Визначення кислотності води

2. Визначення кислотності води

Вода, як і кислоти, солі та луги, частково дисоціює на іони:

Н₂О Н⁺ + ОН^.

Ступінь дисоціації води дуже незначний. У хімічно чистій воді концентрація іонів водню дорівнює концентрації гідроксид-іона:

[H⁺] = [OH^] = 10^7 моль/дм³.

При 22С добуток концентрації цих іонів:

k_w = [H⁺]  [OH^] = 10^14 .

Цей добуток, який має назву іонного добутку води, зберігає постійне значення і в присутності речовин, які утворюють під час дисоціації іони водню та гідроксид-іони: k_w = const. Це означає, що досить визначити концентрацію одного з іонів (Н⁺ або ОН^), щоб вирахувати кількість іншого. На практиці знаходять концентрацію іонів водню і позначають її з допомогою водневого показника рН, який являє собою від’ємний десятковий логарифм концентрації іонів водню:

рН = lg [H⁺].

Величина рН характеризує стан водного середовища:

 в нейтральному середовищі [H⁺] = [OH^] = 10^7 моль/дм³, тож рН = 7;

 якщо [H⁺]  [OH^], рН  7 – середовище кисле;

 якщо [H⁺]  [OH^], 7 рН  14 – середовище лужне.

Активна реакція води – один із найважливіших показників її якості, що визначає характер протікання хімічних і біохімічних процесів у природних водах та очисних спорудах. Від рН залежить розвиток та життєдіяльність водних організмів, форма існування у воді цілого ряду хімічних сполук, корозійна активність води відносно металів та бетону тощо. Водневий показник важливий при проведенні ряду процесів її обробки, наприклад, при коагулюванні, реагентному пом’якшенні, знезалізненні, виділенні сполук кремнію, марганцю тощо, при виконанні деяких видів хімічного аналізу.

Значення рН річкової води коливається в межах 6,5...8,5, болотної води – 5,5...6,0, океанської – 7,0...8,3.

рН води залежить від сезону: взимку для більшості річкових вод спадає (6,8...7,4), влітку піднімається (7,4...8,2).

ДержСанПіН України регламентує рН у межах 6,5...8,5.

Для визначення рН існує два головних методи: колориметричний та електрометричний.

Колориметричний метод ґрунтується на використанні спеціальних одно- або двокольорових індикаторів, при додаванні яких до розчину останній набуває забарвлення. Ці індикатори (найчастіше – мета-нітрофеноли) являють собою слабкі кислоти, які забарвлені в дисоційованому стані, а в недисоційованому безбарвні. При цьому інтенсивність забарвлення пропорційна ступеню дисоціації індикатора, який залежить від рН розчину.

Точність колориметричних методів обмежена і ними користуються в разі відсутності можливості використання приладів (в польових умовах).

При визначенні користуються набором ампул-еталонів з відомими значеннями рН розчинів, в які введений відповідний індикатор. Визначення виконують підбором ампули-еталона з відомим рН, колір якого збігається з кольором досліджуваної проби води. Визначення кольорів проводять у компараторі.

Електрометричний метод визначення рН ґрунтується на вимірюванні електрорушійної сили (ЕРС) електрохімічного ланцюжка, складеного з проби води, скляного електрода і електрода порівняння. Цим методом досягається стандартне відхилення при визначенні рН = 0,05 чи менше (ISO 10523).

Під час електрометричного визначення рН використовують лабораторний рН-метр зі скляним електродом вимірювання та хлорсрібним електродом порівняння. При зануренні скляного електрода у розчин між поверхнями кульки скляного електрода і розчину виникає обмін іонами, внаслідок якого іони літію в зовнішніх шарах скла заміщуються іонами водню, скляний електрод стає водневим. Між поверхнею скла і аналізованим розчином виникає різниця потенціалів (ЕРС), пропорційна рН розчину.

Методика визначення рН розчину електрометричним методом

Вимірювання рН води необхідно проводити якнайскоріше після відбору проби, оскільки рН швидко змінюється через протікання різних хімічних, фізичних і біохімічних процесів у пробі.

Для вимірів застосовують лабораторний рН-метр.

Перед визначенням електроди ретельно промивають дистильованою водою та просушують паперовим фільтром.

Визначають температуру за показаннями термометра рН-метра і ручкою “Температура розчину” виставляють її значення. Опускають електроди в склянку з досліджуваною водою, натискають кнопку діапазону вимірювання “1 – 14” та за нижньою шкалою приладу визначають рН в першому наближенні (грубо). Натискають кнопку відповідного діапазону рН та знаходять його значення за однією з верхніх шкал з точністю до 0,05. Після закінчення визначення рН електроди занурюють в склянку з дистильованою водою.

3. Аналіз мінеральної води на вміст НСО₃^- та СО₃^2- титриметричним методом

Карбонатна лужність визначається вмістом у воді тільки аніонів вугільної кислоти, тобто іонів НСО₃^- і СО₃^2-, Вона відповідає кількості кислоти, витраченої на титрування проби води до рН-4,5. Карбонатну лужність виражають у ммоль-eкв НСО_з^-/дм³ або в мг НСО₃^-/дм³.

рН-Потенціометричне визначення

Принцип методу. Іони C0₃^2-та НСО₃^- переводять у молекули вугільної кислоти титруванням розчином сильної кислоти:

Відповідно до значення першої константи дисоціації вугільної кислоти, практично повністю (на 99 %) утворюється H₂CO₃ при досягненні рН 4,4, що відповідає точці еквівалентності. Якщо досліджувана вода має рН > 8,3 (в разі добавляння фенолфталеїну з'являється рожеве забарвлення), то титрується сума іонів. Якщо ж вода має рН < 8,3, то цим методом визначається концентрація тільки іонів НСО₃^-.

Метод потенціометричного титрування придатний для аналізу безбарвних, забарвлених і каламутних вод лужністю від 0,5 мг НСО₃^-/дм³ і більше.

Методика визначення. Готують рН-метр до роботи, як описано в інструкції до приладу. Перед вимірюванням склянку для титрування, електроди, термометр та магнітні мішалки споліскують досліджуваною водою. Для аналізу беруть 100 см^ води. Якщо лужність досліджуваної води більша за 200 мг НСО₃^-/дм³. то для аналізу беруть 10, 25 або 50 см^ води і доводять її об'єм до 1О0 см³ прокип'яченою бідистильованою водою, вільною від СО_{2 .}

Пробу води титрують розчином соляної кислоти концентрацією 0,05 або 0,02 моль-екв./дм³ із мікробюретки за перемішування її магнітною мішалкою. Титрування закінчують, коли досягається значення рН 4.0 ± 0,05.

Лужність води обчислюють за рівняннями:

ммоль-екв НСО₃^-/дм³

 мг НСО₃^-/дм³

де V₁ — об'єм розчину соляної кислоти, витрачений на титрування, см³; С — концентрація розчину соляної кислоти, витраченої на титрування, моль-екв/дм³; V— об'єм проби води, см³; 61.02 — молярна маса еквівалента гідрокарбонат-іонів.

Визначення зворотним титруванням

Принцип методу. Під дією надлишку сильної кислоти аніони СО₃^2- та

НСО₃^- повністю переходять у молекули СО₂ (Н₂СО₃). Останні видаляють із розчину продуванням повітря, вільним від СО₂. Залишок сильної кислоти відтитровують стандартним розчином бури за наявності змішаного індикатору;

2НС1 + Na₂B₄O₇ + 5Н₂O = 4Н₃BO₃ + 2NаСІ.

За різницею еквівалентів добавленої сильної кислоти та витраченої на титрування бури обчислюють концентрацію іонних форм вугільної кислоти, виражену в моль-екв, НСО₃^-/дм³

Методика визначення. 100 см³ проби води наливають у колбу місткістю 250 см³, добавляють 10 крапель змішаного індикатору і з бюретки таку кіль кість розчину соляної кислоти концентрацією 0,05 моль-екв/дм³, щоб проба забарвилася в малиновий колір. Потім добавляють що 1 - 2 см³ розчину соляної кислоти і видаляють діоксид вуглецю продуванням крізь пробу води повітря, вільного від СО_2. Не припиняючи продування повітрям, пробу титрують розчином бури до появи стійкого зеленого забарвлення.

Лужність води обчислюють за рівняннями

 ммоль-екв НСО₃^-/дм³

 мг НСО₃^-/дм³

де V₁\ — об'єм розчину соляної кислоти, добавлений до проби води, см³; С₁ — концентрація розчину соляної кислоти, добавленої до проби води, моль-екв/дм³; V₂ — об'єм стандартного розчину бури, витрачений на титрування залишку соляної кислоти, см³; С₂ — концентрація стандартного розчину бури, витраченого на титрування залишку соляної кислоти, моль-екв/дм³; V— об'єм проби води, см; 61,02 — молярна маса еквівалента гідрокарбонат-іонів.

4. Залізо у природних водах

мінеральна вода сіль кислотність

Залізо присутнє у природних водах у вигляді сполук Fe (II) i Fe (III).

У підземних водах зустрічаються здебільшого сполуки заліза (ІІ) (головним чином Fe(HCO₃)₂) стійкі у присутності розчиненої вугільної кислоти та за відсутності кисню.

Вміст заліза в підземних водах може досягати кількох десятків міліграмів на дециметр кубічний. З виходом підземних вод на поверхню, іони Fe²⁺ окислюються, здійснюється гідроліз солей заліза з утворенням гідроксиду заліза (ІІІ).

У поверхневих водах залізо знаходиться у вигляді органічних комплексних сполук, які забарвлюють воду у жовто-бурі відтінки, або у вигляді колоїдів та тонко дисперсних зависей Fe(OH)₂, Fe(OH)₃, FeS тощо, що зумовлюють каламутність води.

Головним джерелом сполук заліза в поверхневих водах є процеси хімічного вивітрювання гірських порід, їх механічне руйнування та розчинення.

У річкових водах та водах прісних озер вміст заліза, як правило, не перевищує 1 мг/дм³, у забарвлених болотних водах концентрація заліза значно збільшується. Якщо вміст заліза перевищує 0,3 мг/дм³, органолептичні властивості води погіршуються: з’являється неприємний залізистий або в’яжучий присмак, збільшується каламутність внаслідок утворення малорозчинного гідроксиду заліза (ІІІ).

Залізо – біологічно активний елемент, що суттєво впливає на інтенсивність розвитку фітопланктону та якісний склад мікрофлори у водоймі.

Підвищений вміст заліза у технічній воді неприпустимий для багатьох видів підприємств у зв’язку із погіршенням якості готової продукції та з можливістю розвинення в системах водопостачання залізобактерій. Розвиток залізобактерій стимулює процеси корозії, може призвести до закупорювання трубопроводів. Найбільша припустима концентрація заліза у питній воді, встановлена ДержСанПіН,  0,3 мг/дм³.

Визначаючи вміст заліза у воді, використовують колориметричні методи аналізу із застосуванням ортофенантроліну, сульфосаліцилової кислоти, роданіду амонію або калію.

ІSО 6332 встановлює фотометричний метод визначення заліза у природних та стічних водах із застосуванням ортофенантроліну. Метод придатний для визначення заліза у концентраціях від 0,01 до 5 мг/дм³. Більші концентрації заліза визначаються після відповідного розведення проби дистильованою водою. При визначенні загального заліза у пробу додають розчин солянокислого гідроксиламіну для відновлення заліза (ІІІ) у залізо (ІІ). Малий термін зберігання розчину ортофенантроліну є недоліком цього методу.

Визначення загального заліза з сульфосаліциловою кислотою ґрунтується на взаємодії іонів Fe²⁺ і Fe³⁺ з нею в лужному середовищі. В результаті реакції утворюються комплексні сполуки, забарвлені у жовтий колір.

Методика визначення заліза

В колбу місткістю v_к = 50 см³ наливають v_пр = 25 см³ досліджуваної води. Додають 5 см³ розчину сульфосаліцилової кислоти (10 %), 5 см³ розбавленого розчину аміаку. Доводять об’єм проби до мітки дистильованою водою, перемішують. Через 10 хв. вимірюють коефіцієнт світлопропускання розчину на фотоелектро-колориметрі КФК-2 (див. розд.1.1) при довжині світлової хвилі  = 440 нм (фіолетовий), у кюветі з товщиною робочого шару рідини l = 30 мм.

Коефіцієнт пропускання визначають відносно дистильованої води, до якої додані такі ж самі реактиви, що й у колбу з досліджуваною водою. За калібрувальним графіком визначають концентрацію С_граф, мг/дм³.

Вміст заліза у досліджуваній воді  визначають за формулою:

, мг/дм³.

Використана література

1.  Лабораторний практикум з аналітичної хімії. Оптичні методи аналізу. / Укл. В.К.Зінчук, Г.Д. Левицька – Львів: Видавничий центр ЛНУ ім. І.Франка, 2000.- 80с.

2.  Набиванець Б.Й. та ін. Аналітична хімія природного середовища: Підручник./ Б.Й. Набиванець, В.В. Сухан, Л.В. Калабіна. – К: Либідь, 1986. – 304с.

3.  Б.Й. Набиванець, В.І. Осадчий Н.М. Осадча, Ю.Б. Набиванець. Аналітична хімія поверхневих вод. К:– 2007.

4.  Хімія води і мікробіологія: Методичні вказівки до лабораторних робіт. / Укл.: В.Ф. Накорчевська, Т.В. Аргатенко. – К.: КНУБА, 2003. – 40 с.