Определение окисляемости воды перманганатным способом

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

Реактивы и растворы.

1. 0,01 N раствор КМпО₄ (лучше готовить из фиксаналов, при отсутствии последних берут навеску, равную молекулярной массе КМnО₄, 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).

2. Точно 0,01 N раствор щавелевой кислоты H₂С₂O₄• 2Н₂О (готовят из фиксаналов).

3. 25%-ный раствор серной кислоты (по объему).

Посуда и оборудование.

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

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

3. Бюретка для титрования на 25 мл.

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

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

5. 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 КМпО₄) и хроматную или бихроматную (окислитель К₂Сг₂О₇ 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 КМпО₄ 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.

2КМпО₄+ЗН₂SО₄ = К₂SО₄ + 2МnSО₄ + ЗН₂О + 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 КМnO₄ 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.

2КМnO₄ + 5С₂Н₂О₄ + 3Н₂SО₄ - К₂SО₄ + 2МnSО₄ + 10СО₂ + 8Н₂О (20)

Количество щавелевой кислоты, оставшееся в пробе, после восстановления из­бытка КМnO₄ оттитровывают раствором перманганата калия. По количеству раствора перманганата калия, пошедшего на титрование, судят о величине окисляемости воды, причем 1 мл 0,01 N раствора КМnO₄ 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 КМnO₄ 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 КМnO₄ до появления устойчивой слабо-розовой окраски.

Определение поправочного коэффициента к титру раствора КМnO₄. Для определе­ния поправочного коэффициента к нормальности раствора КМnO₄ 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 А₁- количество раствора КМnО₄ добавленное в пробу в начале закипания мл; А₂ - ко­личество раствора КМnO₄, 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 КМnO₄, 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. Отчет по данной лабораторной работе состоит в устном собеседовании с преподавателем. Результаты измерений представляются по установленной форме.

КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ

1. Что такое окисляемость воды?

2. Назовите способы определения окисляемости. Каковы их достоинства и не­достатки?

3. В каких единицах выражают окисляемость?

4. В чем заключается принцип определения окисляемости перманганатным спо­собом?

5. Какова зависимость между количеством раствора КМnO₄, пошедшим на тит­рование пробы, и величиной окисляемости?

6. 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 (Na₂H₂C₁₀H₁₂O₈N₂2H₂O) и растворяют в мерной кол­бе на 1 л, постепенно доводя общий объем раствора до метки.

2. Буферный раствор (растворяют 20 г NН₄Сl в дистиллированной воде, добавляют 100 мл концентрированного раствора аммиака и доводят общий объем дистиллированной водой до 1 л).

3. 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 (МgSО₄7Н₂О) желательно готовить из фиксанала. Посуда.

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

2. 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 МgSО₄.

3. Капельница для хрогена черного.

4. 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 СО₂, 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 Са²⁺и Мg²⁺, причем вначале вступает в со­единение кальций как более активный, затем магний:

Na₂HInd + Ca²⁺ CaHInd + 2Na⁺ (22)

Na₂HInd + Mg²⁺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 Са²⁺ и Мg²⁺ - с индикатором более диссоциированы, чем комплек­сы этих катионов с трилоном:

СаHInd + Nа₂Н₂ (трил.) = СаН₂ (трил.) + Nа₂HJnd; (24)

МgНInd + Nа₂Н₂ (трил.) = МgН₂(трил.) +Na₂HJnd. (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}

NаН₂Jnd Nа₂HJnd Na₃Jnd (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 Nа₂S. 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:

Са²⁺+Мg²⁺ = 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

1. Что такое общая жесткость воды?

2. Какими единицами выражают величину общей жесткости?

3. Каков принцип определения общей жесткости воды трилонометрическим ме­тодом?

4. Как определить поправочный коэффициент к титру раствора трилона Б?

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 8

ОПРЕДЕЛЕНИЕ СОДЕРЖАНИЯ КАЛЬЦИЯ (Са²*) И МАГНИЯ (Мg²⁺) В ВОДЕ

Цель работы. Научиться определять содержание кальция (Са²⁺) и магния (Мg²⁺) в во­де и осуществлять первичную обработку результатов.

Реактивы и растворы.

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

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

3. 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.

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

3. Бюретка на 25 мл.

4. 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 Са²⁺ от 0,5 до 2,5 ммоль/л, 50 мл при содержании Са²⁺ от 2,5 до 5 ммоль/л и 25 мл при содержании Са²⁺ более 5 ммоль/л.

Концентрация Мg²⁺ 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.).

Содержание ионов Са²⁺ в исследуемой воде вычисляют по формуле:

N(Са²⁺) = 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 – объем пробы, взятый для анализа.

Кроме ммоль/л содержание Са²⁺ выражают в мг/л, для этого результат, полученный по формуле (25), следует умножить на величину 20,04 мг, что соответствует 1 ммоль(экв.) Са²⁺. Точность определения кальция в воде этим методом равна ≈ 1%.

Результаты следует рассчитать с точностью до 0,001 мг и 0,1 мг/л.

После определения в воде общей жесткости и содержания Са²⁺ простым расче­том можно установить количество присутствующего в ней магния (Мg²⁺). 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 Мg²⁺ в мг/л, умножив предыдущий результат на 12,16.

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

КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ

1.Для чего необходимо присутствие Са²⁺ в воде рыбоводных прудов?

2. Каков принцип определения Са²⁺ в воде?

3. Как определить количество Мg²⁺ содержащегося в воде?

4. В каких единицах выражают количество Са²⁺ и Мg²⁺ 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.

2. 10%-ный раствор хромата калия, не содержащий хлоридов. Берут 100 г К₂СrO₄ и растворяют в небольшом количестве дистиллированной воды, затем добавляют несколько ка­пель АgNO₃, до появления красновато-бурого осадка. Дают раствору отстояться, затем фильтруют и доводят объем его до 1000 мл дистиллированной водой.

3. 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.

2. Пипетки: на 10 мл для раствора NаСl; на 1 мл градуированная для раствора К₂СгO₄.

3. 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 + AgNO₃ = AgCl↓ + NaNO_3. (29)

Как только все анионы хлора окажутся связанными, начнется реакция:

К₂СrO₄ + 2АgNО₃ = Аg₂СrO₄ + 2КNО_3. (30)

На образование соли Аg₂СгO₄ 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 АgNО₃, осаждающее 1 г хлора, при условии, что на титрование бе­рется 15 мл морской воды.

Для приготовления 1 л раствора берут навеску АgNO₃ в количестве 3,71 г, учитывая наличие примесей в соли АgNO₃, 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 К₂СгО4 и титруют раствором АgNОз при постоянном перемешивании до появления устойчивого красноватого оттенка. Желательно вести титрование с двумя «свидете­лями» (в одной колбе проба только с К₂СгО₄, в другой - немного перетитрованная проба).

Определение поправки к титру раствора АgNO₃. 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%-ного раствора К₂CrO₄ и титруют раствором нитрата серебра до изменения окраски раствора. Поправку определяют по формуле (*), где n - ко­личество мл раствора АgNО₃, пошедшее на титрование 10 мл раствора NаСl.

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

Содержание анионов хлора в пресной воде определяют по формуле:

С(Сl¯) = (А1К1000)/V мг/л (31)

где А — количество раствора АgNО₃, пошедшее на титрование пробы, мл;

1 — количество Сl¯, которое осаждает 1 мл раствора АgNО₃ при титровании;

К— поправка к титру раствора АgNO₃; V— объем пробы, взятый для анализа.

Содержание Сl¯, кроме того, выражают в ммоль(экв)/л, для чего результат, по­лученный в мг/л, делят на 35,445 мг. Результаты расчета следует округлить до 0,001 ммоль(экв)/л и 0,1 мг/л.

Результаты титрования при определении хлорности морской воды вычисляют по формуле:

Сl % = а + К (32)

где а — исправленный отсчет бюретки (отсчет с учетом поправки бюретки после титрования пробы), К- поправка титрования, которую находят по «Океанографическим таблицам» [8]. Зная хлорность, в «Океанографических таблицах» находят соленость воды; величину, кото­рой (г/кг) выражают в промилле (%).

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

КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ

1. От чего зависит содержание в воде хлоридов?

2. Каков принцип определения хлоридов в пресной воде?

3. Какая существует зависимость между количеством АgNO₃, пошедшим на титрование пробы, и содержанием в воде Сl¯?

4. 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.

1. Хромат бария (ВаСгО₄), химически чистый.

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

3. 10%-ный раствор иодида калия.

4. 5%-ный раствор аммиака. Берут 20 мл 25%-ного раствора аммиака и доводят объем 100 мл дистиллированной водой.

5. 0,05 N раствор тиосульфата натрия. Берут 12,40 г NаS₂O₃5H₂O и доводят объем до метки дистиллированной водой в мерной колбе на 1 л.

6. 1%-ный раствор крахмала.

7. Реактивы для определения поправки к титру раствора Na₂S₂O_3.

Посуда.

1 Мерные цилиндры вместимостью 200 и 100 мл.

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

3. Пипетки: на 1 мл 3 шт. (для раствора НСl, аммиака и крахмала); на 10 мл 3 шт. (для раствора НСl, KJ, KJO₃).

4. Бюретка вместимостью 25 мл.

5. Мерные колбы вместимостью 250 и 100 мл.

6. Воронки.

7. 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 СаSO₄, 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.

Содержание в воде сульфат-иона определяют несколькими методами. Самым точным из них является весовой метод, но он трудоемок, поэтому большое распро­странение имеет объемный иодометрический.

Принцип объемного метода заключается в осаждении сульфат-ионов хроматом бария ВаСгO₄:

К₂SО₄ + ВаСгO₄ = ВаSO₄↓ + К₂СгО₄ (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 СгO₄²¯ в растворе:

2К₂СгO₄ + 16НСl + 6KJ = 10КСl + 2СгСl₃+ 8Н₂О + 3J₂ (34)

Выделившийся йод оттитровывают раствором тиосульфата натрия:

J₂ + 6Nа₂S₂О₃ = бNaJ + Na₂S₄О₆. (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 ВаСгO₄, 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 КJO₃, добавляют 0,5 г кристаллического KJ (взвешенного на технохимических весах) и 1 мл раствора H₂SO₄ или 2 мл 25%-ной Н₂SО₄ 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 Nа₂S₂О₃ 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 Nа₂S₂О₃, пошедшее на титрование 10 мл раствора КJO₃.

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 (SО₄²¯) = (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 SО₄²¯, 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 SО₄^2–_.

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

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

КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ

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

2.Какие существуют методы определения в воде количества SО₄²¯?

3.Изложите принцип определения сульфатов объемным методом.

4.Какая существует зависимость между количеством раствора Na₂S₂О₃, пошед­шим на титрование пробы, и содержанием в ней SО₄²¯?

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.

2. Фосфатная смесь (КН₂РО₄ и Na₂НРО₄2Н₂О) для приготовле­ния растворов со значениями рН от 5 до 8.

3. Борноборатная и боратнощелочная смесь (Na₂B₄O₇10H₃BO₃; Na₂B₄O10H₂O и NaOH) для приготовления буферных растворов со значениями рН более 8.

4. 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.

5. 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.

6. 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/дм³: 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: Н₂О 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/дм³. 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_дСно.

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.

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

КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ

1 Что такое водородный показатель рН?

2. Как можно рассчитать водородный показатель?

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

4. Каково значение рН природных вод?

5. Какие существуют методы для определения рН? Их точность?

6. Что такое рН-метр? Опишите принцип его действия.

7. 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 (Nа₂НРO₄·12Н₂O), содержащий 0,1 мг Р₂О₅ 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 [(NH₄)₂MoO₄+H₂SO₄, 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 Н₂SO₄ (1:20), а затем дистиллированной водой.

4. Раствор хлорида олова (II) (SnСl₂) 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 SnСl₂.

5. 37%-ный раствор серной кислоты. 337 мл концентрированной 98%-ной, Н₂SО₄ осто­рожно приливают небольшими порциями к 600 мл дистиллированной воды. После охлажде­ния объем раствора доводят до1 л.

Посуда и оборудование.

1. Фотоэлектроколориметр КФК-2.

2. Конические колбы на 300 мл — по числу проб плюс одна.

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

4. Капельница для хлорида олова (П).

5. Мерные колбы на 50 мл.

6. Нагревательный прибор.

7. 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 Н₃РО₄, фосфатами:

Н₃РО₄ Н⁺ + Н₂РО₄¯ Н⁺ +HРО₄^2¯ H⁺ + РО₄³¯ (38)

Содержание фосфатов в естественных условиях мало - сотые и иногда десятые доли мгР/л. Увеличение содержания фосфатов до нескольких миллиграмм на литр указывает на загрязнение водоема. При гидробиологических и рыбоводных исследо­ваниях ограничиваются определением неорганического растворенного фосфора в ви­де различных форм фосфорной кислоты.

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(МоО₂^.4МО₃) + Н₃РО₄ + 4Н₂О = (МоО₂^.4МО₃)^.Н₃РО₄^.4Н₂О (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 Nа2НРО₄ (1 мл - 0,001 мг РО₄^3¯) 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 РО₄³¯ 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.

Обработка результатов анализа. Содержание фосфатов определяют по формуле:

X = (С^.50)/V,

где С - содержание фосфатов, найденное по калибровочному графику, мг/л; 100 - приведение объема исследуемой пробы к 100 мл; V - объем исследуемой воды, взя­тый для определения в мл.

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

КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ

1. В каком виде встречается фосфор в воде?

2. Изложите принцип определения фосфатов.

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

4. Как рассчитать количество фосфатов в воде?

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.

1. Основной стандартный раствор железоаммонийных квасцов. 0,8636 г FеНН₄(SО₄)₂•12Н₂О на аналитических весах, растворяют в мерной колбе на 1 дм³ в небольшом количестве дистиллированной воды, добавляют 2,00 см³ НСl (ρ = 1,19 г/см³) и доводят до метки дистиллированной водой. 1 см³ раствора содержит 0,1 мг Fе³⁺.

2. Рабочий стандартный раствор FеNH₄(SO₄)₂ готовят в день проведения анализа разбавлением основного раствора в 20 раз. 1 см³ раствора содержит 0,005 мг Fе³⁺.

3. Раствор сульфосалициловой кислоты. 20 г сульфосалициловой кислоты растворяют в мерной колбе на 10 см³ в небольшом количестве дистиллированной воды и доводят этой во­дой до метки.

4. 2М раствор NH₄Cl. 107 г NН₄Сl растворяют в мерной колбе на 1 дм³ в небольшом количестве дистиллированной воды и доводят этой водой до метки.

5 Раствор аммиака (1:1) 100 см³ 25% раствора аммиака приливают к 100 см³ дистилли­рованной воды и перемешивают.

Посуда и оборудование.

1 Фотоэлектроколориметр КФК-2.

2. Мерные колбы на 50 мл.

3. Пипетки на 1 мл - 3 шт.

4 Мерный цилиндр на 50 мл.

5. Нагревательный прибор.

6. 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 Fе³⁺ и Fе²⁺, последние легко окисляются до ионов Fе³⁺. На окисление затрачивается большое количество кислорода, поэтому особенно строго надо следить за содержанием железа, первую очередь Fе²⁺, в зимовальных прудах, где подо льдом может складываться не­благоприятный газовый режим. При соединении ионов Fе³⁺ с гуминовыми кислотами, растворенными в воде, выпадает рыхлый бурый осадок.

Содержание железа в воде может изменяться от десятых и даже сотых долей мг Fе/л до десятков мг/л (в подземных водах).

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 Fе³⁺ 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/дм³.

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 см³ наливают 0,0; 1,0; 2,0; 5,0; 10,0; 15,0; 20,0 см³ 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/дм³. 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/дм³ Fe³⁺; 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:

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

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:

1. определение содержания нитритов;

2. определение содержания нитратов;

3. определение суммарного содержания ионов аммония и аммиака.

Общие сведения. Азот представлен в воде следующей цепью: органические ос­таткиазот альбуминоидный (органический)азот аммиачный (низшая форма минерализации)азот нитритовазот 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 NO₂^¯ в больших количествах свидетельствует о постороннем загрязнении водо­ема.

Содержание нитратов подвержено ярко выраженным сезонным колебаниям. В период бурного развития водорослей нитраты могут полностью потребляться расте­ниями. К концу зимы их величина достигает максимума и измеряется сотыми и десятыми долями мг N/л. В грунтовых водах, особенно протекающих через населен­ные пункты, содержание NО₃^¯ может быть повышено.