Laborator de Managementul Mediului

NEUTRALIZAREA APELOR INDUSTRIALE UZATE

Dezvoltarea vertiginoasa a industriei din ultimii ani, a condus nemijlocit si la cresterea rapida a numărului compusilor toxici, respectiv a volumului apelor uzate evacuate din procesele tehnologice industriale.

Valoarea pH-ului apelor uzate reprezintă, de asemenea, un factor important, care determină caracteristicile organoleptice ale apei, capacitatea de reactivitate a apei la diferite tratamente, agresivitatea apei, capacitatea apei de a construi un mediu de dezvoltare pentru diferite organisme biologice.

Multe procese industriale de prelucrare a materialelor sunt surse de ape poluate. Situatia cea mai dramatică o reprezintă secţiile de prelucrări chimice si electrochimice cum sunt vopsitorii, galvanizări.

Neutralizarea. Neutralizarea este procesul prin care pH-ul unei ape uzate, având valori în afara intervalului favorabil dezvoltării florei si faunei acvatice (6.5 – 8.5), este reglat prin adaos de acizi sau baze, după caz. Neutralizarea apei are ca efect si micsorarea însusirilor corozive ale apei care pot determina degradarea materialelor cu care vine în contact (conducte, constructii si instalatii de transport sau de epurare).

Neutralizarea apelor acide. Industriile care evacuează acizi sunt foarte variate: fabrici de acizi si de explozivi, industrie metalurgică, rafinării de petrol, fabrici de îngrăsăminte, instalatii de obtinere a derivatilor organici halogenati etc.

În cadrul procesului de neutralizare este important, în primul rând, să se epuizeze toate posibilitătile de a micşora cantitatea de acizi evacuată; prin aceasta, în afară de economia de acizi se obtine si micsorarea cheltuielilor pentru neutralizare. În al doilea rând trebuie examinate posibilitătile de neutralizare reciprocă, totală sau partială, a apelor uzate acide si alcaline rezultate din aceeasi întreprindere sau din întreprinderi învecinate. În astfel de cazuri se prevăd bazine de egalizare separate pentru apele acide si cele alcaline, bazine din care se poate realiza apoi o dozare proportională cu debite medii ale celor două categorii.

Pentru neutralizarea apelor acide se pot folosi o serie de compusi cu caracter bazic (oxizi, hidroxizi, carbonati). Alegerea neutralizantului se face în funcţie de natura acidului de neutralizat , de costul neutralizantului, de volumul si caracteristicile sedimentelor formate.

Neutralizantii care pot fi luati în consideratie în practică sunt: piatra de var (carbonatul de calciu) si dolomita (carbonatul de calciu si magneziu); varul (oxidul de calciu) sub formă de hidroxid de calciu; dolomita calcinată; hidroxidul si carbonatul de sodiu. Pentru neutralizare se pot folosii si unele deseuri industriale cum ar fi nămolurile de la fabricile de sodă, unele sterile de la preparatiile miniere, nămolurile de la obtinerea acetilenei din carbid etc.

Neutralizarea apelor alcaline. Cantitătile de alcalii care se evacuează cu apele uzate industriale sunt mai mici decât cele acide.

Pentru neutralizarea apelor alcaline se pot folosi acizi reziduali formati în diferite procese industriale, cu conditia ca acestia să nu contină în concentratii supărătoare alte impurităti.

Un neutralizant ieftin pentru apele uzate alcaline este bioxidul de carbon care rezultă de exemplu de la centralele termice. Acesta poate fi produs direct din apele uzate, prin combustie cu ajutorul unui arzător scufundat.

La instalatii de neutralizare cu functionare continuă se recomandă automatizarea dozării reactivilor în funcţie de pH-ul urmărit. Cum în practică aciditatea si alcalinitatea apelor uzate brute este foarte variabilă, nu este posibilă reglarea manuală a dozei de reactivi de neutralizare. În cazul debitelor mici de ape uzate se pot adapta instalatii de neutralizare, simple, usor de exploatat si sigure.

Laborator de Managementul Mediului

In figura de mai jos este prezentată schema unei instalatii de neutralizare în regim continuu.

Instalatie de neutralizare

Ionizarea apei. Disocierea apei pure se realizează cu formare de ioni de hidrogen (H+) si ioni hidroxid (OH-):

H2O H+ + OH-

si este reversul reactiei dintre o baza tare si un acid tare. Expresia constantei de echilibru pentru aceasta reactie reversibila este:

[H+][OH-] = Kw

unde este valoarea constantei la o anumita temperatura. Constanta de echilibru se numeste constanta de ionizare a apei. O larga varietate de experimente de determinare a valorii lui Kw indica ca aceasta este de 1.0x10-14 la 25°C. Concentraţia ionilor de hidrogen

(si a ionilor hidroxid) formati prin disocierea apei are valoarea de 1.0x10-7 M la 25°C. pH-ul ca o măsură a concentraţiei ionilor de hidrogen. Concentraţia ionilor de

hidrogen variază între 1 M si 10-14 M (intre valoarea corespunzătoare unui acid tare 1 F şi, respectiv a unei baze tari (1 F), deşi concentraţia de H+ poate fi mai mare (20 M). S-a stabilit că este mai convenabil, ca aciditatea unei soluţii să se exprime logaritmic pe o scală liniară. Scala a fost stabilită prin definirea termenului de pH astfel:

Astfel, pH-ul soluţiilor in care concentraţia ionilor de hidrogen este 1 , 10-5, 10-10 va fi 0, 5, 10. O soluţie in care concentraţia ionilor de hidroxid este 10-4 va avea un pH 10.

Măsurarea pH-ului unei soluţii se realizează cu ajutorul unui pH-metru care este un dispozitiv electronic ce utilizează doi electrozi: un electrod indicator şi un electrod de referinţă. La imersarea celor doi electrozi in soluţie se formează o celulă electrochimică al cărei potenţial este sensibil cu pH-ul soluţiei. Sensibilitatea potenţialului celulei cu pH-ul soluţiei este determinată de prezenţa a două soluţii de pH diferit situate de o parte şi de cealaltă a unei membrane foarte subţire de sticlă, care determină o diferenţă de potenţial între soluţii.

Diferenţa de potenţial depinde liniar de diferenţa de pH dintre cele două soluţii. Fenomenul poate fi asociat cu abilitatea ionilor de H+ de a migra uşor direct prin membrana de sticla, pe când ionii mai mari nu pot. Ionii de hidrogen tind sa se miste de la solutia cu pH mai mic (concentratie mai mare de H+) spre solutia cu pH mai mare, in încercarea de a obtine echilibrul. Totusi, anionii nu pot urma ionii de hidrogen, are loc astfel o separare neta de sarcina de-a lungul membranei , si apare o diferenţa de potenţial care

Laborator de Managementul Mediului

se opune tendintei ionilor de H+ de a stabili echilibrul. Echilibrul electrochimic se stabileste exact când efectul electric al separării sarcinilor este compensat de efectul diferentei de potenţial.

pH-metrul măsoară diferenţa de potenţial electric dintre cele două suprafeţe ale electrodului de sticlă. Electrodul conţine o soluţie al cărei pH este cunoscut (de obicei 0.1 F HCl) si este introdus intr-o soluţie al cărei pH trebuie măsurăt. Electrodul de calomel (electrodul de referinta) completează circuitul electric.

Construcţia electrodului indicator de sticlă si a electrodului de referinţă poate fi făcută in diferite moduri. Caracteristicile unui electrod de sticlă si ale unui electrod de calomel sunt arătate mai jos:

Scopul lucrăriiLucrarea de laborator are drept scop măsurarea pHlui a două ape reziduale,

industriale şi determinarea raportului de amestecare astfel încât să se realizeze neutralizarea lor.

Materiale şi Mod de lucru soluţii: 2 soluţii reziduale notate 1 şi 2, soluţie HCL 0.1M, Soluţie NaOH 0.1M,

soluţie indicator. pH metru

M o d d e l u c r u

1. determinarea concentraţiilor celor două ape reziduale prin titrare pH metrică Se porneste pH-metrul de la butonul ON/OFF. Se scoate capacul electrodului. Se introduce electrodul in apa distilată si se clăteste

bine, având grija sa nu se atingă electrodul de peretii vasului.ATENTIE se sparge foarte uşor!!!!! In două pahare Berzelius de 50 ml se introduc câte 25 ml de apă uzată (acidă si bazică

notate 1 respectiv 2). Se scoate electrodul din apa distilată si se introduce in unul din cele două vase cu apă

uzată. Se notează valoarea constantă a pH-ului. Se repetă operaţia si pentru celălalt vas cu apă. În funcţie de valorile obţinute ale pH-ului se stabileşte natura apei

acidă, dacă pH-ul este mai mic de 6.5

Laborator de Managementul Mediului

bazică, dacă pH-ul este mai mare de 7.5 Se scoate electrodul si se reintroduce in apa distilată.

a. Determinarea alcalinităţii apei Se citeşte nivelul soluţiei de acid clorhidric (HCl) 0,1M din biureta –cilindrul vertical

etalonat in unităţi de volum de la masa de lucru marcat HCl. In vasul cu apă bazică se adaugă 0.5 ml sol. HCl 0.1 N din biureta. Se agita bine

paharul si se măsoară valoarea pH-ului la fel ca la punctul precedent. Are loc reactia:

ROH + HCl RCl H2O+ [1]

R- reprezinta ionul metalic (Na+, Fe+2, Zn+2, Cr+3, Ni+2, etc), pentru ioni multivalenti formula hidroxidului va fi Me(OH)valenta

Se repeta operaţia adăugând câte 0.5 ml HCl 0.1 N până la pH=7 La sfârşit se spală bine elecrodul de sticla. Se notează volumul de acid clorhidric utilizat V’1.

b. Determinarea aciditătii apei Se citeşte nivelul soluţiei de hidroxid de sodiu (NaOH) 0,1M din biureta –cilindrul

vertical etalonat in unităţi de volum de la masa de lucru marcat NaOH. Peste solutia de apă acidă se adaugă 0.5 ml sol. NaOH 0.1 N din biureta. Se agita

bine paharul si se măsoară valoarea pH-ului la fel ca la punctul precedent. Are loc reactia:

NaOH+ RH RNa H2O+ [2]

R-reprezintă radicalul acid , poate fi Cl -, SO4-2, NO3-, prin titrare se determina numai cantitatea de ioni de hidrogen, nu natura acidului.

Se repetă operaţia adăugând câte 0.5 ml NaOH 0.1 N până la pH=7 Se noteaza volumul soluţiei de NaOH 0.1M utilizat la titrare cu V’2.

După terminarea determinărilor se opreste aparatul de la butonul ON/OFF, se clăteste electrodul cu apa distilată si se pune capacul protector al acestuia.

Prelucrarea rezultatelor1.Determinarea concentraţiei apei reziduale bazice

c. Date iniţiale volum apa reziduala luat in lucru V1 ( mL) volum soluţie acid clorhidric utilizt la titrare V’1 (mL) concentraţie soluţie acid clorhidric utilizat la titrare c= 0.1M

a. Se calculează numărul de moli existent în volumul V’1

concentraţia este egala c=numarmoliacidclorhidric

1000mLsolutie

deci 1000mL soluţie ..........................c numar moliV’1 mL soluţie .............................n’1 numar moli acid clorhidric

b. Conform reacţiei stoechiometrice

ROH + HCl RCl H2O+

se calculează numarul x de moli oxidril (OH) existent in volumul V1 luat în lucru

1 mol 1 mol

Laborator de Managementul Mediului

ROH HClx mol n’1 moli

c. calculul concentraţiei apei bazice

V1 mL apa reziduala.....................x moli ROH1000mL .........................................c1c1=?

2.Determinarea concentraţiei apei reziduale acided. Date iniţiale

volum apa reziduală acidă luat in lucru V2 ( mL) volum soluţie hidroxid de sodiu utilizt la titrare V’2 (mL) concentraţie soluţie hidroxid de sodiu utilizat la titrare c= 0.1M

a. Se calculează numărul de moli existent în volumul V’2

concentraţia este egala c=numarmolihidroxid

1000mLsolutie

deci 1000mL soluţie ..........................c numar moliV’2 mL soluţie .............................n’2 numar moli hidroxid de sodiu

b. Conform reacţiei stoechiometrice

NaOH + AH NaA +H2O

se calculează numarul x de moli oxidril (OH) existent in volumul V1 luat în lucru

1 mol 1 molNaOH ACln’2 moli y mol

c. calculul concentraţiei apei acide

V2 mL apa reziduala.....................y moli AH1000mL .........................................c2

c2=?

2. Determinarea raportului de neutralizare.Să se calculeze cantitatea de apă reziduală acidă necesară pentru neutralizarea a

5m3 apă reziduală bazică.Se verifică experimental rezultatul obţinut astfel: într-un pahar erlenmeyer se

introduc 50 mL apa reziduală bazică peste care se toarnă volumul de apă reziduală acidă determinat prin calcul. Se agită bine şi se măsoară pH ul soluţiei obţinute.

Prezentarea rezultatelor1. Rezultatele experimentale2. Rezultatele obţinute prin calcul3. Observaţii