Nớc nếu có tính axit (pH < 6) hoặc kiềm (pH > 9) thì có hại không những đối với hệ thu gom, hệ xử lý mà còn cả đối với môi trờng nhận nớc và ngời sử dụng. Đặc biệt nớc sẽ có tính khơng ổn định.
Nếu nớc hay khí có tính q axit hoặc bazơ chúng đều gây ra những hậu quả không mong muốn nh sau:
• Gây ăn mòn đờng ống, thiết bị từ nguồn nớc tới nhà máy xử lí và tồn bộ hệ phân phối cho tới ngời sử dụng (nhất là tính axit); tính kiềm thì có hại đối với vật liệu gốc polyeste.
• Sự ăn mòn thiết bị do axit thể hiện ở hiện tợng gỉ đờng ống, van, bồn chứa ... không những làm hao mòn thiết bị mà còn gây ra nhiễm bẩn thứ cấp bởi kim loại trong vật liệu bị ăn mòn. Điều này thể hiện rõ ở các thành phố với các hệ ống phân phối cũ: nớc máy hay bị đục bởi cặn sắt, nhiễm Zn, Pb, Cu ... hoà tan từ hệ thống ống, van cũ (trớc năm 1970 nhiều nơi dùng ống lót chì để chống ăn mòn).
• pH thấp hay quá cao là yếu tố không tốt đối với nhiều hệ xử lí nớc thải bằng phơng pháp sinh học rất phổ biến vì phần lớn các hệ vi khuẩn hiếu khí bị mất hoạt tính ở pH < 6 và pH > 9.
• Cây trồng và động vật, kể cả ngời cũng phản ứng tiêu cực với pH quá cao hoặc thấp, điều này dẫn đến đòi hỏi khắt khe về pH ở các tiêu chuẩn nớc cấp và cả nớc thải đổ vào môi trờng [1, 2].
• pH thấp quá hoặc cao quá có thể gây ra chuyển dịch một số cân bằng theo hớng không mong muốn, gây hại cho môi trờng sống.
Ví dụ 2.2: Nớc thải thờng có hàm lợng sulphua hyđrơ nhất định gây mùi thối.
Trong nớc ta có cân bằng H2S↑ ⇋ HS– + H+. Nếu pH thấp ta thấy mùi nhiều hơn trờng hợp pH cao. Tại sao?
Trả lời:
pH thấp nghĩa là trong nớc nhiều H+, theo nguyên lí chuyển dịch cân bằng Lơ Satelie cân bằng sẽ dịch về bên trái, tạo H2S có khả năng bay hơi mạnh gây mùi nhiều hơn. Ngợc lại, khi pH cao ([OH–] lớn), OH– sẽ phản ứng với H+ làm giảm [H+], cân bằng sẽ chuyển dịch về bên phải làm giảm nồng độ H2S nghĩa là giảm mùi.
Ví dụ 2.3: Tôm, cá non rất nhạy cảm đối với amôniac, HNO2. Trong nớc amôniac tồn tại trong cân bằng với amôni: NH4+ ⇋ NH3 + H+ (a); HNO2 nằm trong cân bằng với ion nitrit: HNO2 ⇋ NO2– + H+ (b). Nếu pH thấp cân bằng (a) sẽ chuyển dịch về bên trái (lí do nh ví dụ 2.2). Khi đó amơmiac sẽ biến thành ion amơni ít hại hơn.
Ngợc lại, cân bằng (b) cũng sẽ chuyển dịch về bên trái nhng tạo thành HNO2 độc hơn nitrit. Vì vậy, hiệu chỉnh pH là rất quan trọng trong nghề nuôi trồng thuỷ sản, thông thờng phải duy trì pH ở >6,8 và < 8,4 , khống chế nồng độ amôni (< 1,5 mg NH3/L), giảm thiểu HNO2 độc hại [5].
Bổ xung kiến thức – Nguyên lí Lơ Satelie
Nguyên lí Lơ Satelie (Hoá đại cơng): Cân bằng sẽ chuyển dịch theo hớng chống lại tác động bên ngồi vào nó.
Ví dụ với nớc có amoniac ta có cân bằng: NH3 + H+ ⇋ NH4+ với hằng số K đặc trng. Khi ta cho thêm axit, nghĩa là H+ vào, nồng độ H+ trong nớc tăng lên, khi đó tích [NH3][H+] sẽ tăng, để chống lại điều này cân bằng sẽ dịch về bên phải (làm tăng nồng độ NH4+) sao cho K vẫn không đổi.
Đối với nớc cấp pH càng quan trọng. Nếu pH quá thấp khi uống nớc ta sẽ có cảm giác chua, nếu quá cao ta sẽ cảm thấy ngay vị nồng của nớc cấp. Ngoài ra pH cao sẽ dẫn đến hiện tợng không ổn định của nớc, nghĩa là kết tủa CaCO3.
Trong thực tế sản xuất nớc cấp ta hay gặp hiện tợng sau: nớc tự nhiên luôn chứa một lợng độ kiềm − ĐK, chủ yếu dới dạng HCO3−, nhất định. Trong trờng hợp nớc chứa Ca2+, mà điều này là phổ biến, khi đó nớc có xu thế tạo kết tủa CaCO3 do độ cứng tạm thời. Sự có mặt của lớp màng mỏng kết tủa CaCO3 này thậm chí có ích vì lớp màng sẽ hạn chế hiện tợng ăn mòn gây ô nhiễm thứ cấp. Nớc đợc gọi là ổn định nếu nó khơng hồ tan cũng nh khơng tạo kết tủa CaCO3.
Nếu pH thấp nớc sẽ hoà tan trớc hết CaCO3, Ca trong beton, sau đó là kim loại trong đờng ống, thiết bị ..., khi đó ta nói nớc “quá hoạt động”. Khi đó để tìm quan hệ [Ca2+], pH, ĐK ta có thể viết các cân bằng ứng với các hằng số sau:
CaCO3(r) ⇋ Ca2+ + CO32− Kpl (2.10) HCO3− ⇋ H+ + CO32− K2 (2.11) Đảo pt. (2.10), cộng với pt. (2.11) ta có phơng trình tổng:
Ca2+ + HCO3− ⇋ H+ + CaCO3(r) (2.12) Để xác định pH mà ở đó CaCO3 kết tủa ta cần thêm đại lợng hệ số hoạt độ, γ. Khi đó, với cân bằng thứ nhất (2.10) ta có:
Kpl = γCa2+[Ca2+]γCO32−[CO32−] (2.13) Đối với cân bằng thứ hai (2.11) ta có:
K2 = [ ] [ ] [ −]
− +
−
− +
3 2 3
3 32
HCO CO H
HCO CO H
γ γ
γ (2.14)
Khi đó cho phơng trình tổng (2.12), lấy (2.13) chia cho (2.14) ta có:
K = [ ] [ ]
[ ]+
− +
+
−
= +
H
HCO Ca
K K
H HCO Ca
pl
γ γ
γ 2 3
2
2 3
(2.15) Mặt khác, từ định nghĩa pH, lu ý [H+] thực cần nhân với γ H+[H+], ta có:
pHS = − lgγH+[H+] (*) trong đó pHS là pH của nớc nằm trong cân bằng (2.12).
Log hố phơng trình (2.15) ta đợc:
lgK = lgγCa2+[Ca2+] + lgγHCO3−[HCO3−] − lgγH+[H+]
Các đại lợng đều tính cho nớc nằm trong các cân bằng đã nêu, kết hợp (*) vậy:
pHS = lgK − lgγCa2+[Ca2+] − lgγHCO3−[HCO3−]
= lgKpl − lgK2 − lgγCa2+[Ca2+] − lgγHCO3−[HCO3−]
= lgKpl − lgK2 − lgγCa2+ − lg[Ca2+] − lgγHCO3− − lg[HCO3−] thay − lg = p ta có:
pHS = pK2 − pKpl − lg[Ca2+] + S − lg[ĐK] (2.16) trong đó: đại lợng pHS là đại lợng tính theo pt. (2.16) khi nớc có các giá trị S và [ĐK] nhất định nằm trong cân bằng với CaCO3; S là “yếu tố muối” tính tới yếu tố (− lgγCa2+γHCO3−).
Các đại lợng pK2, pKpl, S tra đợc trong các sổ tay tơng ứng; [Ca2+], [ĐK] xác định bằng phân tích hố học và tính bằng mol/L.
Tại nhiệt độ nhất định, ta đo pH và đối chiếu với pHS ta có: nếu pH < pHS thì sẽ khơng có CaCO3 kết tủa. Ngợc lại, nếu pH > pHS sẽ có kết tủa CaCO3. Điều này đợc thể hiện dới dạng chỉ số Langelier (1936) hay chỉ số b o hoà SIã (Saturation Index) [6]:
SI = pH − pHS (2.17)
Nếu SI < 0 (pH < pHS) ta có nớc axit, gây ăn mòn ống, thiết bị. Nếu SI > 0 nớc có nguy cơ kết tủa CaCO3. Trong công nghiệp nớc cấp sinh hoạt thờng ngời ta chấp nhận SI = + 0,2 để ngăn ngừa ăn mòn và hạn chế lắng đọng CaCO3 ở mức chấp nhận đợc.
Kiến thức bổ xung – Khái niệm hoạt độ
Khi ta pha dung dịch của một chất ta có đại lợng nồng độ đợc biểu diễn bằng C thể hiện lợng tơng đối của chất tan trong dung dịch, ví dụ C mol/L. Nh vậy trong 1 L dung dịch có C mol chất tan ứng với C.NA phân tử (NA là số Avogadro), nếu chất tan là chất phân li thì số hạt tức là số ion bằng C.NA nhân với số ion mà một phân tử phân li tạo ra. Trong thực tế do trong dung dịch ln có tơng
tác ở mức độ phân tử giữa hạt − hạt, hạt − dung môi nên các phân tử (hoặc ion) trong nuớc không
“tự do”. Vì vậy trong các tính chất của dung dịch, ví dụ các cân bằng mà ta xét, phơng trình hằng số K chỉ thể hiện một phần trong tổng số các phân tử hoặc ion có trong nớc. Để tính đến hiện tợng này ngời ta đa ra khái niệm hoạt độ kí hiệu a, hiểu trực diện là phần nồng độ C thực sự hoạt động đợc thể hiện trong các phơng trình mơ tả các tính chất của dung dịch. Mối liên hệ giữa C và a là biểu thức: ai = γiCi, trong đó γi≤ 1 đợc gọi là hệ số hoạt độ của chất (ion) i.
Kiến thức bổ xung – Khái niệm độ kiềm
Độ kiềm là thông số chất lợng nớc rất quan trọng, không nên lẫn với [OH−]. Độ kiềm đợc xác định bằng cách chuẩn độ nớc bằng axit tới pH 4,5. Trong phần lớn các trờng hợp độ kiềm gây ra do HCO3−. Khi chuẩn độ bằng axit tới pH = 4,5 ta có:
Độ kiềm (ĐK) = số mol H+ tiêu tốn = [HCO3−] + 2[CO32−] + [OH−] Nớc tự nhiên thờng có pH nằm trong khoảng 6ữ8 nên
Độ kiềm (ĐK) = số mol H+ tiêu tốn = [HCO3−] + 2[CO32−] Lu ý các hạt cacbonat nằm trong các cân bằng:
H2CO3− ⇋ H+ + HCO3− pK1 = 6,35 HCO3− ⇋ H+ + CO32− pK2= 10,33 Vì vậy ta có:
1. Nếu pH < 4,5 độ kiềm của nớc là âm
2. Nếu pH = 7,5ữ8,3 độ kiềm của nớc chủ yếu = [HCO3−]
3. Nếu pH > 11,5 ta chỉ có cacbonat dạng [CO32−] và độ kiềm = 2[CO32−] + [OH−]