методичні вказівки модуль1

МІНІСТЕРСТВО ОСВІТИ І НАУКИ УКРАЇНИ НАЦІОНАЛЬНИЙ УНІВЕРСИТЕТ ХАРЧОВИХ ТЕХНОЛОГІЙ

ЗАТВЕРДЖУЮ

Ректор ____________А.І.Українець (підпис)

«____»___________ 2016 р.

ТЕХНОЛОГІЇ ХАРЧОВИХ ВИРОБНИЦТВ Модуль 1. Технології питної води та водопідготовки

харчових виробництв

ЛАБОРАТОРНИЙ ПРАКТИКУМ для студентів освітнього ступеню «Бакалавр» спеціальності 181 «Харчові

технології» денної та заочної форм навчання

Всі цитати, цифровий та фактичний матеріал, бібліографічні відомості перевірені. Написання одиниць відповідає стандартам Підписи авторів ______________________ ______________________ «_____» ________________2016 р.

СХВАЛЕНО на засіданні кафедри технології цукру і підготовки води Протокол № 10 від 21.03.2016 р.

Реєстраційний номер електронного лабораторного практикуму у НМУ 62.32 – 30.05.2016

КИЇВ НУХТ 2016

Технології харчових виробництв. Модуль 1. Технології питної води та водопідготовки харчових виробництв [Електронний ресурс]: ЛАБОРАТОРНИЙ ПРАКТИКУМ для студентів освітнього ступеня «Бакалавр» спеціальності 181 «Харчові технології» ден. та заоч. форми навч. / уклад. Ю.М. Резніченко, О.М. Деменюк, І.О. Крапивницька, Н.М. Пушанко − К.: НУХТ, 2016. − 26 с.

Рецензент Л.П. Рева, д-р техн. наук, проф.

Укладачі: Ю.М. Резніченко, О.М. Деменюк, І.О. Крапивницька, Н.М. Пушанко, кандидати техн. наук

Відповідальний за випуск: Н.А. Гусятинська, д-р.техн. наук, проф.

Подається в авторській редакції

2

ВСТУП

Вода є найпоширенішим і в той же час незвичайною, дивною і далеко ще не розгаданою речовиною. Серед всіх речовин, що вивчаються фізиками та фізико-хіміками, вода у багатьох відношеннях є найважчою. Програма вивчення навчальної дисципліни “Технології харчових виробництв. Технології питної води та водопідготовки харчових виробництв” для студентів спеціальності 181 «Харчові технології» складена відповідно до освітньо-професійної програми підготовки бакалавра напряму “Харчові технології та інженерія”. Предметом вивчення навчальної дисципліни є фізико-хімічні властивості води, показники якості води, шляхи методи та способи визначення актуальних проблем при визначенні властивостей води та покращення її якості, способи одержання очищеної води. У результаті виконання лабораторного практикуму студент повинен: знати призначення і організацію хімічних лабораторій, методи відбору проб води; кваліфікацію методів аналізу, їх теоретичні основи і обґрунтування з погляду сучасних положень фундаментальних наук; правила техніки безпеки в хімічній лабораторій; вміти працювати з використовуваними для аналізу лабораторними приладами, настроювати їх; обчислювати отримані результати і визначити загальну похибку вимірювання; давати оцінку якості аналізованої проби з вимогами державного стандарту. З метою контролю знань студентів після кожного заняття проводиться колоквіум та перевірка оформлення протоколу.

3

Лабораторна робота 1

ВИЗНАЧЕННЯ ЗАГАЛЬНИХ ФІЗИКО-ХІМІЧНИХ ПОКАЗНИКІВ

Мета роботи: навчитися визначати pH. Завдання для виконання роботи

Визначення рН природної води.

Загальні відомості

Вода є слабким електролітом, невелика частина її молекул дисоціює на водневі та гідроксильні іони:

Н2О↔Н++ОН-

У хімічно чистій воді концентрації іонів Н+ та ОН- однакові і за 25 °С ста-новлять 1·10-7 моль/дм3. Добуток концентрацій цих іонів називають іонним добутком води. Ця величина є сталою, у тім числі й за наявності інших елек-тролітів, які дисоціюють на водневі та гідроксильні іони. Для характеристики кислотності середовища досить встановити концентрацію одного з них і роз-рахувати концентрацію іншого. Практично визначають концентрацію водневих іонів, яку виражають показником рН:

рН = -1g[Н+]; [Н+] = 10-рН (моль/дм3). (1.1)

Аналогічно можна визначити концентрацію і гідроксильних іонів:

рОН = -1g [ОН-]; [ОН-] = 10-рОН (моль/дм3). (1.2) Оскільки іонний добуток води

КН2О = [Н+] [ОН-] = 1× 10-14, (1.3) то

рН + рОН = 14 (за 25оС). За рН < 7 вода має кислу реакцію, за рН 7 — нейтральну, за рН >7 — лужну. Параметр рН є важливим показником кислотності середовища, зокрема поверхневих вод суходолу. В більшості природних вод концентрація водневих іонів зумовлена в основному дисоціацією вугільної кислоти:

С02 + Н20 ↔ Н2С03 ↔ Н+ + НСО3-.

У незабруднених природних водах рН коливається в межах 4,5 - 8,3. В літній період інтенсивного фотосинтезу водяні рослини споживають С02 і концентрація НСОз

- у воді зменшується, що призводить до підвищення рН. І навпаки, в період інтенсивної деструкції органічних сполук концентрація С02 (Н2СО3) збільшується, а рН знижується. На рН природних вод впливає також вміст гумусових речовин і солей, які гідролізують. Крім того, у забруднених поверхневих водах можуть міститися сильні кислоти або основи, які впливають на рН води.

4

Параметр рН визначають потенціометричним методом за допомогою рН-метрів зі скляним електродом або колориметрично з використанням забарвлених кислотно-основних індикаторів. Визначати рН води треба безпосередньо у водному об'єкті потенціометрично за допомогою переносного рН-метра або відразу після відбирання проби, оскільки внаслідок перебігу в ній хімічних і біохімічних процесів концентрація водневих іонів може істотно змінюватись. Якщо визначення рН на місці відбирання проби неможливе, то воду транспортують у лабораторію в спеціальній склянці, забезпечивши відсутність контакту з повітрям, і відразу ж визначають рН.

1.1. Потенціометричний метод

Принцип методу. Потенціометричне визначення рН зі скляним електродом ґрунтується на тому, що зміна рН розчину на одиницю приводить до зміни електродного потенціалу Е на 58,16 мВ за 20 °С відповідно до рівняння Нернста:

Е=Ео+58,16 lg [Н+], (1.4) де Ео — нормальний потенціал скляного електрода (мВ), що залежить від властивостей скла, з якого виготовлено електрод. У зв'язку з цим щоразу перед вимірюванням рН прилад зі скляним індикаторним електродом та хлоросрібним електродом порівняння, який має сталий потенціал за певної температури, треба калібрувати за буферними розчинами з відомими значеннями рН. Слід пам'ятати, що скляним електродом вимірюють не концентрацію, а активність іонів водню, яка пов'язана з їх концентрацією рівнянням

ан+= fн+ [Н+], (1.5) де fн+ — коефіцієнт активності іонів водню. Коефіцієнт активності fн+ залежить від іонної сили µ розчину. Іонну силу у природних водах створюють практично тільки головні іони (сольові компоненти), оскільки їх концентрація значно вища за концентрацію іонів біогенних елементів, мікроелементів та органічних сполук. Іонну силу природної води обчислюють за рівнянням:

µ = ½ ∑Сі Zі2, (1.6.)

де Сі , Zі — відповідно концентрації (моль/дм3) і заряди головних іонів (катіонів та аніонів). За відомою іонною силою досліджуваної води, яка як правило не перевищує 0,1 (табл. 1.1), знаходять fн+. Точну концентрацію іонів водню обчислюють за рівнянням:

[Н+] = 10-рН-рfн+ (моль/дм3), (1.7.)

де рfн+ = - lg fн+

Таблиця 1.1. Коефіцієнти активності іонів водню за різних значень іонної сили

5

Іонна сила µ 0,005 0,001 0,0025 0,005 0,01 0,05 0,10

Коефіцієнт активності fн+

0,975 0,967 0,950 0,933 0,914 0,860 0,830

рfн+ 0,011 0,015 0,022 0,030 0,039 0,066 0,081

Коефіцієнти активності для проміжних значень іонної сили знаходять екс-траполяцією. Результат вимірювання рН залежить від температури води. У сучасних рН-метрах передбачено автоматичну або ручну температурну компенсацію, яка усуває похибки, пов'язані зі зміною температури досліджуваної проби води. Потенціометричному визначенню рН не заважають кольоровість і каламутність води, наявність у ній суспендованих речовин, окисників та відновників, а також концентрація солей у пробі. Іноді помилки у вимірюванні рН трапляються за підвищеного вмісту солей натрію або за рН > 10. У таких випадках треба користуватись спеціальними електродами, які додаються до комплекту рН-метра. Новий скляний електрод вимочують в 0,1 М розчині соляної кислоти не менш як 8 год. Електрод зберігають зануреним у дистильовану воду. Якщо на електроді утворилася плівка сторонніх речовин, то її видаляють за допомогою м'якого ватного тампона, змоченого мийним засобом або органічним розчинником, після чого ретельно промивають дистильованою водою. Хлоросрібний електрод порівняння заповнюють і періодично доливають насиченим розчином хлориду калію. Всередині електрода завжди мають бути кристали хлориду калію.

Установки, прилади, лабораторний посуд, реактиви Калібрування рН-метра. У зв'язку з тим що кожен скляний електрод має своє значення нормального потенціалу Е°, яке може дещо змінюватися в процесі експлуатації, перед вимірюванням рН прилад калібрують за допомогою буферних розчинів, як зазначено в інструкції до приладу. Правильність калібрування треба перевіряти через кожні 2-3 тижні. Апаратура Лабораторний рН-метр зі скляними індикаторними електродами і хлоросрібним електродом порівняння. Термометр із ціною поділки 1 - 0,5 °С. Реактиви Фталатний буферний розчин із рН 4,01 (25 °С): 10,211 г висушеного при 110 °С біфталату калію КООС — С6Н4 — СООН, ч.д.а., розчиняють у дистильованій воді й доводять об'єм розчину до 1 дм3 у мірній колбі. Фосфатний буферний розчин із рН 6,86 (25 °С): 1,361 г КН2Р04 і 1,420 г Nа2НР04, ч.д.а., висушених при 110 - 130 °С, розчиняють у дистильованій воді й доводять об'єм розчину до 1 дм3 у мірній колбі.

6

Боратний буферний розчин із рН 9,18 (25 °С): 3,814 г Nа2В4О7·10Н2О, ч.д.а, витриманого кілька діб в ексикаторі над бромідом натрію, розчиняють у дистильованій воді й доводять об'єм розчину до 1 дм3 у мірній колбі.

Порядок виконання роботи Перед початком вимірювань скляний індикаторний електрод та хлоросрібний електрод порівняння промивають дистильованою водою, потім досліджуваною водою і лише після цього занурюють у пробу. Разом з електродами у пробу занурюють термокомпенсатор або термометр для ручної компенсації температури. Через 3 і 5 хв відмічають покази приладу, які мають бути однаковими, оскільки час встановлення потенціалу чистого скляного електрода дорівнює 2-3 хв.

1.2. Колориметричний метод

Колориметричний метод визначення рН природних вод менш точний і зручний порівняно з потенціометричним, його використовують для визначення рН, якщо проведення рН-потенціометричних вимірювань неможливе. Принцип методу. Метод полягає у візуальному порівнянні забарвлення досліджуваної проби води, до якої добавлено певний кислотно-основний ін-дикатор, із забарвленням стандартних буферних розчинів з відомими значеннями рН, до яких добавлений той самий індикатор.

Установки, прилади, лабораторний посуд, реактиви Реактиви Метиловий червоний, індикатор для інтервалу рН 4,4 - 6,2: 0,20 г метилового червоного С15Н15О2N3 розчиняють у 100 см3 60%-го розчину спирту. Перехід забарвлення індикатору від червоного до жовтого. Бромкрезоловий червоний, індикатор для інтервалу рН 5,2 - 6,8: 0,10 г бромкрезолового червоного С21Н1605Вг2S розчиняють у 100 см3 20%-го розчину спирту. Перехід забарвлення індикатору від жовтого до червоного. Бромтимоловий синій, індикатор для інтервалу рН 6,0 - 7,6: 0,10 Г бром тимолового синього С27Н28О5 Вг2S розчиняють у 100 см3 20%-го розчину спирту. Перехід забарвлення індикатору від жовтого до синього. Феноловий червоний, індикатор для інтервалу рН 6,8 - 8,0: 0,10 г фенолового червоного С19Н1405 S розчиняють у 100 см3 20%-го розчину спирту. Перехід забарвлення індикатору від жовтого до червоного. До розчинів індикаторів добавляють краплями приблизно 0,1 М розчини лугу або кислоти до отримання перехідного забарвлення — оранжевого для метилового червоного, бромкрезолового червоного та фенолового червоного, і зеленого — для бромтимолового синього. Дигідрофосфат калію: 9,078 г КН2Р04, ч.д.а.; висушеного при 110— 130 °С, розчиняють у свіжопрокип'яченій та охолодженій дистильованій воді і при 20 °С доводять об'єм розчину до 1 дм3 у мірній колбі.

7

Гідрофосфат натрію: 0,472 г Nа2НРО4 ч.д.а., висушеного при 110 - 130 °С, розчиняють у свіжопрокип'яченій та охолодженій дистильованій воді і при 20 °С доводять об'єм розчину до 1 дм3 у мірній колбі.

Порядок виконання роботи Спочатку за допомогою універсального індикаторного папірця визначають наближене значення рН досліджуваної води. Обирають індикатор, який змінює свій колір в інтервалі рН, що близький до рН проби води. Дві бюретки заповнюють розчинами КН2Р04 та Na2НР04. Підготовлюють 5-6 однакових пробірок. В одну з них вносять 10 см3 проби води, а в решту — по 10 см3 буферних розчинів, приготовлених змішуванням розчинів фосфатів (табл. 1.2) так, щоб їх рН були близькими до встановленого наближеного значення рН проби. В усі пробірки добавляють по 0,5 см3 обраного індикатору, обережно перемішують і забарвлення проби візуально порівнюють на білому фоні із забарвленням буферних розчинів з відомими значеннями рН. Значення рН, які відповідають проміжним відтінкам, установлюють приблизно.

Таблиця 1.2. Склад буферних розчинів

Об'єм розчину КН2Р04 см3

9,75 9,5 9,0 8,0 7,0 6,0 5,0 4,0 3,0 2,0 1,0 0,5

Об'єм розчину Nа2НР04, см3

0,25 0,5 1,0 2,0 3,0 4,0 5,0 6,0 7,0 8,0 9,0 9,5

рН буферного розчину

5,29 5,59 5,91 6,24 6,47 6,64 6,81 6,98 7,17 7,38 7,73 8,04

Природне забарвлення досліджуваної води або її каламутність компенсують так: за пробірками з буферними розчинами розмішують пробірки з пробою, але без індикатору, а за пробіркою з пробою та індикатором — пробірку з дистильованою водою. Пробірки з розчинами розглядають на білому фоні. Оптимальна температура визначення — 18-20 °С.

Опрацювання результатів Дані визначень заносять в зошит для лабораторних робіт з вказівкою виду води.

Аналіз одержаних результатів Висновок за результатами___________________________________________

Запитання для самоперевірки 1. Які існують методи визначення рН? 2. На чому ґрунтується потенціометричне визначення рН ? 3. На чому ґрунтується колориметричне визначення рН ? 4. Як проводять калібрування рН-метра?

8

5. Що називають іонним добутком води? 6. Наведіть порядок виконання роботи по визначенню рН.


ВИЗНАЧЕННЯ РОЗЧИНЕНОГО КИСНЮ МЕТОДОМ ВИНКЛЕРА

Мета роботи: навчитися визначати вміст розчиненого кисню. Завдання для виконання роботи

Визначення вмісту кисню в водопровідній та в річковій природній воді.

Загальні відомості У поверхневих водах суходолу завжди містяться розчинені гази, які надходять у воду за її контакту з атмосферним повітрям і внаслідок перебігу фізико-хімічних та біологічних процесів. Найважливішими серед них з еколого- токсикологічного погляду є кисень, діоксид вуглецю і сірководень. Інші гази, такі як метан, хлор тощо, потрапляють у природні води за специфічних умов, їх визначають під час спеціальних досліджень.

Кисень

Головними джерелами надходження кисню в поверхневі води суходолу є фотосинтетична діяльність водяних організмів та абсорбція з атмосфери. Фотосинтетичне продукування кисню відбувається в поверхневому шарі водойми, товщина якого залежить від прозорості води і коливається від кількох десятків сантиметрів до кількох десятків метрів. Кисень з атмосфери адсорбується на поверхні водойми, процес інтенсифікується зі зниженням тем ператури й підвищенням атмосферного тиску. Кисень надходить у водойми також із дощовими водами, які ним пересичені. Споживання кисню, тобто зменшення його концентрації у природних водах, пов'язано з хімічними й біохімічними процесами окиснення органічних та деяких неорганічних речовин (Fе2+, Мn2+, NH4

+, NO2-, Н2S, СН4, Н2 тощо). Швидкість

споживання кисню зростає з підвищенням температури, збільшенням кількості бактерій та інших водяних організмів, які піддаються хімічному й біологічному окисненню. Розчинений кисень у поверхневих водах міститься у вигляді молекул 02. Залежність розчинності кисню від температури в дистильованій воді за нор-мального тиску наведено в табл. 2.1. Розчинність кисню за нормального тиску називають нормальною концентрацією. Насичення води киснем, яке відповідає нормальній концентрації, взято за 100%. Концентрацію розчиненого кисню виражають у мг 02/дм3 або у відсотках насичення, яке обчислюють за рівнянням

O2% = (2.1)

9

де Сх — концентрація кисню, визначена експериментально, мг 02/дм3; Со — нормальна концентрація за певної температури, яку визначають за даними табл. 2.1, мг 02/дм3; Р — атмосферний тиск у момент проведення аналізу, мм рт.ст.

У поверхневих водах суходолу концентрація розчиненого кисню може змі-нюватись від 0 до 14 мг О2/дм3 залежно від інтенсивності двох протилежно спрямованих процесів — надходження і споживання — і як правило не перевищує

Таблиця 2.1. Залежність нормальної концентрації кисню (Со) у воді

від температури (за атмосферного тиску 760 мм рт. ст.)

Тем Вміст розчиненого кисню, мг О2/дм3 пера

тура,

°С 0,0 0,1 0,2 0,3 0,4 0,5 0,6 0,7 0,8 0,9

0 14,65 14,61 14,57 14,53 14,49 14,45 14,41 14,37 14,33 14,29 1 14,25 14,21 14,17 14,13 14,09 14,05 14,02 13,98 13,94 13,90 2 13,86 13,82 13,79 13,75 13,71 13,68 13,64 13,60 13,56 13,53 3 13,49 13,46 13,42 13,38 13,35 13,31 13,28 13,24 13,20 13,17 4 13,13 13,10 13,06 13,03 13,00 12,96 12,93 12,89 12,86 12,82 5 12,79 12,76 12,72 12,69 12,66 12,52 12,59 12,56 12,53 12,49 6 12,46 12,43 12,40 12,36 12,33 12,30 12,27 12,24 12,21 12,18 7 12,14 12,11- 12,08 12,05 12,02 11,99 11,96 11,93 11,90 11,87 8 11,84 11,81 11,78 11,75 11,72 11,70 11,67 11,64 11,61 11,58 9 11,55 11,52 11,49 11,47 11,44 11,41 11,38 11,35 11,33 11,30

10 11,27 11,24 11,22 11,19 11,16 11,14 11,11 11,08 11,06 11,03 11 11,00 10,98 10,95 10,93 10,90 10,87 10,85 10,82 10,80 10,77 12 10,75 10,72 10,70 10,67 10,65 10,62 10,60 10,57 10,55 10,52 13 10,50 10,48 10,45 10,43 10,40 10,38 10,36 10,33 10,31 10,28 14 10,26 10,24 10,22 10,19 10,17 10,15 10,12 10,10 10,08 10,06 16 17 18 19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30

9,82 9,61 9,40 9,21 9,02 8,84 8,67 8,50 8,33 8,18 8,02 7,87 7,72 7,58 7,44

9,79 9,58 9,38 9,19 9,00 8,82 8,65 8,48 8,32 8,16 8,01 7,86 7,71 7,56 7,42

9,77 9,56 9,36 9,17 8,98 8,81 8,63 8,46 8,30 8,14 7,99 7,84 7,69 7,55 7,41

9,75 9,54 9,34 9,15 8; 97 8,79 8,62 8,45 8,29 8,13 7,98 7,83 7,68 7,54 7,40

9.73 9,52 9,32 9,13 8,95 8,77 8,60 8,43 8,27 8,11 7,96 7,81 7,66 7,52 7,38

9,71 9,50 9,30 9,12 8,93 8,75 8,58 8,42 8,25 8,11 7,95 7,80 7,65 7,51 7,37

9,69 9,48 9,29 9,10 8,91 8,74 8,56 8,40 8,24 8,08 7,93 7,78 7,64 7,49 7,35

9,67 9,46 9,27 9,08 8,90 8,72 8,55 8,38 8,22 8,07 7,92 7,77 7,62 7,48 7,34

9,65 9,44 9,25 9,06 8,88 8,70 8,53 8,37 8,21 8,05 7,90 7,75 7,61 7,47 7,32

9,63 9,42 9,23 9,04 8,86 8,68 8,52 8,35 8,19 8,04 7,89 7,74 7,59 7,45 7.31

10

100%-го насичення. Однак за інтенсивного фотосинтезу, зокрема під час «цвітіння» води, у поверхневому шарі насиченість води киснем може перевищувати 100 %. У незабруднених водах концентрація розчиненого кисню влітку вища, ніж взимку, а в поверхневих шарах вища, ніж у придонних. Глибинна стратифікація залежить і від інтенсивності перемішування водних мас. Вона спостерігається у великих річках, озерах, водоймах, ставках — особливо в штильову погоду. Оскільки основним постачальником кисню в поверхневі води є фотосинтез водяними рослинами» то найбільше насичення води киснем спостерігається близько 14 - 15, особливо в сонячну погоду, а найменше — близько 4 - 6-ї години. Розчинність кисню у воді залежить не тільки від її температури, а й мінералізації води: Температура, °С 0 10 20 30 Зменшення розчинності, мг 02/дм3 на кожні 1000 мг солей

0,08405

0,06217

0,04777

0,04885

Коливання вмісту кисню у воді упродовж доби може досягати 2 – 4 мг 02/дм3. Тому для характеристики кисневого режиму певного водного об'єкта потрібно проводити серійний аналіз, відбирати проби води з різних глибин, у різних точках акваторії та в різні години доби. Для визначення вмісту кисню в природних водах запропоновано багато методів, які ґрунтуються на різних принципах. Для систематичного контролю вмісту кисню в поверхневих водах суходолу рекомендовано титриметричний йодометричний (за Вінклером) та електрохімічний методи.

Йодометричне визначення Йодометричне визначення кисню проводять у два етапи: фіксують розчинений кисень відразу на місці відбирання проби води і титрують пробу; титрування можна виконувати через деякий час після фіксування, але не пізніше ніж через 1 добу. Метод використовують для аналізу незабарвлених або слабко забарвлених вод із вмістом кисню не менш як 0,05 мг 02/дм3. Принцип методу. Метод ґрунтується на взаємодії розчиненого у воді кисню з гідроксидом мангану в лужному середовищі:

2Мn(ОН)2↓ + 02 = 2МnО(ОН)2↓. При цьому розчинений кисень фіксується. Далі, під час розчинення осаду МnО(ОН)2 в кислоті (рН < 1) за надлишку йодиду калію, виділяється йод, кількість якого еквівалентна вмісту розчиненого кисню:

МnО(ОН)2↓ + 2КІ + 2Н2S04 = МnSО4 +І2 + К2S04 + 3H20. Йод, що виділився, титрують розчином тіосульфату натрію за наявності крохмалю як індикатору:

І2 + 2Nа2S203 = 2NаІ + Nа2S406.

11

За об'ємом витраченого на титрування розчину тіосульфату натрію обчислюють вміст кисню у воді. Визначенню кисню цим методом заважають великі кількості суспендованих часточок (зависей). Їх видаляють добавлянням до 1 дм3 проби води перед фіксуванням кисню 10 см3 10%-го розчину алюмокалієвого галуну і 2 см3 концентрованого розчину аміаку. Після відстоювання пробу за допомогою сифона переносять у кисневу склянку. Якщо проба містить органічні зависі, що погано осідають, то її прояснюють. Для цього відразу після відбирання до 1дм3 проби води добавляють 10 см3 суміші розчинів сульфамінової кислоти і хлориду ртуті (32 г сульфамінової кислоти розчиняють у 450 см3 бідистильо- ваної води; 54 г хлориду ртуті розчиняють при нагріванні у 450 см3 бідисти- льованої води; обидва розчини змішують і доводять об'єм бідистильованою водою до 1 дм3). Якщо у пробі води вміст нітритного азоту перевищує 0,05 мг N/дм3, то перед розчиненням осаду МnО(ОН)2 у кислоті в склянку вносять кілька крапель 5%-го розчину азиду натрію або 40%-го розчину сульфамінової кислоти чи сечовини. Якщо вміст заліза(ІІІ) понад 1 мг Fе/дм3, то до проби перед розчиненням гідроксидів у кислоті добавляють 1 см3 40%-го розчину фториду калію. Після підкислення проби швидко відтитровують йод, який виділився.

Установки, прилади, лабораторний посуд, реактиви

Калібрування кисневих склянок. Суху склянку з пробкою зважують з точністю до 0,01 г, заповнюють її по вінця дистильованою водою, закривають пробкою так, щоб не залишилося бульбашок повітря, витирають досуха і знову зважують. Об'єм склянки V1 (см3) обчислюють за рівнянням:

V1 = (2.2) де m1 — маса склянки з водою, г; m2 — маса пустої склянки, г; d — густина води за температури зважування, г/см3 (за температур 15, 20 і 25 °С сі відповідно дорівнює 0,998; 0,997 і 0,996 г/см3). Реактиви Розчин хлориду мангану(ІІ): 210 г МСІ2·4Н20, х.ч., розчиняють у 200 см3 дистильованої води. Розчин фільтрують і доводять об'єм до 500 см3 дистильованою водою. Замість МnСІ2·4Н20 можна брати МnS04·4Н20 В кількості 240 г або МnS04·2Н20 в кількості 200 г. Лужний розчин йодиду: 15,0 г КІ, х.ч., або 13,6 г КаІ, х.ч., розчиняють у 20 см3 дистильованої води, а також 50 г КаОН, х.ч., або 70 г КОН, х.ч., розчиняють у 50 см3 дистильованої води. Отримані розчини змішують у мірній колбі і доводять об'єм дистильованою водою до 100 см3. Якщо розчин виявиться каламутним, його фільтрують крізь скляну вату або відстоюють упродовж 15 - 20 діб. Лужний розчин йодиду зберігають у закритій пробкою склянці з темного скла в темному місці. Щоб перевірити придатність розчину для використання, 2 см3 його вносять у колбу, в якій міститься 100 см3 дистильованої води і 5 см3 розбавленого (1 : 4) розчину сірчаної кислоти. Після добавляння 5 см3 розчину крохмалю синє забарвлення має бути відсутнім.

12

Розчин сірчаної кислоти (1 : 4): до 400 см3 дистильованої води добавляють невеликими порціями при перемішуванні 100 см3 концентрованої Н2SО4, х.ч. Розчин крохмалю: 0,5 г розчинного (рисовий, пшеничний, маїсовий) крохмалю розчиняють у 100 см3 холодної дистильованої води і нагрівають при перемішуванні до кипіння. Щоразу перед роботою готують свіжий розчин крохмалю. Розчин дихромату калію, 0,02 моль-екв/дм3: 0,980 ± 0,001 г К2Сr2О7, х.ч., висушеного при 180 - 200 °С упродовж 1,5 - 2 год, розчиняють у дистильованій воді й доводять об'єм розчину до 1 дм3 у мірній колбі. Розчин тіосульфату натрію, 0,02 моль-екв/дм3: 2,5 г Nа2S203·5Н20 розчиняють в 1 дм3 дистильованої води, яку попередньо кип'ятять упродовж 1,5 год і охолоджують до кімнатної температури. Зберігають у склянці з темного скла. Концентрацію розчину перевіряють щотижня. Для цього в конічну колбу місткістю 250 см3 наливають приблизно 100 см3 дистильованої води, всипають 1 г сухого КІ, після його розчинення добавляють піпеткою точно 15 см3 розчину К2Сr2О7 концентрацією 0,02 н і 5 см3 Н2SО4 (1 : 4). Ретельно перемішують і титрують розчином тіосульфату натрію до появи світло-жовтого забарвлення. Після цього добавляють 1 см3 розчину крохмалю і продовжують титрувати до зникнення синього забарвлення. Концентрацію тіосульфату С1 (моль-екв/дм3) обчислюють за рівняннм

С1= (2.3)

С2 — концентрація розчину К2Сr2О7, моль-екв/дм3; V2 — об'єм розчину дихромату калію, взятий на титрування, см3; V2 — об'єм розчину тіосульфату натрію, витрачений на титрування, см3.

Порядок виконання роботи Кисневу склянку 2-3 рази споліскують досліджуваною природною водою і заповнюють пробою води по вінця так, щоб на внутрішній поверхні склянки не залишилося бульбашок повітря. Потім у склянку окремими піпетками вносять 1 см3 розчину хлориду мангану та 1 см3 лужного розчину йодиду калію. Піпетку занурюють до половини висоти посудини і в міру витікання розчину піпетку підіймають. Потім посудину швидко закривають пробкою так, щоб не залишилося бульбашок повітря, і її вміст перемішують. При цьому утворюється осад гідроксиду мангану (II), який частково окислюється до бурого осаду МnО(ОН)2 розчиненим у воді киснем. Осад залишають відстоюватись не менше ніж 10 хв, але не довше, ніж на 1 добу. Потім піпеткою добавляють 5 см3 розчину сірчаної кислоти, зануривши її майже до поверхні осаду. В міру витікання розчину піпетку повільно підіймають так, щоб не скаламутити осад. Частина прозорого розчину, який при цьому виливається зі склянки, не впливає на результати аналізу. Посудину закривають пробкою і ретельно перемішують. При цьому йодид окислюється до йоду, а осад гідроксиду мангану розчиняється. Піпеткою відбирають 50 см3 розчину, переносять його у конічну колбу місткістю 250 см3 і - титрують тіосульфатом, доки розчин не набуде світло-жовтого

13

забарвлення. Потім добавляють 1 см3 свіжоприготовленого розчину крохмалю і продовжують титрування до зникнення синього забарвлення. Вміст розчиненого кисню Сх (мг О2/дм3) обчислюють за рівнянням

Сх = (2.4.) де С — концентрація розчину тіосульфату натрію, моль-екв/дм3; V — об'єм розчину тіосульфату натрію, витраченого на титрування, см3; V1 — об'єм кисневої склянки, в яку відбирали воду, см3; 2 — об'єм води, що вилився під час фіксування розчиненого кисню, см3; М — молярна маса еквівалента кисню (M O2=8,00) Ступінь насичення води киснем у відсотках обчислюють за рівнянням (2.1).


Аналіз одержаних результатів

Висновок за результатами____________________________________________________________

Запитання для самоперевірки 1. Джерелами надходження кисню в поверхневі води. 2. Від чого залежить розчинність кисню у воді? 3. На чому ґрунтується йодометричне визначення кисню у воді? 4. Наведіть порядок виконання роботи по визначенню кисню у воді. 5. З чим пов’язане зменшення концентрації кисню у природних водах?


ВИЗНАЧЕННЯ ПЕРМАНГАНАТНОЇ ОКИСНЮВАНОСТІ ВОДИ Мета роботи: навчитися визначати перманганатну окиснюваність води.

Завдання для виконання роботи

Визначення перманганатної окиснюваності в водопровідній та в річковій природній воді.


Утворені у водоймі і ті, що надходять до нього ззовні органічні речовини дуже різноманітні за своєю природою і хімічними властивостями, в тому числі відрізняються по стійкості до впливу різних окислювачів, що відрізняються за своїм потенціалом. Перманганатна окиснюваність має значну ступінь умовності і залежить від процедури аналізу. Органічна речовина мігрує в поверхневих водах як в розчиненої формі, так і в зв'язаній, наприклад у вигляді гумусових речовин, що окисляються перманганатом легше, ніж органічні продукти життєдіяльності

14

водних організмів. Величина перманганатної окислюваності (ПО) коливається в межах від часток міліграмів до десятків міліграмів на літр води. ПО залежить від ступеня забрудненості водойми органічними речовинами і сполуками біогенних елементів, алохтонних речовин природного походження (торфянників, болота). ПО незабруднених поверхневих вод проявляє фізико-географічну зональність. Окиснюваність поверхневих вод схильна до значних сезонних коливань. Їх характер визначається, з одного боку, надходженням алохтонних органічних речовин з поверхні водозбору у різні гідрологічні періоди, з іншого боку, гідробіологічними причинами біопродукції органічної речовини, його перетвореннями в різних гідрохімічних умовах. На тимчасові зміни потоку органічних речовин можуть накладатися техногенні фактори. Визначення окиснюваності слід проводити в свіжовідібраних пробах. Якщо це неможливо, проби консервують розчином сірчаної кислоти (1:3) з розрахунку 1 мл на 1 л. Консервовані проби зберігають при температурі 3 - 5 ° C протягом 1доби. Принцип методу. Окиснення легкодоступних для гідробіонтів органічних сполук здійснюють перманганатом калію в сірчанокислому середовищі під час кип'ятіння:

МnО4- + 8Н+ + 5е- → Мn2+ + 4Н20.

Надлишок перманганату після кип'ятіння визначають йодометрично 2 МnО4

- +10I- +16Н+ → 2Мn2+ + 5І2 + 8Н20; І2 + 2S203

- → 2I- + S4062-.

Ступінь окиснення органічних сполук значною мірою залежить від концентрації окисника. Тому органічних сполук у пробі води має бути стільки, щоб після реакції залишалося не менш як 40 % перманганату. У разі більшого вмісту органічних сполук пробу розбавляють бідистильованою водою. Метод рекомендується для аналізу прісних вод із вмістом хлоридів не більш як 300 мг Сl-/дм3. Якщо вміст хлоридів вищий, пробу розбавляють бідистильованою водою. Визначенню заважають неорганічні відновники — сульфіди, нітрити, за- лізо(ІІ) та ін. Їх вміст визначають обробкою проби досліджуваної води перманганатом калію в кислому середовищі на холоді. Для цього в конічну колбу місткістю 250 см3 наливають 100 см3 або менший об'єм проби води, доведений до 100 см3 бідистильованою водою, і далі діють, як описано в методиці визначення, але без нагрівання проби. Якщо вміст неорганічних відновників Св < 0,1 мг О/дм3, то при визначенні ПО ним нехтують.


Реактиви Вихідний розчин перманганату калію, 0,1 моль-екв/дм3: 3,2 г КМnO4 ч.д.а., розчиняють у 1 дм3 дистильованої води. Розчин зберігають у пляшці з темного скла, використовують через 15-20 діб після приготування. Розчин перманганату калію, 0,01 моль-екв/дм3: 100 см3 відстояного вихідного розчину КМnO4 розбавляють до 1 дм3 дистильованою водою. Розчин зберігають у пляшці з темного скла. Через кілька днів установлюють його концентрацію.

15

Для визначення концентрації розчину перманганату калію в конічну колбу місткістю 250 см3 наливають 100 см3 бідистильованої води, добавляють 10,0 см3

розчину перманганату калію, 5 см3 розчину сірчаної кислоти (1:3), приблизно 0,5 г КІ і титрують 0,01 моль-екв/дм3 розчином тіосульфату натрію, як описано в методиці визначення. Концентрацію розчину КМnO4 моль-екв/дм3 обчислюють за рівнянням:

СKMnO4= , (3.1) С — концентрація розчину тіосульфату натрію, моль-екв/дм3; V1 — об'єм розчину тіосульфату натрію, витрачений на титрування, см3; V2 — об'єм розчину перманганату калію, см3. Якщо визначена концентрація КМnO4 відрізняється від 0,01 моль-екв/дм3 більше ніж на 5%, для приготування 0,01 моль-екв/дм3 розчину КМnO4 беруть 100k см3 вихідного розчину КМnO4, де k=0,01 /С КМnO 4. Розчин тіосульфату натрію, 0,01 моль-екв/дм3 : наважку 2,5 г Na2S2O3·5H2O, ч.д.а., розчиняють в 1 дм3 кип’яченої дистильованої води. Добавляють 1-2 см3 ксилолу або хлороформу і зберігають у пляшці з темного скла. Розчин використовують через 10 діб після приготування. Для визначення точної концентрації розчину в колбу місткістю 250 см3 наливають 50 см3 дистильованої води, 15,0 см3 0,01 моль-екв/дм3 розчину К2Сr2O7, 10 см3 розчину Н2SО4 (1:3) і добавляють 0,5 г сухого КІ. Після розчинення КІ титрують розчином тіосульфату натрію до досягнення світло-жовтого забарвлення суміші. Добавляють 100 см3 дистильованої води, 1 см3 розчину крохмалю і продовжують титрувати до зникнення синього кольору розчину. Титрування проводять тричі й для розрахунків беруть середній результат. Концентрацію розчину тіосульфату натрію Сх (моль-екв/дм3) обчислюють за рівнянням:

Сх= , (3.2) де V1 — об'єм розчину дихромату калію, см3; С — концентрація розчину дихромату калію, моль-екв/дм3;V — об'єм розчину тіосульфату натрію, витраченого на титрування, см3 . Розчин дихромату калію, 0,01 моль-екв/дм3: 0,490±0,001 г К2Сr2O7, х.ч., висушеного при 105 оС упродовж 2 год., розчиняють у дистильованій воді й доводять об’єм розчину до 1 дм3 у мірній колбі. Розчин сірчаної кислоти (1:3): 1 об’єм концентрованої Н2SО4, х.ч., за перемішування доливають малими порціями дистильованої води до 3 об’ємів. Розчин крохмалю, 0,5%-й. Йодид калію КІ, х.ч., кристалічний.

Порядок виконання роботи

У конічну колбу місткістю 250 см3 вносять 100 см3 або менший об'єм проби, доведений до 100 см3 бідистильованою водою, добавляють кілька кип'ятильних камінців, доливають 5 см3 розчину Н2SО4 (1:3) і суміш нагрівають. На початку

16

кипіння доливають 10 см3 0,01 моль-екв/дм3 розчину КМnO4, закривають колбу пробкою-холодильником і після цього кип'ятять точно 10 хв. Якщо рожеве забарвлення перманганату зникає або стає дуже світлим, аналіз повторюють з меншим об'ємом проби. Розчин охолоджують, добавляють близько 0,5 г сухого йодиду калію і титрують йод, який виділився, 0,01 моль-екв/дм3 розчином тіосуль-фату натрію до досягнення світло-жовтого забарвлення. Потім добавляють 1 см3 розчину крохмалю і продовжують титрувати до зникнення синього забарвлення розчину. Одночасно проводять «холостий» дослід зі 100 см3 бідистильованої води. Перманганатну окиснюваність (мг О/дм3) обчислюють за рівнянням:

ПО = (3.3) де 8 — молярна маса еквівалента кисню; С — концентрація розчину тіосульфату натрію, моль-екв/дм3; V1 — об'єм розчину тіосульфату натрію, витрачений на титрування «холостої» проби, см3; V2 — об'єм розчину тіосульфату натрію, витраченого на титрування проби води, см3; V — об'єм проби води, см3; Св — вміст неорганічних відновників, мг О/дм3. Нижня межа визначення становить 0,4 мг О/дм3 за об’єм проби 100 см3 і різниці V1 - V2 = 0,5 см3.




Запитання для самоперевірки 1. Що таке перманганатна окиснюваність? 2. На чому ґрунтується визначення перманганатної окиснюваності? 3. Наведіть порядок виконання роботи по визначенню перманганатної окиснюваності.


ВИЗНАЧЕННЯ ЗАГАЛЬНОЇ, КАЛЬЦІЄВОЇ ТА КАРБОНАТНОЇ

ЖОРСТКОСТІ.

Мета роботи: навчитися визначати загальну, кальцієву та карбонатну жорсткості.

Завдання для виконання роботи Визначення загальної, кальцієвої та карбонатної жорсткості.


17

Сумарний вміст сольових компонентів (НСО3

-, СО32-, СІ-, SО4

-, Са2+, Mg2+, K+, Nа+) створює так звану мінералізацію природних вод, яка коливається в широких межах. Його позначають через ∑і і вимірюють у грамах на кілограм (г/кг). Мінералізація прісних поверхневих вод суходолу зазвичай не перевищує 1 г/кг (1 г/дм3). Вона змінюється в основному під дією гідрологічного чинника: навесні зі збільшенням водного стоку внаслідок розбавляння зменшується, а восени й особливо взимку — збільшується. Якісний і кількісний сольовий склад природних вод — один із важливих показників, що визначає можливість їх використання в різних галузях народного господарства. З погляду хімічного контролю за якістю природних вод мінералізація складає так звану матрицю об'єкта аналізу, яка може впливати на результати аналітичних визначень, особливо в разі концентрування мікрокомпонентів.

4.1. Гідрокарбонати, карбонати, лужність

У поверхневих водах суходолу більшість головних аніонів — це гідрокар-бонати; велика кількість карбонатів з'являється у воді лише за рН>8,3. Вмістом гідрокарбонат-іонів в основному зумовлена лужність незабруднених природних вод.

Лужність — це сумарна концентрація аніонів слабких кислот, яку визначають титруванням проби води сильною кислотою. Розрізняють три форми лужності: вільну, карбонатну і загальну.

Вільна лужність зумовлена наявністю у воді карбонатних і меншою мірою — гідроксильних іонів; така вода має рН > 8,3. Вільна лужність відповідає кількості кислоти, витраченої на титрування проби води до рН 8,3. Карбонатна лужність визначається вмістом у воді тільки аніонів вугільної кислоти, тобто іонів НСО3

- і СОз2-. Вона відповідає кількості кислоти, витраченої на титрування проби води до рН ~4,5. Карбонатну лужність виражають у ммоль-екв НСО3

-/дм3 або в мг НСО3-

/дм3. Загальна лужність зумовлена наявністю у воді аніонів слабких органічних і

неорганічних кислот, а також гідроксильних іонів. У незабруднених прісних водах карбонатна лужність зазвичай перевищує лужність, створену іншими аніонами, настільки, що її можна прийняти за загальну лужність.

У річкові водах карбонатна лужність коливається в межах 10-400 мг НСО3-/ дм3

в озерних — у межах 1 -500, в атмосферних опадах— у межах 30 - 100 мг НСО3-

/дм3. Для визначення лужності води найчастіше вдаються до прямого рН-по-

тенціометричного титрування або до зворотного титрування зі змішаним кислотно-основним індикатором. Пряме титрування за наявності індикаторів, які змінюють своє забарвлення при рН 3-4 , дає ненадійні результати через недостатньо чіткий перехід забарвлення індикатору в точці еквівалентності.

18

рН-Потенціометричне визначення Принцип методу. Іони СО3

2- та НСО3- переводять у молекули вугільної кислоти

титруванням розчином сильної кислоти:

СО32-+ Н+ → НСО3

-; НСО3

- + Н+ → Н2 СО3= СО2↑ +Н2О. Відповідно до значення першої константи дисоціації вугільної кислоти практично повністю (на 99 %) утворюється Н2 СО3 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 НСО3

- + СО3

2-. 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 мг НСО3-/дм3 і більше.


Апаратура рН-метр або іономір зі скляним індикаторним електродом та хлоросрібним електродом порівняння. Магнітна мішалка. Реактиви Розчин соляної кислоти основний, 0,2 моль-екв/дм3: 16,6 см3 концентрованої НСl розбавляють дистильованою водою до 1 дм3. Розчин соляної кислоти робочий; 0,05 моль-екв/дм3: 250 см3 основного розчину НС1 доводять до 1 дм3 прокип'яченою дистильованою водою, вільною від СО2. Розчин соляної кислоти робочий, 0,02 моль-екв/дм3: 100 см3 основного розчину НСl доводять до 1 дм3 прокип'яченою дистильованою водою, вільною від С02. Точну концентрацію розчинів НС1 встановлюють титруванням стандартним розчином бури.


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 см3 води. Якщо лужність досліджуваної більша за 200 мг НСО3

-/дм3, то для аналізу беруть 10, 25 або 50 см3 воли і доводять її об'єм до 100 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

19

(V1·C·1000)/V=Х моль-екв НСО3-/дм3 (4.1)

(V1·C·1000·61,02)/V =Yмг НСО3-/дм3 (4.2)

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 гідро-карбонат-іонів.

Визначення зворотним титруванням

Принцип методу. Під дією надлишку сильної кислоти аніони СО32- та НСО3

- повністю переходять у молекули С02 (Н2С03). Останні видаляють із розчину продуванням повітря, вільним від СО2. Залишок сильної кислоти відтитровують стандартним розчином бури за наявності змішаного індикатору:

2НС1 + Nа2В407 + 5Н20 = 4Н3В03 + 2NаС1. За різницею еквівалентів добавленої сильної кислоти та витраченої на титрування бури обчислюють концентрацію іонних форм вугільної кислоти, виражену в моль-екв НС03

-/дм3.

Установки, прилади, лабораторний посуд, реактиви Апаратура Прилад для очищення повітря від СО2. Реактиви Розчин соляної кислоти, 0,05 моль-екв/дм3: 4,2 см3 концентрованої НС1 розбавляють бідистильованою водою до 1 дм3. Точну концентрацію кислоти встановлюють титруванням стандартним розчином бури. Стандартний розчин бури, 0,05 моль-екв/дм3: 4,767 ± 0,001 г тричі перекристалізованого препарату Nа2B4O7·10Н2О розчиняють у бідистильованій воді й доводять об'єм розчину до 0,5 дм3 у мірній колбі. Зберігати розчин бури рекомендується в поліетиленовій посудині, щільно закритій пробкою. Розчин бури бажано готувати через кожні 3 міс. Точну концентрацію розчину бури можна встановити титруванням розчином соляної або сірчаної кислоти, приготовленим із фіксаналу. Перекристалізація: 20 - 25 г Nа2B4O7·10Н2О, х.ч., розчиняють у 100 см3 дистильованої води за нагрівання до 50 °С. Теплий розчин швидко фільтрують крізь лійку Бюхнера. Фільтрат охолоджують на льодяній бані, кристали, що утворились, відділяють на лійці Бюхнера і висушують упродовж двох діб між аркушами фільтрувального паперу. Препарат зберігають у бюксі; його кристали не повинні прилипати до сухої скляної палички. Змішаний індикатор: 0,5 г метилового червоного С15Н15О2N3 розчиняють у 100 см3 етилового спирту і добавляють 4 см3 1%-го водного розчину метиленового голубого С16Н18NSСl. Розчин повинен мати малинове забарвлення у кислому

20

середовищі й інтенсивно зелене — у лужному. Індикатор зберігають у посудині з темного скла. Визначення точної концентрації розчину соляної кислоти. У конічну колбу для титрування піпеткою вносять 10,0 см3 розчину соляної кислоти (або інший точно виміряний об'єм), добавляють 90 см3 дистильованої води і 10 крапель змішаного індикатору. Розчин перемішують, пропускають крізь нього упродовж 10 хв повітря, вільне від С02. і титрують стандартним розчином бури до зміни забарвлення з малинового на інтенсивно зелене. Концентрацію розчину соляної кислоти Сх (моль-екв/дм3) обчислюють за рівнянням:

Cx= , (4.3) де V1 — об'єм стандартного розчину бури, використаний для титрування, см3; С — концентрація стандартного розчину бури, моль-екв/дм3; V — об'єм розчину соляної кислоти, використаний для титрування, см3. Робочі розчини хлориду калію для побудови калібрувального графіка готують із використанням стандартного розчину КС1 аналогічно, як і робочі розчини, хлориду натрію.


100 см3 проби води наливають у колбу місткістю 250 см3, добавляють 10 крапель змішаного індикатору і з бюретки таку кількість розчину соляної кислоти концентрацією 0,05 моль-екв/дм3, щоб проба забарвилася в малиновий колір. Потім добавляють ще 1 - 2 см3 розчину соляної кислоти і видаляють діоксид вуглецю продуванням крізь пробу води повітря, вільного від С02. Не припиняючи продування повітрям, пробу титрують розчином бури до появи стійкого зеленого забарвлення.

((V1·C1- V2·C2)·1000)/V=Х моль-екв НСО3-/дм3;

(4.4)

((V1·C1- V2·C2)·1000·61,02)/V =Y мг НСО3-/дм3

------ --------- (4.5)

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, см3; 61,02 — молярна маса еквівалента гідрокарбонат-іонів.

Обчислення за балансом еквівалентів головних іонів сольового складу

Гідрокарбонати, хлориди та сульфати натрію, калію, магнію і кальцію, які є сольовими компонентами природних вод, практично повністю дисоційовані. Тому

21

сума еквівалентів аніонів має дорівнювати сумі еквівалентів катіонів. При цьому враховують лише ті іони, концентрація яких перевищує 0,01 ммоль-екв/дм3. Якщо концентрацію таких іонів установлено відповідними методами аналізу для всіх сольових компонентів, окрім натрію та калію, то за різницею суми ммоль-екв/дм3 усіх аніонів та катіонів Са2+ і Мg2+ можна розрахувати суму ммоль-екв/дм3 Nа+ і К+. Обчислення виконують за рівнянням:

п (Na + + К + ) = п (Сl- + НСО3

- + 1/2·SO42-) - п (1/2· Мg2+ + 1/2·Са2+),

Результати обчислень є наближеними, оскільки частина аніонів й особливо катіонів залежно від рН та Еh води може бути зв'язана в інші розчинні сполуки.

4.2. Твердість води Твердість води — це властивість природної води, зумовлена вмістом у ній в основному розчинених солей кальцію та магнію. Вони надходять у води внаслідок розчинення й хімічного вивітрювання гірських порід, мінералів та солей, зокрема під час взаємодії розчиненого у воді діоксиду вуглецю з карбонатними мінералами, що призводить до накопичення у воді розчинних гідрокарбонатів кальцію й магнію. Джерелом іонів кальцію та магнію є й мікробіальні процеси, які відбуваються в ґрунтах площі водозбору та в донних відкладах, а також промислові стічні води. Загальну твердість води поділяють на карбонатну, зумовлену вмістом гідрокарбонатів (карбонатів за рН > 8,3) кальцію й магнію, та некарбонатну, спричинену вмістом хлоридів і сульфатів кальцію й магнію. Карбонатну твердість іще називають тимчасовою, оскільки під час кип'ятіння води вона усувається внаслідок розкладання гідрокарбонатів кальцію (магнію):

Са(НС03)2 →СаС03 ↓+С02↑ +Н20. Некарбонатну твердість називають постійною; вона дорівнює сумарному вмісту солей кальцію і магнію, що залишаються у воді після її кип'ятіння. Твердість води виражають у мілімоль-еквівалентах на кубічний дециметр (ммоль-екв/дм3). Інколи використовують інші одиниці — німецькі, англійські або французькі градуси (табл. 4.1).

Табл. 4.1. Одиниці твердості води ТН2О,

ммоль-екв/дм3 Градус

німецький (10 мг СаО/дм3)

англійський (1 г СаС03/галон)

французький (1 г СаС03/100 000 г

води) 1,00 0,36 0,29 0,20

2,80 1,00 0,80 0,56

3,50 1,25 1,00 0,70

5,00 1,79 1,43 1,00

22

Твердість вод коливається в широких межах — від одиниць до десятків ммоль-екв/дм3. Воду з твердістю менш як 4 ммоль-екв/дм3 вважають м'якою, від 4 до 8 — середньої твердості, від 8 до 12 — твердою, а понад 12 ммоль- екв/дм3 — дуже твердою. У поверхневих водах суходолу карбонатна твердість становить до 70 - 80 % загальної. Для природних вод характерне сезонне коливання твердості, яка зазвичай досягає найбільших значень наприкінці зими, а найменших — у період повені. Загальну твердість води визначають комплексонометричним титруванням, індикатором слугує еріохром чорний Т. Карбонатна (тимчасова) твердість, виражена в ммоль-екв/дм3, дорівнює лужності води, вираженій у ммоль-екв/дм3 (див. п.4.1). Некарбонатна (постійна) твердість дорівнює різниці між загальною та карбонатною твердістю, її виражають у ммоль-екв/дм3. Якщо в досліджуваній воді містяться значні кількості катіонів натрію і калію, з якими зв'язана частина гідрокарбонатних і карбонатних іонів, то карбонатна (тимчасова) твердість, розрахована за лужністю, не відповідає справжній. У такому разі визначають тільки загальну твердість води, не розділяючи її на карбонатну (тимчасову) і некарбонатну (постійну).

Комплексонометричне визначення Принцип методу. При взаємодії іонів Са2+ і Мg2+ з комплексоном III (двонатрієва сіль етилендіамінтетраоцтової кислоти, скорочено Nа2Н2Y) утворюються безбарвні, стійкі у лужному середовищі комплекси складу Ме2+ : Nа2Н2Y = 1 : 1 за схемою:

Ме2+ + Н2Y2- ↔ МеY2- +2Н+, де Н2Y2- — аніон комплексону ІІІ. При добавлянні розчину комплексону III до проби води спочатку утворюються більш стійкі комплекси кальцію, а потім менш стійкі комплекси магнію. Індикатор еріохром чорний Т за рН ~10 утворює з іонами магнію комплексну сполуку червоно-фіолетового кольору:

Мg2+ + Н2Іnd- ↔ МgІnd- +2Н+. Блакит- Червоно- ний фіолетовий Після досягнення точки еквівалентності магній зв'язується в стійкіший безбарвний комплекс із комплексоном III і розчин забарвлюється в блакитний колір унаслідок появи вільних аніонів індикатору:

МgІnd- + Н2Y2- ↔ МgY2- + Н2Іnd-. Червоно- Блакит- фіолетовий ний За наявності іонів металів, комплекси яких з еріохром чорним Т міцніші, ніж із комплексоном III, зміна кольору розчину в точці еквівалентності недостатньо чітка. Визначенню твердості води заважають іони заліза концентрацією понад 10 мг/дм3, кобальту, нікелю, міді (концентраціями кожного понад 0,1 мг/дм3) та деякі ін.

23

Для маскування катіонів металів, які заважають аналізу, застосовують ціанід калію, солянокислий гідроксиламін або сульфід натрію. Така потреба постає в основному при аналізі стічних вод. Дуже каламутні води фільтрують крізь мембранний фільтр із діаметром пор 0,45 мкм. Мінімальна визначувана твердість води становить 0,5 ммоль- екв/дм3 за об'єму проби 100 см3.


Реактиви Розчин комплексону III, 0,02 моль-екв/дм3: 3,75 ± 0,01 г комплексону III (двонатрієва сіль етилендіамінтетраоцтової кислоти С10Н14О8N2Na2·2Н2О) розчиняють у бідистильованій воді й доводять об'єм розчину до 1 дм3 у мірній колбі. Точну концентрацію розчину встановлюють за стандартним розчином хлориду цинку. Буферний розчин з рН ~ 10: 20 г хлориду амонію, х.ч., розчиняють у дистильованій воді, добавляють 100 см3 концентрованого розчину аміаку, х.ч., і доводять об'єм розчину до 1 дм3 у мірній колбі. Якщо рН суміші відрізняється від 10 більш ніж на ±0,2, то добавляють концентрований розчин НС1 або NН4ОН до досягнення рН 10 ± 0,2 за рН-потенціометричного контролю. Індикатор еріохром чорний Т, спеціальний ЕТ-00 (хромоген чорний), С20Н12O7N3SNa готують одним із таких способів: а) 0,5 г індикатору розчиняють у 10 см3 буферного розчину і доводять об'єм розчину етиловим спиртом до 100 см3 у мірній колбі; б) 0,5 г індикатору розтирають у фарфоровій ступці з 50 г хлориду натрію. Стандартний розчин хлориду цинку, 0,01 моль-екв/дм3: близько 0,33 г металічного гранульованого цинку швидко промивають у невеликій кількості концентрованої соляної кислоти й відразу відмивають від кислоти бідистильованою водою. Потім висушують у сушильній шафі при 100 °С упродовж 1 - 2 год, охолоджують і визначають його масу (m) на аналітичних терезах. У мірну колбу місткістю 1 дм3 наливають 10-15 см3 бідистильованої води та 3 см3 концентрованої соляної кислоти і добавляють наважку (m) металічного цинку. Після повного розчинення наважки розчин доливають до риски бідистильованою водою. Концентрація цього розчину приблизно дорівнює 0,01 моль-екв Zn2+/дм3. Точну його концентрацію С (моль-екв/дм3) обчислюють за рівнянням:

С= (4.6) де m — наважка металічного цинку, г; 32,69 — молярна концентрація цинку (М·1/2Zn2+). Визначення точної концентрації розчину комплексону III. У конічну колбу для титрування піпеткою вносять 10 см3 стандартного розчину хлориду цинку з відомою концентрацією С, добавляють 20 - 25 см3 дистильованої води, 5 см3 буферного розчину з рН ~10, 2 - 3 краплі індикатору еріохром чорний Т і титрують розчином комплексону III до зміни червоно-фіолетового забарвлення розчину на блакитне.

24

Концентрацію розчину комплексону ІІІ Сх (моль-екв/дм3) обчислюють за рівнянням:

Cx= (4.7) де V1 — об'єм взятого стандартного розчину хлориду цинку, см3; С — концентрація стандартного розчину хлориду цинку, моль-екв/дм3; V — об'єм розчину комплексону III, витрачений на титрування, см3.


У конічну колбу місткістю 150 - 200 см3 піпеткою вносять 10 - 100 см3 води залежно від очікуваної твердості, розбавляють за потреби дистильованою водою приблизно до 100 см3, добавляють 5 см3 буферного розчину з рН ~10 і 5 — 7 крапель індикатору (або 10 - 15 мг сухої суміші). Суміш перемішують і титрують розчином комплексону III до переходу червоно-фіолетового забарвлення розчину в блакитне. Загальну твердість води Сх (ммоль-екв/дм3) обчислюють за рівнянням:

Cx= (4.8)

де С — концентрація розчину комплексону III, моль-екв/дм3; V1 — об'єм розчину комплексону ПІ, витрачений на титрування, см3; V — об'єм проби води, см3.




Запитання для самоперевірки 1. Що розуміють під твердістю води? 2. Які існують види твердості? 3. Які методи визначення твердості? 4. За яких умов загальна твердість відповідає карбонатній твердості? 5. Які негативні наслідки високої твердості води у технологіях харчових

виробництв? 6. Що розуміють під лужністю води? 7. Які існують види лужності? 8. Охарактеризуйте методи визначення лужності. 9. Яким чином може впливати лужність води на якість одержаних напоїв? 10. Наведіть порядок виконання роботи по визначенню загальної твердості.

25

РЕКОМЕНДОВАНА ЛІТЕРАТУРА

Базова

1. Кобилянський, В.Я. Контроль якості питної води: монографія. / В.Я. Кобилянський. – Харків: ХНАМГ, 2013. – 200с.

2. Аналітична хімія поверхневих вод: монографія / Б.Й. Набиванець, В.І. Осадчий, Н.М. Осадча, Ю.Б. Набиванець. – К.: Наукова думка, 2007. – 455с.

3. Химия воды: учебное пособие / Л.В. Петрова, Е.Н. Калюкова – Ульяновск: УлГТУ, 2004. – 48 с.

Допоміжна

4. Шиян, Л.Н. Химия воды. Водоподготовка: Учебное пособие. / Л.Н. Шиян. – Томск: Изд-во ТПУ, 2004. – 72 с.

5. Капранов, С.В.. Вода и здоровье. / С.В. Капранов, О.Н. Титамир. – Луганск: Янтарь,2006.-184с.

6. Гончарук, В.В. Наука о воде: монография. / В.В. Гончарук. – К.: Наукова думка, 2010. – 512 с.

Presentations & Public Speaking

методичні вказівки модуль1