ВОДА ЯК ОСНОВА ЖИТТЯ НА ЗЕМЛІ ТА УЧАСНИК ТЕХНОЛОГІЧНИХ ПРОЦЕСІВ

---

Вода – дорогоцінний дар природи, що забезпечує життя на Землі.

Вода – активний творець нашої планети, один з основних її «будівельних матеріалів».

«Найпростіша стійка сполука гідрогену з оксисеном», – таке визначення води можна знайти у хімічній енциклопедії, але найпростіша в хімії – це зовсім не просто.

3.1 Будова молекули води

До ХІХ століття люди не знали, що вода – хімічна сполука. ЇЇ вважали звичайним хімічним елементом. Тільки у 1805 році Олександр Гумбольдт і Жозеф Луї Гей-Люссак встановили, що вода складається з молекул, кожна з яких має два атоми водню і один атом кисню.

Після цього понад сто років вважалося, що вода – це індивідуальна сполука, що описується єдино можливою формулою .

Недостатність цього твердження виявилась тільки у 1932 році. Світ вразила сенсація: крім води звичайної, у природі існує ще й важка вода. В молекулах такої води місце водню займає його важкий ізотоп дейтерій.

Важку воду відкрили американські вчені Гаральд Юрі та Альберт Осборн. В 1933 році американець Герберт Льюіс разом з Ричардом Макдональдом вперше виділили її у чистому вигляді.

В невеликій кількості важка вода присутня постійно всюди в природних водах, зовнішньо зовсім не відрізняючись від звичайної води. Відрізнити їх можна тільки за фізичними характеристиками. В молекулу важкої води входять атоми не легкого водню (), а його ізотопа – дейтерія (), тому молекулярна маса важкої води дорівнює 20.

Формула важкої води , її в’язкість на 23 % вища, ніж у звичайної. Вона кипить при температурі 101,42 ⁰С, а замерзає при +3,8 ⁰С.

Такі особливості дають можливість зрозуміти нерівномірність вмісту важкої води в тих чи інших природних водах. Наприклад, в замкнутих водоймах її більше, тому що в порівнянні зі звичайною водою вона випаровується менш інтенсивно. Тому важкої води більше в місцевостях з жарким кліматом. Збагачується дейтерієм і поверхня океану на екваторі і в тропіках, тим більше що свою долю вносять часті атмосферні опади, при утворенні яких йдуть процеси конденсації води з парової фази, а важка вода конденсується скоріше, ніж легка, отже, опади збагачені важкою водою. Однак для океанської поверхні підвищений вміст важкої води характерний лише у низьких широтах.

Поблизу полюсів свої особливості. У високих південних широтах (в Антарктиці) океанські води помітно "легше". У цьому позначається вплив талих вод антарктичних айсбергів, які відрізняються найнижчим вмістом дейтерію на планеті.

Невелика частка дейтерію і в льодах Гренландії, тим не менше, океанські води високих північних широт збагачені важкою водою. Тут дається взнаки танення "важких" арктичних льодів.

Власне важка вода D₂O в природі знаходиться в незначних кількостях – в мільйонних частках відсотка. Переважає її різновид, склад якої можна виразити формулою HDO.

Важка вода – дуже важлива промислова сировина, ефективний сповільнювач швидких нейтронів. Тому вже зараз її широко застосовують у різноманітних реакторних установках. А в майбутньому важка вода може стати сировиною для термоядерної енергетики: 1 г дейтерію при термоядерному розпаді дає в 10 млн. разів більше енергії, ніж 1 г вугілля при згоранні. У Світовому океані міститься 1015 тонн HDO.

Відкриття важкої води послужило поштовхом до з’ясування фракційного складу води. Незабаром була виявлена надважка вода T₂O. У її складі місце водню займає його природний ізотоп, ще важчий, ніж дейтерій. Це тритій (T), він радіоактивний, атомна маса його дорівнює 3. Тритій зароджується у високих шарах атмосфери, де йдуть природні ядерні реакції. Він є одним з продуктів бомбардування атомів азоту нейтронами космічного випромінювання. Щохвилини на кожен квадратний сантиметр земної поверхні падають 8 … 9 атомів тритію.

У невеликих кількостях надважка (тритієва) вода потрапляє на Землю в складі опадів. У всій гідросфері одночасно налічується лише близько 20 кг T₂O. Тритієва вода розподілена нерівномірно: в материкових водоймах її більше, ніж у океанах; в полярних океанських водах її більше, ніж в екваторіальних. За своїми властивостями надважка вода ще помітніше відрізняється від звичайної: кипить при 104 ° С, замерзає при 4 … 9 ° С, має густину 1,33 г/см³.

Надважку воду застосовують у термоядерних реакціях. Вона зручніша за дейтерієву, оскільки її простіше виявити.

Перелік ізотопів водню не закінчується тритієм. Штучно отримані і більш важкі ізотопи ⁴H і ⁵H, теж радіоактивні.

Таким чином, можливе існування молекул води, в яких містяться будь-які з п’яти водневих ізотопів у будь-якому поєднанні.

Цим не вичерпується складність ізотопного складу води. Існують також ізотопи гідрогену. У періодичній системі хімічних елементів Д.І. Менделєєва знаходиться всім відомий оксиген ¹⁶O.

Два природних ізотопи оксигену - ¹⁷O і ¹⁸O. У природних водах у середньому на кожні 10 тисяч атомів ізотопу ¹⁶O припадає 4 атоми ізотопу ¹⁷O і 20 атомів ізотопу ¹⁸O.

За фізичними властивостями важкооксигенова вода менше відрізняється від звичайної, ніж важкогідрогенова. Отримують її в основному перегонкою природної води і використовують як джерело препаратів з міченим оксигеном.

Крім природних, існують і шість штучно створених ізотопів оксигену. Як і штучні ізотопи гідрогену, вони недовговічні і радіоактивні. З них: ¹³O, ¹⁴O і ¹⁵O – легкі, ¹⁹O і ²⁰O – важкі, а надважкий ізотоп – ²⁴O отриманий в 1970 році.

Існування п’яти гідрогенових і дев’яти оксигенових ізотопів говорить про те, що ізотопних різновидів води може бути 135.

Найбільш поширені в природі 9 стійких різновидів води:

Основну масу природної води – понад 99% – складає протіева вода – ¹H₂¹⁶O.Важкокисневих вод набагато менше: ¹H₂¹⁸O – десяті частки відсотка. ¹H₂¹⁷O – соті частки від загальної кількості природних вод. Тільки мільйонні частки відсотка складає важка вода D₂O, зате у формі ¹HDO важкої води в природних водах міститься вже помітна кількість. Ще рідше, ніж D₂O, зустрічаються і дев’ять радіоактивних природних видів води, що містять тритій: ³T₂¹⁶O, ¹H³T¹⁶O, ²D³T¹⁶O, ³T₂¹⁷O.

Класичною водою слід вважати протієву воду ¹Н₂¹⁶О у чистому вигляді, тобто без найменших домішок решти 134 ізотопних різновидів. І хоча кількість протієвої води в природі значно перевищує кількість всіх інших разом взятих видів, чистої ¹Н₂¹⁶О в природних умовах не існує. В усьому світі таку воду можна знайти тільки у не багатьох спеціалізованих лабораторіях. Її отримують дуже складним шляхом і використовують в експериментах, що потребують виняткової чистоти хімічних реактивів.

Тому робочим еталоном легкої води вважають суміш різновидів води складу ¹H₂¹⁶O, ¹H₂¹⁷O, ¹H₂¹⁸O, взятих у співвідношенні, в якому знаходяться у повітрі відповідні ізотопи оксигену.

У окремій молекулі води ядра атомів гідрогену і оксисену, розташовані так, що утворюють рівнобедрений трикутник. В його вершині порівняно велике оксигенове ядро, в кутах, прилеглих до основи, – по одному ядру гідрогену. Модель молекули води, запропонована Нільсом Бором, представлена на рисунку 3.1.

а – кут між зв’язками О – Н;

б – розташування полюсів зараду;

в – зовнішній вигляд електронної хмари молекули води

Рисунок 3.1 – Будова молекули води

Відповідно до електронної будови молекула води має п’ять електронних пар. Вони утворюють електронну хмару. Хмара неоднорідна – в ній можна розрізнити окремі згущення та розрідження. Біля оксигенового ядра утворюється надлишок електронної густини. Внутрішня електронна пара оксисену рівномірно огортає ядро: схематично вона представлена колом з центром – ядром О^2- (рисунок 3.1 а). Чотири зовнішніх електрона групуються у дві електронні пари, що тяжіють до ядра, але частково некомпенсовані. Схематично сумарні електронні орбіталі цих пар показані у вигляді еліпсів, витягнутих від спільного центра – ядра О^2-. Кожний з решти двох електронів оксисену утворює пару з одним електроном гідрогену. Ці пари також притягаються до оксигенового ядра. Тому гідрогенові ядра – протони – залишаються дещо оголеними, і в них спостерігається брак електронної густини.

Таким чином, в молекулі води є чотири полюси зарядів: два негативних (надлишок електронної густини в області оксигенового ядра) і два позитивних (брак електронної густини біля двох гідрогенових ядер). Можна уявити, що полюси займають вершини деформованого тетраедра, в центрі якого знаходиться ядро кисню (рисунок 3.1б).

Загальний вигляд електронної хмари молекули води зображений на рисунку 3.1в.

Майже сфероподібна молекула води має сильно виражену полярність, оскільки електричні заряди в ній розміщені асиметрично. Кожна молекула води є мініатюрним диполем з високим дипольним моментом. Під дією диполів води у 80 раз послаблюються міжатомні або міжмолекулярні сили на поверхні речовин, які занурюють у воду. Іншими словами, вода має найвищу діелектричну проникність, найвищу із всіх відомих сполук.

Завдяки цьому, вода проявляє себе як універсальний розчинник. Як розчинник вода впливає на тверді тіла, рідини і гази.

Постійно контактуючи з різними речовинами, вода фактично завжди є розчином різного, подекуди дуже непростого складу.

Навіть із дощової води можна виділити різні мінеральні і органічні речовини, розчинені в ній (до кількох десятків міліграмів на літр).

У прісних природних водах – річних, озерних – вміст розчинених речовин переважно не перевищує 1 г/л. Від декількох одиниць до десятків грамів на літр коливається вміст солей у морській воді: наприклад, в Балтійському морі їх не більше, ніж 5 г/л, у Чорному – 18, а в Червоному морі коло 40 г/л. В середньому в 1 л океанської води розчинено 34 -35 г солей. Загальна кількість їх настільки велика, що, якщо їх виділити з води, вони покрили б поверхню земної кулі шаром стометрової товщини.

Солевий склад річних і морських вод відрізняється не тільки кількісно, але і якісно. На 89 % морські солі складаються з хлоридів ( переважно натрію і кальцію), на 10 % – з сульфатів (натрію, калію, магнію), на 1 % – з карбонатів (натрію і кальцію), а також з незначних кількостей інших солей. У прісних водах набір мінеральних домішок інакший. Найбільше тут карбонатів (натрію і кальцію) – до 80 %. Сульфатів (натрію, кальцію, магнію) приблизно 13 %. Решта 7 % – це хлориди (натрію і кальцію) та інші солі.

З газів у прісних і морських водах найбільш поширеними є кисень, азот, вуглекислий газ, сірководень. У чистих гірських джерелах концентрація кисню може досягати 6 г/л. У глибинних шарах Чорного моря висока концентрація сірководню – до 100 г/л. Цей ядовитий газ присутній і в нижніх шарах деяких озер.

У прісних і морських водах є в невеликій кількості різноманітні органічні компоненти – розчинні сполуки типу білків, цукрів, спиртів, вуглеводнів і т.п. Це продукти життєдіяльності і розпаду твариних і рослинних організмів, що населяють водойми і їх береги, а також відходи промисловості і сільського господарства.

Полярність молекул води, наявність в них частково некомпенсованих електричних зарядів викликає схильність до групування молекул в укрупнені утворення – асоціати. Виявляється, що повністю відповідає формулі Н₂О тільки вода, що знаходиться у пароподібному стані. В температурному інтервалі від 0 до 100 ⁰С концентрація окремих молекул рідкої води дорівнює 1 %. Решта молекул об’єднані в асоціати, їх склад може бути описаний загальною формулою (Н₂О)_х.

3.2 Аномалії фізичних та хімічних властивостей води

У періодичній системі Д.І. Менделєєва оксисен утворює окрему підгрупу, яка так і називається підгрупа оксисену.

Елементи, які до неї входять, оксиген, сульфур, селен і телур мають багато спільного у фізичних та хімічних властивостях. Спільність рис прослідковується, як правило, і для однотипних сполук, що утворюють члени підгрупи. Однак, для води є характерним відхилення від правил.

Вода – найбільш легка сполука серед гідридів елементів підгрупи оксисену. Фізичні властивості гідридів, як і інших типів хімічних сполук, визначаються положенням в таблиці елементів відповідної підгрупи. Так, чим легший елемент підгрупи, тим вищою є летючість гідриду.

Ця ж властивість проявляється у здатності води «липнути» до багатьох предметів, тобто змочувати їх. Вивчення цього явища показало, що всі речовини, які легко змочуються водою (глина, пісок, папір та ін), обов’язко містять кисень. Для пояснення природи змочування цей факт виявився ключовим: енергетично неврівноважені молекули поверхневого шару води отримують можливість утворювати додаткові гідрогенові зв’язки з “чужими» атомами оксигену.

Завдяки поверхневому натягу і здатності до змочування вода може підніматися у вузьких вертикальних каналах на висоту, більшу, ніж допускає сила тяжіння, тобто вода має властивість капілярності.

Капілярність відіграє важливу роль у багатьох природних процесах, що відбуваються на Землі. Завдяки цьому вода змочує шари ґрунту, що лежать значно вище за рівень ґрунтових вод, і постачає до коріння рослин розчини поживних речовин. Капілярність зумовлює рух крові та тканинних рідин у живих організмах.

Найвищими виявляються у води якраз ті характеристики, які мали б бути найнижчими: температура кипіння і замерзання, теплоти пароутворення і плавлення.

Температури кипіння і замерзання гідридів елементів оксигенової підгрупи від’ємні (рисунок 3.2). При температурах, вищих за 0 ^оС ці сполуки знаходяться у газоподібному стані. По мірі переходу до більш легких гідридів температури кипіння та замерзання ще більше понижуються. Якби ця закономірність збереглася і для води, то вона б мала кипіти за температури – 70^ОС та замерзати за температури – 90^ОС. В такому випадку вода б ніколи не могла існувати у земних умовах ні в твердому, ні у рідкому стані. Єдиним можливим станом існування води був би пароподібний.

Рисунок 3.2 – Температури кипіння і замерзання сполук гідрогену

Але на графіку залежності температур кипіння та замерзання видно несподіваний різкий підйом – температура кипіння води +100 ^ОС, замерзання 0 ^ОС. Це ще одна аномалія властивостей води, що забезпечує широкий інтервал її існування в усіх фазових станах в умовах нашої планети. Асоціативність води має вплив і на дуже високу питому теплоту її пароутворення. Щоб випарувати воду вже нагріту до 100 ^ОС, необхідна в шість разів більша кількість теплоти, ніж для нагрівання такої ж маси води на 80 ^ОС.

Кожну хвилину мільйон тон води гідросфери випаровується під дією сонячного проміння. В результаті в атмосферу постійно поступає колосальна кількість теплоти, еквівалентна тій, що виробляли б 40 тисяч електростанцій потужністю 1 млрд. кіловат кожна.

Питома теплота плавлення льоду більш висока, ніж у інших речовин.

Під час замерзання води відповідна кількість теплоти надходить в навколишнє середовище, а під час танення льоду – поглинається. Тому маси льоду, на відміну від пароподібних мас, є поглиначами тепла у середовищі з додатною температурою.

Широке використання води в якості охолоджувача пояснюється не тільки її невисокою ціною та доступністю. Справжня причина у її фізичних властивостях, а саме у її високій теплоємності. Поглинаючи велику кількість теплоти, сама вода суттєво не нагрівається. Питома теплоємність вод у п’ять разів вища, ніж у піску, і майже в десять разів вища, ніж у заліза.

Здатність води накопичувати великі запаси теплової енергії дає можливість вирівнювати різкі температурні коливання на земній поверхні в різні пори року і в різний час доби. Отже, вода є основним регулятором теплового режиму нашої планети.

Отже, основні фізичні властивості води представлені к таблиці 3.1.Таблиця 3.1 – Властивості води

Серед аномальних властивостей води слід відмітити її надзвичайно високий поверхневий натяг 0,073 Н/м (за температури 20 ^ОС). Серед всіх рідин більш високий поверхневий натяг має тільки ртуть.

Незвичайним є процес утворення льоду, тобто процес переходу води з рідкого у твердий стан. Ця зміна відбувається зовсім не так, як у інших речовин. Всі вони (крім вісмута та галія) стискаються по мірі охолодження. Під час затвердіння їх об’єм суттєво зменшується. Їх густина в твердому стані стає вищою, ніж в рідкому.

Під час замерзання води все відбувається навпаки – густина льоду зменшується, а об’єм збільшується на 10 %. Завдяки цій особливості води природні водойми ніколи не промерзають до дна.

3.3 Показники якості води

Склад і якість води оцінюють за фізичними, хімічними та санітарно-біологічними показниками.

До фізичних показників належать температура, вміст завислих речовин, кольоровість, запахи та присмаки.

Температура води підземних джерел характеризується постійністю (8-12 ^ОС). Температура води поверхневих джерел змінюється в залежності від пори року (0,1 – 30 ^ОС) та залежить від надходження підземних вод та скидів використаної води.

Прозорість і мутність характеризують наявність у воді завислих речовин (частинок піску, глини, мулу, планктону, водоростей та ін.).

Кольоровість води зумовлена присутністю гумусових і дубильних речовин, білково- та вуглеводневоподібних сполук жирів, органічних кислот та інших органічних сполук, що входять до складу живих та рослинних організмів і є продуктами життєдіяльності або розкладання цих організмів.

Забарвлення води спричинюється також наявністю сполук заліза, стічних вод або «цвітінням» водойм. Масовий розвиток водоростей надає воді світло-зеленого, зеленувато-бурого, темно-бурого та смарагдово-зеленого кольору.

Кольоровість води вимірюється у градусах платиново-кобальтової шкали.

Присмаки та запахи природних вод можуть бути природного (присутність заліза, марганцю, сірководню) або штучного походження (скиди промислових стоків). Розрізняють чотири основних смаки води: солений, гіркий, солодкий та кислий. Відтінки смакових відчуттів називають присмаками. Солений смак води зумовлений присутність хлориду натрія, гіркий – сульфата магнія, кислий смак пояснюється надлишком розчиненої вуглекислоти, залізний присмак додають воді солі заліза, лужний – поташ, їдкі луги, в’яжучий – сульфат кальцію, солі марганцю.

До запахів природного походження належать землистий, рибний, гнильний та ін. До запахів штучного походження належать хлорний, камфорний, аптечний, фенольний, хлорфенольний, запах нафтопродуктів.

Інтенсивність та характер запахів та присмаків води визначають органолептично за п’ятибальною шкалою.

Загальний, сухий, прогартований залишок (мг/л або мг-екв/л) – це поняття, які дають можливість визначати кількість солей та концентрацію домішок у природних водах. Загальний або щільний залишок характеризує вміст у воді неорганічних домішок і є залишком від випаровування відомого об’єму нефільтрованої води, що потім висушується за температури 110 ^ОС до постійної маси.

Сухий залишок або розчинений осад характеризує вміст мінеральних солей і нелетких органічних сполук. Його отримують після випарювання відомого об’єму води, попередньо профільтрованої через паперовий фільтр.

Прогартований залишок визначає у воді вміст неорганічних речовин. Його визначають шляхом випарювання відомого об’єму води, прогартовування залишку за температури 800 ^ОС та зважування. Розрізняють прогартований розчинений залишок та прогартований загальний залишок. У першому випадку пробу води перед випарюванням фільтрують через паперовий фільтр, а у другому – ні. Отже, прогартований розчинений залишок характеризує вміст солей у воді.

До хімічних показників якості води належать: іонний склад, жорсткість, лужність, здатність до окислення, активна концентрація іонів водню (рН), сухий залишок, загальний вміст солей, вміст розчиненого кисню, вільної вуглекислоти, активного хлора.

Вміст солей у воді визначають за сухим залишком (мг/л):

- до 100 – ультрапрісні;

- 100 – 1000 – прісні;

- 1000 – 3000 – слабосолені;

- 3000 – 10000 – солоні;

- 10000 – 50000 – сильносолені;

- 50000 – 300000 – россоли;

- більше 300000 – ультрароссоли.

Лужність води визначається сумою гідроксильних іонів та аніонів слабких кислот, що знаходяться у воді. Розрізняють бікарбонатну, карбонатну та гідратну лужність, а їх сума визначає загальну лужність води. Лужні метали (мг/л) в природних водах переважно представлені іонами калію і натрію.

Жорсткість води зумовлена присутністю у воді солей кальцію і магнію. Жорсткість води виражають у мг-екв/л (1 мг-екв/л жорсткості або 12,16 мг/л іонів магнію). Розрізняють карбонатну та не карбонатну жорсткість води. Карбонатна жорсткість зумовлена наявністю у воді карбонатних солей кальцію та магнію. Під час термічної обробки води вона легко усувається. Не карбонатна жорсткість зумовлена присутністю у воді кальцієвих та магнієвих солей соляної, сірчаної, кремнієвої та азотної кислот. Сума карбонатної та не карбонатної жорсткості визначає загальну жорсткість води.

Також у природних водах можуть бути присутніми залізо та марганець. Переважно вміст заліза та марганцю в природних водах не перевищує кілька десятків мг/л.

Активна реакція води є показником її лужності або кислотності, кількісно вона визначається концентрацією іонів гідрогену. Молекули води дисоціюють на іони гідрогену та гідроксилу: Н₂О = Н⁺+ОН^-.

Константа рівноваги К для цієї реакції визначається рівнянням

^.

Добуток концентрацій іонів гідрогену та гідроксилу у водному розчині – величина постійна для будь-якого водного розчину за даної температури. За кімнатної температури . Тоді в нейтральному розчині концентрації цих іонів мають бути однаковими, тобто іонів/л^.

За концентрацією іонів гідрогену можна зробити висновок про кислотність або лужність води, тобто, якщо , розчини мають лужну реакцію, якщо – кислу.

На практиці активну реакцію води виражають водневим показником рН, який є від’ємним десятковим логарифмом концентрації іонів гідрогену, тобто

.

Для нейтральної води рН=7, для кислої рН<7, для лужної pH>7. Природні води за величиною рН можна класифікувати на:

- кислі – рН =1…3;

- слабокислі – рН =4…6;

- нейтральні – рН= 7;

- слаболужні – рН=8…10;

- лужні – рН=11…14.

Активна реакція природних вод переважно коливається в межах 6,5 – 8,5.

Окислюваність води (тобто кількість кисню в мг/л, еквівалентна витраті окислювача, необхідного для окислення домішок даного об’єму) зумовлюється присутністю органічних та деяких неорганічних домішок, що легко окислюються. В залежності від окислювача, що застосовується розрізняють перманганатну та біхроматну окислюваність. При цьому окислюваність 1 мгО/л відповідає окислюваності 0, 253 мг/л KMnO₄.

Різке підвищення окислюваності свідчить про забруднення води органічними речовинами.

Речовини, що містять азот (іони амонію, нітритні та нітратні іони) утворюються в результаті відновлення нітритів та нітратів заліза сірководнем, гумусовими речовинами або в результаті розкладання білкових сполук, що потрапляють до природних вод з стічними водами.

Крім того у природних водах можуть знаходитись кремній, сполуки фосфору, фтор, йод.

Фтор у природних водах знаходиться у кількості приблизно 18 мг/л. Фтор є активним у біологічному відношенні компонентом, тому його вміст у питній воді має бути в межах 0,7 – 1,5 мг/л.

Йод є надзвичайно важливим біологічним мікроелементом, вміст якого у воді має бути не меншим за 10^-8 мг/л.

Токсичні речовини – миш’як, стронцій, берилій, радіоактивні речовини – уран, радій переважно потрапляють у природні води з стічними водами.

Розчинені у воді гази – кисень, вуглекислий газ, сірководень, метан і азот – впливають на якість води. Так сірководень, вуглекислий газ та кисень надають воді високих корозійних властивостей по відношенню до металів та бетонів.

Гідробіонти, що населяють природні води, в процесі своєї життєдіяльності суттєво впливають на якість води, оскільки вони використовують розчинені органічні речовини, деякі істоти-фільтратори харчуються бактеріями, водоростями та ін.

Санітарно-біологічними показниками якості води є колі-титр та колі-індекс, а також загальна кількість бактерій. КОЛІ-ТИТР — найменша кількість досліджуваного об’єкта, в якій міститься кишкова паличка. Для рідких середовищ визначається у мілілітрах, для щільних — у грамах. Напр., К.‑т. води, безпечної в епідеміо­логічному відношенні, становить 333 мл. Його можна визначити, виходячи з показника колі-індексу (див. Колі-індекс), зокрема, якщо колі-індекс становить 3, К.‑т. відповідно – 333 мл (1000 мл:3 = 333 мл). КОЛІ-ІНДЕКС — кількість лактозопозитивних кишкових паличок (Escherichia coli) в 1 л (г) досліджуваного об’єкта (води, ґрунту, харчових продуктів). Кишкову паличку використовують як санітарно-показовий (індикаторний) мікроорганізм фекального забруднення об’єктів, а її кількість (К.‑і.) характеризує ступінь забруднення об’єкта. Напр., встановлено, що питна вода безпечна в епідеміоло­гічному відношенні, якщо К.‑і. становить ≤3 (3 кишкові палички в 1 л води). Таке ж значення К.‑і. допускається для води очищеної, що використовується при виготовленні ЛП, і до якої не висуваються вимоги стерильності.

Бактерії та віруси, що містяться у воді можуть викликати захворювання на черевний тиф, паротит, дизентерію, бруцельоз, інфекційний гепатит, гострий ентероколіт, конюктивіт.

В зв’язку з тим, що при мікробіологічному аналізі води визначити вид патогенних бактерій складно, бактеріологічні дослідження зводяться до визначення загальної кількості бактерій в 1 мл води, що ростуть за температури 37⁰С, і кишкової палички – бактерії колі. Наявність її у воді має індикаторну функцію – тобто свідчить про забруднення води виділеннями людей та тварин. Мінімальний об’єм досліджуваної води (мл), що приходиться на одну кишкову паличку, називається колі-титром, а кількість кишкових паличок в 1л води – колі-індексом.

3.4 Вимоги споживачів до якості води

Вимоги споживачів до якості води можуть бути різними, але найчастіше в межах населеного пункту, в тому числі населенням використовуються «Вода питна ГОСТ 2874 – 82». Основні вимоги до неї згідно з цими нормами такі:

- колі-індекс – менше 3;

- загальна кількість бактерій – менше 100;

- загальна жорсткість – менше 7 мг-екв/дм³;

- каламутність повинна бути не більше 1,5 мг/дм³;

- кольоровість – не більше 20 градусів;

- запах і присмак – не більше 2 балів;

- активна реакція води рН=6,5 – 8,5;

- вміст заліза – менше 0,3 мг/дм³;

- сухий залишок – менше 1000 мг//дм³;

- фтору – 0,7 – 1,5 мг/дм³;

- марганцю – менше 0,1 мг/дм³;

- сульфатів – менше 500 мг/дм³;

- хлоридів – менше 350 мг/дм³.

Водночас нині починають впроваджуватися Державні санітарні правила і норми «Вода питна. Гігієнічні вимоги до якості води централізованого господарсько-питного водопостачаня», затверджені Міністерством охорони здоров’я України 23 грудня 1996 року, які передбачають більш жорсткі вимоги до якості води.