Химический состав минеральных вод «Хабаровская 1» и «Хабаровская 3» и их влияние на организм человека. Монография

Среди минеральных вод, содержащих газы, чаще всего для внутреннего употребления назначаются углекислые (при содержании углекислоты 0,75 г/л и выше),

реже воды с небольшим содержанием сероводорода (обычно сочетающего с углекислотой – углекисло-сероводородные воды). Воды с содержанием радиоактивного газа – радона (не менее 10 нКи/л) используются для питьевого лечения только при допустимых концентрациях других радиоактивных веществ 11 .

41

Глава 3. Химический анализ минеральных вод "Хабаровская № 1" и

"Хабаровская № 3"

Очень важно, чтобы вода, которую мы пьем, не только утоляла жажду, но и была полезной. Вот эту полезность и определяет содержание в минеральной воде тех или иных химических компонентов, в том или ином количестве (концентрации), то есть химический состав.

Минеральные воды – это сложные многокомпонентные системы. На вкус довольно несложно определить, какие соединения в наибольшей степени растворены в воде. Специфический привкус (немного тяжеловатый) имеет вода сульфатная, вкус соды присутствует в карбонатной воде. Если говорить об осадке, то наиболее часто его дают железистые воды. К главнейшим ионам, содержащимся в природных водах относят: Na+, K+, Ca2+, Mg2+, анионы гидрокарбонат НСО3-, сульфат SO42-, хлорид Cl-. В значительно меньших количествах (и не всегда) содержатся катионы Fe2+, Fe3+, Mn2+, анионы гидросиликат HSiO3- гидрофосфат HPO4, иодид J-, гидросульфид HS и др. 11 .

Минеральные воды "Хабаровская № 1" и "Хабаровская № 3" по своему количественному составу не уступают таким минеральным водам, как "Боржоми", "Ессентуки", "Нарзан" и превосходят по тому же составу минеральные воды Приморского края.

Каков же все-таки химический состав минеральной воды "Хабаровская №1" и "Хабаровская № 3", и какие методы мы положили в основу его определения? Как изменялся химический состав минеральных вод за последние три года, и от чего эти изменения зависят? Каковы эксплуатационные запасы скважин минеральных вод и суточные потери? Почему минеральную воду "Хабаровская № 3" выпускают в три раза больше, чем "Хабаровская № 1"? Рассмотрению этих вопросов посвящена очередная глава.

42

3.1. Анализ химического состава минеральных вод "Хабаровская №1" и

"Хабаровская № 3"

Исследуя химический состав минеральных вод "Хабаровская № 1" и "Хабаровская № 3" из скважин мы производили два отбора проб по 100 мл 17 января 2000 г. и 28 февраля 2000 г. Для определения катионного и анионного состава минеральных вод я пользовалась следующими методами:

Определение катиона NH4+

Колориметрический метод определения основан на реакции взаимодействия ионов

NH4+ с щелочным раствором ртутноиодистого калия K2 HgJ4 (реактив Несслера), в результате которой образуется красно-бурый осадок йодистого меркураммония:

Hg

Hg

NH4Cl + 2K2[HgJ4] + 4KOH→[OHg2NH2]J +KCl + 7KJ + 3H2O NH4+ + 2[HgJ4]2+ + 4OH- → OHg2NH2 J + 7J- + 3H2O

Реакция очень чувствительна. Открытию катиона NH4+ мешают катионы Fe3+, Ca2+, Mg2+, поэтому реакцию проводили добавляя 50% раствор тартрата калия KNaC4H4O6,

которые с катионами Fe3+, Ca2+, Mg2+ дают комплексные соединения. При выполнении опыта брали избыток реактива Несслера так как осадок растворим в солях аммония.

Содержание NH4+ - иона (в мг л-1) вычисляли по формуле (учитывая разбавление).

CCтD1

XNH4+ = D2

где Сст – концентрация NH4+ в стандартном растворе, ( мг л-1)

D1 – оптическая плотность исследуемого раствора; D2 – оптическая плотность стандартного раствора.

Величину оптической плотности как стандартного, так и исследуемого раствора, определяли 2-3 раза, для нахождения средней величины.

43

Определение катиона К+

Гексанитро - кобальтат натрия Na3 Co(NO2 6 дает с катионами К+ - ярко-желтый осадок комплексной соли гексанитро - (III) кобальтата натрия – калия:

где Сст – концентрация К+ в стандартном растворе, ( мг л-1)

D1 – оптическая плотность исследуемого раствора; D2 – оптическая плотность стандартного раствора.

Оптическую плотность растворов определяли на фотоэлектроколориметре ФЭК –

М, сначала для стандартного, а затем для исследуемого раствора.

Определение катионов Na+

Дигидроантимонат калия KH2SbO4 образует с катионами Na+ белый кристаллический осадок дигидроантимоната натрия:

NaCl + KH2SbO4 NaH2SbO4 + KCl H+ + H2SbO4- NaH2SbO4

Исследуемый раствор сконцентрировали путем выпаривания, добавляли реактив и

потерли стенки пробирки стеклянной палочкой для выпадения осадка. Реакцию ведут на холоде.

Вычисляли концентрацию иона Na+ в полученном стандартном растворе, учитывая

44

где Сст – концентрация Na+ в стандартном растворе, мгл-1

D1 – оптическая плотность исследуемого раствора; D2 – оптическая плотность стандартного раствора.

Определение катиона Са2+

Стандартный метод определения Са2+ в минеральной воде – объемный перманганатометрический (ГОСТ 3688 – 47). Ионы Са2+ в начале осаждали щавелевокислым аммонием в виде оксалата СаС2О4 – белого кристаллического осадка,

растворимого в сильных и нерастворимого в слабых кислотах:

CaCl2 + (NH4)2C2O4 CaC2O4 + 2NH4Cl Ca2+ + C2O42- CaC2O4

Осадок CaC2O4 отделяют и растворяют в серной кислоте:

CaC2O4 + H2SO4 = CaSO4 + H2C2O4

Выделившуюся щавелевую кислоту, количество которой эквивалентно содежанию ионов Са2+, оттитровывают перманганатом калия:

5 H2C2O4 + 2KMnO4 + 3 H2SO4 = K2SO4 + 2MnSO4 + 10 CO2 + 8H2O

Содержание Са2+ (в мг л-1) вычисляют по формуле:

где V1 – объем раствора KMnO4 на титрование, мл; N – нормальность рабочего раствора KMnO4 ; Е – эквивалент кальция (20,04); V2 – объем воды для определения, мл.

Определение катиона Mg2+

Гидрофосфат натрия Na2HPO4 дает с катионом Mg2+ в присутствии гидроксида и хлорида аммония NH4OH и NH4 белый кристаллический осадок фосфата магния аммония

MgNH4PO4:

MgSO4 + Na2HPO4 + NH4OH MgNH4PO4 + Na2SO4 + H2O

Mg2+ + HPO42- + NH4OH MgNH4PO4 + H2O

45

Хлорид аммония добавляют, чтобы не выпал аморфный осадок гидроксида магния

Mg(OH)2.

Расчет ведут по формуле:

Сст – концентрация Mg2+ в стандартном растворе, мг л-1; D1 – оптическая плотность исследуемого раствора; D2 – оптическая плотность стандартного раствора.

Определение катионов Fe2+ и Fe3+

Осадок не растворяется в кислоте.

Гексациано – (II) феррат калия К4 Fe CN 6 (желтая кровяная соль) образует с катионом Fe3+ темно-синий осадок берлинской лазури гексациано -(II) феррата железа

Избыток К4 Fe(CN)6 образует растворимую форму берлинской лазури, он нежелателен. Через 10 минут после проведения опыта приступали к определению оптической плотности полученных растворов на ФЭК – М с синим светофилтьром.

Оптическая плотность определяется 2- 3 раза вначале для стандартного раствора, а затем для исследуемого.

Вычисляют концентрацию ионов (Fe3+ и Fe2+) (в мг л-1) в исследуемом растворе по

формуле:

CCтD1

X(Fe3+) и ( Fe2+) = D2

46

Сст – концентрация (Fe3+ и Fe2+) в стандартном растворе, мг л-1; D1 – оптическая плотность исследуемого раствора; D2 – оптическая плотность стандартного раствора.

Определение нитрит иона NO2-

Колориметрический метод определения NO2- основан на образовании азо-

соединения красного цвета при взаимодействии нитритов с реактивом Грисса

(сульфаниловая кислота и - нафтиламин). В кислой среде, создаваемой уксусной кислотой, нитриты взаимодействуют с сульфаниловой кислотой, образуют диазосоединения. Последнее вступает в реакцию с - нафтиламином, образуя азосоединение красного цвета. Реакция протекает по следующей схеме:

В аналитической химии эта реакция одна из самых чувствительных.

Через 10 минут растворы колориметрируют на ФЭК – М с зеленым светофильтром.

Содержание NO2- - ионов (в мг л-1) вычисляют по формуле:

CCтD1

X NO2_ = D2

Сст – концентрация NO2- в стандартном растворе, мг л-1; D1 – оптическая плотность исследуемого раствора; D2 – оптическая плотность стандартного раствора.

47

Определение нитрат иона NO3-

Сущность колориметрического метода определения NO3- заключается в том, что присутствующие в минеральной воде нитраты взаимодействуют с фенолдисульфокислотой, образуя нитросоединения желтого цвета в щелочной среде:

Пикрат натрия Колориметрирование стандартного и исследуемоо растворов проиводят на ФЭК –

М с синим светофильтром.

Содержание NO3- - иона (мг л-1) вычисляют по формуле:

CCтD1

X NO3_ = D2

где Сст – концентрация NO3- в стандартном растворе, мг л-1; D1 – оптическая плотность исследуемого раствора; D2 – оптическая плотность стандартного раствора.

Определение Cl-

Хлориды по общему содержанию в природных водах занимают первое место среди анионов. В природных водах Cl- - ионы появляются в результате растворения пород,

содержащих хлориды, а также попадания продуктов деятельности вулканов.

Содержание Cl- в минеральной воде определяли методом осаждения. В качестве индикатора применяли хромат калия K2CrO4, образующий с Ag+ нерастворимый красно-

бурый хромат серебра Ag2CrO4. При введении Ag+ осаждается белый хлорид серебра:

Cl- + AgNO3 = AgCl + NO3-

После связывания Cl- - ионов начинает выпадать осадок хромата серебра:

K2CrO4 + 2 AgNO3 = Ag2CrO4 + 2 КNO3

48

Конец реакции фиксируется изменением окраски осадка. Определение проводят в нейтральной или слабощелочной среде (рН =7-9), так как хромат серебра растворим в кислотах, а в сильнощелочной среде образуется бурый осадок Ag2О. Поэтому пробу воды предварительно нейтрализуют (в присутствии фенолфталеина) 0,1н серной кислоты или

0,1н NaOH.

Вычисление содержания Cl- (в мг л-1) по формуле:

нормальность рабочего раствора AgNO3; Е – эквивалент Cl- - иона (35,45); V2 – объем пробы, мл.

Определение сульфат-аниона SO42-

Ионы SO42- поступают в природные воды при растворении гипсовых пород,

мирабилита, в результате окисления сероводорода, свободной серы и сульфидов.

Содержание SO42- в минеральных водах определяли весовым методом,

заключающегося в осаждении ионов SO42- в виде сульфата бария:

Осаждают в кислой среде во избежании образования осадков карбоната и фосфата

бария, растворимых в сильных кислотах. Осадок высушивают, прокаливают и взвешивают на аналитических весах.

Содержание SO42- - ионов вычисляли по формуле (мг л-1):

где а – масса осадка BaSO4, мг; V – объем воды для определения, мл; 0,4115 –

множитель (фактор) весового анализа, равный отношению МSO42-/ МBaSO4.

49

Определение гидрокарбонатов HCO3-

Гидрокарбонаты в минеральной воде определяют титрованием кислотой в присутствии метилоранжа.

где V2 – объем 0,1н HCl, израсходованной на титрование пробы воды в присутствии метилоранжа, мл, Е – эквивалент HCO3- – (61,018); N – нормальность раствора HCl; V3 – объем пробы, мл.

Понятие водородного показателя рН и его определение

Степень кислотности и щелочности воды определяется соотношением концентрации водородных и гидроксильных ионов. Чистая вода – очень слабый электролит (удельная электропроводность при + 250 С 6,2 ∙ 10-8 Ом-1 ∙ см-1).

Н2О ↔ Н+ + ОН- По закону действия масс, диссоционной воды как процесс обратимый,

характеризуется константой диссоциацией К:

Концентрацию недиссоциированных молекул Н2О можно принять за постоянную величину, так как при + 220С в 1л из 55,37 молей Н2О диссоциирует только 1∙ 10-7 моля,

т.е. чрезвычайно мало. Перенеся H2Oв левую часть равенства, получили:

К H2O= H+ OH-

В чистой воде H+= OH- = 1 ∙ 10-7 (220 С)

50