Временная жесткость воды кратко

Обновлено: 02.07.2024

Жесткость водыявляется важным показателем качества воды. Vodalab рассказывает о жесткости воды, ее видах и способах умягчения воды.

ЖЕСТКОСТЬ ВОДЫ

Эффект жесткой воды

Жесткость воды делится на 3 вида:

  • Карбонатная, т.е. временная. Она ликвидируется с помощью обычного кипячения воды и обусловлена гидрокарбонатами кальция и магния Са(НСО3)2; Mg(НСО3)2.
  • Некарбонатная, т.е. постоянная. Возникает из-за присутствия других солей, например CaSO4, Ca(Cl)2, MgSO4, Mg(Cl)2. При кипячении воды не устраняется.
  • Общая. Представляет собой суммарную концентрацию ионов кальция и магния. Представляет собой сумму карбонатной и некарбонатной жесткости.

Единицы измерения жесткости:

Не существует единой единицы измерения жесткости. В России, в соответствии с Госстандартом, в качестве единицы жесткости воды установлен моль на кубический метр (моль/м3). В Германии — 2.8DH°; во Франции — 5F°; в Америке — 50.05 ppm CaCO3.

Классификация воды по жесткости:

Характеристика Жесткость, мг-экв/л
очень мягкая вода до 1,5 мг-экв/л
мягкая вода от 1,5 до 4 мг-экв/л
вода средней жесткости от 4 до 8 мг-экв/л
жесткая вода от 8 до 12 мг-экв/л
очень жесткая вода более 12 мг-экв/л

Согласно требованиям СанПиН 2.1.4.1074-01 жесткость питьевой воды должна быть не выше 7 мг-экв/л.

Влияние на здоровье человека:

Как же влияет жесткая вода на наш организм? Медики связывают появление мочекаменной болезни именно с этой особенностью воды. Но на данный момент официального подтверждения этой гипотезе нет. Но мы знаем, что слишком жесткая вода неблагоприятно влияет на органолептические свойства воды, придавая ей горьковатый вкус. Также жесткая вода сушит нашу кожу и волосы. Однако, полностью переходить на мягкую воду не рекомендуется. Наш организм нуждается в солях кальция и магния для укрепления сердечно-сосудистой системы. А вот комнатные растения лучше поливать мягкой или талой водой.

Способы борьбы с жесткой водой:

Для смягчения жесткости воды специалисты рекомендуют приобрести умягчители, которые являются самыми эффективными в борьбе с солями жидкости. Также существует несколько способов смягчения воды в домашних условиях, самым простым и привычным из которых является кипячение воды.

Для борьбы с постоянной жёсткостью воды используют такой метод, как вымораживание льда. Необходимо просто постепенно замораживать воду. Когда примерно 90% жидкости превратится в лед, нужно разморозить его обратно, а соли останутся в оставшейся незамороженной жидкости.

При выборе степени жесткости воды лучше придерживаться середины. Самым оптимальным является использование воды средней жесткости для приготовления пищи и мягкой воды для гигиенических процедур. А чтобы ваша бытовая техника не страдала от повышенной жесткости, лучше приобрести умягчитель.

Заказать анализ воды на жесткость вы можете на нашем сайтеvodalab. Каждый из представленных на сайте анализов содержит исследование воды на жесткость.

Анализ воды на жесткость

О других загрязнителях воды, таких как железо, мутность и марганец, вы также можете узнать подробнее в нашем блоге.

Так как кальций широко распространен в природе, его соли в большом количестве содержатся в природных водах. Вода, имеющая в своем составе соли магния и кальция, называется жесткой водой. Если соли присутствуют в воде в небольших количествах или отсутствуют, то вода называется мягкой.

1) карбонатную жесткость (временную), которая вызывается наличием гидрокарбонатов кальция и магния и устраняется с помощью кипячения;

2) некарбонатную жесткость (постоянную), которая вызывается присутствием в воде сульфитов и хлоридов кальция и магния, которые при кипячении не удаляются, поэтому она называется постоянной жесткостью.

Термоумягчение. Основан на кипячении воды, в результате термически нестойкие гидрокарбонаты кальция и магния разлагаются с образованием накипи:

Кипячение устраняет только временную (карбонатную) жёсткость. Находит применение в быту.

Реагентное умягчение. Метод основан на добавлении в воду кальцинированной соды Na2CO3 или гашёной извести Ca(OH)2. При этом соли кальция и магния переходят в нерастворимые соединения и, как следствие, выпадают в осадок. Например, добавление гашёной извести приводит к переводу солей кальция в нерастворимый карбонат:

Обратный осмос. Метод основан на прохождении воды через полупроницаемые мембраны (как правило, полиамидные). Вместе с солями жёсткости удаляется и большинство других солей. Эффективность очистки может достигать 99,9 %.

Электродиализ. Основан на удалении из воды солей под действием электрического поля. Удаление ионов растворенных веществ происходит за счёт специальных мембран. Так же как и при использовании технологии обратного осмоса, происходит удаление и других солей, помимо ионов жёсткости.

Полностью очистить воду от солей жёсткости можно дистилляцией.

Дистилляция (лат. distillatio — стекание каплями) — перегонка, испарение жидкости с последующим охлаждением иконденсацией паров.

1. Основные законы и понятия в химии (законы постоянства состава, кратных отношений, Авогадро Ar, Mr, моль, эквивалент).

2. Оксиды, типы оксидов. Методы получения, химические свойства, номенклатура основных, кислотных, амфотерных.

3. Основания (кислотность оснований). Методы получения, химические свойства, номенклатура.

4. Кислоты (основность кислот). Методы получения, химические свойства, номенклатура.

5. Соли, типы солей. Методы получения, химические свойства, номенклатура средних, кислых, основных солей.

6. Генетическая связь между классами неорганических соединений

7. Квантово-механическая модель атома: уравнения де Бройля и Шредингера, принцип неопределенности Гейзенберга, атомная орбиталь, квантовые числа.

8. Правила заполнения электронами атомныхорбиталей (принцип минимальной энергии, правило Клечковского, правила Паули и Гунда).

9. Периодический закон Д.И. Менделеева. Периодическая таблица (периоды и группы).

10. Химическая связь: понятие, параметры (энергия связи, длина связи, валентный угол), потенциал ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность.

11. Типы химической связи: ионная, ковалентная (типы ковалентной связи, полярность), координационная, металлическая, водородная.

12. Термодинамические системы: открытые, закрытые, изолированные; гомогенные, гетерогенные. Параметры системы.

13. Функции состояния системы: внутренняя энергия, энтальпия, энтропия, химический потенциал, изобарно- и изохорно-изотермический потенциал. Изобарные, изохорные, изотермические процессы.

14. Первое (закон сохранения энергии) и второе начало термодинамики.

15. Тепловой эффект реакции: экзо- и эндотермические реакции; закон Гесса; (стандартная) теплота образования вещества.

16. Скорость реакции и факторы, влияющие на нее. Гомогенные и гетерогенные реакции. Закон действующих масс. Константа скорости реакции. Порядок и молекулярность реакции. Правило Вант-Гоффа.

17. Энергия активации (активированный комплекс, энергетические диаграммы экзо- и эндотермических реакций, влияние катализаторов, уравнение Аррениуса). Катализ (гомогенный и гетерогенный; ферменты, промоторы, ингибиторы).

18. Обратимые и необратимые реакции. Химическое равновесие; константа равновесия, влияние температуры на константу равновесия. Принцип Ле-Шателье.




19. Понятие раствора. Способы выражения состава раствора (массовая доля, молярность, моляльность, нормальность).

20. Идеальные растворы. Растворы неэлектролитов: понятия диффузии и осмоса. Разбавленные и концентрированные растворы; насыщенный раствор.

21. Осмотическое давление. Законы Вант-Гоффа и Рауля.

22. Растворы электролитов. Изотонический коэффициент. Теория электролитической диссоциации Аррениуса; определение кислот, оснований, солей по Аррениусу.

23. Степень диссоциации. Сильные (активность, коэффициент активности, ионная сила) и слабые (константа диссоциации, закон разведения Оствальда) электролиты.

24. Малорастворимые электролиты, произведение растворимости.

25. Константа воды. Водородный показатель (pH).

26. Буферные растворы.

27. Гидролиз солей: типы, константа и степень гидролиза.

28. Окислительно-восстановительные реакции: степень окисления, окислитель и восстановитель (важнейшие окислители и восстановители), типы окислительно-восстановительных реакций.

29. Электродные процессы: двойной электрический слой, (стандартный) электродный потенциал.

30. Химические источники тока: гальванические элементы (ЭДС), топливные элементы, аккумуляторы.

31. Электролиз: понятие, отличие от гальванического элемента; электролиз расплавов солей и растворов электролитов. Закон Фарадея.

32. Коррозия металлов: понятие, виды (химическая, электрохимическая), защита металлов от коррозии.

33. Химические свойства s-элементов IA-подгруппы, их оксидов и гидроксидов.

34. р-элементы IVA группы. Их химические свойства и соединения на примере углерода.

35. Понятие о комплексных соединениях: строение, номенклатура.

36. Гетерогенные дисперсные системы (типы систем, поверхностные явления, коллоидные растворы).

37. Устойчивость и коагуляция. Процессы сорбции.

38. Металлы и сплавы. Природные соединения металлов, получение, свойства и применение.

39. Вода, физические и химические свойства.

40. Водород, водородная энергетика.

41. Природные воды, водоподготовка.

42. Жесткость воды (временная, постоянная), способы ее устранения.

Так как кальций широко распространен в природе, его соли в большом количестве содержатся в природных водах. Вода, имеющая в своем составе соли магния и кальция, называется жесткой водой. Если соли присутствуют в воде в небольших количествах или отсутствуют, то вода называется мягкой.

1) карбонатную жесткость (временную), которая вызывается наличием гидрокарбонатов кальция и магния и устраняется с помощью кипячения;

2) некарбонатную жесткость (постоянную), которая вызывается присутствием в воде сульфитов и хлоридов кальция и магния, которые при кипячении не удаляются, поэтому она называется постоянной жесткостью.

Термоумягчение. Основан на кипячении воды, в результате термически нестойкие гидрокарбонаты кальция и магния разлагаются с образованием накипи:

Кипячение устраняет только временную (карбонатную) жёсткость. Находит применение в быту.

Реагентное умягчение. Метод основан на добавлении в воду кальцинированной соды Na2CO3 или гашёной извести Ca(OH)2. При этом соли кальция и магния переходят в нерастворимые соединения и, как следствие, выпадают в осадок. Например, добавление гашёной извести приводит к переводу солей кальция в нерастворимый карбонат:

Обратный осмос. Метод основан на прохождении воды через полупроницаемые мембраны (как правило, полиамидные). Вместе с солями жёсткости удаляется и большинство других солей. Эффективность очистки может достигать 99,9 %.

Электродиализ. Основан на удалении из воды солей под действием электрического поля. Удаление ионов растворенных веществ происходит за счёт специальных мембран. Так же как и при использовании технологии обратного осмоса, происходит удаление и других солей, помимо ионов жёсткости.

Полностью очистить воду от солей жёсткости можно дистилляцией.

Дистилляция (лат. distillatio — стекание каплями) — перегонка, испарение жидкости с последующим охлаждением иконденсацией паров.

1. Основные законы и понятия в химии (законы постоянства состава, кратных отношений, Авогадро Ar, Mr, моль, эквивалент).

2. Оксиды, типы оксидов. Методы получения, химические свойства, номенклатура основных, кислотных, амфотерных.

3. Основания (кислотность оснований). Методы получения, химические свойства, номенклатура.

4. Кислоты (основность кислот). Методы получения, химические свойства, номенклатура.

5. Соли, типы солей. Методы получения, химические свойства, номенклатура средних, кислых, основных солей.

6. Генетическая связь между классами неорганических соединений

7. Квантово-механическая модель атома: уравнения де Бройля и Шредингера, принцип неопределенности Гейзенберга, атомная орбиталь, квантовые числа.

8. Правила заполнения электронами атомныхорбиталей (принцип минимальной энергии, правило Клечковского, правила Паули и Гунда).

9. Периодический закон Д.И. Менделеева. Периодическая таблица (периоды и группы).

10. Химическая связь: понятие, параметры (энергия связи, длина связи, валентный угол), потенциал ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность.

11. Типы химической связи: ионная, ковалентная (типы ковалентной связи, полярность), координационная, металлическая, водородная.

12. Термодинамические системы: открытые, закрытые, изолированные; гомогенные, гетерогенные. Параметры системы.

13. Функции состояния системы: внутренняя энергия, энтальпия, энтропия, химический потенциал, изобарно- и изохорно-изотермический потенциал. Изобарные, изохорные, изотермические процессы.

14. Первое (закон сохранения энергии) и второе начало термодинамики.

15. Тепловой эффект реакции: экзо- и эндотермические реакции; закон Гесса; (стандартная) теплота образования вещества.

16. Скорость реакции и факторы, влияющие на нее. Гомогенные и гетерогенные реакции. Закон действующих масс. Константа скорости реакции. Порядок и молекулярность реакции. Правило Вант-Гоффа.

17. Энергия активации (активированный комплекс, энергетические диаграммы экзо- и эндотермических реакций, влияние катализаторов, уравнение Аррениуса). Катализ (гомогенный и гетерогенный; ферменты, промоторы, ингибиторы).

18. Обратимые и необратимые реакции. Химическое равновесие; константа равновесия, влияние температуры на константу равновесия. Принцип Ле-Шателье.

19. Понятие раствора. Способы выражения состава раствора (массовая доля, молярность, моляльность, нормальность).

20. Идеальные растворы. Растворы неэлектролитов: понятия диффузии и осмоса. Разбавленные и концентрированные растворы; насыщенный раствор.

21. Осмотическое давление. Законы Вант-Гоффа и Рауля.

22. Растворы электролитов. Изотонический коэффициент. Теория электролитической диссоциации Аррениуса; определение кислот, оснований, солей по Аррениусу.

23. Степень диссоциации. Сильные (активность, коэффициент активности, ионная сила) и слабые (константа диссоциации, закон разведения Оствальда) электролиты.

24. Малорастворимые электролиты, произведение растворимости.

25. Константа воды. Водородный показатель (pH).

26. Буферные растворы.

27. Гидролиз солей: типы, константа и степень гидролиза.

28. Окислительно-восстановительные реакции: степень окисления, окислитель и восстановитель (важнейшие окислители и восстановители), типы окислительно-восстановительных реакций.

29. Электродные процессы: двойной электрический слой, (стандартный) электродный потенциал.

30. Химические источники тока: гальванические элементы (ЭДС), топливные элементы, аккумуляторы.

31. Электролиз: понятие, отличие от гальванического элемента; электролиз расплавов солей и растворов электролитов. Закон Фарадея.

32. Коррозия металлов: понятие, виды (химическая, электрохимическая), защита металлов от коррозии.

33. Химические свойства s-элементов IA-подгруппы, их оксидов и гидроксидов.

34. р-элементы IVA группы. Их химические свойства и соединения на примере углерода.

35. Понятие о комплексных соединениях: строение, номенклатура.

36. Гетерогенные дисперсные системы (типы систем, поверхностные явления, коллоидные растворы).

37. Устойчивость и коагуляция. Процессы сорбции.

38. Металлы и сплавы. Природные соединения металлов, получение, свойства и применение.

Жесткость питьевой воды – одна из качественных характеристик воды, которое обуславливается наличием в воде солей двух щелочноземельных металлов - кальция и магния. Жесткость имеет значение для оценки качества любой используемой воды, технической, питьевой и воды, используемой для нужд промышленных предприятий с заданными характеристиками.

Наибольшее влияние на уровень жесткости воды оказывает количество катионов кальция, несколько в меньшей степени – магния. Катионы стронция, железа и марганца также оказывают влияние на жесткость воды, однако их вклад в общую жесткость воды так мало, что на практике обычно пренебрегают их значениями.

Наибольшее влияние на уровень жесткости воды оказывает количество катионов кальция

Общая жесткость определяется суммой временной и постоянной жесткостью воды.

Постоянная жесткость воды – кальциевые и магниевые соли соляной, серной, азотной кислот, т.е. сильных кислот. Такие соли жесткости в воде при кипячении не выпадают в осадок и не кристаллизуются в виде накипи.

Временная жесткость воды – показатель, наличия в воде карбонатов и гидрокарбонатов кальция и магния, которые при кипячении и показателях рН больше 8,3, практически полностью выпадают в хлопьевидный осадок, кристаллизуются в виде накипи или образуют пленку на поверхности воды.

Как соли кальция и магния попадают в природную воду, ведь вода, выпадающая в виде осадков, как и талая вода, не содержат солей?

Это происходит следующим образом: вода, напитывается солями, содержащимися в известняках, гипсах и доломитах залегающих в толщах земли.

Это основной источник этих солей. Кроме этого, выветривание горных пород, также может оказывать влияние на карбонатную жесткости воды.

Согласно методам определения жесткости воды по гидрохимии считается:

Это касается оценки общей минерализации воды, но для питьевой воды российский СанПиН определяет предельно допустимые концентрации 0-7 мг-экв/л.

Специалисты в области фильтрации условно делят жесткость питьевой воды так:

  1. 0-1,5 мг-экв/л – мягкая вода
  2. 1,5-2 мг-экв/л – оптимальная питьевая вода
  3. 2-5 мг-экв/л – жесткая вода
  4. 5-7 мг-экв/л – сверхжесткая вода
  5. Больше 7 мг-экв./л – не питьевая вода, за пределами рекомендованных значений.

Можно разделить природную воду на поверхностную и подземную.

Поверхностная вода обычно имеет меньшую жесткость, поскольку она разбавляется в значительной степени осадками и талыми водами. Этим объясняется и факт сезонных изменений показателей общей жесткости для поверхностных вод.

Состав подземных вод более постоянен, и обычно имеет большие значения, чем у поверхностной воды, по общей жесткости.

Питьевая вода должна иметь оптимальный состав по количеству солей жесткости.

Слишком много солей – риск возникновения мочекаменной болезни, заболеваний костей, суставов. Слишком мало солей – соли вымываются из организма, кости приобретают большую ломкость, возрастает риск заболеваний суставов, сосудов.

По мнению некоторых исследователей, в регионах с пониженным уровнем жесткости воды, также возрастает риск сердечнососудистых заболеваний. Это подтверждается статистикой по странам Европы и Северной Америке, исследованиям в российских регионах с разными средними показателями по жесткости воды.

Также жесткая вода образует накипь, что приводит к уменьшению сроков службы бытовой технике, преждевременному износу водонагревательного оборудования, портит сантехническое оборудование.

Накипь - результат высокой жесткости воды

Вода, уровень жесткости которой меньше двух мг-экв/л способна сильнее, чем более жесткая вода оказывать на водопроводные трубы коррозийное воздействие, поскольку имеет более низкую щелочность.

Поэтому, в ряде случаев, особенно в теплоэнергетике, иногда приходится проводить дозирование карбонатной жесткости воды с целью достижения оптимального соотношения между коррозионной активностью воды, ее водородному показателю и содержанию кальция и магния.

В настоящее время ряд специалистов, ссылающиеся на данные ВОЗ, утверждают, что имеющаяся статистика не позволяет однозначно считать мягкую и жесткую воду опасной для здоровья человека. И все же имеющиеся данные подтверждают зависимость водно-солевого баланса в организме человека от этих факторов, а отсутствие нормативной доказательной базы на уровне Всемирной Организации Здравоохранения, не причина закрывать глаза на качество питьевой воды по количественным показателям солей жесткости - солей кальция и магния.

Закажите консультацию специалиста компании Гейзер

Остались вопросы? Мы всегда готовы предоставить консультацию по всем вопросам очистки воды!

Вода необходима человеку для правильной работы организма. В природе H2O в чистом виде не существует, уровень примесей отличается в зависимости от источника. Концентрация солей в водном растворе влияет на срок службы бытовой техники.

Чтобы сохранить здоровье населения и качество оборудования на промышленном производстве, устанавливается норма жесткости воды.

Понятие жесткости воды

Вода добывается из открытых или подземных источников. Почва близ них насыщена в т. ч. различными солями щелочноземельных элементов, чаще всего кальция и магния (сульфидами, фторидами и т.д.). Содержание их в Н2О и определяет ее жесткость.

Бегущая вода

Чем выше концентрация примесей в воде, тем она жестче.

Причины жесткости воды

Жесткость зависит от количества соединений, которые попадают в воду. Основные причины высокой концентрации примесей — местность и сезон. H2O, добываемая в регионах, богатых известняковыми породами, насыщена карбонатом кальция. Органические соединения и соли содержатся в почвенных водах, протекающих по дну рек или озер, т. к. залежи полезных ископаемых и продуктов жизнедеятельности животных обогащают водный раствор.

Лед имеет кристаллическую решетку, поэтому при замерзании воды инородные соединения вытесняются. Зимой концентрация примесей выше, чем весной, т. к. растаявший лед содержит меньше солей.

Типы жесткости воды

В зависимости от того, какие примеси содержатся в H2O, выделяют несколько типов жесткости.

Общая

Общая жесткость — сумма постоянной и временной жесткости.

Временная (карбонатная)

Карбонатная жесткость — показатель, который обозначает концентрацию гидрокарбоната кальция и магния в водном растворе. Сделать воду этого типа пригодной для питья можно, вскипятив ее. При повышении температуры образуются нерастворимые карбонаты. Накипь на чайнике — результат этой реакции.

Но если H2O очищают с помощью хлорирования, то кипятить ее нельзя. При нагревании хлор вступает в химическую реакцию с солями и становится токсичным.

Постоянная (некарбонатная)

Постоянная жесткость показывает содержание хлоридов, нитратов, сульфатов и других солей, не разлагающихся при кипячении. Для смягчения нужен более сложный процесс очистки.

виды жесткости

Типы жесткости воды.

Влияние жесткой воды на здоровье человека

Влияние солей, содержащихся в водном растворе, на организм человека недостаточно изучено. Но, по данным исследований, примеси оказывают негативное воздействие на:

  1. Сердечно-сосудистую систему.
  2. Почки. Большое количество солей в организме приводит к образованию камней.
  3. Кожу. Мыло взаимодействует с солями кальция и магния и образует несмываемую пленку, которая нарушает защитный слой кожи. Раздражение и аллергия — следствие использования жесткой воды.
  4. Волосы. Они становятся ломкими.
  5. Желудочно-кишечный тракт. Соли оседают на стенках желудка, их накопление в организме может привести к дисбактериозу и другим расстройствам пищеварения.
  6. Суставы. Большое количество примесей в воде способствует развитию артрозов.

Нормы жесткости воды

Жесткость определяется концентрацией катионов кальция и магния в растворе, в СИ — моль на кубический метр (моль/м³). Но чаще пользуются другой единицей измерения — миллиграмм-эквиваленты на литр (мг-экв/л). 1 мг-экв/л = 20,04 мг кальция или 12,16 мг магния на л. жидкости.

В России с 2014 г. жесткость измеряется в градусах: 1°Ж = 1 мг-экв/л. Но в разных странах применяются свои единицы измерения:

  • во Франции 1°fH — 0,19 мг-экв/л;
  • в Германии 1°dH — 0,35 мг-экв/л;
  • в Америке 1°ppm — 0,01 мг-экв/л;
  • в Великобритании 1°e — 0,28 мг-экв/л.

Нормы жесткости для бытового использования и промышленного производства различаются.

Для питьевой

Согласно СанПиН (Санитарным правилам и нормам) для питьевой воды жесткость не может превышать 7°Ж. Самым подходящим для человека считается раствор до 2°Ж, приемлемым — до 10°Ж. Норма жесткости начинается с 2°Ж, потому что для здоровья в небольшом количестве необходимы соли, содержащиеся в воде. Их дефицит в организме приводит к вымыванию кальция из костей.

В разных странах стандарты различаются из-за экологической ситуации региона.

Для технической

Для техники насыщенный солями водный раствор тоже представляет опасность: на нагревательных элементах образуется накипь, которая может привести к поломке.

Для большинства производств не установлены нормы жесткости, только допустимое содержание отдельных веществ.

Для бытового использования водный раствор проходит более тщательную очистку, чем для технических нужд. Исключение составляют электронная и фармацевтическая промышленность, где требуется дистиллированная вода.

Расчет жесткости воды

Жесткость рассчитывается по формуле:

°Жо = m(Ca2+) / Э(Ca2+) × V(H2O) + m(Mg2+) / (Э(Mg2+) × V(H2O),

  • m — масса вещества;
  • Э — масса ионов (кальций — 20,04 мг, магний — 12,16 мг);
  • V — объем.

Временную жесткость вычисляют так:

Жк = [HCO3-] = m(HCO3) / Э(HCO3) × V(H2O).

Чтобы узнать градус постоянной жесткости, нужно вычесть из Жо получившееся значение.

Способы определения уровня жесткости воды

Точно определить концентрацию примесей можно только в лаборатории или с помощью специальных приборов, но у насыщенного солями раствора есть ряд отличительных признаков:

  • овощи, крупы и мясо в жесткой воде плохо развариваются;
  • мыло не пенится;
  • чай заваривается дольше;
  • ткани теряют мягкость после стирки;
  • горький или меловый привкус;
  • накипь образуется в чайнике, стиральной машине и на трубах.

Недобросовестные компании могут экономить на очистке, в этом случае нужно проверить показатели жесткости самостоятельно. Узнать концентрацию солей можно несколькими способами. Анализ Н2О делают на любой санэпидстанции и в других лабораториях. Если по результатам исследования концентрация солей выше нормы, то можно подать в суд, ссылаясь на официальный документ.

Самостоятельно уровень жесткости можно проверить с помощью электролизера, но его чаще используют в промышленности. Также применяется аппарат TDS-3. Солемер дает косвенную оценку мягкости водного раствора, определяя его общую минерализацию. Прибор часто используют для контроля количество примесей в колодцах, скважинах, бассейнах и домашних аквариумах.

Самый бюджетный и простой способ — тест с помощью полосок. Если намочить полоску, она окрасится в цвет, соответствующий уровню примесей.

Методы устранения жесткости воды

Уменьшить концентрацию примесей в растворе можно несколькими методами.

Катионирование

Ионообмен — способ уменьшить концентрацию вредных соединений. Основа метода — замена катионов кальция и магния в растворе на катионы натрия или водорода. При пропускании через катионит жесткой воды протекают реакции обмена, в ходе которых образуются нерастворимые соединения Ca2+ и Mg2+, которые задерживаются в субстрате. В раствор в свою очередь переходят не образующие накипи катионы Na+ или H+.

Часто для более эффективной очистки воды катионирование комбинируют с другими способами либо проводят в несколько ступеней, на каждой из которых варьируется концентрация катионита.

Схема катионирования

Умягчение воды методом катионирования.

Термоумягчение

Термоумягчение — самый простой способ, применяемый в быту, подходит только для карбонатной жесткости. При кипячении соединения разлагаются и вода становится пригодной для питья.

Минус термоумягчения в том, что метод подходит только для очистки от карбонатных соединений.

Кипящая вода

Самый простой способ смягчения воды в быту — кипячение.

Реагентное умягчение

В раствор добавляют кальцинированную соду, гашеную известь или ортофосфат натрия. Соли кальция и магния реагируют с этими веществами, образуя твердые компоненты, которые можно отфильтровать. Данный способ подходит для промышленного производства.

Минус реагентного умягчения в быстром изнашивании фильтра, каждые 5-7 лет его нужно заменять.

Схема монтажа умягчителя

Комплекс реагентного умягчения воды для частного дома.

Обратный осмос

Обратный осмос

Фильтр обратного осмоса.

Электродиализ

Водный раствор помещают в сосуд, разделенный множеством перегородок с мембранами. Стерильная вода не проводит электричество. При пропускании тока через раствор ионы притягиваются к противоположно заряженным мембранам и оседают на них. Количество вредных соединений снижается. Метод позволяет очищать воду без использования реагентов.

Минус электродиализа в скапливании солей на мембранах. Из-за концентрации нерастворимых веществ детали установки требуют частой замены. Кроме этого, необходима предварительная очистка воды от коллоидных соединений.

Электродиализ

Схема электродиализа.

Дистилляция

Дистилляция редко применяется для смягчения. Раствор нагревают до 100°С. Соединения с меньшей температурой кипения улетучиваются, а соли остаются в установке после выпаривания жидкости. Образовавшийся пар охлаждают. Вода, смягченная таким способом, содержит примеси, безвредные для человека.

  • много требований к обслуживанию оборудования;
  • медленный процесс очистки;
  • большой расход жидкости для охлаждения конденсата.

Дополнительная информация

Интересные факты об очистке воды:

  1. Во многих странах существовала традиция бросать серебряные монеты в колодец. Серебро реагирует с солями, но не со всеми. Основная причина отказа от использования этого металла в очистке — токсичность. По нормам СанПиН серебру присвоен 2-й класс вредности, но оно опасно только при накоплении вещества в организме.
  2. Неочищенная вода была причиной многих эпидемий тифа, холеры и других заболеваний, а также низкой продолжительности жизни из-за увеличения количества вредных соединений в организме. Человечество пыталось создать очистительные сооружения начиная с древних времен. В Египте изобрели первые методы фильтрования.
  3. Существует миф, что нельзя кипятить воду несколько раз, потому что в ней образуются вредные вещества, но это не так. Состав раствора от повторного нагревания не изменяется.
  4. Многие считают, что бутилированная вода чище фильтрованной, но уровень содержания примесей у них одинаковый.

Читайте также: