnu ulogu imaju i isparljiva organska jedinjenja , zatim reakcije uz učešće , uključujući formiranje aerosola, kao i procesi u stratosferi koji dovode do destrukcije ozonskog sloja. Treba naglasiti da se u troposferi, sa istim stepenom važnosti, dešavaju i homogene i heterogene hemijske reakcije, uz učešće gasovitih, tečnih i čvrstih supstancija. Slika 1. Aproksimacija (bez fine strukture) apsorpcionog spektara na Fotohemijske reakcije u troposferi, koje uključuju brojne, prirodno i antropogeno emitovane, supstancije, od velikog su značaja za kvalitet životne sredine. Fotohemijske reakcije se odlikuju visokom selektivnošću jer samo svetlost određene talasne dužine može da izazove određenu hemijsku promenu. Tako ne apsorbuje zračenje većih talasnih dužina od i ne može fotohemijski da reaguje u troposferi. Sa druge strane, apsorbuje gotovo u celoj vidljivoj i ultraljubičastoj oblasti, sa maksimumom oko . Fotodisocijacijom se istovremeno kontroliše prisustvo -radikala. Mada apsorbuje i u vidljivom delu spektra, molekul Apsorpcija svetlosti dovoljne energije dovodi do disocijacije na i atomski : 1 2 Kada se pri navedenim uslovima uzmu u obzir konstante brzine (Tabela 1.), uočava se da će te dve reakcije biti jednako efikasne ako je koncentracija molekula , što odgovara parcijalnom pritisku u vazduhu od . Tabela 1. Konstante brzine nekih homogenih gasnih reakcija u atmosferi na Reakcija Konstanta brzine 3 4 5 Ovde predstavlja neki organski radikal. Ako je atmosfera nezagađena i nisu prisutna isparljiva organska jedinjenja , onda se uz učešće reakcija uspostavlja jedno pseudoravnotežno stanje u kojem se ozon stvara, ali se ne akumulira jer se jednako troši. U tom slučaju ukupna produkcija i destrukcija ozona zavisi direktno od koncentracije. Koncentracija u troposferi može određivati da li će ozon nastajati ili he se trošiti u prizemnom nezagađenom sloju vazduha. U čistim predelima, gde su koncentracije veoma male (manje od ), u reakcionom nizu iniciranom reakcijom -radikala sa dolazi do smanjivanja koncentracije : 6 7 8 uz učešće hidroperoksida () kao intermedijera i regen- eraciju . Ove reakcije ujedno ističu važnost ugljenmonoksida i hidroksil-radikala u hemiji troposferskog ozona. U oblastima sa visokim koncentracijama dolazi do produkcije ozona jer tada hidroperoksiradikali i organski peroksiradikali imaju ključnu ulogu u brzoj oksidaciji : 9 Slika 2. Fotodisocijacija i prateće reakcije u čistom nezagađenom vazduhu sve dok atmosfera sadrži dovoljne količine i . U urbanoj atmosferi koja sadrži ugljovodonike mehanizam postaje mnogo složeniji. Ozon reaguje kao jako oksidaciono sredstvo, sa olefinima dajući kao glavne produkte vodu, aldehide i . Konstante brzina za te reakcije su obično reda (), što je 2 do 3 reda veličine manje od brzine reakcije. Slika 3. Fotodisocijacija i prateće reakcije u šgađenom vazduhu. Dolazi do akumulacije ozona, koji se ne troši jer se sada oksiduje organskim radikalima do U prethodnoj deceniji strategija borbe protiv troposferskog ozona zasnivala se uglavnom na kontroli i smanjivanju koncentracije isparljivih organskih jedinjenja da bi se smanjila. Slika 4. Dnevna promena srednjih koncentracija nekih konstituenata fotohemijskog smoga Metan, koji je dugo, uz , smatran inertnim i potpuno nevažnim za reakcije u fotohemijskom smogu, jer je konstanta brzine za reakciju metana i -radikala () za dva reda veličine niža nego za neke druge ugljovodonike, u stvari je jedia od ključnih supstancija u ciklusu stvaranja troposferskog ozona. Reakciona sekvenca opet počinje dejstvom -radikala: 10 Reakcijom nastalog metil-radikala () i vazdušnog kiseonika nastaje metil-peroksiradikal (), koji može da oksiduje do : 11 12 Ovako nastali azotdioksid može da bude začetnik fotolitičkog ciklusa u kojem nastaje ozon. Dalje se proces oksidacije metana može nastaviti stvaranjem formaldehida i hidroperoksida: 13 14 što dalje, uz reakcije vodi stvaranju , i novih količina ozona. Smatra se da fotoliza formaldehida i viših aldehida spada u važne reakcije u iniciranju nastajanja fotohemijskog smoga. Reakcija je važan izvor u atmosferi, veći od antropogenog i odgovorna za oko četvrtinu ukupne atmosferske koncentradije ovoga gaca. Merenja pokazuju da se tipične koncentracije metana u vazduhu kreću oko vrednosti molekula (oko )3, a formaldehida oko molekula . Sam ozon fotolizuje uz apsorpciju u širokom opsegu talasnih dužina. Disocijaciona energija ozona je niska i odgovara fotonima talasne dužine 1.180 , te je primarni kvantni prinos 1 za sve talasne dužine ispod naznačene. To znači da ozon apsorbuje radijaciju počev od infracrvene, preko vidljive i sve do bliske UV oblasti (slika 5.). Ozon slabo apsorbuje u vidljivoj oblasti (Chappius traka, ), što dovodi do stvaranja atomskog kiseonika u osnovnom stanju: 15 Slika 5. Apsorpcioni spektar ozona Nastali atom kiseonika će verovatno da se rekombinuje sa molekulom ozona ili ponovo u ili . Ozon apsorbuje znatno intenzivnije u UV oblasti pri čemu nastaje molekul kiseonika i atom u pobuđenom stanju: 16 Ove fotolitičke reakcije praktično nemaju značaja za koncentraciju ozona u fotohemijskom smogu. ZNAČAJ ULOGE HIDROKSIL I NITRATNIH RADIKALA Važan, primaran mehanizam transformacija organskih supstancija u atmosferi je njihova oksidacija – radikalima. Hidroksil-radikal je ekstremno važan činilac u atmosferskim hemijskim reakcijama jer reaguje sa velikim brojem organskih i neorganskih gasova i para. Vreme zadržavanja mnogih gasovitih supstancija u atmosferi zavisi od brzine njihovih reakcija sa – radikalom, time i od njegove koncentracije, koja se procenjuje na vrednost molekula . Reakcije uz učešće hidroksil-radikala su obično prvi i odlučujući korak u konverziji atmosferskih gasova u brojne druge gasovite produkte ili čestice aerosola. Pošto kontrolišu vreme boravka mnogih gasova u troposferi, reakcije uz učešće - radikala utiču i na mogućnost transporta pojedinih gasova ka donjoj stratosferi. Brzina reakcije organskih supstancija sa – radikalom je osnovni indikator njihove (potencijalne) uloge u formiranju fotohemijskog smoga. Hemijski procesi od važnosti za uklanjanje organskih zagađujućih supstancija iz atmosfere uključuju fotolizu i reakcije uz učešće – i – radikala i ozona. Fotoliza i reakcije sa ozonom i hidroksil-radikalom su dnevni procesi. Ozon može takođe da reaguje i noću, a nitratni radikal uglavnom noću zbog toga što veoma brzo fotolizuje u prisustpu dnevne svetlosti. U najvećem broju slučajeva osnovne reakcije u kojima se troše organske supstancije su one sa – radikalom, jer su njihove konstante brzine za 2 do 4 reda veličine veće od konstanti za reakciju sa i za 4 do 8 redova veličine od onih sa ozonom (tabela 2). Tabela 2. Konstante brzine reakcije , , sa nekim organskim supstancijama na sobnoj temperaturi Jedinjenje acetaldehid akrolein hloropen m-ksilen heksahlorciklopentadien dieni etan acetilen 1,2-dihloretan 1,2-dibrometan p-dihlorbenzen Iz tabele 2 se vidi da su konstante brzine za reakcije sa – radikalima najveće. Kada to nije slučaj, kao u reakcijama organskih supstancija sa atomom hlora, koje su za oko red veličina brže, opet su reakcije sa – radikalima dominantne zbog njihove daleko veće koncentracije . Zbog velike važnosti reakcija – radikala za atmosfersku hemiju, veoma je značajno određivanje njihovih brzina. Nalaženje odnosa između strukture i reaktivnosti je jedan od dobro poznatih metoda organske fizičke hemije. To je, opšte rečeno, uspostavljanje odnosa između hemijske reaktivnosti, posmatrane za grupu strukturno sličnih jedinjenja (na primer hlorbenzeni, nitrofenoli i slično) i nekih fizičkohemijskih parametara kao što su slobodna energija (), entropija () ili, pak, elektronska gustina reakcionih centara. To daje mogućnost da se, uspostavljanjem korelacije između konstanti brzine i nekog fizičkohemijskog parametra za grupu jedinjenja od interesa, proračunaju one reakcione konstante koje nisu poznate. Hidroksil radikal je elektrofil (kao, uostalom, i i – radikal) i brzina neke reakcije treba da raste sa gustinom naelektrisanja na reakcionim centrima, odnosno sa brojem elektron-donorskih grupa jedinjenja sa kojim reaguje. Jonizacioni potencijal može da posluži kao merilo elektronske gustine, pa njegova zavisnost od za neku grupu jedinjenja treba da da pravu liniju. Odavde se mogu izračunati (proceniti) nedostajući podaci. Primer takvog jednog odnosa za reakcije nitratnih radikala sa nezasićenim alifatičnim jedinjenjima dat je na slici 6. Brzina uklanjanja neke supstancije iz atmosfere, kao posledica njene hemijske reaktivnosti, data je dobro poznatom kinetičkom jednačinom za brzinu hemijske reakcije: 17 gde je , konstanta brzine fotolize, su konstante brzine za reakcije sa elektrofilima , a i ; su koncentracije posmatrane supstancije i elektrofila, tj. , ili radikala. Vreme boravka supstancije u atmosferi određuje se vremenom potrebnim da se u hemijskim reakcijama utroši polovina koncentracije reaktanta, tj. poluvremenom reakcije . Znači da se za reakciju nekog organskog jedinjenja sa jednim elektrofilnim reaktantom (recimo ) može napisati: Slika 6. Zavisnost konstanti reakcionih brzina nitratnog radikala prema relativnom jonizacionom potencijalu nezasićenih alifatičnih jedinjenja 18 odakle se za poluvreme reakcije, ako je , dobija dobro poznati izraz: 19

Hemijska analiza pijace vode

HEMIJSKA ANALIZA PIJACE VODE 1. VODA I SASTAV VODE UVOD Voda je jedan od bitnih uslova za opstanak biljaka, čoveka i životinja. Voda pokriva 70,8% ukupne zemljine površine, utiče na sastav vazduha i ulazi u sastav tela svih organizama neophodnih za odvijanje mnogih biohemijskih procesa u telima živih bića.Voda je hemijsko jedinjenje kiseonika i vodonika. Hemijska formula vode je H2O. Voda je supstanca bez mirisa, ukusa i boje. Temperatura mržnjenja vode je 0°C, a temperatura ključanja je 100°C. Čvrsto agregatno stanje se zove led, a gasovito para. 1.1. VRSTE PRIRODNIH VODA Voda se u prirodi ne pojavljuje u hemijski čistom obliku jer absorbuje različite organske i neorganske supstance čija količina znatno varira. Od količine ovih sastojaka zavise i karakteristike vode. Voda se prema svojoj prirodi deli na: 1.1.1. atmosfersku: kiša, sneg, rosa, mraz, magla itd. 1.1.2. površinsku: okeani, mora, reke, jezera, močvare 1.1.3. podzemnu: reke ponornice, izvori itd. 1.2. KLASIFIKACIJA VODE 1.3.1 KLASA I – vode koje se u prirodnom stanju ili posle dezinfekcije, mogu upotrebljavati ili iskorištavati za snabdevanje naselja vodom za piće, u prehrambenoj industriji i za gajenje plemenitih vrsta riba (salmonida). 1.3.2 KLASA II – vode koje su podesne za kupanje, rekreaciju i sportove na vodi, za gajenje manjih plemenitih vrsta riba (ciprinida), kao i vode koje se uz standardne metode obrade (koagulacija, flokulacija i dezinfekcija) mogu upotrebljavati za snabdevanje naselja vodom za piće i u prehrambenoj industriji. 1.3.3 KLASA III – vode koje se mogu upotrebljavati ili iskorištavati za navodnjavanje i u industriji, osim u prehrambenoj. 1.3.4 KLASA IV – vode koje se mogu upotrebljavati ili iskorištavati samo posle posebne obrade. 1.3. KARAKTERISTIKE VODE • struktura i osobine vode • temperatura ključanja • gustina • površinski napon • polarnost • toplotne osobine • gasovi u vodi 1.4. Molekul H2O Voda je tečnost bez mirisa i ukusa koja je prisutna skoro svuda: u okeanima, morima, rekama, jezerima, gasovita u oblacima, zamrznuta u glečerima ili u velikim podzemnim bazenima ispod krečnjačkih stena. Ovu vodu neprestano koristi živi svet koji bez nje ne može da živi. Ljudsko telo čini 72 odsto vode, pri čemu ono stalno unosi i izbacuje nove količine. Voda je presudna za Metabolizam u organizmu, pošto omogućuje varenje i kasnije rastvaranje hrane u ćelijama, ali i čišćenje ćelija od otpada. Smatra se da bi svakog dana u telo trebalo uneti oko osam čaša vode, ali to nije naučno potkrepljeno pošto mnogi ljudi piju znatno manje vode. Kako bi zadovoljila svoje ogromne potrebe za vodom, ljudska civilizacija vodu crpe ispod zemlje, iz reka, ili iz mora, a potom je vodovodima dovodi u gradove, do stanova i česmi. Sva voda, hemijski posmatrana sačinjena je od istog molekula H2O. Ovo nam govori da je voda sastavljena od dva atoma vodonika (Н) i jednog atoma kiseonika (O). Električne karakteristike i prostorni izgled ovog molekula su zaista specifične, pa određuju mnoge od dobro poznatih svojstava vode. 2. HEMIJSKA ANALIZA PIJACE VODE • tvrdoća • alkalitet • pH vrednost • gvožđe • biološka potrošnja kiseonika (BPK) • hemijska potrošnja kiseonika (HPK) • kolorimetrijska refluks metoda 2.1.TVRDOĆA Tvrdoću vode čine isključivo sadržaj rastvorenih soli kalcijuma i magnezijuma u vodi. Tvrdoća voda deli se na: - karbonantnu (KT) - nekarbonantnu (NK) i - ukupnu (UT). Karbonantnu tvrdoću čine hidrogenkarbonati i karbonati kalcijuma i magnezijuma. Nekarbonantnu čine ostale soli Ca i Mg (hloridi, sulfati, nitriti, silikati). Ukupnu tvrdoću čine sve ostale soli Ca i Mg, tako da je jednako zbiru karbonantne i nekarbonantne tvrdoće. Druga podela tvrdoće vode: 1) prolazna 2) stalna 3) ukupna. Prolaznu tvrdoću čine samo hidrogenkarbonati Ca i Mg. Naziv prolazna tvrdoća potiče odatle što se pri dužem zagrevanju vode na 90-95°C termički nestabilan kalcijum i magnezijum hidrogenkarbonati razlažu na teže rastvorene karbonate i bazni karbonat smanjujući i tvrdoću vode. To se vrši po reakcijama: Ca(HCO3)2 = CaCO3 + CO2 + H2O Mg(HCO3)2 = Mg CO3 + CO2 + H2O Mg(HCO3)2 = MgCO3Mg(OH2) + 3CO2 + H2O Stalnu tvrdoću čine karbonati, sulfati, hloridi, nitriti, silikati Ca i Mg. Prema ukupnoj tvrdoći sve prirodne vode se dele na: Veoma ukupne sa tvrdoćom 0 – 70 mg CaCO3/l Meke sa 70-140 mg CaCO3/l Srednje meke sa 140-210 mg CaCO3/l Srednje tvrde sa 210-320 mg CaCO3/l Tvrde sa 320-540 mg CaCO3/l Veoma tvrde preko 540 mg CaCO3/l. 2.2.ALKALITET VODE Potiče od hidroksida, karbonata i bikarbonata alkalnih i zemno-alkalnih metala. Određuje se titracijom uz metil-oranž i fenolftalein. Izražava se brojem ml 0,1M kiseline potrebne za neutralizaciju 1l vode. Alkalitet se određuje titracijom vode, rastvorom hlorovodonične kiseline ili rastvorom sumporne kiseline uz indikatore fenolftalein i metiloranž.Ukupan alkalitet (T alkalitet)čine alkalitet prema fenolftaleinu i alkalitet prema metil-oranžu.Alkalitet prema fenolftaleinu ( p alkalitet) potiče od prisustva hidroksida ili karbonata ili smeše hidroksida i karbonata.Alkalitet prema metiloranžu (m alkalitet) može poticati od karbonata i bikarbonata pojedinačno, ili smeše karbonata i bikarbonata. Istovremeno prisustvo hidroksida i bikarbonata u uzorku nije moguće, jer oni reguju međusobno prema jednačini: HCO3-+OH-CO3-+H2O Određivanje alkaliteta vodeUkupan (T ) alkalitet se određuje titracijom 100,0 mL vode, rastvorom sumporne kiseline,koncentracije 0,05 mol/L, uz indikatore fenolftalein i metiloranž.Za uzorke kod kojih je početni pH>8,3, titracija se izvodi u dva stupnja:I. uz indikator fenolftalein, dok se indikator ne obezboji (p alkalitet );II. uz indikator metiloranž, do prelaska boje indikatora iz žute u narandžastu(malkalitet );Za uzorke kod kojih je početni pH<8,3, titracija se izvodi u samo jednom stupnju, određuje sesamom alkalitet . 2.3.pH VREDNOST pH vrednost uzorka vode je mera koncentracije vodonikovih jona u uzorku. Brojčano, pH vrednost predstavlja negativan dekadni logaritam koncentracije vodonikovih jona –log [H+]. pH skala se kreće u rasponu od 0 do 14. U neutralnoj sredini, pH vrednost je 7. Pri pH=7 kncentracija jona vodonika je 10 puta veća nego pri pH=8. Rastvori čija je pH vrednost ispod 7 su kiseli, dok su rastvori sa pH iznad 7 bazni. U pogledu pH vrednosti voda se može ovako okarakterisati: • 0 – 3 jako kisela • 3 – 5 kisela • 5 – 6 slabo kisela • 6 – 7 nakisela • 7 neutralna • 7 – 8 blago bazična • 8 – 9 slabo bazična • 9 – 10 bazična • 10 – 14 jako bazična 2.3.1.Postupak odredjivanja pH vrednosti Isprati elektrode destilovanom vodom, pokupiti kapljice filter hartijom I uroniti elektrode u uzorak nepoznate pH vrednosti. Pritisnuti funkcijsku tipku za merenje pH vrednosti. Na ekranu ocitati pH vrednost posle merenja, elektrode se izvuku iz uzorka operu destilovanom vodom a kapi vode sa elektroda se pokupe filter hartijom. 2.3.2.Opis pH metra Sastoji se od staklene elektrode I zasicene kalomelove elektrode specijalnog oblika koji se potapa u ispitivani uzorak vode I ocita pH vrednost. 2.4.GVOŽĐE 2.4.1.OPŠTE KARAKTERISTIKE Gvožđe pripada VIIb grupi periodnog sistema i spada u grupu prelaznih metala. Gvožđe je uobičajen metal u Zemljinoj kori i predstavlja četvrti element po rasprostranjenosti. Javlja se u obliku oxida, karbonata, silikata, hlorida, sulfata, sulfida. Soli gvožđa (kao što su hloridi) su visoko rastvorene u vodi, ali Fe(II) se lako oxiduje sa Fe(III), koje gradi nerastvorni hidroxid koji flokuliše, i taloži se, tako da se u sirovoj vodi iz površinskih izvorišta očekuje niska koncentracija gvožđa. Ispiranje soli Fe i industrijskog otpada može biti izvor zagađenja gvožđem. 2.4.2.POREKLO U VODI Gvožđe je dosta rasprostranjeno u zemlji ali zbog slabe rastvorljivosti njegovih oxida, hidroxida i karbonata sadržaji u podzemnim vodama su dosta niski. Maximalne količine gvožđa javljaju se u jako kiselim vodama (pH < 3), koje su karakteristične za zone sulfidnih orudnjenja tako da njegov sadržaj može da dostigne i do 1g/l. Za razliku od oxidacionih sredina, u redukcionim sredinama, sadržaj gvožđa u podzemnim vodama dostiže do desetine mg/l. U prisustvu slobodnog kiseonika Fe2+ je nepostojan i lako prelazi u Fe3+. U većini slučajeva pomenuti procesi se dešavaju uz učešće gvožđevitih bakterija. 2.5.BIOLOŠKA POTROŠNJA KISEONIKA (BPK) BPK je količina kiseonika potrebna da se izvrši biološka desidacija prisutnih biološki razgradivih sastojaka vode. BPK je masena koncentracija rastvorenog kiseonika koji je utrošen za biološku oksidaciju organskih ili neorganskih materija u vodi. BPK se najčešće određuje u toku pet dana na t° 20°C pri čemu se smatra da se tom analizom obuhvata oko 70-80% biorazgradivih materija. BPK se može odrediti na više načina: Metodom razblaženja: uzorcima vode se dodaje tolika količina čiste vode zasićene kiseonikom da se i posle pet dana u njima sa sigurnošću može dokazati prisustvo kiseonika. Manometarskom metodom: uzorak vode u hermetički zatvorenom sudu se nalazi u kontaktu sa odmerenom zapreminom vazduha. Smanjenje pritiska je povezano sa utroškom kiseonika u biohemijskom procesu. Kalometrijskom metodom: kiseonik koji se troši u biohemijskim procesima se proizvodi elektrolitički. Proizvedena količina kiseonika proporcionalna je količini utrošene električne energije. Ocena kvaliteta vode na osnovu vrednosti BPK Veličina BPK koristi se za kvantitativnu karakterizaciju prisustva u vodi mikrobiološki razgradljivog zagađenja. Na osnovu odnosa BPK5/BPKukupno može se dobiti informacija o biološkoj razgradljivosti organskog zagađenja u vodama. Što je ova vrednost bliža jedinici zagađenje je lakše mikrobiološki razgradljivo. Kvalitet površinskih voda prema vrednosti BPK5 se definiše: I klasa < 2 mgO2/l II klasa < 4 mgO2/l III klasa < 7 mgO2/l IV klasa < 20 mgO2/l 2.6.HEMIJSKA POTROŠNJA KISEONIKA (HPK) HPK je količina kiseonika koja je potrebna da se izvrši oksidacija svih oksidobilnih materija hemijskim putem. HPK se može meriti po: 1. otvorenoj titrimetrijskoj refluks metodi 2. zatvorenoj titrimetrijskoj refluks metodi 3. zatvorenoj kolorimetrijskoj refluks metodi Princip prve dve metode je isti. Otpadna voda se kuva sa jakim oxidacionim sredstvom kao što je kalijum dihromat u 50% sumpornoj kiselini i nakon dva sata titracijom sa standardnim rastvorom feroamonijum-sulfata određuje se višak neizreagovanog dihromata. Kod zatvorenog metala u reakcije oksidacije ulaze i eventualno prisutne volatile komponente zbog njihovog dužeg kontakta sa oksidansom, jer se reakcije oksidacije odigravaju u zatvorenom sistemu. Kod trećeg pomenutog metala razlikuje se samo korak određivanja neizreagovanog dihromata, jer se njegova koncentracija određuje spektrofotometrijski, poređenjem sa standardima na 600nm. 2.7.KOLORIMETRIJSKA REFLUKS METODA Metoda se zasniva na merenju optičke propustljivosti uzorka koji sadrži nastali Cr3+ jon ili neizreagovani dihromatni jon. Za ovu metodu postoji oprema koja se lako može izneti na teren u vidu bloka za grejanje, prenosivog spektrofotometra i već pripremljenih reakcionih kireta sa reagensima. Naravno i u tom slučaju je potrebno obezbediti električnu energiju za grejanje grejnog tela jer se reakcija oksidacije odigrava na povišenoj t° (grejno telo mora imati mogućnost postizanja t° do 150±2°C). Metod se sastoji u tome da se u epruvetu doda 2ml uzorka. U epruvetama se nalaze svi potrebni reagensi za određivanje HPK. Zatim se epruveta stavi u reaktor i zagreva 2 sata na 150°C. Nastali Cr3+ ili preostali Cr2O42- jon se određuje spektrofotometrijski ili kolorimetrijski. Najčešće se određuje Cr3+ jon spektrofotometrijski na 620nm. Odnos BPK5/HPK i biorazgradivost organskih materija u vodi Na osnovu vrednosti HPK, BPK5 i BPKukupno može se zaključiti sledeće: •BPKukupno iznosi od 0-93% HPK, a BPK5 od 0-100% BPKukupno •Organske materije u vodi, kod kojih se vrednost za BPKukupno malo razlikuje od vrednosti za HPK ili BPKukupno do BPKukupno su materije koje su lako biološki degradibilne •Materije sa izrazito različitim vrednostima BPK i HPK a naročitoBPK5 i BPKukupno su teško biološki degradibilne. 3.PROVERA TAČNOSTI REZULTATA HEMIJSKE ANALIZE VODE Kontrola kvaliteta rezultata analize za tačno razumevanje analize vode, za pravilnu ocenu i klasifikaciju vode potrebno je dobro poznavanje hemijskih procesa i analitičkih metoda, kao i promena koje su moguće u uzorku i posledica koje one imaju na kvalitet vode. Promene koje se odvijaju utiču na rezultat, a moguće su u svim fazama analize, od uzorkovanja, pripreme uzorka,čuvanja analize I izvođenja analize. Hemijske promene, odnosno reakcije koje se odvijaju u vodi su: •reakcije rastvaranja i taloženja, •oksido-redukcione reakcije, •reakcije jonske izmene, •reakcije neutralizacije, rekacije sorpcije. Dakle, retko kad vodu i sve reakcije koje se dešavaju u njoj možemo posmatrati izolovano od okoline.Provera tačnosti urađene analize izvodi se na osnovu kriterijuma prihvatljivosti kontrole kvaliteta. Za to postoji nekoliko načina. Jedan od njih je:• proračun ukupnih rastvorenih materija za koje rezultat treba da se složi sa sledećim zbirom (mg/L): ukupne rastvorene materije = 0,6 (alkalitet)+Na+K+Ca+Mg+Cl+SO4+SiO3+(NO3-N)+F. Ako je izmerena koncentracija veća od izračunate, može biti da značajan doprinos nekih komponenti nije uzet u obzir pri izračunavanju. Ako je ta razlika veća od 20 % potrebno jeuzeti nove podatke koji se koriste u računu. Drugi postupak provere tačnosti analize vode su:•odnos ukupnih rastvorenih materija (mg/L) i provodljivosti (µS/cm) treba da bude uopsegu od 0,55 do 0,7. Ako to nije slučaj, potrebno je ponoviti merenje. Treći postupak je:•ravnoteža katjona i anjona u vodi.Za svaku vodu važi da je elektroneutralna, pa se može za prirodne vode pisati: 2 [Ca2+]+2 [Mg2+]+[K +]+[Na+]+[NH4+]+[Mg2+]+2[Fe2+]+2[Mn2+]=[Cl-]+[NO3-]+2[SO42-+x[PO43-]pričemu simboli u zagradama predstavljaju molarne koncentracije. Silicijumova kiselina nijeuzeta u obzir u jonskom bilansu, jer je u prirodi nedisosovana. Kod fosforne kiseline u zavisnosti od pH postoji različita zastupljenost pojedinih anjona, pa se u zavisnosti od pH uzima različita vrednost x. Odstupanja do 5 % se tolerišu u računu jonske ravnoteže, a kod slabo mineralizovane vode i do 10 %, a uvek treba voditi računa i o uticaju kompleksnih jedinjenja na jonsku ravnotežu.U tačno urađenoj analizi vode zbir koncentracija anjona jednak je zbiru koncentracija katjona: Σanjona =Σkatjona sa dopuštenim odstupanjem±2 %. Obe sume izražavaju se u meq/L. Prema standardnim metodama za analizu voda i otpadnih voda definisani su kriterijumi prihvatljivosti za razlike koje se dobijaju (%) između zbira anjona i katjona. • relacija između provodljivosti i ukupnih katjona i anjona treba da za izračunate ukupne vrednosti katjona ili anjona (izražene u meq/L) i pomnožena sa 100, budu blizu izmerene vrednosti za provodljivost (izražena u µS/cm). U suprotnom potrebno je ponoviti analizu. • relacija između ukupne tvrdoće i vrednosti za kalcijum i magnezijum. • relacije između različitih formi azota. • relacije između različitih formi fosfora. 4.Zakljucak Kvalitet vode za pice mora odgovarati fizickim, hemijskim I bioloskim standardima. Ona treba da bude bistra, bezbojna, prijatnog ukusa, bez mirisa, ne previse tvrda. Pored toga vazno je da bude zdrava I higijenski ispravna. U prirodi se tesko nalazi voda koja bi mogla da se koristi kao pijaca, zato se zavisno od prisutnih primesa primenjuju razliciti postupci za preciscavanje kao sto su:aeracija, bistrenje, dezinfekcija itd.

Bistrenje vode

Uvod
1.Šta je to voda?

Voda je hemijsko jedinjenje kiseonika i vodonika. Hemijska formula vode je H2O. Voda je supstanca bez mirisa, ukusa i boje. Temperatura mržnjenja vode je 0 °C, a temperatura ključanja je 100 °C. Čvrsto agregatno stanje se zove led, a gasovito para.

Pre više hiljada godina rana ljudska plemena su lutala tražeći pogodno mesto gde bi se mogli nastaniti. Prvi i osnovni uslov da se neko mesto odabere za osnovno stanište tih plemena bio je prisustvo vode, reke ili jezera.



Čista voda je bezbojna. Može imati i neke nijanse (zelenkastoplavu), što je posledica rastvorenih organskih i neorganskih materija u njoj.

Mutnoća vode opisuje se sledećim ocjenama: bistra, slaboopalescirajuća, opalescirajuća, malo mutna, mutna, vrlo mutna. Vode u potocima i rekama mogu biti mutnije u periodu kiša i topljenja snega. Mutna voda se ne smije koristiti za piće. Takvu vodu treba pre upotrebe izbistriti, a potom dezinfikovati. Po pravilu čista voda je bistra.

Voda je tečnost bez mirisa i ukusa koja je prisutna skoro svuda: u okeanima, morima, rjekama, jezerima, gasovita u oblacima, zamrznuta u glečerima ili u velikim podzemnim bazenima ispod krčnjačkih stijena. Ovu vodu neprestano koristi živi svijet koji bez nje ne može da živi.

Ljudsko tijelo čini 72 odsto vode, pri čemu ono stalno unosi i izbacuje nove količine. Voda je presudna za Metabolizam u organizmu, pošto omogućuje varenje i kasnije rastvaranje hrane u ćelijama, ali i čišćenje ćelija od odpada. Smatra se da bi svakog dana u tijelo trebalo unijeti oko osam čaša vode, ali to nije naučno potkrepljeno pošto mnogi ljudi piju znatno manje vode. Kako bi zadovoljila svoje ogromne potrebe za vodom, ljudska civilizacija vodu crpi ispod zemlje, iz rjeka, ili iz mora, a potom je vodovodima dovodi u gradove, do stanova i česmi. Sva voda, hemijski posmatrana sačinjena je od istog molekula H2O.
Ovo nam govori da je voda sastavljena od dva atoma vodonika i jednog atoma kiseonika.








1.2.Voda kao provodnik

Voda se smatra dobrim provodnikom električne struje. To i nije sasvim tačno, pošto čista voda, H2О, obično ne provodi struju. Struja kroz vodu protiče zahvaljujući rastvorenim mineralima. Voda koja sadrži izuzetno veliki udeo minerala, naziva se mineralna voda. U njoj se nalaze pojedina jedinjenja koja su korisna za organizam. Mehurići koji se nalaze u flaširanim vodama su najčešće industrijski dodatak dodat radi dužeg trajanja i boljeg ukusa (dodat je gas ugljen-dioksid CO2 koji se dodaje u sva gazirana pića). Za razliku od slatkih, u morskoj vodi je rastvoreno mnogo minerala natrijum-hlorida NaCl (kuhinjska so). Voda je takođe i odličan rastvarač i to joj omogućava višestruku upotrebu. Kada je voda toplija rastvaranje je brže.

Osnovna fizička svojstva vode su:
• boja
• mutnoća (izgled)
• miris
• ukus
• temperatura











2.Mutnoća vode

Mutnoću vode čine suspendovane i koloidne čestice u vodi. Mutnoća se meri poređenjem svetlosnih efekata koji se odvijaju prolaskom svetlosti kroz uzorak i standard. Što je veći intenzitek skretanja svetla veća je i mutnoća uzorka. Izražava se u nefelometrijskim jedinicama mutnoće i u sadržaju SiO2u vodi izraženim u mg/L.

Mutnoća vode potiče od :
• suspendovanih čestica gline,
• čestica mulja,
• finih, sitnih organskih i neorganskih materija,
• rastvorenih, obojenih organskih materija,
• mikroskopski sitnih živih organizama i
• planktona.


Mutnoća vodi daje neprozirnost. Mutnoća se meri i određuje u laboratorijama ili na licu mesta. U periodu niskog vodostaja mnoge reke imaju čistu, jaku, zelenkastu boju, imaju nisku mutnoću, manju od 10 NTU-a. U kišnom periodu čestice sa obale se spiraju i rastvaraju u vodi, voda postaje blatnjava i obojena što ukazuje na visoku mutnoću. Tokom visokog vodostaja, brzina vode je veća, ona doprinosi lakšem i bržem spiranju čestica sa dna.



Smanjenje mutnoće vode-bistrenje vode moguće je obaviti na neki od sledećih načina:
• prirodnim taloženjem
• flokulacijom
• centrifugalnim taloženjem
• flotacijom
• filtracijom

















1. Laboratorijsko merenje mutnoće.
2. Terenski turbidimetar kontinualno meri mutnoću u rekama.Uređaji za vodu mere infracrvenom metodom.
3. Standardni uzorci različite mutnoće (5, 50, 500 NTU-a)
4. Merač mutnoće se kalibriše standardima razlićite mutnoće, koje izdaje proizvođač.




2.1.Taloženje

Taloženje je jedna od najčešće korišćenih operacija u postupcima obrade otpadnih voda. Taloženjem se uklanja pesak i zrnasti materijal, suspendovane čestice, biomase, hemijski talog i koncentriše se otpadni mulj.

Osnovni cilj taloženja je dobijanje bistrog efluenta, sa što nižim sadržajem suspendovanih materija.

Uređaji u kojima se odigrava operacija taloženja nazivaju se taložnici.
Osnovni delovi svakog taložnika su:
• ulazna zona
• zona taloženja
• zona mulja
• izlazna zona



pravougaoni i kružni taložnik













2.2.Flokulacija

Flokulacija je fizički proces formiranja krupnijih flokula, destabilizovanih koloidnih čestica.Naelektrisanje čestica koje čine mutnoću vode u vodi na pH oko 7 je najčešće negativno. Dodavanjem sredstava za flokulaciju nastaju krupne, lako filtrirajuće flokule. Koloidne čestice su u vodenom rastvoru istog naelektrisanja, bilo pozitivnog ili negativnog, zato se odbijaju i ne grade veće čestice. Dodavanjem flokulanata dolazi do neutralizacije koloidnih čestica koje se privlače i stvaraju mikroflokule.

Flokulacija se odvija u dve faze:
1.iz perkinetičkog efekta
2.iz ortokinetičkog efekta



Perkinetički efekat se sastoji u neutralizaciji istorodno naelektrisanih čestica, a ortokinetički efekatnse sastoji u stvaranju mikroflokula.
Neki od flokulanata:
• Anjonski flokulant - praškasti i tečni flokulanti različitog naboja, hemijske građe i različitih molekulskih masa
• Nejonski flokulant - praškasti i tečni flokulanti različitog naboja, hemijske građe i različitih molekulskih masa
• Katjonski flokulant - praškasti i tečni flokulanti različitog naboja, hemijske građe i različitih molekulskih masa












vertikalni i horizontalni flokulator












2.3.Koagulacija

Koagulacija je fizičko-hemijski proces prevođenja jednofaznog sistema (prirodna ili otpadna voda) u pravi dvofazni sistem, destabilizacijom koloidnih čestica hemijskim sredstvima.
Stabilnost koloidnih sistema nije podjednaka, u tom smislu se razlikuju:
• povratni koloidni sistemi (disperzije sapunske, deterdžentske, skrobne i belančevinaste u vodi) koji predstavljaju termodinamski stabilne sisteme)
• nepovratni koloidni sistemi (vodene disperzije glina, mikroorganizama, metalnih oksida itd.), koji su znatno manje stabilne disperzije)

Primena u obradi otpadnih voda:
• bistrenje mutnih i obojenih površinskih voda
• kondicioniranje otpadnih bioloških muljeva radi lakšeg i efikasnijeg obezvodnjavanja
• uklanjanje algi iz efluenta oksidacionih laguna
• biološka obrada otpadnih voda (flokulacija mikroorganizama)
• obrada otpadnih voda sa visokim sadržajem koloidno dispergovanih zagađivača
• tercijarna obrada otpadnih voda (na primer uklanjanje fosfata krečom)




načini brzog mešanja pri koagulaciji vode





Koagulanti: Al2(SO4) 18H2O, FeSO 4 7H2O, Fe2(SO4)3...








2.4.Flotacija

Flotacija je proces molekularnog „slepljivanja“ čestica materijala koji se flotira uz graničnu površinu faza, obično gas (najčešće vazduh) – voda. Flotacija se koristi kao alternativna metoda drugim separacionim postupcima: sedimentaciji, separaciji centrifugama, filtraciji i slično, od kojih je često ili efikasnija ili ekonomski opravdanija.

Čvrste čestice, kapljice, molekuli ili joni iz tečne faze, „prilepljeni“ uz mehurove vazduha koji se formiraju u tečnoj fazi na različite načine, bivaju dominatnom silom potiska iznošene na površinu tečnosti, gde se koncentrišu u obliku pene koja se odatle uklanja.
Flotacione postupke možemo podeliti na :
• prirodnu flotaciju koja se javlja u prirodnim vodotokovima posebno u prisustvu PAM
• stimulisanu flotaciju koja se u zavisnosti od načina uvođenja gasne u tečnu fazu deli na:
1. elektroflotaciju
2. biološku i hemijsku flotaciju
3. i flotaciju dispergovanim vazduhom


Bistrenje vode flotacijom:
1. dovod vode sa hemikalijama
2. injektiranje vode pod pritiskom
3. kanal za mulj
4. izbistrena voda
5. priprema vode pod pritiskom
6. rezervoar izbistrene vode




2.5.Filtracija

Gruba filtracija vode počinje pri nerđajućoj ili poliesterskoj mrežici za odstranjivanje grubih čestica veličine ljudske dlake. Filtracija se nastavlja uz pomoć različitih uložaka koji su izrađeni od naboranog papira ili se pak radi o navijenim nitima do 0,1 mm. A za bistrenje vode predfiltracija počinje da se izvodi već pri 3 mm i nastavlja se finom filtracijom do 0,1 mm i manje. U sisteme se takođe ugrađuje i ugljevlje u sintranoj formi ili u formi granulanata.
U zavisnosti u kojim se uslovima primenjuje filtracija se deli na filtraciju koja se odvija u kontrolisanim uslovima i filtraciju koja se odvija u prirodnim uslovima.Filtriranje se ostvaruje prolaskom vode kroz sloj granuliranog materijala postavljenog na perforiranu podlogu.
Tokom filtriranja se mogu obavljati i drugi procesi kao što su:
• biološka oksidacija amonijaka
• katalitičko uklanjanje mangana
• rastvaranje organskih materija
• kao i zadržavanje bakterija i virusa

2.5.1.Spori filteri



Spori filter a)presek b)osnova
1. dovod vode
2. ispust
3. odvod
4. glavni dren
5. laterale
6.
Spori filteri su za održavanje veoma jednostavni. Površina filtera zavisi od dnevne
količine vode i brzine filtriranja.










2.5.2.Brzi filteri



Brzi filteri imaju do 40 puta veću brzinu filtriranja nego spori.



Delovi brzog filtera:
1. sloj peska
2. sloj šljunka
3. žlebovi za pranje filtera
4. kolektor vode
5. noseća ploča filtera
6. drenažne cevi



Kod procesa brzog filtriranja zadržavanje vode je 10-20 minuta. Pre početka filtriranja voda se mora dobro hemijski pripremiti (koagulirati). Pranje filtera se obavlja odozdo prema gore.










Dvoslojni filteri su u prednosti u odnosu na jednoslojne zbog:
• veće brzine filtriranja
• imaju bolji kvalitet filtera
• duži vremenski period između dva pranja


Brzi filter pod pritiskom:
1. dovod koagulisane vode
2. zatvarač na dovodu vode
3. indikator protoka
4. odvod filtrirane vode
5. mlaznice
6. zatvarač na ispustu
7. zatvarač na dovodu vazduha
8. zatvarač na odvodu filtrirane vode
9. zatvarač na odvodu od pranja
10. odvod od pranja
11. dovod vazduha
12. sloj vode i filterska ispuna











3.Zaključak

Bistrenjem se može izvršiti i dezinfekcija vode, jer se bistrenjem uklanjaja 90% bakterija, pored suspendovanih čestica.
Dezinfekcija vode podrazumjeva uklanjanje ili uništavanje patogenih i fakultativno patogenih mikroorganizama. U toku dezinfekcije i sterilizacije vode nastaju kod mikroorganizama grubi poremećaji koloidne ravnoteže (zbog dejstva fizičkih, fizičko-hemijskih i hemijskih agenasa).
Kod nas u državi, fizičko-hemijski rizičnu vodu pije oko 709 588 stanovnika, odnosno oko 13,98%.
Naši sugrađanji često,pored boje naše vode kao i mirisa, kroz šalu pomenu da naša voda sadrži ceo periodni sistem elemenata, čak i da se može zapaliti.U našoj vodi je prisutan arsen prirodnog, geološkog porekla koji je u velikim količinama štetan, te bi se zbog toga njegov sadržaj trebao ograničavati.
Stručnjaci Zavoda za javno zdravlje su upozorili da pri hlorisanju vode sa visokim sadržajem organskih materija postoji realna opasnost od formiranja kancerogenih materija.Doveli smo sebe u skoro bezizlaznu situaciju.

Voda sačinjava 70% ukupne površine Zemlje, ali to ne znači da je ima na pretek.Voda je nasleđe koje moramo sačuvati za buduće generacije.