Химия воды и микробиология - Ухтинский государственный
реклама
МИНОБРНАУКИ РОССИИ Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение высшего профессионального образования «Ухтинский государственный технический университет» (УГТУ) Химия воды и микробиология Методические указания для выполнения лабораторных работ Ухта 2012 УДК [628.1+543.3](076,5) ББК 38.761.1 Л 22 Ланина, Т. Д. Химия воды и микробиология: метод. указания для выполнения лабораторных работ / Т. Д. Ланина, Е. С. Селиванова. – Ухта : УГТУ, 2012. – 47 с. Методические указания предназначены для выполнения лабораторных работ по химии воды и микробиологии для студентов по направлению «Строительство» специальности «Водоснабжение и водоотведение». Методические указания охватывают основные разделы по очистке природных и сточных вод. Содержание заданий соответствует рабочей программе. 15. Константинов, А. С. Общая гидробиология: учеб. для вузов / А. С. Константинов. – М. : Высш. школа, 1986. 16. Корш, Л. Е. Ускоренные методы санитарно-бактериологического исследования воды: учеб. для вузов / Л. Е. Корш, Т. З. Артемова. – М. : Медицина, 1978. 17. Синельников, В. Е. Механизм самоочищения водоемов: учеб. для вузов / В. Е. Синельников. – М. : Стройиздат, 1980. 18. Ласуков, Р. Ю. Обитатели водоемов: учеб. для вузов / Р. Ю. Ласуков. – М. : «Рольф», 1999. Методические указания рассмотрены и одобрены заседанием кафедры водоснабжения и водоотведения от 16.04.2012 г., пр. №8. Рецензент: В. И. Крупенский, заведующий кафедрой химии, профессор Ухтинского государственного технического университета, доктор химических наук. Редактор: Г. В. Николаева, доцент кафедры ВВ Ухтинского государственного технического университета. В контрольных заданиях учтены предложения рецензента и редактора. План 2012 г., позиция 175. Подписано в печать 29.06.2012 г. Компьютерный набор. Объем 47 с. Тираж 100 экз. Заказ №265. © Ухтинский государственный технический университет, 2012 169300, Республика Коми, г. Ухта, ул. Первомайская, д. 13. Типография УГТУ. 169300, Республика Коми, г. Ухта, ул. Октябрьская, д. 13. 47 Библиографический список 1. СанПиН 2.1.4.1074-01. Питьевая вода. Гигиенические требования к качеству воды централизованных систем питьевого водоснабжения. Контроль качества: – Введ. 2001-26-09. – М. : Минздрав России, 2001. – 57 с. 2. ГОСТ Р 52769-2007. Вода. Методы определения цветности. – Введ. 2009-01-01. – М. : Минздрав России, 2001. 3. ГОСТ Р 3351-74. Вода питьевая. Методы определения вкуса, запаха и мутности. – Введ. 1975-01-07. – М. : Издательство стандартов, 1975. 4. ГОСТ Р 52963-2008. Вода. Методы определения щелочности и массовой концентрации карбонатов и гидрокарбонатов. – Введ. 2008-29-08. – М. : Стандартинформ, 2009. 5. ГОСТ Р 52407-2005. Вода питьевая. Методы определения жесткости. – Введ. 2007-01-01. – М. : Стандартинформ, 2007. 6. ПНД Ф 14.1:2.159-2000. Методика выполнения измерений массовой концентрации сульфат-ионов в пробах природных и сточных вод турбидиметрическим методом. – Введ. 2005-20-01. – М. : ФГУ «ФЦАО», 2005. – 12 с. 7. ПНД Ф 14.1:2.96-97 Методика выполнения измерений массовой концентрации хлоридов в пробах природных и очищенных сточных вод аргентометрическим методом. – Введ. 1997-21-03. – М. : ООО НПП «АКВАТЕСТ», 2005. – 18 с. 8. ПНД Ф 14.1:2.50-96. Методика выполнения измерений массовой концентрации общего железа в природных и сточных водах фотометрическим методом с сульфосалициловой кислотой. – Введ. 1996-20-03. – М. : НТС ФГУ «ФЦАМ» , 2004. – 10 с. 9. Возная, Н. Ф. Химия воды и микробиология: учеб. пособие / Н. Ф. Возная. – М. : Высшая школа, 1979. 10. Голубовская, Э. К. Биологические основы очистки воды: учеб. пособие / Э. К. Голубовская. – М. : Высшая школа, 1978. 11. Таубе, П. Р. Химия воды и микробиология: учеб. пособие / П. Р. Таубе, А. Г. Баранова. – М. : Высшая школа, 1983. 12. Карюхина, Т. А. Химия воды и микробиология: учеб. пособие / Т. А. Карюхина, И. Н. Чурбанова. – М. : Стройиздат, 1983. 13. Глинка, Н. Л. Общая химия: учеб. пособие / Н. Л. Глинка; ред. В. А. Рабиновича. – 24-е изд. – Л. : Высш. шк., 1986. 14. Чурбанова, И. Н. Микробиология: учеб. для вузов / И. Н. Чурбанова. – М. : Высшая школа, 1987. 46 СОДЕРЖАНИЕ Введение .................................................................................................................. 4 Лабораторная работа №1 Микробиологический состав природных вод ...... 5 Лабораторная работа №2 Определение органолептических показателей воды................................................................................................... 12 Лабораторная работа №3 Определение концентрации карбонатов и гидрокарбонатов ........................................................................... 20 Лабораторная работа №4 Определение концентрации хлоридов аргентометрическим методом.............................................................................. 25 Лабораторная работа №5 Определение концентрации общей жесткости, кальция и магния .............................................................................. 29 Лабораторная работа №6 Определение концентрации общего железа в воде.......................................................................................................... 35 Лабораторная работа №7 Определение сульфатов турбидиметрическим методом................................................................................................................... 38 Лабораторная работа № 8 Определение перманганатной окисляемости природных вод .............................................................................. 41 Библиографический список.................................................................................. 46 3 Лабораторный практикум по химии воды и микробиологии 7. Введение Предлагаемый практикум по химии воды и микробиологии предназначен для студентов, обучающихся по направлению «Строительство» специальности «Водоснабжение и водоотведение». Он содержит описание методик исследования показателей качества природных, питьевых и сточных вод, перечень приборов и оборудования, необходимых для выполнения этих работ. С целью более полного восприятия студентами материала дисциплины описанию практических задач предшествуют краткие теоретические разделы, которые вводят обучающихся в круг изучаемых вопросов и помогают в подготовке к выполнению лабораторных работ и экзамену. Отличительной чертой предлагаемого практикума является стремление к развитию у студентов навыков самостоятельного научного поиска, углубленного изучения теоретического материала, сопоставления полученных результатов исследований с практикой. 8. 9. 4 Напишите уравнения реакций, происходящих при определении пермангантной окисляемости? Назовите, какому типу они относятся? Объясните, почему определение окисляемости ведут к кислой среде? Расставить коэффициенты и определить окислитель и восстановитель в уравнениях: МnО2+НСl → МnСl2+Сl+Н2О К2S+КМnO4+Н2SО → S+МnSО4+К2SО4+Н2О SnSО4+КМnO4+Н2SО4 → Sn(SО4)2+МnSО4+К2SО4+Н2О NаI+КМnO4+КОН → I2+К2МnО4+ NаОН 45 Обработка результатов Расчет величины перманганатной окисляемости выполняется в соответствии с законом эквивалентов: объемы двух растворов разных веществ реагируют между собой в количествах, обратно пропорциональных их нормальным концентрациям. VC H O N = KMnO VKMnO NC H O 2 2 4 4 4 2 2 4 Поэтому нормальность перманганата калия можно рассчитать по уравнению: VC H O N KMnO = ⋅ NC H O VKMnO 2 2 4 4 2 2 4 4 Перманганатная окисляемость воды рассчитывается по формуле: (V − V2 ) ⋅ N ⋅ 8 ⋅ 1000 ПО = 1 V3 , где V1 – общий объем 0,01 н раствора КМnО4, добавленного в пробу, мл; V2 – объем КМnO4, пошедший на титрование Н2С2О4; N – нормальность раствора КМпО4; 8 – миллиграмм-эквивалент кислорода; V3 – объем исследуемой воды, мл. Результаты определения окисляемости записать в таблицу: Объем исследуемой воды, V3 1. 2. 3. 4. 5. 6. Общий объем KMnO4, V1 Объем KMnO4 на нейтрализацию H2C2O4, V2 Микробиология изучает микроскопические организмы – микробы, их строение, жизнедеятельность и изменения, вызываемые ими в окружающей природе. Микробиология природных вод рассматривает микробное население водоемов и его роль в процессах самоочищения водоемов, роль микроорганизмов в процессах искусственной и естественной биологической очистки сточных вод, микробиологические методы анализа воды. Название микроорганизмы относится к различным микроскопическим представителям растительного и животного мира, в эту группу входят организмы с разной степенью сложности строения : ультрамикробы (не обладают клеточной структурой); бактерии (одноклеточные микроорганизмы); микроскопические растения и животные (многоклеточные структуры). Бактерии Это обширная группа одноклеточных микроорганизмов, относящихся к прокаритам. Характеризуется отсутствием окруженного оболочкой клеточного ядра. Вместе с тем генетический материал бактерии (ДНК) занимает в клетке вполне определенное место, называемое нуклеоидом. Организмы с таким строением клеток называются прокариотами («доядерными») и отличаются от всех остальных клеток – эукариот («истинно ядерных») отсутствием ядерной оболочки (рисунок 1). ПО, мг О2/л Вопросы Что называется окисляемостью? В каких единицах измеряется окисляемость? От каких факторов зависит окисляемость? Какие соединения влияют на окисляемость воды? Какие виды окисляемости различают? Напишите уравнения реакций, происходящих при определении перманганатной окисляемости? Назовите, к какому типу они относятся? 44 Лабораторная работа № 1 Микробиологический состав природных вод Формы и строение бактерий Бактерии имеют разнообразные формы клетки. Бактерии значительно мельче клеток растений и животных. Их толщина чаще 0,5-2,0 мкм, а длина – 1,0-8,0 мкм, что едва позволяет разглядеть при использовании стандартных световых микроскопов. На поверхности, соответствующей поставленной карандашом точке, уместится четверть миллиона средних по величине представителей этого царства. 5 Рисунок 1 – Строение бактерии По особенностям морфологии выделяют следующие группы бактерий: кокки (более или менее сферические), бациллы (палочки или цилиндры с закругленными концами), спириллы (жесткие спирали) и спирохеты (тонкие и гибкие волосовидные формы). 10 мин. с момента появления первого пузырька. Время кипячения установлено ГОСТом и должно соблюдаться точно, так как продолжительность нагрева воды с перманганатом калия сильно сказывается на его окисляющем действии. Часть прибавленного перманганата калия расходуется при кипячении на окисление органических примесей воды. Цвет раствора становится более светлым. Затем снимают колбу с электрической плитки, вносят в нее пипеткой 10 мл 0,01 н раствора щавелевой кислоты и хорошо перемешивают. Раствор обесцвечивается за счет того, что щавелевая кислота вступает в реакцию с избытком перманганата, оставшимся после окисления примесей воды. Обесцвеченный горячий раствор титруют 0,01 н раствором перманганата калия до появления светло-розовой окраски. Таким образом, перманганат калия прибавляют к исследуемой воде 2 раза (в начале опыта вводится 10 мл раствора и в конце опыта – при титровании). Это общее количество перманганата калия расходуется на окисление примесей воды и на окисление 10 мл раствора щавелевой кислоты (рисунок 9). Отдельным титрованием необходимо уточнить нормальность раствора перманганата калия. Для этого нагревают до кипения 100 мл дистиллированной воды, подкисленной 5 мл серной кислоты (1 : 3), снимают колбу с нагревательного прибора, добавляют 10 мл 0,01 н раствора щавелевой кислоты и титруют до светлорозовой окраски раствором перманганата калия. KMnO4 Осталось в растворе Оттитровали KMnO4 Осталось в растворе титрование Израсходовано на окисле KMnO4 H2C2O4 Появилась розовая окраска Раствор бесцветный, идет нейтрализация Рисунок 1 – Схема химического взаимодействия растворов KMnO4 с H2C2O4 в ходе опыта Рисунок 2 – Группы бактерий На рисунке 3 представлены основные подгруппы бактерий. 6 Необходимость такой проверки при каждом определении окисляемости объясняется тем, что 0,01 н раствор перманганата калия не стойкий и концентрация его изменяется во времени. 43 Сущность метода заключается в использовании перманганата калия в качестве сильного окислителя для разложения органических загрязнителей в исследуемой воде. Проба воды кипятится с заданным, заведомо избыточным, объемом KMnO4, после чего избыток KMnO4 нейтрализуется щавелевой кислотой. Реакция окисления примесей перманганатом калия (КМnО4) проводится в кислой среде по реакции: МnО4- + 8Н+ + 5е- → Мn2+ + 4Н2О В щелочной или нейтральной среде ион Мn7+ переходит в Мn4+, образуя окись марганца – бурый осадок: МnО4- + 2Н2О +3е- → МnО2↓ + 4ОНИзбыток перманганата калия реагирует с вводимой в раствор щавелевой кислотой (Н2С2О4): КМnО4 + Н2С2О4 + H2SO4 → MnSO4 + K2SO4 + СО2 ↑+ Н2О В ионной форме: МnО4- + 8Н+ + 5е → Мn2+ +4Н2О 2 С2О22- → 2CO2↑ + 2e5 2МnО4- + 16Н+ + 5С2О22- → 2Мn2+ + 8Н2О + 10CO2↑ В молекулярной форме: 2КМnО4 + 5Н2С2О4 + 3H2SO4 → 2MnSO4 + K2SO4 + 10СО2↑ + 8Н2О Цель работы Определить перманганатную окисляемость природной и сточной воды. Химическая посуда, приборы и реактивы: 1. Электрическая плита 2. Термостойкие конические колбы 250 мл 3. Пипетки 5, 10, 100 мл 4. Дистиллированная вода 5. Раствор перманганата калия КМnО4 0,01 н 6. Раствор щавелевой кислоты H2C2O4 0,01 н 7. Раствор серной кислоты H2SO4 (1 : 3) Ход работы 100 мл исследуемой жидкости (после 2-х часового отстаивания), отмеренные пипеткой, переносят в термостойкую коническую колбу емкостью 250 мл, добавляют 5 мл раствора серной кислоты (1:3), приливают, отмеренные пипеткой, 10 мл 0,01 н раствора перманганата калия, и, накрыв колбу часовым стеклом или воронкой, нагревают жидкость до кипения, кипятят в течение 42 Рисунок 3 – Подгруппы бактерий: 1 – кокк; 2 – диплококк; 3 – сардина; 4 – стрептококк; 5 – колония сферической формы; 6 – палочковидные бактерии (одиночная клетка и цепочка клеток); 7 – спириллы; 8 – вибрион; 9 – бактерии, имеющие форму замкнутого или незамкнутого кольца; 10 – бактерии, образующие выросты; 11 – бактерия червеобразной формы; 12 – бактериальная клетка в форме шестиугольной звезды; 13 – представитель актиномицетов; 14 – плодовое тело миксобактерии; 15 – нитчатая бактерия рода Caryophanon с латерально расположенными жгутиками; 16 – нитчатая цианобактерия; 17, 18 – бактерии с разными типами жгугикования; 19 – бактерия, образующая капсулу; 20 – нитчатые бактерии группы Sphaerotilus, заключенные в чехол, инкрустированный гидратом окиси железа; 21 – бактерия, образующая шипы; 22 – Gallionella sp., свободноживущие микоплазмы – клетки, имеющие бобовидную форму и которые на вогнутой стороне выделяют гидроокись железа в коллоидной форме 7 На рисунке 4 представлена микробная система, в составе которой видны: Oscillatoria, Spirulina, Microcoleus, Synechococcus, Phormidium и кокковые синезеленые водоросли. Такие экосистемы характерны для местообитаний с высоким содержанием органического вещества, как, например, на сооружениях очистки сточных вод. Рисунок 4 – Микробная система (полоска 6 мкм) Питание Бактерии бывают автотрофами и гетеротрофами. Автотрофы («сами себя питающие») не нуждаются в веществах, произведенных другими организмами. В качестве главного или единственного источника углерода они используют его диоксид (CO2). Включая CO2 и другие неорганические вещества, в частности аммиак (NH3), нитраты (NO–3) и различные соединения серы, в сложные химические реакции, они синтезируют все необходимые им биохимические продукты. Гетеротрофы («питающиеся другим») используют в качестве основного источника углерода (некоторым видам необходим доксид углерода CO2) органические (углеродсодержащие) вещества, синтезированные другими организмами, в частности сахара. Окисляясь, эти соединения поставляют энергию и молекулы, необходимые для роста и жизнедеятельности клеток. В этом смысле гетеротрофные бактерии, к которым относится подавляющее большинство прокариот, сходны с человеком. Главные источники энергии Если для образования (синтеза) клеточных компонентов используется в основном световая энергия (фотоны), то процесс называется фотосинтезом, а способные к нему виды – фототрофами. Фототрофные бактерии делятся на 8 Лабораторная работа №8 Определение перманганатной окисляемости воды Окисляемость воды – это условная величина, характеризующая загрязнение воды различными легко окисляющимися веществами, главным образом органического происхождения, а также легко окисляющимися некоторыми неорганическими примесями (Н2S, Fe2+, сульфитов, нитритов и др.). Для вычисления окисляемости, относящейся только к органическим примесям воды, вводят поправку на окисление неорганических легко окисляющихся веществ. Отдельно определяют содержание железа (Fe2+, сульфидов, нитритов). Затем, зная, что на окисление 1 мг Fe2+ расходуется 0,14 мг кислорода, 1 мг Н2S – 0,47 мг кислорода, а 1 мг NO2 – 0,35 мг кислорода, делают соответствующие пересчеты, вычитая из величины общей окисляемости количество кислорода, окисляющее неорганические примеси. Перманганатная окисляемость показывает, какое количество кислорода необходимо для окисления легко окисляемых органических и неорганических соединений, присутствующих в воде. При определении перманганатной окисляемости окислителем является перманганат калия КМnО4. Степень окисления перманганатом калия зависит от химической природы окисляемых веществ и может колебаться в широких пределах. При загрязнении вод промышленными стоками перманганатная окисляемость не отражает полного содержания органических загрязнений в воде. В этом случае определяют бихроматную окисляемость – содержание всех органических и неорганических веществ в воде, в том числе и трудно окисляемых. Бихроматная окисляемость называется также химическим потреблением кислорода (ХПК) и характеризует количество кислорода, необходимое для окисления всех видов загрязнений, присутствующих в исследуемой воде. Биохимическая окисляемость или биохимическое потребление кислорода (БПК) – это количество кислорода, расходуемое икроорганизмами при разложении органических веществ, находящихся в воде. Окисляемость выражается в миллиграммах кислорода, необходимого для окисления примесей, содержащихся в 1 л воды. В чистых родниковых и артезианских водах окисляемость обычно составляет 1,0-2,0 мг О2/л. Окисляемость речной воды колеблется в широких пределах. Для определения величины перманганатной окисляемости применяется титриметрический метод. 41 Х= (V1 + V2 − V3 ) ⋅ N ⋅ Э ⋅ 1000 , мг/л, V4 где N – нормальность раствора трилона Б; Э – миллиграмм – эквивалент иона SО42- (48); V4 – объем исследуемой воды. Результаты анализа записывают в виде таблицы: № опыта Объем раствора трилона Б, мл V2 V3 V1 Содержание сульфат-ионов мг/л мг-экв/л Контрольные вопросы и задания В составе каких соединений встречаются сульфаты в природных водах? Каким образом попадают сульфатные ионы в воду? Каким образом влияет повышенное содержание сульфат-ионов на качество воды? 4. Назовите требования ГОСТа 2874-73 по содержанию сульфатов в питьевой воде. 5. В чем заключается сущность комплексонометрического метода определения сульфатных ионов? 6. Назовите реактивы, применяемые при анализе воды, и объясните их назначение. 7. С какой целью кипятят анализируемый образец воды? 8. Объясните необходимость многоразового титрования образцов с трилоном Б. 9. Что называется нормальностью раствора? 10. Какую массу медного купороса СuSO4·5Н2О и воды надо взять для приготовления раствора сульфатов меди (II) массой 40г с массовой долей СuSO4 2%? 11. В воде массой 40 г с массовой долей FеSO4·7Н2О массой 3,5 г. Определить массовую долю сульфата железа (II) в полученном растворе. 12. Какой объем раствора серной кислоты плотностью 1,8 г/мл с массовой долей Н2SO4 88% надо взять для приготовления раствора кислоты объемом 300мл и плотностью 1,3 г/мл с массовой долей Н2SO4 40% 1. 2. 3. 40 фотогетеротрофов и фотоавтотрофов в зависимости от того, какие соединения – органические или неорганические – служат для них главным источником углерода. Фотоавтотрофные цианобактерии (сине-зеленые водоросли), как и зеленые растения, за счет световой энергии расщепляют молекулы воды (H2O). При этом выделяется свободный кислород и образуется водород, который, можно сказать, превращает диоксид углерода (CO2) в углеводы. У зеленых и пурпурных серных бактерий световая энергия используется для расщепления не воды, а других неорганических молекул, например сероводорода (H2S). В результате также образуется водород, восстанавливающий диоксид углерода, но кислород не выделяется. Такой фотосинтез называется аноксигенным. Если основной источник энергии в клетке – окисление химических веществ, бактерии называются хемогетеротрофами или хемоавтотрофами в зависимости от того, какие молекулы служат главным источником углерода – органические или неорганические. У первых органика дает как энергию, так и углерод. Хемоавтотрофы получают энергию при окислении неорганических веществ, например водорода: 2H4 + O2 → 2H2O, железа: Fe2+ - é → Fe3+ серы: 2S + 3O2 + 2H2O → 2SO4 2– + 4H+, углерода: СO2+ 4Н. → С + 2H2O Эти организмы называют также хемолитотрофами, подчеркивая тем самым, что они «питаются» горными породами. Дыхание Клеточное дыхание – процесс высвобождения химической энергии, запасенной в «пищевых» молекулах, для ее дальнейшего использования в жизненно необходимых реакциях. Дыхание может быть аэробным и анаэробным. Для аэробных бактерий необходим кислород. Он нужен для работы так называемой электронотранспортной системы: электроны переходят от одной молекулы к другой (при этом выделяется энергия) и в конечном итоге присоединяются к кислороду вместе с ионами водорода – образуется вода. Анаэробным организмам кислород не нужен, а для некоторых видов он даже ядовит. Высвобождающиеся в ходе дыхания электроны присоединяются к другим неорганическим акцепторам, например нитрату, сульфату или карбонату, или (при одной из форм такого дыхания – брожении) к определенной органической молекуле, в частности к глюкозе. 9 Простейшие Это группа микроскопических одноклеточных, но иногда объединенных в многоклеточные колонии организмов. Все простейшие – эукариоты, т.е. их генетический материал (ДНК), находится внутри окруженного оболочкой клеточного ядра, что отличает их от прокариотных бактерий, у которых оформленное ядро отсутствует. Основные группы Форма и строение клеток простейших весьма разнообразны; для некоторых групп характерны поверхностные чешуйки, раковины и даже сложно устроенные твердые скелеты. Однако по способу передвижения свободноживущих (не паразитических организмов) их можно разделить на три главные группы (рисунок 5): -жгутиковые, передвигающиеся с помощью немногих, но длинных нитевидных придатков (жгутиков); -ресничные (инфузории), использующие для этой цели обычно многочисленные, но короткие волосовидные структуры (реснички); -амебоидные (корненожки), «перетекающие» по твердому субстрату благодаря изменениям формы клетки. Рисунок 5 – Микрофауна: 1-4 – жгутиковые; 5-8 – голые амебы; 9-10 – раковинные амебы; 11-13 – инфузории; 14-16 – круглые черви; 17-18 – коловратки; 19-20 – тихоходки 10 Поскольку в исследуемой воде присутствуют ионы Са2+ и Mg2+, также взаимодействующие с трилоном Б, то необходимо ввести соответствующие поправки на эти ионы. Реактивы: 1. Соляная кислота 0,1 н раствор 2. Метиловый красный 3. Раствор хлористого бария 4. Раствор хлористого магния 5. Трилон Б 0,01 н раствор 6. Едкий натр 0,1 н раствор 7. Аммиачный буферный раствор 8. Эрихром черный Т (Эх4-Т) 9. Колбы конические 250 см3 10. Пипетки мерные 1 см3, 2 см3, 100 см3 11. Бюретка 25см3 12. Плитка электрическая Ход определения В коническую колбу емкостью 250 см3 вносят с помощью пипетки 50 см3 исследуемой воды, прибавляют 2-3 капли раствора индикатора метилового красного и подкисляют раствором соляной кислоты до розовой окраски индикатора. Затем полученный раствор кипятят в течение 3-5 мин., для удаления углекислоты. К кипящему раствору прибавляют пипеткой 1 мл раствора хлористого бария, содержащего ионы магния (10г ВаСl·2Н2О и 4г МgСl2·6Н2О в 1 л) и снова кипятят в течении 10-15 с. Присутствие в растворе ионов Mg2+ необходимо для более четкого определения конца титрования трилоном Б. Часть ионов Ва2+ расходуется на связывание ионов SО42- в сульфат бария, а часть остается. Через 10-15 мин. исследуемую воду нейтрализуют 0,1н раствором едкого натра, прибавляя его осторожно по каплям (до перехода красной окраски индикатора в желтую). Затем вводят 5мл аммиачного буферного раствора, несколько капель индикатора эрихрома черного Т и титруют 0,5 н раствором трилона Б (V3). В отдельной пробе определяют объем раствора трилона Б (V1), необходимый для титрования 1 мл раствора хлористого бария, содержащего ионы Mg2+. В другой отдельной колбе исследуемой воды в объеме 50 мл определяют объем раствора трилона Б(V2), необходимый для титрования ионов Са2+ и Mg2+. Содержание ионов SО42- вычисляют по формуле: 39 Лабораторная работа №7 Определение концентрации сульфатов в воде Сульфаты встречаются во всех природных водах, чаще всего в виде кальциевых, магниевых и натриевых солей (СаSО4, МgSО4, Nа2SО4). Содержание сульфатов в природных водах колеблется в широких пределах от единиц и десятков до тысяч мг/л. Сульфатные ионы попадают в воду, главным образом, при растворении осадочных пород, в состав которых входит гипс (СаSО4). Иногда ионы SО42образуются в воде в результате окисления сульфитов. Кроме того, содержание сульфатов в водоемах может быть повышенным вследствие сброса в них сточных вод с неорганическими и органическими соединениями серы. Содержание сульфатов частично определяет некарбонатную жесткость воды. Наличие сульфатов в определенных концентрациях является причиной коррозийной активности воды. Воды, содержащие большое количество сульфатов, оказывают разрушающее действие на бетонные конструкции. Повышенное содержание сульфатов обуславливает увеличение сухого остатка воды, что препятствует использование такой воды для питания котлов и для некоторых видов промышленных производств (гидрометаллургическая промышленность, переработка цветных металлов, производство синтетического каучука, капрона, конденсаторной бумаги). Повышенное содержание сульфатов приводит к ухудшению органолептических показателей качества воды. Содержание сульфатов в питьевой воде согласно [1] не должно превышать 500 мг/л. Существует несколько методов определения сульфатов в воде – весовой, йодометрический и комплексонометрический (трилонометрический), колометрический. В данной работе предлагается комплексонометрический метод анализа, который дает наиболее надежные результаты, особенно при анализе загрязненных сточных вод. Сущность комплексонометрического метода определения концентрации ионов SО42- состоит в том, что в исследуемую воду вводят ионы Ва2+ (раствор ВаCl2), которые связывают ионы SО42- в труднорастворимый сульфат бария, выпадающий в осадок: Ва2+ + SО42- = ВаSО4↓ Количество сульфат- ионов оценивают по разности расхода триллона Б на взаимодействие с ионами Ва2+ до осаждения ионов SО42- и после их осаждения. 38 Структурные и физиологические признаки Хотя тело простейших состоит из единственной клетки, это полноценные организмы, координировано осуществляющие все жизненно необходимые функции, включая питание, выделение продуктов распада и размножение. Большинство простейших – гетеротрофы, т. е. питаются готовыми органическими веществами, присутствующими в окружающей среде (подобно животным). Однако некоторые виды содержат пигмент хлорофилл и способны, используя солнечную энергию, образовывать органические вещества из неорганических (как растения), т.е. питаться автотрофно. Цель лабораторной работы: определить микробиологический состав природной воды. Приборы и оборудование: микроскоп, предметные стекла, чашки Петри, исследуемая вода (речная, болотная). Ход работы: отобранную, не позднее чем через 2 часа, воду в количестве 1-2 мл поместить в чашку Петри или на предметное стекло, которое затем поместить под микроскоп. Определить микробиологический состав, зарисовать микроорганизмы, записать названия. 1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. Вопросы Какие бактерии называются эукариотами и прокариотами? Назовите основные группы бактерий. Какая группа бактерий выделяет гидрооксид железа в коллоидной форме? Какие бактерии называют автотрофами и гетеротрофами? Назовите основные источники энергии бактерий. Какие бактерии называют анаэробными? Назовите основные группы простейших. 11 Лабораторная работа № 2 Определение органолептических показателей качества воды Вода в природе нигде не встречается в виде химически чистого вещества. Под физико-химическим составом природных вод понимают весь сложный комплекс растворенных газов, ионов, взвесей и коллоидов минерального и органического происхождения. Состав примесей, как в природной, так и в сточной воде имеет решающее значение для выбора способа ее очистки. Все примеси, присутствующие в воде можно разделить на взвешенные и растворенные, растворенные, в свою очередь, подразделяют на органические вещества, главные ионы, микроэлементы, биогенные вещества и растворенные газы. Каждый из перечисленных компонентов способен придавать воде те или иные свойства. Температура Температура природных вод зависит от их происхождения. Воды подземных источников отличаются большим постоянством температуры, причем с увеличением глубины залегания вод сезонные колебания температуры уменьшаются. Температура вод открытых водоемов (рек, прудов) претерпевает значительные изменения, связанные с нагревом и остыванием водоемов. Помимо сезонных изменений температура воды в отдельных местах открытых водоемов может меняться вследствие процессов гниения и поступления в водоемы сточных или подземных вод. Оптимальная температура воды для питьевых целей 7-11°С. Такая вода имеет наиболее приятных освежающий вкус. Содержание железа рассчитывают по формуле: C ⋅ 100 X= , V где Х – содержание железа, мг/дм3; С – концентрация железа, найденная по градуировочному графику, мг/дм3; 100 – объем, до которого была разбавлена проба, см3; V – объем воды, взятый для анализа, см3. Вопросы 1. Назовите формы существования железа в воде. В каких условиях в воде существует двухвалентное железо, в каких трехвалентное? 2. Перечислите реагентные способы обезжелезивания воды 3. Перечислите безреагентные способы очистки от железа. 4. Какова предельно допустимая концентрация железа в питьевой воде? 5. Какое влияние оказывает железо на здоровье человека? 6. Какое влияние оказывает железо на систему водоснабжения? 7. Назовите факторы, влияющие на форму нахождения железа в воде. 8. Как влияет повышенное содержание железа на качество воды? 9. Назовите наиболее распространенные методы определения железа. 10. На чем основаны эти методы? 11. Как построить калибровочный график? 12. Объясните роль каждого реагента, применяемого при определении железа. Запах и вкус Свойство воды вызывать у человека и животных специфическое раздражение слизистой оболочки носовых ходов определяется вкусом и (или) запахом. Запах воды характеризуется интенсивностью, которую измеряют в баллах. Запах воды вызывают летучие пахнущие вещества, поступающие в воду в результате процессов жизнедеятельности водных организмов, при биохимическом разложении органических веществ, при химическом взаимодействии содержащихся в воде компонентов, а также с промышленными, сельскохозяйственными и хозяйственно-бытовыми сточными водами. 12 37 чиной неприятного запаха и вкуса воды. Вода с повышенным содержанием железа имеет металлический привкус. Методы обезжелезивания в практике водоподготовки представлены двумя группами: реагентные и безреагентные. Обезжелезивание поверхностных вод осуществляют в основном реагентными методами, а для удаления железа из подземных вод наибольшее распространение получили безреагентные методы обработки. Принцип метода Фотометрический метод определения массовой концентрации общего железа основан на образовании сульфосалициловой кислотой с солями железа Fe2+ и Fe3+ окрашенных комплексных соединений, в слабощелочной среде образующих желтое окрашивание. Интенсивность окраски пропорциональна концентрации железа. Оборудование, материалы, реактивы: Фотоэлектроколориметр Кюветы с толщиной поглощающего слоя 10 или 50 мм Плитка электрическая Колбы мерные 100 см3 Колбы конические 250 см3 Пипетки мерные 1 см3, 2 см3, 100 см3 Концентрированная азотная кислота Раствор аммония хлористого, 10% Раствор кислоты сульфосалициловой, 20% Раствор аммиака, 1:1 Бумага индикаторная универсальная Ход определения К отобранному пипеткой объему 100 см3 добавляют 0,5 см3 концентрированной азотной кислоты и упаривают раствор до 1/3 объема. Полученный раствор фильтруют через фильтр "белая лента" в мерную колбу вместимостью 100 см3, приливают 2,0 см3 аммония хлористого, 2,0 см3 сульфосалициловой кислоты, 2,0 см3 аммиака, pH раствора должна составлять 7-8 (по индикаторной бумаге). Объем колбы доводят до метки дистиллированной водой, тщательно перемешивают и оставляют на 5 мин. до развития окраски. Оптическую плотность полученного раствора измеряют при длине волны λ = 425 нм в кювете с длиной поглощающего слоя 50 или 10 мм по отношению к холостому раствору, проведенному с дистиллированной водой через весь ход анализа. По градуировочному графику находят концентрацию железа общего. Наличие запахов и привкусов обусловлено присутствием растворенных в воде газов, минеральных солей, органических веществ, жизнедеятельностью микроорганизмов. Запах воды может иметь природное (болотный, гнилостный, землистый, сероводородный и др.) и искусственное (ароматический, хлорный, фенольный, хлорфенольный, нефтяной и др.) происхождение. Характер вкуса или привкуса определяют ощущением воспринимаемого вкуса или привкуса. Различают четыре основных вида вкуса: соленый, кислый, сладкий, горький. Все другие виды вкусовых ощущений называют привкусами. Как правило, с повышением температуры запахи и привкусы усиливаются. Вода, используемая для питья, не должна иметь при температуре 60 °С оценку более 2 баллов [1]. Запахи и привкусы определяют опытные лаборанты органолептически, поэтому данная оценка достаточно субъективна. Для количественной оценки запаха и вкуса используют 5-балльную шкалу (таблица 1). 36 13 Таблица 1 – Оценка интенсивности запаха и вкуса воды II Интенсивность запаха и вкуса никакого очень слабый слабый III заметный IV отчетливый V очень сильный Оценка интенсивности запаха и вкуса, баллы 0 I Характер проявления запаха и вкуса отсутствие не замечаемый потребителем, но обнаруживаемый специалистом обнаруживаемый потребителем, если обратить на это внимание легко обнаруживаемый, может быть причиной того, что вода неприятна для питья обращающий на себя внимание, может заставить воздержаться от питья настолько сильный, что делает воду непригодной для питья Прозрачность Прозрачность (или светопропускание) природных вод обусловлена их цветом и мутностью, т.е. содержанием в них различных окрашенных и взвешенных органических и минеральных веществ. Воду в зависимости от степени прозрачности условно подразделяют на прозрачную, слабо опалесцирующую, опалесцирующую, слегка мутную, мутную, сильно мутную. Мерой прозрачности служит высота столба воды, при которой можно наблюдать опускаемую в водоем белую пластину определенных размеров (диск Секки) или различать на белой бумаге шрифт определенного размера и типа (как правило, шрифт средней жирности высотой 3,5 мм, шрифт Снеллена). Результаты выражаются в сантиметрах с указанием способа измерения. Минимально допустимая прозрачность питьевой воды – не менее 30 см по шрифту Снеллена. Вода с прозрачностью от 20 до 30 см – слабо мутная, от 10 до 20 см – мутная, до 10 см – очень мутная. Ослабление интенсивности света с глубиной в мутной воде приводит к большему поглощению солнечной энергии вблизи поверхности. Появление более теплой воды у поверхности уменьшает перенос кислорода из воздуха в воду, снижает плотность воды, стабилизирует стратификацию. Уменьшение потока света также снижает эффективность фотосинтеза и биологическую продуктивность водоема. Определение прозрачности воды – обязательный компонент программ наблюдений за состоянием водных объектов. Увеличение количества грубодисперсных примесей и мутности характерно для загрязненных и эвтрофных водоемов. Цветность Цветность является важным физико – химическим показателем качества питьевой воды, от которой зависят ее органолептические свойства. Цветность воды обычно обусловлена присутствием окрашенного органического вещества (главным образом гуминовых и фульвовых кислот, связанных с гумусом почвы). На цветность воды сильно влияет присутствие железа и других металлов в виде естественных примесей или в качестве продуктов коррозии. Количество этих веществ зависит от геологических условий, водоносных горизонтов, характера почв, наличия болот и торфяников в бассейне реки и т.п. Цветность может быть обусловлена загрязнением источника водоснабжения промышленными стоками, что может служить первым признаком возникновения опасной ситуации. Цветностью называется условно принятая количественная характеристика для описания цвета природной и питьевой воды, имеющей незначительную естественную окраску. Цветность является косвенным показателем количества содержащихся в воде растворенных органических веществ. Измерение цветности природных вод необходимо для правильного выбора технологии водоподготовки. Различают "истинный цвет", обусловленный только растворенными веществами, и "кажущийся" цвет, вызванный присутствием в воде коллоидных и взвешенных частиц, соотношения между которыми в значительной мере определяются величиной pH. 14 Лабораторная работа №6 Определение концентрации железа в воде Железо присутствует в природных водах в формах, зависящих от величины рН и окислительно-восстановительного потенциала Е, в (рис. 8). Рисунок 8 – Диаграмма Пурбе для железа Так, железо может находиться в формах двух- и трехвалентных ионов, органических и неорганических коллоидов, гидроокиcей железа. В подземных водах при отсутствии кислорода железо встречается в форме двухвалентных ионов. Обычно содержание железа в природных водах не превышает нескольких десятков мг/л, а в шахтных водах достигает нескольких сотен мг/л и более. Длительное употребление человеком воды с повышенным содержанием железа может привести к заболеванию печени, а также к серьезным аллергенным заболеваниям. Поэтому, согласно [1] содержание железа в питьевой воде не должно превышать 0,3 мг/дм3. В воде, содержащей железо, неизбежно образовываются железобактерии – рассадник бактерий самого различного класса и уровня опасности для организма человека. По мере нарастания их количества, на поверхности оборудования образуются красно-коричневые наросты, которые забивают трубы и снижают расход воды. Разлагающаяся масса этих бактерий является при- 35 13. Вычислить неизвестные величины: а) [СаНСО3)2] = 10 мг-экв/л; б) [СаSО4] = 8 м моль/л; в) [МgНСО3)2] = 0,2 моль/л; г) [МgSО4] = 1,2 г/л; 14. Вычислить неизвестные величины: а) [Са2+] = 7 мг-экв/л; б) [Мg2+] = 12 мг/мл; [Са2+] = ? (в мг-ион/л и мг/л); [Са2+] = ? (в г-экв/л и г/л); [Мg2+] = ? (в мг-экв/л и мг/мл); [Мg2+] = ? (в г-ион/л и мг-экв/мл). [СаНСО3)2] = ? (в г-экв/л и г/л); [МgSО4] = ? (в моль/л и мг-экв/л). Цветность воды выражается в градусах цветности. Цветность природных вод колеблется от единиц до тысяч градусов. Предельно допустимая величина цветности в водах, используемых для питьевых целей, составляет 35 градусов по платиново-кобальтовой шкале и 20 градусов по хром-кобальтовой шкале [1]. Высокая цветность воды ухудшает ее органолептические свойства и оказывает отрицательное влияние на развитие водных растительных и животных организмов в результате резкого снижения концентрации растворенного кислорода в воде, который расходуется на окисление соединений железа и гумусовых веществ. Цветность воды определяют визуально (путем сравнения окраски испытуемой воды с водой известной цветности), а также колориметрическим методом [2]. Последний метод анализа основан на сравнении интенсивности двух световых потоков (с фиксированной длиной волны), прошедших через стандартный и исследуемый раствор. Если через сосуд, заполненный раствором, пропустить поток белого света с интенсивностью I0, то из сосуда выйдет поток с интенсивностью I, которая будет меньше первоначальной. Ослабление светового потока I0 связано с его отражением, рассеянием и поглощением света. За меру интенсивности окраски принимают оптическую плотность D, которая представляется как логарифм отношения интенсивности падающего света I0 к интенсивности света I, прошедшего через раствор. Оптическая плотность связана с концентрацией раствора c и толщиной его слоя l соотношением, которое носит название закона Бугера-Ламберта-Бера (рис. 6): I D = lg 0 = α ⋅ с ⋅ l , I где α – коэффициент поглощения света; с – концентрация вещества в растворе; l – толщина слоя раствора. Рисунок 6 – Иллюстрация закона Бугера-Ламберта-Бера 34 15 Мутность Мутность – показатель, характеризующий уменьшение прозрачности воды в связи с наличием неорганических и органических тонкодисперсных взвесей. Причиной мутности воды может быть наличие в ней песка, глины, неорганических соединений, а также органических примесей или живых существ, например фито- или зоопланктона. Также причиной может быть присутствие в воде окисленных кислородом воздуха соединений железа и марганца. Мутность воды повышается при дождях, паводках, таянии ледников, как правило, зимой уровень мутности в водоёмах наиболее низкий, весной и во время летних дождей наиболее высокий. Качественное определение мутности проводят описательно: слабая опалесценция, опалесценция, слабая, заметная и сильная муть. Мутность воды определяют фотометрически [3] (по ослаблению проходящего через пробу света). Результаты измерений выражают в мг/дм3 (при использовании основной стандартной суспензии каолина) или в ЕМ/дм3 (единицы мутности на дм3 при использовании основной стандартной суспензии формазина); 1,5 мг/дм3 каолина соответствует 2,6 ЕМ/дм3 формазина. В соответствии с гигиеническими требованиями к качеству питьевой воды мутность не должна превышать 1,5 мг/дм3 по каолину [1]. Цель работы: Определить мутность, цветность, температуру, вкус и запах исследуемой воды. Приборы и оборудование: фотоколориметр КФК-3-01, кюветы толщиной 5 см, водяная баня, колбы плоскодонные 250 см3 с притертыми пробками, часовое стекло, колбы мерные 100 см3, пипетки объемом 1, 2 и 5 см3, цилиндр с нижним краном, термометр. Ход работы 1. Определение температуры Температуру воды определяют в отобранной пробе или непосредственно в водоеме. Для измерения применяют лабораторный ртутный термометр с ценой деления 0,1°С. Термометр должен оставаться в воде не менее 5 мин. По истечении этого срока делают отсчет показания термометра, причем мениск ртути в термометре должен находиться на уровне глаз. 2. Определение запаха и вкуса В колбу вместимостью 250 см3 залить 100 см3 испытуемой воды с температурой 20°С. Колбу закрыть пробкой, содержимое колбы несколько раз пере- 16 6. 7. Можно ли отождествить карбонатную жесткость с устранимой жесткостью воды? Норма жесткости для питьевой воды? Задачи на жесткость воды На титрование 200мл воды пошло 0,1 н НСl. Чему равна жесткость воды? Чему равна жесткость воды, если на титрование 250мл образца ее израсходовано 10 мг-экв НСl? 3. Жесткость некоторого образца воды обуславливается только сульфатом магния. При обработке 100мл образца карбонатом натрия в осадок выпало 25,2 мг МgСО3. Чему равна жесткость воды? 4. Сколько потребуется 80%-ной технической соды для умягчения 100м3 воды, обладающей только некарбонатной жесткостью, равной 11мг-экв/л? 5. 10 л образца воды содержит 0,243 г бикарбоната кальция и 0,296 бикарбоната магния. Сколько мг-экв ионов Са2+ Мg2+ содержится в 1 л образца воды? Чему равна жесткость образца воды? 6. Рассчитать, сколько потребуется 37%-ной соляной кислоты, чтобы карбонатную жесткость, равную 9 мг-экв/л, десяти кубических метров воды перевести в некарбонатную. 7. 100 мл образца воды содержит 8,1 мг бикарбоната кальция, 2,92 мг бикарбоната магния, 5,44 сульфата кальция и 2,4 сульфата магния. Вычислить общую жесткость образца воды. 8. Растворимость гидроксида кальция в воде при обычной температуре равна 7,7г/л. Вычислить жесткость насыщенного раствора Са(ОН)2 в воде. 9. Чему равна жесткость: а) 0,1 н раствора МgSО4; б) 0,3%-ного раствора МgСl2; в) 0,2 М раствора СаСl2? 10. Для умягчения 100 л образца воды потребовалось 63,6 г Nа2SО4. Чему равна жесткость воды? 11. Растворимость СаSО4 воды при обычных условиях равна 8 м моль/л. Какова жесткость насыщенного раствора сульфата кальция? 12. Чему равна жесткость растворов указанных концентраций: а) [Мg2+] = 36 мг/л; б) [СаSО4] = 3 г/л; в) [МgSО4] = 1,2 мг-мл. 1. 2. 33 Ход работы 1. Определение общей жесткости В коническую колбу вместимостью 250 см3 пипеткой помещают пробу анализируемой воды объемом 100 см3, приливают 5 см3 аммиачно-буферного раствора и 0,05 г сухой смеси индикатора (эриохром черный Т). Далее титруют раствором Трилона-Б до изменения окраски в эквивалентной точке от вишневокрасной до синей (с зеленоватым оттенком). Общую жесткость воды вычисляют по формуле: Ж об = N ⋅ V1 ⋅ 1000 , мг экв/л, V N – нормальность раствора Трилона-Б; V1 – объем израсходованного на титрование Трилона-Б, мл; V – объем анализируемой пробы, мл. 2. Определение концентрации кальция В коническую колбу вместимостью 250 см3 отмеривают пипеткой 100 см3 объем исследуемой пробы, добавляют 2 см3 8 %-ного раствора гидроксида натрия, 0,2-0,3 г индикатора (мурексид) и титруют раствором трилона Б до перехода окраски из вишнево-красной в красно-фиолетовую. Концентрацию кальция вычисляют по формуле: где C Ca = где 1. 2. 3. 4. 5. N ⋅ V2 ⋅ 1000 , мг экв/л, V N – нормальность раствора Трилона-Б; V2 – объем израсходованного на титрование Трилона-Б, мл; V – объем анализируемой пробы, мл. 3. Определение концентрации магния Концентрацию магния вычисляют по формуле: С Mg = Ж об - CCa , мг экв/л. Контрольные вопросы и задания Какие соли обуславливают жесткость природной воды? Какие типы жесткости вы знаете? Какая жесткость называется карбонатной и некарбонатной? В каких единицах выражается жесткость воды? Какие способы существуют способы устранения жесткости воды? Составить уравнения реакций. Что такое общая жесткость? 32 мешивают вращательными движениями, после чего колбу открыть и определить характер и интенсивность запаха. Затем определить интенсивность запаха при 60°С. В колбу залить 100 см3 испытуемой воды. Горлышко колбы накрыть часовым стеклом и подогреть на водяной бане до 50-60°С. Содержимое колбы несколько раз перемешать вращательными движениями. Сдвигая стекло в сторону, быстро определить характер и интенсивность запаха. В обоих случаях оценить интенсивность запаха по пятибалльной шкале, значения записать в таблицу. Для определения вкуса и привкуса испытуемую воду набрать в рот малыми порциями, не проглатывая, задержать 3-5 с. Интенсивность вкуса и привкуса определить при 20°С, оценить по пятибалльной шкале вкуса и записать значение в таблицу. 3. Определение цветности Определение цветности начинается с подготовки оптических кювет. Наружные и внутренние поверхности кювет тщательно очищают этиловым спиртом и сушат на воздухе. Качество очистки оптических кювет контролируют следующим образом: две кюветы заполняют дистиллированной водой и измеряют значение оптической плотности или коэффициента пропускания одной кюветы относительно другой, при этом измерения по хром-кобальтовой шкале проводят при длине волны 380 нм. Значение относительной оптической плотности должно составлять (0,000 ± 0,002). При неудовлетворительных результатах контроля очистку кювет повторяют или заменяют кюветы. Пробу анализируемой воды фильтруют через мембранный фильтр. Подготовленную пробу помещают в кювету толщиной 5 см и измеряют оптическую плотность при длине волны 380 нм относительно дистиллированной воды (холостая проба). Цветность воды определяют по градуировочному графику. Если цветность анализируемой воды превышает 70 градусов, исходную пробу воды разбавляют дистиллированной водой. Цветность анализируемой пробы воды рассчитывают по формуле: y = yр·Кр, где yр – значение цветности разбавленной воды, град.; Кp – кратность разбавления. 17 D (оптическая плотность) D измененная 0 Ц, исследуемая Н2О Цветность, 4. Определение мутности В кювету с толщиной поглощающего света слоя 5 см вносят хорошо взболтанную испытуемую пробу и измеряют оптическую плотность при длине волны 530 нм. Если цветность исследуемой воды не превышает 10 градусов, то раствором сравнения служит дистиллированная вода. Если цветность воды превышает 10 градусов, то в качестве раствора сравнения служит испытуемая вода, из которой удалены взвешенные вещества фильтрованием через фильтр «синяя лента». Содержание мутности в мг/дм3 определяют по градуировочному графику. D (оптическая плотность) D измененная 0 С, исследуемая Н2О С, мг/л мутность Форма отчета № пробы Температура вода, °С Запах, балл Вкус, балл 1 … N 18 Мутность, мг/дм3 Цветность, град в конце зимы, наименьшие – в период паводка. Так, в Волге (г. Горький) максимальная жесткость воды бывает в марте (4,3 ммоль экв/л), минимальная – в мае (0,5 ммоль экв/л). В подземных водах жесткость воды практически постоянна и не изменяется в течение года. Повышенная жесткость воды способствует усиленному образованию накипи в паровых котлах, отопительных приборах и бытовой металлической посуде, что значительно снижает интенсивность теплообмена, приводит к большому перерасходу топлива и перегреву металлических поверхностей. Жесткость воды увеличивает расход мыла при стирке, поскольку часть его образует с катионами Са2+ нерастворимый осадок. Качество тканей, стираемых в жесткой воде, и тканей, при обработке которых она применяется, ухудшается вследствие осаждения на тканях кальциевых и магниевых солей высших жирных кислот мыла. В воде с высокой жесткостью плохо развариваются овощи и мясо, так как катионы Са2+ образуют с белками пищевых продуктов нерастворимые соединения. Большая магниевая жесткость придает воде горький привкус, поэтому содержание катионов Mg2+ в питьевой воде не должно превышать 100 мг/л. Общая жесткость питьевой воды во избежание ухудшения ее органолептических свойств должна быть не более 7 мг экв/л [1]. Для устранения или уменьшения жесткости воды применяют специальные методы. Например, из реагентных методов наиболее распространен известково – содовый, который позволяет устранить карбонатную и некарбонатную жесткость воды. С помощью ионообменных методов умягчают воду с преобладающей некарбонатной жесткостью воды (Na+-катионирование) или карбонатной (Н+-катионирование); комбинированием этих методов получают глубоко умягченную воду. Оборудование, материалы, реактивы: Бюретка 25 см3 Колбы конические 250 см3 Пипетки аликвотные 100 см3, 5 см3 Стаканы химические Раствор Трилона-Б 0,05 моль/дм3 Раствор гидроксида натрия 0,8% Раствор аммиачно-буферный (рН = 10) Сухая смесь индикатора (Эриохром черный Т) Сухая смесь индикатора (Мурексид) 31 В России жесткость воды выражают в ммоль экв/л (1 ммоль экв/л соответствует 20,04 мг/л катионов Са2+ или 12,16 мг/л катионов Mg2+ или 61 мг/л анионов НСО3-). Жесткость воды обычно определяют титрованием раствором трилона Б (дигидрата динатриевой соли этилендиаминтетрауксусной кислоты) в щелочной среде. При титровании с использованием комплексонометрических индикаторов находят: в присутствии эриохрома черного Т – общую жесткость воды (Жоб), в присутствии мурексида (пурпурат аммония) – кальциевую жесткость воды (ЖСа). Метод определения жесткости с применением Трилона Б называется комплексонометрическим. Комплексоны – органические соединения, производные полиаминокислот, которые образуют с катионами щелочноземельных металлов растворимые в воде комплексные соединения. В качестве индикатора при титровании с комплексонами используют химические соединения, которые также образуют комплексные соединения, но менее прочные и характерно окрашенные. В точке эквивалентности происходит резкое изменение окраски, т.к. сам индикатор и его комплексное соединение с определенным ионом окрашено различно. При определении кальциевой и общей жесткости происходят следующие реакции: Ca2++ Ind2-→ Ca Ind + Na2H2Edt2→ Na2[CaEdt2]+ H+ + Ind2- (pH=8-10) вишнево-красный бесцветный синий (морская волна) Магниевая жесткость воды определяется разностью между общей и кальциевой жесткостью: ЖMg = Жоб - ЖCa. Если концентрация катионов Са2+ и Mg2+ в воде была найдена другими методами, общую жесткость воды можно вычислить по формуле: Ж об = 1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8. 9. 10. Вопросы Какие физические показатели воды определяют ее качество? Назовите величину допустимого значения цветности и мутности для питьевой воды? Как оценивается вода по запаху и вкусу? Дайте определение закона Бугера-Ламберта-Бера. В чем сущность колориметрического анализа? Дайте определение показателей цветности и мутности для воды. Чем может быть обусловлено повышение мутности воды? В какие периоды года это наблюдается? Чем может быть обусловлено повышение цветности воды? Какими методами определяется цветность и мутность? Дайте определение прозрачности воды. [Ca ] + [Mg ] 2+ 20,04 2+ 12,16 Жесткость воды колеблется в широких пределах: от 0,1-0,2 ммоль экв/л в реках и озерах, расположенных в зонах тайги и тундры, до 80-100 ммоль экв/л и более в подземных водах, морях и океанах. Различают воду мягкую (общая жесткость до 2 ммоль экв/л), средней жесткости (2-10 ммоль экв/л) и жесткую (более 10 ммоль экв/л). В поверхностных водоисточниках, где преобладает, как правило, карбонатная жесткость (70-80% от общей), а магниевая жесткость обычно не превышает 30%, реже 60% от общей, наибольшие значения жесткости вода достигает 30 19 Лабораторная работа № 3 Определение содержания различных форм углекислоты в воде Лабораторная работа № 5 Определение общей жесткости воды, концентрации кальция и магния Угольная кислота и ее соли – постоянные компоненты природных вод. Содержание свободной угольной кислоты Н2СО3 зависит от концентрации растворенной двуокиси углерода. Так как в форме угольной кислоты находится лишь незначительная часть растворенного углекислого газа СО2 (около 1%), то содержание свободной углекислоты в воде характеризируется суммой: Н2СО3 +СО2. При этом в растворе определяют концентрацию углекислого газа СО2, а не кислоты. Угольная кислота диссоциирует в водном растворе на ионы: Н2СО3-→Н+ + СО3-; Н2СО3-→Н+ + СО32-. Константы диссоциации для I и II ступени диссоциации определяются: Жесткость воды – совокупность свойств воды, обусловленная наличием в ней преимущественно катионов Са2+ (кальциевая жесткость воды) и Mg2+ (магниевая жесткость воды). Один из возможных их источников – горные породы (известняки, доломиты), которые растворяются в результате контакта с природной водой. Различают общую, временную, постоянную, карбонатную и некарбонатную жесткость воды. Общей жесткостью называют суммарную концентрацию ионов щелочноземельных металлов, главным образом Са2+ и Mg2+ в воде, выраженную в мг-экв./л. Она складывается из карбонатной (временной, устраняется кипячением) и некарбонатной (постоянной) жесткости воды. Постоянной жесткостью называется часть общей жесткости, остающейся после кипячения воды при атмосферном давлении в течение определенного времени, и обусловлена присутствием в воде сульфатов, хлоридов, силикатов, нитратов и фосфатов щелочноземельных металлов. Временной жесткостью называется часть общей жесткости, удаляющаяся при кипячении воды при атмосферном давлении в течение определенного времени. Она равна разности между общей и постоянной жесткостью и вызвана присутствием в воде гидрокарбонатов Са и Mg (при кипячении они переходят в нерастворимые соли СаСО3 и Mg(OH)2 с выделением СО2). Карбонатной жесткостью называется часть общей жесткости, эквивалентная концентрации карбонатов и гидрокарбонатов кальция и магния. Разность между карбонатной и временной жесткостью называется остаточной жесткостью. Некарбонатная жесткость – это часть общей жесткости, равная разности между общей и карбонатной жесткостью. ⎡ Н + ⎤ Ч⎡СО32- ⎤ К2 = ⎣ ⎦ ⎣ - ⎦ . ⎡⎣ НСО3 ⎤⎦ Из уравнений следует, что концентрация свободной кислоты находится в прямой зависимости от концентрации водородных ионов, а концентрация карбонатных ионов – в обратной. При величине рН = 4,2 в природных водах содержится только свободная углекислота, с возрастанием рН в воде появляются ионы Н2СО3- концентрация их увеличивается и понижается концентрация угольной кислоты. При рН = 8,4 в воде присутствуют практически только гидрокарбонат - ионы (99,7%). При дальнейшем увеличении рН в воде наряду с ионами Н2СО3 появляются ионы СО32- концентрация которых при рН ≥ 10,5 становится преобладающей. Связанной считается углекислота в форме карбонатов. В форме гидрокарбонатов она состоит из связанной и полусвязанной кислоты (поровну), так как при кипячении половина гидрокарбонатов переходит в свободную углекислоту: 2НСО3- = СО3- + СО32- + Н2О Присутствие в воде различных форм углекислоты можно представить следующей схемой: ⎡⎣ Н + ⎤⎦ Ч⎡⎣ НСО3- ⎤⎦ , К1 = [ Н 2СО3 ] СО 2 0 СО 2 +НСО3- 4,2 - СО32 +НСО3- 8,4 10,5 СО32 - рН 14 Рисунок 7 – Условное соотношение жесткости и щелочности воды 20 29 1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8. 9. Задачи Определить концентрацию хлорид-иона в литре воды, если установлено, на 50мл ее идет 3,0 мл 0,005н раствора азотнокислого серебра. Определить количество иона Сl- в бассейне, содержащем 2500 м3, если найдено, что на 100мл ее пошло 4,7 мл 0,01 н раствора АgNО3. Сколько килограммов NаСl нужно затратить для того, чтобы извлечь из раствора ион серебра, содержащийся в количестве 0,1 мг/л в воде бассейна емкостью 1525 м3? В виде каких солей находятся хлориды в воде? Чем обусловлено содержание хлоридов в природных водах? Каким методом определяют содержание Сl-ионов? Определить массу осадка, который образуется при сливании раствора ВаСl2 (с = 5%) и раствора Nа2SО4 массой 10 г (с = 8%) и концентрацию хлорид-ионов в образовавшемся растворе. Вычислить объем раствора NаОН (с = 4%; ρ = 1,04 г/мл) который потребуется для полной нейтрализации соляной кислоты (с = 6%; ρ = 1,03 г/мл). Какое количество НСl нужно растворить в 100г воды, чтобы получить концентрацию Сl-ионов 10мг/л. Определение концентрации свободной угольной кислоты Объемное определение свободной углекислоты СО2 проводят методом нейтрализации. К исследуемой воде прибавляют раствор гидроокиси натрия NаОН, при этом растворенный углекислый газ CO2 вступает в реакцию со щелочью и переходит в гидрокарбонат: СО2+ NаОН↔ NаНСО3 Точка эквивалентности соответствует такому значению рН, при котором в воде находятся гидрокарбонаты (рН = 4,2). Индикатор, определяющий точку перехода – метиловый оранжевый (желто-оранжевая окраска при рН ≥ 4,2, розовая - при рН ≤ 3,3 ). Вследствие того, что окраска титруемого раствора изменяется постепенно, конец реакции определяют, сравнивая полученную окраску с интенсивностью окраски раствора – «свидетеля». В качестве «свидетеля» применяют раствор, приготовленный следующим образом. Вначале 2г СuCl2·6Н2О и СuSО4·5 Н2О растворяют в мерной колбе емкостью 200мл, прибавляют концентрированной НCl и доводят до метки дистиллированной водой. Затем, разбавляя 20мл приготовленного раствора до 200 мл исследуемой водой, получают для сравнения раствор – «свидетель». Чтобы не было потерь СО2, титруют в колбе, закрытой резиновой пробкой с отверстием, через которое и ведут титрование. Реактивы: 1. 0,1н NаОН 2. Метиловый оранжевый (0,1%) Ход работы В коническую колбу на 250мл осторожно отмерить пипеткой с сифоном 100мл исследуемой воды. Внести 2-3 капли метилового оранжевого, закрыть пробкой и перемешать. Через отверстие в пробке опустить в колбу кончик бюретки с рабочим 0,1 н раствором NаОН и титровать пробу до исчезновения розового оттенка, (сравнить с окраской «свидетель»). Расчет Э ⋅ V1 ⋅ N ⋅ 1000 , ХСО2 = V2 где ХСО2 – содержание свободной двуокиси углерода, мг/л; Э – эквивалент СО2 в данной реакции (44); V1 – объем рабочего раствора NаОН, пошедший на титрование пробы, мл; N – нормальность рабочего раствора NаОН; V2 – объем исследуемой воды, мл. Опыт повторить три раза. 28 21 Результаты записать в виде таблицы: Объем NаОН, пошедший на титрование пробы, V1, мл Объем исследуемой воды, V2, мл Содержание СО2, мг/л Определение карбонатов и гидрокарбонатов При одновременном присутствии в воде ионов НСО3- и СО3- определение ведут в одной пробе, нейтрализуя рабочим раствором соляной кислоты щелочность, создаваемую этими ионами. Определение основано на изменении содержания различных форм углекислоты в зависимости от величины рН. В кислой среде ионы НСО3- и СО3- переходят в свободную форму. Карбонаты с соляной кислотой взаимодействуют в две стадии. На первой стадии карбонаты переходят гидрокарбонаты по уравнению: Nа2СО3 + НCl ↔ NаНСО3+ NаCl NаНСО3 ↔ НСО3- +Nа+ Образовавшиеся гидрокарбонаты на второй стадии переходят в свободную углекислоту: НСО3- + Н+↔ Н2О + СО2 Таким образом, можно считать, что объем кислоты, затраченный на перевод СО32- в НСО3-, соответствует половине содержащихся в воде карбонатов. Проба воды титруется соляной кислотой в присутствии индикатора фенолфталеина, дающего переход окраски при рН = 8,3 (рН≤ 8,3 бесцветный , рН ≥ 8,3 малиновый). Проба, оттитрованная рабочим раствором кислоты в присутствии фенолфталеина, содержит гидрокарбонаты, ранее находившиеся в воде, и гидрокарбонаты, образовавшиеся из карбонатов. Гидрокарбонаты переводят в свободную углекислоту последующим титрованием пробы кислотой в присутствии смешанного индикатора, в состав которого входят метиловый оранжевый в количестве 0,1 г и индигокарминовый – 0,75 г, растворенные в 100 мл дистиллированной воды. Переход окраски от фиолетовой к зеленой происходит при 3,3 ≤ рН ≤ 4,4. При расчете концентрации ионов СО32- принимается объем соляной кислоты, израсходованной на титрование пробы с фенолфталеином. При расчете концентрации гидрокарбонатов в воде из объема кислоты, израсходованного на титрование воды в присутствии смешанного индикатора, вычитается объем, пошедший на ее титрование фенолфталеином. Карбонат-ионы содержатся в щелочных водах. Обычно питьевая вода не содержит карбонатов. На это указывает отсутствие розовой окраски при при22 значений с помощью раствора азотной кислоты 0,1 моль/дм3 или 0,4% раствором гидроксида натрия, контролируя величину с помощью универсальной индикаторной бумаги. В колбу добавляют 1 см3 раствора хромата калия и при непрерывном перемешивании медленно титруют пробу из бюретки раствором нитрата серебра Ag(NO)3. При титровании вначале появляется белый осадок хлорида серебра AgCl. При приближении к концу титрования возникает оранжевая окраска хромата серебра Ag2CrO4. Конец титрования определяют по неисчезающей при перемешивании оранжевой окраске, появляющейся от одной капли раствора Ag(NO)3. Одновременно с титрованием анализируемых проб для учета ошибки при приготовлении индикатора выполняют титрование холостой пробы – 50 см3 дистиллированной воды. Массовую концентрацию хлоридов в анализируемой воде находят по формуле: 35,45 ⋅ (V − Vхол ) ⋅ 0,05 ⋅ 1000 C хл = , мг/дм3, 50 где V – объем раствора нитрата серебра, израсходованного на титрование анализируемой пробы, см3; Vхол – объем раствора нитрата серебра, израсходованного на титрование холостой пробы, см3. 1. 2. 3. 4. 5. 6. Вопросы Какова предельно допустимая концентрация хлоридов в питьевой воде? Назовите методы определения хлорид-ионов в воде. Почему титрование необходимо проводить в нейтральной среде? Как влияет повышенная концентрация хлорид-ионов на растительность и гидробионты? Какие химические элементы относятся к амфотерным? Напишите уравнения химических реакций, сопровождающих метод определения концентрации хлорид-ионов в воде? 27 ствия атмосферных осадков с почвами, особенно засоленными, а также при вулканических выбросах. Вследствие большой растворимости хлористых солей ион хлора Cl- присутствует почти во всех водах. Наибольшей растворимостью обладают хлористый магний MgCl2 (545 г/л) и хлористый натрий NaCl (360 г/л). В отличие от сульфатных и карбонатных ионов хлориды не склонны к образованию ассоциированных ионных пар. Из всех анионов хлориды обладают наибольшей миграционной способностью, что объясняется их хорошей растворимостью, слабо выраженной способностью к сорбции взвешенными веществами и потреблением водными организмами. Принцип метода Титриметрический метод определения массовой концентрации хлоридов в воде основан на образовании трудно растворимого белого творожистого осадка хлорида серебра при прибавлении раствора нитрата серебра к анализируемой воде: AgNO3 + Cl- → AgCl↓ + NO3Образование белого осадка хлорида серебра происходит до тех пор, пока в растворе содержаться ионы хлора. По достижении точки эквивалентности добавление одной капли нитрата серебра приводит к образованию краснокоричневого осадка хромата серебра: Ag+ + K2CrO4 → Ag2CrO4↓ + K+ Титрование проводят в нейтральной или слабощелочной среде (рН 7-10), поскольку хром является амфотерным металлом и в кислой среде не образуются соли хромовой кислоты (хромат серебра), а в сильнощелочной возможно образование бурого осадка оксида серебра. Оборудование, материалы, реактивы: Колбы конические 250 мл Пипетки 50, 1 мл Бюретка 25 мл Раствор нитрата серебра 0,05 моль/дм3 Раствор хромата калия K2CrO4, 10 % Раствор азотной кислоты HNO3, 0,1 моль/дм3 Раствор гидрооксида натрия NaOH, 0,4 % Ход работы В коническую колбу вместимостью 250 см3 помещают с помощью пипетки 50 см3 пробы воды. Активная реакция исследуемой воды должна находиться в пределах 7 ≤ рН ≤ 10, в противном случае значение рН нужно довести до этих 26 бавлении к пробе фенолфталеина. В этом случае в воде определяют только гидрокарбонаты титрованием соляной кислотой в присутствии смешанного индикатора. Реактивы: 1. 0,1 н НСl 2. фенолфталеин (0,1%) 3. индигокарминовый индикатор + метилоранж Ход работы Пипеткой отмерить 100мл исследуемой щелочной воды и поместить в коническую колбу объемом 250мл, после чего внести в колбу 2-3 капли фенолфталеина. Выполнить титрование 0,1 н раствором соляной кислоты до исчезновения розовой окраски. Записать объем кислоты, пошедший на титрование. К оттитрованной пробе прибавить 2-3 капли смешанного индикатора и титровать 0,1 н раствором НСl до появления зеленой окраски. Объем кислоты, пошедший на титрование записать. Повторить определение щелочности водопроводной воды. Расчет 1. Содержание карбонатов: V ⋅ N ⋅ Э ⋅ 1000 ХСО32-= 1 , V3 где ХCO32- – содержание в исследуемой воде CO32--ионов, мг/л; V1 – объем 0,1н HCl, израсходованной на титрование пробы, мл; Э – 60 , эквивалент CO32-. N – нормальность рабочего раствора NаОН; V3 – объем пробы, мл. 2. Содержание гидрокарбонатов (V − V ) ⋅ N ⋅ Э ⋅ 1000 ХСО3-= 1 2 , V3 где V2 – объем 0,1 н НСl, израсходованный на титрование пробы воды в присутствии смешанного индикатора, мл; Э = 61, эквивалент иона НСО3 , 61. При наличии в исследуемой воде только гидрокарбонатов, расчет ведут по формуле: V ⋅ N ⋅ Э ⋅ 1000 ХНСО3- = 2 . V3 23 Результаты проведенных опытов записывают в виде таблицы: Объем НCl, израсходованный на титрование с фенолфталеином, V1, мл Объем НCl, израсходованный на титрование со смешанным индикатором, V2, мл Объем пробы воды, V3, мл Содержание карбонатов, ХСО32-, мг/л Содержание гидрокарбонатов, ХНСО3-, мг/л Контрольные вопросы и задачи В каких формах содержится углекислота в природных водах? От каких факторов зависит форма нахождения углекислоты в воде? Напишите уравнения 1 и 2 ступени диссоциации угольной кислоты. Напишите формулы для определения констант диссоциации 1 и 2 ступени диссоциации угольной кислоты. 5. Каким методом проводят определение концентрации свободной углекислоты в воде? 6. Какой индикатор применяют при определении концентрации свободной углекислоты в воде? 7. На чем основано определение концентрации карбонатов и гидрокарбонатов в воде? 8. Напишите уравнение реакции взаимодействия карбонат-ионов с соляной кислотой. 9. Объясните необходимость использования фенолфталеина и смешанного индикатора при определении концентрации карбонатов и гидрокарбонатов в воде. 10. Почему питьевая вода не содержит карбонат - ионов? 1. 2. 3. 4. 24 Лабораторная работа №4 Определение концентрации хлоридов в воде аргентометрическим методом Природные воды, дождевая вода, сточные воды содержат хлорид - ионы, в высоко - минерализованных водах хлориды являются преобладающими анионами, их концентрация меняется в широких пределах от нескольких миллиграммов до десятков граммов в морской и пластовой воде. Предельно допустимая концентрация (ПДК) хлорид-ионов в питьевой воде [1] составляет 350 мг/л. Совместное присутствие ионов натрия и хлора (выше 250 мг/дм3) в питьевой воде придает ей соленый вкус. Отрицательное воздействие на объекты окружающей среды оказывают растворы хлоридов щелочных и щелочноземельных металлов. Хлорид кальция CaCl2 оказывает токсическое действие на рыб в концентрациях 500-1000 мг/л, на дафний – 649 мг/л; для растений токсична концентрация 3500 мг/л. Концентрация хлорида калия l 5 мг/л вызывает частичную гибель окуней через 1,5 ч, под действием 10 мг/л окуни и белорыбица гибнут через 18 ч вследствие распадения жаберного эпителия. Для большинства сельскохозяйственных культур содержание хлорида магния в концентрации свыше 2,5 % является избыточным. Хлорид лития токсичен для молоди ручьевой форели. Из расчета на катион Li+ хлорид лития оказывает токсичное действие на рыб в пресной воде через сутки в концентрации 100 мг/л, для дафний при концентрации 7,2-16 мг/л. Вызывает симптомы отравлений у растений вследствие аккумуляции в почве и растениях при концентрации 1,2-4,0 мг/л. Повышенное содержание хлоридов в совокупности с присутствием в воде аммиака, нитритов и нитратов может свидетельствовать о загрязнённости водоема бытовыми сточными водами. Загрязнение воды хлоридами, в частности, может означать, что рядом с вашей скважиной есть "сосед", который сбрасывает промывочные воды после умягчения воды не в канализацию, а в грунт. Хлориды, как и сульфаты, обусловливают агрессивность воды по отношению к бетону на силикатном цементе, при этом вода становится непригодной и вредной не только для питья, но и для технических целей. Первичными источниками хлоридов являются магматические породы, в состав которых входят хлорсодержащие минералы (содалит, хлорапатит и др.), соленосные отложения, в основном галит. Значительные количества хлоридов поступают в воду в результате обмена с океаном через атмосферу, взаимодей25
