PREHRAMBENO - BIOTEHNOLOŠKI FAKULTET

SVEUČILIŠTA U ZAGREBU

Prof. dr. sc. Ivan MIJATOVIĆ

Prof. dr. sc. Marin MATOŠIĆ

TEHNOLOGIJA VODE (interna skripta)

___________________________________________________________________________

Zagreb, dopunjeno izdanje 2020.

2

SADRŽAJ 1. OSNOVNE KARAKTERISTIKE VODE 4

Uvod Osnovne fizikalno-kemijske karakteristike vode Disperzije u vodi Otapanje karbonata u vodi Tvrdoća vode Bilanca kationa i aniona u vodi Alkalitet vode Stabilnost vode Zadaci

2. VODA ZA PIĆE 22 Uvod Organske tvari u vodi Dezinfekcija vode Dezinfekcija vode klorom i njegovim spojevima Sredstva za dezinfekciju vode na bazi klora Dezinfekcija vode ozonom Dezinfekcija jodom i srebrom Dezinfekcija vode ultraljubičastim zračenjem Dezinfekcija vode toplinom i ultrazvukom Filtracija vode kroz pješčane filtre Otvoreni brzi filtar Zatvoreni brzi filtar Samoperivi gravitacijski filtar Spori filtar Koagulacija i flokulacija Uklanjanje željeza i mangana Zadaci

3. IONSKA IZMJENA 67 Princip i definicija Povijesni razvoj Struktura i svojstva ionskih izmjenjivača Kapacitet izmjene Ravnoteža i selektivnost ionske izmjene Brzina ionske izmjene Rad s ionskim izmjenjivačima Regeneracija ionskih izmjenjivača Jako kiseli kationski izmjenjivač Slabo kiseli kationski izmjenjivač Jako bazni anionski izmjenjivač Slabo bazni anionski izmjenjivač Primjena ionskih izmjenjivača u tehnologiji vode Dekarbonizacija slabo kiselom ionskom izmjenom Mekšanje vode neutralnom ionskom izmjenom Mekšanje vode uz prethodnu dekarbonizaciju Demineralizacija vode ionskom izmjenom

3

Uklanjanje nitrata iz vode jako baznim ionskim izmjenjivačem Uklanjanje organskih tvari ionskom izmjenom Provjera ispravnosti postrojenja za ionsku izmjenu Onečišćenje ionskih izmjenjivača i protumjere Zadaci

4. MEMBRANSKI PROCESI 119 Uvod i povijesni razvoj Princip i definicije Tipovi membrana i membranskih modula Reverzna osmoza Nanofiltracija Ultrafiltracija Mikrofiltracija Elektrodeionizacija Začepljivanje membrana Čišćenje i dezinfekcija membrana Zadaci

5. VODE ZA UPOTREBU U INDUSTRIJI 164 Uvod Tipovi vode za industrijsku upotrebu Obrada vode taložnim sredstvima Dekarbonizacija vapnom Spori reaktor za dekarbonizaciju vapnom Brzi reaktor za dekarbonizaciju vapnom Dekarbonizacija kiselinom Vode za napajanje kotlova Rashladne vode Voda za potrebe industrije bezalkoholnih pića Voda za proizvodnju piva Zadaci

Popis simbola 192 Rješenja zadataka 193

4

1. OSNOVNE KARAKTERISTIKE VODE Uvod

Voda je dio čovjeka, njegova života i civilizacije. Voda je ekonomski resurs koji nam

stoji na raspolaganju u ograničenoj količini. Sve civilizacije rasle su i padale s vodom tako da

je i problem našeg opstanka usko povezan s osiguranjem dovoljnih količina vode. Voda je jedna

od najvažnijih tvari u prirodi koja služi održavanju biljnog, životinjskog i ljudskog života na Zemlji

pa bi gospodarenje vodom trebalo postati opće pravilo prihvaćeno od svih dijelova društva. Za

moderno ljudsko društvo voda je nezamjenjiv resurs jer se, osim za piće i pranje u

domaćinstvima, koristi za navodnjavanje u poljoprivredi, zbog svojih fizikalno-kemijskih

svojstava ima vrlo važnu ulogu u mnogim industrijskim procesima za hlađenje, grijanje i kao

sirovina, a osim toga koristi se i za druge svrhe kao što su sport, rekreacija itd. Eksponencijalni

rast stanovništva prati eksponencijalni rast potrošnje vode. Osiguranje dovoljne količine i

kakvoće vode za piće postaje globalni svjetski problem 21. stoljeća.

Procjene govore da na našem planetu ima oko 1,4 x 109 km3 vode, od čega 97 % otpada

na morsku vodu, 2 % otpada na led ledenjaka na Sjevernom i Južnom polu. Ova slatka voda u

obliku leda za sada je nedostupna za korištenje. Preostali 1 % slatke vode stoji nam na

raspolaganju. Ovaj mali dio ukupne mase vode trebao bi biti sasvim dovoljan za normalan život

čovječanstva. Nažalost, danas je sve prisutniji i problem onečišćenja prirodnih resursa vode i

svakodnevno smanjivanje raspoloživih količina zdravstveno ispravne vode za piće. Globalni

problem nejednolike raspoređenosti vode u prirodi rastom broja ljudi na Zemlji i povećanjem

potrošnje vode postaje svakim danom sve veći, tako da se sve više cijene prirodni izvori

kvalitetne vode.

Voda stalno kruži u prirodi. Kada atmosferska voda u obliku oborina padne na zemlju, oko

jedne trećine te vode ponovno se vraća u atmosferu uslijed evaporacije, jedna trećina odlazi u

površinske vode (mora, jezera i tekuće vode), dok jedna trećina ponire u zemlju. Glavni vodeni

rezervoar na zemaljskoj kugli čine svjetska mora i velika jezera. Sva površinska voda isparava u

atmosferu, gdje se uslijed djelovanja hladnih struja u određenim meteorološkim uvjetima ponovo

kondenzira i u vidu oborina ponovno vraća na zemlju. Zahvaljujući toj ravnoteži kružnog toka

vode u prirodi nema bojazni od općeg potopa ili sveopće suše, što bi značilo kraj životu na Zemlji.

U prirodi postoje dovoljne količine vode za održavanje ljudske civilizacije. Međutim,

većina te vode ne zadovoljava svojom kvalitetom zahtjeve koje postavlja suvremeno društvo. Na

slici 1-1. pojednostavljeno su prikazani različiti tipovi vode, njihova kvaliteta i procesi kojima se

takve vode obrađuju. Vidi se da se različiti tipovi vode mogu obrađivati istim tehnologijama pri

čemu u pravilu kvaliteta obrađene vode raste. Važno je naglasiti da se u tehnologiji vode u pravilu

primjenjuje kombinacija različitih procesa obrade. Pri tome treba imati na umu da upotrebom

voda u industriji ili kućanstvima nastaju velike količine otpadnih voda koje su po kvaliteti ispod

vode koja se nalazi u prirodi. S ekološkog i ekonomskog stajališta bolje je otpadne vode obraditi

prije ispuštanja u prirodne vodotokove nego onečišćavati vodu u prirodi pri čemu uništavamo

okoliš i poskupljujemo obradu takve vode pri ponovnoj upotrebi. Štoviše, suvremeni razvoj

tehnologije vode i rast cijene vode potaknuo je praksu da se obrađena otpadna voda ne ispušta u

prirodne prijemnike nego obradom naprednim procesima kao što su reverzna osmoza,

nanofiltracija ili membranski bioreaktor, ponovno koristi kao procesna voda u industriji. U

posljednje vrijeme obrađena otpadna voda počela se koristiti i kao voda za piće vraćanjem takve

vode u podzemne vodonosnike ili čak direktno u vodovodnu mrežu.

5

Slika 1-1. Tipovi voda i procesi njihovog dobivanja

Osnovne fizikalno-kemijske karakteristike vode

Voda je kapljevina bez boje, mirisa i okusa. Vodik i kisik, koji su konstitutivni elementi

molekule vode, imaju svoje izotope. Tako poznajemo izotope vodika: procij (11H), deuterij

(12H) i tricij (1

3H). Vodika procija ima 5000 puta više nego deuterija i 1017 puta više nego tricija.

Također su poznata tri izotopa kisika sa masenim brojevima 16, 17 i 18, a njihov omjer u

prirodnim smjesama izotopa je 2670 : 1 : 5.

Kvaliteta vode

Podzemne vode

Otpadne vode

Demineralizirana voda

Voda za piće i kućanstva

Omekšana voda Dekarbonizirana

voda

Površinske vode

Morska voda

Ionska izmjena

Dezinfekcija

Reverzna osmoza

Reverzna osmoza

Filtracija

Flokulacija

Dekarbonizacija

vapnom ili

kiselinom

Voda za potrebe

industrije

Voda u prirodi

Biološka obrada

aktivnim muljem

Reverzna osmoza

Nanofiltracija

6

Molekula vode trokutaste je strukture s kutem od 104,5 o između dvije OH veze. Budući

da postoji velika razlika u relativnim elektronegativnostima vodika i kisika, molekula vode

polarna je molekula, odnosno ima dipolni karakter. Zbog svoje dipolnosti između molekula

vode stvaraju se vodikove veze koje uzrokuju asocijaciju molekula u krutom i tekućem stanju.

Pri temperaturi nižoj od 0 oC molekule vode tvore tetraedarsku krutu strukturu u kojoj je svaki

atom kisika vezan s četirima atomima vodika, i to s dvama kovalentnom vezom, a s dvama

vodikovom vezom. Zbog šupljina u tetraedarskoj strukturi, led ima manju gustoću od tekuće

vode, pa je voda najgušća pri temperaturi od 4 oC. Zbog svoje polarnosti voda je izvrsno otapalo

pa u prirodi nikad nije sasvim kemijski čista.

Specifični toplinski kapacitet je 4,18 kJ kg-1 K-1 pri 20 oC što je vrlo visoka vrijednost

za kapljevinu. U isto vrijeme slobodna entalpija smrzavanja vode je 334 kJ kg-1, a isparavanja

2260 kJ kg-1 što je čini, s obzirom na njenu široku rasprostranjenost u prirodi, odličnim medijem

za prijenos topline pri grijanju i hlađenju.

Električna vodljivost (G) recipročna je vrijednost električnog otpora, a jedinica

električne vodljivosti je S (Siemens). Električna provodnost () je recipročna vrijednost

električne otpornosti i izražava se u S/m (Siemens po metru) ili češće u S/cm. Provodnost

čiste vode vrlo je niska (0,042 S/cm), odnosno, čista je voda električki izolator (otpornost 23,8

M cm), ali ako voda sadrži ione otopljenih soli koji vode struju, provodnost će biti znatno

veća. Zbog toga električna provodnost može poslužiti kao pokazatelj ukupne koncentracije soli

u vodi.

Disperzije u vodi

U svom prirodnom procesu kruženja vode, u vodu dospijevaju tri vrste disperzija:

✓ grube disperzije reda veličine iznad 1000 nm ✓ koloidne disperzije reda veličine od 1-1000 nm ✓ molekularne disperzije reda veličine ispod 1 nm.

Grube disperzije po svojoj gustoći mogu biti veće, manje ili jednake gustoći vode tj. mogu

u vodi tonuti, plivati ili lebdjeti. Najčešće se uklanjaju procesima filtracije vode.

Koloidne disperzije predstavljaju čestice veličine od 1-1000 nm, koje posjeduju istovrsni

naboj (najčešće negativan) pa se zbog svog istovrsnog naboja međusobno odbijaju te se zbog

toga teško uklanjaju iz vode. U koloidne disperzije ubrajaju se tako gline, alumosilikati,

humusne tvari, ulja, masti, koloidalno dispergirana silikatna kiselina i dr. Uklanjaju se procesima

flokulacije, flotacije te membranskim procesima ultrafiltracije i nanofiltracije.

Molekularne disperzije predstavljaju u vodi otopljene plinove, soli i druge otopljene

molekule koje su dospjele u vodu prirodnim procesom kruženja vode.

U prirodi ne postoji kemijski čista voda. I najčišća kišnica sadrži u sebi otopljene plinove

iz atmosfere, kao npr. CO2, O2, N2, NH3, a iz atmosfere nad industrijskim mjestima i velikim

gradovima apsorbira SO2, H2S, H2SO4, čađu i prašinu. U primorskim krajevima sadrži u sebi i

morske soli. Za vrijeme nevremena i oluja može uslijed električnog pražnjenja doći do stvaranja

ozona i nitratne kiseline koji se također otapaju u kišnici.

Od plinova se najbolje otapa CO2, (1,713 volumnih dijelova u 1 volumenu vode), a zatim

O2, (0,049 vol/vol H2O), te N2 (0,0235 vol/vol H2O), računajući kod normalnih uvjeta. Zato kišnica

u prosjeku sadrži 63,2 % dušika, 35,0 % kisika i 1,8 % CO2. Vidimo da je količina CO2 šezdeset

puta veća u odnosu na njegovu količinu u atmosferi (0,03 %). Dobrom otapanju CO2 uzrok je

kemijska reakcija s vodom pri čemu nastaje karbonatna kiselina H2CO3, dok se kisik i dušik koji

7

ne reagiraju kemijski s vodom, ponašaju kao idealni plinovi i otapaju prema Raoultovom zakonu

u ovisnosti o njihovom udjelu u zraku.

Opterećena ovim sastojcima, kao dio tzv. kružnog toka vode u prirodi, poniranjem kroz

gornje slojeve litosfere prolazi kroz slojeve bogate humusnim tvarima i produktima raspadanja.

Apsorbira H2S i daljnje količine CO2 i nosi ih u donje slojeve zemlje. Osobito se do te mjere

obogaćuje slobodnom karbonatnom kiselinom da na svome putu otapa u vodi praktički netopive

kalcijeve i magnezijeve karbonate: npr. vapnenac, dolomit, magnezit, siderit, pretvarajući ih u

topive hidrogenkarbonate prema reakciji (1-1).

H2O + CO2 + CaCO3 ⇄ Ca(HCO3)2 (1-1)

Topivi željezni bikarbonat nastaje djelovanjem u vodi otopljene karbonatne kiseline na

pirit (FeS2) (1-2):

FeS2 + 2 CO2 + 2 H2O ⇄ Fe(HCO3)2 + H2S + S (1-2)

pri čemu se stvara sumporovodik. Sumporovodik u podzemnim vodama češće nastaje uslijed

djelovanja karbonatne kiseline na pirit prema gornjoj jednadžbi, nego uslijed raspadanja organskih

humusnih tvari. Osim CO2, vidjeli smo da atmosferska voda sadrži i znatne količine kisika, koji

pri prolazu kišnice kroz Zemljinu koru oksidira željezni sulfid, pretvarajući ga u topivi željezni

sulfat (1-3):

FeS2 + 2 O2 → FeSO4 + S (1-3)

Osim kao hidrogenkarbonat i sulfat, željezo može biti otopljeno u vodi i kao željezni

humat, jer i humusne kiseline otapaju željezo u vodi na sličan način kao i karbonatna kiselina.

Slični se procesi otapanja u vodi zbivaju i sa manganovim solima, tako da i mangan može biti

otopljen u vodi u najrazličitijim spojevima. Mnogo se teže otapaju graniti i ostalo vulkansko

kamenje, koje se sastoji od otpornih silikata, pa su vode sa takvih terena meke. Međutim i oni se

djelomično otapaju udruženim djelovanjem karbonatne kiseline i mikroorganizama, a katkada i

djelovanjem podzemnih vrućih voda. Molekule silikata se dugotrajnim djelovanjem vode

prvobitno otapaju u mikro količinama i vežu uslijed hidrolize na slobodne disocirane OH- ione iz

vode, stvarajući jako disocirane baze. Na taj se način raspadaju u topive čestice osobito

jednovalentni elementi kalij i natrij, te dvovalentni kalcij i magnezij. Djelovanjem pak karbonatne

kiseline, koje ima gotovo u svakoj vodi, stvaraju se alkalni hidrogenkarbonati, karbonati odnosno

silikati. Voda na svome prolazu kroz zemljine slojeve nailazi osim na karbonate i silikate, i na

topive soli, kao što su npr. NaCl, Na2SO4, koje sa lakoćom otapa.

Stupanj i vrsta onečišćenja vode (s kemijskog gledišta) ovise, kao što vidimo, o sastavu

litosfere kroz koju ona prolazi. Zato su vode sa područja vapnenca, dolomita i gipsa tvrde, dok su

sa područja granita, bazalta i ostalog vulkanskog kamenja vrlo meke.

Jedan dio podzemnih voda u vidu izvora pojavljuje se na površini zemlje, pri čemu se često

mijenja njihova temperatura i tlak. Kod toga dolazi prije svega do izlučivanja jednog dijela

karbonatne kiseline, uslijed čega se jedan dio topivih bikarbonata izlučuje kao netopivi karbonat

(1-4):

Ca(HCO3)2 ⇄ CaCO3 + H2O + CO2 (1-4)

8

Osim toga se površinska voda oksidativnim djelovanjem kisika iz zraka osiromašuje na

željeznim i manganovim karbonatima, koji prelaze u netopive hidrokside odnosno okside, te se

talože. Ako još tome dodamo da se površinske vode razrjeđuju i kišama, onda je razumljivo zašto

su površinske vode općenito mekše od dubinskih, podzemnih ili izvorskih voda. Dok temperatura

površinskih voda varira od 0-30 oC, dotle podzemne vode karakterizira stalna temperatura od oko

10 oC, osim ako se ne radi o podzemnim termalnim vodama.

Otapanje karbonata u vodi

Kalcijev i magnezijev karbonat su slabo topivi u vodi. Za CaCO3 produkt topljivosti iznosi

K = 0,87 10-8 mol2/L2 kod 25 oC, iz čega slijedi da su koncentracije kalcijevog i karbonatnog iona

c(Ca2+) = c(CO32-) = 0,932 10-4 mol/L, a topivost CaCO3 = 9,34 mg/L kod 25

oC. Kao što je već

rečeno, otapanjem CO2 u vodi nastaje karbonatna kiselina što dovodi do značajne promjene u

kemizmu otapanja kalcijevog i magnezijevog karbonata i njihovoj topljivosti. Dovoljno je u prilog

tome reći da voda otapa maksimalno samo 9 mg/L CaCO3 dok ista voda zasićena s CO2 otapa

1890 mg/L CaCO3. Ovdje treba primijetiti da se topljivost CaCO3 povećava smanjenjem

temperature što obično nije tako za ostale soli. Kako što će se kasnije vidjeti, uzrok tome je bolja

topljivost CO2 pri nižim temperaturama.

Ako se u nekoj kemijski čistoj vodi otapa plinoviti CO2, tada će njegov veći dio ostati

kemijski nepromijenjen. Samo mali dio se veže sa vodom u karbonatnu kiselinu (1-5) pri čemu

konstanta ravnoteže ove reakcije iznosi 1,7x10-3 mol/L.

CO2 + H2O ⇄ H2CO3 (1-5)

Budući da je H2CO3 slaba kiselina, (K1=2,5x10-4 mol/L, K2=5,61x10

-11 mol/L) samo

mali dio disocira prema reakcijama (1-7) i (1-8). Treba napomenuti da se navedene konstante

disocijacije odnose na molekulu karbonatne kiseline i prema njima je karbonatna kiselina jača

kiselina od npr. octene, ali budući da se karbonatna kiselina u vodi uvijek nalazi u ravnoteži s

otopljenim CO2, kojeg uvijek ima više od karbonatne kiseline, pH-vrijednosti otopina

karbonatne kiseline nisu niske. S obzirom na malen udio H2CO3 u odnosu na otopljeni CO2 u

vodi, može se napisati reakcija (1-6) za disocijaciju CO2 koja se odnosi na koncentraciju

otopljenog CO2 u vodi s konstantom reakcije od 4,3x10-7 mol/L:

CO2 + H2O ⇄ H+ + HCO3- (1-6)

U vodenoj otopini karbonatne kiseline koncentracija CO32- iona je zanemarivo mala, jer se

disocijacija pretežno odvija prema jednadžbi (1-7), tj. do HCO3- iona, kojih je udio također malen

i iznosi manje od 1 % od ukupnog CO2 u vodi.

H2CO3 ⇄ H+ + HCO3- (1-7)

HCO3- ⇄ H

+ + CO32- (1-8)

Koncentracija karbonatne kiseline i njenih disocijacijskih produkata u čistoj vodi te pH-

vrijednost takve otopine određeni su samo parcijalnim tlakom CO2 iznad otopine (Slika 1-2).

9

Slika 1-2. Udio vrsta karbonata ovisno o pH-vrijednosti vode pri standardnom tlaku

Ovisno o pH-vrijednosti vode zbog prisutnosti drugih komponenti u vodi, mijenja se i

relativni udio otopljenih oblika CO2. Pri normalnim uvjetima tlaka i temperature, kod pH-

vrijednosti ispod 4,5 nema hidrogenkarbonatnih iona u vodi, a u vodi je prisutan samo CO2,

kod pH od 8,4 prisutan je samo HCO3-, a pri pH-vrijednosti iznad 10,5 su prisutni samo

karbonatni (CO32-) ioni.

Ako je u vodi prisutan npr. CaCO3, on kao slabo topiva sol disocira prema jednadžbi (1-

9):

CaCO3 ⇄ Ca2+ + CO32- (1-9)

Ako voda koja otapa kalcijev karbonat ima u sebi otopljenog CO2, CO32- ioni iz kalcijevog

karbonata će stupiti u reakciju sa H+ ionima karbonatne kiseline (1-8) stvarajući HCO3- ione,

uslijed čega će se poremetiti ravnotežno stanje u jednadžbi (1-9). Da bi se ono ponovno

uspostavilo, mora se otopiti još toliko kalcijeva karbonata da bi njegov produkt topivosti (K) ostao

konstantan (K = [Ca2+] [ CO32- ]), tj. poprimio vrijednost koju je imao u čistoj vodenoj otopini bez

karbonatne kiseline. Zbog toga će se, uslijed smanjenja koncentracije CO32- iona morati povećati

koncentracija Ca2+ iona, tj. otopit će se daljnje količine CaCO3. Na taj način H2CO3, odnosno

otopljeni CO2, otapa CaCO3 u količini ekvivalentnoj disociranoj H2CO3 pri čemu nastaje 2 mola

hidrogenkarbonata po molu karbonatne kiseline (1-10). Pri tome treba imati na umu da

Ca(HCO3)2 predstavlja otopljenu formu CaCO3 pri čemu jedna molekula HCO3- u tom spoju

dolazi iz kamena (CaCO3), a druga iz zraka (CO2).

Pri zagrijavanju vode koja sadrži Ca(HCO3)2, otopljeni CO2, koji drži karbonate u

otopljenom stanju, izlazi iz vode zbog slabije topljivosti plinova pri višoj temperaturi, pri čemu

se ravnoteža reakcije (1-10) pomiče ulijevo pa dolazi do taloženja kamenca (CaCO3), što

10

uzrokuje probleme u postrojenjima i cjevovodima. Navedeni kemizam karbonata i ugljikovog

dioksida vrijedi i za magnezij iako je magnezijev karbonat nešto bolje topljiv u vodi bez CO2

od kalcijevog (139 mg/L pri 20oC).

H2O + CO2 + CaCO3 ⇄ Ca(HCO3)2 (1-

10)

Ugljikov dioksid je prisutan u svim vrstama prirodnih voda u koncentracijama od

nekoliko mg/L kod površinskih voda do nekoliko stotina mg/L u podzemnim vodama. Budući

da kemijski reagira s vodom, često se naziva karbonatna kiselina. Dio karbonatne kiseline u

hidrogenkarbonatnoj i karbonatnoj formi, koja nastaje otapanjem karbonata, nazivamo

vezanom karbonatnom kiselinom. Njen hidrogenkarbonatni dio može se vidjeti na desnoj

strani u reakciji (1-10) kao polovica HCO3- iona. Vezana karbonatna kiselina može se podijeliti

na potpuno vezanu i poluvezanu karbonatnu kiselinu. Karbonatna kiselina u formi karbonata,

koje u vodi ima relativno malo, naziva se potpuno vezana karbonatna kiselina, a

hidrogenkarbonatna forma poluvezana karbonatna kiselina.

Slobodna karbonatna kiselina predstavlja nedisociranu karbonatnu kiselinu i pripadni

dio CO2 koji su predstavljeni na lijevoj strani reakcije (1-10). Slobodna karbonatna kiselina

dijeli se još na pripadnu slobodnu karbonatnu kiselinu i agresivnu slobodnu karbonatnu

kiselinu. Pripadna karbonatna kiselina je onaj dio slobodne karbonatne kiseline koji sudjeluje

u ravnoteži reakcije (1-10) na lijevoj strani i drži otopljenima hidrogenkarbonate u otopini.

Višak CO2 od potrebne koncentracije za održavanje ravnoteže u reakciji (1-9) naziva se

agresivna karbonatna kiselina i ona djeluje korozivno, odnosno sposobna je otapati daljnje

količine CaCO3. Atmosferska voda sadrži samo agresivnu karbonatnu kiselinu koja padom na

zemlju i otapanjem karbonata prelazi u pripadnu i vezanu karbonatnu kiselinu. Količina

agresivne H2CO3, kao sastavni dio ukupne slobodne H2CO3, ovisna je prema tome o količini

hidrogenkarbonata u vodi. Tako tvrda voda i pored visokog postotka slobodne H2CO3 (u obliku

pripadne H2CO3) ne mora djelovati korozivno, dok kod meke vode može već i mala količina

slobodnog CO2 djelovati agresivno.

Tvrdoća vode

Tvrdoća vode je mjera za sadržaj kalcijevih i magnezijevih soli. Prema tome sadrži li neka

voda više ili manje kalcijevih ili magnezijevih soli, ona može biti tvrđa ili mekša. Jednostavno

rečeno, tvrdoća vode je zbroj kalcijevih i magnezijevih iona u vodi. Razlog za uvođenje pojma

tvrdoća vode je sklonost kalcija i magnezija da se iz vode talože kao karbonati prema reakciji (1-

10) u smjeru zdesna nalijevo. Pri mnogim industrijskim procesima gdje se voda grije ili koncentrira

dolazi do taloženja kalcijevih i magnezijevih karbonata pa je pojam tvrdoća uveden da se olakša

razmišljanje pri računanju i projektiranju uređaja za obradu vode.

Budući da se tvrdoća sastoji od različitih kalcijevih i magnezijevih soli, u praksi se

pokazala potreba za uvođenjem jedinice za tvrdoću vode kojom bi obuhvatili sve te soli. Da bismo

mogli izražavati tvrdoću vode i uspoređivati vode različitih tvrdoća, ustanovljeno je više vrsta

jedinica za tvrdoću vode. Osim SI jedinice koja bi bila mol/L, tvrdoća se često mjeri u stupnjevima.

Izražavanje tvrdoće u mol/L bilo bi najtočnije i najpravilnije u današnje doba. Međutim, rijetko

koji tehnolog i inženjer upotrebljava jedinicu mol/L kada razmišlja o tvrdoći i većnia ih radije

upotrebljava različite stupnjeve. Postoje tako njemački, francuski i engleski stupnjevi, a u

Hrvatskoj se najviše upotrebljava njemački stupanj (onj ili doH) koji je definiran kao:

11

1 onj = 10 mg CaO/L.

Francuski i engleski stupnjevi su definirani kao:

1 of = 10 mg CaCO3/L,

1oe = 1 grain CaCO3/galon odnosno 10 mg CaCO3/0,7 L ili 14,3 mg CaCO3/L.

U SAD se tvrdoća najviše izražava u mg CaCO3/L, a ponekad se koriste i ekvivalenti dok

se engleski stupanj više uopće ne upotrebljava pa ga ovdje spominjemo samo za povijesnu

usporedbu različitih stupnjeva.

Treba pojasniti vezu između stvarnih koncentracija kalcija i magnezija u vodi s jedinicama

tvrdoće u stupnjevima koje su izražene kao spojevi kojih često u vodi uopće nema (npr. CaO).

Koncentracija ukupne tvrdoće je zapravo zbroj množinskih koncentracija kalcija i magnezija kako

je objašnjeno u Primjeru 1 u poglavlju Zadaci na kraju ovog poglavlja. Zbrojena množinska

koncentracija kalcija i magnezija odgovara istoj množinskoj koncentraciji soli iz odgovarajućeg

stupnja tvrdoće (CaO ili CaCO3). Npr. ako kalcija u vodi ima 2 mmol/L, a magnezija 1 mmol/L

onda je koncentracija ukupne tvrdoće 3 mmol/L, a za preračunavanje u stupnjeve onda kažemo da

voda ima koncentraciju CaO 3 mmol/L (ili 3 mmol CaCO3/L) iako voda uopće ne mora imati

otopljenog CaO (ili CaCO3).

Ovdje ćemo uvesti još jednu zastarjelu jedinicu, ekvivalent (eq), koja se danas više ne bi

trebala upotrebljavati, ali je u praksi kod procesa ionske izmjene praktično jedina kojom se

izražava kapacitet ionskih izmjenjivača i zbog toga korisna pri radu u tehnologiji vode, pa ćemo

je ovdje objasniti. Za potrebe tehnologije vode dovoljno je reći samo da je ekvivalent jedinica za

množinu kao i mol, ali ne množinu određenog iona, nego množinu naboja iona. Npr. jedan mol

kalcijevog iona (Ca2+) sadržava 2 mola pozitivnih naboja (svaki kalcij po dva naboja) pa jedan mol

Ca2+ odgovara 2 eq Ca2+. Tako možemo ustvrditi:

1 mol Na+ odgovara 1 eq Na+

1 mol Ca2+ odgovara 2 eq Ca2+

1 mol PO43- odgovara 3 eq PO4

3-

Množina izražena u ekvivalentima uvijek je veća ili jednaka množini izraženoj u

molovima.Odnosi za preračunavanje različitih jedinica tvrdoće prikazani su u tablici 1-2.

Tablica 1-2. Preračunavanje različitih jedinica tvrdoće

Jedinica iz koje

se računa

Jedinica u koju se preračunava

1 mmol/L 1 meq/L 1 mg CaCO3/L 1 Oe 1 Of 1 Onj

1 mmol/l 1 2 100 7,0 10,00 5,6

1 meq/l 0,5 1 50 3,5 5,00 2,8

1 mg CaCO3/L 0,01 0,02 1 0,070 0,10 0,056

1 Oe 0,1429 0,285 14,29 1 1,429 0,7999

1 Of 0,10 0,20 10,00 0,700 1 0,5599

1 Onj 0,1786 0,357 17,86 1,250 1,786 1

Iako se uobičajilo da se prvenstveno tvrdoća, dakle kalcijeve i magnezijeve soli izražavaju

u stupnjevima, možemo i ostale soli otopljene u vodi, također izraziti u njemačkim stupnjevima

na temelju molekularnih odnosa. Ovakvo izražavanje ostalih soli stupnjevima zapravo donosi više

problema nego koristi, ali ovdje nam može poslužiti da opišemo važan princip pri računanju u

tehnologiji vode. Pokušajmo koncentraciju natrija izraziti u stupnjevima kao CaO. Za

koncentraciju natrija od 2 mmol/L moramo reći da odgovara koncentraciji 1 mmol/L CaO. Zašto?

12

Zato što je natrij jednovalentan, a CaO je dvovalentna sol pa pri preračunavanju moramo

koncentraciju natrija podijeliti s 2. Pravilo je ovdje da naboja mora pri svakom izražavanju biti isto

prije i poslije preračunavanja. Imali smo 2 mmola naboja na početku (2 mmola Na+) i 2 mmola

naboja poslije preračunavanja (1 mmol CaO x 2 naboja u svakom CaO) pa je pravilo zadovoljeno.

Isto vrijedi i za preračunavanje koncentracija soli u ekvivalentima. Tako koncentracija CaCl2 od 2

mmol/L odgovara koncentraciji CaCl2 od 4 meq/L jer jedinica eq u tehnologiji vode uvijek

predstavlja broj molova jednovalentnih vrsta pa na početku imamo 4 mmol naboja (2mmol x 2

naboj/valencija CaCl2) i na kraju 4 mmol jednovalentnih naboja.

Bilanca kationa i aniona u vodi

U vodenoj otopini elektrolita vrijedi pravilo da su sume kationa i aniona međusobno

jednake i da je voda električki neutralna. Odmah možemo primijetiti da ovo pravilo nije sasvim

dobro opisano jer otopina kalcijeva klorida (CaCl2) sadrži dvostruko više molova aniona klorida

nego molova kationa kalcija. Prilagođavamo pravilo pa kažemo da su sume naboja kationa i aniona

u vodenoj otopini elektrolita jednake. S obzirom da jedinica ekvivalent predstavlja množinu

jednovalentnih naboja u molovima, možemo reći i da sume kationa i aniona moraju biti brojčano

jednake kad su izražene u ekvivalentima. Tako da ako otopimo 3 mmol CaCl2 u litri vode imat

ćemo koncentraciju kalcija od 3 mmol/L, odnosno 6 meqv/L i koncentraciju kloridnih iona 6

mmol/L, odnosno 6 meq/L, pa vidimo da su koncentracije jednake u meq (6 = 6), ali nisu u mmol

(3 ≠ 6).

U vodama u prirodi nemamo samo jednu otopljenu sol kao u gornjem primjeru nego

mnogo različitih vrsta soli. Sve te soli pri otapanju u vodi disociraju i nemoguće je znati koji kation

je u vodu došao vezan na koji anion. Analizom vode mi samo možemo odrediti ukupnu

koncentraciju nekog iona koji je dospio u vodu otapanjem različitih njegovih soli. U tehnologiji

vode imamo poseban način razmišljanja o kationima i anionima i njihovom grupiranju. Kako smo

već naveli, taloženje kamenca je jedan od glavnih problema koji tehnologijom vode pokušavamo

riješiti. Zbog toga ione koji se zajedno najlakše istalože grupiramo u gornjem dijelu bilance kationa

i aniona (Slika 1-3). Kalcij zbog toga pišemo na vrhu liste kationa, a hidrogenkarbonate na vrhu

liste aniona. Odmah ispod kalcija stavljamo magnezij koji se taloži kao magnezij karbonat i koji

je malo bolje topljiv od kalcijevog karbonata. Na kraju dolazi natrij čiji hidrogenkarbonati i ostale

soli u vodi imaju vrlo veliku topljivost. Ostali anioni: kloridi, sulfati i nitrati su dobro topljivi u

kombinaciji s kalcijem, magnezijem i natrijem pa ih u bilanci pišemo na dnu. Iznimka je kalcijev

sulfat (gips) koji se pri višim koncentracijama može istaložiti jer mu je topljivost 2,1 g/L pri 20 oC,

ali ga u našoj bilanci ne izdvajamo posebno jer je ipak značajno topiviji od kalcijevog i

magnezijevog karbonata. Ostale katione kao što su litij, kalij, željezo, mangan i dr. te anione kao

što su fluoridi, nitriti, bromidi i dr. ne prikazujemo u osnovnoj tablici zbog jednostavnosti jer su

njihove koncentracije prirodnim vodama u Hrvatskoj u pravilu vrlo niske pa ne remete značajno

bilancu kationa i aniona.

Ukupnu tvrdoću (UT) sačinjavaju u vodi sve kalcijeve i magnezijeve soli, tj. ne samo one

koje su vezane s hidrogenkarbonatima i karbonatima, već i one koje su vezane sa sulfatima,

kloridima, nitratima ili silikatima. Ukupna tvrdoća određuje se titracijom s EDTA (etilendiamin

tetraoctena kiselina ) uz indikator Eriochrome crno T. S obzirom na ukupnu tvrdoću, vode se mogu

podijeliti na:

✓ Meke vode (do 9 onj) ✓ Umjereno tvrde vode (9-18 onj) ✓ Tvrde vode (18-26 onj) ✓ Vrlo tvrde vode (iznad 26 onj)

13

Karbonatnu tvrdoću (KT) sačinjavaju svi kalcijevi i magnezijevi hidrogenkarbonati i

karbonati kao dio ukupne tvrdoće. Količina CaCO3 i MgCO3 kao takvih, u vodi je vrlo mala zbog

njihove slabe topivosti (0,013 odnosno 0,094 g/l kod 20 oC), pa se karbonatna tvrdoća uglavnom

sastoji od hidrogenkarbonata. Kod određivanja karbonatne tvrdoće titracijom s 0,1 M HCl

oslobađa se iz hidrogenkarbonata i karbonata sva vezana karbonatna kiselina i prelazi u CO2 prema

reakciji (1-11), a smanjenje pH ispod 4,3 se opaža promjenom boje pH indikatora metil

narančastog kod pH 4,3 pri kojem u vodi više nema hidrogenkarbonata.

Ca(HCO3)2 + 2 HCl → CaCl 2 + 2 H2O + 2 CO2 (1-11)

Može se dogoditi da voda sadrži natrijev hidrogenkarbonat, dakle sol koja sadrži vezanu

karbonatnu kiselinu, ali ne pripada u ukupnu tvrdoću. U tom će slučaju koncentracija ukupne

vezane karbonatne kiseline (HCO3-), koja se određuje titracijom s HCl, biti veća od koncentracije

ukupne tvrdoće vode. Tada se za vrijednost karbonatne tvrdoće, odnosno zbroj kalcijevih i

magnezijevih karbonata i hidrogenkarbonata uzima vrijednost ukupne tvrdoće, tj. KT = UT, a

višak određenih hidrogenkarbonata pripiše se natriju. Pri tome nemamo nekarbonatnu tvrdoću.

Jasno je iz navedenog da karbonatna tvrdoća ne može biti veća od ukupne.

Nekarbonatnu tvrdoću (NT) čine ostale kalcijeve i magnezijeve soli, tj. sulfati, kloridi,

nitrati i silikati. Ona se izračunava obično iz razlike tj. NT = UT - KT.

Kalcijevu tvrdoću (CaT) sačinjavaju sve kalcijeve soli, a magnezijevu tvrdoću (MgT)

sve magnezijeve soli.

Na slici 1-3 prikazani su primjeri za različite omjere soli u vodi i tvrdoće koje ih

predstavljaju.

Slika 1-3. Tvrdoće i soli u vodi za slučaj kad je koncentracija hidrogenkarbonata manja (gornja

slika) odnosno veća (donja slika) od ukupne tvrdoće

Ca2+

Mg2+

Na+

HCO3-

Cl-

SO42-

NO3-

CaT

UT

KT

MgT

NT

Ca2+

Mg2+

Na+

HCO3-

Cl-

SO42-

NO3-

CaT

UT KT

MgT

NaHCO3

14

Alkalitet vode

Alkalitet vode je njezin kiselinsko neutralizirajući kapacitet, odnosno suma svih

prisutnih baza u vodi koje mogu puferski reagirati s kiselinom. Drugačije rečeno, alkalitet je

množina H+ iona potrebnih da se snizi pH vode do određene vrijednosti. Ako voda sadrži mnogo

spojeva koji reagiraju s kiselinom onda će ta voda imati veliki alkalitet jer će trebati mnogo

kiseline da se zakiseli. Alkalitet mnogih prirodnih voda je primarno funkcija karbonata,

hidrogenkarbonata i hidroksida prisutnih u vodi i uzet je kao mjera koncentracije istih.

Izmjerena vrijednost može uključivati borate, fosfate, silikate i druge baze, ako su ove prisutne,

ali se prisutnost navedenih spojeva kod određivanja alkaliteta uglavnom zanemaruje jer im je

koncentracija mala.

Alkalitet neke vode je vrlo važan parametar jer nam kaže koliko neka voda može

podnijeti dodatka kiselih kemikalija pri obradi prije nego što joj se značajnije promijeni pH ili

koliko trebamo dodati kiseline da promijenimo pH vode. Koristi se kod dekarbonizacije

kiselinom, kod računanja doze sredstava za flokulaciju koja oslobađaju kiseline ili kod biološke

obrade otpadnih voda gdje mikroorganizmi koji oksidiraju amonijak u nitrat svojom aktivnošću

zakiseljavaju vodu.

Alkalitet u vodi se određuje titracijom kiselinom uz mjerenje pH. Kako je vidljivo sa

slike 1-2 i prema definiciji pH, pri pH manjem od 8,3 u vodi ne može biti ni značajnije

koncentracije karbonata niti hidroksida, a pri pH manjem od 4,3 u vodi ne može biti

hidrogenkarbonata. Za vodu koja ima pH ispod 4,3 zato kažemo da nema alkaliteta, a za vode

s višim pH definiramo dva alkaliteta:

• Ukupni alkalitet do pH 4,3

• Alkalitet karbonata i hidroksida do pH 8,3

U praksi se za detekciju često koriste pH indikatori phenolphtalein koji mijenja boju na

pH 8,3 i metil narančasto koje mijenja boju na 4,3 pa se ukupni alkalitet često naziva m-alkalitet,

a alkalitet do pH 8,3 p-alkalitet. Ponekad se nazivaju i p-vrijednost i m-vrijednost. Za

ilustraciju uzmimo jednu litru neke vode koja ima pH 9,3. Dodajmo u nju kiselinu HCl dok joj

ne snizimo pH na 8,3. Recimo da smo za to zakiseljavanje potrošili 2 mmol kiseline. Uzmimo

novu litru iste vode pa je zakiselimo do pH 4,3. Pri tome smo npr. potrošili 5 mmola kiseline.

U tom slučaju nam je ukupni m-alkalitet 5 mmol/L, a p-alkalitet do 8,3 je 2 mmol/L. Ovako

izražen alkalitet ne označava koncentraciju kiseline u vodi već označava množinu HCl-a u mmol

potrebnu za reakciju s alkalitetom iz 1 L vode.

Kod titracije do 8,3 tijekom određivanja p-alkaliteta, kiselina (najčešće 0,1 M HCl)

reagira s hidroksidnim (1-12) i karbonatnim ionima pri čemu karbonati prelaze u

hidrogenkarbonate, a po molu karbonata troši samo 1 mol kiseline (1-13). Kraj reakcije

karakteriziran je promjenom boje indikatora phenolphtaleina iz ljubičaste u bezbojnu.

Pri određivanju ukupnog alkaliteta vode do pH 4,3 koji se određuje uz indikator metil

narančasto u vodi s kiselinom reagiraju svi hidroksidi, karbonati i hidrogenkarbonati prema

reakcijama (1-12)-(1-14) pri čemu i karbonati i hidrogenkarbonati prelaze u CO2 i H2O. Ovdje

treba primijetiti da se za titraciju 1 mola karbonata do pH 4,3 troše 2 mola kiseline, a za titraciju

tih istih karbonata pri određivanju p-alkaliteta trošili smo samo 1 mol.

OH- + HCl → H2O + Cl- (1-12)

CO32- + HCl → Cl- + HCO3- (1-13)

15

HCO3- + HCl → Cl- + CO2 + H2O (1-14)

Izmjereni p i m alkaliteti mogu poslužiti za procjenu koncentracije hidroksida,

karbonata i hidrogenkarbonata u vodi. Pri ovom računanju se pretpostavlja da hidroksidi i

hidrogenkarbonati ne mogu biti prisutni u vodi u isto vrijeme. Da bi se odredile koncentracije

tri ionske vrste koje čine alkalitet iz samo dva podatka (izmjerenih p i m alkaliteta), pomaže

nam navedena činjenica da karbonati reagiraju s HCl-om u dva stupnja: prvo do HCO3-, a onda

do CO2 i H2O. Prva reakcija se odvija pri određivanju p-vrijednosti, a obje reakcije pri

određivanju m-vrijednosti. U slučaju kada su u vodi prisutni samo karbonati, odnos p i m mora

biti 1:2. Sličnom logikom mogu se dobiti i odnosi koncentracija karbonata i hidroksida,

odnosno karbonata i hidrogenkarbonata, kad su prisutni zajedno u vodi. Odnos koncentracije

hidroksida, karbonata i hidrogenkarbonata u ovisnosti o p i m vrijednostima dobivenim

titracijama prikazan je u tablici 1-3:

Tablica 1-3. Odnos koncentracija hidroksida, karbonata i hidrogenkarbonata u vodi (meq/L) u

ovisnosti o p i m vrijednostima

Alkalitet (meq/L)

rezultat titracije hidroksidi karbonati hidrogenkarbonati

p = 0 0 0 m

2p < m 0 2p m-2p

2p = m 0 2p 0

2p > m 2p-m 2(m-p) 0

p = m m 0 0

Stabilnost vode

Tendencija taloženja CaCO3 ovisi o zasićenosti vode sa CaCO3. Vode koje su zasićene

sa CaCO3 imaju tendenciju stvaranja kamenca. Vode koje nisu zasićene u odnosu na CaCO3

imaju tendenciju otapanja CaCO3 i agresivne su (mogu djelovati korozivno). Vode u ravnoteži

sa CaCO3 nemaju ni tendenciju taloženja niti otapanja CaCO3.

Da bi se odredila stabilnost vode, mora se odrediti nekoliko kvalitativnih karakteristika

vode. Minimalni zahtjevi su ukupni alkalitet vode, koncentracija kalcija, pH-vrijednost vode i

temperatura. Ionska jakost vode također se mora izračunati ili odrediti iz izmjerene vodljivosti

ili iz ukupne količine otopljenih soli. Postoje dva slučaja za CaCO3:

✓ tendencija vode da istaloži CaCO3 (prezasićena) ✓ tendencija vode da otopi CaCO3 (nezasićena)

Prisustvo fosfata (posebno polifosfata), nekih organskih spojeva i magnezija može

smanjiti tendenciju taloženja CaCO3 jer ti spojevi djeluju inhibitorno na kristalizaciju CaCO3.

Također, do taloženja može doći iz nezasićenih voda u odnosu na CaCO3, obično pri povećanju

pH-vrijednosti. Zbog toga, taloženje CaCO3 treba sagledavati kao ponašanje CaCO3 u vodenom

sistemu kod datih uvjeta. U isto vrijeme, tendencija vode da otapa CaCO3, znak je korozivnosti

vode. Karakteristike vode, kao što su količina otopljenog kisika, puferirajući kapacitet, sadržaj

klorida i sulfata te brzina strujanja vode mogu imati znatnijeg utjecaja na korozivna svojstva

vode. Zbog toga se korozivnost vode ne treba određivati samo na osnovi tendencije vode da

otapa CaCO3.

16

Pokazatelj koji indicira taloženje ili otapanje CaCO3 je indeks zasićenja (stabilnosti)

vode. Najčešće se upotrebljavaju Langelierov indeks stabilnosti (LSI) (1-15) i Ryznarov

indeks (RSI) (1-21).

LSI = pH – pHs (1-15)

gdje je pH izmjerena vrijednost uzorka, a pHs izračunata vrijednost pH pri saturaciji u odnosu

na CaCO3 koja se izračuna pomoću izraza (1-16)-(1-20):

pHs = (9,3 + A +B) – (C + D) (1-16)

gdje su:

A = (log (TDS) – 1) / 10 (1-17)

B = -13,12 x log (t (oC) + 273) + 34,55 (1-18)

C = log ((Ca) [mg CaCO3/L]) – 0,4 (1-19)

D = log (m-alkalitet [mg CaCO3/L]) (1-20)

TDS = total dissolved solids (ukupne otopljene soli) [mg/L]

Vrijednosti LSI iznad 0 upućuju na tendenciju vode da taloži kamenac te je u toj situaciji

voda prezasićena s CaCO3, a negativne vrijednosti LSI upućuju na tendenciju otapanja kamenca

i potencijalnu koroziju, jer je voda nedovoljno zasićena kamencem. Stoga radi lakšeg

odeđivanja stabilnosti vode vrijednosti LSI oko 0 (-0,25 do 0,25) karakteriziraju stabilnu vodu.

Ryznarov indeks računa se prema:

RSI = 2 (pHs) – pH (1-21)

gdje je pH izmjerena pH-vrijednost vode, a pHs izračunata vrijednost pH pri saturaciji s CaCO3

prema Langelieru. Vrijednosti RSI koje izrazito iznad 6 upućuju na pojačanu tendenciju vode

da otapa kamenac odnosno da je voda korozivna, a vrijednosti dosta ispod 6 na tendenciju

taloženja kamenca.

Zadaci Primjer 1. Kolika je ukupna tvrdoća vode koja sadrži 23 mg/L magnezija, 39 mg/L kalcija i 22

mg/L natrija? Rezultat izrazi u onj i mg/L CaCO3.

Ukupnu tvrdoću čini samo zbroj kalcijevih i magnezijevih soli. Prvo se koncentracije Ca2+ i Mg2+ preračunaju u

množinske koncentracije koje se zbroje, a zatim se njihova zbrojena koncentracija preračuna u njemačke stupnjeve

(1 onj = 10 mgCaO/L) i mg/L CaCO3.

nj10,77mg/L107,7mg/mmol56,1mmol/L1,92M(CaO)c(UT))γ(UT

192,2mg/Lmg/mmol100,1mmol/L1,92)M(CaCOc(UT))γ(UT

mmol/L1,92mmol/L0,973mmol/L0,947)(Cac)(Mgcc(UT)

mmol/L0,973mg/mmol40,1

mg/L39

)M(Ca

)γ(Ca)(Cac

mmol/L0,947mg/mmol24,3

mg/L23

)M(Mg

)γ(Mg)(Mgc

oCaO

3CaCO

22

2

22

2

22

3

====

===

=+=+=

===

===

++

+

++

+

++

17

Primjer 2. Ako voda ima Ca2+ iona u koncentraciji 40,1 mg/L, HCO3- iona 122 mg/L, koliko

je to mol/L, meq/L i onj.

nj615mg/L56,12

mg/mmol 56,1mmol/L2

2

M(CaO))(HCOc)γ(HCO

meqv/L21mmol/L2)z(HCO)(HCOc

mmol/L2mol/L0,002g/mol61

g/L10122

)M(HCO

)γ(HCO)(HCOc

nj5,61mg/L56,1mg/mmol56,1mmol/L1M(CaO))(Cac)γ(Ca

meqv/L22mmol/L1)z(Ca)(Cac

mmol/L1mol/L0,001g/mol40,1

g/L1040,1

)M(Ca

)γ(Ca)(Cac

o3CaO3

33

3

3

33

o2CaO

2

22

3

2

22

,==

=

=

==

==

==

====

==

==

==

−−

−−

−

−

−−

++

++

−

+

++

Primijeti da je pri preračunavanju koncentracije HCO3- u njemačke stupnjeve odnos molova HCO3- i CaO 2:1.

Primjer 3. Kolika je karbonatna tvrdoća vode u njemačkim stupnjevima ako je ukupna tvrdoća

12 onj, a koncentracija HCO3- iona 321 mg/L?

Odnos molova HCO3- i karbonatne tvrdoće (Ca(HCO3)2 i Mg(HCO3)2) je 2:1, pa treba prvo izračunati molarnu

koncentraciju HCO3-, preračunati je u koncentraciju karbonatne tvrdoće, a zatim preračunati u njemačke stupnjeve.

nj14,761mg/L147,61mg/mmol56,1mmol/L2,631M(CaO)c(KT))γ(KT

mmol/L2,6312

)c(HCOc(KT)

mmol/L5,262mg/mmol61

mg/L321

)M(HCO

)γ(HCO)c(HCO

oCaO

3

3

33

====

==

===

−

−

−−

Budući da karbonatna tvrdoća ne može biti veća od ukupne kao konačni rezultat uzimamo da je KT=UT=12 onj, a

razlika između 14,761 i 12 onj su alkalijski hidrogenkarbonati koje uglavnom predstavlja NaHCO3.

Primjer 4. Ako u 1 L čiste vode otopimo 222 mg CaCl2, 58,44 mg NaCl i 84 mg NaHCO3,

kolika je karbonatna tvrdoća te koncentracije NaCl i CaCl2 dobivene otopine?

Prvo treba izračunati ukupne molarne koncentracije kalcija, natrija, korida i hidrogenkarbonata, a zatim poredati

ione prema redoslijedu tendencije taloženja karbonata (redoslijed glavnih kationa: Ca2+, Mg2+, Na+; redoslijed

glavnih aniona: HCO3- pa svi ostali) te procijeniti koncentracije soli koje se mogu dobiti iz koncentracija iona.

Otapanje soli CaCl2 je objašnjeno i u poglavlju Bilanca aniona i kationa.

c(CaCl2)=γ(CaCl2)

M(CaCl2) =

222 mg/L

111 mg/mmol= 2 mmol/L; c(Ca2+) = 2

mmol

L; c(Cl-) = 4

mmol

L

c(NaCl)=γ(NaCl)

M(NaCl) =

58,4 mg/L

58,4 mg/mmol = 1 mmol/L; c(Na+) = 1

mmol

L; c(Cl−) = 1

mmol

L

c(NaHCO3)=γ(NaHCO3)

M(NaHCO3) =

84 mg/L

84 mg/mmol = 1 mmol/L; c(Na+) = 1

mmol

L; c(HCO3

- ) = 1mmol

L

18

Zbrojeno imamo kalcija 2 mmol/L, natrija 2 mmola/L, hidrogenkarbonata 1 mmol/L i klorida 5 mmol/L. Za

procjenu koncetracije soli koje se dobiju kombinacijom ovih iona, najbolje je preračunati sve u eq i poredati

koncentracije prema navedenom redoslijedu.

Kationi meq/L Anioni meq/L

Ca2+ 4 HCO3- 1

Na+ 2 Cl- 5

Iz tablice vidimo da koncentracija karbonatne tvrdoće može najviše biti 1 meq/L jer niža koncentracija relevantnog

iona (HCO3-) određuje koliko soli (Ca(HCO3)2) možemo dobiti. Isto tako, koncentraciju soli NaCl određuje niža

koncentracija iona koji je sačinjavaju, u ovom slučaju Na+, pa je koncentracija NaCl 2 meq/L. Koncentraciju CaCl2

određuje niža koncentracija, u ovom slučaju kalcija, ali svakako moramo poštovati redoslijed tendencije taloženja

karbonata . S obzirom da se kalcij prema redoslijedu prvo mora vezati s HCO3- u CaCO3 kojeg može samo nastati

1 meq/L (zbog HCO3-), za stvaranje soli s kloridima ga je ostalo onda 3 meq/L pa je koncentracija CaCl2 3 meq/L,

a 2 meq/L Na+ se vežu s ostala 2 meq/L Cl-.

Primjer 5. Kolika je koncentracija hidroksida, karbonata i hidrogenkarbonata u vodi koja ima

p = 1 i m = 2,3?

Ako znamo da su koncentracije pojedinih alkaliteta u donjoj tablici izražene u meq/L onda je lako odrediti koliko

iznose pojedine koncentracije.

rezultat titracije hidroksidi karbonati hidrogenkarbonati

p = 0 0 0 m

2p < m 0 2p m-2p

2p = m 0 2p 0

2p > m 2p-m 2(m-p) 0

p = m m 0 0

mmol/L0,33012322)c(HCO

1122)c(CO

0)c(OH

3

23

==−=−=

===

=

−

−

−

L/meqv,L/meqv),(L/meqv)pm(

L/mmolL/meqvL/meqvp

Primjer 6. Koliki će biti Langlierov indeks stabilnosti vode koja sadrži 45 mg/L kalcija, m-

vrijednost joj je 6, ukupno sadrži 450 mg/L soli, a pH joj je 7,85 pri temperaturama 3 i 60oC?

Hoće li takva voda otapati ili taložiti kamenac?

Prvo treba preračunati koncentracije kalcija i alkalitet u mg CaCO3/L. Budući da je pH manji od 8,3

zaključujemo da je p-vrijednost nula, odnosno da u vodi nema hidroksida ni karbonata i da čitav alkalitet čine

hidrogenkarbonati. Pri preračunavanju m-vrijednosti u mg CaCO3/L treba znati da je koncentracija

hidrogenkarbonata u vodi 6 meq/L = 6 mmol/L, ali i da se pri preračunavanju u mg CaCO3/L treba uzeti u obzir

da je CaCO3 dvovalentna sol, a HCO3- jednovalentni ion, pa im je odnos molova 1:2.

L/mg,mmol/mg,L/mmol)CaCO(M)CaCO(c)L/CaCOmg(alkalitet

L/CaCOmmolL/HCOmmol)L/CaCOmmol(alkalitet

L/mg,mol/g

mol/g,L/mg

)Ca(M

)CaCO(M)Ca()CaCO(M)Ca(c)Ca( CaCO

2730011003

36

511240

110045

333

333

23

2

322

3

===

==

=

=

==

−

+

+++

Zatim se izračunaju faktori za računanje Langlierovog indeksa za obje temperature, a pomoću pH vode i sami

indeksi:

19

478,2(300,27)logalkalitet)-(m log D

651,10,4- ))5,112(( log0,4- ))(( log C

456,134,55 273) (60 logx -13,1234,55 273) (t logx 13,12- B

525,234,55 273) (3 logx -13,1234,55 273) (t logx 13,12- B

165,010

1) -(450) (log

10

1) -(TDS) (log

2

o60

o3

===

===

=++=++=

=++=++=

===

+ Ca

A

057,1))478,2651,1()456,1165,03,9((85,7 D)) (C )B A ((9,3 -pH

012,0))478,2651,1()525,2165,03,9((85,7 D)) (C )B A ((9,3 -pH

o

o

6060

33

=+−++−=+−++=

−=+−++−=+−++=

o

o

LSI

LSI

Iz vrijednosti indeksa može se zaključiti da je voda pri 3oC stabilna, a pri 60oC će taložiti kamenac.

1-1. Kolika je kalcijeva tvrdoća u njemačkim stupnjevima ako je koncentracija kalcija 45 mg/L?

1-2. Kolika je koncentracija kalcija u vodi ako voda sadrži 98 mg CaCO3/L?

1-3. Ako voda ima HCO3- iona u koncentraciji 220 mg/L, koliko je to mol/L, mmol/L, mg/mL, meq/L i onj.

1-4. Ako voda ima koncentraciju kalcija 2 mmol/L izračunaj koliko je to mol/L, meq/L, mg/L, onj i mg/L CaCO3

1-5. Kolika je koncentracija nitrata u vodi ako voda sadrži 23 mg/L nitratnog dušika?

1-6. Kolika je masa kalcija u Jarunskom jezeru površine 0,9 km2 i prosječne dubine 3 m ako je kalcijeva tvrdoća u jezerskoj vodi 23 onj?

1-7. Kolika se masa magnezija crpi godišnje u gradu Splitu pri crpljenju podzemne vode ako je koncentracija magnezija u vodi 2 mg/L, ako Split ima 300.000 stanovnika koji dnevno

potroše 200 L vodovodne vode po stanovniku?

1-8. Kolika je ukupna tvrdoća vode ako je za titraciju 100 mL uzorka utrošeno 6,4 mL 0,05 M otopine EDTA uz indikator Eriochrome crno T?

1-9. Kolika je koncentracija kalcija izražena u njemačkim stupnjevima i mg/L ako je za titraciju 50 mL uzorka utrošeno 2,3 mL 0,1 M otopine EDTA uz indikator Mureksid?

1-10. Kolika je ukupna tvrdoća vode koja sadrži 40 mg/L kalcija i 24 mg/L magnezija?

1-11. Kolika je ukupna tvrdoća vode koja sadrži 60 mg/L kalcija i ima 3,5 onj magnezijeve tvrdoće?

1-12. Kolika je ukupna tvrdoća vode ako voda sadrži 150 mg/L NaCl i 2 mg/l CaCl2?

1-13. Izračunaj ukupnu tvrdoću vode u onj i mg/L CaCO3, ako voda sadrži 30 mg/L magnezija, 60 mg/l kalcija i 10 mg/l natrija?

1-14. Voda sadrži 15 onj kalcija i 4 onj magnezija. Kolika je koncentracija kalcija i koncentracija magnezija izražena u mg/L, mol/L i meq/L te kolika je ukupna tvrdoća

izražena u onj i mg/L CaCO3?

1-15. Ako voda sadrži 24 mg/L magnezija i 40 mg/L kalcija izračunaj: a) masene koncentracije kalcija i magnezija u g/L, mg/cm3 i kg/m3; b) množinske koncentracije

kalcija i magnezija u mol/L, mmol/L, mol/m3, eq/m3 i meq/L te c) kalcijevu,

magnezijevu i ukupnu tvrdoću u njemačkim stupnjevima i mg/L CaCO3.

20

1-16. Koliku masu kalcija iz vode profiltrira jedan ljudski bubreg tijekom života od 70 godina, ako čovjek pije 2 L vode dnevno koja sadrži 17 onj kalcijeve tvrdoće?

1-17. Koliko tona ukupne tvrdoće izražene kao CaCO3 se godišnje dopremi stanovnicima grada s vodovodnom vodom ako je koncentracija magnezija u vodi 3,8 onj, a

koncentracija kalcija 12,4 onj ako grad ima 587186 stanovnika koji dnevno potroše 200

L vodovodne vode po stanovniku?

1-18. Kolika je ukupna tvrdoća otopine volumena 2 L izražena u ofr ako je u njoj otopljeno 183 mg CaCl2, 169 mg Ca(NO3)2 i 74 mg Mg(HCO3)2?

1-19. Kolika je karbonatna tvrdoća vode i masena koncentracija HCO3- iona ako je pri titraciji 100 mL uzorka uz indikator metil-oranž utrošeno 6,5 mL 0,1 M otopine HCl (ukupna

tvrdoća je 25 onj)?

1-20. Izračunaj karbonatnu tvrdoću vode ako je ukupna tvrdoća 12 onj, a koncentracija HCO3- iona 122 mg/L?

1-21. Kolika masa kamenca se može teoretski istaložiti iz 60 L vode ako je karbonatna tvrdoća vode 16 onj i voda ne sadrži magnezij?

1-22. Kolika je karbonatna tvrdoća vode u njemačkim stupnjevima ako je kalcijeva tvrdoća 4 onj, magnezijeva tvrdoća 3 onj, a koncentracija HCO3

- iona 360 mg/L? Kolika je u tom

slučaju nekarbonatna tvrdoća?

1-23. Kolike su ukupna, karbonatna i nekarbonatna tvrdoća vode izražene u onj i mg/L CaCO3 ako je za titraciju 100 mL uzorka utrošeno 6,5 mL 0,05 M otopine EDTA uz indikator

Eriochrome crno T i 9,8 mL 0,1 M otopine HCl uz indikator metil narančasto?

1-24. Kolike su koncentracije NaHCO3 izražene u mg/L te karbonatne i nekarbonatne tvrdoće izražene u mg CaCO3/L u vodi koja sadrži 12

onj ukupne tvrdoće i 537 mg/L HCO3-

iona, pod pretpostavkom da su u vodi prisutni samo kationi kalcija, magnezija i natrija?

1-25. Koliko će se povećati masa protočnog spremnika mase 2 t u jednoj godini ako voda prosječnog protoka 2 m3/h pri ulasku u spremnik ima 17 onj karbonatne tvrdoće, a na

izlasku 16,5 onj (pretpostavka je da se taloži samo CaCO3)?

1-26. Ako je koncentracija kalcija 65 mg/L, koncentracija magnezija 20 mg/L, koncentracija natrija 10 mg/L, a koncentracija hidrogenkarbonatnih iona 300 mg/L kolike su ukupna,

karbonatna i nekarbonatna tvrdoća izražene u njemačkim stupnjevima i mg/L CaCO3?

1-27. Ako je ukupna tvrdoća vode 20 onj, koncentracija klorida 25 mg/L, kolika je koncentracija hidrogenkarbonatnog iona, ako voda sadrži samo kalcijeve, magnezijeve,

kloridne i hidrogenkarbonatne ione?

1-28. Kolika je koncentracija natrija u vodi izražena u mg/L ako voda od kationa sadrži samo natrij, kalcij i magnezij ako je ukupna koncentracija kationa u vodi 3,4 meq/L, a ukupna

tvrdoća je 3,1 onj?

1-29. Voda sadrži samo ukupnu tvrdoću, natrij i kloridne ione te m alkalitet, a pH joj je 7. Ako je koncentracija kalcija 80 mg/L, koncentracija magnezija 4 meq/L, koncentracija

klorida 106,35 mg/L i m alkalitet 6 izračunaj: ukupnu, karbonatnu i nekarbonatnu

tvrdoću u onj; koncentraciju NaHCO3 u mg/L; koncentraciju natrija u mmol/L i

koncentraciju NaCl u mg/L.

1-30. Ako je koncentracija kalcija u nekoj vodi 2 mmol/L, koncentracija magnezija 48,6 mg/L, koncentracija klorida 106,35 mg/L, m alkalitet 14, a pH vode 7, izračunaj:

ukupnu, karbonatnu i nekarbonatnu tvrdoću u mg CaCO3/L; koncentraciju NaHCO3 u

21

mg/L; koncentraciju natrija u mg/L i koncentraciju NaCl u mmol/L. Voda sadrži samo

ukupnu tvrdoću, natrij i kloridne ione te m alkalitet.

1-31. Jedna litra čiste vode s otopljenim CO2 otopila je 450 mg CaCO3. Ako se u vodi otopi još i 84 mg NaHCO3 izračunaj karbonatnu tvrdoću u njemačkim stupnjevima,

koncentraciju natrija u mg/L i koncentraciju hidrogenkarbonatnih iona izraženu u mg/L.

1-32. U 1 litri čiste vode zasićene s CO2 otopljeno je 9 meq kalcijevog karbonata, 1 mmol NaHCO3 i 111 mg CaCl2. Izračunaj ukupnu, karbonatnu i nekarbonatnu tvrdoću u

njemačkim stupnjevima i koncentraciju NaCl u mmol/L.

1-33. Ako voda sadrži kalcij, magnezij, natrij, hidrogenkarbonate, kloride i sulfate izračunaj ukupnu tvrdoću izraženu u mg CaCO3. Koncentracija natrija je 2,1 mmol/L,

koncentracija hidrogenkarbonata 1,6 mmol/L, koncentracija klorida 65 mg/L i

koncentracija sulfata 86 mg/L.

1-34. Ako je p vrijednost 2,3, a m vrijednost 2,4 izračunaj koncentracije hidrogenkarbonatnih, karbonatnih i hidroksidnih iona u vodi izražene u mg/L.

1-35. Kolike će biti p i m vrijednosti za vodu koja sadrži 130 mg/L hidrogenkarbonatnih iona i 34 mg/L karbonatnih iona?

1-36. Ako je za 50 mL uzorka utrošeno 3 mL 0,05 M HCl-a uz indikator metil narančasto i za isti volumen uzorka 2 mL 0,05 M HCl-a uz indikator phenolphtalein, kolike su

množinske koncentracije hidrogenkarbonata, karbonata i hidroksida?

1-37. U litri demineralizirane otopine otopljeno je 300 mg Na2CO3. Kolike su p i m vrijednosti te otopine, te karbonatna i ukupna tvrdoća izražene u mol/L.

1-38. Koliki je Langlierov indeks stabilnosti vode koja sadrži 600 mg/L ukupnih otopljenih soli, 44 mg/L kalcija izraženog kao CaCO3, te alkalitet od 400 mg CaCO3/L, ako je pH

vode 6,88, a temperatura 20 oC?

1-39. Koliki je Langlierov indeks stabilnosti vode koja sadrži 500 mg/L ukupnih otopljenih soli, 40 mg/L kalcija, te karbonatnu tvrdoću od 16 onj, ako je pH vode 7,25, a

temperatura 30 oC? Hoće li ta voda pokazivati tendenciju taloženja ili otapanja

kamenca?

1-40. Pri kojoj temperaturi će LSI biti 0 za vodu iz zadatka 1-38?

1-41. Koliko treba povisiti pH da bi LSI iz zadatka 1-38 bio 0,25 pri 30oC?

22

2. VODA ZA PIĆE Uvod

Voda za piće je važan ekonomski resurs i ima iznimnu važnost za razvoj ljudskog

društva. Nažalost, više od petine čovječanstva nema pristup zdravstveno ispravnoj vodi za piće.

Osim nejednolike raspoređenosti zaliha vode i rasta potrošnje po stanovniku, veliki problem

predstavlja i onečišćenje vode čime se smanjuje količina dostupne vode za piće.

U ovom poglavlju bit će prikazani tipovi vode za piće i najčešći procesi njihove obrade.

Naravno, procesi opisani u ovom poglavlju upotrebljavaju se i za obradu voda za potrebe

industrije, a ponekad i za obradu otpadnih voda. Isto tako, procesi ionske izmjene i membranski

procesi upotrebljavaju se i pri obradi vode za piće, ali zbog njihove važnosti obrađeni su u

posebnim poglavljima.

Raspoložive količine vode za piće u Hrvatskoj su statistički vrlo velike i veće nego u

mnogim europskim zemljama. Hrvatska raspolaže s blizu 27 300 m3 vode po stanovniku što bi

trebalo biti dovoljno za sve potrebe i za sve stanovnike te je Hrvatska prva u suporedbi sa

ostalim zemljama članicam EU, a samo Island i Norveška imaju veće zalihe vode po stanovniku

od RH. Hrvatska je jedna od malobrojnih zemalja u svijetu koja ima dovoljnu količinu

zdravstveno ispravne vode za piće. Nažalost, javna opskrbljenost vodom nije na razini

zapadnoeuropskih zemalja uglavnom iz razloga nedostatka sredstava, kao i slabe naseljenosti i

velikih udaljenosti. Nadamo se da će Hrvatska učiti na greškama razvijenih zemalja, tj. da će

znati zaštititi svoje prirodno bogatstvo, tj. izvore zdravstveno ispravne vode za piće. Nejednolik

raspored voda u Hrvatskoj, neistražene i neutvrđene količine i kvaliteta vode, te ubrzano

onečišćenje izvora vode, uzrokom su neopskrbljenosti pitkom vodom mnogih dijelova

Hrvatske. Republika Hrvatska opskrbljena je sa 87 % računajući s brojem stanovnika koji se

vodom opskrbljuju iz javnih vodoopskrbnih sistema. Opskrbljenost je nejednolika, a

paradoksalan je podatak, da je opskrbljenost Istre, Hrvatskog primorja i Gorskog kotara iznad

90 %, Dalmacije i otoka iznad 85 %, a sliva Save najlošiji oko 55 %. Pri tome je krški relativno

slabo vodom bogati jug Hrvatske bolje opskrbljen. Vodu za ljudsku potrošnju dijelimo na:

✓ voda za piće iz javnih vodoopskrbnih sustava ✓ prirodna mineralna voda ✓ izvorska voda ✓ stolna voda

Voda za piće iz javnih vodoopskrbnih sustava potječe iz podzemnih ili površinskih

vodotokova i njena fizikalno-kemijska svojstva su često promjenjiva i ovise o vanjskim

faktorima (temperatura, količini oborina...). Ovo se naročito odnosi na površinske vode i

podzemne vode krških područja. Ako je prisutna povišena vrijednost nekog fizikalno-

kemijskog ili kemijskog parametra koristi se tehnologija za njegovo uklanjanje. Voda u ovim

sustavima sadrži uglavnom saprofitnu, a rjeđe i patogenu mikrofloru koja se uklanja

dezinfekcijom, najčešće kemijskim sredstvima (npr. klor i klorni preparati). Dnevna potrošnja

vode iz javnih vodoopskrbnih sustava po potrošaču naziva se ekvivalent stanovnika i u RH

23

iznosi 150 L. Ispravnost vode za piće u Republici Hrvatskoj definirana je Zakonom o vodi za

ljudsku potrošnju („Narodne novine“, broj 56/13, 64/15) i Pravilnikom o parametrima

sukladnosti i metodama analize vode za ljudsku potrošnju („Narodne novine“, broj 125/13,

141/13, 128/15). Između ostalih parametara, propisno je da voda za piće iz javnih

vodoopskrbnih sustava mora biti bez okusa i mirisa, obojenja najviše do 20 mg/PtCo skale,

mutnoće do 4 NTU (nephelometric turbidity units), temperature do 25 oC, dok pH-vrijednost

vode mora biti od 6,5 do 9,5. Od ostalih važnijih parametara koji će biti predmet razmatranja u

ovoj knjizi, maksimalno dozvoljene koncentracije su:

✓ amonijak 0,5 mg/L; nitrati 50 mg/L; nitriti 0,5 mg/L ✓ kloridi 250 mg/L; natrij 200 mg/L; sulfati 250 mg/L ✓ željezo 0,2 mg/L; mangan 0,05 mg/L ✓ slobodni klor 0,5 mg/L

✓ arsen 10 g/L ✓ organske tvari (5 mgO2/L kao utrošak KMnO4)

Za ukupnu tvrdoću nema maksimalno propisane koncentracije, ali je maksimalna

električna provodnost, koja odražava količinu minerala u vodi, propisana na 2500 S/cm. Što

se mikrobiologije tiče, u vodi ne smije biti patogenih mikroorganizama čiji su karakteristični

predstavnici Salmonelle, Shigelle, Vibrio cholerae, Pseudomonas aeruginosa čija se

koncentracija ograničava na manje od 1 žive stanice po L. Vodovodna voda ne mora biti

potpuno sterilna, pa je tako Pravilnikom predviđeno da smije sadržavati 20 živih bakterija po

mL vode izraslih na kompletnoj podlozi pri 37 oC i 100 bakterija po mL izraslih na 22oC,

odnosno da 1 L vode za piće smije sadržavati i do 100.000 živih stanica.

Prirodna mineralna voda je voda koja potječe iz podzemnih ležišta zaštićenih od

svakog onečišćenja, dobiva se iz jednog ili više prirodnih ili bušenih izvora, odlikuje se svojim

organoleptičkim i fizičko-kemijskim osobinama, bakteriološki je ispravna te ima blagotvoran

učinak na ljudski organizam, a od vode za piće se razlikuje svojim prirodnim karakterističnim

sadržajem otopljenih mineralnih tvari i tvari u tragovima te određenim prehrambeno-

fiziološkim učincima i stanjem svoje prirodne čistoće. Mineralna voda se distribuira na tržište

u bocama. Prirodna mineralna voda u onom stanju kakva je na izvoru ne smije biti podvrgnuta

bilo kakvoj obradi odnosno tehnološkim postupcima, osim:

✓ odvajanju njezinih nestabilnih elemenata, kao što su spojevi željeza, mangana i sumpora postupcima filtracije ili dekantiranja uz mogućnost prethodne oksigenacije

✓ odvajanju spojeva željeza, mangana, sumpora i arsena iz određenih prirodnih mineralnih voda obradom zrakom obogaćenim ozonom

✓ odvajanju fluorida aktivnim aluminijevim oksidom ✓ potpunom ili djelomičnom uklanjanju slobodnog CO2 isključivo primjenom fizikalnih

metoda

✓ ponovnom uvođenju CO2

Posebno je zabranjena svaka vrsta dezinfekcije bilo kojim sredstvima te je zabranjeno i

dodavanje bakteriostatskih elemenata ili primjena bilo koje druge obrade koja bi mogla

promijeniti broj živih mikroorganizama u prirodnoj mineralnoj vodi. Maksimalni broj živih

mikroorganizama u bocama mineralne vode je isti kao za vodovodnu vodu.

Izvorska voda je voda koja potječe iz podzemnih ležišta zaštićenih od svakog

onečišćenja. Sastav, temperatura i ostale značajke izvorske vode moraju biti konstantne u

okviru prirodnih promjena i ne smiju se mijenjati u slučaju promjene izdašnosti izvora. Kod

ovih voda nije dopuštena nikakva tehnologija prerade kemijskim sredstvima, niti dezinfekcija

24

kemijskim sredstvima. U procesu punjenja izvorske vode dozvoljeni su isti postupci obrade kao

i kod prirodnih mineralnih voda. Da bi neka voda bila priznata kao izvorska voda, potrebno je

provesti hidrogeološka, fizikalna, kemijska i mikrobiološka ispitivanja.

Stolna voda je proizvedena od vode za piće, najčešće procesom reverzne osmoze s

naknadnim dodatkom dozvoljenih tvari, u cilju poboljšanja organoleptičkih svojstava, a

zdravstveno je ispravna. Propisano je 10 tvari koje se mogu dodavati i sve te tvari moraju imati

atest o upotrebljivosti u prehrambenoj industriji. Dopušteno je dodavanje ovih tvari: natrijev

klorid, kalcijev klorid, natrijev karbonat, kalcijev karbonat, natrijev hidrogenkarbonat,

magnezijev karbonat, natrijev sulfat, magnezijev sulfat, natrijev fluorid i ugljikov dioksid. U

označavanju stolne vode na ambalaži ili deklaraciji zabranjeno je stavljati oznake, crteže, slike

ili bilo koje druge znakove koji mogu dovesti do miješanja stolne vode s prirodnim mineralnim

ili izvorskom vodom, a posebno upotrebljavati riječi “mineralna voda”, “mineral”, “kiselica”,

“vrelo”, “izvor” ili bilo koju izvedenicu tih riječi.

Soda-voda je voda proizvedena izravnom impregnacijom vode za piće ugljikovim

dioksidom te napunjena u specijalne boce.

Organske tvari u vodi

Osiguranje dovoljnih količina vode za piće imperativ je današnjice. Potrebne količine

vode za piće pretežno se crpe iz podzemnih izvorišta, a tamo gdje nema dovoljnih količina

vode poseže se za vodom i iz površinskih resursa. Dostupne količine raspoložive vode često

su onečišćene i sadrže povećanu količinu organskih tvari koja može biti prisutna i u podzemnim

vodama bilo kao produkt prirodnog raspada ili uslijed djelovanja čovjeka. Prisutnost organskih

tvari u vodi je nepoželjno iz više razloga:

✓ utječu na boju, miris i okus vode ✓ mogu izazvati biološko kvalitativne promjene u sistemima za opskrbu vodom ✓ mogu smetati pri procesima obrade ✓ smetaju pri uklanjanju željeza i mangana iz vode ✓ prekursori su nastajanja halogeniranih organskih spojeva - trihalometana prilikom

procesa dezinfekcije vode

✓ mogu biti toksične ili karcinogene ✓ u prirodnim vodotokovima mogu uzrokovati nestanak otopljenog kisika uslijed

mikrobne razgradnje

Prema važećim zakonskim propisima u RH je maksimalno dozvoljena koncentracija za

organske tvari propisana kao utrošak KMnO4 i iznosi do 5 mg O2/L. Navedena metoda

određivanja je indirektna i bazira se na oksidaciji organskih tvari s KMnO4 pri čemu se rezultat

iskazuje kao teoretski potrebna količina kisika za oksidaciju. Pri preračunavanju utroška

KMnO4 na kisik uzima se u obzir broj elektrona pri oksidaciji (5 e- za KMnO4 i 4 e

- za kisik).

Osim metode oksidacije s KMnO4, organske tvari se mogu točnije odrediti s TOC analizatorom

koji mjeri koncentraciju organskog ugljika u vodi (TOC – total organic carbon; ukupni organski

ugljik). Ova metoda se bazira na spaljivanju uzorka vode i mjerenje nastalog CO2. Da bi se

isključio anorganski ugljik prisutan kao hidrogenkarbonatni i karbonatni ion, te otopljeni CO2,

uzorak se prvo zakiseli da bi se karbonati i hidrogenkarbonati preveli u CO2, a zatim se CO2

propuhivanjem otplini iz uzorka.

Organske tvari prisutne u vodi može se podijeliti na:

25

✓ Netopljive organske tvari: Dijelovi biljnih i animalnih predstavnika, mikroorganizmi, ulja, humusne tvari i sl.

✓ Topljive organske tvari: humusne tvari, masne kiseline, proteini, peptidi, aminokiseline, saharidi, otopljeni organski plinovi (npr. metan), topljivi ekstrakti

biljnog i životinjskog porijekla, sintetski organski spojevi (pesticidi, otapala, itd.) i sl.

Većina organskih tvari u površinskim vodama potječe od mikrobne razgradnje biljnog

materijala. Karakteristike prirodnih organskih tvari u površinskim vodama uspoređene s

karakteristikama organskih tvari izoliranih iz tla upućuju na činjenicu da se velik dio organske

tvari iz površinskih voda može klasificirati kao humusne tvari. Humusne tvari su negativno

nabijene makromolekule koje uz druge sastojke sadrže huminske, fulvinske i himetomelanske

kiseline. Huminske kiseline predstavljaju kisele sastojke humusne tvari koje su topljive u

bazama, ali se talože u kiselinama za razliku od fulvinskih kiselina koje su također sastojak

humusne tvari, ali topljive i u kiselinama i bazama. Humusna tvar prisutna u vodi ima cikličku

strukturu i kisela je po prirodi. Formacija i struktura ovisi o mnogo kompleksnih biosintetskih

i biodegradacijskih reakcija. Karakteristika produkta ovisit će o klimatskim uvjetima i varirat

će od sezone do sezone te od lokacije do lokacije. Struktura humusnih tvari dana je kroz formulu

galne, fulvinske i huminske kiseline i u mnogome je pojednostavljena. Galna se kiselina smatra

bazom kompleksne fulvinske i huminske kiseline. Huminske kiseline sadrže karboksilne,

fenolne, alkoholne, ketonske i metoksi grupe koje djeluju na njihovu stabilnost u vodi. Maseni

udjeli elemenata u huminskim i fulvinskim kiselinama prikazani su u tablici 2-1.

Tablica 2-1. Maseni udjeli elemenata u huminskim i fulvinskim kiselinama

Element Huminska kiselina (%) Fulvinska kiselina (%)

C 52 - 62 44 – 49

H 4 - 6 3 – 5

O 30 - 35 44 – 49

N 3 - 6 2 – 4

S 0 - 2 0 – 2

Zbog svoje kompleksne strukture molekule huminskih kiselina mogu na sebe vezati

anorganska i organska mikro onečišćenja kao metale pri čemu nastaju kompleksi metala i

huminske tvari. To vezanje ima vrlo važnu ulogu u migraciji metala. Relativna stabilnost

kompleksa opada slijedećim redom: Fe3+, Al3+, Pb2+, Cu2+, Fe2+, Zn2+, Ni2+, Cd2+, Co2+, Mn2+,

Ca2+, Mg2+.

Prije se obraćala pažnja samo na organske tvari u vodama koje utječu na boju, okus i

miris vode, međutim ta svojstva posjeduje samo mali dio ukupnih organskih tvari. Zadnjih

godina postoji sve više dokaza da su pojedini dijelovi organskih tvari toksični ili kancerogeni

ili to postaju kao rezultat kemijske međureakcije u vodenom mediju. Studije su pokazale da se

u vodama koje sadrže humusne tvari pri dezinfekciji vode klorom stvaraju lakohlapivi

halogenirani ugljikovodici tzv. trihalometani. Klorirani organski spojevi koji se formiraju

(trihalometani) su kloroform, CHCl3, zatim bromdiklormetan, CHBrCl2 i dibromklormetan,

CHBr2Cl, itd. Epidemiološke studije ukazuju na signifikantnu međuovisnost između klorirane

vode, sadržaja humusnih tvari i učestalosti oboljenja od raka. Priroda i koncentracija ovih

spojeva su funkcija stupnja kloriranja te tipa i količine organskih tvari u vodi. Maksimalno

dozvoljena količina za ukupne trihalometane je 100 µg/L. Glavnim prekursorima smatraju se

huminske i fulvinske kiseline. Metode koje se upotrebljavaju za uklanjanje organskih tvari iz

vode su:

26

✓ Flokulacija vode ✓ Adsorpcija na aktivnom ugljenu ✓ Ionska izmjena ✓ Membranski procesi ultrafiltracije, nanofiltracije i reverzne osmoze

Dezinfekcija vode

Pored velikog fiziološkog značaja vode za život, voda igra važnu ulogu u patologiji

čovjeka jer se pomoću nje mogu prenijeti mnoge zarazne bolesti. Pojava epidemija izazvanih

vodom posljedica je nepravilne obrade sirove vode, suprotno principima higijene i sanitarne

tehnike. Mnoge zarazne bolesti, koje se prenose vodom, posljedica su grešaka u rukovanju

uređajima za dezinfekciju vode.

Vodom se mogu prenositi dizenterija, trbušni tifus, paratifus, kolera, infektivni hepatitis,

poliomijelitis, tularemija i razni crijevni paraziti. Vodom se mogu također prenositi stočne zarazne

bolesti i jaja parazita od kojih pored životinja obolijevaju i ljudi. Bolesti koje se prenose vodom

javljaju se u obliku epidemija koje su po svome karakteru eksplozivne jer se vrlo brzo šire i za

kratko vrijeme javlja se veliki broj oboljelih osoba. Za pojavljivanje epidemije mora biti ispunjeno

pet faktora:

✓ izvor zaraze (bolesna ili zaražena osoba, onečišćena voda, itd.), ✓ put prenošenja i širenja epidemije, ✓ ulazna mjesta u organizam, ✓ otpornost bakterija, i ✓ predispozicija organizma.

Prekidanje bilo koje karike u ovom lancu onemogućit će pojavu epidemije. Iz tog razloga voda

za piće mora biti oslobođena uzročnika zaraznih bolesti kako bi se spriječila epidemija, što se

postiže odgovarajućom pripremom vode za piće. U tu se svrhu vrši kondicioniranje vode

upotrebom odgovarajućih fizikalno-kemijskih metoda obrade vode, kao što su procesi filtracije

vode koji služe za uklanjanje grubih disperzija prisutnih u vodi, zatim procesi koagulacije i

flokulacije vode koji služe za uklanjanje koloidnih disperzija prisutnih u vodi, te procesi

dezinfekcije vode. Dezinfekcija vode se često vrši kao jedina metoda obrade vode, primjerice kod

upotrebe podzemnih voda nepouzdanih u pogledu bakteriološke ispravnosti.

Uspješna dezinfekcija može se izvršiti samo u bistroj vodi. I neznatno zamućenje vode

smeta pri procesu dezinfekcije i ne garantira uspješnost odvijanja procesa. Dezinfekcija se provodi

i kao preventivna mjera, a obavezno u sljedećim slučajevima:

✓ za vrijeme posebnih okolnosti (rat, poplave, potresi), ✓ kod objekata gdje postoji potencijalna opasnost od zagađivanja vode, bez obzira na

trenutačno zadovoljavajuću kvalitetu vode,

✓ kada se voda mora transportirati ili uskladištiti, ✓ pri puštanju u rad novih objekata i poslije obavljenih popravaka vodovodnih mreža i

objekata.

Prema tome, zadatak dezinfekcije vode je inaktivacija bakterija, virusa i protozoa u cilju

sprečavanja prenošenja bolesti putem vode. Dezinfekcijom treba uništiti i druge žive organizme i

alge čije prisustvo u pročišćenoj vodi negativno utječe na kakvoću vode. Dezinfekcija vode ima

za cilj uništiti patogene i fakultativno patogene asporogene mikroorganizme. Za uklanjanje

27

sporogenih mikroorganizama i cista amebne dizenterije koriste se posebne metode i postupci

obrade.

Za dezinfekciju vode koriste se fizikalno-kemijske metode dezinfekcije. Najčešće

korištene metode su kemijske metode dezinfekcije zbog svoje primarne efikasnosti kao i zbog

mogućnosti naknadnog djelovanja. U novije vrijeme fizikalne metode dezinfekcije, kao što su

ultravioletno zračenje i ultrazvuk, sve više nalaze primjenu u procesima dezinfekcije vode za piće.

Budućnost dezinfekcije vode leži u kombinaciji fizikalnih i kemijskih metoda. Metode

dezinfekcije vode moguće je podijeliti prema mehanizmu djelovanja na:

✓ termičke metode ✓ metode koje upotrebljavaju jaka oksidacijska sredstva (klor, ozon) ✓ oligodinamske metode (dezinfekcija srebrom) ✓ fizikalne metode (ultrazvuk, UV-zračenje, ultrafiltracija).

Uspješnost dezinfekcije odnosno inaktivacije mikroorganizama često se izražava kao

logaritamska vrijednost učinkovitosti inaktivacije pri čemu se za učinkovitost inaktivacije uvrštava

faktor za koji je smanjen broj mikroorganizama (m.o.) kako je prikazano jednadžbom (2-1) i u

tablici 2-2. U literaturi se onda uspješnost inaktivacije izražava kao npr. 2-log ili 3-log što znači

da je broj živih mikroorganizama smanjen 100 ili 1000 puta u odnosu na početnu vrijednost.

t

0

N

NlogjeinaktivaciLog = (2-1)

Tablica 2-2. Logaritamske vrijednosti inaktivacije mikroorganizama pri dezinfekciji

Uspješnost inaktivacije 90 % 99 % 99,9 % 99,99 % 99,999 %

Smanjenje broja m.o. 10x 100x 1000x 10.000x 100.000x

log inaktivacije 1 2 3 4 5

Inaktivacija mikroorganizama uglavnom slijedi kinetiku prema jednadžbi (2-2) gdje su N0

i N koncentracije mikroorganizama na početku procesa dezinfekcije i nakon vremena t, D je

količina apsorbiranog sredstva za oksidaciju (koncentracija za kemijske dezinficijense ili intenzitet

zračenja za UV dezinfekciju), a k konstanta brzine reakcije inaktivacije.

tDk0 eNN

−= (2-2)

Pri dezinfekciji kemijskim sredstvima uspješnost inaktivacije mikroorganizama za

pojedino sredstvo ovisi o koncentraciji sredstava u vodi i vremenu dezinfekcije. U upotrebi je često

parametar koji se naziva CT koji predstavlja produkt koncentracije sredstva za dezinfekciju i

vremena dezinfekcije, a izražava se u mg min L-1. Za svaki patogen koji predstavlja opasnost u

vodi, izmjerene su CT vrijednosti pri određenoj temperaturi i pH, jer CT vrijednosti ovise o

temperaturi i pH-vrijednosti vode. U pravilu CT vrijednosti padaju, odnosno sredstvo pokazuje

bolju dezinfekcijsku učinkovitost, kako temperatura vode raste.

Dezinfekcija vode klorom i njegovim spojevima

Klor i njegovi spojevi najčešće se upotrebljavaju kao sredstva za dezinfekciju vode, bilo

da se radi o dezinfekciji manjih količina vode u domaćinstvu ili na terenu, ili o dezinfekciji velikih

količina vode u vodovodima.

28

Na veliku primjenu klora i njegovih spojeva utjecala je razmjerno jednostavna nabava

elementarnog klora i njegovih spojeva, mogućnost skladištenja potrebnih rezervi za duže

vremensko razdoblje, mogućnost transporta, jednostavnost rukovanja (nije potrebna posebna

stručnost), doziranja i mjerenja njegove koncentracije. Također, rad postrojenja za kloriranje ne

ovisi o električnoj energiji.

Djelovanje klora na bakterije očituje se već poslije kontakta s vodom nakon jedne minute.

Klor reagira s različitim organskim materijalom stanice mikroorganizama, a posebno je učinkovit

u reakciji s lipidima stanične membrane. Zbog toga klor najbolje djeluje na bakterijske stanice koje

sadrže mnogo lipida u staničnoj membrani, a djeluje slabije na viruse, bakterijske spore i

mikroskopske praživotinje. Dinamika, mehanizam i biokemizam baktericidnog djelovanja još nisu

dovoljno razjašnjeni i postoji više teorija. Dezinfekcijska moć pripisuje se i slobodnom radikalu

kisika koji se stvara kao rezultat velikog afiniteta klora prema vodiku i hipokloritnoj kiselini koja

nastaje prilikom kloriranja (2-3) i (2-4):

Cl2 + H2O → HCl + HClO (2-3)

HClO → HCl + O (2-4)

S obzirom da je koncentracija plinovitog elementarnog klora u vodi zanemariva, uveden je pojam

slobodni aktivni klor koji podrazumijeva koncentraciju hipokloritne kiseline u vodi izražene kao

masena koncentracija elementarnog klora Cl2. Hipokloritna kiselina je relativno slaba kiselina i

većim dijelom nedisocirana u vodi što ovisi o pH vode. Pri nižim pH-vrijednostima je stupanj

disocijacije hipokloritne kiseline manji. S obzirom da je HClO mnogo jače oksidacijsko sredstvo

od ClO- iona, očito je da će dezinfekcija klorom biti uspješnija pri nižim pH-vrijednostima.

Prilikom dodavanja klora i njegovih spojeva vodi, dio klora se troši na oksidaciju organskih

tvari prisutnih u vodi, uključujući i mikroorganizme, kao i na oksidaciju željeza i mangana

prisutnih u vodi, pa govorimo o potrebi vode za klorom.

Potreba vode za klorom predstavlja količinu klora izraženog u mg/L, kojeg je potrebno

dodati vodi do pojave rezidualnog klora.

Rezidualni klor predstavlja aktivni klor tj. koncentraciju hipokloritne kiseline izražene u

mg/L koja je zaostala u vodi kao višak nakon reakcija aktivnog klora s tvarima u vodi, tj. nakon

završenog procesa dezinfekcije vode. Zakonski dozvoljena koncentracija rezidualnog klora u vodi

kreće se do 0,5 mg/L kod normalnih uvjeta, a 0,5-0,8 mg/L u posebnim uvjetima (rat, epidemije,

itd.). Ako voda sadrži amonijak ili druge dušikove spojeve, slobodni aktivni klor će reagirati s

njima stvarajući odgovarajuće supstitucijske spojeve i kloramine. Kloramini također posjeduju

dezinfekcijsku moć kako će kasnije biti objašnjeno. Rezidualni klor je garancija da je proces

dezinfekcije dobro izvršen i štiti vodu od naknadne kontaminacije.

Doza klora koju je potrebno dodati vodi da bi se izvršili postupci dezinfekcije predstavlja

zbroj potrebe vode za klorom i rezidualnog klora (2-5). Doza klora se izražava u mg/L klora kojeg

je potrebno dodati vodi.

doza klora = potreba za klorom + rezidualni klor (2-5)

Vrijeme potrebno za dezinfekciju vode iznosi minimalno 30 minuta, nakon čega se u vodi

mora utvrditi odgovarajuća koncentracija rezidualnog klora. Ako se nakon vremena od 30 minuta

ne utvrdi slobodni rezidualni klor u koncentraciji od minimalno 0,1 mg/L, smatra se da proces

dezinfekcije nije dobro izvršen i postupak se mora ponoviti, tj. mora se tako dugo ponavljati dok

se nakon isteka vremena od 30 minuta po dodatku klora ne utvrdi traženi rezidual. Ovim načinom

može se vršiti dezinfekcija vode za piće u vodovodima, zdencima, bunarima, spremnicima,

kanisterima i drugim zalihama vode. Ako se za opskrbu vode koriste hidroforski uređaji, ručna

29

pumpa ili gravitacijski način, potrebno je nakon obavljenog procesa dezinfekcije vode otvoriti

najudaljenije mjesto potrošnje vode i pustiti vodu da teče dok se na ispustu ne utvrdi pojava

rezidualnog klora u vodi.

Dezinfekcija se može obavljati unutar cjevovoda ako je vrijeme zadržavanja u cjevovodu

dovoljno. U suprotnom se voda dezinficira u spremnicima u kojima se osigurava dovoljno dugo

vrijeme kontakta sredstva za dezinfekciju i mikroorganizama. Pri tome treba osigurati dobro

miješanje spremnika jer postoji mogućnost da vrijeme zadržavanja sredstva za dezinfekciju bude

manje od predviđenog ako miješanje značajno odstupa od idealnog. Na slici 2-1 prikazano je kako

se može jednostavnim konstrukcijskim zahvatima na reaktorima za dezinfekciju osigurati

dovoljno dug kontakt dezinfekcijskog sredstva i mikroorganizama prisutnih u vodi.

Za dezinfekciju klorom postoje CT vrijednosti za sve patogene mikroorganizme koji se pojavljuju

u vodama. Ako pretpostavimo dozu klora od 1 mg/L i vrijeme dezinfekcije od 30 minuta što su

uobičajene vrijednosti, dobit ćemo CT od 30 mg min L-1. U tablici 2-3 prikazane su neke od CT

vrijednosti potrebne za 2-log smanjenje broja određenih patogenih mikroorganizama koji se

pojavljuju u vodi. Vidljivo je da je klor vrlo učinkovit pri uklanjanju bakterija i virusa, a mnogo

lošiji u inaktivaciji parazitskih protozoa kao što su Giardia ili Cryptosporidium. Štoviše, ako

upotrijebimo uobičajene uvjete dezinfekcije uz CT vrijednost od 30 mg min L-1 u slučajevima

većeg broja parazitskih mikroorganizama u vodi moguća su oboljenja kod ljudi i nakon

dezinfekcije klorom. Oboljenja izazvana ovim mikroorganizmima nemaju teže simptome i

relativno lako se liječe, ali im se u razvijenim zemljama pridaje velika pažnja i u slučaju prisutnosti

njihovog većeg broja kad dezinfekcija klorom nije dovoljno učinkovita uklanjaju se iz vode

drugim metodama kao što su mikrofiltracija ili UV zračenje. Za Giardiu je maksimalno dozvoljena

koncentracija u vodi za piće 1 živa stanica na 100.000 L vode.

Slika 2-1. Tlocrt reaktora za dezinfekciju klorom

izlaz vode ulaz vode

izlaz vode ulaz vode

30

Tablica 2-3. CT vrijednosti za klor potrebne za 2-log (99%) uklanjanje nekih mikroorganizama

pri pH 6-7 i temperature između 5-25oC

Mikroorganizam CT (mg min L-1)

E. coli 0,03-0,05

Poliovirus 1 1,1-2,5

Rotavirus 0,01-0,05

Giardia lamblia 15-150

Giardia muris 30-630

Cryptosporidium 7200

Postoji više mjesta na uređajima za obradu i sustavima za raspodjelu vode gdje se može

dodavati klor i njegovi spojevi kako bi se izvršio proces dezinfekcije vode:

✓ Predkloriranje vode je postupak dodavanja klora na početku vodoopskrbne mreže ili prije drugih procesa obrade vode.

✓ Parcijalno kloriranje se primjenjuje kod velikih postrojenja za pripravu vode za piće, a sastoji se u dodavanju klora na više mjesta u raznim fazama procesa pročišćavanja.

✓ Naknadno kloriranje se koristi za održavanja koncentracije rezidualnog klora u cijeloj vodovodnoj mreži jer odsustvo rezidualnog klora ukazuje na mogućnost iznenadne

kontaminacije. Za naknadno kloriranje postoje klorne podstanice i primjenjuju se kod

razgranate mreže velikih vodovoda.

Omjer i količina sredstva za dezinfekciju, kojeg je potrebno dodati vodi, ovise o količini

vode koju želimo dezinficirati i količini aktivnog klora u upotrebljenom sredstvu za dezinfekciju.

Kontrola koncentracije slobodnog rezidualnog klora vrši se standardnim analitičkim

metodama: DPD (dietil-p-fenilen-diamin) metodom, ortotolidinskom metodom, a priručno može

i pomoću kalij-jodida (KJ) i škroba. U slučaju da ne postoje reagensi za određivanje rezidualnog

klora, u posebnim okolnostima možemo se poslužiti i mirisom.

Hiperkloriranje vode se obično provodi dodatkom doze klora u koncentraciji od 20 i više

mg/L, ovisno iz kojeg razloga se provodi proces hiperkloriranja (obično u slučajevima jake biol-

oške onečišćenosti vode). Hiperklorirana voda se prije upotrebe obavezno mora deklorirati.

Proces dekloriranja vode provodi se u svrhu uklanjanja viška klora zaostalog nakon

procesa dezinfekcije vode kada je koncentracija zaostalog rezidualnog klora veća od dozvoljene

(0,5 mg/L), što se organoleptički primjećuje po neugodnom mirisu na klor. Kako se zapravo radi

o uklanjanju neugodnog mirisa po kloru, često govorimo i o procesu dezodorizacije vode.

Najčešći postupak dekloriranja vode je primjena filtra s aktivnim ugljenom. Na aktivnom

ugljenu se aktivni klor oksidira, a aktivni ugljen reducira stvaranjem ugljik(IV)-oksida ili

oksidirane forme aktivnog ugljena (2-6):

2 Cl2 + C + 2 H2O → CO2 + 4 HCl (2-6)

U gornjoj jednadžbi, klor je prikazan kao elementarni klor, iako je u vodi prisutan u obliku

h