Метод. л.з Гидрохимия


МІНІСТЕРСТВО АГРАРНОЇ ПОЛІТИКИ УКРАЇНИ
ДЕРЖАВНИЙ ВИЩИЙ НАВЧАЛЬНИЙ ЗАКЛАД
ХЕРСОНСЬКИЙ ДЕРЖАВНИЙ АГРАРНИЙ УНІВЕРСИТЕТ
Кафедра хімії та біології
Методичні рекомендації
для проведення лабораторних занять з дисципліни "Гідрохімія"для студентів ІІ курсу факультету рибного господарства та природокористування із спеціальності 6.040106 «Екологія, охорона навколишнього середовища та збалансоване природокористування»

Херсон - 2014
УДК : 547(075)
Затверджено на засіданні кафедри хімії і біології (протокол № від 26.01.2014 р.) та рекомендовано до друку науково-методичною радою факультету рибного господарства та природокористування Херсонського державного аграрного університету (протокол № від 12.01. 2014 р.)
Рецензент:
Л.В. Борткевич - кандидат біологічних наук, доцент кафедри біоресурсів та аквакультури ХДАУ
Охріменко О.В. Гафіатулліна О.Г.
«Методичні рекомендації для проведення лабораторних занять з дисципліни «Гідрохімія» для студнтів ІІ курсу факультету рибного господарства та природокористування із спеціальності 6.040106 «Екологія, охорона навколишнього середовища та збалансоване природокористування». Херсон. РВЦ «Колос», ХДАУ -2014. - 60 с.

© Охріменко О.В.
© Гафіатулліна О.Г.
ВСТУП
Основними завданнями вивчення дисципліни “Гідрохімія“ для сучасного фахівця з екології та охорони довкілля є оволодіння основами загальної гідрохімії, тому що склад природних вод, закономірності формування хімічного складу води залежать від хімічних, фізичних та біологічних процесів, які відбуваються в навколишньому природному середовищі, розвиток у студентів навичок та умінь використовувати досягнення сучасної хімії в вирішенні екологічних проблем забруднення водного басейну.
Ці методичні рекомендації складено згідно діючої програми з дисципліни Гідрохімія для студентів ІІ курсу факультету рибного господарства та природокористування. У результаті вивчення навчальної дисципліни студент повинен вміти використовувати експериментальні та розрахункові методи вивчення стану речовин в природних водах; визначати хімічний склад природних вод та основні показники їх фізико-хімічних властивостей, розраховувати ступінь мінералізації води, оцінювати на основі одержаних результатів якість природної води. Завдання методичних рекомендацій – допомогти студентам засвоїти курс гідрохімії.
Методичні рекомендації містять лабораторні роботи, подані за такою схемою: тема і мета роботи, перелік знань і вмінь, які повинні отримати студенти в процесі підготовки до лабораторної роботи та під час її виконання, теоретичний матеріал, що передує експерименту, хід роботи, розрахунки. Наприкінці кожної роботи пропонуються контрольні запитання, на які студент має відповісти під час опитування викладачем перед проведенням лабораторної роботи.
Методичні рекомендації містять багатоваріантні задачі до тем: Газові закони, Добуток розчинності, Твердість води, Водневий показник. Кожен студент розв’язує задачі згідно свого варіанту і надає викладачеві на перевірку.
Загальні рекомендації до виконання лабораторних робіт
Для успішної роботи в хімічній лабораторії необхідно дотримуватись наступних правил й рекомендацій:
Точно виконувати усі розпорядження викладача і методичних рекомендацій.
Робоче місце тримати в зразковій чистоті.
Обережно користуватись приладами, хімічним посудом та хімічним обладнанням.
Чітко дотримуватись правил техніки безпеки у хімічній лабораторії.
Навіть при дуже обережній роботі можливі порізи рук склом, опіки гарячими предметами, кислотами, лугами, попадання їдких реактивів в порожнину рота. Тому кожен студент зобов’язаний знати та дотримуватись правил техніки безпеки, вміло поводитись з нагрівальними приладами, скляним посудом, реактивами та розчинами, бути уважним та обережним під час роботи. Кожен, працюючий в гідрохімічній лабораторії, повинен бути в халаті.
На початку заняття викладач перевіряє теоретичні знання та підготовку студента до виконання хімічного дослідження, якщо підготовка є незадовільною - студент не може бути допущений до виконання лабораторного експерименту. Кожне хімічне дослідження слід виконувати самостійно і ретельно. Наприкінці заняття студент повинен навести порядок на робочому місці й скласти протокол роботи, виконати необхідні розрахунки, зробити висновки й подати викладачеві на перевірку.
Лабораторна робота № 1
Тема: Методи відбору проб води. Органолептична оцінка води
Мета роботи: ознайомитись з методами відбору і консервації проб поверхневих вод та основними екологічними характеристиками водойм.
Знати: правила і методи відбору, консервації і зберігання проб води.
Вміти: проводити відбір проб із річок, водосховищ, озер, ставків; складати паспорт проби.
Теоретична частина
До водних об'єктів, які потребують екологічного вивчення, належать океани, моря, річки, озера, штучні водойми, болота, підземні та стічні води.
Вода - менш мінливе, ніж повітря, середовище. Хімічний склад води, її фізичні характеристики, швидкість трансформації забруднювачів залежать від природних чинників:
хімічного складу грунту берегів і мулу;
температури;
багатства рослинного й тваринного світу водойми;
швидкості течії:
глибини водойми;
рН води;
вмісту розчиненого кисню
та антропогенних, зокрема сусідства
тваринницьких ферм, звалищ;
сільськогосподарських угідь, особливо рисових чеків та виноградників, де використовують різноманітні пестициди;
промислових підприємств, енергетичних об'єктів;
штучних водосховищ;
місць скидання господарсько-побутових чи промислових стічних вод.
Стабільність і трансформація хімічних сполук у воді залежать від наявності кількох забруднювальних речовин, які, взаємодіючи між собою, можуть утворювати як нетоксичні, так і більш токсичні, ніж вихідні, сполуки.
Значною мірою впливають на хімічний стан водойм водонаповнення, скидання теплих вод, активізація різних мікробіологічних процесів.
Особливості відбору проб на аналіз
Місце відбору проб залежить від поставленого завдання. Проби води відбирають у маловодні і багатоводні періоди.
Відбір проб може бути одноразовим (нерегулярним) або серійним (регулярним). Проба чи серія проб має бути характерною для місця відбору, а обсяг залежить від кількості визначаємих компонентів та обраної методики аналізу.
Прості проби одержують одноразовим відбором об'єму води, необхідного для аналізу; змішані - це суміш простих проб, відібраних одночасно з різних місць досліджуваного об'єкта чи в одному місці через різні проміжки часу (вони характеризують склад води у просторі й часі). В окремих випадках, якщо стічні води скидаються у водойму, в якій аналізують воду, нерегулярно і в різних кількостях, відбирають середню пропорційну пробу (суміш простих проб, об'єм яких пропорційний кількості скинутих стічних вод).
Проби води відбирають у склянку з поліетилену чи боросилікатного скла "пайрекс". Посуд миють синтетичними мийними засобами, розчином хлоридної кислоти, скляний - хромовою сумішшю, після чого споліскують спочатку водопровідною, а потім дистильованою водою. Перед відбором проб посудину 2-3 рази промивають водою, яку беруть для досліджень (для достовірності результатів відбирають одночасно по 2 проби).
Посудину заповнюють водою вщерть, щоб не залишалося повітря, і закривають пробкою. Записують місце забору, час, прізвище особи, яка відбирала проби.
Місто відбору проби
Найменування водоймища
Дата відбору проби
Прізвище та ім’я студента
Група , факультет
Рис. 1. Форма етикетки
Консервування та підготовка проб води до аналізу
Відібрану пробу води аналізують впродовж 2-3 годин після відбору; крайній термін - 12 годин. В іншому випадку її зберігають у холодильнику або консервують (способи підготовки проб наведені в табл. 1).
Таблиця 1. Способи підготовки проб води
Компонент,
властивість Спосіб
підготовки Термін
аналізу Особливості
відбору і зберігання
РН Не консервується 1.Під час відбору проб
2.Упродовж 6 годин Посудину заповнити повністю, не нагрівати
Магній Не консервується Упродовж 2 діб Твердість Не консервується Упродовж 2 діб Кислотність Не консервується 1.Під час відбору проб
2.Упродовж 1 доби Посудину заповнити повністю, не
нагрівати
Органічні речовини Не консервується У день відбору проб Сульфати Не консервується Упродовж 7 діб Хлориди Не консервується Упродовж 7 діб Лужність Не консервується 1.Під час відбору проб
2.Упродовж 1 доби Посудину заповнити доверху, зберігати при +4°С
Ферум 1.Не консервується
2. 2-4 мл хлороформу на 1 лНе більше 4 годин
Упродовж 1 доби Кобальт, манган,
купрум, нікель, плюмбум 1.3 мл нітратної кислоти (р=1,42 г/см3) на 1 л (до рН=2)
2.5 мл хлоридної кислоти(1:1) на 1 л (до рН=2) Упродовж 1-2 діб
Упродовж 1 місяця Нафтопродукти 1.2-4 мл хлороформу
2.Екстрагують хлороформом на місці відбору проб Упродовж 1 доби Окиснюваність перманганатна 1.Не консервується
2.5 мл сульфатної кислоти
(1:3) на 100 мл води Не більше 4 годин
Упродовж 1 доби Під час визначення врахувати кількість доданої кислоти
Окиснюваність дихроматна 1.Не консервується
2.1 мл сульфатної кислоти(р=1,84 г/см') на 1 л води Не більше 4 годин Упродовж 1 доби Результат експерименту залежить від вибраного методу аналізу. Стандартна методика має бути перевірена на конкретній воді, яку аналізують, оскільки зміна компонентів, їх співвідношення чи умов середовища може зумовити необхідність коригування в ході аналізу.
Чутливість методу має відповідати вимогам; висока чутливість потрібна лише в разі дуже малих проб води. Точність визначення хімічного складу вод залежить від його сталості, правильності місця відбору проб, забезпечення умов їх зберігання, методики аналізу, селективності методу.
Основні екологічні характеристики водойм
Екологічними характеристиками водойм, зокрема текучої води річок, є температура, прозорість, кольоровість, вміст розчинених сполук і зависей, швидкість потоку, співвідношення кількостей води, що втікає і витікає, профіль глибини, характер берегів і дна.
Визначення температури
Температура є важливим екологічним чинником. Підвищення температури інтенсифікує гідроліз багатозарядних катіонів, спричиняє дегазацію води, збільшує токсичність окремих сполук, прискорює біохімічні процеси у воді водойм. Крім того, кожен живий організм має свій оптимальний режим температур; поза межами стійкості гідробіонти гинуть.
Промислові підприємства, що скидають у природні водойми теплу воду, спричиняють теплове забруднення водойм. Особливо сприяють забрудненню теплові й атомні електростанції - їх води нагріті до 45° С.
Хід роботи
Температуру води визначають за допомогою термометрів (спиртових, ртутних, термісторних тощо). Якщо глибина водойми понад 1 м, температуру визначають через кожний 1 м глибини. При цьому для замірювань на глибині понад 1 м термометр слід «залінивити». Для цього чутливий кінець термометра (спиртову чи ртутну кульку) треба обмазати шаром пластиліну завтовшки в кілька міліметрів. Такий термометр довше сприймає температуру навколишнього середовища (більш «лінивий») і його слід витримувати на глибині замірювання кілька хвилин (тривалість встановлюють дослідним шляхом). Він також довше утримує визначену температуру і не встигає змінити її показ під час підйому його на поверхню. Для замірювань температури на глибинах понад 1 м використовують шпагат із поділками на метри й сантиметри. До нижнього кінця прив'язують термометр і баласт. Попередньо глибину водойми промірюють у місці, де визначатимуть температуру. Глибинні вимірювання температури виконують із містка або човна, причому слід суворо дотримуватися правил безпеки поведінки на воді. Температурні вимірювання проводять одночасно з іншими дослідженнями (відбором проб води, визначенням її прозорості тощо).
Вимірювати температуру води в річці бажано поблизу місця скидання у водойму води з підприємства чи електростанції. У цьому разі замірювання виконують вище й нижче від місця скидання. Складають два температурних профілі річки і порівнюють їх між собою.
Органолептичні властивості води
До органолептичних показників води (тих, що визначають її зовнішній вигляд і сприймаються органами чуття) належать запах, кольоровість, каламутність (обернена їй величина – прозорість), які мають надзвичайно велике значення для процесів, що відбуваються у водоймах. Зокрема, запах може бути зумовлений наявністю різних забруднювальних речовин: фенолу, нафти чи нафтопродуктів, хлору, гнилої органіки тощо. Від вмісту завислих часточок залежить прогрівання води, розвиток водних рослин і тварин; колір води впливає на глибину проникнення сонячного випромінювання.
Визначення кольоровості води
Колір води у водоймах може бути різним, що найчастіше зумовлено наявними в ній домішками. Так, Жовта ріка в Китаї має справді жовту каламутну воду внаслідок наявності глинистих зависей, у Чорному морі вода синя, в холодному Балтійському – сіро-зелена. Коричневий колір свідчить про наявність заліза, зеленуватий – про масове розмноження синьозелених водоростей, так звані небезпечні "червоні припливи", спричинені спалахами чисельності популяцій окремих водяних організмів.
Кольоровість води визначають колориметричним методом у градусах, порівнюючи її з дихроматно-кобальтовою шкалою кольоровості, яку отримують, змішуючи в різних співвідношеннях розчини 1 і 2:
Шкала кольоровості
Кількість, мл
розчину 1 0 1 2 3 4 5 6 8 10 12 14 16
розчину 2 100 99 98 97 96 95 94 92 90 88 86 84
Градуси кольоровості 0 5 10 15 20 25 30 40 50 60 70 80
Хід роботи
Готують серію еталонних розчинів: у мірні колби на 100 мл наливають зазначені об'єми розчину 1, доливають до риски розчином 2 і перемішують. Визначають оптичну густину отриманих розчинів і будують градуювальну криву залежності кольоровості від оптичної густини. Потім вимірюють оптичну густину аналізованої води і визначають за графіком кольоровість (якщо вона більше за 80°, воду розбавляють, а результати помножують на кратність розбавляння).
Під час визначення кольору води рекомендують визначати її оптичну густину на спектрофотометрі за різних довжин хвилі або на фотоелектроколориметрі з різними світлофільтрами.
Проби води не консервують, визначення проводять упродовж 2 год, заздалегідь профільтрувавши пробу і відкинувши перші порції фільтрату.
Оптичну густину вимірюють у кюветі з товщиною світлопоглинального шару І см порівняно з дистильованою водою. Довжина хвилі світла, яка найбільше поглинається водою, і є характеристикою її кольору.
Значення оптичної густини досліджуваної води за довжини хвилі, близької до максимуму поглинання, є мірою інтенсивності її забарвлення.
2. Визначення запаху
За характером запахи поділяють на 2 групи:
запахи природного походження: землистий, торф'янистий, гнильний, трав'яний, болотний, дерев'янистий, ароматичний, рибний, запах цвілі, сірководневий тощо;
запахи штучного походження: хлорний, оцтовий, фенольний, бензиновий, камфорний тощо.
Інтенсивність запаху визначають за п'ятибальною шкалою:
0 - запаху немає
1 - дуже слабкий
2 - слабкий
3 - помітний
4 - чіткий (виразний)
5 - дуже сильний.
Визначення характеру й інтенсивності запаху проводять за кімнатної температури і при 60-65° С в колбі, накритій годинниковим склом чи притертою пробкою.
Хід роботи
100 мл аналізованої води при 20º С наливають у колбу місткістю 150-200 мл з широким горлом, закривають, струшують при обертанні, відкривають і визначають характер та інтенсивність запаху.
Порогова концентрація запаху - це концентрація визначуваної речовини в розчині при максимальному розбавлянні, коли запах ще відчутний.
1) Для визначення порогу запаху 200 мл аналізуємої води переносять у конічну колбу місткістю 400-500 мл, додають 200 мл води без запаху (її готують так: пропускають воду крізь колонку з активованим вугіллям; можна додати 0,6 г вугілля на 1 л води, перемішати і профільтрувати крізь шар вати в кімнаті, де немає запахів). Розбавляючи поступово в 2 рази, досягають порогової концентрації, коли запах перестане відчуватися удвох найбільших розбавляннях.
2) У кілька колб, заздалегідь ополіснутих водою для розбавляння, що не має запаху, вносять 200, 100, 65, 50, 40, 33, 25, 20 мл аналізованої води і доводять об'єм водою для розбавляння до 200 мл. Ставлять контроль. Колби закривають.
Починаючи з найбільшого розбавляння, струшують колби і визначають характер та інтенсивність запаху.
Якщо аналізують дуже забруднені води, кількість досліджуваної води може становити 16, 8, 4, 2, 1 мл.
Інтенсивність запаху U аналізованої води обчислюють за формулою:
QUOTE U=200V ,
де V - об'єм проби, взятий для приготування суміші, в якій виявлено відчутний запах, мл.
Зависі і розчинені речовини
Зависі - це часточки мінерального й органічного походження (глина, мул, органічні високомолекулярні сполуки тощо) розміром понад 0,1 мкм., їх вміст характеризує кілька величин.
Визначення прозорості води
Прозорість води залежить від кількості й ступеня дисперсності зависей. Її виражають у сантиметрах водяного стовпа, крізь який видно лінії завтовшки 1 мм, що утворюють хрест (за "хрестом") або шрифт №1 (за Снілленом). Для визначення прозорості води безпосередньо у водоймі застосовують диск Секкі - металевий диск діаметром 20 см, поділений на чотири сектори, два з яких пофарбовані в чорний, а два - в білий колір, з'єднаний із тросиком, що має позначки (рис. 2).
175831593345

Рис. 2 Диск Секкі

Хід роботи
Вимірювання проводять у затінку чи в похмуру погоду. Диск Секкі опускають у воду, доки він стане невидимим. Записують глибину. Потім диск повільно підіймають, коли його стане видно, записують цю глибину. Середнє з трьох вимірів і буде прозорістю води за диском Секкі. Одночасно ця глибина приблизно означатиме глибину літоралі, тобто прибережної смуги, де можуть рости прикріплені до дна рослини.
Визначення каламутності води
Каламутність води - це величина, обернена прозорості, яка характеризує вміст зависей за їх концентрації менш як 2 мг/л. Її визначають за допомогою каламутноміра. Визначення полягає в порівнянні каламутності аналізованої води з еталоном, приготовленим із каоліну (гідравлічний розмір часток <0,05 мм/с): синє світло пропускають знизу вгору крізь плоске дно скляних циліндрів (завдовжки 750 мм, діаметром 30 мм) з водою при одночасному боковому освітленні їх білим світлом від лампи 300 Вт.
Можна побудувати градуювальну криву: сила струму - каламутність, мг/л. Перевагою цього методу є відсутність впливу забарвлених речовин на каламутність; використовуючи світлофільтри, можна оцінити також дисперсність часточок зависі.
Зручно користуватися фотоелектроколориметром, використовуючи видиме світло і кювети з товщиною світлопоглинального шару 50 мм, попередньо побудувавши градуювальну криву за глинистою суспензією (1 мг в 1 мл), стабілізованою гексаметафосфатом натрію, контроль - вода.
Проби води не консервують. Визначають кількість суспензії не пізніше, ніж через добу після відбору проби. Об'єм проби при концентрації зависей понад 50 мг/л - 500 мл, при меншій - 1000 мл. Результати виражають у міліграмах на літр.
Хід роботи
При дослідженні природних вод 100 г глини розтирають із дистильованою водою у фарфоровій ступці, змиваючи розтерту глину в скляну посудину, яку потім заповнюють доверху дистильованою водою і, перемішавши, залишають стояти 60 хв.
Сифоном відбирають із посудини верхній шар води заввишки 180 мм, який містить глинисту суспензію з часточками, що мають гідравлічний розмір менш як 0,05 мм/с. Суспензію води відфільтровують на щільному паперовому фільтрі, висушують при 105° С і розтирають в агатовій ступці. Наважку її в 1 г знову розтирають у ступці з дистильованою водою, змиваючи в мірну колбу місткістю 1 л, в яку налито 200 мл 0,1%-го розчину стабілізатора; об'єм доводять до риски водою (1 мл суспензії містить 1 мг глини).
З отриманої суспензії готують розбавлянням суспензії з концентрацією завислих часточок 1, 2, 5, 10. 20, 40, 60 мг/л, користуючись якими, будують градуювальну криву фотоколориметра, застосовуючи для малих концентрацій (до 10 мг/л) кювету з товщиною світлопоглинального шару 50 мм і тонші кювети для зразків із вищим вмістом суспензії.
Швидко і зручно вимірювати каламутність за допомогою турбідиметра (дослівно "вимірювача каламутності").
Фотометричні методи використовують лише при концентрації зависей менш як 100 мг/л. при більшому вмісті їх визначають гравіметрично, фільтруючи воду крізь беззольні паперові фільтри "синя стрічка" або мембранні фільтри.
3. Визначення грубодисперсних зависей
Груба дисперсна завись (на відміну від часточок, які зумовлюють опалесценцію або каламутність води) - це часточки органічної та неорганічної природи, помітні неозброєним оком, які більш чи менш повно виділяються з води при її відстоюванні впродовж 5-6 год.
Залежно від пористості фільтрів можна затримувати зависі з різним розміром часточок: скляна фільтрувальна пластина №1 не пропускає часточки > 100- 110 мкм. №4 – >5- 10 мкм, щільний беззольний фільтрувальний папір "синя стрічка" >3-5 мкм. мембранні бактеріологічні фільтри >0,35-1,2 мкм.
Хід роботи
Визначення суми органічних і неорганічних зависей. Беззольні фільтри "біла стрічка" кладуть у бюкси і висушують із відкритими кришками при 105° С упродовж 2 год, охолоджують закриті бюкси з фільтром в ексикаторі і зважують на аналітичних терезах.
Крізь підготовлений таким чином фільтр пропускають 100-1000 мл природної чи стічної води (залежно від вмісту грубодисперсних часточок), осад зі стінок колби змивають невеликою порцією фільтрату в лійку з фільтром.
Після фільтрування фільтр з осадом переносять у той самий бюкс (бюкси і фільтри пронумерувати!), висушують при 105° С, охолоджують в ексикаторі і зважують, закривши кришкою. Висушування, охолодження і зважування повторюють до досягнення сталої маси.
Масову концентрацію грубодисперсних домішок Х обчислюють за формулою:
QUOTE X=(a-b)∙1000V , мг/л,
де а - маса бюкса з осадом на фільтрі, мг; b - маса бюкса з пустим фільтром, мг; V - об'єм води, мл.
Визначення залишку після прожарювання (вміст мінеральних речовин). Зважений після висушування фільтр з осадом обережно переносять пінцетом у заздалегідь прожарений і зважений фарфоровий тигель, ставлять у холодну муфельну піч, доводять температуру до 700° С і прожарюють осад протягом 1 год. Вимикають муфельну піч, обережно виймають щипцями тигель, охолоджують в ексикаторі і зважують.
Масову концентрацію прожарених грубодисперсних часточок Y визначають за формулою:
QUOTE Y=(с-d)∙1000V , мг/л,
де с і d - відповідно маса тигля з фільтром до і після прожарювання, мг; V - об'єм аналізованої води, мл.
За різницею (X - Y) визначають вміст органічних зависей, що за температури 700° С згоріли з утворенням переважно оксиду карбону (IV) і води.
Контрольні питання для самопідготовки
Як відібрати пробу води з річки або струмка?
Яким посудом слід користуватись для відбору проб води?
Які консерванти Вам знайомі?
4. Від яких чинників залежить каламутність води?
5. Яким чином тварини-фільтратори змінюють каламутність вод?
6. Чи впливає прозорість води на процеси фотосинтезу у водних рослин і як саме?
7. В яких одиницях визначається каламутність?
8. Як скласти паспорт проби?
Лабораторна робота № 2
Тема: Розчинений кисень як показник екологічного стану водойм
Мета роботи: набути навичок визначення вмісту розчиненого кисню у воді.
Знати: методику відбору проб води для визначення розчиненого кисню.
Вміти: проводити відбір проб у кисневу склянку, титрувати розчин, проводити розрахунки, порівнювати отримані дані з ГДК.
Теоретична частина
Розчинений у воді кисень є одним з головних гідрохімічних показників екологічного стану водойми, що обумовлюють процеси самоочищення. Зниження концентрації кисню супроводжується активацією процесів денітрифікації сірководневого бродіння, збільшенням розчинності органічних речовин донних відкладів, підвищенням рухомості заліза, марганцю, кремнію та інших елементів. Усе це погіршує органолептичні показники якості води і екологічний стан водойм. У природні водойми кисень надходить з атмосферним повітрям і виділяється в процесі фотосинтезу водними рослинами, водоростями та фітопланктоном.
При забрудненні водойм пестицидами і промисловими стічними водами, які містять сполуки, що легко окислюються, спостерігається різке зниження розчиненого кисню і при цьому ускладнюється визначення дійсного вмісту кисню. Крім того, пестициди отруюють фотосинтезуючі організми, чим значно скорочують природні живі джерела насичення водойми киснем.
Якщо у водойму надходять стічні води, особливо промислові стоки, то оцінювати екологічний чи санітарний стан водойми тільки за вмістом розчиненого у воді кисню абсолютно недостатньо, його завжди треба поєднувати з гідробіологічним аналізом водойми.
Проби води для визначення розчиненого кисню не консервують. Концентрацію розчиненого кисню у воді визначають за методом Вінклера. Суть методу полягає в тому, що при введенні в досліджувану воду лужного розчину солі марганцю утворюється білий осад Мn(ОН)2, який взаємодіє з розчиненим киснем, переходячи в марганцюватисту кислоту (бурий осад):
МnСІ2 + 2КОН = Мn(ОН)2↓ + 2КСІ
2Мn(ОН)2↓ + О2 = 2Н2МnO3↓.
У лабораторії осад розчиняють у кислоті в присутності йодиду калію: йод, що утворився внаслідок реакції, титрують стандартним розчином тіосульфату натрію за наявності індикатора крохмалю:
Н2МnO3↓ + 4НСІ = MnСІ2 +СІ2 + ЗН2О
СІ2 + 2KI = I2 + 2KСІ
І2 + 2Na2S2O3 = 2NaI + Na2S4O6.
Цим методом можна визначити ≥ 0,05 мг O2/л.
Визначенню кисню перешкоджають зависі, які видаляють адсорбцією на А1(ОН)3; окисники, що реагують з КІ (хлор, нітрити, ферум (III) тощо); відновники, котрі взаємодіють з виділеним йодом (сульфіти, тіосульфати, деякі органічні сполуки). Азид натрію усуває вплив нітритів; ферум (III) зв'язують у флуоридний комплекс.
Хід роботи
Пробу води відбирають батометром у градуйовану склянку місткістю 250-300 мл доверху, вводять, опускаючи піпетку до дна 2 мл розчину манган (ІІ) хлориду МnCl2 , потім 2 мл лужного розчину калій йодиду (КОН+КІ) на незначну глибину, закривають пробкою, щоб не було бульбашок повітря, і повертають кілька разів колбу для перемішування розчину.
Малорозчинний Н2МnО3 осаджується. За кольором осаду, що утворився, можна орієнтовно судити про концентрацію розчиненого у воді кисню. Якщо його багато, осад швидко побуріє, легке побуріння вкаже на нестачу кисню, при його повній відсутністі осадок залишається абсолютно білим.
Через 10-15 хв. Вміст склянки обережно переносять в конічну колбу на 250 мл і додають 5 мл розчину HСІ з масовою часткою 10% та 2 мл розчину КІ з масовою часткою 15% і перемішують.
Через 5 хв. відтитровують йод, що виділився, тіосульфатом натрію до солом'яно-жовтого кольору, додають 1 мл крохмалю і титрують до зникнення синього забарвлення.
Масову концентрацію розчиненого кисню С (О2) обчислюють за формулою:
C(О2) =, мг О2/л,
де V - об'єм розчину тіосульфату натрію, витраченого на титрування, мл;
С - молярна концентрація розчину тіосульфату натрію, моль/л;
М - молярна маса еквівалента кисню (8);
V1 - об'єм реагентів (2-4 мл), доданих у кисневу склянку для фіксації кисню, мл;
V2 - місткість кисневої склянки, мл.
Ступінь насиченості води киснем визначають за формулою:
, %
де ω0 – масова частка розчиненого у воді кисню %;
С(О2) - масову концентрацію розчиненого кисню, мг О2/л;
Со - рівноважна концентрація кисню, мг О2/л (табл. 2), для температури, виміряної під час підбору проби;
Р – атмосферний тиск на момент відбору проби води, кПа;

Таблиця 2. Розчинність кисню у воді за різних значень
температури й тиску 101,325 кПа
T, °С С0, мг/л t, °С С0, мг/л t, °С С0, мг/л
0 14,7 10,5 11,35 20,5 9,31
0,5 14,5 11 11,23 21 9,23
1 14,3 11,5 11,11 21,5 9,14
1,5 14,11 12 10,99 22 9,06
2 13,92 12,5 10,87 22,5 8,98
2,5 13,74 13 10,76 23 8,91
3 13,56 13,5 10,65 23,5 8,83
3,5 13,39 14 10,54 24 8,76
4 13,22 14,5 10,43 24,5 8,69
4,5 13,05 15 10,33 25 8,62
5 12,89 15,5 10,23 25,5 8,55
5,5 12,73 16 10,13 26 8,48
6 12,58 16,5 10,03 26,5 8,41
6,5 12,43 17 9,93 27 8,35
7 12,29 17,5 9,83 27,5 8,28
7,5 12,14 18 9,74 28 8,22
8 12 18,5 9,65 28,5 8,16
8,5 11,86 19 9,56 29 8,1
9 11,73 19,5 9,47 29,5 8,04
9,5 11,6 20 9,39 30 7,98
10 11,47 - - - -
Контрольні питання для самопідготовки
1. У якому вигляді розчинений кисень знаходиться у природній воді?
2. Яка методика відбору проб води для визначення концентрації розчиненого кисню?
3. В чому суть методу визначення концентрації розчиненого кисню у воді?
4. Від чого залежить насиченість водойм киснем?
5. Вплив температури на вміст кисню у воді.
6. Чому концентрація розчиненого кисню у воді є якісним показником самоочищувальної здатності водойм?
7. Як впливає вміст органічних сполук, метеофактори на насиченість водойм розчиненим киснем?
8. Як оцінюють екологічний чи санітарний стан водойми, в яку надходять стічні води?
9. Які Ви можете запропонувати заходи для збільшення концентрації розчиненого кисню у воді?
Багатоваріантні задачі до теми «Газові закони»
Використовуючи рівняння Менделєєва-Клайперона розрахувати недостаючи величини згідно вашого варіанту.
Варіант речовина М(Х), г/моль Тиск
Р, кПа Об'єм
V t, °С Маса
m
1 ? 104 624 мл 17 1,56 г
2 ацетон ? 96 500 мл 87 0,93 г
3 бензол 94 83,2 ? 87 1,3 г
4 вода 3,173 100 мл 25 ?
5 ? 101,3 1 л 0 2,1
6 повітря 29 83,2 1 м3 17 ?
7 азот 141 ? 21 70 г
8 водень 101,3 4 л 0 ?
9 водень 150 ? 27 0,357 г
10 кисень 99,8 152 мл 25 ?
11 101,3 2,8 л ? 10 г
12 азот 98,9 ? 25 5,25 г
13 водень 121,6 2,5 л 20 ?
14 кисень 101,3 ? 0 32
15 азот ? 1 л 20 3,2 г
16 кисень 110 2,5 л 20 ?
17 повітря 29 ? 2,24 л 0 2,9 г
18 азот 101,3 ? 0 2,8 г
19 кисень ? 4,48 0 6,4 г
20 повітря 29 101,3 5,6 л ? 5,8 г
Лабораторна робота № 3
Тема: Визначення лужності та вмісту гідрокарбонат і карбонат йонів
Мета роботи: набути навичок визначення лужності води та вмісту гідрокарбонат і карбонат йонів в воді.
Знати: джерела лужності води, засоби зменшення загальної лужності.
Вміти: експериментально визначати лужність води, вміст гідрокарбонат та карбонат йонів.
Теоретична частина
Лужність - це вміст у воді речовин, що здатні взаємодіяти з сильними кислотами. Умовно їх можна поділити на три групи: сильні основи (гідроксиди лужних і лужноземельних металів), слабкі основи (решта гідроксидів) та аніони слабких кислот (НСO3-, СО32-, H2PO4-, HPO42-, SO32-, аніони гумінових кислот, HS-, S2- тощо).
Визначенню перешкоджають інтенсивне забарвлення води (усувають додаванням активованого вугілля з подальшим фільтруванням проби), вільний хлор, який знебарвлює індикатор (його видаляють, вводячи у воду еквівалентну кількість тіосульфату натрію з С = 0,1 моль/л), високий вміст вуглекислого газу (перешкоджає правильному визначенню переходу забарвлення індикатора при титруванні; його витісняють, пропускаючи крізь воду повітря).
Хід роботи
У конічну колбу наливають 100 мл аналізованої води, додають 5 крапель індикатору метилового оранжевого, отриманий розчин титрують на білому тлі хлоридною чи сульфатною кислотою до слабо-рожевого забарвлення.
Витрата розчину кислоти на титрування свідчить про вміст у воді аніонів слабких кислот (НСО3-, Н2РО42-, HS-) та слабких основ.
Загальний об'єм витраченої кислоти відповідає загальній лужності води. Розрахунки виконують за формулою:
Alk = , ммоль·екв/л,
де V(HCl) - об'єм розчину кислоти, витрачений на титрування, мл;
V(H2O) - об'єм аналізованої води, мл;
С (HCl) – молярна концентрація еквіваленту кислоти (0,1 моль/л).
Карбонати й гідрокарбонати при їх спільній присутності
Присутні одночасно у воді карбонати і гідрокарбонати визначають послідовним титруванням проби води хлоридною кислотою, хімізм реакцій:

СаСО3 + 2 HCI Са(НСО3)2 + СаСI2
Са(НСO3)2 + 2 HCI H2CO3 + CaCI2
Спочатку протікає тільки перша з вказаних реакцій. Як тільки усі йони СO32- перетворяться в іони НСO3-, рН води дорівнює 8,37. У цей момент у воді практично містяться тільки йони НСO3-, та відсутні йони вільної карбонатної кислоти СО3-2, при подальшому титруванні НСl здійснюється друга реакція і при рН =4,46 у воді йони НСО3- відсутні.
Хід роботи
Аналіз виконують на протязі однієї доби після відбору проби без фіксації води.
1. В колбу для титрування відбирають піпеткою 100 мл природної води, що досліджуються.
2. Додають 5 краплин розчину індикатора - фенолфталеїну з масовою часткою 1%. Якщо колір розчину не змінюється, йони СО32- зовсім відсутні, Vф(НСl)=0, ρ (HCl)=0 мг/л.
3. Обережно титрують розчином хлоридної кислоти з молярною концентрацією 0,1 моль/л до знебарвлення розчину.
4. Визначають об'єм витраченої кислоти VФ(HСl).
5. Додають індикатор метилоранж (2-3 краплі) і продовжують титрування до переходу забарвлення з жовтого кольору в слабко-рожевий.
6. Визначають об’єм витраченої кислоти VМ(HCl).
7. Розраховують масові концентрації карбонат ρ( СО32- ), і гідрокарбонат-йонів ρ (НСО3-) в мг/л за формулами:
,

де (СO32-) - масова концентрація карбонат йонів, мг/л;
C(HCl) - молярна концентрація хлоридної кислоти, моль/л;
VФ(HСl) - об'єм хлоридної кислоти, що витрачено на титрування з фенолфталеїном, мл;
30 - молярна маса еквівалента М(½ СO32-), г/моль;
V(H2O) - об'єм проби води, взятої для аналізу, мл;
,
де (НСO3-) - масова концентрація гідрокарбонат-йона, мг/л;
VM(HСl) - об'єм хлоридної кислоти, яка витрачена на титрування з метилоранжем, мл;
61 - молярна маса еквівалента М(НСO3-), г/моль.
VФ(HСl) - об'єм хлоридної кислоти, що витрачений на титрування з фенолфталеїном, мл;
C(HCl) - молярна концентрація хлоридної кислоти, моль/л;
V(H2O) - об'єм проби води, взятої для аналізу, мл.
Відповідно молярні концентрації еквівалентів карбонат і гідрокарбонат-йонів в ммоль/л розраховуються за формулами:
, або
,

де C(½СO32-) - молярна концентрація еквіваленту карбонат-йона, ммоль/л;
, або
,
де C(НСO3-) - молярна концентрація еквіваленту карбонат-йона, ммоль/л.
Контрольні питання до самопідготовки
Вмістом яких речовин зумовлена лужність води?
У який термін після відбору проби води потрібно проводити визначення лужності води?
Охарактеризувати загальну та вільну лужність води.
Які індикатори слід використовувати для титрування йонів [ОН-]?
Які йони утворюють карбонатну систему хімічної рівноваги?
Характеристика карбонатної рівноваги СО2, НСО3-, СО32- в залежності від рН.
Джерела надходження в природні води НСО3-.
В чому полягає методика визначення вмісту [НСО3-] і [СО32-] у природних водах?
Карбонатна система відіграє важливу роль в природних водах тому що:
а) сприяє фотосинтезу;
б) володіє буферними властивостями;
в) знижує вміст забруднювачів у воді;
г) запобігає різким змінам рН водного середовища.
Лабораторна робота №4
Тема: Визначення хлоридів (метод Мора)
Мета: набути навичок визначення хлорид-йонів аргентометричним методом.
Знати: методику визначення хлоридів аргентометричним методом.
Вміти: проводити якісне визначення хлорид-йонів, титрувати розчин, порівнювати отримані дані з ГДК.
Теоретична частина
Хлорид-йони зумовлюють солоність морської та океанічної води, а також солоних озер; у прісних водоймах хлориди за концентрацією посідають третє місце після гідрокарбонат- і сульфат-іонів. Вміст йонів Сl- в питній воді регламентується і не має перевищувати 350 мг/л. Мінеральні води часто збагачені хлоридами, зокрема, концентрація їх у цілющій Миргородській досягає 1000-2500 мг/л.
Вміст хлоридів у водах - важлива екологічна характеристика, оскільки різні види гідробіонтів пристосовані до життя у воді з певною солоністю. Більшість рослин (крім галофітів - рослин переважно прибережних зон морів і океанів) зазнає стресу і гине в разі підвищення солоності ґрунтових вод.
Аргентометричний метод Мора базується на осадженні хлорид-йонів розчином аргентум нітрату AgNO3 за наявності калій хромату К2CrО4 як індикатора. Під час титрування AgNO3 спочатку утворюється осад AgCl білого кольору. Коли всі хлорид-іони будуть осаджені, при подальшому додаванні утворюється цегляно-червоний осад аргентум хромату Ag2CrO4:
NaCl + AgNO3 = NaNO3 + AgCl↓;
K2CrO4 + 2AgNO3 = 2KNO3 + Ag2CrO4↓.
Якщо вміст хлорид-іонів не перевищує 100 мг/л, для титрування використовують розчин аргентум нітрату з концентрацією 0,01 моль/л. Чутливість методу - 2 мг/л Cl-.
Визначенню хлоридів перешкоджають: колір і каламутність води, ціаніди, сульфіти, тіосульфати, катіони феруму, а також фосфати в концентраціях понад 25 мг/л, оскільки вони осаджуються у вигляді аргентум фосфату. Одночасно з хлоридами визначаються і броміди та йодиди, однак їх вміст у воді дуже незначний.
Підготовна проби до аналізу. Якщо в аналізованій воді немає домішок, що перешкоджають визначенню хлоридів, воду фільтрують крізь беззольний фільтр "біла стрічка".
Хід роботи
Підготовлена проба води повинна мати рН середовища 8-10. Якщо рН >10, воду нейтралізують (за фенолфталеїном) розчином H2SО4, C(H2SО4) = 0,1 моль/л, якщо рН < 6. Кількість хлоридів у взятій наважці має становити 20-50 мг.
Об'єм взятої наважки в конічній колбі доводять до 100 мл дистильованою водою, додають 1 мл 10%-го К2СrO4, титрують розчином AgNO3, C = 0,1 моль/л.
Аналогічно виконують контрольний дослід із 100 мл дистильованої води.
Масову концентрацію хлорид-іонів ρ(CІ-) обчислюють за формулою:
, мг/л,
де V1- об'єм витраченого розчину AgNO3, С = 0,1 моль/л, на титрування проби, мл;
V2 - об'єм витраченого розчину AgNO3, С = 0,1 моль/л, на титрування дистильованої води, мл;
С(AgNO3) - молярна концентрація розчину AgNO3, моль/л;
35,45 - еквівалент Сl-;
V(H2O) - об'єм проби, взятий для аналізу, мл.
Молярну концентрацію еквіваленту хлорид-йонів C(1/zСІ-) обчислюють за формулою:
, ммоль/л,
Контрольні питання для самопідготовки
Яка міграційна здатність хлорид-йону?
Який вміст хлорид-йону у слабко- і помірно-мінералізованих водах?
Які є джерела постачання хлорид-йону в природній воді?
У чому суть визначення хлоридів за методом Мора?
У складі яких солей присутні хлорид-йони?
Оптимальні показники концентрації хлоридів для питної води.
Оскільки солоність морської води зумовлена наявністю хлорид-йонів, до яких наслідків може призвести полив сільськогосподарських угідь солоною водою?
Чому засолення грунтів у посушливих районах часто зумовлене нераціональним поливом земель?
Як впливають хлорид-йони на ріст рослин у містах, де тротуари взимку посипають кухонною сіллю чи хлоридом кальцію для запобігання ожеледиці?
10. При визначенні хлоридів за методом Мора титрування відбувається в присутності:
а) фенолфталеїну; б) калій хромату;
в) крохмалю; г) метилоранжу.
Багатоваріантні задачі до теми «Добуток розчинності»
Розрахувати розчинність речовини в моль/л, г/л згідно вашого варіанту, користуючись значеннями добутку розчинності речовин.
Варіант Формула речовини ДР Розчинність
моль/л г/л
1 AgBr 5,3•10-13 2 AgCl 1,8•10-10 3 AgI 8,3•10-17 4 BaCO3 5,1•10-9 5 BaCrO4 1,2•10-10 6 BaSO4 1,1•10-10 7 CaCO3 4,8•10-9 8 CaC2O4 20,3•10-9 9 CaF2 4,0•10-11 10 CaSO4 1,3•10-8 11 CuS 6,3•10-36 12 HgS 1,6•10-52 13 FeS 5•10-18 14 FePO4 1,3•10-22 15 PbF2 2,7•10-8 16 MnS 2,5•10-10 17 PbI2 1,1•10-9 18 Mg(OH)2 6,0•10-10 19 Zn(OH)2 7,1•10-18 20 ZnCO3 1,45•10-11 Лабораторна робота № 5
Тема: Визначення твердості води та йонів Кальцію і Магнію
Мета роботи: набути навичок визначення твердості води, концентрації йонів Магнію і Кальцію.
Знати: кругообіг кальцію в природі, поняття “тимчасова” і “загальна” твердість, способи усунення твердості води.
Вміти: експериментально визначати твердість води, вміст йонів Кальцію і Магнію у воді, проводити розрахунки за результатами аналізу.
Теоретична частина
Твердість води зумовлена наявністю солей кальцію і магнію. Розрізняють карбонатну і некарбонатну твердість, перша зумовлена гідрокарбонатами, друга - переважно хлоридами і сульфатами кальцію і магнію. Карбонатну твердість ще називають тимчасовою, або усувною, оскільки під час кип'ятіння гідрокарбонати руйнуються і випадають в осад карбонати і гідроксокарбонати:
Са(НСО3)2 QUOTE to СаСО3↓ + Н2O + СО2↑;
Mg(HCO3) QUOTE to MgCO3↓ + H2O + СО2↑;
2Mg(HCO3)2 QUOTE to (MgOH)2CO3↓ + Н2O + 3СО2↑,
хоча цілком позбутися карбонатної твердості неможливо через значну розчинність гідроксокарбонату магнію (MgOH)2CO3. Саме утворення малорозчинних карбонатів (значно меншою мірою сульфатів та інших солей кальцію і магнію) призводить до утворення накипу в чайниках, бойлерах, трубах і котлах парового опалення, теплообмінному обладнанні, що завдає значних економічних збитків внаслідок забивання труб і необхідності їх заміни або промивання розчинами кислот, зниження їх ефективності.
У твердій воді ускладнюються процеси миття й прання, збільшується витрата мила через утворення пластівців нерозчинних солей кальцію і магнію.
У водоймах із м'якою водою (до 20 мг/л СаСО3) дія отруйних неорганічних сполук проявляється при нижчих концентраціях, ніж у водоймах із твердою водою (хлориду кадмію - при 0,6 мг/л і 73,5 мг/л; сульфату купруму - 0,02 і 1,8; сульфату берилію – 0,14 і 20,3 мг/л відповідно).
Некарбонатну (сталу) твердість усувають додаванням карбонату чи фосфату натрію, які осаджують катіони кальцію і магнію у вигляді нерозчинних солей, наприклад:
MgSO4 + Na2CO3 = MgCO3↓ + Na2SO4;
3СаСl2 + 2Na3PO4 = Са3(РO4)2↓ + 6NaCl.
У природні води сульфати й хлориди потрапляють під час дренування площ із гірськими породами, що містять гіпс, зі скидами неочищених стічних вод, змивами хлоридів кальцію і натрію, якими взимку посипають тротуари для запобігання утворенню крижаних корок.
Кількісно твердість води виражають у ммоль·екв. йонів Са2+ і Mg2+ в 1 л води. 1 ммоль·екв. твердості відповідає 20,04 мг Са2+, 12,16 мг Mg2+ або 50 мг СаСО3 (табл. 3).
Таблиця 3. Типи природних вод за твердістю
Тип води ммоль екв/л
Твердість
Са2+, мг/л Mg2+, мг/л СаС03, мг/л
Дуже м'яка 0-1,5 0-30,06 0-18,24 0-75,00
М'яка 1,5-3,0 30,06-60,12 18,24-36,48 75,00-150,00
Середньо-тверда 3,0-4,5 60,12-90,18 36,48-52,72 150,00-225,00
Досить тверда 4,5-6,5 90,18-130,26 52,72-79,04 225,00-325,00
Тверда 6,5-11,0 130,26-220,44 79,04-131,76 325,00-550,00
Дуже тверда >11,0 >220,44 >131,76 >550,00
Чинними санітарними нормами передбачено, що твердість питної води не має перевищувати 250 мг/л СаСО3, а твердість понад 500 мг/л СаСО3 вважається небезпечною для здоров'я.
Твердість води визначають комплексометричним методом. Пробу води не консервують, твердість визначають упродовж 2 діб з часу відбору проби на аналіз.
Метод грунтується на взаємодії катіонів Кальцію і Магнію з трилоном Б в аміачному буферному розчині (рН~9,5) з утворенням внутрішньокомлексних сполук (за наявності металохромних індикаторів). Чутливість методу 0,001 ммоль·екв/л.
Катіони важких металів перешкоджають визначенню, тому їх попередньо осаджують у вигляді малорозчинних сполук чи зв'язують у стійкі комплекси (маскують).
Досліджувана вода має бути прозорою (каламутну воду заздалегідь фільтрують). Мастило, яке знебарвлює індикатор, також видаляють фільтруванням. Титрування виконують за кімнатної температури. Початкове значення рН аналізованої проби води має становити 4,3, оскільки лише при цьому аміачний буферний розчин забезпечує необхідний рН = 9,5.
Хід роботи
Беруть 10-100 мл досліджуваної води і доводять об'єм дистильованою водою до 100 мл, додають 5 мл аміачного буферного розчину і 10-15 мг індикатора хромогену чорного.
Пробу повільно титрують трилоном Б, інтенсивно струшуючи, до переходу забарвлення розчину з винно-червоного в ясно-синій.

Розрахунок твердості води проводять за формулою:
Тзаг. = , ммоль·екв/л
де V1 - об'єм розчину трилону Б, мл;
V2 - об'єм досліджуваної води, мл;
- молярна концентрація еквівалентів розчину трилону, моль/л.
За цією методикою визначають твердість води від 0,5 до 20,0 ммоль·екв/л за відсутності у воді катіонів купруму, цинку, мангану.
Оскільки карбонатна твердість води зумовлена йонами НСО3-, її визначають титруванням проби води розчином хлоридної кислоти. Усувну твердість визначають за різницею між вмістом НСО3- до і після кип'ятіння проби води.
Кальцій та Магній
Йони Кальцію і Магнію грають важливу роль в сольовому складі природних вод. Оптимальне співвідношення солей кальцію і магнію у водоймищах зі слабо мінералізованою водою становить Ca2+ : Mg2+ як 3:1. У сильно мінералізованій воді це співвідношення звичайно становить 3:2, тобто більше міститься солей магнію.
Концентрація йонів Кальцію в природних водах залежить від стану хімічної рівноваги карбонатної системи. Кальцій та Магній визначають комплексометричним титруванням, яке ґрунтується на таких же реакціях, як і визначення твердості води.
Титрування Кальцію розчином трилона-Б проводять у присутності мурексиду як металохромного індикатора. Концентрацію Магнію розраховують як різницю між твердістю води і вмістом Кальцію.
Хід роботи
1. В конічну колбу на 250 мл відбирають піпеткою 50-100 мл природної води, що досліджується.
2. Додають 2-5 мл розчину NаОН з молярною концентрацією еквівалента С(NаОН)= 2 моль/л.
3. Додають на кінчику скальпеля (10-15 мг) індикатора мурексиду.
4. Титрують пробу води трилоном- Б до переходу забарвлення з рожевого у фіолетове.
5. Обчислюють масову концентрацію йонів кальцію (Сa2+) в мг/л за формулою:
,
де C(½трилона) - молярна концентрація еквіваленту трилона Б, моль/л;
V(трилона) - об'єм трилона- Б, що витрачено на титрування проби води, мл;
V(H2O) - об'єм проби води, взятої для аналізу, мл;
20,04 - молярна маса еквівалента йона кальцію, г/моль.
(Сa2+) - масова концентрація йонів кальцію, мг/л;
Відповідно молярна концентрація еквіваленту йонів Кальцію в ммоль/л розраховується за формулою:
, або
,
де C (½Сa2+) - молярна концентрація еквіваленту йонів кальцію, ммоль/л.
Концентрацію Магнію обчислюють за формулами:
(Mg2+) =12,16•[T – C(½Ca2+)]
С(½Мg) =T - C (½Сa2+)
Контрольні питання для самопідготовки
1. Які сполуки зумовлюють твердість природної води?
2. Які солі зумовлюють карбонатну твердість води?
3. Які солі зумовлюють загальну твердість природної води?
4. Які типи твердості води Вам відомі?
5. На чому грунтується комплексометричний метод визначення загальної твердості води?
6. Які методи усунення твердості води Вам відомі?
7. Джерела йонів Са2+ у природних водах.
Біологічне значення йонів Са2+ і Мg2+.
Постійна твердість води зумовлена присутністю у воді солей:
а) гідрокарбонатів кальцію і магнію;
б) хлоридів кальцію і магнію;
в) нітратів кальцію і магнію;
г) сульфатів кальцію і магнію.
11. Оптимальні показники твердості у прісних водоймах:
а) 6 - 10; б) 3 - 5; в) 4 - 6; г) 10 - 12.
12. Твердість води вимірюється:
а) мг/л; б) %; в) ммоль-екв/л; г) моль/л.
Багатоваріантні задачі до теми «Твердість води»
Обчисліть тимчасову, постійну та загальну твердість води в ммоль-екв./л згідно вашого варіанту.
Варіант Об’єм води Вміст солей, г
Са(НСО3)2 Mg(НСО3)2 СаSО4 MgSО4
1 100 л 10,1 2,4 8,4 2,4
2 80 л 15 5,2 7,8 6,1
3 10 л 3,1 2,2 1,2 0,8
4 12 л 5,3 0,9 3,1 1,5
5 15 л 6,1 1,2 2,8 1,7
6 18 л 4,4 1,8 1,1 0,9
7 20 л 6,6 2,1 1,8 1,5
8 5 л 2,5 0,8 1,7 0,25
9 2 л 0,2 0,04 0,25 0,1
10 50 л 5,8 1,8 4,7 1,6
11 30 л 4,8 2,5 1,2 1,1
12 12 л 2,5 1,1 0,9 2,1
13 200 л 20,6 5,0 17,2 4,9
14 500 л 54,9 30,1 36,9 12,7
15 60 л 8,7 1,9 12,5 1,6
16 1 м3 98,6 25,8 97,6 23,1
17 75 л 14,7 1,8 7,9 1,9
18 1 л 1,2 0,76 1,3 0,2
19 40 л 12,1 3,1 4,9 2,1
20 120 л 17,4 7,9 13,9 5,8
Лабораторна робота № 6
Тема: Визначення сульфат-йонів у воді
Мета роботи: набути навичок визначення сульфат-йонів у природній воді.
Знати: колообіг Сульфуру у природі; методику визначення сульфат-йонів.
Вміти: фільтрувати, титрувати розчин; проводити розрахунки за результатами досліджень.
Теоретична частина
Сульфат-йони (як хлориди і гідрокарбонати) належать до найпоширеніших аніонів природних вод - як прісних, так і солоних. У питній воді їх вміст не має перевищувати 500 мг/л.
Залежно від концентрації сульфатів у воді їх визначають титриметричними або гравіметричними методами. Гравіметрично сульфати визначають у вигляді BaSО4.
Об’ємний метод визначення сульфатів ґрунтується на їх осадженні йоном барію у вигляду BaCl2, надлишок якого осаджується калій хроматом. Надлишок калій хромату, який не витрачено на реакцію з надлишком барій хлориду, визначається за кількістю йоду, що буде одержаним із калій йодиду у кислому середовищі:
SO42- + BaCl2 = BaSO4↓ + 2 Cl-
BaCl2 + K2Cr O4 = BaCrO4 ↓+ 2 KCl
K2CrO4 + 8 HCl + 3KJ = CrCl3 + 4 H2O + 5 KCl + 3J2
Кількість йоду, що утворюється, визначається титруванням розчином натрій тіосульфату Na2S2O3.
Хід роботи
Беруть піпеткою 10-200 мл досліджуваної води і переносять в колбу на 250 мл (об'єм проби встановлюють за попереднім визначенням з ВаСІ2). Якщо взято менш ніж 200 мл, об'єм проби доводять до 200 мл дистильованою водою.
Пробу нагрівають до кипіння і до неї обережно додають 0,5 г кристалічного барій хромату і 1 мл розчину хлоридної кислоти (НСІ) з молярною концентрацією еквіваленту 2,5 моль/л.
Продовжують кип'ятіння розчину протягом 3-4 хвилин.
Гарячий розчин нейтралізують 5%-ним розчином амоніаку (NН4ОН), додаючи його по краплям до переходу забарвлення в лимонно-жовте.
Розчин охолоджують та переносять в мірну колбу на 250 мл, туди ж зливають води і доводять рівень до мітки.
Відфільтровують через сухий складчастий фільтр, відкидаючи перші порції фільтрату.
Відбирають 100 мл фільтрату і перенесять в конічну колбу.
Додають 10 мл 10%-ного розчину калій йодиду (КІ) і 10 мл розчину хлоридної кислоти (НСІ) з молярною концентрацією еквіваленту 2,5 моль/л.
Витримують закриту колбу в темному місті 10 хвилин.
Вільний йод, що виділився, відтитровують розчином натрій тіосульфату з молярною концентрацією еквіваленту 0,05 моль/л до появи слабо жовтого забарвлення. Після чого додають 1 мл 2%-ного розчину крохмалю (при цьому забарвлення розчину переходе в синє) і до титрують до повного знебарвлення розчину.
Вміст SО42- йонів обчислюють за формулами:
, мг/л
, ммоль-екв./л
де ρ(SО42-) – масова концентрація сульфат-йонів, мг/л;
V1 - об'єм натрій тіосульфату, витрачений на титрування;
V2 - об'єм проби, взятий для аналізу, мл.
2,5 – концентрація хлоридної кислоти, моль/л;
С(1/zSО42-) – молярна концентрація еквіваленту сульфат-йонів, ммоль/л;
48 – еквівалент SО42- .
Контрольні питання для самопідготовки
1. Яка міграційна здатність сульфат-йонів?
2. Яка біологічна роль сульфат-йону?
3. При якій концентрації у воді сульфат- йони не є токсичними?
4. У чому небезпека недоліку кисню у водоймах у зв’язку із надлишком органічних речовин і сульфатів?
5. Задача. Визначити об’єм розчину BaCl2 молярної концентрації еквіваленту 0,5 моль/л, який потрібно для осадження SO42- із 12 мг розчину сульфатної кислоти ( густина дорівнює 1,035г/мл), який вміщує 5,23 % Н2SO4.
6. Задача. Яка маса BaSO4 залишиться у 200 мл розчину, якщо барій осаджується еквівалентною кількістю H2SO4? Чи буде це осадження повним?
7. Задача. Розчинність CaSO4 дорівнює 2,0 г/л. Визначити добуток розчинності CaSO4 при кімнатній температурі.
8. Задача. Визначити масу BaCl2, яка потрібна для приготування 0,5 л розчину з масовою часткою W(BaCl2) = 2,5%? (густина 1≈г/мл).
Лабораторна робота № 7
Тема: Біогенні елементи. Визначення вмісту аміачного азоту нітратів і фосфатів у воді.
Мета роботи: ознайомитися з фотоколориметричним методом хімічного аналізу, набути навичок визначення амічного азоту, нітратів і фосфатів у воді.
Знати: колообіг біогенних елементів у водоймах, суть методу визначення аміачного азоту, нітратного азоту, фосфатів у воді.
Вміти: будувати градуювальні графіки для фотоколориметричного аналізу, визначати аміак, нітрати і фосфати в різних пробах води (питна, річкова, озерна, стічна), порівнювати отримані дані з ГДК, давати оцінку придатності води для водокористування.
Теоретична частина
Нітроген є основним компонентом живих організмів. У природі, зокрема й у водоймах, постійно відбувається колообіг сполук нітрогену за участю численних процесів, як у живій природі, так і в неживій. Внаслідок розкладання білків у водоймах утворюється аміак, який із часом окиснюється до нітритів і нітратів.
Найбільшими забруднювачами природних вод аміаком є тваринницькі ферми, нітратами - поверхневі води з полів та стічні води хімічних виробництв. Вони спричинюють бурхливий розвиток синьозелених водоростей і порушення функціонування водних екосистем.
Наявність тих чи інших сполук нітрогену дає змогу встановити час надходження забруднених аміачними сполуками стічних вод (рис. 3):
наявність аміаку і відсутність нітритів і нітратів - забруднення відбулося недавно;
одночасна наявність і відновлених, і окиснених сполук нітрогену - з часу скидання стічних вод пройшов певний час;
високий вміст нітритів і особливо нітратів за відсутності сполук амонію - забруднення давнє - аміак встиг окиснитися:
2NH3 + 3О2 = 2HNO2 + 2Н2О;
2HNO2 + О2 = 2HNO3.
Вміст нітратів у питній воді не має перевищувати 45 мг/л; нітритів - 3,3 мг/л.
Нітроген, мг/л

Рис. 3. Форми сполук нітрогену у стічних водах в анаеробних умовах:
Час
1 - аміак; 2 - органічний нітроген; 3- нітрат-йони; 4 – нітрит-йони.
Визначення аміаку
Метод базується на утворенні комплексної сполуки йодиду оксимеркуратамонію червоно-коричневого кольору під час взаємодії йона амонію чи аміаку з реактивом Несслера:
NH3 + 2K2[HgI4] + 3КОН = [O NH2] + 7КІ + 2Н2О
Чутливість методу визначення аміаку дорівнює 0,05 мг/л, що значно нижче від ГДК. Без розбавляння можна визначити не більш як 4 мг/л NH4+ в 1 л води.
Твердість усувають додаванням сегнетової солі або комплексону ІІІ; ферум, сульфіди та каламутність води - за допомогою солі цинку (до 100 мл проби додають 1 мл розчину сульфату цинку (100 г ZnSО4·7Н2О в 1 л бідистильованої води), суміш перемішують і 25%-м розчином гідроксиду натрію чи калію доводять рН до 10,5 (контроль рН-метром); після утворення осаду його відділяють фільтруванням крізь скляний фільтр або центрифугуванням; при цьому збільшується об'єм розчину, який необхідно врахувати під час розрахунків).
Хід роботи
У мірну колбу місткістю 50 мл вносять об'єм досліджуваного розчину, який містить 5-40 мкг амонійного нітрогену.
Приливають 0,5 мл сегнетової солі і додають 1 мл реактиву Несслера, доводять об'єм дистильованою водою до риски і перемішують.
Через 3 хв вимірюють оптичну густину розчину на ФЕК з синім світлофільтром (λ = 400 нм) в кюветі з товщиною поглинального шару 10 мм. Масу йонів амонію в пробі визначають за градуювальним графіком.
Побудова градуювальної кривої. У мірні колби місткістю 50 мл вміщують 0,5: 1,0: 2,0; 3,0 і 4,0 мл робочого стандартного розчину, додають по 30-40 мл дистильованої води, по 1 мл реактиву Несслера і потім виконують аналіз так як описано вище.
Масову концентрацію амонійного азоту ρ(NH4+ ) обчислюють за формулою:
, мг/л;
Молярну концентрацію еквіваленту амонійного азоту С(1/zNH4+) обчислюють за формулою:
, ммол-екв./л
де С - маса амонійного нітрогену в пробі, визначена за графіком, мг;
V- об'єм аналізованого розчину використаного дня аналізу, мл;
50 - об'єм мірної колби, мл;
18,04 – еквівалент NH4+ .
Визначення нітратів
У сульфатному середовищі нітрат-іони утворюють з саліцилатом натрію суміш 3- та 5-нітросаліцилових кислот, солі яких у лужному середовищі мають жовте забарвлення. Чутливість фотометричного визначення за цією реакцією становить 0,1 мг/л NO3-.
Хід роботи
До 10 мл або іншого об'єму проби води, яка містить не більш як 0,2 мг NO3-, додають 1 мл свіжоприготованого 0,5%-го розчину саліцилату натрію і випарюють досуха у фарфоровій чашці на водяній бані.
Після охолодження до сухого залишку додають 1 мл концентрованої сульфатної кислоти і залишають стояти 10 хв. (якщо утворюється забарвлений розчин, цей метод непридатний).
Вміст чашки розбавляють дистильованою водою, кількісно переносять у мірну колбу на 50 мл і додають 7 мл розчину NaOH.
Після охолодження доводять об'єм розчину дистильованою водою до позначки, перемішують.
Вимірюють оптичну густину розчину при довжині хвилі 400 нм у кюветі з такою товщиною шару 10 мм. Розчин порівняння - дистильована вода.
Від визначених значень оптичної густини віднімають оптичну густину контрольної проби, приготовленої таким самим способом з дистильованою водою.
За градуювальним графіком визначають вміст нітрат-іонів.
Для побудови градуювального графіка готують стандартні розчини, які містять 0; 0,005; 0,01; 0,02; 0,05; 0,10 та 0,20 мг NO3-. Для цього відбирають 0; 0,5; 1,0...20,0 мл стандартного розчину нітрату калію з концентрацією 0,01 мг/л NO3- і доводять дистильованою водою або випарюють приблизно до 10 мл. Далі діють, як зазначено вище, і будують градуювальний графік у координатах ''оптична густина - кількість NO3-, мг."
Масову концентрацію нітрат-іонів ρ(NO3-) або молярну концентрацію еквіваленту С(1/zNO3-) обчислюють за формулами:
, мг/л;
, ммоль-екв./л
де С - кількість нітрат-іонів, визначена за градуювальним графіком, мг;
V - об'єм проби води, мл;
50 - об'єм мірної колби, мл;
62,0 - молярна маса еквівалента NO3-.
Визначення фосфатів у природних водах
Фосфор належить до найважливіших біогенних елементів. Рослини і тварини споживають його сполуки, а при загибелі фосфоровмісні речовини знову надходять у довкілля. Підвищений вміст у водоймах нітрогену і фосфору спричинює їх евтрофікацію.
Сполуки фосфору потрапляють у водойми з поверхневими водами, які змивають їх з полів, де вони вносяться як добриво; зі стічними водами виробництв фосфатної кислоти, фосфатів, суперфосфату; з побутовими водами та відходами в складі мийних засобів. Починаючи з 70-х років одним з головних джерел фосфорного забруднення водойм сталі миючи засоби (пральні порошки). Більшість із них містять сполуки фосфору, які дуже повільно розкладаються в навколишньому середовищі і, накопичуючись у водоймах, спричиняють бурхливий ріст водоростей та інші негативні явища.
Фотометричний метод визначення фосфатів. При взаємодії фосфат-іона з молібдатом у кислому середовищі утворюється гетерополікислота жовтого кольору, яка при дії відновника перетворюється на молібденову синь. Усі види фосфору визначають безпосередньо після відбору проб. Біохімічні процеси в пробі можна зупинити додаванням 2-4 мл хлороформу на 1 л води; консервування проби підкисленням неприпустиме.
Усунення впливу домішок. Сильнокислі й сильнолужні проби заздалегідь нейтралізують; сульфіди і гідрогенсульфур усувають додаванням кількох міліграмів перманганату калію на 100 мл проби, струшують 1-2 хв (розчин має залишатися рожевим); потім додають реактиви у зворотному порядку: аскорбінову кислоту, фосфат, а потім молібдат амонію; вплив нітратів усувають додаванням сульфанілової кислоти, сполуки феруму зв'язують у комплекси додаванням еквівалентної кількості трилону Б.
Хід роботи
До 50 мл проби, профільтрованої в день відбору, додають 2 мл змішаного розчину, через кілька хвилин - 0,5 мл аскорбінової кислоти, перемішують.
Якщо в аналізованому розчині є поліфосфати чи органічні сполуки фосфору, то вимірюють оптичну густину розчину протягом 5-15 хв. Якщо сполук, що легко гідролізуються, немає, проміжок часу може бути збільшений до 60 хв.
Розчин порівняння - усі реактиви без фосфату калію.
Якщо проба забарвлена або каламутна, потрібно відняти значення оптичної густини розчину, добутого після додавання молібдату амонію, однак перед внесенням аскорбінової кислоти.
Вміст фосфат-йонів визначають за градуювальним графіком, який будують на основі таких розчинів: 0; 1,0; 2.5; 5,0 ... 50 мл робочого стандартного розчину КН2РО4, розводять до 50 мл дистильованою водою і далі продовжують, як зазначено в ході аналізу.
Масову концентрацію нітритів ρ(РO43-) або молярну концентрацію еквіваленту С(1/zРO43-) обчислюють за формулами:
, мг/л;
, ммоль-екв./л
де С- кількість РO43-, визначена за графіком, мг;
V - об'єм проби, мл;
50 - об'єм мірної колби, мл;
31,66– молярна маса еквівалента фосфат-йонів.
Контрольні питання до самопідготовки
Чому сільське господарство є забруднювачем природних вод солями амонію ?
2. Які сполуки нітрогену існують у природі і як здійснюється їх кругообіг?
3. Назвіть джерела надходження нітратів у природні водойми.
4. Чому внесення добрив слід проводити в певні терміни і в певних дозах?
5. Про що свідчить одночасна наявність у водоймах сполук амонію, нітритів та нітратів?
6. Назвіть природні й антропогенні джерела надходження сполук фосфору у поверхневі водойми.
7. Що таке евтрофікація водойм?
8. Які фосфорні добрива ви знаєте?
9. Як кислотні дощі впливають на доступність фосфатів для живлення рослин?
10. Як впливає нестача фосфору на ріст рослин?
11. Окиснення амонію до нітритів і нітратів відбувається:
а) в аеробних умовах;
б) в анаеробних умовах;
в) в будь-яких умовах.
Лабораторна робота № 8
Тема: Вміст органічних речовин у водному середовищі та їх значення. Визначення перманганатної окиснюваності води
Мета роботи: набути навичок визначення перманганатної окиснюваності води (методом Кубеля, метод Шульце-Паппи).
Знати: кругообіг органічних речовин у водоймах, умови утворення органічної речовини, суть методу визначення перманганатної окиснюваності води за методом Кубеля та Шульце-Паппи.
Вміти: визначати перманганатну окиснюваність різних проб, порівнювати її з нормативними показниками, титрувати розчин.
Теоретична частина
Органічна речовина утворюється в природі внаслідок двох процесів-фото-і хемосинтезу. В ході фотосинтезу енергія світла, поглинаючись фотоактивними пігментами, використовується для утворення органічної речовини клітини із вуглекислоти. В процесі хемосинтезу органічна речовина утворюється також із вуглекислоти, але на відміну від фотосинтезу цей процес проходить не за рахунок енергії світла, а за рахунок енергії, що звільняється при окисленні неорганічних сполук. Масштаб хемосинтезу значно менший в порівнянні з масштабом фотосинтетичного процесу. Проте в деяких випадках у водоймі можуть скластися умови, при яких через неможливість нормального розвитку фотосинтезуючих організмів, наприклад, низьких значень рН, високої концентрації сірководню та інш., утворення органічної речовини відбувається в основному за рахунок хемосинтезу.
Серед компонентів природних вод важливу роль відіграють органічні сполуки. Органічна речовина у водоймі присутня у формі живих і мертвих організмів, істинно розчинених і агрегованих речовин. Для оцінки санітарного благополуччя водойми найбільш важливе значення має істинно розчинна органічна речовина.
Як правило, вміст органічних сполук у воді оцінюють сумарно шляхом визначення окиснюваності. Величина окиснюваності води характеризує вміст у ній сполук, які здатні окислюватись.
Окиснюваність води характеризується кількістю міліграмів кисню, потрібного для окиснення органічних речовин, що містяться у воді об’ємом 1 дм3. Найменшою величиною окиснюваності (до 2 мг/дм3 О2) характеризуються артезіанськи води. Окиснюваність річкової води коливається в межах 1-10 мг/дм3. Підвищена окиснюваність води може свідчити про забруднення її стічними водами. Отже, окиснюваність води є оцінкою її якості, як показника забруднення органічними і неорганічними сполуками; чим вища окиснюваність води, тим гірше її якість.
Окиснення здійснюють у м’яких умовах перманганатом калію в кислому середовищі (окиснюються лише легкоокиснювані органічні і деякі неорганічні сполуки).
Метод заснований на тому, що органічні речовини, які є в досліджуваній воді, окиснюються 0,01 н розчином калій перманганату в кислому середовищі при кип'ятінні:
3KМnO4 + 3H2SO4 = 2MnO4+ + K2SO4 +3H2O + 5O2
Середній ступінь окиснення органічних речовин природних вод за перманганатним методом складає в кислому і лужному середовищі 40 %, в нейтральному – 20 % від повного окислювання.
Без розведення проби можна визначити окиснюваність до 10мг О2 в 1 л. Максимально допустиме розведення проб – десятикратне, що дає можливість використовувати метод тільки для проб, окиснюваність яких нижче 100 мг кисню в 1 л.
Аналіз виконують на протязі 2 годин після відбору проби води, або фіксують (1 мл 15% H2SO4 на 250 мл води).
Хід роботи
В конічну колбу на 250 мл відбирають 10 -100 мл досліджуваної води. Паралельно готують холостий дослід із 100 мл дистильованої води, обробляючи її аналогічно дослідним зразкам.
В колбу приливають 5 мл розбавленої кислоти (25% розчин H2SO4 ) і 10 мл 0,01 Н розчину КМnО4,. Помістить в колбу 3-5 капілярів і накрити скляною лійкою.
Колбу ставлять на піщану баню, доводять до кипіння дослідні зразки і кип`ятять точно 10 хвилин з моменту появи перших бульбашок, накривши колбу лійкою, яка служить холодильником. Час кипіння фіксують точно, тому що він може вплинути на результати досліджень.
До гарячого розчину доливають 10 мл 0,01 Н розчину щавлевої кислоти і добре перемішують. Розчин знебарвлюється.
Гарячий розчин титрують 0,01 Н розчином KМnO4 до світло-рожевого забарвлення. Температура при титрування не повинна падати нижче 800С.
Таким чином, розчин KМnO4 додають до досліджуваної води два рази: на початку і вкінці досліду.Якщо розчин при кип`ятінні знебарвлюється або буріє, то визначення необхідно повторити, зробивши 10-кратне розбавлення проби води. При титруванні розбавлених проб KMnO4 повинно піти менше 40% від прилитої кількості.
Обробка результатів
Розраховують окиснюваність за Кубелем (Х) в мг/л за формулою:
х=, (мг/л)

де: V1- об`єм 0,01 Н розчину KМnO4 витраченого на титрування холостої проби, мл;
V2 – об`єм 0,01 Н розчину KМnO4 витраченого на титрування проби, мл;
V(H2O) – об`єм досліджуваної проби води, мл;
8 – еквівалент кисню.
Визначення перманганатної окиснюваності води
в лужному середовищі (метод Шульце-Паппи)
Метод рекомендується для аналізу поверхневих вод із підвищеним вмістом сульфатів (>300 мг/л), нітритів, сульфідів та Fe2+. Окислення органічної речовини проводиться розчином KMnO4 в лужному середовищі при кип'ятінні:
4KMnO4 +4КОН + С = K2MnO4 + 2Н2О + СО2
Надлишок калій перманганату і калій мангана, що утворився, від титровують розчином щавлевої (оксалатної) кислоти в кислому середовищі, як і в методі Кубеля.
Хід роботи
1. В конічну колбу на 250 мл поміщають 3-5 капілярів і відміряють 100 мл досліджуваної води, 0,5 мл розчину NаОН з масовою часткою 33% та 10 мл розчину KMnO4 з молярною концентрацією еквіваленту 0,01 моль/л.
В колбу вставляють воронку і кип'ятять 10 хвилин. Якщо під час кип'ятіння з'являється буре забарвлення, визначення необхідно повторити, розбавляючи досліджувану воду бідистилятом. Загальний об'єм розведеної проби повинен складати 100 мл.
Після закінчення кип'ятіння прибавляють 5 мл сульфатної кислоти з масовою часткою 25% і піпеткою 10 мл розчину щавлевої кислоти з молярною концентрацією еквіваленту 0,01 моль/л.
Гарячий розчин відтитровують розчином калій перманганату з молярною концентрацією еквіваленту 0,01 моль/л до появи слабо-рожевого забарвлення, що не зникає протягом 1 хв. Температура розчину не повинна падати нижче ніж 80 ºС.
Паралельно проводять холосте визначення із 100 мл бідистилята.
Обчислення проводять за тією ж формулою, що і в методі Кубеля.
Контрольні питання до самопідготовки
Про що свідчить висока окиснюваність води?
Чому для визначення окиснюваності води використовують або перманганат калію, або дихромат калію?
Як впливає висока окиснюваність води (значна концентрація органічних речовин) на вміст кисню у водоймі?
Окиснюваність річкової води повинна бути в межах:
а) 30 - 40 мг/дм3;
б) 1 - 10 мг/дм3;
в) 0,1 - 0,5 мг/дм3.
Лабораторна робота № 9
Тема: Визначення кислотності води
Мета роботи: засвоїти потенціометричний метод визначення рН води за допомогою рН-метра.
Знати: чим обумовлена кислотність природних вод, оптимальні показники рН для водних об´єктів.
Вміти: вимірювати кислотність фізико-хімічним методом і за допомогою індикаторів.
Теоретична частина
рН води - один з найважливіших робочих показників якості води, який визначає характер хімічних і біологічних процесів, що відбуваються у воді. Залежно від величини рН може змінюватися швидкість протікання хімічних реакцій, ступінь корозійної агресивності води, токсичність забруднювальних речовин і т.ін.
Кислотність природних вод залежіть в основному від концентрації розчиненого вільного карбон діоксиду та вмісту гумінових та інших слабких органічних кислот. Але в результаті забруднення прісних вод кислотами, в першу чергу, сульфатною і нітратною, понижується рН води.
Кислотність середовища має велике значення для формування хімічного складу води, процесів їх очищення, забезпечення умов існування для рослинного й тваринного світу водойми. Зокрема, зниження рН сприяє підвищенню розчинності карбонатів, сульфідів, фосфатів важких металів, збільшенню їх міграції і доступності для засвоєння живими організмами, отруєнню. Підкислені дощові води, стікаючи по поверхні суші і просочуючись у нижні шари ґрунту, краще розчиняють карбонатні та інші породи, збільшуючи вміст йонів Кальцію, Магнію, Силіцію в підземних і річних водах.
У річкових водах рН звичайно знаходиться в межах 6,5-8,5 в атмосферних опадах - 4,6-6,1, у морських водах - 7,9-8,3. Ввідомо, що при малому рН вода має високу корозійну активність, а при великих рівнях (рН>11) вода набуває характерну милкість, неприємний запах, може викликати подразнення очей і шкіри. Саме тому для питної і господарсько-побутової води оптимальним вважається рівень рН у діапазоні від 6,5 до 8,5.
Найзручніше і найточніше визначають рН вод потенціометричним методом за допомогою рН-метра. Для приблизної характеристики кислотності середовища можна скористатися універсальним індикаторним папером і за кольоровою шкалою визначити рН. Ще один спосіб - використання різних кислотно-основних індикаторів, які змінюють своє забарвлення при різних значеннях рН.
Визначення рН води
Хід роботи
Перед початком експериментальних вимірювань необхідно провести калібрування шкали і електроду за двома стандартними буферними розчинами.
У склянку місткістю 50 мл відлити 30 – 40 мл досліджуваної води й занурити в нього електроди.
Спочатку вимірюють наближене значення рН, потім визначають достовірне значення рН.
Закінчивши вимірювання, електроди занурити в склянку з дистильованою водою, вимкнути прилад.
Визначення кислотності води
Кислотність - це концентрація у воді речовин, що взаємодіють із сильними основами. До них належать сильні кислоти, які у водному розчині повністю дисоціюють на йони (сульфатна, хлоридна, нітратна, хлорна), слабкі кислоти (ацетатна, сульфідна, сульфітна, карбонатна) та катіони слабких основ, які у воді гідролізують із виділенням протонів (NH4+, Fe3+, Аl3+, катіони органічних основ).
Хід роботи
Під час визначення кислотності титрування з різними індикаторами краще виконувати в окремих порціях аналізованої води.
Визначення загальної кислотності. До 50-100 мл аналізованої води додають 10 крапель розчину фенолфталеїну і титрують розчином NaOH на білому тлі до появи відповідно синього або рожевого забарвлення розчину, яке не зникає. Якщо у ролі індикатора застосовують фенолфталеїн (перехід забарвлення при рН = 8,2-10,0) відбувається нейтралізація всіх кислот, зокрема й слабких.
Визначення вмісту сильних кислот. До іншої проби аналізованої води (100-50 мл) додають 5-6 крапель метилового жовтого (або індикатора, що його замінює). Пробу титрують розчином NaOH до зміни забарвлення розчину (у разі метилового жовтого інтервал рН переходу забарвлення 2,9-4,0) - від червоного до жовтого.
Кислотність води X визначають за формулою:
Х = , ммоль·екв/л,
де А - об'єм розчину NaOH, витраченого на титрування, мл; V - об'єм води, взятої для аналізу, мл; К- поправковий коефіцієнт для розчину NaOH, з С = 0,1 моль/л.
Контрольні питання для самопідготовки
Чому йони Гідрогену (Н+) завжди присутні у природній воді?
Який вираз має йонний добуток води при 22оС?
Яка формула водневого показника?
Які є джерела постачання йонів Гідрогену у природній воді?
Яке значення рН характерно для: атмосферних опадів; рік і ставів; солоних ставів; підземних вод?
6. Яки методи існують для визначення кислотності у природних водах?
Багатоваріантні задачі до теми «Водневий показник»
Розрахувати рН, рОН. Водного розчину згідно вашого варіанту та вказати реакцію середовища.
Варіант [Н+] [ОН-] pH рОН Кисле, нейтральнее, лужне середовище
1 8,91•10-2 2 6,9•10-12 3 5,62•10-3 4 4,8 •10-8 5 3,09•10-4 6 5,8 •10-9 7 7,76•10-6 8 2,3•10-6 9 8,91•10-7 10 3,98•10-8 11 2,9•10-8 12 7,59•10-9 13 1,9•10-9 14 3,02•10-11 15 3,2•10-10 16 2,69•10-11 17 1, 25•10-7 18 4,47•10-12 19 1,47•10-1 20 4,7•10-2 Лабораторна робота № 10
Тема: Класифікація природних вод за хімічним складом і величиною мінералізації
Мета роботи: ознайомитися з прийомами, що наочно виявляють хімічні властивості і особливості складу води.
Знати: графічні способи відображення даних про хімічний склад води.
Вміти: користуватися різними методами й прийомами класифікації природної води за хімічним складом.
Теоретична частина
Визначення Натрія і Калія розрахунковим методом
Пряме визначення йонів лужних металів хімічними методами займає багато часу та вимагає дефіцитних реактивів. Якщо не можна провести полум'яфотометричне визначення, проводять спрощене визначення розрахунковим методм. Для цього необхідно визначити молярну концентрацію еквіваленту аніонів та катіонів досліджуваної води.
Під час розрахунку концентрації йонів Натрія і Калія необхідно враховувати вміст усіх йонів, концентрація яких перевищує 0,01 ммоль/л. Для цього дані хімічного аналізу заносять в таблицю 4.
Таблиця 4 . Хімічний аналіз води
Аніони Концентрація Катіони Концентрація
ммоль/л Мг/л ммоль/л мг/л
НСО3- Са2+ СО32- Mg2+ СІ- NН4+ SО42- Fe3+ ∑ ∑ Сумарну молярну концентрацію еквівалентів йонів Натрію і Калію в ммоль/л обчислюють за формулою:
∑С(К++Na+) = ∑С(аніонів) - ∑С(катіонів),
де ∑С(К++Na+) – сумарна молярна концентрація еквівалентів К++Na+, ммоль/л;
∑С(аніонів) – сума молярних концентрацій еквівалентів всіх визначених у воді аніонів, ммоль/л;
∑С(катіонів) - сума молярних концентрацій еквівалентів всіх визначених у воді катіонів, ммоль/л.
Масову концентрацію йонів Натрію і Калію в мг/л обчислюють за формулою:
ρ(К++Na+) = С(К++Na+) ·25,
де ρ(К++Na+) – масова концентрація йонів Натрію і Калію, мг/л;
∑С(К++Na+) – сумарна молярна концентрація еквівалентів К++Na+, ммоль/л;
25 – усереднена молярна маса еквівалентів йонів Натрію і Калію, г/моль.
Визначення загальної мінералізації води
Загальна мінералізація води визначається сумою йонів в мг/л або в г/л; солоних вод та розсолів в г/л або % (маса речовини в 1 кг розчину).
Дуже мала мінералізація (до 100 мг/л) погіршує якість води, а вода, що позбавлена солей, взагалі вважається шкідливою, тому що вона знижує осмотичний тиск всередині клітини.
Загальну мінералізацію можна визначити електрометричним (за допомогою солемірів) і оптичними (за допомогою інтерферометра) способами, але в силу своєї громіздкості та складності, широкого розповсюдження вони не отримали.
Найбільш розповсюдженим методом є математичний, заснований на знаходженні суми йонів, знайдених у результаті аналізу води (табл.4).
Загальну мінералізацію в мг/л обчислюють за формулою:
∑u = ∑к + ∑а,
де ∑u – загальна мінералізація, сума йонів, мг/л;
∑к – сума катіонів, мг/л;
∑а - сума аніонів, мг/л.
Таблиця 5. Градація природних вод за загальною мінералізацією
Вода Характеристика Загальна мінералізація, мг/л
Ультрапрісна Звичайно гідрокарбонатна 200
Прісна Звичайно гідрокарбонатна 200-500
З підвищеною мінералізацією Гідрокарбонатно-сульфатна 500-1000
Солонувата та солона Сульфатно-хлоридна 300-10000
З підвищеною солоністю Переважно хлоридна 10000-35000
Перехідна до розсолу (з морською солоністю) Хлоридна 35000-50000
Розсоли Хлориди 50000-400000
Графічне зображення даних про хімічний склад води
Серед багатьох графічних способів, які запропоновані для зображення складу природної води, найбільш розповсюджений графік Роджерса. За Роджерсом, аналіз води відображується у вигляді двох вертикальних або горизонтальних стовпчиків, на один із яких нанесений в масштабі %-ммоль аніонів, а на другий %-ммоль катіонів в послідовності, так званої реакційності: HCО3-, SO42-,Cl- та Ca2+, Mg2+, Na+.
Аніони Вміст Катіони Вміст
ммоль/л %-ммоль ммоль/л %-ммоль
HCО3- Ca2+ SO42- Mg2+ Cl- Na+ 100% 100%
Проектування величин %-ммоль катіонів на стовпчик аніонів вказує на наявність солей, розчинених у воді.
Ca2+ Mg2+ Na+
Сa(HCО3)2 Mg(HCО3)2 MgSO4 Na2SO4 NaCl
HCО3- SO42- Cl-
Рис. 4. Склад йонів природних вод за принципом комбінування йонів в гіпотетичні солі (графік Роджерса)
Класифікація вод за хімічним складом
Найбільш прийнятною для поверхневих вод є класифікація О.О. Альокіна, в основу якої покладено два принципа: переважаючих йонів і співвідношення між ними. Переважаючими вважаються йони з найбільшим відносним вмістом у відсотках із перерахуванням на кількість речовини еквівалента.
Усі природні води за переважаючим аніоном поділяються на три класи:
гідрокарбонатних вод (С);
сульфатних вод (S);
хлоридних вод (СІ).
Кожний клас поділяється за переважаючим катіоном на три групи: кальцієву, магнієву, натрієву. Кожна група, в свою чергу, поділяється на чотири типи вод, які визначаються співвідношенням між йонами в еквівалентах:
перший тип: HCO3- > Са2+ + Мg2+;
другий тип: HCO3- < Са2+ + Мg2+ < HCO3- + SO42-;
третій тип: HCO3- + SO42- < Са2+ + Мg2+ , або Cl- > Nа+;
четвертий тип: HCO3- = 0
Хід роботи
Визначити вміст йонів Натрія і Калія у воді розрахунковим методом.
За результатами досліджень визначити мінералізацію природної води. Зробити висновки щодо мінералізації природної води згідно табл. 5.
За допомогою графічного способу (графіка Роджерса) відобразити склад природної води.
Вивести формулу природної води за О.О. Альокіним.
Скласти формулу Курлова для вашого зразка води.
Контрольні питання до самопідготовки
Охарактеризуйте міграційну здатність йону Натрію.
Охарактеризуйте міграційну здатність йону Калію.
Які є джерела надходження калію й натрію у природні води?
Які показники концентрацій калію й натрію у природних водах?
Охарактеризуйте загальну мінералізацію води для прісних й солонуватих водойм.
Який існує розподіл природних вод за хімічним складом по Альокіну О.О.?
Прісні води мають мінералізацію:
а) до 1,0 г/дм3; б) 1,0 – 3,0 г/дм3;
в) 3,0 – 15,0 г/дм3; г) 15,0 – 35 г/дм3.
Вода сульфатного класу, магнієвої групи, третього типу позначається символом:
а) ; б) ; в) .
9. Символом позначається вода з такими характеристиками:
а) гідрокарбонатний клас, кальцієва група, перший тип;
б) сульфатний клас, натрієва група, третій тип;
в) хлорид ний клас, натрієва група, третій тип;
г) гідрокарбонатний клас, натрієва група, третій тип.
СПИСОК РЕКОМЕНДОВАНОЇ ЛІТЕРАТУРИ
Ивлев А.М. Биогеохимия. –М.: Высш. шк., 1986. – 126 с.
Алекин О.А. Основы гидрохимии. – Л .: Гидрометиздат, 1970. – 442 с.
Никаноров А.М. Гидрохимия. – Л.: Гидрометиздат, 1989. – 350 с.
Горєв Л.М., Пелешенко В.И. Методика гидрохимических исследований. К.: Вища шк..,1995. – 212 с.
Горєв Л.М., Пелешенко В.І., Хільчевський В.К. Гідрохімія України. – К.: Вища шк..,1995. – 307 с.
Пелешенко В.І., Хільчевський В.К. Загальна гідрохімія: Підручник. – К.: Либідь, 1997. – 384 с.
Коростелев П.П. Приготовление растворов для химико-аналитических работ. – М.: Химия, 1964. – 315 с.
Лурье Ю.Ю, Унифицированные методы анализа вод. – М.: Химия, 1973. – 448 с.
Лурье Ю.Ю., Рыбникова А.И. Химический анализ производственных вод. – М.: Химия, 1974. – 400 с.
Кульский Л.А., Накорчевская В.Ф. Химия воды. Физико-химические процессы обработки природных и сточных вод. -К.: Вища шк..,1983. – 334с.
Пелешенко В.І., Хільчевський В.К. Методи визначення хімічного складу природних вод. – К.: ВПЦ «Київ. Ун-т». 1993. – 97 с.
Посохов Е.В. Общая гидрогеохимия. – Л.: Недра, 1975. – 207 с.
Зміст
Вступ 3
Загальні рекомендації до виконання лабораторних робіт 4
Лабораторна робота № 1
Методи відбору проб води. Органолептична оцінка води. 5
Лабораторна робота № 2
Розчинений кисень як показник екологічного стану водойм. 16
Багатоваріантні задачі до теми «Газові закони» 20
Лабораторна робота № 3
Визначення лужності та вмісту гідракарбонат і карбонат йонів. 21
Лабораторна робота № 4
Визначення хлоридів (метод Мора) 25
Багатоваріантні задачі до теми «Добуток розчинності» 28
Лабораторна робота № 5
Визначення твердості води та йонів Кальцію та Магнію 29
Багатоваріантні задачі до теми «Твердість води» 34
Лабораторна робота № 6
Визначення сульфат-йонів у воді 35
Лабораторна робота № 7
Біогенні елементи. Визначення вмісту аміачного азоту, нітратів і фосфатів у воді 37
Лабораторна робота № 8
Вміст органолептичних речовин у водному середовищі та їх значення. Визначення перманганатної окиснюваності води. 44
Лабораторна робота № 9
Визначення кислотності води 48
Багатоваріантні задачі до теми «Водневий показник» 51
Лабораторна робота № 10
Класифікація природних вод за хімічним складомі величиною мінералізації 52
Список рекомендованої літературилітератури 57
Надруковано у редакційно-видавничому центрі “Колос”
Херсонського державного аграрного університету.
73000, Україна, м. Херсон,
вул. Р. Люксембург, 23

Приложенные файлы

  • docx 23654584
    Размер файла: 220 kB Загрузок: 0

Добавить комментарий