Ионообменные смолы для очистки воды от органики. Перманганатная окисляемость (ПО), или перманганатный индекс Перманганатная окисляемость способы устранения

Я убежден, что на вопрос о качестве водопроводной воды в нашем городе каждый из вас ответит голосом полным уверенности, что качество нашей воды оставляет желать лучшего. Но готовы ли вы ответить насколько наша вода не соответствует допустимым нормам? Если нет, то мы готовы помочь вам разобр …

Уже ни для кого не секрет, что пресной воды на нашей планете больше не будет и чище она не станет. Техногенные катастрофы и катаклизмы происходят чуть ли не каждый день и ухудшают экологическую обстановку. Одними из основных макро-показателей качества питьевой воды считаются: …

Система обратного осмоса постоянно сливает воду в канализацию. Проверьте действительно ли это так. Перекройте подачу воды в бак. Для того чтобы перекрыть бак для воды залезьте под мойку и перекройте рычажок на кране (синий) под прямым углом (90 градусов), к потоку воды (шлангу). Если через 30 мин …

Сегодня на рынке водоочистного оборудования существует множество моделей и типов фильтров, предназначенных для доочистки питьевой воды. В последнее время для этих целей всё чаще используются обратноосмотические системы. В связи с технической сложностью конструкции систем обратного осмоса многие сп …

Всем известно, что воду в городских водопроводах в Украине обеззараживают хлором. Не секрет, что хлор в воде - неприятная вещь не только для бактерий, на которых он рассчитан, но и для людей, которые эту воду пьют. С трупами бактерий, к слову. Но не в этом дело. Хлор из воды можно удалить с …

Что это такое дистиллированная вода? Правда ли, что дистиллированная вода кипит? Правда ли, что пить дистиллированную воду вредно? Опасно ли пользоваться дистиллированной водой? Дистиллят - это плохо? Для чего используется дистиллированная вода? Можно ли пить дистиллят детям? В …

Вымываются ли соли из организма? В одном из писем получил вопрос: "Вымывается ли из организма кальций при постоянном употреблении родниковой воды?". Попробуем ответить:) Для начала определимся с родниковой водой, которая уже упоминалась ранее в статьях. Так, например, в приведённом при …

Главные «сигналы» Увы, то, что вода далеко не всегда и везде пригодна для питья, знают все. Безусловно, в разных странах и городах ситуация сильно различается, однако способы «уличения» воды в непригодности при этом едины. Самый лучший способ убедиться в пригодности (ил …

Вода в организме является главным химическим компонентом, составляющим в среднем 60 процентов веса тела. Каждая система в организме зависит от воды. Например, вода вымывает токсины из органов, приносит питательные вещества клеткам и обеспечивает влажную среду для тканей горла, носа и ушей. Недостато …

Прописная истина гласит — «человек состоит из воды». Мозг взрослого человека состоит из воды на 74,5%, кровь — на 83%, в мышцах воды 75,8%, в костях — 22%. Человеческий зародыш — сплошная вода: в трехдневном эмбрионе ее 97%, в трехмесячном — 91%, а в восьмим …

Под окисляемостью воды понимают количество кислорода или ис-кусственно введенного окислителя (например, КМпО 4 или К 2 Сг г О 7), идущее на окисление содержащихся в воде органических веществ. Различают перманганатную (КМпО 4) и бихроматную (К 2 Сг 2 О 7) окисляемость.

Кроме органических веществ могут окисляться некоторые не-органические восстановители, например, NO 2 – , Fe 2+ , Мn 2+ , H 2 S и др. При значительном содержании восстановителей их влияние на ве-личину окисляемости учитывается при расчете.

Происхождение и содержание органических веществ, находя-щихся в природных водах, весьма разнообразны. Различны и их химические свойства по отношению к кислороду: одни вещества устойчивы к окислению, другие, наоборот, легко окисляются. Пря-мое определение органических веществ в природных водах являет-ся сложной и трудоемкой задачей. Поэтому пользуются более простыми косвенными методами. Один из них – это метод перманга-натной окисляемости, дающий представление о содержании в воде легко окисляющихся органических веществ.

Метод бихроматной окисляемости соответствует полному окислению органических веществ (легко и трудно окисляющихся), за исключением некото-рых белковых соединений. Обычно перманганатная окисляемость составляет 40 – 50 % от истинной окисляемости органических ве-ществ, то есть полного окисления органического углерода до СО 2 .

Повышенная окисляемость может указывать на загрязнение воды. Наименьшую окисляемость (до 1 – 2 мг/л О 2) имеют глубокие подземные воды, относящиеся к 1-му классу. Окисляемость подзем-ных вод, относящихся ко 2-му и 3-му классам, может быть повыше-на, но не более 5 и 15 мг/л О 2 соответственно. В грунтовых водах окисляемость обычно выше (до 2 – 4 мг/л), причем тем больше, чем выше цветность воды. Поэтому высокая окисляемость при неболь-шой цветности указывает на высокое загрязнение воды. В воде открытых водоемов окисляемость повышается до 5 – 6 мг/л в реках и до 6 – 8 мг/л в водохранилищах, достигая еще больших величин в водах болотного происхождения. Вода считается пригодной для хозяйственных и питьевых целей, если перманганатная окисляе-мость ее не превышает 3,0 мг/л О 2 .

Установлено, что с повышением содержания в воде органичес-ких веществ увеличивается и ее бактериальное загрязнение.

Определение основано на том, что КМnО 4 , будучи в кислой сре-де сильным окислителем, реагирует с присутствующими в воде вос-становителями (органические вещества, соли железа (II), нитраты). Ион Мп +7 О 4 – принимает при этом 5 электронов и переходит в двух-валентный катион Мn 2+ :

МnО 4 – + 8Н + + 5е – > Мn 2+ + 4Н 2 О

Избыток КМnО 4 реагирует с вводимой в раствор щавелевой кислотой:

2МnО 2 – + 5Н 2 С 2 О 4 + 6Н + > 2Мп 2+ + 10СО 2 + 8Н 2 О

Из последнего уравнения видно, что не вступившая в реакцию щавелевая кислота оттитровывается КМnО 4 .

Точность метода 0,4 мг/л О 2 , если окисляемость не превышает 4 мг/л О 2 ; при более высокой окисляемости ошибка составляет 10 %.

Оборудование, реактивы, материалы

1) бюретка для титрования;

2) пипетки 10 мл, 15 мл, 50 мл, 100 мл;

3) колба коническая термостойкая 250 мл;

1) электроплитка;

2) стеклянная воронка;

3) раствор перманганата калия 0,01 н (КМnО 4);

4) раствор щавелевой кислоты 0,01 н (Н 2 С 2 О 4);

5) серная кислота H 2 SO 4 (1: 3), предварительно ее окисляют на холоде раствором КМnО 4 до слабо-розовой окраски для удаления возможных восстановителей.

Материал: вода поверхностного источника.

Ход работы

В термостойкую колбу отмеряют пипеткой 100 мл (или меньше) исследуемой пробы в зависимости от содержания в ней органических веществ (при окисляемости до 10 мг/л О 2 можно брать 100 мл пробы).

При объеме пробы меньше 100 мл доводят общий объем до 100 мл дистиллированной водой. В колбу приливают 5 мл H 2 SO 4 (1: 3) и 15 мл 0,01 н раствора КМпО 4 .

Затем нагревают пробу до появления первых пузырьков пара, и с этого момента содержимое колбы кипятят 10 мин. Во избежание разбрызгивания содержимого колбы при нагревании необходимо в горло колбы вставить стеклянную воронку.

В процессе кипячения могут произойти следующие изменения первоначального фиолетового цвета раствора перманганата:

1) жидкость обесцвечивается, что свидетельствует о большом содержании в данном объеме пробы восстанавливающих веществ. В таком случае определение повторяют и берут меньший объем исследуемой пробы;

2) жидкость приобретает коричнево-бурый цвет, что свидетельствует о недостаточном количестве H 2 SO 4 . В таком случае в раствор следует добавить еще 5 мл H 2 SO 4 и продолжить определение;

3) жидкость приобретает красноватый оттенок или остается после 10-минутного кипячения окрашенной в фиолетовый цвет. Это свидетельствует о том, что определение идет правильно.

В окрашенную жидкость приливают пипеткой 15 мл 0,01 н раствора Н 2 С 2 О 4 . Содержимое колбы при этом обесцвечивается, Н 2 С 2 О 4 окисляется атомарным кислородом, который образуется при распаде КМnО 4 .

Так как частично КМnО 4 расходуется на окисление органических веществ в исследуемой пробе, при добавлении в пробу 15 мл раствора Н 2 С 2 О 4 создается ее избыток. Не доливая бюретки с раствором КМnО 4 , титруют пробу до появления устойчивой слабо-розовой окраски от одной прибавленной капли КМnО 4 . Записывают суммарное количество КМnО 4 , израсходованное как на окисление органических веществ в пробе, так и на окисление 15 мл Н 2 С 2 О 4 . Обозначим его через А.

Определение нормальности КМnО 4

Для определения поправочного коэффициента к нормальности КМnО 4 , затраченного на окисление 15 мл Н 2 С 2 О 4 (обозначим его как В), в колбу, в которой производился анализ, приливают пипеткой 15 мл стандартного 0,01 н раствора Н 2 С 2 О 4 и пробу титруют вновь до слабо-розовой окраски (температура пробы при титровании должна быть ~ 50 – 60 ˚ С).

Поправочный коэффициент к нормальности КМnО 4 вычисляют по формуле:

Вычисление окисляемости в миллиграммах на литр (мг/л) производится по формуле:

О 2 = ,

где: 8 – эквивалентная масса кислорода; N – нормальность раствора КМnО 4 (0,01 н); К – поправочный коэффициент к нормальности КМnО 4 ; А – количество КМnО 4 , затраченное на окисление органических веществ и 15 мл Н 2 С 2 О 4 , мл; В – количество КМnО 4 , израсходованное на окисление 15 мл Н 2 С 2 О 4 , мл; V – объем пробы воды, взятой для анализа, мл.

Перманганатная окисляемость питьевой воды – это показатель количества органических и минеральных веществ, содержащихся в жидкости, и окисляемых самым сильным окислителем. Исчисляется в миллиграммах кислорода, расходуемого на окисление этих элементов. Исходя из вида используемого окислителя, выделяют следующие типы окисляемости:

перманганатная;
цериевая;
иодатная;
бихроматная.

Наивысшая степень окисления производится иодатным и бихроматным методом. Определение перманганатной окисляемости воды – наиболее распространенный способ очистки малозагрязненных природных источников. Заключается в кипячении анализируемой жидкости в течение 10 минут с добавлением в раствор перманганата калия. Для более загрязненных вод, с отходами деятельности человека, применяют бихроматный метод. С его помощью определяют состояние водоемов, поверхностных стоков и степень их очистки. Сопоставление результатов обеих методов позволяет судить о концентрации присутствующих в жидкости микроорганизмов.

лаборатория нашей компании при МГУ имени М.В. Ломоносова

Стоимость химического анализа воды

От 2 500 руб. ЗАКАЗАТЬ

Химический (14 показателей)

Исследуемые показатели: органолептические (мутность, цветность, запах), физико-химические (электропроводность, pH) и химические (обобщенные показатели) характеристики воды.

Определения окисляемости перманганатной

Перманганатная окисляемость является удобным показателем, с помощью которого можно комплексно оценить степень загрязнения жидкости бактериями. Органические загрязнители очень различаются по своей природе и химическим характеристикам. Они формируются под воздействием атмосферных осадков, биологических процессов, поступлением поверхностных, подземных и сточных вод.

Значения этого параметра могут варьироваться. У поверхностных вод они выше, поэтому горные реки имеют показатель 2-3 мг О2/дм 3 , равнинные – 5-12 О2/дм 3 , болота – десятки миллиграммов на 1 дм 3 . Подземные воды – от сотых до десятых долей миллиграмма. Исключением являются источники, находящиеся в местах нефтегазовых месторождений.

Если Вам нужен достоверный комплексный анализ жидкости, обращайтесь в компанию "ДОМИАТО". Наши квалифицированные сотрудники возьмут пробу и исследуют воду в лабораторных условиях с использованием специального оборудования. Мы предлагаем несколько видов исследований: химический и бактериологический. На основании их результатов мы поможем подобрать эффективную систему водоочистки или фильтрации и доставим ее в кратчайшие сроки по Москве и в Московской области. Все монтажные работы будут выполнены быстро и качественно.

Определение перманганатной окисляемости питьевой воды на профессиональном оборудовании в лаборатории компании "ДОМИАТО". Низкие цены, оперативность и высокий уровень сервиса.

Теоретическая часть

Природная вода является сложной системой, в которой присутствует множество других веществ – растворенные газы (О 2 , N 2 , СО 2), соли в виде ионов Na + , K + , Mg 2+ , Ca 2+ , Cl – , SO 4 2– , HCO 3 – и др., а также живые организмы.

Гидросфера служит естественным аккумулятором большинства загрязняющих веществ, поступающих в атмосферу и литосферу. Это связано с большой растворяющей способностью воды, с гидрологическим циклом воды в природе, а также с тем, что водоемы являются конечным пунктом на пути движения различных сточных вод.

В природную воду могут попадать отходы двух видов (рис. 2):

Природные – органические остатки природного происхождения (экскременты животных, растительные остатки и т.д.);

Антропогенные – отходы, связанные с деятельностью человека. Основными источниками загрязнения водоемов служат предприятия черной и цветной металлургии, химической, целлюлозно-бумажной, легкой промышленности, бытовые сточные воды и т.д.

Важным показателем качества воды является количество растворенного в ней кислорода. В прямой зависимости от его содержания находится жизнь микроорганизмов (см. рис. 2) и способность вод к самоочищению. Живущие в воде аэробные бактерии с помощью кислорода окисляют органические вещества, попавшие в воду, так как они служат им пищей и удовлетворяют энергетические запросы. Органические вещества, способные окисляться в воде бактериями, называют биоразложимыми.

Процесс окисления достаточно сложен. В результате его органические загрязнители исчезают, а содержащиеся в них элементы С, Н, О, N, S, Р превращаются в окисленные формы - H 2 O , CO 2 , PO 4 3– , SO 4 2– , NO 3 – (неопасные для живых организмов вещества).

Если в воде находится большое количество загрязняющих веществ, то окислительные реакции снижают количество растворенного в воде кислорода и на смену аэробным бактериям приходят анаэробные (см. рис. 2). Анаэробные бактерии разлагают органические вещества до NH 3 , PH 3 , H 2 S и CH 4 . Продукты разложения токсичны для всех живых организмов и обладают неприятным запахом.

Количество растворенного О 2 , необходимое для окисления всех биоразложимых органических отходов в воде, называют биохимической потребностью в кислороде (БПК). Величину БПК определяют следующим образом: пробу насыщают кислородом и определяют его количество (при t = 20 0 С) непосредственно после насыщения и через 5 (или 20 суток). Разность между этими значениями соответствует БПК 5 (или БПК 20). Также определяют полное биохимической потребление кислорода - БПК ПОЛН.

Максимальная растворимость кислорода в воде при 20 0 С равна ~ 9 мг/дм 3 , а БПК ПОЛН (по стандартам качества питьевой воды) не должна превышать 3 мгО 2 / дм 3 Н 2 О. Чем больше БПК, тем сильнее загрязнена вода органическими и другими биоразложимыми веществами.

В воде появляется все больше веществ, которые не поддаются биологическому разложению (например, органические растворители) и поэтому не фиксируются показателем БПК. Также определение БПК в природной воде является сложной и трудоемкой задачей.

Поэтому пользуются более простыми косвенными методами. Для окисления загрязняющих веществ используют химические окислители – перманганат калия (KMnO 4) или бихромат калия (K 2 Cr 2 O 7), израсходованное количество которых переcчитывают на эквивалентное количество кислорода (О 2).

Соответственно различают перманганатную и бихроматную окисляемость.

Окисляемость – это условная величина, характеризующая загрязненность воды различными легко окисляющимися веществами, главным образом органического происхождения. Она показывает, сколько миллиграммов кислорода необходимо для окисления загрязнителей, содержащихся в одном литре воды (мгО 2 / дм 3 Н 2 О). В чистых родниковых и артезианских водах окисляемость обычно составляет 1,0–2,0 мгО 2 /дм 3 . В воде открытых водоемов окисляемость повышается до 6-8 мгО 2 /дм 3 H 2 O, достигая большего значения в водах болотного происхождения.

Перманганатная окисляемость является характеристикой питьевых вод, а также вод рек, защищенных от попадания каких-либо промышленных отходов.

Вода считается пригодной для хозяйственных и питьевых целей, если перманганатная окисляемость ее не превышает 5,0 мгО 2 / дм 3 Н 2 О (при t = 25 0 С).

При загрязнении вод промышленными стоками перманганатная окисляемость не отражает полного содержания органических загрязнений в воде. В этом случае определяют бихроматную окисляемость, которая называется химическим потреблением кислорода (ХПК).

ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ

Тема работы “Определение перманганатной окисляемости воды”.

Цель работы – исследование воды на содержание в ней органических загрязнителей.

Определение основано на том, что перманганат калия (KMnO 4), являясь сильным окислителем, в кислой среде реагирует с восстановителями (органические вещества, соли железа (II), нитраты и т.д.) в соответствии с уравнением:

MnO 4 – + 8Н + + 5ē = Mn 2 + + 4H 2 O (1)

фиолетовый бесцветный

Избыток KMnO 4 , оставшийся после окисления загрязнителей, реагирует с вводимой щавелевой кислотой (Н 2 С 2 О 4) по уравнению

2MnO 4 – + 5С 2 О 4 2– + 16Н + = 2Mn 2+ + 10СО 2 + 8H 2 O (2)

Не вступившую в реакцию (2) щавелевую кислоту оттитровывают перманганатом калия (KMnO 4) по реакции 1.

Выполнение опыта

1. Отмерьте цилиндром 100 см 3 исследуемой воды (V H 2 O ИССЛ) и перенесите ее в коническую колбу емкостью 250 см 3 .

2. Добавьте к воде 5 см 3 раствора серной кислоты H 2 SO 4 (1:2).

3. Прилейте из бюретки 20 см 3 раствора перманганата калия концентрацией 0,01 моль-экв/дм 3 . Этот объем обозначим V 1 .

4. Накройте колбу воронкой, нагрейте до кипения и кипятите в течение 10 минут. При кипячении идет процесс окисления веществ-загрязнителей по уравнению (1), в результате чего раствор светлеет.

5. Снимите колбу с нагревательного прибора и добавьте в нее 20 см 3 раствора щавелевой кислоты концентрацией 0,01 моль-экв/дм 3 . Раствор обесцвечивается, так как щавелевая кислота реагирует с избытком KMnO 4 по уравнению (2).

6. Проведите титрование обесцвеченного горячего раствора с помощью раствора перманганата калия до появления устойчивой светло-розовой окраски.

Определите объем KMnO 4 , израсходованный на титрование, который обозначим как V 2 .

Таким образом, перманганат калия Вы использовали дважды, поэтому его общий объем V общ = V 1 + V 2 , т.к. KMnO 4 расходуется как на окисление органических загрязнителей воды, так и на окисление 20 см 3 щавелевой кислоты.

Для определения окисляемости необходимо учитывать расход перманганата калия на окисление только органических примесей воды. Поэтому отдельным опытом надо определить объем перманганата калия, необходимый для окисления 20 см 3 щавелевой кислоты.

Для этого проведите следующий эксперимент:

1. Отмерьте цилиндром 100 см 3 дистиллированной воды (V ДИС) и перенесите ее в коническую колбу емкостью 250 см 3 .

2. Добавьте к воде 5 см 3 H 2 SO 4 (1:3) и нагрейте раствор до 50-60 0 С.

3. Снимите колбу с нагревательного прибора.

4. Добавьте в колбу 20 см 3 раствора щавелевой кислоты концентрацией 0,01 моль-экв/дм 3 и титруйте раствором перманганата калия до устойчивой светло-розовой окраски.

Определите значение объема KMnO 4 (V 3), израсходованного на титрование этого раствора.

Запись результатов опыта

Перманганат калия является сильным окислителем, поэтому концентрация его раствора изменяется со временем и ее необходимо рассчитать, используя закон эквивалентов:

Перманганатную окисляемость воды Х (мгО 2 /дм 3 H 2 O) рассчитайте по формуле:

где 8 – эквивалентная масса кислорода

В выводе дайте заключение о качестве исследуемой воды относительно содержания в ней органических загрязнителей по рассчитанному значению окисляемости.

Вопросы для самоконтроля знаний

1. Какой качественный состав имеет природная вода?

2. Назовите источники и способы загрязнения природных водоемов.

3. Дайте понятие аэробных и анаэробных бактерий и охарактеризуйте их роль в водных экосистемах.

4. Можно ли назвать процесс окисления различных веществ аэробными бактериями процессом самоочищения водных экосистем?

5. Какие изменения водных экосистем связаны с хозяйственной деятельностью человека?

6. Почему одним из критериев качества природной воды является количество растворенного в ней кислорода?

7. Введите понятия показателей качества воды БПК, БПК 5 , БПК 20 и ХПК. В чем их различие?

8. Что такое окисляемость? Что показывает величина окисляемости?

9. В чем сущность метода перманганатной окисляемости и для определения качества какой воды его используют?

Работа № 5

Кислотные осадки

Теоретическая часть

Одной из экологических проблем является повышение кислотности окружающей среды.

Основными источниками кислотных осадков являются соединения серы и азота. Сера содержится в таких полезных ископаемых, как уголь, нефть, железные, медные и другие руды. Одни из них используются как топливо, другие направляют на предприятия химической и металлургической промышленности с целью их переработки. При обжиге металлических руд и сжигании ископаемого топлива сера окисляется с образованием оксидов серы SO 2 и SO 3 , которые, соединяясь с парами воды, находящимися в атмосфере, образуют кислоты – сернистую и серную:

SO 2 + Н 2 O ® Н 2 SO 3 ,

SO 3 + Н 2 O ® Н 2 SO 4

Природным источником серосодержащих соединений является извержение вулканов. При извержении вулканов преобладает диоксид серы (SO 2), в меньшем количестве в атмосферу поступает сероводород (Н 2 S), а также сульфаты в виде аэрозолей и твердых частиц. Ежегодно во всем мире в результате вулканической деятельности выделяется 4-16 млн. т. соединений серы (в пересчете на SO 2).

Основным источником соединений азота является процесс сжигания топлива. Так, например, в выхлопных газах автомобильного транспорта содержится 93% монооксида азота (NO), который в результате химических реакций в атмосфере превращается в диоксид азота (NO 2), образующего с водой азотистую и азотную кислоты.

2NO 2 + Н 2 O ® НNO 3 + НNO 2

3HNO 2 ® HNO 3 + 2NO + H 2 O

Природные источники азота – это деятельность почвенных бактерий, лесные пожары, грозовые разряды и молнии.

Основными компонентами кислотных осадков являются серная и азотная кислоты.

Количественной характеристикой кислотности среды является водородный показатель рН – логарифм концентрации ионов водорода (моль/дм 3), взятый с обратным знаком, рН = – lg .

В кислой среде 0<рН< 7, в щелочной - 7< рН< 14, в нейтральной – рН=7.

Чистая дождевая вода имеет слабокислую среду вследствие растворения в ней диоксида углерода СO 2:

2СO 2 + Н 2 O « Н 2 СO 3 « H + + НСO 3 – ,

и ее рН ≈ 5,5 - 5,6. Осадки, рН которых меньше, чем 5,5, называются кислотными .

Кислотные осадки наносят экологический, экономический и эстетический ущерб.

В результате выпадения кислотных осадков нарушается равновесие в экосистемах, снижается продуктивность сельскохозяйственных растений и плодородие почв, ржавеют металлические конструкции, разрушаются здания, сооружения, памятники архитектуры.

Кислотные осадки растворяют тяжелые металлы и их соединения, находящиеся в почве, в результате чего они усваиваются растениями и передаются по пищевым цепям от уровня к уровню. Попадание в организм соединений тяжелых металлов (ртути, свинца, кадмия, меди и др.) может привести к различным патологическим изменениям. В частности, они нарушают структуру белков и их функции.

Учеными доказана токсичность алюминия, оказывающего негативное влияние на растения, животных и человека. Алюминий – составной элемент глинистых почв, при средних значениях кислотности он находится в малорастворимых нетоксичных формах. При повышении кислотности почвы происходит растворение соединений алюминия, образуются токсичные соединения, которые разрушают корневую систему, нарушается процесс питания.

Изменение рН влечет глубокие биохимические перестройки водных экосистем. Многие организмы вымирают из-за невозможности размножения в кислой среде. При рН равном 6,0 –5,0 гибнут сиговые рыбы, форель, хариус, лосось, окунь, щука. При рН ниже 4,5 в воде озер вымирают микроорганизмы, развиваются анаэробные (бескислородные) процессы с выделением метана и сероводорода.

Кислотные осадки медленно растворяют сооружения из мрамора и известняка. Существует опасность полной утраты произведений искусства в ближайшие 15-20 лет.

ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ

Тема работы “Кислотные осадки”.

Цель работы – определение значения рН атмосферных осадков и изучение влияния кислотных осадков на живые организмы и архитектурные сооружения.

Цель работы. Научиться определять окисляемость воды перманганатным способом и осуществлять первичную обработку результатов.

Реактивы и растворы.

1. 0,01 N раствор КМпО 4 (лучше готовить из фиксаналов, при отсутствии последних берут навеску, равную молекулярной массе КМnО 4 , деленной на 5 и на 100, т. е. 158/(5100) =0,316 г, и растворяют в мерной колбе на 1 л; титр раствора неустойчив; при каждом определении окисляемости его устанавливают заново).

Точно 0,01 N раствор щавелевой кислоты H 2 С 2 O 4 2Н 2 О (готовят из фиксаналов).

25%-ный раствор серной кислоты (по объему).

Посуда и оборудование.

1. Конические колбы на 300 мл - по числу проб.

Стеклянные капилляры или шарики помещают на дно колбы с пробой перед окислением для равномерного кипения жидкости в колбе.

Бюретка для титрования на 25 мл.

Пипетки: на 5 мл для 25%-ного раствора серной кислоты, на 10 мл для раствора щавелевой кислоты.

Мерный цилиндр или пипетка на 100 мл для отмеривания необходимого объема пробы.

Электроплитка или газовая горелка.

Общие сведения. В воде всегда присутствуют органические вещества в виде взвесей, коллоидных или молекулярных соединений. В настоящее время нет достаточно надежного способа, позволяющего полностью выделить органическое вещество из воды и оценить его количественно, поэтому чаще пользуются косвенными методами для того, чтобы судить о содержании этого вещества в природных водах. Наиболее распространена оценка количества органического вещества по окисляемости воды. Под окисляемостью понимают количество кислорода, расходуемого на окисление органического вещества (при определенных условиях), содержащегося в 1 л воды.

В зависимости от применяемого окислителя различают перманганатную (окислитель КМпО 4) и хроматную или бихроматную (окислитель К 2 Сг 2 О 7 в серной кислоте) окисляемость.

Перманганатный способ определения окисляемости наиболее широко распространен, особенно в рыбоводстве, из-за своей простоты, бихроматный - требует большей затраты времени и труда. Сопоставляя величины бихроматной и перманга-натной окисляемости, можно судить о количественном составе органического вещества в воде.

Принцип определения. Окисление проводят при кипячении исследуемой воды в течение точно 10 мин с добавленным в пробу раствором перманганата калия. При кипячении происходит выделение из КМпО 4 атомарного кислорода и окисление легко окисляющихся органических веществ этим кислородом. Этот процесс может происходить как в кислой, так и в щелочной среде. Обычно в пресных водах проводят окисление в кислой среде, в морских - в щелочной.

2КМпО 4 +ЗН 2 SО 4 = К 2 SО 4 + 2МnSО 4 + ЗН 2 О + 5О (19)

Для лучшего окисления необходимо раствор перманганата калия добавлять в пробу в избытке, т. е. чтобы после кипячения проба оставалась окрашенной в розовый цвет. Если при кипячении с КМnO 4 цвет пробы становится буроватым, окисление следует повторить сначала, разбавив исследуемую воду в 2,5 или 10 раз. Перманганат, не пошедший на окисление органического вещества восстанавливают раствором щавелевой кислоты, добавляемым в пробу в количестве, эквивалентном количеству раствора перманганата калия, прилитому в пробу воды перед ее кипячением.

2КМnO 4 + 5С 2 Н 2 О 4 + 3Н 2 SО 4 - К 2 SО 4 + 2МnSО 4 + 10СО 2 + 8Н 2 О (20)

Количество щавелевой кислоты, оставшееся в пробе, после восстановления избытка КМnO 4 оттитровывают раствором перманганата калия. По количеству раствора перманганата калия, пошедшего на титрование, судят о величине окисляемости воды, причем 1 мл 0,01 N раствора КМnO 4 эквивалентен 0,08 мг атомарного кислорода, пошедшего на окисление органического вещества в пробе.

Ход определения. В коническую колбу берут 100 мл исследуемой воды, добавляют 5 мл 25%-ного раствора серной кислоты и нагревают до кипения. В самом начале кипения в пробу добавляют 10 мл 0,01 N раствора КМnO 4 и после этого кипятят пробу в течение точно 10 мин (время желательно засекать по часам с секундной стрелкой или по секундомеру). Необходимо следить за тем, чтобы кипение было равномерным и не очень бурным. С этой целью перед нагреванием колбы с пробой на дно этой колбы помещают хорошо промытые дистиллированной водой и высушенные стеклянные шарики или капилляры.

При появлении бурого оттенка в процессе кипячения пробы следует поступать так, как указано в принципе определения окисляемости этим методом.

По окончании кипячения в колбу с пробой вводят 10 мл 0,01 N раствора щавелевой кислоты, перемешивают ее содержимое и титруют обесцветившуюся жидкость 0,01 N раствором КМnO 4 до появления устойчивой слабо-розовой окраски.

Определение поправочного коэффициента к титру раствора КМ nO 4 . Для определения поправочного коэффициента к нормальности раствора КМnO 4 к только что оттитрованной, еще не успевшей остыть пробе добавляют 10 мл точно 0,01 N раствора щавелевой кислоты и оттитровывают 0,01 N раствором перманганата калия.

Поправочный коэффициент рассчитывают по формуле: К=10/n (*), где п – количество мл раствора перманганата калия, пошедшее на титрование 10 мл точно 0,01 N раствора щавелевой кислоты.

Вычисление результатов. В процессе определения записи следует вести в таблице (см. табл. 3)(приложение).

Величину окисляемости рассчитывают по формуле:

O = мг/л, (21)

где А 1 - количество раствора КМnО 4 добавленное в пробу в начале закипания мл; А 2 - количество раствора КМnO 4 , пошедшее на титрование пробы, мл; К - поправочный коэффициент к титру раствора перманганата калия; В - количество точно 0,01 N раствора щавелевой кислоты, добавленное в пробу после ее окисления, мл; 0,08 - количество кислорода, эквивалентное 1 мл 0,01 N КМnO 4 , мл; V - объем пробы, взятый для анализа, мл.

Результаты расчета следует округлить до 0,01 мг/л.

Порядок выполнения работы. Изучают принцип определения перманганатной окисляемости воды в лабораторных условиях. Определяют перманганатную окисляемость воды. Подготавливают отчет.

Отчет.

КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ

Что такое окисляемость воды?

Назовите способы определения окисляемости. Каковы их достоинства и недостатки?

В каких единицах выражают окисляемость?

В чем заключается принцип определения окисляемости перманганатным способом?

Какова зависимость между количеством раствора КМnO 4 , пошедшим на титрование пробы, и величиной окисляемости?

Как следует поступать, если в процессе кипячения пробы с раствором перманганата калия (при окислении) произошло побурение раствора в колбе? О чем это свидетельствует?

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 7

ОПРЕДЕЛЕНИЕ ЖЕСТКОСТИ ВОДЫ

Цель работы. Научиться определять жесткость воды и осуществлять первичную обработку результатов.

Реактивы и растворы.

1.0,02 N раствор трилона Б (двузамещенная натриевая соль четырехосновной этилендиаминтетрауксусной кислоты) готовят из фиксаналов. При отсутствии фиксаналов берут 3,72 г этой соли (Na 2 H 2 C 10 H 12 O 8 N 2 2H 2 O) и растворяют в мерной колбе на 1 л, постепенно доводя общий объем раствора до метки.

Буферный раствор (растворяют 20 г NН 4 Сl в дистиллированной воде, добавляют 100 мл концентрированного раствора аммиака и доводят общий объем дистиллированной водой до 1 л).

Раствор индикатора (хромген черный) (0,5 г индикатора Еl-00 растворяют в 10 мл буферного раствора и доводят объем до 100 мл этиловым спиртом).

4. Точно 0,02 N сульфата магния (МgSО 4 7Н 2 О) желательно готовить из фиксанала. Посуда.

1. Конические колбы на 300 мл - по числу проб плюс одна.

Пипетки: на 5 мл для буферного раствора; на 25 мл или 10 мл для отмеривания необходимого объема пробы (если он меньше 50 мл); на 10 мл для раствора МgSО 4 .

Капельница для хрогена черного.

Мерный цилиндр на 100 мл.

Общие сведения. Общая жесткость природной воды показывает содержание в ней катионов двухвалентных щелочноземельных металлов и, прежде всего кальция и магния. Эти элементы попадают в воду при растворении карбонатов или в результате биохимических процессов, происходящих в верхних слоях почвенного покрова. Жесткость пресных вод колеблется в широких пределах. Особенно мягкой бывает болотная вода и вода прудов, заполняемых преимущественно атмосферными осадками (1-2°Нем). Жесткость 20°Нем и выше характерна для грунтовых вод и для рек, прудов и озер, расположенных на грунтах с легко выщелачиваемыми солями Са и Мg, особенно если воды этих водоемов богаты СО 2 , способствующим растворению карбонатов.

В некоторых южных районах встречаются озера, жесткость воды которых достигает 100°Нем и выше.

Количество кальция и магния, эквивалентное количеству карбонатов и гидрокарбонатов в воде, называют карбонатной жесткостью. Некарбонатная жесткость - разность между общей и карбонатной жесткостью - показывает количество катионов щелочноземельных металлов, соответствующее анионам минеральных кислот: хлорид-, сульфат-, нитрат-ионам и др.

Для рыбоводных прудов слишком мягкая вода с низкой щелочностью нежелательна. Чтобы обеспечить потребность водных организмов в Са и Мg, необходима вода, щелочность которой не ниже 2 мг/л и жесткость около 5° Нем.

Принцип определения. Одним из самых распространенных методов является трилонометрическое определение общей жесткости с индикатором хромогеном черным. В пробу вносят определенное количество раствора индикатора, предварительно доведя аммиачным буфером реакцию среды до рН 10. При этом происходит образование комплексов индикатора с катионами Са 2+ и Мg 2+ , причем вначале вступает в соединение кальций как более активный, затем магний:

Na 2 HInd + Ca 2+
CaHInd + 2Na + (22)

Na 2 HInd + Mg 2+
MgHInd + 2Na + (23)

Комплекс магния с индикатором имеет винно-красную окраску вследствие чего после добавления индикатора весь раствор окрашивается в винно-красный цвет, и далее титруют испытуемую жидкость раствором трилона Б. Происходит переход катионов кальция и магния из комплексов с индикатором в комплекс с трилоном Б, так как комплексы Са 2+ и Мg 2+ - с индикатором более диссоциированы, чем комплексы этих катионов с трилоном:

СаHInd + Nа 2 Н 2 (трил.) = СаН 2 (трил.) + Nа 2 HJnd; (24)

МgНInd + Nа 2 Н 2 (трил.) = МgН 2 (трил.) +Na 2 HJnd. (25)

В результате этого перехода индикатор восстанавливается, и титруемый раствор в эквивалентной точке меняет окраску на голубую, так как хромоген черный имеет различную окраску при различных значениях рН среды.

рН 6,3 рН 11,5

NаН 2 Jnd
Nа 2 HJnd
Na 3 Jnd (26)

Винно-красный Голубой Желтовато-серый

Ход определения. Количество пробы берут в зависимости от величины жесткости: если жесткость не превышает 5 ммоль/л, берут 100 мл воды; если жесткость 5- 10 ммоль/л, берут 50 мл; при величине жесткости 10-20 ммоль/л объем воды для анализа равен 25 мл и, наконец, при жесткости воды, превышающей 20 ммоль/л, объем пробы составит 10 мл. Во всех случаях, кроме первого, общий объем пробы должен быть доведен дистиллированной водой до 100 мл. При применении этого метода для определения жесткости следует иметь в виду, что некоторые металлы, такие, как железо, алюминий, если их содержание в воде превышает 20 мг/л, и медь при ее содержании более 0,3 мг/л, мешают определению, создавая нерезкий переход окраски в конце титрования. Для устранения влияния меди в воду перед определением добавляют 1 мл 2%-ного раствора Nа 2 S. Пробу помешают в коническую колбу, добавляют 5 мл буферного раствора и 10 капель раствора индикатора хромогена черного и титруют раствором трилона Б до перехода винно-красной окраски в голубую. Титровать следует медленно, постоянно перемешивая содержимое колбы круговыми движениями. В конце титрования раствор трилона Б добавляют по каплям с паузами в 10-15 с.

Определение поправочного коэффициента к нормальности раствора трилона Б . В коническую колбу берут 10 мл точно 0,02 N раствора сульфата магния, доводят объем до 100 мл дистиллированной водой, добавляют 5 мл буферного раствора, 10 капель индикатора и титруют раствором трилона Б до перехода красно-фиолетовой окраски в голубую. Поправочный коэффициент к нормальности раствора определяют по формуле (*), в которой п - количество раствора трилона Б, пошедшее на титрование 10 мл 0,02 N раствора сульфата магния. Поправочный коэффициент вычисляют с точностью до 0,01.

Вычисление результатов. В процессе определения записи ведут в табличной форме (по образцу табл. 1 (приложение)).

Величину общей жесткости вычисляют по формуле:

Са 2+ +М g 2+  = А  N  К  1000/ V ммоль/л, (27)

где А - количество раствора трилона Б, пошедшее на титрование пробы, мл; N - нормальность раствора трилона Б; К - поправочный коэффициент к нормальности раствора трилона Б; V – объем пробы, взятый для анализа, мл.

Полученные результаты должны быть выражены в ммоль/л и в немецких градусах. При выражении общей жесткости в немецких градусах следует иметь в виду, что раньше в воде определяли не катионы металлов, а их оксиды. В частности, при определении жесткости воды вычисляли содержание кальция в пересчете на СаО, причем 10 мг СаО соответствуют одному немецкому градусу. Отсюда 1 ммоль./л жесткости соответствует 1 ммоль СаО/10, т.е. (28 мг.1)/10 мг = 2,8°Нем.

Результаты округляют до 0,001 ммоль/л и до 0,1 ° Нем.

Отчет. Отчет по данной лабораторной работе состоит в устном собеседовании с преподавателем. Результаты измерений представляются по установленной форме.

КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ

Что такое общая жесткость воды?

Какими единицами выражают величину общей жесткости?

Каков принцип определения общей жесткости воды трилонометрическим методом?

Как определить поправочный коэффициент к титру раствора трилона Б?

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 8

ОПРЕДЕЛЕНИЕ СОДЕРЖАНИЯ КАЛЬЦИЯ (Са 2 *) И МАГНИЯ (М g 2+ ) В ВОДЕ

Цель работы . Научиться определять содержание кальция (Са 2+) и магния (Мg 2+) в воде и осуществлять первичную обработку результатов.

Реактивы и растворы.

1. 0,02 N раствор трилона Б (приготовление см. в лабораторной работе № 6).

2 N раствор NаОН (80 г химически чистого NaOH растворяют в 1 л дистиллированной воды).

Сухая смесь индикатора (0,5 г мурексида и 9,5 г NaСl тщательно растирают в ступке и хранят в склянке с притертой пробкой).

Посуда.

1. Конические колбы на 300 мл - но числу проб плюс одна.

Пипетки: на 2 мл для 2 N раствора NaОН, на 25 мл для отмеривания необходимого объема пробы, если он менее 50 мл.

Бюретка на 25 мл.

Мерный цилиндр на 100 мл.

Общие сведения. Принцип определения содержания кальция такой же, как и общей жесткости воды. Содержание кальция определяют объемным трилонометрическим методом. В качестве индикатора используют мурексид (пурпурат аммония), который в комплексе с кальцием окрашен в ярко-красный цвет. Свободная форма индикатора в щелочной среде имеет фиолетовую окраску. Объем пробы, взятый для анализа, зависит от содержания кальция: 100 мл при содержании Са 2+ от 0,5 до 2,5 ммоль/л, 50 мл при содержании Са 2+ от 2,5 до 5 ммоль/л и 25 мл при содержании Са 2+ более 5 ммоль/л.

Концентрация Мg 2+ в воде рассчитывается по количеству кальция и величине общей жесткости.

Ход определения. В коническую колбу отмеривают необходимое количество испытуемой воды и доводят объем до 100 мл дистиллированной водой, затем добавляют 2 мл 2 N раствора NаОН и 30 мг сухой смеси индикатора. Титруют пробу раствором трилона Б до перехода ярко-красной окраски в фиолетовую. В процессе титрования жидкость в конической колбе следует интенсивно перемешивать.

Вычисление результатов. Записи ведут в таблицах по образцу табл.1 (приложен.).

N (Са 2+ ) = А  Н  К  1000/ V ммоль /л, (28)

где А - количество раствора трилона Б, пошедшее на титрование пробы;

N - нормальность раствора трилона Б; К – поправка к нормальности трилона Б;

V –

Кроме ммоль/л содержание Са 2+ выражают в мг/л, для этого результат, полученный по формуле (25), следует умножить на величину 20,04 мг, что соответствует 1 ммоль(экв.) Са 2+ . Точность определения кальция в воде этим методом равна ≈ 1%.

После определения в воде общей жесткости и содержания Са 2+ простым расчетом можно установить количество присутствующего в ней магния (Мg 2+). Для этого следует определить содержание Мg +2 в ммоль/л как разность между общей жесткостью, выраженной в ммоль/л, и содержанием кальция в ммоль/л. Затем выражают содержание Мg 2+ в мг/л, умножив предыдущий результат на 12,16.

КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ

1.Для чего необходимо присутствие Са 2+ в воде рыбоводных прудов?

Каков принцип определения Са 2+ в воде?

Как определить количество Мg 2+ содержащегося в воде?

В каких единицах выражают количество Са 2+ и Мg 2+ в воде?

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 9.

ОПРЕДЕЛЕНИЕ СОДЕРЖАНИЯ ХЛОРИДОВ В ВОДЕ

Цель работы. Научиться определять содержание хлоридов в воде и осуществлять первичную обработку результатов.

Реактивы и растворы.

1. Раствор нитрата серебра (АgNОз), 1 мл которого осаждает 1 мг Сl ¯ . Берут навеску 4,791 г кристаллического нитрата серебра и растворяют в мерной колбе на 1 л дистиллированной воды.

10%-ный раствор хромата калия, не содержащий хлоридов. Берут 100 г К 2 СrO 4 и растворяют в небольшом количестве дистиллированной воды, затем добавляют несколько капель АgNO 3 , до появления красновато-бурого осадка. Дают раствору отстояться, затем фильтруют и доводят объем его до 1000 мл дистиллированной водой.

Раствор хлорида натрия, 1 мл которого содержит точно 1 мг Сl - .Берут навеску 1,6486 г химически чистого NаСl и растворяют дистиллированной водой в мерной колбе на 1 л.

Посуда.

1. Конические колбы объемом 300 мл - по числу проб плюс одна.

Пипетки: на 10 мл для раствора NаСl; на 1 мл градуированная для раствора К 2 СгO 4 .

Мерный цилиндр на 100 мл.

Общие сведения. Хлориды являются главной составной частью солевого состава морской воды. В водоемах суши их содержание незначительно, за исключением некоторых озер, расположенных на засолоненных почвах или преимущественно питающихся высокоминерализованными грунтовыми водами. Такие водоемы встречаются в некоторых местах на южных территориях Украины и России и в Средней Азии. Содержание хлоридов в этих водоемах достигает сотен и даже тысяч миллиграммов в 1 л, хотя обычно их количество в водах суши не превышает 100 мг/л. Если гидрометеорологическими условиями повышенное содержание хлоридов объяснено быть не может, оно служит показателем постороннего загрязнения. В водоемах суши хлориды определяют для получения величины минерализации и загрязнения, в морях и океанах по количеству хлоридов рассчитывают соленость воды.

Принцип определения. Определение хлоридов в пресной воде аргентометрическим методом основано на осаждении анионов хлора раствором нитрата серебра при титровании. В качестве индикатора применяют раствор хромата калия. Химическую сущность происходящего можно представить уравнением реакции:

NaCl + AgNO 3 = AgCl↓ + NaNO 3. (29)

Как только все анионы хлора окажутся связанными, начнется реакция:

К 2 СrO 4 + 2АgNО 3 = Аg 2 СrO 4 + 2КNО 3. (30)

На образование соли Аg 2 СгO 4 укажет переход цвета раствора от лимонно-желтого к красноватому, не исчезающему при взбалтывании.

Принцип определения хлорности и солености морской воды аналогичен принципу определения хлоридов в пресной воде. Однако в технике определения хлорности морской воды много существенных отличий от техники определения хлоридов в пресных водоемах.

Для определения хлорности готовят раствор нитрата серебра такой концентрации, чтобы отсчет по бюретке при титровании морской воды примерно соответствовал величине хлорности. Например, для воды с нормальной (35%) соленостью, хлорность которой равна 19,38% (уд.вес 1,02674), концентрация нитрата серебра составит:

(4,791151,02674) / 2 =36,92 г/л,

где 4,791 - количество АgNО 3 , осаждающее 1 г хлора, при условии, что на титрование берется 15 мл морской воды.

Для приготовления 1 л раствора берут навеску АgNO 3 в количестве 3,71 г, учитывая наличие примесей в соли АgNO 3 , которая выпускается промышленностью.

При определении хлорности морской воды применяют особые бюретки и пипетки. Эти бюретки отличаются от обычных наличием приспособлений для автоматического заполнения и установления раствора на нулевом делении. На каждое деление бюретки приходится объем 2 мл, целое деление в свою очередь подразделяется на 20 дробных делений. Это позволяет вести отсчет при титровании с точностью до 0,01 мл. Бюретки выпускают нескольких типов для определения различной хлорности.

Пипетки применяют автоматические, одинаковой вместимости ―15 мл. Пробу объемом 15 мл помещают в специальную титровальную с толстым овальным дном рюмку вместимостью около 300 мл. При титровании пробу тщательно перемешивают стеклянной палочкой.

Для проверки титра раствора нитрата серебра и определения хлорности в испытуемой воде необходимо в одинаковых с пробой условиях оттитровывать пробу морской воды с точно известной величиной хлорности (так называемой «нормальной» воды). Нормальная вода - это океаническая вода, хлорность которой точно определена и соответствует средней солености океана (35%). Нормальную морскую воду выпускают в стеклянных запаянных баллончиках вместимостью 250 мл, на этикетке которых указана точная величина хлорности.

Ход определения. В коническую колбу берут 100 мл испытуемой воды (если вода с большей мутностью, ее фильтруют), добавляют 1 мл 10%-ного раствора К 2 СгО4 и титруют раствором АgNОз при постоянном перемешивании до появления устойчивого красноватого оттенка. Желательно вести титрование с двумя «свидетелями» (в одной колбе проба только с К 2 СгО 4 , в другой - немного перетитрованная проба).

Определение поправки к титру раствора А gNO 3 . Поправку к титру АgNОз определяют по точному раствору NаСl, 1 мл которого содержит 1 мг Сl¯.

В коническую колбу помещают 10 мл раствора МаСl, доводят объем до50 мл дистиллированной водой, прибавляют 0,5 мл 10%-ногораствора К 2 CrO 4 и титруют раствором нитрата серебра до изменения окраски раствора. Поправку определяют по формуле (*), где n - количество мл раствора АgNО 3 , пошедшее на титрование 10 мл раствора NаСl.

Вычисление результатов. Все записи при выполнении работы делаются в таблице по образцу табл.1 (прилож.).

С(С l ¯) = (А  1  К  1000)/ V мг/л (31)

где А - количество раствора АgNО 3 , пошедшее на титрование пробы, мл;

1 - количество Сl¯, которое осаждает 1 мл раствора АgNО 3 при титровании;

К- поправка к титру раствора АgNO 3 ; V - объем пробы, взятый для анализа.

Результаты титрования при определении хлорности морской воды вычисляют по формуле:

С l % = а + К (32)

где а - исправленный отсчет бюретки (отсчет с учетом поправки бюретки после титрования пробы), К- поправка титрования, которую находят по «Океанографическим таблицам» . Зная хлорность, в «Океанографических таблицах» находят соленость воды; величину, которой (г/кг) выражают в промилле (%).

КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ

От чего зависит содержание в воде хлоридов?

Каков принцип определения хлоридов в пресной воде?

Какая существует зависимость между количеством АgNO 3 , пошедшим на титрование пробы, и содержанием в воде Сl¯?

Что такое соленость морской воды и как ее определяют?

5. В каких единицах выражают количество хлоридов, содержащихся в воде, а также величину солености?

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 10.

ОПРЕДЕЛЕНИЕ СОДЕРЖАНИЯ СУЛЬФАТОВ В ВОДЕ

Цель работы. Научиться определять содержание сульфатов в воде и осуществлять первичную обработку результатов.

Реактивы и растворы.

Хромат бария (ВаСгО 4), химически чистый.

2,5 N раствор соляной кислоты. Берут 2,08 мл концентрированной соляной кислоты и доводят объем до 10 мл дистиллированной водой.

10%-ный раствор иодида калия.

5%-ный раствор аммиака. Берут 20 мл 25%-ного раствора аммиака и доводят объем 100 мл дистиллированной водой.

0,05 N раствор тиосульфата натрия. Берут 12,40 г NаS 2 O 3 5H 2 O и доводят объем до метки дистиллированной водой в мерной колбе на 1 л.

1%-ный раствор крахмала.

Реактивы для определения поправки к титру раствора Na 2 S 2 O 3.

Посуда.

1 Мерные цилиндры вместимостью 200 и 100 мл.

2 Конические колбы вместимостью 300 мл - по числу проб плюс одна.

Пипетки: на 1 мл 3 шт. (для раствора НСl, аммиака и крахмала); на 10 мл 3 шт. (для раствора НСl, KJ, KJO 3).

Бюретка вместимостью 25 мл.

Мерные колбы вместимостью 250 и 100 мл.

Фильтровальная бумага с синей полосой.

Общие сведения. Соли серной кислоты (сульфаты) присутствуют в большинстве пресных водоемов в количествах до 20-30 мг/л. Больше всего сульфатов обнаруживается в водоемах расположенных на грунтах, содержащих СаSO 4 , и засолоненных, в частности в некоторых южных районах Украины и европейской части России.

Существенного влияния на существование живых организмов сульфаты сами по себе не оказывают, но большое их содержание при обилии в воде органических веществ может привести к образованию сероводорода.

Повышенное количество сульфатов (более 20-30 мг/л) свидетельствует о постороннем загрязнении водоема. Для этого изучают сульфаты в водоемах, подлежащих рыбохозяйственному использованию. Кроме того, определение количества сульфатов необходимо для полного представления о составе воды, для получения величины ее минерализации.

Принцип объемного метода заключается в осаждении сульфат-ионов хроматом бария ВаСгO 4:

К 2 SО 4 + ВаСгO 4 = ВаSO 4 ↓ + К 2 СгО 4 (33)

Количество выделившихся хромат-ионов, эквивалентное осажденному количеству сульфатов, определяют йодометрически, предварительно добавив в пробу КJ и НСl. Количество выделившегося йода будет эквивалентно количеству анионов СгO 4 2 ¯ в растворе:

2К 2 СгO 4 + 16НСl + 6KJ = 10КСl + 2СгСl 3 + 8Н 2 О + 3J 2 (34)

Выделившийся йод оттитровывают раствором тиосульфата натрия:

J 2 + 6Nа 2 S 2 О 3 = бNaJ + Na 2 S 4 О 6 . (35)

По количеству тиосульфата натрия, пошедшему на титрование, судят о содержании в воде сульфат-ионов.

Ход определения. Необходимое количество испытуемой воды обычно

200 мл, но при очень большом содержании сульфатов берут меньший объем и разбавляют пробу дистиллированной водой до 200 мл, помещают в коническую колбу, добавляют 1 мл 2,5 N раствора НСl и нагревают до кипения.

В кипящую пробу осторожно (иначе возможно выбрасывание пара и жидкости) всыпают 500 мг ВаСгO 4 , продолжают кипятить еще несколько минут, пока раствор из лимонно-желтого не станет светло-оранжевым.

Затем нейтрализуют 5%-ным раствором аммиака, добавляя его по каплям до перехода оранжеватой окраски в лимонно-желтую, и охлаждают до комнатной температуры. Охлажденную пробу с осадком переносят в мерную колбу на 250 мл и доводят общий дистиллированной водой до метки, многократно споласкивая дистиллированной водой колбу с пробой и вливая эту воду в мерную колбу.

Содержимое мерной колбы перемешивают и фильтруют через плотный беззольный фильтр (с синей полосой) в мерную колбочку на 100 мл, отбрасывая первые порции фильтрата 100 мл фильтровальной жидкости переносят в коническую колбу, приливают 10 мл 10%-ного раствора KJ и 10 мл 2,5 N раствора НСl и спустя 5 мин титруют выделившийся йод 0,05 N раствором тиосульфата, определяя конец титрования с помощью крахмала.

Определение поправочного коэффициента к титру раствора тиосульфата натрия.

Поправочный коэффициент определяют по 0,01 N раствору КJOз следующим образом. В коническую колбу для титрования пипеткой вносят 10 мл 0,01 N раствора КJO 3 , добавляют 0,5 г кристаллического KJ (взвешенного на технохимических весах) и 1 мл раствора H 2 SO 4 или 2 мл 25%-ной Н 2 SО 4 или концентрированной НСl. Содержимое колбы перемешивают, затем титруют выделившийся йод, раствором тиосульфата натрия, непрерывно перемешивая, до слабо-соломенного цвета. Чтобы точнее уловить конец титрования, вводят в колбу 1 мл свежеприготовленного раствора крахмала: крахмал в присутствии свободного йода окрашивает раствор в синий цвет. Дотитровывают пробу до обесцвечивания от одной капли раствора тиосульфата.

Титрование при определении поправочного коэффициента к концентрации раствора Nа 2 S 2 О 3 проводят дважды. Расхождение в показаниях бюретки при параллельном титровании не должно превышать 0,03-0,05 мл. Поправочный коэффициент К определяют по формуле (*), где n - количество мл раствора Nа 2 S 2 О 3 , пошедшее на титрование 10 мл раствора КJO 3 .

В формулу (*) подставляют среднее арифметическое значение n из двух параллельных титрований.

Вычисление результатов. Записи в процессе определения ведут форме по образцу табл.1(прилож.). Содержание в воде сульфатов выражают в мг/л и ммоль(экв.)/л. Расчетная формула имеет вид:

С (S О 4 2 ¯) = (2,5  А  К  1,6  1000)/ V мг/л (36)

где А - количество 0,05 N раствора тиосульфата натрия, пошедшее на титрование 100 мл фильтрата, К - поправочный коэффициент к нормальности раствора тиосульфата натрия; 1,6 - количество мг SО 4 2 ¯, эквивалентное 1 мл 0,05 N раствора тиосульфата натрия, см. уравнения реакций (33), (34), (35); 2,5 - коэффициент пересчета, необходимый, поскольку из общего объема пробы (250 мл) после осаждения сульфатов для титрования было взято только 100 мл; V - объем пробы, взятый для анализа.

Для перехода количества мг/л сульфатов в ммоль(экв)/л полученную по формуле (36) величину делят на 48,03 , что соответствует 1 ммоль(экв) аниона SО 4 2– .

Результаты определения сульфатов следует округлить до 0,001 ммоль(экв)/л и 0,1 мг/л.

КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ

1.О чем свидетельствует большое количество сульфатов, содержащихся в природной воде?

2.Какие существуют методы определения в воде количества SО 4 2 ¯?

3.Изложите принцип определения сульфатов объемным методом.

4.Какая существует зависимость между количеством раствора Na 2 S 2 О 3 , пошедшим на титрование пробы, и содержанием в ней SО 4 2 ¯?

5. В каких единицах выражают содержание в воде сульфатов?

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА №11.

ОПРЕДЕЛЕНИЕ ВОДОРОДНОГО ПОКАЗАТЕЛЯ (рН)

ПРИРОДНОЙ ВОДЫ

Цель работы. Научиться определять водородный показатель (рН) природной воды.

Приборы и реактивы.

Фосфатная смесь (КН 2 РО 4 и Na 2 НРО 4 2Н 2 О) для приготовления растворов со значениями рН от 5 до 8.

Борноборатная и боратнощелочная смесь (Na 2 B 4 O 7 10H 3 BO 3 ; Na 2 B 4 O10H 2 O и NaOH) для приготовления буферных растворов со значениями рН более 8.

В качестве индикаторов по интервалам значений рН применяют следующие органические красители: метиловый красный при рН 4,4-6,0; бромтимоловый синий при рН 6,0-7,6; крезоловый красный при рН 7,6-8,2; тимоловый синий при рН 8,2-9,0.

Буферные растворы обычно готовят в пробирках, которые запаивают после приготовления шкалы. Точное значение рН в пробирках шкалы определяют электрометрическим методом. В продаже имеются готовые шкалы буферных растворов для определения рН.

рН-метр, электролитическая ячейка со стеклянными и хлорсеребряным электродами.

Общие сведения. Водородный показатель воды (рН) - величина, характеризующая активность или концентрацию ионов водорода и численно равная отрицательному десятичному логарифму этой активности или концентрации, выраженной в моль/дм 3: рН = - lg a H + = - lg C H + , где a H + - активность ионов водорода, Сн + - концентрация ионов водорода.

В воде концентрация ионов водорода определяется электролитической диссоциацией по уравнению: Н 2 О
Н + + ОН ¯ . В этом случае концентрация ионов водорода может быть рассчитана из константы равновесия процесса диссоциации:

К д = С Н + С ОН ¯ /С НО

где Сн + и Сон¯ - соответственно концентрации ионов водорода и гидроксильной группы, моль/дм 3 . Поскольку степень диссоциации воды очень мала, то, не внося значительной погрешности, можно считать концентрацию недиссоцииированых молекул воды постоянной величиной и объединить ее с К д в одну постоянную:

К w = К д Сно.

В этом случае уравнение примет вид; К w = Сн + Сон¯. Величина К w , называется ионным произведением воды и является постоянной для данной температуры, так для 25°С K w = 10 -14 .

Водородный показатель играет важную роль в определении качества воды, в речных водах его значение обычно колеблется от 6,5 до 8,5, в атмосферных осадках - от 4,6 до 6,1, в болотных водах - от 5,5 до 6,0, в воде океана от 7,9 до 8,3, в шахтных и рудных водах иногда достигает 1 ,0, а в воде содовых озер и термальных источников - 10,0. Концентрация ионов водорода подвержена сезонным колебаниям - зимой водородный показатель для большинства речных вод составляет 6,8-7,4, летом 7,4-8,2.

Концентрация ионов водорода имеет большое значение для химических и биологических процессов, протекающих в природных водах: от величины водородного показателя зависит развитие и жизнедеятельность водных растений, устойчивость различных форм миграции элементов, степень агрессивности воды по отношению к металлам и бетону и др.

Для определения водородного показателя (рН) применяют электрометрический или колориметрический метод. Электрометрический метод дает более точные результаты.

Определение рН воды. Потенциометрический (электрометрический) метод определения рН воды со стеклянным электродом наиболее универсален и точен. Приборы, измеряющие рН этим методом, называются рН-метрами. Большинство серийных рН-метров позволяет производить измерения с точностью 0,05-0,02 единицы рН в водах с широким диапазоном минерализации и содержащих окрашенные и взвешенные вещества.

Принцип действия рН-метра основан на измерении разности потенциалов, возникающих на границах между внешней поверхностью стеклянной мембраны электрода и исследуемым раствором с одной стороны и внутренней поверхностью мембраны и стандартным раствором кислоты с другой, поскольку внутренний стандартный раствор стеклянного электрода имеет постоянную активность ионов водорода, потенциал на другой поверхности мембраны не изменяется и измеряемая разность потенциалов определяется потенциалом, возникающим на границе внешней поверхности электрода и исследуемого раствора.

Измерения проводят относительно потенциала другого электрода, называемого электродом сравнения, В качестве последнего выбирают такой электрод, потенциал которого практически не зависит от активности ионов водорода, например каломельный, хлорсеребряный.

Наиболее распространенными типами рН-метров при измерении рН поверхностных вод являются «рН-121» и «рН-47М».

Общая схема измерения рН состоит из следующих операций. Проверяют и устанавливают так называемый «механический нуль» прибора перед его включением. Включают рН-метр, и после прогрева и установки «электрического нуля» проверяют и корректируют шкалу по двум-трем буферным растворам. Для этого в стакан с буферным раствором помещают стеклянный и каломельный (хлорсеребряный) электроды.

В стакан помещают термометр с ценой деления 0,1-0,5°С. К измерению приступают, убедившись, что на поверхности шарика стеклянного электрода нет пузырьков воздуха. Измерив рН буферного раствора, записывают его значение и спустя 2-3 мин. Повторяют измерение. Если значения рН совпадают, потенциал электрода считают установившемся и по инструкции к прибору проводят коррекцию шкалы. Затем аналогичные операции проводят со вторым и третьим буферными растворами.

После проверки и коррекции шкалы прибора стакан, электроды и термометр тщательно ополаскивают дистиллированной, а затем исследуемой водой. Последнюю наливают в стакан и измеряют рН таким же способом, как и в случае буферных растворов. Измерения повторяют 2-3 раза или больше с интервалами 2-3 мин. Последние два показания прибора должны быть одинаковыми.

КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ

1 Что такое водородный показатель рН?

Какая реакция будет у воды при рН 10 и 5? Почему?

Каково значение рН природных вод?

Какие существуют методы для определения рН? Их точность?

Что такое рН-метр? Опишите принцип его действия.

Как определить рН воды электрометрическим методом?

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 12.

ОПРЕДЕЛЕНИЕ СОДЕРЖАНИЯ СОЕДИНЕНИЙ ФОСФОРА В ВОДЕ

Цель работы. Научиться определять содержание соединений фосфора в воде и осуществлять первичную обработку результатов.

Реактивы я растворы.

1.Основной стандартный раствор химически чистого гидрофосфата натрия (Nа 2 НРO 4 ·12Н 2 O), содержащий 0,1 мг Р 2 О 5 в 1 мл раствора, готовят, растворяя 0,5047 г этой соли в мерной колбе на 1 л дистиллированной водой.

2. Рабочий стандартный раствор фосфатов готовят из основного стандартного раствора разведением его в 10 или 20 раз (в зависимости от ожидаемого количества фосфатов в пробе).

3. Раствор молибдата аммония в серной кислоте [(NH 4) 2 MoO 4 +H 2 SO 4 , для приготовления которого смешивают 100 мл 10%-ного молибдата аммония и 30 мл 50%-ной (по объему) серной кислоты. Для быстрого растворения смесь следует нагреть. Если раствор получится мутным, его нужно профильтровать, предварительно обработав фильтровальную бумагу раствором Н 2 SO 4 (1:20), а затем дистиллированной водой.

Раствор хлорида олова (II) (SnСl 2) должен быть свежеприготовленным. Для приготовления берут 0,30 г металлического олова (фольги или стружки) и растворяют в 4 мл концентрированной НСl (при нагревании в водяной бане), в качестве катализатора прибавляют 1-2 капли 4%-ного раствора медного купороса и доводят объем до 15 мл дистиллированной водой. Можно пользоваться и неразбавленным раствором хлорида олова, в этом случае в пробы добавляют только по 1 капле SnСl 2 .

37%-ный раствор серной кислоты. 337 мл концентрированной 98%-ной, Н 2 SО 4 осторожно приливают небольшими порциями к 600 мл дистиллированной воды. После охлаждения объем раствора доводят до1 л.

Посуда и оборудование.

1. Фотоэлектроколориметр КФК-2.

Конические колбы на 300 мл - по числу проб плюс одна.

Пипетка на 2 мл для раствора молибдата аммония в серной кислоте.

Капельница для хлорида олова (П).

Мерные колбы на 50 мл.

Нагревательный прибор.

Пипетки на 1 и 2 мл.

Общие сведения. Соединения фосфора относят к биогенным веществам, которые включают, кроме того, соединения азота, кремния, а в водоемах суши еще и соединения железа, занимающие несколько особое положение. Это жизненно необходимые элементы, тесно связанные с существованием живых организмов (по-гречески «биос»- жизнь, «генос»- рождение, происхождение).

Способностью усваивать биогенные элементы непосредственно из воды обладают в основном растения. В период бурного развития водорослей потребление биогенных элементов настолько интенсивно, что содержание их в воде быстро уменьшается и падает до аналитическою нуля (т.е. до таких количеств, которые не могут быть определены обычными аналитическими методами). Дальнейшее развитие водорослей замедляется.

Если биогенных элементов в воде содержится недостаточно, жизнь в таких водоемах бедна. В рыбоводных хозяйствах прибегают к искусственному удобрению прудов, внося в воду азотные и фосфорные удобрения (подобно тому, как удобряют поля). В океанах бурная биологическая жизнь наблюдается в тех районах, поверхностные слои которых богаты биогенными элементами. Эти районы получили название продуктивных зон.

В отличие от газов поступление биогенных элементов в слой фотосинтеза происходит снизу или осуществляется стоком рек.

В составе продуктов жизнедеятельности водных организмов их останков ранее потребленные и преобразованные биогенные элементы в виде сложных органических соединений оседают на дно. Там они претерпевают сложные химические и биохимические превращения, минерализуются и постепенно вновь переходят в формы, способные усваиваться водными растениями. Иными словами, на дне происходит регенерация биогенных элементов (за исключением фосфатов, значительная часть которых регенерирует непосредственно в слое фотосинтеза).

Большая часть опустившихся на дно веществ остается навечно погребенной в толще донных осадков. Однако какая-то их часть в процессе вертикального перемешивания вод возвращается в слой фотосинтеза, где вновь потребляется водорослями. Круговорот биогенных элементов замыкается.

Концентрация биогенных элементов в воде зависит от соотношения интенсивности процессов их потребления и регенерации, вследствие чего подвержена сезонным, а иногда и суточным колебаниям. По мере развития фотосинтеза содержание биогенных элементов в воде понижается. В процессе осенне-зимней вертикальной конвекции верхние слои водоемов вновь постепенно обогащаются биогенными элементами. С глубиной их содержание возрастает.

В водоемах суши, особенно в реках, биогенных элементов содержится, как правило, больше, чем в морях и океанах, особенно в открытых их частях.

Фосфор входит в состав различных соединений, как минеральных, так и органических (органический фосфор). Неорганический фосфор представлен в основном ионами фосфорной кислоты Н 3 РО 4 , фосфатами:

Н 3 РО 4
Н + + Н 2 РО 4 ¯
Н + +HРО 4 2¯
H + + РО 4 3 ¯ (38)

Биогенные элементы содержатся в природных водах в относительно небольших количествах, поэтому для их определения весовые и объемные методы оказываются непригодными вследствие малой их чувствительности. Основной метод определения биогенных элементов фотоколориметрически.

Принцип определения фосфатов, основан на их способности образовывать комплексные соли, окрашенные в синий цвет, с соединениями Мо(VI) в присутствии хлорида олова (II).

2(МоО 2 . 4МО 3) + Н 3 РО 4 + 4Н 2 О = (МоО 2 . 4МО 3) . Н 3 РО 4 . 4Н 2 О (39)

Ход анализа. К 100 мл исследуемой воды, профильтрованной через плотный бумажный фильтр, или к меньшему объему, доведенному до 100мл дистиллированной водой, добавляют 2 мл 37%-го раствора серной кислоты и кипятят 30 мин. Объем исследуемой воды поддерживают добавлением дистиллированной воды в пределах 50-90 мл. После охлаждения раствора переносят его в мерную колбу на 100 мл и доводят объем дистиллированной водой до метки. Добавляют 1 мл раствора молибдата аммония, перемешивают и через 5 минут после перемешивания добавляют 0,1 мл раствора хлорида олова (II), затем снова перемешивают и через 10-15 минут фотометрируют.

Построение калибровочного графика. В мерные колбы вместимостью 50 мл вносят пипеткой 0,0; 0,5; 1,0; 2,0; 5,0; 10,0; 20,0 мл рабочего стандартного раствора гидрофосфата натрия Nа2НРО 4 (1 мл - 0,001 мг РО 4 3¯) и доводят объем раствора до метки дистиллированной водой. Содержание фосфатов в полученных растворах будет соответственно равно 0,0; 0,01; 0,02; 0,04; 0,10; 0,20; 0,40 мг РО 4 3 ¯ в 1 л. В каждую мерную колбу добавляют точно 1 мл раствора молибдата аммония, перемешивают и через 5 минут вносят 0,1 мл раствора хлорида олова (II), перемешивают. Интенсивность окраски измеряют через 10-15 минут, пользуясь красным светофильтром (λ = 690-720 нм) и кюветами с толщиной слоя 2-3 см. Из полученных величин оптической плотности вычитают оптическую плотность контрольной пробы и результаты наносят на график.

Содержание фосфатов определяют по формуле:

X = (С . 50)/ V ,

КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ

В каком виде встречается фосфор в воде?

Изложите принцип определения фосфатов.

Какие способы колориметрирования применимы для определения фосфатов? В чем их сущность?

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 13

ОПРЕДЕЛЕНИЕ СОДЕРЖАНИЯ СОЕДИНЕНИЙ ЖЕЛЕЗА В ВОДЕ

Цель работы. Научиться определять содержание соединений железа в воде и осуществлять первичную обработку результатов.

Реактивы и растворы.

Основной стандартный раствор железоаммонийных квасцов. 0,8636 г FеНН 4 (SО 4) 2 12Н 2 О на аналитических весах, растворяют в мерной колбе на 1 дм 3 в небольшом количестве дистиллированной воды, добавляют 2,00 см 3 НСl (ρ = 1,19 г/см 3) и доводят до метки дистиллированной водой. 1 см 3 раствора содержит 0,1 мг Fе 3+ .

2. Рабочий стандартный раствор FеNH 4 (SO 4) 2 готовят в день проведения анализа разбавлением основного раствора в 20 раз. 1 см 3 раствора содержит 0,005 мг Fе 3+ .

Раствор сульфосалициловой кислоты. 20 г сульфосалициловой кислоты растворяют в мерной колбе на 10 см 3 в небольшом количестве дистиллированной воды и доводят этой водой до метки.

2М раствор NH 4 Cl. 107 г NН 4 Сl растворяют в мерной колбе на 1 дм 3 в небольшом количестве дистиллированной воды и доводят этой водой до метки.

5 Раствор аммиака (1:1) 100 см 3 25% раствора аммиака приливают к 100 см 3 дистиллированной воды и перемешивают.

Посуда и оборудование.

1 Фотоэлектроколориметр КФК-2.

Мерные колбы на 50 мл.

Пипетки на 1 мл - 3 шт.

4 Мерный цилиндр на 50 мл.

Нагревательный прибор.

Конические колбы на 300 мл по числу проб плюс одна.

Общие сведения. Железо является необходимым для жизни элементом, входящим в состав гемоглобина крови. Оно содержится в воде в виде ионов железа Fе 3+ и Fе 2+ , последние легко окисляются до ионов Fе 3+ . На окисление затрачивается большое количество кислорода, поэтому особенно строго надо следить за содержанием железа, первую очередь Fе 2+ , в зимовальных прудах, где подо льдом может складываться неблагоприятный газовый режим. При соединении ионов Fе 3+ с гуминовыми кислотами, растворенными в воде, выпадает рыхлый бурый осадок.

Несмотря на то, что железо - биогенный элемент, содержание его в количествах, превышающих оптимальные величины, может принести вред и привести к гибели рыбы. Вредное воздействие избыточных количеств железа повышается в кислой среде. Значительное количество железа может попадать в водоемы с промышленными сточными водами.

Принцип определения соединений железа основан на взаимодействии ионов Fе 3+ в щелочной среде с сульфаниловой кислотой с образованием окрашенного в желтый цвет комплексного соединения. Интенсивность окраски, пропорциональную массовой концентрации железа измеряют при длине волны 400-430 нм. Диапазон измерений массовой концентрации общего железа без разбавления пробы 0,10-2,00 мг/дм 3 .

Ход определения. При массовой концентрации общего железа не более 2 моль/л мерным цилиндром отмеривают 50 мл исследуемой воды (при большей концентрации пробу разбавляют дистиллированной водой), помещают в коническую колбу, нагревают до кипения и упаривают до объема 35-40 мл.

Раствор охлаждают до комнатной температуры, переносят в мерную колбу на 50 мл. К полученному раствору прибавляют 1 мл раствора хлорида аммония, 1 мл сульфосалициловой кислоты, 1 мл раствора аммиака, тщательно перемешивая после прибавления каждого реактива. По индикаторной бумаге определяют рН раствора, который должен быть больше 9. Если рН< 9, го прибавляют 2-3 капли раствора аммиака (1:1) до рН>9. Объем раствора в мерной колбе доводят до метки дистиллированной водой, оставляют стоять 5 минут для развития окраски.

Измеряют оптическую плотность окрашенных растворов, используя фиолетовый светофильтр (λ = 400-430 нм) и кюветы с толщиной рабочего слоя 2,3 или 5 см по отношению к 50 мл дистиллированной воды, в которую добавлены те же реактивы, что и в исследуемую пробу. Массовую концентрацию общего железа определяют по градуировочному графику.

Построение градуировочного графика. В ряд мерных колб вместимостью 50 см 3 наливают 0,0; 1,0; 2,0; 5,0; 10,0; 15,0; 20,0 см 3 рабочего стандартного раствора и доводят до метки дистиллированной водой, перемешивают, анализируют как исследуемую воду. Получают шкалу растворов соответствующих массовой концентрации железа 0,0; 0,1; 0,2; 0,5; 1,0; 1,5; 2,0 мг/дм 3 . Строят градуировочный график, откладывая по оси абсцисс массовую концентрацию железа, а по оси ординат соответствующие значения оптической плотности.

Обработка результатов анализа. В случае, если объем пробы, взятый для анализа, составляет меньше 50 мл, то концентрация железа вычисляется по формуле:

X = (С . 50)/ V ,

где С - массовая концентрация, найденная по градуировочному графику, мг/дм 3 Fe 3+ ; V - объем пробы, взятый для анализа, мл; 50 - объем стандартного раствора, мл.

За окончательный результат анализа принимают среднее арифметическое результатов двух параллельных определений, допускаемые расхождения между которыми не должны превышать 25% при массовой концентрации железа на уровне ПДК.

Сходимость результатов анализа (А) в процентах вычисляют по формуле:

КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ

1 . Каковы формы железа растворенного в воде?

2. Каков принцип определения железа растворенного в природных водах?

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 14

ОПРЕДЕЛЕНИЕ СОДЕРЖАНИЯ МИНЕРАЛЬНЫХ АЗОТСОДЕРЖАЩИХ ВЕЩЕСТВ

Цель работы. Научиться определять содержание минеральных азотсодержащих веществ в воде и осуществлять первичную обработку результатов.

Данная лабораторная работа состоит из трех этапов:

определение содержания нитритов;

определение содержания нитратов;

определение суммарного содержания ионов аммония и аммиака.

Общие сведения. Азот представлен в воде следующей цепью: органические остатки
азот альбуминоидный (органический)
азот аммиачный (низшая форма минерализации)
азот нитритов
азот нитратов (высшая форма минерализации).

Свободный азот инертен и организмами не усваивается. Наличие в воде соединений азота - важный фактор развития жизни в водоеме. Азот является одним из важнейших биогенных элементов, так как он используется растениями для построения клеток. После отмирания растений и животных в результате минерализации органических остатков азот превращается в воду. Азотистая кислота является промежуточным продуктом минерализации.

Водные животные в результате белкового обмена выделяют в воду аммиак. Из отмершего фито- и зоопланктона в воду поступает альбуминоидный азот, который под действием микроорганизмов переходит в аммиак, а затем в азотистую и азотную кислоту.

Нитриты малостойкие, поэтому концентрация их в естественных условиях крайне мала. Большую часть года они или совсем не обнаруживаются в поверхностных слоях, или содержатся там, в количествах, измеряемых тысячными долями мг N/л. Появление NO 2 ¯ в больших количествах свидетельствует о постороннем загрязнении водоема.