Лабораторна робота 4 Визначення жорсткості води

Мета роботи – вивчення стандартних методик визначення жорсткості природних вод.

Загальні відомості.

У хімічній промисловості вода застосовується у великій кількості. На промислові підприємства вона подається з озер, річок, підземних джерел або зі штучно виготовлених резервуарів. Перш ніж використати природну прісну воду, її попередньо треба підготувати, тобто відповідно обробити. Залежно від призначення води існують певні вимоги до її якості, властивостей, складу та кількості домішок. З цієї причини вода перед її застосуванням проходить цілу систему водопідготовки. Наприклад, кондиціювання водопровідної води складається зі стадій механічної фільтрації, відстою у відстійниках, фільтрації крізь шар піску, аерації, стерилізації. Внаслідок даних процесів з води вилучаються речовини, які шкідливі для здоров’я людини. Але інколи виникає необхідність додаткової обробки води, наприклад з метою зменшення концентрації іонів Са²⁺ та Mg²⁺, які і викликають жорсткість води.

Використання жорсткої води в промисловості призводить до появи накипу в котлах та іншій теплообмінній апаратурі. Поява накипу, наприклад, за реакцією

Ca(HCO₃)₂ = CaCO₃↓ + CO₂↑ + H₂O (4.1)

зменшує ефективність теплопередачі і може призвести до аварій у промислових системах. Використання жорсткої води взагалі неможливе в цілому ряді виробництв, наприклад у текстильному, в паросиловому господарстві теплових електростанцій, виробництві напівпровідників та ін.

При виконанні лабораторної роботи слід пам’ятати, що необхідно відрізняти тимчасову та постійну жорсткість води.

Тимчасова або карбонатна жорсткість зумовлена присутністю у воді розчинених гідрокарбонатів кальцію та магнію. Її називають тимчасовою тому, що іони Са²⁺ та Mg²⁺, які визначають жорсткість води, в хімічно зв’язаному стані можуть бути вилучені з води її кип’ятінням. Гідрокарбонати кальцію і магнію при цьому розкладаються, утворюючи нерозчинні карбонати:

Ме(НСО₃)₂ = МеСО₃↓ + СО₂↑ + Н₂О, (4.2)

де Ме – це Са або Mg.

Постійна жорсткість води зумовлена наявністю в ній сульфатів, хлоридів, силікатів, нітратів кальцію та магнію і не може бути усунена кип’ятінням. Позбавитися її можна шляхом додавання до води дозованих кількостей Са(ОН)₂ та Na₂CO₃. Ці сполуки осаджують кальцій у вигляді СаСО₃ та магній у вигляді Mg(OH)₂.

Для пом’якшення води застосовують також метод іонного обміну: воду пропускають крізь шар катіоніту, який обмінює свої іони Na⁺ або Н⁺ на іони Са²⁺ і Mg²⁺, які зумовлювали жорсткість води.

Щоб запобігти утворенню накипу, іноді вдаються до обробки води магнітним полем. Вплив такого поля не усуває утворення малорозчинних солей, але осад, який утворюється після зазначеної обробки, являє собою суспензію, що легко вилучається, а не щільну кірку.

Жорсткість води визначається кількістю міліграм-еквівалентів іонів Са²⁺ та Mg²⁺, які містяться в 1 л води, тобто вимірюється в мг-екв/л.

Загальна жорсткість води визначається сумарним вмістом у ній солей кальцію та магнію, як тих, що руйнуються при кип’ятінні, так і стійких при цьому солей.

Залежно від чисельного значення загальної жорсткості води усі води умовно розподіляють на м’які, середньої жорсткості та жорсткі. Воду, яка містить до 2 мг-екв/л іонів Са²⁺ та Mg²⁺, слід вважати м’якою; від 2 до 10 мг-екв/л – середньої жорсткості; більше 10 мг-екв/л – жорсткою.

Загальна жорсткість вод озер та річок у тайзі та тундрі становить 0,1–0,2 мг-екв/л, а океанська вода – 80–100 мг-екв/л. Верхня межа жорсткості води в системах водозабезпечення населених пунктів дорівнює 7 мг-екв/л (тільки у виняткових випадках дозволяється 10 мг-екв/л).

Експеримент 1. Визначення тимчасової жорсткості води

Тимчасову (карбонатну) жорсткість води, що зумовлена присутністю в ній гідрокарбонатів кальцію та магнію, обчислюють на підставі реакцій взаємодії цих сполук з кислотою, наприклад:

Ca(HCO₃)₂ + 2HCl = CaCl₂ + 2H₂O + 2CO₂↑ (4.3)

Mg(HCO₃)₂ + 2HCl = MgCl₂ + 2H₂O + 2CO₂↑ (4.4)

Кислота витрачається в кількості, яка еквівалентна вмісту в воді солей, що визначають тимчасову жорсткість.

У точці еквівалентності водневий показник рН приблизно дорівнює 4, тобто лежить в інтервалі переходу кольору метилового оранжевого – одного з кислотно-основних індикаторів (див. табл. 4.1).

Таблиця 4.1 – Характеристики кислотно-основних індикаторів

Назва індикатора	Інтервал переходу, рН	Зміна кольору індикатора
Метиловий оранжевий	3,0–4,4	рожево-червоний – оранжово-жовтий
Конго червоний	3,0–5,2	синьо-фіолетовий – червоний
Метиловий червоний	4,4–6,2	червоний – жовтий
Лакмус	5,0–8,0	червоний – синій
Бромтимоловий	6,0–7,6	жовтий – синій
Фенолфталеїн	8,2–10,0	безбарвний – червоно-фіолетовий
Тимолфталеїн	9,4–10,6	безбарвний – синій

Аналіз проби виконується таким чином:

1. Піпеткою об’ємом 50 або 100 мл проба води вноситься в конічну колбу для титрування. Об’єм проби повинен бути 100 або 200 мл.

2. В пробу води в колбі додають 2–3 краплі індикатора метилового оранжевого.

3. Пробу води в колбі титрують 0,1 н розчином HCl. У точці еквівалентності спостерігається зміна кольору розчину від оранжово-жовтого до рожево-червоного. При появі стійкого рожево-червоного забарвлення розчину титрування слід припинити. Значення об’єму кислоти, витраченого на титрування даного об’єму води, треба внести в таблицю 4.2.

Таблиця 4.2 – Результати експериментів з визначення тимчасової жорсткості води

№ титрування	Об’єм проби для аналізу, мл	Нормальність розчину кислоти-титранта, г-екв/л	Об’єм розчину кислоти, що пішов на титрування, мл	Тимчасова жорсткість води, мг-екв/л
1
2
3
...

4. Титрування слід провести не менш ніж три рази, а для розрахунку взяти середнє арифметичне значення об’єму кислоти-титранта усіх проведених титрувань.

5. Розрахувати тимчасову жорсткість за формулою

, (4.5)

де Ж_тимч – тимчасова жорсткість води, мг-екв/л; N_к – нормальність (концентрація) робочого розчину кислоти-титранта, г-екв/л; V_к – об’єм кислоти (середньоарифметичний) на одне титрування, мл; – об’єм проби води, що аналізується, мл.

Експеримент 2. Визначення загальної жорсткості води

Загальну жорсткість води визначають хімічною взаємодією катіонів Са²⁺ та Mg²⁺, що аналізуються з органічним реагентом – трилоном Б. Цей реагент являє собою натрієву сіль етилендіамінотетраоцтової кислоти:

Скорочено молекулу трилону Б можна записати як Na₂H₂Tp. Трилон Б легко утворює достатньо хімічно стійкі внутрішньокомплексні сполуки з багатьма катіонами, зокрема з Са²⁺ та Mg²⁺, які і зумовлюють жорсткість води. Такі сполуки утворюються, з одного боку, внаслідок заміщення металом атомів водню карбоксильних груп трилону Б, а з іншого – в результаті утворення донорно-акцепторних зв’язків між іонами металів та атомами азоту, наприклад:

Комплекси такої будови характеризуються досить високою хімічною стійкістю.

При титруванні води розчином трилону Б з метою визначення загальної жорсткості іони Са²⁺ та Mg²⁺ зв’язуються у комплекс, і в точці еквівалентності вони практично відсутні у розчині. Ці реакції можна записати таким чином:

Me²⁺ + Na₂H₂Tp = Na₂MeTp + 2H⁺, (4.6)

де Ме²⁺ – це Са²⁺ або Mg²⁺.

Для того щоб реакція (4.6) відбулася якомога повніше, необхідно хімічно зв’язати іони Н⁺. З цією метою при титруванні до води, що аналізується, додають суміш NH₄Cl та NH₄OH як буфер. Стійкість комплексів трилону Б залежить від рН середовища, тому необхідно підтримувати водневий показник розчину на стабільному рівні, зокрема рН = 10, чому і сприяє буферний розчин.

Як індикатор у цьому експерименті застосовують органічний барвник – кислотний хромовий чорний спеціальний (еріохром чорний Т):

Ця хімічна сполука має синій колір. З іонами металів вона утворює комплекси червоного кольору, які менш стійкі, ніж комплекси цих же металів з трилоном Б.

Коли до води, що аналізується і містить іони Са²⁺ та Mg²⁺, додають еріохром чорний Т, розчин стає червоним, тобто згадані іони утворюють комплекс з еріохромом. По мірі титрування іони Са²⁺ та Mg²⁺ хімічно зв’язуються в більш міцні безбарвні комплекси з трилоном Б. При цьому червона сполука руйнується, а індикатор звільняється, і його вільна форма дає синє забарвлення. У точці еквівалентності усі іони Са²⁺ та Mg²⁺ „зв’язані” трилоном Б, тому зміна забарвлення розчину з червоного на синій свідчить про закінчення титрування.

Аналіз проби води на її загальну жорсткість слід проводити таким чином:

1. У колбу для титрування вноситься 100 мл води, яку треба проаналізувати.

2. У цю ж колбу додають 5 мл аміачного буферного розчину та 5–6 крапель індикатора – розчину еріохрому чорного Т. Розчин набуває червоного забарвлення.

3. Вміст колби титрують 0,05 н розчином трилону Б до переходу червоного забарвлення в синє. Об’єм трилону Б, який витратився на титрування, записати в таблицю 4.3.

Таблиця 4.3 – Дані для визначення загальної жорсткості води

№ титрування	Об’єм проби для аналізу, мл	Нормальність робочого розчину трилону Б, г-екв/л	Об’єм розчину трилону Б, що пішов на титрування, мл	Загальна жорсткість води, мг-екв/л
1
2
3
...

4. Титрування провести не менш ніж три рази. Для розрахунку загальної жорсткості води користуватися середнім арифметичним значенням об’ємів розчину трилону Б усіх проведених титрувань.

5. Розрахунок загальної жорсткості води виконують за формулою

, (4.7)

де Ж_заг – загальна жорсткість води, мг-екв/л; N_т – нормальність (концентрація) робочого розчину трилону Б, г-екв/л; V_т – об’єм розчину трилону Б, який витратився на титрування (середньоарифметичний), мл; – об’єм проби води для аналізу, мл.

Використовуючи значення тимчасової та загальної жорсткості води, можна визначити її постійну жорсткість за формулою:

Ж_пост = Ж_заг – Ж_тимч (4.8)

За отриманими результатами встановлюють, до якої категорії жорсткості слід віднести пробу води, яка була запропонована для аналізу.

Експеримент 3. Визначення концентрації іонів кальцію в пробах води

Пробу води, яка містить не більше 15 мг кальцію, помістити в конічну колбу для титрування та розбавити дистильованою водою до об’єму 100 мл. Додати 2 мл 1 н розчину гідроксиду натрію та 0,1–0,2 г суміші мурексиду з хлоридом натрію (індикатор). Розчин титрувати 0,05 М розчином трилону Б до появи фіолетового забарвлення.

Розрахунок провести за формулами:

; (4.9)

, (4.10)

де Х – вміст іонів кальцію, мг/л; Y – кальцієва жорсткість води, мг-екв/л; V₁ – об’єм розчину трилону Б, який витратили на титрування, мл; К – поправковий коефіцієнт для 0,05 М розчину трилону Б; V – об’єм проби води, що аналізується, мл; 20,04 – еквівалент іонів кальцію.

Експеримент 4. Визначення концентрації іонів магнію в пробах води

До 100 мл проби води, яка підлягає аналізу, додають 25 мл розчину оксалату амонію для повного осадження кальцію. Осад відфільтровують крізь паперовий фільтр. До 50 мл фільтрату додають 2,5 мл буферного розчину та 0,1 г суміші еріохрому чорного Т з хлоридом натрію. Титрують 0,05 М розчином трилону Б до переходу червоного забарвлення у фіолетове, а потім у синє. Помноживши витрачений об’єм розчину трилону Б на 2,5, отримують значення того об’єму, який відповідає аналізу 100 мл проби води.

Розрахунки ведуть за формулами:

; (4.11)

, (4.12)

де Х – вміст іонів магнію, мг/л; Y – магнієва жорсткість води, мг-екв/л; V₁ – об’єм розчину трилону Б, який витратився на титрування, мл; К – поправковий коефіцієнт для 0,05 М розчину трилону Б; V – об’єм проби води, що аналізується, мл; 24,31 – еквівалент іонів магнію в комплексонометричному аналізі; 12,16 – еквівалент іонів магнію в ацидиметричному аналізі.