BIOLOGIA OSADU CZYNNEGO – biotechnologia środowiska II0

Ćwiczenie 3
BIOLOGIA OSADU CZYNNEGO – biotechnologia środowiska II0
Wybrane parametry fizyko-chemiczne osadu czynnego
pH wody i ścieków
Odczyn roztworu określa stężenie, a ściślej aktywność jonów wodorowych wyrażoną w molach na dm3. Ponieważ stężenia jonów wodorowych
zmieniają się w zakresie kilkunastu rzędów wielkości, ze względów praktycznych posługujemy się wartościami pH. Symbol ten oznacza ujemny
logarytm stężenia jonów wodorowych .
pH = -log [H+]
Według skali wykładniczej pH, roztwory kwaśne odpowiadają warunkowi pH<7, a roztwory zasadowe pH>7, a roztwory obojętne pH = 7. Odczyn
wód naturalnych zawarty jest w granicach pH 6,5 – 8,5. Różnice te spowodowane są przede wszystkim różną zawartością dwutlenku węgla. Poza
tym pH wód naturalnych zależy od obecności słabych kwasów organicznych i soli, których jony ulegają protolitycznej reakcji z wodą.
Protolitycznej reakcji z wodą ulegają jony pochodzące od soli:
silnego kwasu i słabej zasady np. NH4Cl (kationy + woda - odczyn kwaśny)
słabego kwasu i silnej zasady np. CH3COONa (aniony + woda - odczyn zasadowy)
słabego kwasu i słabej zasady np. CH3COONH4 (aniony i kationy + woda – odczyn kwaśny lub zasadowy)
Kationy i aniony pochodzące od soli silnych kwasów i silnych zasad nie ulegają protolitycznej reakcji z wodą. W wodach naturalnych protolitycznej
reakcji ulegają np. jony żelaza(II) i żelaza(III). Podczas protolitycznej reakcji jonów żelaza(II) z wodą powstają jony wodorowe i jednocześnie
wytrąca się wodorotlenek żelaza(II). Związek ten jest łatwo utleniany tlenem rozpuszczonym w wodzie i przechodzi w trudniej rozpuszczalny
wodorotlenek żelaza(III). Powstające jony wodorowe są zobojętniane przez wodorowęglany znajdujące się w wodach naturalnych w myśl
równania:
Obecne w wodach naturalnych dwutlenek węgla i wodorowęglany mogą zobojętnić pewną ilość mocnych kwasów mineralnych, jak również
pewną ilość mocnych zasad wprowadzonych do tych wód. Zobojętnienie mocnych zasad w wodach naturalnych następuje na skutek reakcji tych
zasad z wolnym dwutlenkiem węgla rozpuszczonym w wodzie zgodnie z równaniem:
Stałość lub małą zmienność pH wód naturalnych po wprowadzeniu do nich pewnej ilości mocnych kwasów lub zasad zapewnia istnienie układu
buforowego ( CO32-, HCO3-) zależnego od zawartości w wodzie dwutlenku węgla i wodorowęglanów (równowaga wodorowęglanowowęglanowa).
Stężenie jonów H+ takiego układu wyraża się równaniem:
Po zlogarytmowaniu równania otrzymujemy:
Wyrażenie po przemnożeniu przez (–1) i uporządkowaniu przyjmuje postać:
Podstawiając w równaniu za K1 wartość 4,3 . 10-7 otrzymujemy ostateczny wzór do obliczania pH wód naturalnych:
[CO2] – stężenie równowagowe wolnego dwutlenku węgla, czyli kwasowość ogólna, (mval/dm3)
[HCO3-] – stężenie równowagowe wodorowęglanów, czyli zasadowość wody m, (mval/dm3)
W wodach bardzo miękkich o małej zasadowości, jak np. w wodach pochodzących z torfowisk, znaczna ilość żelaza(II) ulega protolitycznej reakcji
z wodą i powstają jony H+. Mamy z tym do czynienia wówczas, gdy zawartość wodorowęglanów rozpuszczonych w wodzie nie wystarcza do
całkowitego zobojętnienia jonów wodorowych. W tych warunkach pH wody wynosi poniżej 4,6. Ma ona charakter silnie korozyjny. Wody
zanieczyszczone ściekami przemysłowymi mogą wykazywać odczyn silnie kwaśny (pH około 4,6), bądź alkaliczny (pH powyżej 8,3). Niekiedy
alkaliczny odczyn wody pojawia się również przy wzmożonej fotosyntezie. Niewielka zmiana pH ma istotny wpływ na przebieg wielu zjawisk
fizykochemicznych i biologicznych zachodzących w wodzie. Z tego też powodu dopuszczalne wartości pH ścieków odprowadzanych do zbiorników
wód powierzchniowych normują określone przepisy prawne.
pH wody przeznaczonej do picia powinno wynosić 6,5 – 9,5.(Dz.U. 2007r., Nr 61, poz. 417).
Do oznaczania pH wody powierzchniowej stosuje się najczęściej metody: kolorymetryczną (według PN – 90/C – 04540,01), elektrometryczną (z
użyciem pH – metru).
Zasadowość wody i ścieków
Prowadzący: dr Sławomir Wierzba
Ćwiczenie 3
BIOLOGIA OSADU CZYNNEGO – biotechnologia środowiska II0
Wybrane parametry fizyko-chemiczne osadu czynnego
Zasadowość to zdolność wody do zobojętniania mocnych kwasów mineralnych wobec umownych wskaźników. Właściwość tę nadają wodzie
wodorowęglany, węglany oraz rzadziej wodorotlenki, borany, krzemiany i fosforany. W wodach o pH poniżej 8,3 występują przeważnie
wodorowęglany wapnia, magnezu i żelaza, rzadziej wodorowęglany sodu (zasadowość alkaliczna). Są to sole kwasu węglowego typu: Ca(HCO3)2,
Mg(HCO3)2, Fe(HCO3)2, NaHCO3.
W wodach zanieczyszczonych ściekami przemysłowymi o odczynie zasadowym (pH powyżej 8,3), obok anionów słabych kwasów, jak np. HCO3-,
CO32-, H2PO4-, HPO32-, SiO32-, mogą występować jony OH- pochodzące od mocnych zasad (zasada sodowa i potasowa). Aniony słabych kwasów
ulegają protolitycznej reakcji z wodą z wytworzeniem jonów wodorotlenowych, np.:
Wyróżnia się tzw. zasadowość p (oznaczaną wobec fenoloftaleiny), występującą powyżej pH 8,3 oraz zasadowość ogólną m, gdy pH jest większe
niż 4,6.
Zasada oznaczenia zasadowości polega na określeniu zawartości związków reagujących w wodzie zasadowo wobec odpowiedniego wskaźnika.
Zasadowość oznacza się przez miareczkowanie badanej wody mianowanym roztworem mocnego kwasu, najpierw wobec fenoloftaleiny, a
następnie wobec oranżu metylowego. Podczas oznaczania zasadowości zachodzą następujące reakcje:
Na podstawie wartości zasadowości p i m można obliczyć zawartość poszczególnych jonów powodujących zasadowość wody. W zależności od
wartości p i m możliwe są następujące układy:
Zasadowość m i p w powyższych wzorach wyrażona jest w milivalach na dm3. Podane założenia są słuszne, jeżeli badana woda nie zawiera innych
związków zasadowych oprócz HCO3-, CO32- i OH-.
Zasadowość wody ma duże znaczenie techniczne i gospodarcze, natomiast znaczenie higieniczne jest drugorzędne.
Prowadzący: dr Sławomir Wierzba
Ćwiczenie 3
BIOLOGIA OSADU CZYNNEGO – biotechnologia środowiska II0
Wybrane parametry fizyko-chemiczne osadu czynnego
Kwasowość wody powodują: wolny CO2, kwasy mineralne i organiczne (np. humusowe) oraz produkty hydrolizy soli obecnych w wodzie. Jeżeli
pH wody jest mniejsze od 4,6 wówczas występuje kwasowość mineralna i woda charakteryzuje się silnie korozyjnymi właściwościami wobec
betonu i metali.
Kwasowość ogólna występuje w zakresie pH 4,6 - 8,3. W tym przedziale pH współwystępują: kwasowość ogólna i zasadowość ogólna, gdyż są
powodowane występującymi równocześnie wodorowęglanami i kwasem węglowym. Pojemność buforowa wody pozwala zobojętniać pewne
ilości mocnych kwasów nieorganicznych, jak i pewną ilość mocnych zasad, nie powodując zmiany lub jedynie nieznacznie zmieniając wartość pH
wody. Nagła zmiana wartości pH, będąca wynikiem zanieczyszczenia wody, powoduje przekroczenie pojemności buforowej. Skutkiem tego są
niekorzystne zmiany w biocenozie wodnej. Kwasowość mineralna bardzo rzadko występuje w wodach powierzchniowych nie zanieczyszczonych.
Kwasowość ogólna wody nie ma znaczenia higienicznego, lecz duże znaczenie gospodarcze.
Cel ćwiczenia
Celem ćwiczenia jest ocena wybranych parametrów fizyko-chemicznych osadu czynnego: stężenie osadu, zasadowość, pH,
indeks objętościowy osadu.
Wykonanie ćwiczenia
1.
-
Odczynniki stosowane w analizie:
osad czynny
roztwór fenoloftaleiny 1%
0,1N HCl
roztwór oranżu metylowego
2.
Stężenie biomasy osadu czynnego
2.1. Oznaczanie suchej masy osadu czynnego
2.1.1. 15 minut przed rozpoczęciem pomiaru włączyć wagosuszarkę – urządzenie musi się nagrzać.
2.1.2. Po 15 minutach otworzyć wieko wagosuszarki, umieścić w niej wieczko szalki Petriego i nacisnąć dwukrotnie
przycisk TARE- tarując wagosuszarkę z szalką.
2.1.3. Na szalkę Petriego wprowadzić 5ml wymieszanego osadu czynnego – zanotować masę osadu!. Zamknąć pokrywę
wagosuszarki.
2.1.4. Nacisnąć przycisk F1 (programowanie temperatury) i klawiszem F2 ustawić temperaturę – 1040C.
2.1.5. Nacisnąć klawisz F1 (czas próbkowania) i klawiszem F2 ustawić czas próbkowania – 5 lub 10.
2.1.6. Nacisnąć klawisz F1 – pojawi się komunikat na wyświetlaczu READY – potwierdzić ponownie naciskając F1 –
rozpoczyna się pomiar. Wynik podawany jest w % wilgotności próbki. Pomiar prowadzić do momentu uzyskania
stałej wartości wilgotności (wagosuszarka sama zakończy pomiar po ok. 20-30 minutach).
2.1.7. Zapisać wynik i wyliczyć suchą masę analizowanej próbki. Zakończyć pomiar naciskając klawisz TARE – otworzyć
pokrywę wagosuszarki, wyciągnąć szalkę z osadem, zamknąć i wyłączyć urządzenie. Szalkę Petriego dokładnie
umyć.
2.2. Stężenie wyrazić jako g suchej masy osadu/ m 3 ścieków
Najczęściej stężenie wynosi od 2000-5000 g S.M./m3
3.
Indeks osadu czynnego (Mohlmanna) IO
Charakteryzuje zdolność zawiesin osadu czynnego do sedymentacji w osadniku wtórnym. Jest to stosunek objętości osadu
czynnego po 30 minutach zagęszczania w cylindrze 1 dm3 do stężenia osadu w cylindrze przed zagęszczaniem.
3.1. Oznaczenie objętości kłaczków w osadzie czynnym
3.1.1. Do cylindra miarowego o pojemności 100 cm3 wlać 100 cm3 wymieszanego osadu czynnego. Odstawić na 30
minut.
3.1.2. Po sedymentacji określić objętość kłaczków w cm3.
3.2. Wynik suchej masy osadu (p. p. 2.1.) przeliczyć i podać w g/ 100 cm3.
3.3. Obliczanie IO
𝑰𝑶 =
𝑽𝒐𝒔 𝒅𝒎𝟑
[
]
𝑿 𝒈 𝒔. 𝒎.
gdzie:
Vos – objętość osadu po 30 minutach sedymentacji [cm3]
X – stężenie osadu w cylindrze przed zagęszczaniem [g s.m./ 100 cm3]
4.
Pomiar pH
4.1. Dokonać pomiaru pH osadu czynnego.
Prowadzący: dr Sławomir Wierzba
Ćwiczenie 3
5.
BIOLOGIA OSADU CZYNNEGO – biotechnologia środowiska II0
Wybrane parametry fizyko-chemiczne osadu czynnego
Oznaczenie zasadowości
5.1. Przygotowanie próby do badań
Zmontować zestaw do filtracji próżniowej, użyć sączka celulozowego 0.45µm. Pobrać ok. 40 cm3 ścieków pipetą szklaną i
przenieść do lejka pompki próżniowej. Całość przefiltrować. Po zakończeniu filtracji zlać klarowny przesącz z kolby
filtracyjnej do kolbki stożkowej o pojemności 50 cm 3. Następnie umyć dokładnie cały zestaw do filtracji !
5.2. Do kolby stożkowej o pojemności 100 cm3 odmierzyć pipetą 10 cm3 przefiltrowanego przesączu (pozostałą część
zachować do pomiaru pH), dopełnić wodą destylowana do objętości 50 cm3 (rozcieńczenie uwzględnić w obliczeniach)
5.3. Dodać 3-5 kropli fenoloftaleiny do uzyskania czerwonego zabarwienia
5.4. Miareczkować za pomocą 0,1N HCl do odbarwienia roztworu. Odczytać i zanotować objętość zużytego kwasu.
5.5. Dodać 2-3 krople oranżu metylowego i miareczkować tym samym kwasem do zmiany barwy z żółtej na pomarańczową.
5.6. Odczytać objętość zużytego kwasu i obliczyć zasadowość M i P wg wzorów:
𝑷=
𝟏𝟎𝟎𝟎 ∙ 𝑽𝟏 ∙ 𝒏 ∙ 𝟓 𝒎𝒗𝒂𝒍
[
]
𝑽𝒘
𝒅𝒎𝟑
𝑴=
𝟏𝟎𝟎𝟎 ∙ 𝑽𝟐 ∙ 𝒏 ∙ 𝟓 𝒎𝒗𝒂𝒍
[
]
𝑽𝒘
𝒅𝒎𝟑
Gdzie:
V1 – objętość 0,1N HCl zużytego do miareczkowania próbki wobec fenoloftaleiny
V2 – objętość 0,1N HCl zużytego do miareczkowania próbki wobec oranżu metylowego
Vw – objętość przesączu użytego w oznaczeniu
n – normalność kwasu solnego
6.
Opracowanie wyników
Wyniki zestawić w tabeli.
oznaczenie
pH
Stężenie biomasy osadu czynnego
Objętość osadu po 30 minutach sedymentacji
Zasadowość P (wobec fenoloftaleiny)
Zasadowość M (wobec oranżu m.)
wyniki
W sprawozdaniu umieścić tabelę z wynikami, oraz obliczeniami. Sprawozdanie podsumować wnioskami na temat jakości
osadu czynnego.
7.
Literatura
7.1. Minczewski J., Marczenko Z., chemia analityczna. Chemiczne metody analizy ilościowej, PWN, Warszawa 1998.
7.2. Dymaczewski Z., Poradnik eksploatatora oczyszczalni ścieków. Polskie Zrzeszenie inż. I tech. Sanitarnych, Poznań, 1997.
7.3. Hermanowicz W., Fizyczno-chemiczne badanie wody i ścieków, Arkady, Warszawa, 1999.
Prowadzący: dr Sławomir Wierzba