Методи аналізу хімічного складу мінеральних вод

Міністерство освіти і науки України
Львівський національний університетімені Івана Франка
Хімічний факультет
Реферат
на тему:
«Методи аналізу хімічного складумінеральних вод»
Підготувала
студентгрупи ХМХ-43
ГоронРоман
Львів-2010
Зміст

Вступ
Хімічний склад природних вод є надзвичайнорізноманітний. До природних вод належатьповерхневі води суші, морські і океанічні, підземні, атмосферні опади. Різнітипи вод містять різну концентрацію розчинених речовин. Сумарний вмістрозчинених у воді солей називаєтьсяїї мінералізацією. За вмістом у водах розрізняють макро- або головні (декілька%) і мікроелементи (10-3% і менше). Життєво необхідні елементи, атакож продукти життєдіяльності живих організмів утворюють біогенні елементи,вміст яких проміжний між макро- і мікроелементами.
Головні іони – HCO3-, CO32-,SO42-, Cl-; Ca2+, Mg2+,Na+, K+.
Біогенні елементи – N (NH4+, NO2-,NO3-, нітроген органічних сполук), P (орто-, поліфосфати,фосфор органічних сполук), Si ортосилікати), Fe (сполуки Fe (ІІ,ІІІ),найчастіше гідрооксиди та фосфати).
Мікроелементи – біометали Mn, Cu, Zn, Co, Mo Ni, F, Jта інші.
Розчинені гази – O2, CO2, H2S,CH4 та інші.
Органічні речовини – білки, аміни, амінокислоти,карбонові та оксикарбонові кислоти, гумусові речовини (переважно фульвокислоти)складні ефіри, вуглеводи, карбонільні сполуки, спирти, а також пестициди,детергенти.
Показникамиякості води є її фізичні та фізико-хімічні – питома вага, прозорість,кольоровість, каламутність, смак, запах, рН, редокспотенціал.
Вданій роботі ми розглянемо методи аналізу мінеральної води, а саме визначеннявмісту солей натрію, калію, кальцію полуменево-фотометричним методом,визначення НСО3- та СО32-титриметричним методом та визначення у воді загального вмісту сполук феруму.Також виміряємо такий важливий фізико-хімічний показник кислотності води, якрН.

1.Визначення натрію, калію та кальцію у мінеральній воді
Полуменево-фотометричневизначення натрію, калію та кальцію у мінеральній воді можна виконувати методомдобавок.
Обладнання.1. Полуменевий фотометр;
1. мірніколби місткістю 100 мл;
2. хімічнийстакан на 50 мл;
3. градуйованіпіпетки на 5, 10 і 20 мл.
Реактиви.1. Натрій хлорид, Т=0,1 мг/мл;
2. Калійхлорид, Т=0,1 мг/мл;
3. Кальційкарбонат, Т=0,1 мг/мл.
Методикавизначення. У дві мірні колби поміщають по 5 мл досліджуваної мінеральної води.В одну з колб додають 10 мл стандартного розчину Натрій хлориду (Калій хлориду,Кальцій хлориду), в другу – 20 мл того ж стандартного розчину. В третю мірнуколбу поміщають 5 мл досліджуваної мінеральної води, додають дистильовану водудо мітки і перемішують. Розчини почергово вливають в хімічний стакан ірозпилюють в полум’ї горілки. За одержаними даними будують графік залежностіпоказів приладу від концентрації натрію (калію, кальцію).
Вміствизначуваного іону в мінеральної воді Q обчислюють за рівнянням:
/> мкг/мл або мг/мл,
де С– концентрація солі, що була додана (Натрій, Калій чи Кальцій хлориди), мкг/мл;
а –покази мікроамперметра при фотометруванні проб розведеної мінеральної води бездодавання хлоридів;
b –покази мікроамперметра при фотометруванні проб розведеного соку з додаваннямхлоридів;
10 –кратність розведення мінеральної води.
Інший метод визначення концентрації калію(натрію, кальцію, натрію) у природній водіспособом градуйованого графіка
Апаратура і матеріали;
1. ПолуменевиЙ фотометр.
2. Розчини солі калію з Тк =1,0та 0,1 мг/мл
Для визначення калію у розчині методом емісійної фотометріїполум’я користуються резонансним дублетом ліній 766,5 та 769,9км, якомувідповідає потенціал збудження 1,62еВ. На випромінювання атомів калію впливає склад розчинуі температура полум’я.
У приладах зі світлофільтрами сигнал від калію зростає,якщо є помірні концентрації натрію та кальцію, тому необхідно вносити поправкуу сигнал на наявність цих елементів.
Вміст калію у природних водах коливається в межах 1-10мг/л, тому розводити пробу у більшості випадків немає потреби.
ХІД ВИКОНАННЯ РОБОТИ
З розчину калію з Тк 0,1 мг/мл готують серіюстандартних розчинів, концентрації яких 0,5; 1,0; 2,0; 3,0, 4,0; 5,0 мкг/мл.Для цього в мірні колби місткістю 100,0 мл вносять відповідно 0,5; 1,0; 2,0;3,0; 4,0; 5,0 мл стандартного розчину калію, розводять до позначкидистильованою водою і добре перемішують.
Відбирають порцію прозорої досліджуваної води об’ємом 5-10мл. У чіткому і стабільному конусі полум’я фотометрують розчини стандартноїсерії та досліджуваний, починаючи з розчину із найменшою концентрацією. Передкожним вимірюванням регулюють «нуль» приладу, розпилюючи дистильовануводу. Вимірювання проводять не менше трьох разів і знаходять середні значення сигналуī, мкА. Одержані дані записують у таблицю.
Обчислюють концентрацію калію у воді за рівняннямградуйованого графіка І, мкА = а + bС. Параметри графіка ” а ” та«b » обчислюють за рівняннями:
 
/>
/>,
/>де n — кількість точок графіка.
Обчислення значення концентрації калію у нерозбавленійпробі води Сх відповідає концентрації калію у вихідній пробі, мг/л.Якщо ж воду перед аналізом р- кратно розводили дистильованою водою, токонцентрація калію у вихідній пробі дорівнюватиме рСх, мг/л.
2.Визначення кислотності води
Вода,як і кислоти, солі та луги, частково дисоціює на іони:
/>Н2О Н+ + ОН.
Ступіньдисоціації води дуже незначний. У хімічно чистій воді концентрація іонів воднюдорівнює концентрації гідроксид-іона:
[H+]= [OH] = 107 моль/дм3.
При22С добуток концентрації цих іонів:
kw= [H+]  [OH] = 1014 .

Цейдобуток, який має назву іонного добутку води, зберігає постійне значення і вприсутності речовин, які утворюють під час дисоціації іони водню тагідроксид-іони: kw = const. Це означає, що досить визначитиконцентрацію одного з іонів (Н+ або ОН), щобвирахувати кількість іншого. На практиці знаходять концентрацію іонів водню іпозначають її з допомогою водневого показника рН, який являє собою від’ємнийдесятковий логарифм концентрації іонів водню:
рН = lg [H+].
ВеличинарН характеризує стан водного середовища:
в нейтральному середовищі [H+] = [OH] = 107моль/дм3, тож рН = 7;
якщо [H+]  [OH], рН  7 –середовище кисле;
якщо [H+]  [OH], 7 рН  14– середовище лужне.
Активнареакція води – один із найважливіших показників її якості, що визначає характерпротікання хімічних і біохімічних процесів у природних водах та очисних спорудах.Від рН залежить розвиток та життєдіяльність водних організмів, форма існуванняу воді цілого ряду хімічних сполук, корозійна активність води відносно металівта бетону тощо. Водневий показник важливий при проведенні ряду процесів їїобробки, наприклад, при коагулюванні, реагентному пом’якшенні, знезалізненні,виділенні сполук кремнію, марганцю тощо, при виконанні деяких видів хімічногоаналізу.
ЗначеннярН річкової води коливається в межах 6,5…8,5, болотної води – 5,5…6,0,океанської – 7,0…8,3.
рНводи залежить від сезону: взимку для більшості річкових вод спадає (6,8…7,4),влітку піднімається (7,4…8,2).
ДержСанПіНУкраїни регламентує рН у межах 6,5…8,5.
Длявизначення рН існує два головних методи: колориметричний та електрометричний.
Колориметричний метод ґрунтується навикористанні спеціальних одно- або двокольорових індикаторів, при додаванніяких до розчину останній набуває забарвлення. Ці індикатори (найчастіше –мета-нітрофеноли) являють собою слабкі кислоти, які забарвлені в дисоційованомустані, а в недисоційованому безбарвні. При цьому інтенсивність забарвленняпропорційна ступеню дисоціації індикатора, який залежить від рН розчину.
Точністьколориметричних методів обмежена і ними користуються в разі відсутностіможливості використання приладів (в польових умовах).
Привизначенні користуються набором ампул-еталонів з відомими значеннями рНрозчинів, в які введений відповідний індикатор. Визначення виконують підборомампули-еталона з відомим рН, колір якого збігається з кольором досліджуваноїпроби води. Визначення кольорів проводять у компараторі.
Електрометричний метод визначення рНґрунтується на вимірюванні електрорушійної сили (ЕРС) електрохімічноголанцюжка, складеного з проби води, скляного електрода і електрода порівняння.Цим методом досягається стандартне відхилення при визначенні рН = 0,05чи менше (ISO 10523).
Підчас електрометричного визначення рН використовують лабораторний рН-метр зіскляним електродом вимірювання та хлорсрібним електродом порівняння. Призануренні скляного електрода у розчин між поверхнями кульки скляного електродаі розчину виникає обмін іонами, внаслідок якого іони літію в зовнішніх шарахскла заміщуються іонами водню, скляний електрод стає водневим. Між поверхнеюскла і аналізованим розчином виникає різниця потенціалів (ЕРС), пропорційна рНрозчину.Методикавизначення рН розчину електрометричним методом
ВимірюваннярН води необхідно проводити якнайскоріше після відбору проби, оскільки рНшвидко змінюється через протікання різних хімічних, фізичних і біохімічнихпроцесів у пробі.
Длявимірів застосовують лабораторний рН-метр.
Передвизначенням електроди ретельно промивають дистильованою водою та просушуютьпаперовим фільтром.
Визначаютьтемпературу за показаннями термометра рН-метра і ручкою “Температура розчину”виставляють її значення. Опускають електроди в склянку з досліджуваною водою,натискають кнопку діапазону вимірювання “1 – 14” та за нижньою шкалою приладу визначають рН в першому наближенні (грубо). Натискають кнопкувідповідного діапазону рН та знаходять його значення за однією з верхніх шкал зточністю до 0,05. Після закінчення визначення рН електроди занурюють в склянкуз дистильованою водою.
3.Аналіз мінеральної води на вміст НСО3- та СО32-титриметричним методом
Карбонатна лужність визначається вмістом у водітільки аніонів вугільної кислоти, тобто іонів НСО3- і СО32-,Вона відповідає кількості кислоти, витраченої на титрування проби води до рН-4,5. Карбонатну лужністьвиражають у ммоль-eкв НСОз-/дм3 або в мг НСО3-/дм3.
рН-Потенціометричневизначення
Принципметоду. Іони C032-та НСО3- переводятьу молекули вугільної кислоти титруванням розчином сильної кислоти:
/>
/>
Відповіднодо значення першої константи дисоціації вугільної кислоти, практично повністю(на 99 %) утворюється H2CO3 придосягненні рН 4,4, що відповідає точці еквівалентності. Якщо досліджувана вода маєрН > 8,3 (в разі добавляння фенолфталеїну з’являється рожеве забарвлення),то титрується сума іонів/>. Якщо ж вода має рН
Методпотенціометричного титрування придатний для аналізу безбарвних, забарвлених ікаламутних вод лужністю від 0,5 мг НСО3-/дм3 ібільше.
Методикавизначення. Готують рН-метр до роботи, як описано в інструкції до приладу. Передвимірюванням склянку для титрування, електроди, термометр та магнітні мішалкисполіскують досліджуваною водою. Для аналізу беруть 100 см^ води. Якщо лужністьдосліджуваної води більша за 200 мг НСО3-/дм3.то для аналізу беруть 10, 25 або 50 см^ води і доводять її об’єм до 1О0 см3прокип’яченою бідистильованою водою, вільною від СО2 .
Пробуводи титрують розчином соляноїкислоти концентрацією 0,05 або 0,02 моль-екв./дм3 із мікробюреткиза перемішування її магнітноюмішалкою. Титрування закінчують, коли досягається значення рН 4.0 ± 0,05.
Лужністьводи обчислюють за рівняннями:
/>ммоль-еквНСО3-/дм3
/> мгНСО3-/дм3
/>
де V1 —об’єм розчину соляної кислоти, витрачений на титрування, см3; С —концентрація розчину соляної кислоти, витраченої на титрування, моль-екв/дм3;V—об’єм проби води, см3; 61.02 — молярна маса еквівалентагідрокарбонат-іонів.
Визначення зворотнимтитруванням
Принципметоду. Під дією надлишку сильної кислоти аніони СО32-та
НСО3-повністю переходять у молекули СО2 (Н2СО3).Останні видаляють із розчину продуванням повітря, вільним відСО2.Залишок сильної кислоти відтитровують стандартним розчином бури за наявностізмішаного індикатору;
2НС1+ Na2B4O7+ 5Н2O = 4Н3BO3+ 2NаСІ.
Зарізницею еквівалентів добавленої сильної кислоти та витраченої на титруваннябури обчислюють концентрацію іонних форм вугільної кислоти, виражену в моль-екв, НСО3-/дм3
Методикавизначення. 100 см3 проби води наливають у колбу місткістю 250 см3,добавляють 10 крапель змішаного індикатору і з бюретки таку кіль кість розчинусоляної кислоти концентрацією 0,05 моль-екв/дм3, щоб пробазабарвилася в малиновий колір. Потім добавляють що 1 — 2 см3 розчинусоляної кислоти і видаляють діоксид вуглецю продуванням крізь пробу водиповітря, вільного від СО2./>Не припиняючи продуванняповітрям, пробу титрують розчином бури до появи стійкого зеленого забарвлення.
Лужністьводи обчислюють за рівняннями
/> ммоль-еквНСО3-/дм3
/>/> мгНСО3-/дм3
де V1\ —об’єм розчину соляної кислоти, добавлений до проби води, см3; С1— концентрація розчину соляної кислоти, добавленої до проби води, моль-екв/дм3;V2 —об’єм стандартного розчину бури, витрачений на титрування залишку соляноїкислоти, см3; С2 — концентрація стандартногорозчину бури, витраченого на титрування залишку соляної кислоти, моль-екв/дм3;V— об’єм проби води, см; 61,02 — молярна маса еквівалента гідрокарбонат-іонів.

4. Залізоу природних водах
мінеральна вода сіль кислотність
Залізоприсутнє у природних водах у вигляді сполук Fe (II) i Fe (III).
Упідземних водах зустрічаються здебільшого сполуки заліза (ІІ) (головним чиномFe(HCO3)2) стійкі у присутності розчиненої вугільноїкислоти та за відсутності кисню.
Вмістзаліза в підземних водах може досягати кількох десятків міліграмів на дециметркубічний. З виходом підземних вод на поверхню, іони Fe2+окислюються, здійснюється гідроліз солей заліза з утворенням гідроксиду заліза(ІІІ).
Уповерхневих водах залізо знаходиться у вигляді органічних комплексних сполук,які забарвлюють воду у жовто-бурі відтінки, або у вигляді колоїдів та тонкодисперсних зависей Fe(OH)2, Fe(OH)3, FeS тощо, щозумовлюють каламутність води.
Головнимджерелом сполук заліза в поверхневих водах є процеси хімічного вивітрюваннягірських порід, їх механічне руйнування та розчинення.
Урічкових водах та водах прісних озер вміст заліза, як правило, не перевищує 1мг/дм3, у забарвлених болотних водах концентрація заліза значнозбільшується. Якщо вміст заліза перевищує 0,3 мг/дм3, органолептичнівластивості води погіршуються: з’являється неприємний залізистий або в’яжучийприсмак, збільшується каламутність внаслідок утворення малорозчинногогідроксиду заліза (ІІІ).
Залізо– біологічно активний елемент, що суттєво впливає на інтенсивність розвиткуфітопланктону та якісний склад мікрофлори у водоймі.
Підвищенийвміст заліза у технічній воді неприпустимий для багатьох видів підприємств узв’язку із погіршенням якості готової продукції та з можливістю розвинення всистемах водопостачання залізобактерій. Розвиток залізобактерій стимулюєпроцеси корозії, може призвести до закупорювання трубопроводів. Найбільшаприпустима концентрація заліза у питній воді, встановлена ДержСанПіН,  0,3мг/дм3.
Визначаючивміст заліза у воді, використовують колориметричні методи аналізу іззастосуванням ортофенантроліну, сульфосаліцилової кислоти, роданіду амонію абокалію.
ІSО6332 встановлює фотометричний метод визначення заліза у природних та стічнихводах із застосуванням ортофенантроліну. Метод придатний для визначення залізау концентраціях від 0,01 до 5 мг/дм3. Більші концентрації залізавизначаються після відповідного розведення проби дистильованою водою. Привизначенні загального заліза у пробу додають розчин солянокислогогідроксиламіну для відновлення заліза (ІІІ) у залізо (ІІ). Малий термінзберігання розчину ортофенантроліну є недоліком цього методу.
Визначеннязагального заліза з сульфосаліциловою кислотою ґрунтується на взаємодії іонівFe2+ і Fe3+ з нею в лужному середовищі. В результатіреакції утворюються комплексні сполуки, забарвлені у жовтий колір.Методикавизначення заліза
Вколбу місткістю vк = 50 см3 наливають vпр = 25см3 досліджуваної води. Додають 5 см3 розчинусульфосаліцилової кислоти (10 %), 5 см3 розбавленого розчину аміаку.Доводять об’єм проби до мітки дистильованою водою, перемішують. Через 10 хв.вимірюють коефіцієнт світлопропускання розчину на фотоелектро-колориметрі КФК-2(див. розд.1.1) при довжині світлової хвилі  = 440 нм (фіолетовий), укюветі з товщиною робочого шару рідини l = 30 мм.
Коефіцієнтпропускання визначають відносно дистильованої води, до якої додані такі ж саміреактиви, що й у колбу з досліджуваною водою. За калібрувальним графікомвизначають концентрацію Сграф, мг/дм3.
Вмістзаліза у досліджуваній воді /> визначають за формулою:
/>, мг/дм3.

Використаналітература
1. Лабораторнийпрактикум з аналітичної хімії. Оптичні методи аналізу. / Укл. В.К.Зінчук, Г.Д. Левицька– Львів: Видавничий центр ЛНУ ім. І.Франка, 2000.- 80с.
2. НабиванецьБ.Й. та ін. Аналітична хімія природного середовища: Підручник./ Б.Й. Набиванець,В.В. Сухан, Л.В. Калабіна. – К: Либідь, 1986. – 304с.
3. Б.Й. Набиванець,В.І. Осадчий Н.М. Осадча, Ю.Б. Набиванець. Аналітична хімія поверхневих вод.К:– 2007.
4. Хімія води і мікробіологія:Методичні вказівки до лабораторних робіт. / Укл.: В.Ф. Накорчевська, Т.В.Аргатенко. – К.: КНУБА, 2003. – 40 с.