Методы исследования сырья и продуктов растительного происхождения (теория и практика). Учебное пособие

жании до 600 мг/дм3, однако уже при величинах более 1000 – 1200 мг/ дм3 вода может вызвать нарекания у потребителей.

Вопрос о воде с низким солесодержанием также открыт. Считается, что такая вода слишком пресная и безвкусная, хотя многие тысячи людей, употребляющих обратноосмотическую воду, отличающуюся очень низким солесодержанием, наоборот находят ее более приемлемой.

Определение окисляемости

Окисляемость –характеризует содержание в воде органических и минеральных веществ, окисляемых (при определенных условиях) одним из сильных химических окислителей. Выражается этот параметр в миллиграммах кислорода, пошедшего на окисление этих веществ, содержащихся в 1 дм3 воды.

Различают несколько видов окисляемости воды: перманганатную, бихроматную, иодатную, цериевую. Наиболее высокая степень окисления достигается бихроматным и иодатным методами. В практике водоочистки для природных малозагрязненных вод определяют перманганатную окисляемость, а в более загрязненных водах – как правило, бихроматную окисляемость (называемую также ХПК – «химическое потребление кислорода»).

Окисляемость является очень удобным комплексным параметром, позволяющим оценить общее загрязнение воды органическими веществами.

Величина окисляемости природных вод может варьироваться в широких пределах от долей миллиграммов до десятков миллиграммов О2 на литр воды. Поверхностные воды имеют более высокую окисляемость (а значит и более высокое содержание органических веществ) по сравнению с подземными. Так, горные реки и озера характеризуются окисляемостью 2…3 мг О2/дм3, реки равнинные – 5…12 мг О2 /дм3, реки с болотным питанием – десятки миллиграммов О2 /дм3. Подземные же воды имеют в среднем окисляемость на уровне от сотых до десятых долей мг О2 /дм3 (исключения составля-

71

ют воды в районах нефтегазовых месторождений, торфянников, в сильно заболоченных местностях).

Вводоемах и водотоках, подверженных сильному воздействию хозяйственной деятельности человека, бихроматная окисляемость (ХПК) используется в качестве меры содержания органического вещества в пробе воды.

Всоответствии с требованиями к составу и свойствам

воды водоемов у пунктов питьевого водопользования величина ХПК не должна превышать 15 мг О2/дм3.

Определение реакции воды

Очень часто показатель рН путают с такими параметрами, как кислотность и щелочность воды. Важно понимать разницу между ними. Главное заключается в том, что рН – это показатель интенсивности, но не количества. То есть, рН отражает степень кислотности или щелочности среды, в то время как кислотность и щелочность характеризуют количественное содержание в воде веществ, способных нейтрализовывать соответственно щелочи и кислоты.

С величиной рН связаны понятия «живой» и «мертвой» воды. Согласно одной из распространенной концепций, «живой» считают щелочную воду с рН = 10 – 11, а «мертвой» – кислую с рН = 4 – 5. С точки зрения представлений о структуре, «живой» считают структурированную воду, в которой соотношение между упорядоченными кластерами и свободными молекулами велико. По данным многочисленных медицинских исследований, щелочная ионизированная («живая») вода стимулирует регенеративную функцию клеток, благоприятно воздействует на метаболические процессы, а кислая («мертвая») вода представляет собой мягко действующий антисептик.

pH воды – один из важнейших рабочих показателей качества воды, во многом определяющих характер химических и биологических процессов, происходящих в воде. В зависимости от величины pH может изменяться скорость протекания

72

химических реакций, степень коррозионной агрессивности воды, токсичность загрязняющих веществ и т. д.

Изменение окраски воды при добавлении ней индикаторов характеризует реакцию воды, т. е. присутствие в ней ионов Н+ или ОН–, СО32–, НСО3– обусловливающих ту или иную величину рН. Реакцию воды обычно определяют по метиловому оранжевому, изменяющему окраску при рН 3,6 (3,1 – 4,4), и по фенолфталеину, изменяющему окраску при рН 8,3 (8,2 – 10).

Определение щелочности

Способность воды связывать кислоты характеризуется величиной щелочности, т. е. количеством в воде ионов ОН-, СО32-, НСО3- и некоторых других анионов слабых кислот, реа-

гирующих с сильными кислотами по уравнениям:

ОН– + Н+=Н2О СО32– + Н+=НСО3–

НСО3–+ Н+=СО2 + Н2О Щелочность принято выражать количеством молей ука-

занных ионов в I дм3 воды.

Определение щелочности основано на титровании воды соляной кислотой с индикаторами метиловым оранжевым и фенолфталеином. При титровании с метиловым оранжевым переход желтой окраски раствора в оранжевую наступает при полном связывании ионов ОН–, СО32–, НСО3– по приведенным уравнениям, в то время как при титровании с фенолфталеином исчезновение окраски раствора происходит при связывании только ионов ОН– и СО32– по двум первым уравнениям. Соответственно различают общую щелочность, определяемую титрованием воды соляной кислотой с метиловым оранжевым, и свободную щелочность, определяемую титрованием с фенолфталеином.

Для суждения о том, какими ионами обусловливается щелочность воды, целесообразно титрование вести с фенолфталеином до обесцвечивания раствора, а затем с метиловым оранжевым до перехода желтой окраски раствора в оранже-

73

вую. При щелочности по фенолфталеину, равной нулю, щелочность воды обусловливается только ионами НСО3–. Определение щелочности воды возможно и электрометрическим титрованием. При определении свободной щелочности титрование ведут до рН 8,3, а при определении общей щелочности

– до рН 4,5.

Для технологической оценки воды важно знать влияние ее катионов и анионов на рН производственных сред, в которых протекают биохимические процессы. Отрицательное влияние воды на ферментативный гидролиз крахмала, некрахмальных полисахаридов и белков наиболее часто проявляется в увеличении рН ячменно-солодовых заторов выше оптимальной величины. Для установления данного свойства воды необходимо знать его щелочность. Так как отдельные ионы воды по-разному влияют на концентрацию водородных ионов в буферной системе при совместном введении в затор ионов Са2+, НСО-, ,СО32- ОН-, его рН устанавливается в зависимости от количественного соотношения этих ионов. Данное соотношение назвали показателем пригодности воды по щелочности и обозначили Пщ. Вода, имеющая Пщ < 1, повышает рН затора, а имеющая Пщ > 1 - понижает. При значениях Пщ = 1 вода считается пригодной для технологических целей.

Показатель пригодности воды для пивоварения находят из соотношения

Пщ = ЖСа /Що ,

где ЖСа – содержание ионов кальция, моль/дм3; Що – общая щелочной моль/дм3.

Определение общей жесткости

Различают следующие виды жесткости.

Общая жесткость. Определяется суммарной концентрацией ионов кальция и магния. Представляет собой сумму карбонатной (временной) и некарбонатной (постоянной) жесткости.

74

Карбонатная жесткость. Обусловлена наличием в воде гидрокарбонатов и карбонатов (при рН > 8,3) кальция и магния. Данный тип жесткости почти полностью устраняется при кипячении воды и поэтому называется временной жесткостью. При нагреве воды гидрокарбонаты распадаются с образованием угольной кислоты и выпадением в осадок карбоната кальция и гидроксида магния.

Некарбонатная жесткость. Обусловлена присутстви-

ем кальциевых и магниевых солей сильных кислот (серной, азотной, соляной) и при кипячении не устраняется (постоянная жесткость).

Вряде случаев, когда в природной воде присутствует в значительных количествах стронций, что характерно для севера России, его необходимо учитывать в составе жесткости.

Вмировой практике используется несколько единиц измерения жесткости, все они определенным образом соотносятся друг с другом. В России Госстандартом в качестве еди-

ницы жесткости воды установлен моль на кубический метр (моль/м3).

Кроме этого в зарубежных странах широко используются такие единицы жесткости, как немецкий градус (dо, dH), французский градус (fо), американский градус, ppm CaCO3.

Соотношение этих единиц жесткости представлено в табл. 4.

П р и м е ч а н и е .

Один немецкий градус Но соответствует 10 мг/дм3СаО или 17,86 мг/дм3 СаСО3, или 15,1 мг/дм3 MgCO3 в воде.

Один французский градус t° соответствует 10 мг/дм3 СаСО3. Один американский градус соответствует 1 мг/дм3 СаСО3.

Один английский градус = 1 гран/галлон воды, т.е. 0,0648 г СаСО3/4,546дм3, что соответствует 14,29 мг/дм3 СаСО3.

Происхождение жесткости. Ионы кальция (Ca2+) и магния (Mg2+), а также других щелочноземельных металлов, обу-

75

славливающих жесткость, присутствуют во всех минерализованных водах. Их источником являются природные залежи известняков, гипса и доломитов. Ионы кальция и магния поступают в воду в результате взаимодействия растворенного диоксида углерода с минералами и при других процессах растворения и химического выветривания горных пород. Источником этих ионов могут служить также микробиологические процессы, протекающие в почвах на площади водосбора, в донных отложениях, а также сточные воды различных предприятий.

Общепринятым способом определения общей жесткости воды является комплексометрический с помощью трилона Б – двухзамещенной натриевой соли этилендиаминотетрауксусной кислоты (комплексон III). Этот способ основан на свойстве трилона Б образовывать с катионами некоторых двух- и трехвалентных металлов (кальцием, магнием, медью, двух- и трехвалентным железом, марганцем, никелем, кадмием, алюминием) растворимые в воде комплексы и таким образом выводить их из ионного состояния.

При этом образуется прочное комплексное соединение с тремя пятичленными кольцами за счет замещения металлом атомов водорода карбоксильных групп и связывания металла координационно с азотом. Комплексы с трилоном Б обладают различной прочностью и образуются при различных для каждого катиона значениях рН. Если в раствор, содержащий ионы одного из вышеупомянутых металлов, ввести индикатор, дающий непрочное цветное соединение с ионами этого металла, то при добавлении трилона Б к такому окрашенному раствору в эквивалентной точке произойдет изменение окраски.

Комплексонометрическое определение каждого иона производят при том значении рН, при котором этот ион образует с трилоном Б (комплексон III) более прочное соединение, чем с индикатором. Ионы кальция и магния определяют при рН выше 9, железа при рН 1,2, меди при рН от 3,5 до 12. В качестве индикатора для определения ионов кальция и магния используется преимущественно эриохром черный Т, кото-

76

рый в водном растворе в присутствии ионов кальция и магния имеет винно-красный цвет, а в их отсутствие – сине-зеленый. Эквивалентная точка при титровании определяется очень четко.

Ввиду того что во взаимодействие с трилоном Б в щелочной среде, кроме кальция и магния, вступают также медь, цинк и марганец, их (при наличии в анализируемой воде) перед титрованием переводят в соединения, не влияющие на определение ионов кальция и магния. Ионы меди и цинка переводят путем добавления сульфида натрия в очень мало растворимые сульфиды, а марганец связывают в прочный комплекс гидроксиламином.

Лабораторная работа № 1. Определение в воде сухого остатка

Цель работы: освоить метод определения сухого остатка в воде.

Оборудование и материалы: сушильный шкаф, анали-

тические весы, фарфоровая чашка, водяная баня; исследуемая вода, дистиллированная вода.

Проведение анализа

В предварительно взвешенную фарфоровую чашку диаметром около 10 см и помещенную на водяную баню постепенно приливают 500 см3 исследуемой воды и выпаривают. Водяную баню лучше наполнять дистиллированной водой во избежание попадания в чашку осадка с брызгами кипящей воды.

После выпаривания чашку с осадком высушивают в сушильном шкафу при 105 – 110 оС до постоянной массы и после охлаждения в эксикаторе взвешивают. Для вычисления сухого остатка в 1 дм3 воды найденную массу осадка умножают на 2.

77

Пример. Масса высушенного осадка в чашке после выпаривания 500 см3 воды равна 0,2120 г, или 212 мг. Следовательно, содержание сухого остатка равно 424 мг/ дм3 .

Лабораторная работа № 2. Определение окисляемости воды перманганатным методом

Цель работы: освоить перманганатный метод Кубеля для определения окисляемости воды.

Оборудование и материалы: конические колбы, часо-

вое стекло; серная кислота, разбавленная водой в соотношении 1:3, 0,01 моль/дм3 раствор перманганата калия, 0,01 моль/дм3 раствор щавелевой кислоты, исследуемая вода.

Краткие теоретические сведения

Перманганат калия (КМnО4), будучи сильным окислителем, реагирует в кислой среде с восстановителями. В анализируемую воду перманганат калия вводят в виде 0,01 моль/дм3 раствора с некоторым избытком. Для учета его количества, пошедшего на окисление примесей воды, в реакционную смесь вводят такой же объем 0,01 моль/дм3 (0,01 н.) раствора щавелевой кислоты, реагирующей с перманганатом калия:

2MnO4- + 5C2O42- +16 H+ → 2Mn2+ + 10 CO2 +8 H2О.

Не вступившую реакцию щавелевую кислоту оттитровывают перманганатом калия и по результату титрования вычисляют окисляемость воды. Окисляемость выражают в см3 перманганата калия, либо в мг кислорода, расходуемого на окисление примесей в 1 дм3 воды.

При анализе питьевой воды обычно определяют перманганатную окисляемость. В основе метода перманганатной окисляемости лежат следующие реакции.

78

О степени загрязненности воды органическими примесями по ее окисляемости можно судить только в том случае, если учесть влияние на окисляемость неорганических восстановителей. Для этого при наличии в воде железа, сероводорода, нитритов их определяют отдельно, а результат, пересчитанный на окисляемость, вычитают из величины окисляемо-

сти воды. Пересчет производят, руководствуясь тем, что 1 мг H2S соответствует 0,47 мг, 1 мг NO2 — 0,35 мг, а 1 мг Fe2+ —

0,14 мг кислорода. Влияние хлоридов на окисляемость обычно устраняют добавлением к анализируемой пробе воды 0,4 г сульфата ртути.

Проведение анализа

В коническую колбу вместимостью 250 см3 наливают 100 см3 анализируемой воды, 5 см3 серной кислоты, разбавленной водой в соотношении 1 : 3, 10 см3 0,01 моль/дм3 раствора перманганата и вносят несколько стеклянных шариков или капилляров. Закрыв колбу часовым стеклом, ее содержимое за 5 мин подогревают до кипения и кипятят 10 мин. К горячему раствору добавляют 6 см3 0,01 моль/дм3 раствора щавелевой кислоты и размешивают его вращением колбы.

Обесцветившийся горячий раствор титруют 0,01 моль/дм3 раствором перманганата калия до появления слабо-розового окрашивания. Температура раствора не должна падать ниже 80 оС. Израсходованное на титрование количество перманганата равно количеству его, пошедшему на окисление примесей воды. Если раствор при кипячении обесцветится или побуреет, определение повторяют с разбавленной пробой воды и одновременно ставят холостой опыт с водой, взятой для разбавления.

Для холостого опыта в коническую колбу отмеривают 100 см3 дистиллированной воды и ведут определение окисляемости так же, как и в исследуемой воде. Определение окисляемости с предварительным разбавлением анализируемой воды повторяют также и тогда, когда расход перманганата на титрование составляет более 6 см3.

79

В конце определения окисляемости рекомендуется проверить молярную концентрацию раствора перманганата по щавелевой кислоте. Для этого в горячий раствор после титрования вносят 10 см3 0,01 моль/дм3 щавелевой кислоты и титруют перманганатом калия до появления розового окрашивания. Коэффициент нормальности перманганата вычисляют из уравнения:

K · V = 0,01 · 10,

где V - объем перманганата, пошедшего на титрование, см3. Окисляемость воды Ок, мг кислорода на 1 дм3 воды,

Ок = V1 ∙ K ∙ 8 ∙ 1000 / V2,

где V1 – объем раствора перманганата, пошедшего на титрование пробы с исследуемой водой, см3; V2 – объем пробы исследуемой воды, см3; 8 – объем кислорода, эквивалентный 1 см3 нормального раствора перманганата, см3; К – коэффициент молярной концентрации перманганата.

При разбавлении пробы исследуемой воды из величины V1 вычитают объем перманганата, расходуемого на окисление пробы воды, взятой для разбавления.

Пример. Вода для определения окисляемости разбавлена дистиллированной водой вдвое. На титрование пробы исследуемой воды пошло 2 см3 перманганата. На титрование холостой пробы израсходовано 0,2 см3 перманганата. Так как в пробе разбавленной воды содержится 50 см3 дистиллированной, то для окисления содержащихся в ней примесей потребуется 0,1 см3 перманганата. При проверке нормальности рабочего раствора израсходовано 10,2 см3 перманганата. Следовательно, коэффициент его молярной концентрации равен:

К =10 × 0,01 =0,0098,

10,2

а окисляемость воды:

80