4009

21

проницаемой для ионов.

Разность потенциалов (ЭДС) измерительного электрода и электрода сравнения является мерой концентрации определяемых ионов.

Измерения величины рН растворов осуществляют с помощью приборов: рН-метров и иономеров. Устройство прибора и порядок работы излагаются в инструкции, прилагаемой к прибору предприятием– изготовителем. Современные рН-метры оснащены комбинированными электродами, поэтому они более компактны и удобны в эксплуатации.

Выполнение работы.

Перед началом измерений прибор необходимо прогреть в течение 30 мин. Электроды перед началом работы должны быть вымочены в тех растворах и такое время, которые рекомендованы в паспортах на электроды. Электрод сравнения должен быть залит раствором KCI. Пробка, закрывающая отверстие для заливки, при работе должна быть открыта. Перед погружением в исследуемый раствор электроды необходимо тщательно промыть дистиллированной водой и удалить остатки влаги фильтровальной бумагой. Исследуемую пробу наливают в стеклянный стаканчик, вместимостью 25 см3, погружают в раствор электроды, причем устанавливают их на одном уровне. Фиксируют показания прибора.

Норматив для питьевой воды -6-9ед. рН, для природной воды –

6,5-8,5ед.рН.

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 4

ОПРЕДЕЛЕНИЕ КИСЛОТНОСТИ ВОДЫ

Цель работы: освоить методики определения общей и свободной кислотности воды.

Кислотностью называется содержание в воде веществ, способных вступать в реакцию с сильными основаниями: едким натром (NaOH), едким калием(KOH), то есть с гидроксид - ионами.

Ктаким веществам относят:

1)сильные кислоты, полностью диссоциирующие в разбавленных растворах с образованием ионов водорода (соляная кислота, азотная кислота и

т.п.); 2) слабые органические и неорганические кислоты (гуминовые кислоты,

уксусная кислота, сернистая кислота, угольная кислота, и т.п.);

22

3) соли сильных кислот и слабых оснований (ионы аммония, железа, алюминия, органических оснований и т.п.), которые при гидролизе образуют ионы водорода.

Различают общую, естественную и свободную кислотности.

Общая кислотность – суммарное содержание в воде ионов водорода.

В природных водах кислотность в большинстве случаев зависит только от содержания свободной углекислоты:

СО2 + Н2О↔ Н+ + НСО3 ↔ 2Н+ + СО32-

Естественная кислотность - часть общей кислотности, обусловленная присутствием растворенной углекислоты, гуминовых и других слабых органических кислот, растворенных в воде. рН такой воды обычно не ниже 4,5.

Та часть общей кислотности, которая снижает рН до 4,5 и ниже, называется

свободной кислотностью.

Кислотность воды определяют методом нейтрализации. В его основе лежит взаимодействие ионов водорода с ионами гидроксила, сопровождающееся образованием слабодиссоциированных молекул воды:

Н+ + ОН- = Н2О

1. Определение общей кислотности

Посуда и реактивы.

Колба коническая вместимостью 250 см3; Цилиндр мерный на 100 см3; Бюретка на 25 см3;

Натр едкий, NaOH 0,1N раствор; Фенолфталеин,1%-ный спиртовой раствор.

Выполнение работы.

В колбу на 250 см3 наливают 100 см3 анализируемой воды, прибавляют 3 капли фенолфталеина и титруют 0,1 N раствором едкого натра на белом фоне до появления неисчезающего розового окрашивания.

Общая кислотность (Кобщ) в мг-экв/дм3 будет равна:

Кобщ. = v·К·N· 1000/ V,

где:

v- объем 0,1N раствора NaOH, пошедший на титрование пробы, см3; N- нормальность раствора NaOH;

K – коэффициент поправки к нормальности 0,1N раствора NaOH; V- объем исследуемой воды, см3.

23

2. Определение свободной кислотности

Посуда и реактивы.

Колба коническая вместимостью 250 см3; Цилиндр мерный на 100 см3; Бюретка на 25 см3;

Натр едкий, NaOH, 0,1N раствор;

Метиловый оранжевый, 0,1%-ный водный раствор.

Выполнение работы.

В колбу на 250 см3 наливают 100 см3 исследуемой воды, добавляют 3-4 капли раствора метилового оранжевого и титруют 0,1 N раствором едкого натра до перехода окраски раствора от красного к желтому.

Свободную кислотность (Ксв.) в мг-экв/ дм3 вычисляют по формуле:

Ксв.= v·К·N· 1000/ V,

где:

v- объем 0,1 N раствора NaOH, пошедший на титрование пробы, см3; N- нормальность раствора NaOH;

K – коэффициент поправки к нормальности 0,1 N раствора NaOH; V- объем исследуемой воды, см3.

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 5

ОПРЕДЕЛЕНИЕ ЩЕЛОЧНОСТИ ВОДЫ

Цель работы: освоить титриметрические методы определения общей и свободной щелочности воды.

Щелочностью называют содержание в воде веществ, вступающих в реакцию с сильными кислотами, т.е. с ионами водорода (Н+).

К таким веществам относят:

1)сильные основания (NaOH, КOH), полностью диссоциирующие в разбавленных растворах с образованием гидроксидионов;

2)слабые основания (аммиак);

3)соли сильных оснований и слабых кислот, образующие при гидролизе

гидроксильные ионы (ОН) и анионы слабых кислот (HCO-3, HPO4-, HCO3-,SO32- , анионы гуминовых кислот, HS-, S2-).

Различают общую, свободную и карбонатную щелочности воды.

Определяют щелочность титрованием воды раствором сильной кислоты. Количество пошедшей на титрование кислоты эквивалентно определяемой щелочности.

24

В природных водах щелочность зависит в основном от содержания в ней гидрокарбонатов кальция Ca (НCO3)2 и магния Mg(НCO3)2 и называется естественной щелочностью воды. рН такой воды обычно не превышает 8,3.

Щелочность, обусловленная растворимыми гидроокисями, называется гидратной.

Общая щелочность обусловлена содержанием в воде гидрокарбонат – ионов, карбонат-ионов и гидроксид-ионов. Количество кислоты, необходимое для достижения рН=4,5, эквивалентно общей щелочности.

Свободная щелочность обусловлена присутствием в воде гидроксильных (ОН-) и карбонатных ионов (СО32-), которые могут появиться в природной воде при попадании сточных вод. Количество кислоты, израсходованное на титрование до значения рН 8,3, эквивалентно свободной щелочности.

Карбонатная щелочность обусловлена присутствием гидрокарбонатов (НCO3- ) и карбонатов (СО32- ). Определяется титрованием пробы до значения рН 5,4.

Карбонатной щелочностью называют общую щелочность, т.к. численное значение карбонатной щелочности почти равно численному значению щелочности общей.

Если рН воды меньше 4,5 , то щелочность такой воды равна нулю.

1. Определение свободной щелочности

(щелочность по фенолфталеину).

Посуда и реактивы.

Колбы конические вместимостью 250 см3; Цилиндр мерный на 100 см3; Бюретка на 25 см3;

Кислота соляная,НСI,0,1N раствор;

Фенолфталеин, индикатор,1 %-ный спиртовой раствор; Метиловый оранжевый, индикатор, 0,1 %-ный водный раствор.

Выполнение работы.

В колбу на 250 см3 берут 100 мл испытуемой воды, добавляют 2-3 капли раствора индикатора фенолфталеина. Если раствор не окрашивается в розовый цвет, то свободную щелочность анализируемой пробы принимают равной нулю. Пробу, окрашенную в розовый цвет , титруют 0,1 N раствором соляной кислоты до обесцвечивания. Регистрируют объем соляной кислоты, израсходованный на титрование.

25

Свободную щелочность (Хсв.) в мг-экв/ дм3 вычисляют по формуле:

Хсв. = v·К·N· 1000/ V,

где:

v- объем 0,1 N раствора HCl , пошедший на титрование пробы, см3; N- нормальность раствора HCl ;

K – коэффициент поправки к нормальности 0,1 N раствора HCl ; V- объем исследуемой воды, см3.

2. Определение общей щелочности (щелочность по метиловому оранжевому).

В раствор, использованный для определения свободной щелочности, добавляют 3-4 капли раствора метилового оранжевого и продолжают титрование 0,1 N раствором соляной кислоты до перехода окраски из желтой в розовую.

Общую щелочность (Хобщ.) в мг-экв/ дм3 вычисляют по формуле:

Хобщ. = v·К·N· 1000/ V,

где:

v - общее количество 0,1N HCl, израсходованной на титрование, см3; N- нормальность раствора HCl;

К- коэффициент поправки к нормальности раствора HCl ; V- объем воды, взятый для исследования, см3.

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 6

ОПРЕДЕЛЕНИЕ ПЕРМАНГАНАТНОЙ ОКИСЛЯЕМОСТИ ВОДЫ (метод Кубеля)

Цель работы: освоить метод определения перманганатной окисляемости (метод обратного титрования).

Перманганатная окисляемость (ПО) - это количество кислорода,

пошедшее на окисление перманганатом калия в кислой среде органических и легко окисляющихся неорганических соединений, содержащихся в 1л (1 дм3 ) воды. Количество кислорода эквивалентно количеству перманганат - ионов, затраченных на окисление.

Многие органические соединения при использовании этого метода окисляются лишь частично. К неорганическим соединениям, окисляющихся перманганатом калия, относятся железо(Fe+2 ), нитриты ( NO2- ), Н2S.

Результат определения железа, нитритов и сероводорода, пересчитанный на окисляемость, вычитают из найденного значения ПО, исходя из соотношений:

26

1 мг Fe+2 потребляет 0,14 мг О2 ; 1мг NO2- потребляет 0,35мг О2 ; 1мг Н2S потребляет 0,47 мг О2.

Разница будет соответствовать окисляемости органических веществ.

Регламентируемый показатель ПО для питьевой воды не более 5мгО/дм3, для природной воды хозяйственно-питьевого назначения не более 15мгО/дм3.

Сущность метода заключается в окислении органических и неорганических веществ, присутствующих в пробе анализируемой воды, известным количеством перманганата (КМпO4) в сернокислой среде при кипячении в течение 10 минут. Не пошедший на окисление перманганат калия восстанавливают раствором шавелевой кислоты. Затем избыток щавелевой кислоты оттитровывают раствором перманганата калия. Значение перманганатной окисляемости в пересчете на атомарный кислород определяется по количеству пошедшего на титрование перманганата.

При определении перманганатной окисляемости после реакции должно оставаться не менее 40% введенного перманганата калия.

Посуда и реактивы.

Колбы плоскодонные термостойкие вместимостью 250 см3, специально обработанные и используемые только для определения окисляемости;

Лабораторные стеклянные воронки; Бюретки на 25 см3; Цилиндры мерные на 100 см3 ; Пипетки на 5 см3 ; Резиновая груша;

Калия перманганат (КМпO4), 0,01М раствор; Щавелевая кислота (Н2С2О4 ), 0,01 М раствор; Серная кислота (H2SO4), разбавленный раствор(1:3);

Вода для разбавления, не содержащая восстановителей.

Выполнение работы.

Для получения достоверных результатов необходимо строго придерживаться условий проведения анализа.

В колбу на 250 см 3 помещают несколько стеклянных шариков для равномерного кипения и вносят 100 см3 пробы или меньшее ее количество,

27

доведенное до 100 см3 водой для разбавления. Затем приливают 5 см3 разбавленной серной кислоты (1:3) и 20 см3 0,01N раствора перманганата калия. Смесь нагревают так, чтобы она закипела не позднее чем через 5 минут, и кипятят точно 10 минут, закрыв отверстие колбы маленькой стеклянной воронкой для уменьшения испарения. Если при кипячении содержимое колбы потеряет розовую окраску или побуреет, опыт необходимо повторить, разбавив исследуемую воду. К горячему раствору (80-900С) прибавляют 20 см3 0,01N раствора щавелевой кислоты. Обесцвеченную горячую смесь титруют раствором перманганата калия до слабо-розового окрашивания. Если при титровании пробы расходуется перманганата калия более 60% от добавленного количества, т.е. если при обратном титровании израсходовано более 7 см3 раствора титранта, то пробу разбавляют. Если при анализе предварительно разбавленной пробы на титрование расходуется менее 2 см3 раствора перманганата калия, то определение повторяют с менее разбавленной или неразбавленной пробой.

Одновременно проводят холостой опыт с водой для разбавления и обрабатывают ее так же, как анализируемую воду. Расход перманганата калия при холостом определении не должен превышать 0,5см3 . В противном случае проводят дополнительную очистку используемой дистиллированной воды и посуды.

Величину перманганатной окисляемости (ХПО) в мгО/дм3 рассчитывают по формуле:

ХПО = (V1- V2) ·K·8 ·1000· Kp / V =(V1- V2)·K) ·80· Kp /V,

где:

V1 - объем 0,01М раствора КМпO4 , израсходованного на титрование исследуемой пробы, см3;

V2 -объем 0,01М раствора КМпO4, израсходованного на титрование холостой пробы, см3 ;

N-нормальность раствора КМпO4;

К-поправочный коэффициент к нормальности раствора КМпO4; 8 - эквивалент кислорода; Кр - коэффициент разбавления пробы;

V - объем пробы, взятый для анализа(100), см3 .

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 7

ОПРЕДЕЛЕНИЕ БИХРОМАТНОЙ ОКИСЛЯЕМОСТИ (ХПК) ВОДЫ (метод обратного титрования)

Цель работы: освоить методы определения ХПК, оценить степень загрязненности воды органическими веществами.

28

Бихроматная окисляемость (химическое потребление кислорода,

ХПК) - это количество кислорода, пошедшее на полное окисление бихроматом калия в присутствии серной кислоты органических веществ, содержащихся в 1л(1 дм3) воды. Количество кислорода эквивалентно количеству бихромат - ионов, затраченных на окисление. При окислении бихроматом присутствующие в органических соединениях углерод, водород, сера, фосфор окисляются до СO2, H2O, P2O5, SO3, а азот превращается в аммонийную соль.

Окисление органических веществ ускоряется при введении в смесь сульфата серебра в качестве катализатора. Присутствие катализатора обеспечивает 95-98 %-ное окисление органических веществ. Не окисляются бензол, толуол, пиридин, некоторые азотсодержащие гетероциклические соединения. Влиянием окисляющихся неорганических веществ, содержащихся в воде в незначительных количествах, можно пренебречь, а величину окисляемости расценивать как показатель окисляемости органических соединений.

Метод рекомендован для анализа природных и сточных вод.

Для поверхностного источника хозяйственно-питьевого назначения ХПК не должно превышать 15 мг/дм3.

Существует два метода определения ХПК: арбитражный метод, который наиболее трудоемок и требует больших затрат времени, но дает более достоверный результат. И ускоренный метод, менее точный, чем арбитражный, но который можно применять для постоянного ежедневного контроля состояния водоемов.

К более современным методам определения окисляемости относится фотометрический метод. Для применения этого метода необходимы фотометры, снабженные адаптерами для измерения оптической плотности растворов непосредственно в специальных пробирках из термостойкого стекла с завинчивающимися крышками. Метод не требует больших затрат времени, удобен в исполнении, но многим недоступен из-за коммерческих соображений.

1. Арбитражный метод определения ХПК

Сущность метода заключается в обработке пробы воды серной кислотой и бихроматом калия при кипячении с обратным холодильником в

мг/дм3, с последующим титрованием избытка бихромата калия солью Мора в присутствии N-фенилантраниловой кислоты.

Бихромат при этом восстанавливается, а соль Мора окисляется согласно

29

уравнению: Cr2O72- +14H+ + 6e =2Cr3+ + 7H2O Fe+3 – e = Fe +2

Или в общем виде: 6 Fe+3 + Cr2O72- + 14H+ = 6Fe+2 +2Cr3+ + 7H2O

Посуда и реактивы.

Колбы круглодонные термостойкие вместимостью 250см3 с пришлифованным обратным холодильником;

Пипетки на 5,10 см3 ; Цилиндр мерный на 25, 50 см3; Бюретка на 25 см3; Резиновая груша;

Бихромат калия, K2Cr2O7, 0,25N раствор; Серная кислота, Н2SO4, концентрированная;

Соль Мора, |FeSO4 (NH4)2 SO4 · 6 H2O|,0,25 N раствор ; N-фенилантраниловая кислота, индикатор.

Выполнение работы.

В колбу вместимостью 250 см3 отбирают 20 см3 пробы (или меньший ее объем, доведенный до 20 см3 дистиллированной водой), добавляют 10 см3 0,25 N раствора бихромата калия, 30 см3 концентрированной серной кислоты (рН=2) и несколько стеклянных бусин ( кипелок), соединяют с обратным холодильником и нагревают до слабого кипения, которое поддерживают 2 часа. Затем охлаждают, обмывают стенки холодильника 100 см3 дистиллированной воды, прибавляют 3-5 капель индикатора N-фенилантраниловой кислоты и титруют избыток бихромата калия раствором соли Мора до яркого зеленого цвета через переходную окраску от желтого до фиолетового цвета.

Параллельно проводят холостой опыт с 20 см3 дистиллированной воды. Бихроматную окисляемость (ХПК) в мгO / дм3 вычисляют по формуле:

ХПК= (V1-V2)· N·K·8·1000 /V,

где:

V1 -объем раствора соли Мора, израсходованный на титрование холостой пробы, см3;

V2-объем раствора соли Мора, израсходованной на титрование анализируемой пробы, см 3;

N- нормальность раствора соли Мора;

К- поправочный коэффициент к концентрации раствора соли Мора; 8- эквивалент кислорода;

V-объем пробы, взятый для определения, см3.

Для вычисления концентрации углерода, содержащегося в органических

30

веществах воды, полученное значение ХПК умножают на 0,375 (отношение количества вещества эквивалента углерода к количеству вещества эквивалента кислорода =3:8)

2. Ускоренный метод определения XПК

Результаты, как правило, получаются ниже, чем при анализе арбитражным методом, но они достаточно хорошо воспроизводимы. Главная особенность ускоренного метода - высокая концентрация H2SO4. Нагревание извне не требуется, температура повышается за счет тепла, выделяющегося при смешивании воды с концентрированной серной кислотой.

Посуда и реактивы.

Колбы плоскодонные термостойкие вместимостью 250 см 3; Пипетки на 5,10 см3 ; Цилиндр мерный на 25,100 см3; Бюретка на 25 см3; Резиновая груша;

Бихромат калия, K2Cr2O7, 0,25 N раствор; Серная кислота, Н2SO4, концентрированная; Соль Мора, 0,25 N раствор ; N-фенилантраниловая кислота, индикатор.

раствором соли Мора до перехода окраски в зеленый цвет. Параллельно проводится анализ холостой пробы. В качестве холостой пробы используется дистиллированная вода.