Міністерство освіти і науки України
Львівський національний університет імені Івана Франка
Хімічний факультет
Реферат
на тему:
«Методи аналізу хімічного складу мінеральних вод»
Підготувала
студент групи ХМХ-43
Горон Роман
Львів-2010
Зміст
Вступ
Хімічний склад природних вод є надзвичайно різноманітний.До природних вод належать поверхневі води суші, морські і океанічні, підземні, атмосферні опади. Різні типи вод містять різну концентрацію розчинених речовин. Сумарний вміст розчинених у воді солейназивається її мінералізацією. За вмістом у водах розрізняють макро- або головні (декілька %) і мікроелементи (10-3
% і менше). Життєво необхідні елементи, а також продукти життєдіяльності живих організмів утворюють біогенні елементи, вміст яких проміжний між макро- і мікроелементами.
Головні іони – HCO3
-
, CO3
2-
, SO4
2-
, Cl-
; Ca2+
, Mg2+
, Na+
, K+
.
Біогенні елементи – N (NH4
+
, NO2
-
, NO3
-
, нітроген органічних сполук), P (орто-, поліфосфати, фосфор органічних сполук), Si ортосилікати), Fe (сполуки Fe (ІІ,ІІІ), найчастіше гідрооксиди та фосфати).
Мікроелементи – біометали Mn, Cu, Zn, Co, Mo Ni, F, J та інші.
Розчинені гази – O2
, CO2
, H2
S, CH4
та інші.
Органічні речовини – білки, аміни, амінокислоти, карбонові та оксикарбонові кислоти, гумусові речовини (переважно фульвокислоти) складні ефіри, вуглеводи, карбонільні сполуки, спирти, а також пестициди, детергенти.
Показниками якості води є її фізичні та фізико-хімічні – питома вага, прозорість, кольоровість, каламутність, смак, запах, рН, редокспотенціал.
В даній роботі ми розглянемо методи аналізу мінеральної води, а саме визначення вмісту солей натрію, калію, кальцію полуменево-фотометричним методом, визначення НСО3
-
та СО3
2-
титриметричним методом та визначення у воді загального вмісту сполук феруму. Також виміряємо такий важливий фізико-хімічний показник кислотності води, як рН.
1. Визначення натрію, калію та кальцію у мінеральній воді
Полуменево-фотометричне визначення натрію, калію та кальцію у мінеральній воді можна виконувати методом добавок.
Обладнання. 1. Полуменевий фотометр;
1. мірні колби місткістю 100 мл;
2. хімічний стакан на 50 мл;
3. градуйовані піпетки на 5, 10 і 20 мл.
Реактиви. 1. Натрій хлорид, Т=0,1 мг/мл;
2. Калій хлорид, Т=0,1 мг/мл;
3. Кальцій карбонат, Т=0,1 мг/мл.
Методика визначення. У дві мірні колби поміщають по 5 мл досліджуваної мінеральної води. В одну з колб додають 10 мл стандартного розчину Натрій хлориду (Калій хлориду, Кальцій хлориду), в другу – 20 мл того ж стандартного розчину. В третю мірну колбу поміщають 5 мл досліджуваної мінеральної води, додають дистильовану воду до мітки і перемішують. Розчини почергово вливають в хімічний стакан і розпилюють в полум’ї горілки. За одержаними даними будують графік залежності показів приладу від концентрації натрію (калію, кальцію).
Вміст визначуваного іону в мінеральної воді Q обчислюють за рівнянням:
мкг/мл або мг/мл,
де С – концентрація солі, що була додана (Натрій, Калій чи Кальцій хлориди), мкг/мл;
а – покази мікроамперметра при фотометруванні проб розведеної мінеральної води без додавання хлоридів;
b – покази мікроамперметра при фотометруванні проб розведеного соку з додаванням хлоридів;
10 – кратність розведення мінеральної води.
Інший метод визначення концентрації калію( натрію, кальцію, натрію) у природній воді способом градуйованого графіка
Апаратура і матеріали;
1. ПолуменевиЙ фотометр.
2. Розчини солі калію з Тк
=1,0 та 0,1 мг/мл
Для визначення калію у розчині методом емісійної фотометрії полум'я користуються резонансним дублетом ліній 766,5 та 769,9км, якому відповідає потенціал збудження 1,62еВ. На випромінювання атомів калію впливає склад розчину і температура полум'я.
У приладах зі світлофільтрами сигнал від калію зростає, якщо є помірні концентрації натрію та кальцію, тому необхідно вносити поправку у сигнал на наявність цих елементів.
Вміст калію у природних водах коливається в межах 1-10 мг/л, тому розводити пробу у більшості випадків немає потреби.
ХІД ВИКОНАННЯ РОБОТИ
З розчину калію з Тк
0,1 мг/мл готують серію стандартних розчинів, концентрації яких 0,5; 1,0; 2,0; 3,0, 4,0; 5,0 мкг/мл. Для цього в мірні колби місткістю 100,0 мл вносять відповідно 0,5; 1,0; 2,0; 3,0; 4,0; 5,0 мл стандартного розчину калію, розводять до позначки дистильованою водою і добре перемішують.
Відбирають порцію прозорої досліджуваної води об'ємом 5-10 мл. У чіткому і стабільному конусі полум'я фотометрують розчини стандартної серії та досліджуваний, починаючи з розчину із найменшою концентрацією. Перед кожним вимірюванням регулюють "нуль" приладу, розпилюючи дистильовану воду. Вимірювання проводять неменше трьох разів і знаходять середні значення сигналу ī, мкА. Одержані дані записують у таблицю.
Обчислюють концентрацію калію у воді за рівнянням градуйованого графіка І,мкА = а + bС. Параметри графіка " а " та "b " обчислюють за рівняннями:
,
де n - кількість точок графіка.
Обчислення значення концентрації калію у нерозбавленій пробі води Сх
відповідає концентрації калію у вихідній пробі, мг/л. Якщо ж воду перед аналізом р - кратно розводили дистильованою водою, то концентрація калію у вихідній пробі дорівнюватиме рСх
,мг/л.
2. Визначення кислотності води
Вода, як і кислоти, солі та луги, частково дисоціює на іони:
Н2
О Н+
+ ОН
.
Ступінь дисоціації води дуже незначний. У хімічно чистій воді концентрація іонів водню дорівнює концентрації гідроксид-іона:
[H+
] = [OH
] = 107
моль/дм3
.
При 22С добуток концентрації цих іонів:
kw
= [H+
] [OH
] = 1014
.
Цей добуток, який має назву іонного добутку води, зберігає постійне значення і в присутності речовин, які утворюють під час дисоціації іони водню та гідроксид-іони: kw
= const. Це означає, що досить визначити концентрацію одного з іонів (Н+
або ОН
), щоб вирахувати кількість іншого. На практиці знаходять концентрацію іонів водню і позначають її з допомогою водневого показника рН, який являє собою від’ємний десятковий логарифм концентрації іонів водню:
рН = lg [H+
].
Величина рН характеризує стан водного середовища:
в нейтральному середовищі [H+
] = [OH
] = 107
моль/дм3
, тож рН = 7;
якщо [H+
] [OH
], рН 7 – середовище кисле;
якщо [H+
] [OH
], 7 рН 14 – середовище лужне.
Активна реакція води – один із найважливіших показників її якості, що визначає характер протікання хімічних і біохімічних процесів у природних водах та очисних спорудах. Від рН залежить розвиток та життєдіяльність водних організмів, форма існування у воді цілого ряду хімічних сполук, корозійна активність води відносно металів та бетону тощо. Водневий показник важливий при проведенні ряду процесів її обробки, наприклад, при коагулюванні, реагентному пом’якшенні, знезалізненні, виділенні сполук кремнію, марганцю тощо, при виконанні деяких видів хімічного аналізу.
Значення рН річкової води коливається в межах 6,5...8,5, болотної води – 5,5...6,0, океанської – 7,0...8,3.
рН води залежить від сезону: взимку для більшості річкових вод спадає (6,8...7,4), влітку піднімається (7,4...8,2).
ДержСанПіН України регламентує рН у межах 6,5...8,5.
Для визначення рН існує два головних методи: колориметричний та електрометричний.
Колориметричний
метод ґрунтується на використанні спеціальних одно- або двокольорових індикаторів, при додаванні яких до розчину останній набуває забарвлення. Ці індикатори (найчастіше – мета-нітрофеноли) являють собою слабкі кислоти, які забарвлені в дисоційованому стані, а в недисоційованому безбарвні. При цьому інтенсивність забарвлення пропорційна ступеню дисоціації індикатора, який залежить від рН розчину.
Точність колориметричних методів обмежена і ними користуються в разі відсутності можливості використання приладів (в польових умовах).
При визначенні користуються набором ампул-еталонів з відомими значеннями рН розчинів, в які введений відповідний індикатор. Визначення виконують підбором ампули-еталона з відомим рН, колір якого збігається з кольором досліджуваної проби води. Визначення кольорів проводять у компараторі.
Електрометричний
метод визначення рН ґрунтується на вимірюванні електрорушійної сили (ЕРС) електрохімічного ланцюжка, складеного з проби води, скляного електрода і електрода порівняння. Цим методом досягається стандартне відхилення при визначенні рН = 0,05 чи менше (ISO 10523).
Під час електрометричного визначення рН використовують лабораторний рН-метр зі скляним електродом вимірювання та хлорсрібним електр
Методика визначення рН розчину електрометричним методом
Вимірювання рН води необхідно проводити якнайскоріше після відбору проби, оскільки рН швидко змінюється через протікання різних хімічних, фізичних і біохімічних процесів у пробі.
Для вимірів застосовують лабораторний рН-метр.
Перед визначенням електроди ретельно промивають дистильованою водою та просушують паперовим фільтром.
Визначають температуру за показаннями термометра рН-метра і ручкою “Температура розчину” виставляють її значення. Опускають електроди в склянку з досліджуваною водою, натискають кнопку діапазону вимірювання “1 – 14” та за нижньою шкалою приладу визначають рН в першому наближенні (грубо). Натискають кнопку відповідного діапазону рН та знаходять його значення за однією з верхніх шкал з точністю до 0,05. Після закінчення визначення рН електроди занурюють в склянку з дистильованою водою.
3. Аналіз мінеральної води на вміст НСО3
-
та СО3
2-
титриметричним методом
Карбонатна лужність визначається вмістом у воді тільки аніонів вугільної кислоти, тобто іонів НСО3
-
і СО3
2-
, Вона відповідає кількості кислоти, витраченої на титрування проби води до рН-4,5. Карбонатну лужність виражають у ммоль-eкв НСОз
-
/дм3
або в мг НСО3
-
/дм3
.
рН-Потенціометричне визначення
Принцип методу. Іони C03
2-
та НСО3
-
переводять у молекули вугільної кислоти титруванням розчином сильної кислоти:
Відповідно до значення першої константи дисоціації вугільної кислоти, практично повністю (на 99 %) утворюється H2
CO3
при досягненні рН 4,4, що відповідає точці еквівалентності. Якщо досліджувана вода має рН > 8,3 (в разі добавляння фенолфталеїну з'являється рожеве забарвлення), то титрується сума іонів. Якщо ж вода має рН < 8,3, то цим методом визначається концентрація тільки іонів НСО3
-
.
Метод потенціометричного титрування придатний для аналізу безбарвних, забарвлених і каламутних вод лужністю від 0,5 мг НСО3
-
/дм3
і більше.
Методика визначення. Готують рН-метр до роботи, як описано в інструкції до приладу. Перед вимірюванням склянку для титрування, електроди, термометр та магнітні мішалки споліскують досліджуваною водою. Для аналізу беруть 100 см^ води. Якщо лужність досліджуваної води більша за 200 мг НСО3
-
/дм3
. то для аналізу беруть 10, 25 або 50 см^ води і доводять її об'єм до 1О0 см3
прокип'яченою бідистильованою водою, вільною від СО2 .
Пробу води титрують розчином соляної кислоти концентрацією 0,05 або 0,02 моль-екв./дм3
із мікробюретки за перемішування її магнітною мішалкою. Титрування закінчують, коли досягається значення рН 4.0 ± 0,05.
Лужність води обчислюють за рівняннями:
ммоль-екв НСО3
-
/дм3
мг НСО3
-
/дм3
де V1
— об'єм розчину соляної кислоти, витрачений на титрування, см3
; С — концентрація розчину соляної кислоти, витраченої на титрування, моль-екв/дм3
; V— об'єм проби води, см3
; 61.02 — молярна маса еквівалента гідрокарбонат-іонів.
Визначення зворотним титруванням
Принцип методу. Під дією надлишку сильної кислоти аніони СО3
2-
та
НСО3
-
повністю переходять у молекули СО2
(Н2
СО3
). Останні видаляють із розчину продуванням повітря, вільним від СО2
. Залишок сильної кислоти відтитровують стандартним розчином бури за наявності змішаного індикатору;
2НС1 + Na2
B4
O7
+ 5Н2
O = 4Н3
BO3
+ 2NаСІ.
За різницею еквівалентів добавленої сильної кислоти та витраченої на титрування бури обчислюють концентрацію іонних форм вугільної кислоти, виражену в моль-екв, НСО3
-
/дм3
Методика визначення. 100 см3
проби води наливають у колбу місткістю 250 см3
, добавляють 10 крапель змішаного індикатору і з бюретки таку кіль кість розчину соляної кислоти концентрацією 0,05 моль-екв/дм3
, щоб проба забарвилася в малиновий колір. Потім добавляють що 1 - 2 см3
розчину соляної кислоти і видаляють діоксид вуглецю продуванням крізь пробу води повітря, вільного від СО2.
Не припиняючи продування повітрям, пробу титрують розчином бури до появи стійкого зеленого забарвлення.
Лужність води обчислюють за рівняннями
ммоль-екв НСО3
-
/дм3
мг НСО3
-
/дм3
де V1
— об'єм розчину соляної кислоти, добавлений до проби води, см3
; С1
— концентрація розчину соляної кислоти, добавленої до проби води, моль-екв/дм3
; V2
— об'єм стандартного розчину бури, витрачений на титрування залишку соляної кислоти, см3
; С2
— концентрація стандартного розчину бури, витраченого на титрування залишку соляної кислоти, моль-екв/дм3
; V— об'єм проби води, см; 61,02 — молярна маса еквівалента гідрокарбонат-іонів.
4. Залізо у природних водах
мінеральна вода сіль кислотність
Залізо присутнє у природних водах у вигляді сполук Fe (II) i Fe (III).
У підземних водах зустрічаються здебільшого сполуки заліза (ІІ) (головним чином Fe(HCO3
)2
) стійкі у присутності розчиненої вугільної кислоти та за відсутності кисню.
Вміст заліза в підземних водах може досягати кількох десятків міліграмів на дециметр кубічний. З виходом підземних вод на поверхню, іони Fe2+
окислюються, здійснюється гідроліз солей заліза з утворенням гідроксиду заліза (ІІІ).
У поверхневих водах залізо знаходиться у вигляді органічних комплексних сполук, які забарвлюють воду у жовто-бурі відтінки, або у вигляді колоїдів та тонко дисперсних зависей Fe(OH)2
, Fe(OH)3
, FeS тощо, що зумовлюють каламутність води.
Головним джерелом сполук заліза в поверхневих водах є процеси хімічного вивітрювання гірських порід, їх механічне руйнування та розчинення.
У річкових водах та водах прісних озер вміст заліза, як правило, не перевищує 1 мг/дм3
, у забарвлених болотних водах концентрація заліза значно збільшується. Якщо вміст заліза перевищує 0,3 мг/дм3
, органолептичні властивості води погіршуються: з’являється неприємний залізистий або в’яжучий присмак, збільшується каламутність внаслідок утворення малорозчинного гідроксиду заліза (ІІІ).
Залізо – біологічно активний елемент, що суттєво впливає на інтенсивність розвитку фітопланктону та якісний склад мікрофлори у водоймі.
Підвищений вміст заліза у технічній воді неприпустимий для багатьох видів підприємств у зв’язку із погіршенням якості готової продукції та з можливістю розвинення в системах водопостачання залізобактерій. Розвиток залізобактерій стимулює процеси корозії, може призвести до закупорювання трубопроводів. Найбільша припустима концентрація заліза у питній воді, встановлена ДержСанПіН, 0,3 мг/дм3
.
Визначаючи вміст заліза у воді, використовують колориметричні методи аналізу із застосуванням ортофенантроліну, сульфосаліцилової кислоти, роданіду амонію або калію.
ІSО 6332 встановлює фотометричний метод визначення заліза у природних та стічних водах із застосуванням ортофенантроліну. Метод придатний для визначення заліза у концентраціях від 0,01 до 5 мг/дм3
. Більші концентрації заліза визначаються після відповідного розведення проби дистильованою водою. При визначенні загального заліза у пробу додають розчин солянокислого гідроксиламіну для відновлення заліза (ІІІ) у залізо (ІІ). Малий термін зберігання розчину ортофенантроліну є недоліком цього методу.
Визначення загального заліза з сульфосаліциловою кислотою ґрунтується на взаємодії іонів Fe2+
і Fe3+
з нею в лужному середовищі. В результаті реакції утворюються комплексні сполуки, забарвлені у жовтий колір.
Методика визначення заліза
В колбу місткістю vк
= 50 см3
наливають vпр
= 25 см3
досліджуваної води. Додають 5 см3
розчину сульфосаліцилової кислоти (10 %), 5 см3
розбавленого розчину аміаку. Доводять об’єм проби до мітки дистильованою водою, перемішують. Через 10 хв. вимірюють коефіцієнт світлопропускання розчину на фотоелектро-колориметрі КФК-2 (див. розд.1.1) при довжині світлової хвилі = 440 нм (фіолетовий), у кюветі з товщиною робочого шару рідини l = 30 мм.
Коефіцієнт пропускання визначають відносно дистильованої води, до якої додані такі ж самі реактиви, що й у колбу з досліджуваною водою. За калібрувальним графіком визначають концентрацію Сграф
, мг/дм3
.
Вміст заліза у досліджуваній воді визначають за формулою:
, мг/дм3
.
Використана література
1. Лабораторний практикум з аналітичної хімії. Оптичні методи аналізу. / Укл. В.К.Зінчук, Г.Д. Левицька – Львів: Видавничий центр ЛНУ ім. І.Франка, 2000.- 80с.
2. Набиванець Б.Й. та ін. Аналітична хімія природного середовища: Підручник./ Б.Й. Набиванець, В.В. Сухан, Л.В. Калабіна. – К: Либідь, 1986. – 304с.
3. Б.Й. Набиванець, В.І. Осадчий Н.М. Осадча, Ю.Б. Набиванець. Аналітична хімія поверхневих вод. К:– 2007.
4. Хімія води і мікробіологія: Методичні вказівки до лабораторних робіт. / Укл.: В.Ф. Накорчевська, Т.В. Аргатенко. – К.: КНУБА, 2003. – 40 с.