Изучение химического состава природных вод является в настоящее время совершенно необходимым для самых различных областей научного знания и техники. Химический состав природной воды определяет её качество и, следовательно, возможность её использования с той или иной практической целью. Гидрохимические сведения нужны для оценки пригодности воды для бытового и промышленного водоснабжения, для характеристики действия её на строительные сооружения, пригодности для орошения, рыбного хозяйства и многих других практических целей.

Биологические процессы, протекающие в водоёме, в значительной степени зависят от химизма воды. Каждый гидробионт приспосабливается и приспособлен к определённой конкретной среде, изменения которой всегда приводят к изменениям в биоценозах и количественном соотношении численности между видами. Поэтому знание гидрохимических методик и умение провести анализ воды с достаточной точностью позволяет гидробиологу, рыбоводу, санитарному врачу, токсикологу более правильно разобраться в биологических процессах, протекающих в водоёме, более правильно оценить аналитические данные других исследователей, а также прогнозировать изменения гидрохимического режима в водоёме.

Огромные масштабы коммунального, сельскохозяйственного и промышленного использования вод сказываются на составе, качестве природных вод, существенно изменяющемся вследствие спуска в них промышленных сточных вод и коммунальных отходов. В связи с этим задачи гидрохимии тесно связаны с проблемой охраны вод от загрязнения и истощения.

Перед описанием гидрохимических методик считаем целесообразным кратко осветить основные приёмы, применяемые в гидрохимической практике при отборе, консервации и хранении проб исследуемой воды.

Отбор пробы воды является важной составной частью её анализа, необходимым условием правильности получаемых результатов и применимости их в практике. Ошибки, возникающие вследствие неправильного отбора пробы, в дальнейшем исправить нельзя.

Количество пробы (объём), которое необходимо отобрать, зависит от числа определяемых в ней компонентов.

Для отбора и хранения проб чаще используют стеклянные бутыли из прозрачного, бесцветного, химически стойкого стекла. Если требуется особо прочный и химически стойкий материал, то пользуются полиэтиленовыми бутылями с завинчивающимися пробками. Для основной пробы обычно применяют бутыль ёмкостью 1,0 - 2,0 л. Исследуемую пробу отбирают в тщательно вымытую посуду, для чего применяют концентрированную соляную кислоту (для обезжиривания используют синтетические моющие вещества) с последующим отмыванием дистиллированной водой и пропариванием посуды над водяным паром.

Прежде чем взять пробу воды, посуду следует ополоснуть несколько раз водой, подлежащей отбору. Бутыли, наполненные исследуемой водой, этикетируют, номера бутылей записывают в журнал.

В большинстве случаев можно взять пробу прямо в бутыль (с поверхности водоёма). Иногда требуется взять пробу с определённой глубины, не смешивая её с водой других слоёв. Для этого существуют различные приспособления, называемые батометрами.

В тех случаях, когда анализ некоторых веществ в пробе невозможно провести сразу же после отбора проб, проводят их консервацию. Консервация проб воды преследует цель сохранения компонентов, определяемых в воде, и её свойств в том состоянии, в котором они находились в момент взятия пробы. Универсального консервирующего средства не существует, поэтому консервирование проб необходимо проводить конкретно для каждого компонента. При изложении методики будут указаны возможные способы консервирования проб.

Существует определённая последовательность при гидрохимической работе, выполняемой непосредственно у исследуемого водного объекта (река, озеро, пруд), которой следует придерживаться.

При взятии проб воды с поверхности:

1) определяется прозрачность и цвет воды при помощи диска и шкалы цветности (только при исследовании озёр);

2) определяется температура воды;

3) зачерпывается проба воды;

4) определяется содержание в воде ионов водорода (рН), двуокиси углерода (СО₂), карбонатных ионов (СО₃^2-) и фиксируется кислород;

5) наполняются водой бутылки (объёмом 1 л) для дальнейшего анализа в лаборатории;

6) наполняется водой одна бутылка объёмом 0,5 л и, если требуется, другие бутылки;

7) определяется вкус и запах воды;

8) при выполнении всех указанных определений заполняются соответственно графы в журнале.

При взятии проб воды с разных глубин:

1) определяется прозрачность и цвет воды по диску и шкале цветов (только при исследовании озёр);

2) опускается, выдерживается 10 минут и поднимается батометр;

3) отсчитывается температура по дополнительному и основному термометрам;

4) определяется рН, двуокись углерода, фиксируется кислород и, если возможно, определяется СО₃^--;

5) батометр опускается на ту же глубину и взятой водой наполняются бутылки объёмом 1,0 и 0,5 л. При этом нет необходимости выдерживать батометр на исследуемой глубине. Если необходимо, то таким же образом наполняются и другие бутылки соответствующих объёмов для консервации железа, кремния, фосфора и др;

6) определяется вкус и запах воды;

7) все результаты наблюдений записываются в журнал.

Тема: Органолептические показатели природных вод.

1. Прозрачность.

Прозрачность (светопропускание) воды зависит от её цвета и мутности. Мерой светопропускания служит высота водяного столба, сквозь который можно ещё наблюдать белый круг (диск) определённых размеров или прочесть шрифт определённого типа. Метод даёт лишь ориентировочные результаты. Величина прозрачности зависит от интенсивности развития фитопланктона в водоёме и от наличия в воде взвешенных веществ. Поэтому этот показатель дополняет результаты гидробиологических и гидрохимических исследований. Обычно на водоёме определение прозрачности проводят при помощи диска Секи. В лабораторных условиях определение светопропускания проводят при помощи стандартного шрифта (ГОСТ 3351-46).

Измерение прозрачности воды при помощи диска. Диск белого цвета, укреплённый на мерной верёвке, погружают в водоём и определяют глубину (в см), на которой погружённый диск перестаёт быть видимым. Определение нельзя проводить при прямом солнечном свете. Измерение повторяют несколько раз и записывают среднюю величину.

Измерение прозрачности воды при помощи шрифта. Определяют высоту водяного столба (в см), сквозь который типографский шрифт становится плохо различимым. Определение проводят в нефильтрованной воде. Прежде чем отмерить воду для определения, бутылку следует взболтать и тотчас же отобрать чистой и сухой мензуркой необходимый объём воды. Затем воду переливают в цилиндр с плоским дном и краном, объёмом около 100 мл. подложив на расстоянии 4 см от дна цилиндра стандартный шрифт, сливают воду через кран до тех пор, пока не появится возможность чтения текста через слой воды, находящейся в цилиндре. Это определение повторяют ещё раз, приливая воду в цилиндр до тех пор, пока читаемый шрифт будет едва различимым. В качестве результата определения берут среднее арифметическое из двух измерений высоты слоя воды в цилиндре при первом и втором определениях.

Аппаратура:

1. Стеклянный цилиндр с внутренним диаметром 2,5 см, высотой 50 см, градуированный в сантиметрах, с дном из химически стойкого оптического стекла или стеклянная трубка тех же размеров с приклеенной к ней плоскопараллельной стеклянной пластинкой.

2. Шрифт с высотой букв 3,5 мм.

2. Цветность.

Чистые природные воды обычно почти бесцветны. Цветность поверхностных вод вызывается, главным образом, присутствием гуминовых веществ и соединений трёхвалентного железа и марганца. Количество этих веществ зависит от геологических условий в водоносных горизонтах и от количества и размеров торфяников в бассейне исследуемого водоёма. Во многих случаях окраска воды вызывается, например, присутствием микроорганизмов, частичек ила, сульфидов и других взвешенных веществ. Цвет определяют в профильтрованной или в необработанной пробе, содержащей взвешенные вещества. цвет вод, содержащих большое количество взвешенных веществ, определяют после отстаивания. При определении цветности пробы воды не консервируются. Определение проводят через 2 часа после отбора пробы.

Измерение на спектрофотометре. Цвет воды обычно рекомендуется определять измерением её оптической плотности на спектрофотометре при различных длинах волн. Исследуемую воду предварительно отфильтровывают, отбрасывая первые порции фильтрата. Оптическую плотность измеряют при толщине слоя 10 см; вторую кювету прибора заполняют дистиллированной водой. Длина волн света, максимально поглощаемого водой, является характеристикой её цвета. Если на полученной кривой имеется несколько пиков, то соответствующие им длины волн должны быть отмечены. Следует учитывать, что видимый цвет раствора всегда является дополнительным к цвету поглощаемого излучения (см. табл. 1).

Таблица 1.

длина волн поглощаемого света (приблизительно), нм	цвет поглощаемого излучения.	дополнительный (видимый) цвет раствора.
400 – 450 450 – 480 480 – 490 490 – 500 500 – 560 560 – 575 575 – 590 590 – 605 605 – 730 730 - 760	фиолетовый синий зелёно – синий сине-зелёный зелёный жёлто-зелёный жёлтый оранжевый красный пурпурный	жёлто-зелёный жёлтый оранжевый красный пурпурный фиолетовый синий зелёно – синий сине-зелёный зелёный

Значение оптической плотности исследуемой воды при длине волны, близкой к максимуму поглощения, является мерой интенсивности её окраски.

Спектрофотометр может быть заменён фотоэлектроколориметром (ФЭК) при наличии достаточного числа светофильтров, пропускающих узкие полосы спектра света.

Тема: Активная реакция (рН) природных вод.

Под активной реакцией среды понимают активную кислотность (щёлочность), т.е. концентрацию свободных (активных) ионов водорода. Существует понятие «потенциальная кислотность», которую определяют обычным титрованием – методом нейтрализации.

Концентрацию водородных ионов принято выражать величиной рН, представляющей собой десятичный логарифм концентрации ионов водорода, взятый с обратным знаком:

[Н⁺] =10^–рН; рН = lg [Н⁺]

Определение концентрации водородных ионов осуществляется в интервале от 1 до 10^–14 мг-экв/л, что соответствует величине рН от 0 до 14. величина рН 7 отвечает нейтральному состоянию раствора, меньшие её значения – кислотному, а более высокие – щелочному.

В большинстве природных вод концентрация водородных ионов обусловлена лишь отношением концентраций свободной двуокиси углерода и бикарбонат-ионов. В этих случаях рН колеблется от 4,5 до 8,3. На величину рН может оказывать влияние повышенное содержание гуминовых веществ, основных карбонатов и гидроокисей, возникающих вследствие поглощения СО₂ в процессе фотосинтеза, а в отдельных случаях – также и повышенное содержание солей, подверженных гидролизу и пр. В сточных и загрязнённых поверхностных водах, кроме того, могут содержаться и сильные кислоты и основания. Концентрация водородных ионов в воде влияет на развитие флоры и фауны водоёмов. Особое значение приобретает рН воды в период размножения рыб и развития икры и личинок (в первые 3 дня их жизни).

Величину рН определяют колориметрическим или электрометрическим методом.

Положительным качеством определения рН колориметрическим методом является простота его выполнения. К недостаткам метода следует отнести недостаточно высокую точность получаемых результатов, затруднения, возникающие при определении рН окрашенных и мутных вод, необходимость введения солевых поправок и значительную погрешность при очень малой минерализации исследуемой воды (при сумме ионов менее 30 мг/л).

К положительным качествам электрометрического метода определения рН при помощи стеклянного электрода (по сравнению с колориметрическим методом) надо отнести большую точность определения рН независимо от цвета и мутности воды, отсутствие солевых поправок.

Колориметрическое определение рН. Определение проводят по цвету кислотно-основного индикатора, добавляемого в пробу в виде раствора или зафиксированного на индикаторной бумажке. Возникающую окраску индикатора сравнивают с окраской стандарта.

Ориентировочное определение рН с универсальным индикатором используют в некоторых случаях, например, при гидробиологических исследованиях неизвестных ещё водоёмов. Универсальный индикатор представляет собой порошок или спиртовой раствор оранжево-красного цвета, который действует в области величин рН, равных 2,0 – 10,0.

При определении рН пробы воды нельзя консервировать. Определение проводят сразу на месте, либо не позднее, чем через 1 сутки. При этом пробу отбирают, заполняя сосуд доверху водой, чтобы не осталось пузырьков воздуха. При транспортировке предохраняют пробу от нагревания.

При колориметрическом определении рН в чистую пробирку, предварительно ополоснутою испытуемой водой, наливают 2-3 мл пробы, прибавляют 2-3 капли универсального индикатора, перемешивают и определяют рН по следующей шкале:

рН	окраска раствора
2,0 3,0 4,0 5,0 6,0 7,0 8,0 9,0 10,0	красно-розовая красно-оранжевая оранжевая жёлто-оранжевая лимонно-жёлтая жёлто-зелёная зелёная сине-зелёная фиолетовая

Реактивы: Универсальный индикатор. Необходимо приготовить 0,1%-ные спиртовые растворы из пяти индикаторов, смешивая их в следующих соотношениях:

метиловый красный – 5мл,

диметиламиноазобензол – 15 мл,

бромтимоловый синий – 20 мл,

фенолфталеин – 20 мл,

тимолфталеин – 20 мл.

Электрометрическое определение рН (со стеклянным электродом) основано на том, что изменение значения рН на единицу в определённой области рН вызывает изменение потенциала электрода на 58,1 мВ при температуре 20°С. При погружении электрода в раствор между поверхностью шарика электрода и раствором происходит обмен ионами, в результате которого ионы лития в поверхностных слоях стекла замещаются ионами водорода. Между поверхностью стекла и контролируемым раствором возникает разность потенциалов, величина которой определяется активностью ионов водорода в растворе.

Ход определения.

Перед началом измерения пробу следует тщательно перемешать, чтобы её состав непосредственно у поверхности электрода соответствовал её общему составу. Общая схема измерения рН электрометрическим способом сводится к следующим операциям:

Проверяют и устанавливают так называемый «механический нуль» прибора перед его включением. Включают рН-метр и после прогрева и установки «электрического нуля» проверяют и корректируют его шкалу по двум-трём буферным растворам. Для этого в стакан с буферным раствором помещают стеклянный электрод и каломельный электрод. Измерив величину рН буферного раствора, записывают его значение и спустя 2-3 минуты повторяют измерение. Если оба значения рН совпадают, то потенциал электрода считают установившимся и приступают к коррекции шкалы в соответствии с инструкцией к прибору. Затем аналогичные операции повторяют со вторым и третьим буферными растворами, предварительно ополоснув электроды и термометр дистиллированной водой. Остатки дистиллированной воды удаляют фильтровальной бумагой. После коррекции прибора измеряют рН исследуемой воды таким же способом, как и в случае буферных растворов. Измерения повторяют 2-3 раза с интервалом 2-3 минуты. Последние два показателя прибора должны быть одинаковыми.

При измерении рН растворов, температура которых отличается от комнатной (20 ±1,0°С), необходимо применять автоматическую температурную компенсацию, либо при каждом измерении устанавливать ручку корректора на температуру контролируемого раствора.

Отсчёт показаний на рН-метре производится следующим образом:

При установке переключателя пределов измерений в положение «2 – 14» отсчёт показаний производится по нижней шкале показывающего прибора, оцифрованной непосредственно от 2 до 14 единиц рН. Рекомендуется следующее правило отсчёта показаний:

Измеряемая величина рН = начальное значение рН для данного диапазона (нижний предел измерений) + показание, отсчитанное по верхней шкале показывающего прибора.

Аппаратура:

1. Лабораторный рН-метр (потенциометр) со стеклянным электродом измерения и каломельным электродом сравнения – ЛПУ-01.

2. Термометр с ценой деления 0,1 – 0,05°С.

Посуда:

1. Два-три стакана стеклянных или полиэтиленовых ёмкостью 100 – 150 мл.

2. Три полиэтиленовых бутыли ёмкостью 1 л для хранения буферных растворов.

Реактивы:

1. Буферный раствор бифталата калия (0,005 М) – КООН–С₆Н₆–СООН, рН 4,00 (20°С). Растворяют 10,211 г высушенного при 110°С бифталата калия (ч.д.а.) в свежепрокипячённой и охлаждённой дистиллированной воде и доводят объём при 20°С до 1 л.

2. Фосфатный буферный раствор, рН 6,98 (20°С). Растворяют 1,361 г КН₂РО₄ (ч.д.а.) и 1,420 г Nа₂НРО₄ (ч.д.а.), высушенных при 110–130°С (обе соли одновременно), в свежепрокипячённой и охлаждённой дистиллированной воде и доводят объём при 20°С до 1 л.

3. Буферный раствор тетрабората натрия, рН 9,22 (20°С). Растворяют 3,814 г Nа₂В₄О₇ (ч.д.а.), сохраняемого продолжительное время над бромидом натрия, в свежепрокипячённой и охлаждённой дистиллированной воде и доводят объём при 20°С до 1 л.

Тема: Газовый состав природных вод.

1. Растворённый в воде кислород.

Содержание кислорода в воде имеет большое значение при оценке качества поверхностных вод, некоторых сточных вод, при оценке и контроле станций биологической очистки, а также при исследовании коррозийных свойств воды.

Вода, соприкасающаяся с воздухом, содержит кислород в равновесной концентрации, зависящей от атмосферного давления, температуры и содержания растворённых в воде солей. отклонения действительной концентрации кислорода от равновесной вызываются физическими влияниями, например, резким изменением барометрического давления, изменением температуры воды и т.п.; физико-химическими влияниями, например, поглощением кислорода при электрохимической коррозии металлов и потреблением его на химическое окисление веществ, содержащихся в воде или соприкасающихся с ней; биохимическими влияниями, которые в естественных условиях преобладают, как, например, потребление кислорода при аэробном разложении органических веществ или, наоборот, выделением кислорода при поглощении СО₂ организмами. Содержание кислорода в воде колеблется от 6 до 10 мг/л, редко превышая 15 мг/л.

Определение в воде кислорода проводится по получившему широкое распространение йодометрическому методу Винклера. Этим методом можно определить кислород при концентрации его 0,05 мг/л и выше.

Пробы, отобранные для определения кислорода, нельзя консервировать. Их собирают в специальные «кислородные склянки» и сразу прибавляют соответствующие реактивы. Метод основан на способности гидрата закиси марганца окисляться в щелочной среде в соединения высшей валентности, количественно связывая растворённый в воде кислород, и затем снова переходить в кислой среде в двухвалентные соединения, окисляя при этом эквивалентное количество (связанному кислороду) йода. Выделившийся при этом йод оттитровывают точным раствором гипосульфита и по его количеству, пошедшему на титрование, вычисляют количество кислорода.

В основе всего хода определения лежат следующие химические реакции:

а) связывание кислорода в щелочной среде:

2MnCl₂ + 4NaOH = 2Mn(OH)₂ + 4NaCl

2Mn(OH)₂ + О + Н₂О = 2Mn(OH)₃

б) выделение йода в кислой среде:

2Mn(OH)₃ +2KJ + 3H₂SO₄ = K₂SO₄ + 2MnSO₄ + 6Н₂О + J₂

в) титрование выделившегося йода гипосульфитом

J₂ + 2Na₂S₂O₃ = Na₂S₄O₄ + 2NaJ

Перед определением растворённого в воде кислорода «кислородные склянки» необходимо откалибровать; калибровка сводится к следующему:

Склянки хорошо промывают, высушивают, нумеруют и взвешивают (вес тары) на технических весах с точностью до 0,01 г. затем их заполняют дистиллированной водой комнатной температуры и, удалив фильтровальной бумагой наружную воду, снова взвешивают с такой же точностью. Разница покажет вес воды в склянке. Чтобы перечислить вес на объём, необходимо полученный вес умножить на соответствующий коэффициент для данной температуры воды. Произведение покажет объём склянки.

Ход определения.

В «кислородные склянки» при помощи сифона осторожно наливают исследуемую воду, для чего сифон опускают на дно склянки и заполняют так, чтобы вода перелилась через край. Сейчас же после этого вводят (осторожно!) пипеткой 1 мл раствора MnCl₂ и 1 мл раствора KJ + NaOH. После этого склянку закрывают притёртой пробкой, следя, чтобы в склянке не осталось пузырьков воздуха, и содержимое её тщательно перемешивают многократным резким перевёртыванием. Образовавшийся осадок распределяется по всей склянке. Пробу с зафиксированным кислородом ставят в тёмное место на 1-2 часа. По истечении этого времени склянку осторожно открывают (жидкость над осадком должна быть прозрачной) и прибавляют 1 мл H₂SO₄ (1 : 1). При этом сливание прозрачной жидкости через край не имеет значения для определения. Затем склянку закрывают и её содержимое перемешивают. Осадок растворяется, после чего приступают к титрованию, предварительно определив поправку на гипосульфит.

Содержимое склянки осторожно переносят количественно в коническую колбу и титруют гипосульфитом до получения еле заметного жёлтого цвета. Затем прибавляют 0,5 мл 0,2%-ного крахмала и получившийся синеватого цвета раствор осторожно титруют до полного его обесцвечивания.

Расчёт абсолютного содержания кислорода производится по следующей формуле:

Количество кислорода О₂ в мг/л = n ∙ А ∙ 0,08 ∙ 1000/V-v, ∙ где:
n ∙ А ∙ 0,08 ∙ 1000

Количество кислорода О₂ в мг/л = ––––––––––––––––––––– , где:

V-v

n – количество Na₂S₂O₃, пошедшее на титрование пробы; А – поправка на его нормальность; V – объём склянки; v – количество (мл) прибавленных реактивов Винклера; V-v – объём исследуемой воды, мл; 0,08 – коэффициент для пересчёта содержания кислорода в мг (для пересчёта на мл берут 0,0558).

Расчёт относительного содержания кислорода (процент насыщения от нормы при данной температуре) проводят по следующей формуле

В % насыщения воды кислородом = Б ∙ 100/А, где

Б – абсолютное содержание кислорода, мг/л;

А – нормальное содержание кислорода в воде при данной температуре (определяется по таблице), мг/л.

Аппаратура:

Технические весы с точностью до 0,01 г.

Посуда:

1. пикнометры или склянки с притёртыми пробками объёмом 50-70 мл.

2. пипетки Мора (или пипетки с делениями): 4 шт. – на 1 мл, 1 шт. – на 3 мл и 1 шт. – на 20 мл.

3. бюретки объёмом 25 мл.

4. пять конических колбочек для титрования объёмом 150-200 мл.

Реактивы:

1. 32%-ный раствор MnCl₂

2. NaOH 32%-ный + KJ 10%-ный, хранить их надо в темноте, если нет NaOH, то можно взять КОН, но в 1,5 раза больше.

3. серная кислота H₂SO₄ (1 : 1).

4. крахмал 0,2%-ный (употреблять только свежеприготовленный).

5. 0,01 н раствор гипосульфита (Na₂S₂O₃): 2,48 г соли растворяют дистиллированной водой в мерной колбе объёмом 1 л. Раствор гипосульфита готовят сначала приблизительно, а затем находят для него поправку путём титрования точным раствором бихромата калия ( 0,01 н (0,4903 г соли растворяют дистиллированной водой в мерной колбе объёмом 1 л). Техника нахождения поправки на гипосульфит сводится к следующему:

в колбочку ёмкостью 150-200мл последовательно наливают около 100 мл дистиллированной воды + 10 мл 15%-ного KJ + 3 мл 25%-ной H₂SO₄ + 20 мл 0,01 н K₂Cr₂O₇ (точно). Выделяющийся при этом свободный йод окрашивает раствор в темновато-коричневато-жёлтый цвет. Колбочку необходимо закрывать часовым стеклом, чтобы не улетучивался свободный йод, и поставить на 3 минуты, чтобы все молекулы бихромата калия прореагировали с KJ. Выделившийся свободный йод титруют гипосульфитом, прибавляя его сначала из бюретки струёй, а, когда раствор приобретёт слабо жёлтый цвет, прибавляют его по каплям до получения еле заметного жёлтого цвета. Затем вносят 0,5 мл 0,2%-ного раствора крахмала и продолжают титровать до исчезновения синеватой окраски крахмала со свободным йодом.

Коэффициент поправки (А) равен: А = В/М, где

В – количество мл 0,01 н K₂Cr₂O₇, взятого для титрования;

М – количество мл Na₂S₂O₃, пошедшее на титрование.

Свободная угольная кислота.

СО₂, попадая в воду, тотчас соединяется с водой, давая настоящую угольную кислоту Н₂СО₃ (СО₂ – псевдокислота), которая затем вступает в химические связи с разными основаниями, давая бикарбонаты и карбонаты. Эта цепь перехода стоит под контролем рН среды: чем выше рН, тем меньше СО₂ и Н₂СО₃ в воде.

Обычно угольную кислоту (Н₂СО₃) принято отождествлять с находящимся в растворённом состоянии угольным ангидридом (СО₂), принимая их общее содержание за СО₂. это допустимо, так как равновесие, которое существует между угольной кислотой и двуокисью углерода в водном растворе – СО₂ +Н₂О ↔ Н₂СО₃ сильно сдвинуто в левую сторону и в растворе находится примерно 99% СО₂ и лишь около 1% Н₂СО₃. определение несколько усложняется тем, что Н₂СО₃ реагирует со щелочами очень быстро, в то время, как переход СО₂ в Н₂СО₃ происходит значительно медленнее. В результате появляющаяся в процессе титрования розовая окраска неоднократно исчезает, затрудняя это определение. Недостатком этого метода является то, что одновременно с СО₂ титруются присутствующие органические кислоты преимущественно гумусового происхождения, а также другие слабые кислоты (борная, кремниевая). Однако, для большинства природных вод содержание СО₂ является основной составной частью кислотности, что позволяет с некоторой условностью выражать результаты этого определения в виде СО₂. Кроме того, возникают затруднения, происходящие из-за осаждения щёлочью некоторых катионов (Ca⁺⁺, Mg⁺⁺, Fe⁺⁺) при их значительном содержании в воде. Однако, быстрота и лёгкость определения способствуют тому, что данный метод является распространённым при анализе воды. Определение СО₂ проводят обязательно на месте, сейчас же после извлечения пробы из водоёма.

Ход определения.

В пикнометр на 150 мл наливают разбавленный фосфатный буферный раствор с рН 8,37 и прибавляют из тонкой пипетки 5 капель 1%-ного спиртового раствора фенолфталеина. Фосфатный раствор приобретает слабо розовый цвет. Эта склянка служит стандартом предела титрования.

В другой такой же пикнометр пипеткой Мора наливают осторожно, без бурного перемешивания, 100 мл исследуемой воды; прибавляют 5 капель индикатора (фенолфталеина) и титруют пробу из бюретки титрованным раствором 0,02 н NаОН (установку титра раствора NаОН надо также вести в присутствии фенолфталеина) до окраски, равнозначной окраске стандарта (т.е. до рН 8,37). Равнозначная окраска в пробе должна сохраняться в продолжение 10 минут. Если проба станет бледнее цвета стандарта, то к ней прибавляют ещё раствора. При этом пробу надо перемешивать лёгкими круговыми движениями при закрытом пробкой пикнометре.

В основе данного метода лежат реакции:

СО₂ +Н₂О ↔ Н₂СО₃

Н₂СО₃ + NаОН ↔ NаНСО₃ + Н₂О

Как только угольная кислота на 97,5% перейдёт в бикарбонат натрия, т.е. раствор будет иметь рН 0,37, фенолфталеин становится слабо розовым и дальнейшее титрование прекращается. Следовательно, 1 г/моль NаОН связывается 1 г/моль СО₂, или 1 н + NаОН соответствует 44 г СО₂

Поэтому расчёт содержания в воде СО₂ производят по следующей формуле:

n ∙ F ∙ 0,88 ∙ 1000/100 = n ∙ F ∙ 8,8 ∙ мг СО₂ /л, где:
n ∙ F ∙ 0,88 ∙ 1000

––––––––––––––––––– = n ∙ F ∙ 8,8 ∙ мг СО₂ /л, где:

100

n – количество 0,02 н раствора NаОН, пошедшего на титрование;

F – поправка для щёлочи на 0,02 н;

0,88 – множитель, полученный от умножения 0,44 на 2 и соответствует 1 мл строгого 0,02 н раствора NаОН. Если пользуются щёлочью 0,1 н, то берут множитель не 0,88, а 4,4.

Посуда:

1. бюретка на 10 мл

2. пипетка на 2 мл и на 1 мл

3. пикнометры на 150 мл – 2 шт.

Реактивы:

1. 0,02 н NаОН

2. 0,1%-ный раствор фенолфталеина: 0,10 г химически чистого фенолфталеина растворяют в 100 мл 96%-ного этилового спирта.

Тема: Солевой состав природных вод. Жёсткость. Щёлочность.

1. Бикарбонаты.

Наибольшее содержание солей в природных водах (пресных) находится в форме бикарбонатов. Считают, что количество бикарбонатов является главной характеристикой солёности пресных вод. определение бикарбонатов можно произвести титрованием пробы кислотой до полного разложения бикарбонатов по схеме:

Са(НСО₃)₂ + 2НСl = СаСl₂ + 2Н₂СО₃↓

2Н₂О + 2СО₂

Конец реакции определяется по изменению цвета индикатора (метилоранжа) из жёлтого в розовый (рН около 4,5).

Ход определения.

В колбочку 200 мл наливают 100 мл исследуемой воды, прибавляют 3 капли метилоранжа и титруют кислотой (0,1 н НСl) до появления у индикатора цвета, аналогичного цвету свидетеля (стандарта).

Расчёт содержания в воде бикарбонатов производят по следующей формуле:

А = n ∙ F ∙ 4,4 ∙ 1000/V = СО₂ мг/л (бикарбонатов), где:
n ∙ F ∙ 4,4 ∙ 1000

А = –––––––––––––––– = СО₂ мг/л (бикарбонатов), где:

V

n – количество 0,1 н НСl, пошедшей на титрование пробы, мл;

F – поправка на 0,1 н НСl;

V – количество мл пробы;

4,4 – коэффициент: 1 мл 0,1 н НСl освобождает 4,4 мг СО₂ из карбонатов;

1000 – перевод на литр.

Для пересчёта в мг/экв. Пользуются уравнением:

А 0,0227 = мг/экв.

Реактивы:

1. 0,1 н раствор соляной кислоты (НСl).

2. 0,1%-ный раствор метилоранжа.

3. свидетель (стандарт). В колбочку 200 мл наливают 100 мл бидистиллированной воды, прибавляют 3 капли метилоранжа и насыщают воду СО₂ дыханием (продувая через стеклянную трубочку с вложенной ватой со стороны рта). Вода вскоре из жёлтого цвета переходит в розовый. Такая вода имеет рН 4,47. она будет служить эталоном, указывающим, до какого цвета надо дотитровывать пробу исследуемой воды.

2. Карбонаты.

Карбонаты могут находиться в водах, имеющих щелочную реакцию, при рН больше 8,37. Таких природных вод немного. Однако, в периоды «цветения» планктонных водорослей в результате фотосинтеза исчезает свободный СО₂ и соотношение между разными формами угольной кислоты сдвигается в щелочную сторону, т.е. в сторону образования карбонатов. Этот процесс наблюдается почти во всех стоячих водоёмах в средних и южных широтах нашей страны.

Если исследуемая вода даёт розовый цвет с фенолфталеином, то в ней можно определить карбонаты путём титрования пробы кислотой до момента обесцвечивания индикатора, т.е. до рН 8,30. реакция протекает по схеме:

Nа₂СО₃ + НСl = NаНСО₃ + NаСl,

т.е. на одну молекулу карбоната идёт одна молекула кислоты. фенолфталеин изменяет свой цвет при таком рН, при котором концентрация бикарбонатов достигает 97,5% от возможного, т.е. 2,5% карбонатов (от исходного количества) остаются неразложившимися, т.е. неотитрованными.
Ход определения.

В колбу ёмкостью 200 мл наливают 100 мл исследуемой воды, прибавляют 3 капли фенолфталеина и титруют 0,1 н НСl до обесцвечивания фенолфталеина. Под конец титрования надо по каплям прибавлять кислоту и пробу осторожно перемешивать круговыми движениями. В противном случае СО₂ из воздуха будет растворяться в пробе и окажет влияние на конец титрования. После прибавления кислоты в колбу, её необходимо закрыть пробкой и осторожно перемешать. Колбу с дистиллированной водой необходимо ставить рядом в качестве свидетеля. Если же исследуемая вода имеет цветность, то в качестве свидетеля ставят колбу с исследуемой водой или немного перетитрованной пробой.

Расчёт содержания карбонатов в воде проводят согласно следующей формуле:

А = n ∙ F ∙ 2,2 ∙ 1000/V = СО₂ мг/л (бикарбонатная), где:
n ∙ F ∙ 2,2 ∙ 1000

А = ––––––––––––––––––– = СО₂ мг/л (бикарбонатная), где:

V

n – количество мл 0,1 н НСl, пошедшей на титрование пробы;

F – поправка на 0,1 н НСl;

V – количество мл пробы;

2,2 – коэффициент, соответствующий количеству СО₂ при добавке 1 мл точно 0,1 н НСl. Так как реакция Nа₂СО₃ + НСl = NаНСО₃ + NаСl, не даёт свободного СО₂, а он образуется только после прибавления второй молекулы НСl: NаНСО₃ + 2НСl = NаСl + Н₂О + СО₂, то берётся половина от СО₂ (44 : 2 = 22; а для 0,1 н будет 2,2);

1000 – перевод на литр.

Реактивы:

1. 0,1 н НСl.

2. раствор фенолфталеина.

3. Жёсткость.

Общая жёсткость воды показывает концентрацию в ней катионов двухвалентных щёлочноземельных металлов, прежде всего, кальция и магния. Эти элементы в природных условиях попадают в воду вследствие воздействия двуокиси углерода на карбонатные минералы или в результате биохимических процессов, происходящих в увлажнённых слоях почвы и зависит от типа окружающих почв, площади водосбора, сезона года и даже времени суток.

Количество кальция и магния, эквивалентное количеству карбонатов и бикарбонатов, называется карбонатной жёсткостью (связанная с ионами угольной кислоты). Некарбонатная жёсткость – связанная с ионами Cl^–, SO₄^2–, NO₃^–, SiO₃, фосфатами и гуматами. Общая жёсткость – связанная со всеми анионами.

Некарбонатная жёсткость определяется как разность между общей и карбонатной жёсткостью. Кроме того, различают постоянную жёсткость (жёсткость воды после 1 часа кипячения) и устранимую (жёсткость, устранимая кипячением). Связь между этими величинами жёсткости можно выразить уравнением:

Общая = постоянная + устранимая.

Величину жёсткости принято выражать в миллиграмм-эквивалентах (мг/экв) кальция и магния. 1 г/экв жёсткости равнозначен содержанию 20,04 мг/л кальция или 12,15 мг/л магния. Существует несколько методов определения жёсткости природных вод. один из них – метод Варта-Пфейфера, который описан ниже. При этом методе кальций и магний в исследуемоё воде осаждают щелочным раствором соды, а непрореагировавший раствор оттитровывают точным раствором соляной кислоты. для лучшего осаждения кальция и магния их предварительно связывают соляной кислотой, переводя в хлориды:

Са(НСО₃)₂ + 2НСl = СаСl₂ + 2Н₂СО₃

Mg(НСО₃)₂ + 2НСl = MgСl₂ + 2Н₂СО₃

Хлориды магния и кальция осаждают смесью Пфейфера, которая состоит из NаОН + Nа₂СО₃. едкий натр осаждает магний, а сода – кальций.

СаСl₂ + Nа₂СО₃ = СаСО₃ + 2 NаСl

MgСl₂ + 2 NаОН = Mg(ОН)₂ + 2 NаСl

Ход определения.

Берут 100 мл исследуемой воды и выливают в коническую колбу ёмкостью 250-300 мл. Прибавляют 3-4 капли 0,1%-ного метилоранжа и титруют 0,1 н НСl до перехода окраски из жёлтой в розовую. Отмечают количество израсходованной соляной кислоты. Эти данные можно использовать для щёлочности, т.е. количество пошедшей 0,1 н НСl в мл на 100 мл исследуемой пробы и есть щёлочность.

После перевода бикарбонатов и карбонатов кальция и магния в хлориды к пробе приливают в избытке щелочной смеси Пфейфера (20 мл и более, если жёсткость исследуемой воды очень высокая). после появления слабой мути пробу нагревают и кипятят 5 минут от момента появления первых пузырьков кипения. Затем пробу охлаждают до комнатной температуры и фильтруют в мерную колбу на 200-250 мл через фильтр, предварительно смоченный дистиллированной водой. Затем раствор в мерной колбе доводят до метки дистиллированной водой. Тщательно перемешав жидкость в колбе, берут из неё 100 мл фильтрата и переливают в чистую коническую колбу. Туда же приливают 1-2 капли метилоранжа и титруют из бюретки 0,1 н НСl до появления розовой окраски. Количество 0,1 н НСl, пошедшей на титрование умножают на 2 или 2,5, в зависимости от того, какой ёмкости была мерная колба (200 или 250 мл). Эта величина численно равна количеству смеси Пфейфера, оставшейся после осаждения.

Расчёт величины жёсткости воды проводят следующим образом:

На титрование 100 мл фильтрата пошло В мл 0,1 н НСl. На весь объём фильтрата (200 мл) пошло в 2 раза больше соляной кислоты (2В). если на 20 мл смеси Пфейфера затрачено А мл соляной кислоты, то на осаждение солей кальция и магния пошло такое же количество смеси Пфейфера, которое эквивалентно (А – 2В) мл соляной кислоты. если жёсткость выражать через СаО, то одна нормальность НСl будет:

56/2 = 28 г СаО (мол.вес СаО = 56).

Другими словами, 1 мл 1 н НСl соответствует 28 мг СаО, а 0,1 н НСl – 2,8 мг СаО.

Таким образом, общую жёсткость вычисляют по формуле:

СаО мг/л = [(А – 2В) ∙ 2,8 ∙ 1000]/100.
(А – 2В) ∙ 2,8 ∙ 1000

СаО мг/л = ––––––––––––––––––––––––.

100

Жёсткость часто выражают в немецких градусах (Н°). 1° жёсткости равен 10 мг СаО в 1 л. Общая жёсткость в немецких градусах будет равна (А – 2В) ∙ 2,8 = Н°. величина карбонатной жёсткости зависит от количества углекислоты двууглекислых солей извести и магнезии, растворённых в воде, поэтому карбонатная жёсткость рассчитывается по величине щёлочности (величину щёлочности умножают на 2,8 и получают Н°).

По величине жёсткости различают: мягкие воды – жёсткость меньше 10 Н°; воды умеренной жёсткости – жёсткость 10-18 Н° и жёсткие воды – жёсткость более 18 Н°.

Реактивы:

1. 0,1 н НСl. 1 мл эквивалентен 2,8 мг СаО.

2. индикатор метилоранж 0,1%-ный раствор.

3. щелочная смесь Пфейфера. Из равных частей 0,1 н раствора соды (5,3 г Nа₂СО₃ на 1 л дистиллированной воды) и . 0,1 н раствора едкого натра (4,0 г NаОН на 1 л дистиллированной воды).

Щёлочность

Под щёлочностью природной воды понимается её способность связывать кислоты. Щёлочность обусловливается присутствием в воде бикарбонатов, карбонатов и гидроокисей. Отчасти влияет на величину щёлочности также присутствие таких веществ, как фосфаты, силикаты, бораты. Щёлочность выражают в мл 0,1 н НСl (или перечисляют в мг/экв), пошедшей на титрование 100 мл исследуемой воды.

Так как щёлочность большей частью обусловлена бикарбонатами и карбонатами, то титрование проводят с индикатором метилоранж или фенолфталеин. Поэтому различают щёлочность с метилоранжем или фенолфталеином. Для гидробиологических исследований и рыбоводных целей пользуются щёлочностью с метилоранжем. Выражают щёлочность как в мг/экв, так и в немецких градусах (Н°).

Ход определения.

100 мл пробы помещают в коническую колбу, прибавляют 3-4 капли метилоранжа и титруют 0,1 н НСl на белом фоне до перехода окраски из жёлтой в светло-розовую (от одной капли НСl). Для того, чтобы точно уловить переход окраски, ставят рядом контрольную пробу с той же водой и 3-4 каплями метилоранжа. Однако, нужно учесть, что изменение окраски происходит несколько раньше полного перехода всех бикарбонатов в хлористые соли за счёт появления свободной СО₂. которая влияет на метилоранж. Влияние это будет тем больше, чем выше щёлочность воды.

Расчёт величины щёлочности воды выполняют по следующей формуле:

Х = а ∙ F ∙ 1,04, где

А – количество мл 0,1 н НСl, пошедшей на титрование 100 мл исследуемой воды;

F – поправка на титр 0,1 н НСl;

1,04 – поправочный коэффициент на влияние СО₂ (увеличивает величину щёлочности на 4%).

В рыбоводстве чаще величину щёлочности с метилоранжем переводят в карбонатную жёсткость, которую выражают в немецких градусах (Н°).

Реактивы:

1. 0,1 н НСl:8,2 мл НСl довести до 1 мл дистиллированной водой в мерной колбе. Нормальность раствора устанавливают по буре (Nа₂В₄О₇)

2. индикатор метилоранж 0,1%-ный раствор: 0,1 г метилоранжа растворяют в 100 мл дистиллированной воды.

Биогенные вещества природных вод.

Биогенные элементы (азот, фосфор и др.) играют большую роль в жизни гидробионтов. Содержание их в воде водоёмов является важной предпосылкой создания первичной продукции фитопланктона и макрофитов. Поступление биогенных веществ в водоём определяет степень его евтрофирования.

1. Фосфаты.

Спектрофотометрическое определение (модификация метода Дениже-Аткинса). Метод основан на экстракции фосфорномолибденовой гетерополикислоты (Н₇[Р(Мо₂О₇)₆] ∙ 28Н₂О) бутиловым спиртом, восстановлении её в спиртовом растворе хлоридом двухвалентного олова и фотометрировании образующегося при этом окрашенного в синий цвет соединения.

Ход определения.

100 мл исследуемой воды наливают в делительную воронку ёмкостью 250 мл, добавляют 2 мл сульфомолибденового реактива, раствор перемешивают и спустя 5 минут приливают 25 мл бутилового спирта. Смесь энергично встряхивают в течение одной минуты и оставляют до полного расслоения. Затем отделяют спиртовой слой и доводят его бутиловым спиртом до 25 мл. к спиртовому раствору фосфорномолибденовой гетерополикислоты приливают 5 капель раствора хлористого олова, осторожно перемешивают и спустя 5 минут отбирают 20 мл, приливают 5 мл бутилового спирта (для разрушения тонкой водной эмульсии, образующейся после прибавления раствора хлористого олова) и фотометрируют окрашенный спиртовой раствор фосфорномолибденового восстановленного комплекса на СФ-4 при длине волны 620 или 720 ммк в кювете толщиной слоя 50 мм. Измерения оптической плотности проводят на ФЭКе с красным светофильтром.

Содержание фосфатов определяют по калибровочной кривой, построенной по обработанным аналогичным способом стандартным растворам. При определении фосфатов в водах с большим содержанием окрашенных органических веществ (гуминовых и фульвокислот) необходимо их предварительно удалять. Для этого к 100 мл пробы прибавляют 2-3 капли раствора серной кислоты (1:1) и 25 мл бутилового спирта; смесь встряхивают в течение 1 минуты; удаляют спиртовой слой вместе с извлечёнными окрашенными органическими кислотами и в водном растворе определяют фосфаты.

Реактивы:

1. сульфомолибденовый реактив: 10 г молибденовокислого аммония растворяют в 100 мл дистиллированной воды и прибавляют 300 мл серной кислоты (1:1). Раствор годен в течение 2-3 недель.

2. раствор хлористого олова: 40 мг тонкой оловянной стружки растворяют в 2 мл концентрированной соляной кислоты (сначала без нагревания, а потом с нагреванием) и доводят дистиллированной водой до 10 мл.

3. бутиловый или изобутиловый спирт.

4. раствор серной кислоты (1:1 по объёму).

2. Нитраты.

В природных водах азот нитратов содержится в концентрациях, изменяющихся в широких пределах. Особенно много его в осенне-зимний период; летом, наоборот, в результате потребления растениями, его содержание не превышает сотых долей миллиграмма на 1 л.

Наиболее распространённым методом определения нитратов в природных водах с применением фенола и серной кислоты. В основе метода лежит взаимодействие нитратов с серной кислотой. Вытесненная серной кислотой из соответствующей соли азотная кислота нитрирует фенол в тринитрофенол (пикриновую кислоту), который с аммиаком образует пикрат аммония (аммонийная соль пикриновой кислоты), окрашивающий жидкость в жёлтый цвет. Интенсивность окраски зависит от концентрации нитратов в исследуемой воде. Течение реакций, лежащих в основе этого метода, может быть выражено следующими уравнениями:

2КNО₃ + H₂SО₄ → К₂SО₄ + 2НNО₃

3НNО₃ + С₆Н₅ОН → С₆Н₂(NО₂)₃ОН + 3Н₂О

тринитрофенол

С₆Н₂(NО₂)₃ОН + NН₄ОН → С₆Н₂(NО₂)₃ОNН₄ + Н₂О

пикрат аммония

Ход определения.

В зависимости от ожидаемого содержания нитратов в воде берут 10-100 мл пробы и выпаривают её на водяной бане; сухой остаток охлаждают. Параллельно ставят на баню и стандартный раствор в количестве 1-20 мл (в зависимости от содержания нитратов в исследуемой воде) и упаривают досуха. Сухой остаток пробы и стандарта обрабатывают 1 мл сульфофенолового реактива. Стеклянной палочкой тщательно растирают сульфофеноловый реактив с сухим остатком по той поверхности чашки, которая была залита водой или стандартным раствором. Затем чашки с палочкой оставляют на 5-10 мин и по истечении времени приливают в них по 10 мл безазотистой дистиллированной воды. При последующей нейтрализации кислоты щёлочью, перемешивают и приливают 10 мл 15%-ного аммиака. В присутствии нитратов появляется жёлтая окраска. Окрашенные в жёлтый цвет растворы переносят в мерные колбы ёмкостью 50-100 мл, в зависимости от содержания нитратов, 3-4 раза смывают в мерную колбу чашку и палочку. Доводят раствор в колбе до метки, перемешивают. Окраску исследуемого раствора и стандарта сравнивают сразу же в колориметре или в цилиндрах Генера.

Рассчитывают содержание нитратов в воде следующим образом:

Когда оттенки цветов в исследуемом и стандартном растворах уравнены, известны высоты столбов жидкостей стандартного и исследуемого растворов, известна концентрация стандартного раствора, то содержание азота нитратов вычисляют по формуле:

мгN_NО2 –1 л = С_ст ∙ n ∙ h_ст ∙ 1000/h_пр ∙ V, где:
С_ст ∙ n ∙ h_ст ∙ 1000

мгN_NО2 –1 л = –––––––––––––––––––––, где:

h_пр ∙ V

С_ст – концентрация азота (мг/мл) в стандартном растворе, взятом для приготовления 100 мл рабочего разбавленного стандарта;

n – количество стандартного раствора, взятого для приготовления 100 мл рабочего разбавленного стандарта;

h_ст – высота столба рабочего разбавленного стандарта в цилиндре Генера при равенстве оттенков;

h_пр – высота столба исследуемого раствора в цилиндре Генера при равенстве оттенков жидкостей при сравнении;

V – объём исследуемой воды, мл.

Реактивы:

1. сульфофеноловый раствор: 3,0 г фенола (избегать попадания фенола на кожу!) помещают в колбу ёмкостью 150 мл, растворяют в 20 мл концентрированной серной кислоты, накрывают пробкой-колпачком и ставят на кипящую водяную баню на 6 часов.

2. стандартный раствор азотнокислого калия, в 1 мл которого содержится 0,1 мг азота: 0,7216 г КNО₃ растворяют в мерной колбе на 1 л дистиллированной водой. Для консервации приливают 1 мл хлороформа и доливают водой до метки.

3. 15%-ный раствор аммиака.

3. Нитриты.

Азотистая кислота в природных водах встречается в виде её солей – нитритов. Присутствие нитритов обусловлено интенсивностью процессов разложения органических азотсодержащих веществ, преимущественно бактериальным окислением аммонийного азота и восстановлением нитратного.

Приведенный ниже метод Грисса основан на образовании диазосоединений в кислой среде из нитритов и сульфаниловой кислоты. реакция протекает по схеме с образованием вначале диазосоединения:

НNО₂ + SО₃НС₆Н₄NН₂ → SО₃НС₆Н₄N₂ОН + Н₂О,

а затем ярко окрашенной в красно-розовый цвет азокраски при реакции с альфа-нафталамином:

SО₃НС₆Н₄N₂ОН + С₁₀Н₇NН₂ → SО₃НС₆Н₄N₂С₁₀Н₆NН₂ + Н₂О,

Окраска проявляется довольно долго, поэтому раствор рекомендуется подогреть в термостате (70°С) до появления устойчивой красно-розовой окраски. Интенсивность окраски пропорциональна количеству нитритов.

Ход определения.

Для определения азота нитритов необходимо приготовить образцовый раствор. Берут пипеткой от 1 до 5 мл рабочего стандартного раствора, 1 мл которого содержит 0,005 мг азота, и переводят в мерную колбу ёмкостью 100 мл. затем доводят до метки безазотной водой. После этого в другую мерную колбу на 100 мл наливают исследуемую воду. Затем приготовленные растворы переливают в конические колбы и в каждую из них приливают по 5 мл смешанного нитритного реактива Грисса. Перемешивают и ставят на водяную баню или в термостат при температуре 60-70°С. В присутствии нитритов вода приобретает розовый оттенок. Затем эти растворы колориметрируют в цилиндрах Генера или калориметре. Концентрация нитритов в исследуемой воде и в образцовом растворе должны быть близки. В противном случае приготовляют новый раствор или разбавляют исследуемую воду в определённое количество раз безазотистой дистиллированной водой.

Расчёт содержания нитритов в воде производят по следующей формуле:

мгN_NО2 –1 л = С_ст ∙ n ∙ h_ст ∙ 1000/h_пр ∙ V, где:

С_ст ∙ n ∙ h_ст ∙ 1000

мгN_NО2 –1 л = ––––––––––––––––––, где:

h_пр ∙ V

С_ст – концентрация азота (мг/мл) стандартного образцового раствора, взятого для приготовления 100 мл разбавленного стандартного раствора;

n – количество мл стандартного образцового раствора, взятого для приготовления 100 мл разбавленного стандартного раствора;

h_ст – высота столба разбавленного раствора в цилиндрах Генера.

h_пр – высота столба исследуемой воды в цилиндрах Генера.

V – объём исследуемой воды (мл), взятой для анализа.

Реактивы:

1. реактив Грисса: готовят два раствора.

а) раствор сульфаниловой кислоты: 0,5 г кислоты (SО₃НС₆Н₄NН₂) растворяют при нагревании в 150 мл 12%-ной уксусной кислоты (уд.вес 1,04);

б) раствор альфа-нафталамина: 0,25 г соли растворяют в нескольких каплях уксусной кислоты, а затем смешивают со 150 мл 12%-ной уксусной кислоты. Хранят растворы в тёмных склянках. Перед употреблением оба раствора смешивают в равных объёмах. Реактив Грисса должен быть бесцветным или иметь еле заметный розовый оттенок.

2. основной стандартный раствор азотнокислого натра, содержащий в 1 мл 0,1 мг азота нитритов: 0,4927 г NаNО₃ растворяют в мерной колбе объёмом на 1 л дистиллированной водой. Раствор перемешивают и в качестве антисептика прибавляют 7 мл хлороформа.

4. Аммонийный азот.

Количественное определение аммонийного азота основано на его способности под действием сильного окислителя (гипобромита натрия) образовывать со щелочным раствором фенола окрашенное в голубой цвет соединение – индофенол; интенсивность окраски прямо пропорциональна концентрации фенола в воде

Для предотвращения мешающего влияния (помутнение раствора при добавлении реактивов) повышенного содержания в испытуемой воде ионов кальция и магния прибавляют сегнетову соль. Фенолят-гипобромитная реакция заканчивается через 50 минут после прибавления всех реактивов.

Ход определения.

Предварительно проводят полуколичественное определение содержания в воде аммония. Для этого к 100 мл исследуемой воды прибавляют 2,0 мл щелочного раствора фенола и 15 мл раствора гипобромита натрия. Через 30 мин определяют по интенсивности образования окраски примерное содержание аммония.

100 мл исследуемой воды помещают в колбу и добавляют 5 мл 30%-ного или 10 мл 50%-ного растворе сегнетовой соли, учитывая интенсивность помутнения при полуколичественном помутнении. Затем прибавляют 2 мл раствора фенолята натрия, 15 мл гипобромита натрия и осторожно перемешивают. Точно так же обрабатывают серию стандартных растворов хлористого аммония и холостого опыта. Через 40-50 мин определяют содержание аммония фотометрированием при красном светофильтре или визуальным сравнением интенсивности окраски в цилиндрах Генера. При фотометрировании предварительно строят калибровочную кривую по экстинкции стандартных растворов и затем по ней определяют искомое содержание аммонийного азота. При визуальном определении сравнивают интенсивность окраски исследуемой пробы воды с наиболее близким по окраске стандартным раствором: переливают стандартный и исследуемый растворы в цилиндры Генера и, рассматривая сверху, уравнивают интенсивность окраски, отливая жидкость из цилиндра с более интенсивной окраской (высота столбов жидкостей при этом не должна быть различной более, чем на 20%).

Расчёт содержания в воде аммонийного азота проводят по следующей формуле:

мгN/л = С_ст ∙ Е_пр ∙ n_ст ∙ 1000/Е_ст ∙ V, где:
С_ст ∙ Е_пр ∙ n_ст ∙ 1000

мгN/л = ––––––––––––––––––––, где:

Е_ст ∙ V

С_ст – концентрация аммонийного азота в стандартном растворе, мг/л;

Е_пр экстинкция пробы;

Е_ст – экстинкция стандартного раствора;

n_ст – количество мл стандартного раствора;

V – объём воды, взятой для анализа, мл;

При определении аммонийного азота в цилиндрах Генера его концентрация рассчитывается по следующей формуле:

мгN/л = С ∙ Н ∙ 1000/h ∙ V, где:
С ∙ Н ∙ 1000

мгN/л = –––––––––––––––, где:

h ∙ V

С – содержание аммонийного азота в стандартном растворе, мг/л;

Н – высота столба стандартного раствора;

h – высота столба исследуемой воды;

V – объём исследуемой воды, мл;

Реактивы:

1. дистиллированная вода, не содержащая аммиака: получают путём пропускания обычной дистиллированной воды через катионит.

2. раствор гипобромита натрия. В склянку из тёмного стекла наливают 100 мл 9%-ного раствора NаОН (50 г NаОН растворяют в 700 мл дистиллированной воды и упаривают до 500 мл), прибавляют 1,3 мл брома, тщательно встряхивают и доводят объём безаммиачной водой до 300 мл. раствор устойчив в течение 10-12 дней.

3. щелочной раствор фенола: 1 г Nа₂S₂О₃ ∙ 5Н₂О растворяют в 100 мл безаммиачной воды. в полученном растворе тиосульфата натрия растворяют 9 г NаОН и затем 18 г перегнанного при 181°С фенола. Раствор доводят безаммиачной водой до 300 мл. раствор устойчив в течение 2-3 месяцев.

4. исходный стандартный раствор хлористого аммония: 3,819 г NН₄Сl предварительно высушенного при 105°С, растворяют в мерной колбе объёмом на 1 л примерно в 700 мл безаммиачной воды, добавляют для консервирования 2,0 мл хлороформа и доводят объём до метки безаммиачной водой. В 0,1 мл раствора содержится 1,0 мг азота (или 1,29 мг NН₄⁺).

5. рабочий стандартный раствор хлористого аммония: 10 мл исходного стандартного раствора разбавляют безаммиачной водой до 1 л. В 1,0 мл этого раствора содержится 0,01 мг азота (0,0129 мг NН₄⁺).

6. 30%-ный раствор сегнетовой соли (КNаС₄Н₄О₆ ∙ 4Н₂О): 150 г соли растворяют при нагревании в 700 мл безаммиачной воды и упаривают до 500 мл.

7. 50%-ный раствор сегнетовой соли: 250 г соли растворяют в 700 мл безаммиачной воды и упаривают до 500 мл.

5. Общий азот.

Одним из методов определения общего азота в природных водах является изотермическая дистилляция аммиака. Этот метод является модификацией метода Конвея, он прост и применим в экспедиционных условиях. В качестве поглотителя аммиака используется капля серной кислоты, нанесенной на стеклянную лопаточку, укреплённой на резиновой пробке, закрывающей коническую колбочку с диаметром дна 7 см.

Ход определения.

В коническую колбочку вносят 15-20 мл исследуемой воды и приливают (пипеткой с отпиленным концом) туда же 2,5-3,0 мл насыщенного раствора К₂СО₃. на стеклянную лопаточку наносят каплю 2 М раствора серной кислоты. Колбочку быстро закрывают пробкой с лопаточкой и круговыми движениями осторожно перемешивают содержимое колбы (следить, чтобы капля серной кислоты с лопаточки не упала на дно колбы). Затем колбу помещают в термостат при температуре 35°С на 1 сутки. По истечении времени экспозиции лопаточку смывают 10 мл безаммиачной воды и 0,5 мл реактива Несслера в мерную колбочку на 25 мл (с притёртой пробкой); доводят объём смеси в колбе до метки и перемешивают. Через 30 мин фотометрируют на фотоэлектроколориметре с синим светофильтром при длине волны 450 нм.

Параллельно проводят холостой опыт с поправкой на реактивы и точно так же обрабатывают стандартные растворы хлористого аммония.

Калибровочную кривую строят по стандартным растворам хлористого аммония.

Расчёт содержания общего азота проводят по формуле:

мгN/л = С_ст ∙ Е_ст ∙ n_ст ∙ 1000/Е_пр ∙ V, где:

С_ст ∙ Е_ст ∙ n_ст ∙ 1000

мгN/л = ––––––––––––––––––––, где:

Е_пр ∙ V

С_ст – концентрация азота в в стандартном растворе, мг/л;

Е_пр – экстинкция исследуемой пробы;

Е_ст – экстинкция стандартного раствора;

V – объём исследуемой воды, взятой для анализа, мл;

n_ст – объём стандартного раствора, взятого для приготовления рабочего стандарта;

1000 – для перевода на литр.

Реактивы:

1. насыщенный раствор К₂СО₃.

2. 2 М раствор серной кислоты.

3. стандартный раствор хлористого аммония – основной и рабочий (см. приготовление в разделе «Аммонийный азот»).

4. реактив Несслера. Если нет готового реактива, его приготовляют следующим образом: 80 г х.ч. КJ и 11 г х.ч. HgJ₂ растворяют в 400 мл безаммиачной воды в колбе на 1 л. Тщательно перемешивают и доводят до 1 л той же водой. После осаждения взвеси (в темноте) декантируют прозрачный раствор в тёмную склянку с притёртой пробкой. Реактив имеет слабо жёлтую окраску. Если в склянке появится осадок, то для определения отбирают прозрачную жидкость.

Тема: Органические вещества в природных водах.

Органические вещества в природных водах являются важным гидрохимическим показателем, характеризующим продукционно-деструкционные процессы, протекающие в водоёмах, интенсивность самоочищения природных вод и процессы, связанные с экологическим метаболизмом в водных экосистемах. Существует ряд методов как непосредственного определения органических веществ, так и косвенного, т.е. путём определения таких показателей, как биохимическое потребление кислорода (БПК), окисляемость, органический азот, органический углерод и пр.

1. Биохимическое потребление кислорода (БПК).

Биохимическое потребление кислорода (БПК) – количество кислорода, израсходованное за определённый промежуток времени на аэробное биохимическое разложение микроорганизмами органических веществ (в первую очередь, нестойких, легко окисляющихся), содержащихся в природной воде. Обычно инкубация проводится в течение 5 суток в темноте при температуре 20°С без доступа воздуха и обозначается через БПК₅. Повышенное потребление кислорода может иметь место и при высоком содержании в воде гуминовых веществ (трудно окисляемых). Поэтому, для правильной оценки полученных результатов определения БПК₅, их необходимо сопоставлять с величиной перманганатной окисляемости воды (ПОВ) или с содержанием органического углерода (С _орг мг/л). Если отношение БПК₅:ПОВ или БПК₅:С _орг меньше 0,5, то в воде преобладают стойкие (гуминовые) вещества. это определение имеет большое значение для оценки степени загрязнённости водоёмов и их способности к самоочищению.

Пробы, отобранные для определения БПК не консервируют.

Ход определения.

Предварительно определяют рН воды; если её значения отклоняются от крайних величин 6,0-8,0, то воду необходимо нейтрализовать необходимым количеством раствора 0,1 н соляной кислоты или щёлочи (требуемое количество кислоты или щёлочи устанавливают путём титрования аликвотного объёма воды). затем воду переливают в колбу и доводят до 20°С (путём нагревания на водяной бане или путём охлаждения), после чего воду в колбе взбалтывают в течение 1 мин для насыщения воды воздухом (в случае недонасыщения) или для удаления излишка воздуха (в случае перенасыщения). Дав выйти пузырькам воздуха, с помощью сифона наполняют 3 склянки с притёртыми пробками водой наполовину, споласкивают и затем наполняют до краёв. В одну из них прибавляют реактивы Винклера и определяют растворённый кислород (по методике, описанной в настоящем руководстве в разделе «Растворённый кислород»). Две другие склянки с испытуемой водой (инкубационные) ставят в термостат (закрытый от света) горлом вниз на 5 суток при температуре 20°С. После этого в них определяют оставшийся растворённый кислород и вычисляют среднюю величину. Разница между начальным и конечным определением, пересчитанная на 1 л, даёт величину кислорода, пошедшего на окисление органических веществ в испытуемой воде в течение 5 суток (БПК₅).

2. Окисляемость природных вод.

Величина окисляемости природных вод характеризует содержание в ней веществ, способных окисляться сильными окислителями (например, бихроматом, перманганатом, йодатом и др); также могут быть как органические, так и некоторые неорганические соединения. Количество атомарного кислорода (О мг/л) окислителя, израсходованное на окисление веществ, характеризует величину окисляемости.

Если устранить влияние мешающих неорганических примесей (закисное железо, нитриты, сероводород, сульфиты) или внести поправку на их содержание, то результаты определения окисляемости дают косвенное представление о содержании в воде органических веществ. Для количественных определений необходимо создавать строго определённую среду, чтобы обеспечить протекание необходимых реакций.

Окисляемость определяют в фильтрованной и нефильтрованной воде. Определение желательно проводить в свежеотобранных пробах. Если это невозможно, то пробы воды консервируют путём добавки (только не в полиэтиленовые) в склянки (на 500 мл) с водой (обязательно с притёртой пробкой) по 0,1 мл серной кислоты (1:2). В зависимости от применяемого окислителя различают перманганатную окисляемость воды (ПОВ) и бихроматную окисляемость воды (БОВ) последнюю часто называют «химическим поглощением кислорода» – ХПК.

а) Перманганатная окисляемость воды – ПОВ.

Метод Кубеля основан на окислении веществ, присутствующих в пробе воды 0,01 н раствором перманганата калия (КМnО₄) в сернокислой среде при кипячении. Правильные результаты получаются при избытке окислителя: необходимо, чтобы к концу окисления в пробе оставалось ещё около 40% КМnО₄. в кислой среде распад перманганата и освобождение атомарного кислорода, идущего на окисление веществ, может быть выражено следующей схемой:

2КМnО₄ + 3Н₂SО₄ = К₂SО₄ + 2МnSО₄ + 3Н₂О + 5О

Нормальность перманганата в этой реакции равна частному от деления молекулярного веса на 5. избыток перманганата, не пошедший на окисление веществ восстанавливается определённым количеством щавелевой кислоты (С₂Н₂О₄), которую также прибавляют в избытке. Реакция между щавелевой кислотой и перманганатом калия идёт по схеме:

2КМnО₄ + 5С₂Н₂О₄ + 3Н₂SО₄ = К₂SО₄ + 2МnSО₄ + 10СО₂ + 8Н₂О

Излишнее количество щавелевой кислоты, оставшееся после полного восстановления перманганата калия, оттитровывают окончательно новой порцией перманганата.

Ход определения.

В коническую колбу помещают несколько стеклянных шариков и наливают 100 мл исследуемой воды (если содержание окисляемых в воде веществ превышает 10 мг/л О, то пробу необходимо предварительно разбавить). Прибавляют 5 мл 25%-ного раствора серной кислоты и ставят на нагревательный прибор. Смесь нагревают так, чтобы она закипела через 5 мин. В начале кипения добавляют из бюретки 10 мл 0,1 н раствора КМnО₄ . кипение проводят в течение 10 мин. Колбу при кипячении накрывают стеклянной воронкой. Если исследуемая вода во время кипения обесцвечивается или становится светло-бурой, необходимо эту пробу выбросить и всё определение повторить снова, предварительно разбавив исследуемую воду точно в 2 или 5 раз. По окончании кипячения колбу снимают (раствор должен иметь розовый цвет), в кипящую жидкость добавляют из бюретки 10 мл 0,01 н раствор С₂Н₂О₄. проба обесцвечивается. Обесцветившуюся жидкость титруют 0,01 н раствором КМnО₄ до появления слабо розового устойчивого оттенка от одной прибавленной капли (температура смеси при титровании не должна опускаться ниже 80°С).

Проверку нормальности раствора перманганата проводят одновременно с определением. Не дав оттитрованной жидкости остыть (50-60°С), добавляют 10 мл 0,01 н раствора щавелевой кислоты и титруют 0,01 н раствором перманганата до появления слабо розовой окраски от одной прибавленной капли. Нормальность 0,01 н раствора перманганата определяется из следующих соотношений:

N = N₁ ∙ 10/n или F_0,01 = 10/n

10 10

N = N₁ ∙ –– или F_0,01 = –– , где:

n n

N – истинная нормальность 0,01 н раствора перманганата;

N₁ – нормальность 0,01 н раствора щавелевой кислоты;

10 – число мл щавелевой кислоты;

n – количество мл раствора перманганата;

F – поправка 0,01 н раствор перманганата.

Одновременно ставят холостой опыт для введения поправки на дистиллированную воду и частичный самораспад перманганата от нагревания. Определяют окисляемость 100 мл дистиллированной воды так же, как и исследуемой. Найденная величина окисляемости дистиллированной воды вычитается из окисляемости исследуемой воды.

Расчёт производят по следующей формуле:

Окисляемость в мг О/л = [(а + а₁) + в] ∙ N ∙ 8 ∙ 1000/V, где:
[(а + а₁) + в] ∙ N ∙ 8 ∙ 1000

Окисляемость в мг О/л = ––––––––––––––––––––––––––, где:

V

А – количество мл 0,01 н раствора перманганата, прибавленного до кипячения;

а₁ – количество мл 0,01 н раствора перманганата, прибавленного после кипячения;;

N – истинная нормальность раствора перманганата;

в – количество мл 0,01 н раствора перманганата, израсходованное на титрование 0,01 н раствора щавелевой кислоты, прибавленного для связывания остатка неиспользованного перманганата калия;

V – объём исследуемой жидкости (объём дистиллированной воды, используемой для разбавления исследуемой воды в расчёт не идёт);

1000 – для перевода на 1 л пробы.

Если окисляемость определяется в разбавленной пробе. Расчёт ведут с учётом количества перманганата, пошедшего на окисление дистиллированной воды, взятой для разбавления. Тогда:

Окисляемость в мг О/л = [(а + а₁) – в – с] ∙ N ∙ 8 ∙ 1000/V или

[(а + а₁) – в – с] ∙ F ∙ 0,08 ∙ 1000/V, где:
[(а + а₁) – в – с] ∙ N ∙ 8 ∙ 1000

Окисляемость в мг О/л = ––––––––––––––––––––––––––– или

V

[(а + а₁) – в – с] ∙ F ∙ 0,08 ∙ 1000

–––––––––––––––––––––––––––––, где:

V

с – количество мл раствора перманганата, пошедшего на окисление дистиллированной воды;

F – поправка на 0,01 н раствор перманганата;

0,08 – количество мг кислорода, соответствующее 1 мл 0,01 н раствора перманганата;

Остальные обозначения те же, что и в первом случае.

Реактивы:

1. 0,01 н раствор перманганата калия: 0,316 г КМnО₄ растворяют в мерной колбе на 1 л дистиллированной водой;

2. 0,01 н раствор щавелевой кислоты: 0,63020 г С₂Н₂О₄ ∙ 2Н₂О растворяют мерной колбе на 1 л; для консервации раствора вносят в ту же колбу 30 мл 25%-ной серной кислоты так, чтобы общий объём щавелевой кислоты не превышал 1 л.

3. 25%-ный раствор серной кислоты: разбавляют один объём концентрированной серной кислоты в трёх объёмах дистиллированной воды (кислоту добавляют в воду очень осторожно!).

4. дистиллированная вода, не содержащая органических веществ: перегоняют дистиллированную воду с КМnО₄ сначала в слабо щелочной среде, а второй раз – в слабокислой (Н₂SО₄). Колбу закрывают трубкой с ватным тампоном.

б) Бихроматная окисляемость воды.

использование бихромата в качестве окислителя способствует более полному (более чем в 2 раза) окислению веществ в исследуемой воде, по сравнению с перманганатом. Определение окисляемости по этому методу основано на окислении бихроматом органических веществ (и минеральных восстановленных соединений) при кипячении в присутствии серной кислоты, составляющей 50% общей смеси, и с добавлением в реагирующую смесь в качестве катализатора Ag₂SO₄. Сернокислое серебро связывает присутствующие в природной воде хлориды, мешающие определению, в противном случае часть бихромата при кипячении будет израсходована на окисление хлоридов. Определение проводят в свежеотобранных пробах, либо пробы консервируют (2 мл 50%-ной серной кислоты на каждые 100 мл исследуемой воды).

В ходе химических реакций бихромат разрушается с выделением кислорода, который идёт на окисление веществ в пробе воды. Схематично этот процесс можно выразить так:

К₂Сr₂О₇ → К₂О + 2СrО₃

↓

Сr₂О₃ + 3О

окислы растворяются в кислоте + 4Н₂SО₄ → Н₂SО₄ + Сr₂(SО₄)₃ + 4Н₂О.

нормальность бихромата в этой реакции равна частному от деления молекулярного веса на 6.

Принцип метода заключается в следующем:

К определённому количеству исследуемой воды прибавляют известное количество бихромата, а оставшийся, не прореагировавший, оттитровывают. По количеству пошедшего на окисление бихромата калия вычисляют окисляемость.

Ход определения.

100-200 мл исследуемой воды (в зависимости от содержания в ней органических веществ) выпаривают в конической колбе ёмкостью 250-300 мл. выпаривание проводят порциями, чтобы сухой остаток не распределялся по всей колбе. После приливания последней порции воды (в холодную воду) добавляют сернокислое серебро (до 100 мг в зависимости от содержания ионов хлора). Заканчивают выпаривание пробы в сушильном шкафу. Для этого переносят колбу с последним небольшим (около 5 мл) объёмом исследуемой воды в сушильный шкаф и выпаривают при температуре 70°С. К сухому остатку в колбе приливают точно 10 мл сернохромовой смеси. Хромовую смесь надо брать в избытке (чтобы к концу кипячения бихромата оставалось не менее 50% исходного количества). Если сернохромовой смеси окажется недостаточно, то последняя принимает зелёную окраску ещё в процессе сжигания. Сернохромовая смесь плохо стекает, поэтому её лучше брать проверенной бюреткой или пипеткой так, чтобы 10 мл смеси стекало за определённый промежуток времени (за 1 мин по секундомеру). Содержимое колбы перемешивают, горло колбы закрывают колпачком-холодильником или воронкой, колбу ставят на заранее нагретую до 140-180°С песчаную баню. Одновременно ставят на баню и колбу с холостой пробой, куда добавлено 10 мл раствора бихромата и 100 мг сернокислого серебра.

Содержимое колбы кипятят спокойно и равномерно в течение 5 мин, после чего колбы охлаждаются. После остывания колб колпачёк-холодильник или воронка ополаскиваются водой (из расчёта 10 мл) в колбу. Стенки колбы и края тоже смываются этой же дистиллированной водой. Содержимое колб охлаждают до комнатной температуры. Перед титрованием в раствор вносят 8 капель индикатора дифениламина и прибавляют 2 мл 80%-ной фосфорной кислоты. последняя устраняет влияние ионов окисного железа и делает переход окраски более резким. Затем титруют 0,2 н раствором соли Мора. По мере прибавления соли Мора бурая окраска жидкости переходит в фиолетовую. Заканчивается титрование остаточного количества хромовой смеси, не пошедшей на окисление, при быстром переходе цвета жидкости из грязно-фиолетового в изумрудно-зелёный. В холостых же пробах и при определении поправки соли Мора окраска переходит в светло-зелёный или фисташковый цвет. Титрование ведут очень осторожно, так как окраска имеет резкий переход.

Определение нормальности соли Мора проводят по следующей схеме:

В коническую колбу на 200-250 мл отмеривают точно 20 мл 0,2 н раствора бихромата, приливают затем 10 мл серной кислоты (1:1), 2 мл фосфорной кислоты, 7 капель дифениламина. Затем титруют 0,2 н раствором соли Мора (NН₄)₂Fе(SО₄)₂ до перехода окраски из сине-фиолетовой в грязно-фиолетовую, а затем быстро меняющуюся в фисташково-зелёную.

Нормальность соли Мора рассчитывают так:

N = N₁ ∙ 20/n, где:
20

N = N₁ ∙ ––––, где:

n

N – нормальность раствора соли Мора;

N₁ – нормальность раствора бихромата калия;

20 – количество мл 0,2 н раствора бихромата;

n – количество соли Мора, израсходованное на титрование.

Расчёт величины бихроматной окисляемости проводят по следующей формуле:

Окисляемость в мг О/л = (n₂ – n₁) ∙ 8 ∙ N ∙ 1000/V, где:
1000

Окисляемость в мг О/л = (n₂ – n₁) ∙ 8 ∙ N ∙ –––––––, где:

V

n₁ – количество мл соли Мора, израсходованного на титрование пробы;

n₂ – количество мл соли Мора, израсходованного на титрование в холостом опыте;

N –нормальность раствора соли Мора;

V – объём исследуемой воды;

8 – эквивалент кислорода, соответствующий одной нормальности.

Реактивы:

1. сернохромовая смесь: 20 г К₂Сr₂О₇ растворяют в 500 мл дистиллированной воды; после растворения приливают осторожно 500 мл концентрированной серной кислоты. Её следует предварительно прокипятить под тягой для окисления примесей органических веществ.

2. 0,2 н раствор соли Мора: 78,6 г (NН₄)₂Fе(SО₄)₂ растворяют дистиллированной водой в мерной колбе на 1 л с прибавлением туда 40 мл концентрированной серной кислоты. Раствор фильтруют и хранят в эксикаторе.

3. дифениламин: 0,5 г соли растворяют в 100 мл концентрированной серной кислоты и затем смешивают с 20 мл дистиллированной воды (кислоту прибавляют в воду!).

4. точный 0,2 н раствор бихромата калия: 9,804 г К₂Сr₂О₇ (дважды перекристаллизованной, высушенной между листами фильтровальной бумаги и высушенной до постоянного веса при температуре 110-120°С) растворяют в мерной колбе объёмом 1 л.

5. 20%-ный раствор серной кислоты (1:3): к 75 мл дистиллированной воды приливают 25 мл концентрированной серной кислоты (осторожно!).

6. химически чистая 85%-ная фосфорная кислота.

3. Органический азот.

Азот, содержащийся в аминокислотах, пептидах, белках и других естественных и синтетических органических соединениях определяется суммарно одним определением. Количественное содержание азота указывает на степень загрязнённости водоёма. При сопоставлении с результатами определения аммиака, нитритов и нитратов, результат определения органического азота указывает на самоочищающую способность водоёма. Величина отношения С_орг :N_орг может ориентировочно указывать на природу органического вещества природных вод. В органическом веществе почвенного происхождения оно близко к 10, планктонного – меньше 10 и в органических веществах животного происхождения – намного меньше 10.

Органический азот в поверхностных водах определяется в виде аммиака после разложения органических веществ пробы нагреванием с серной кислотой в присутствии 30%-ной перекиси водорода в качестве катализатора. При нагревании пробы воды с серной кислотой органически связанный азот переходит в гидросульфат аммония. Если органический азот не определяют при отборе пробы, то воду фиксируют, добавляя 1 мл концентрированной серной кислоты или 2-4 мл хлороформа нВ 1 л воды.

Ниже приводим колориметрический метод определения органического азота, являющийся модификацией метода Кьельдаля. Основан он на ускоренном сожжении органических веществ вначале серной кислотой, а затем после выпаривания пробы воды с 30%-ным раствором перекиси водорода до обесцвечивания смеси. Длительный процесс отгонки, имеющий место в методе Кьельдаля, заменяется более простым и быстрым колориметрическим определением после проведения фенолят-гипобромитной реакции и экстракции хлороформом образовавшегося индофенолового красителя.

Ход определения.

В колбу Кьельдаля с пробой объёмом 25 мл и 0,5 мл концентрированной серной кислоты (уд. вес 1,84, кислоту приливать осторожно!) укрепляют на электрической плите в наклонном положении в вытяжном шкафу и упаривают раствор до появления паров SО₃. затем колбу немного охлаждают и в неё при перемешивании содержимого добавляют по каплям 30%-ный раствор перекиси водорода до перехода окраски смеси от тёмно-коричневого цвета до оранжево-жёлтого. После этого колбу закрывают стеклянной воронкой или колпачком, и смесь нагревают в течение 30 мин до полного обесцвечивания. После сжигания органических веществ пробу количественно переносят безаммиачной водой в мерную колбу объёмом 50 мл. доводят до метки и раствор переносят в делительную воронку объёмом 100 мл, вводят 2,0 мл 40%-ного раствора едкого натра и окончательно устанавливают рН 6-7 прибавлением 0,01 н раствора едкого натра, используя бромтимоловый синий в качестве внешнего индикатора. После этого проводят фенолят-гипобромитную реакцию, для чего в делительную воронку приливают 3,0 мл щелочного раствора фенола и 15 мл гипобромита калия. Содержимое воронки осторожно перемешивают. Образовавшийся индо-феноловый краситель голубого цвета экстрагируют хлороформом. Для этого в воронку вносят 5,0 мл хлороформа, тщательно встряхивают и затем добавляют 2,5 н раствор соляной кислоты до рН 3,0, применяя бромфеноловый синий в качестве внешнего индикатора. После введения кислоты встряхивают воронку в течение 2 минут.

Окрашенный в розовый цвет хлороформ сливают в делительную воронку ёмкостью 50 мл, добавляют 5 мл 0,3%-ного раствора едкого натра и встряхивают. Окрасившийся в голубой цвет водный слой фотометрируют при красном светофильтре в кювете толщиной исследуемого слоя 10 мм. Параллельно с анализируемой пробой воды проводят холостое определение и делают шкалу стандартных растворов хлористого аммония в пределах ожидаемой концентрации органического азота.

Исходную концентрацию органического азота определяют по калибровочной кривой, построенной по оптическим плотностям окрашенных стандартных растворов.

Расчёт проводят по следующей формуле:

мг N/л = С_ст ∙ Е_пр ∙ n_ст ∙ 1000/Е_ст ∙ V, где:
С_ст ∙ Е_пр ∙ n_ст ∙ 1000

мг N/л = –––––––––––––––––––, где:

Е_ст ∙ V

С_ст – концентрация азота в стандартном растворе хлористого аммония, мг/л;

Е_пр – экстинкция пробы;

Е_ст – экстинкция стандарта;

n_ст – количество мл стандартного раствора хлористого аммония;

V – объём исследуемой пробы воды, взятой для анализа.

Калибровочную кривую строят следующим образом:

В ряд мерных колб ёмкостью 50 мл отмеряют пипеткой точно 0-0,5; 1,0-2,0; 4,0-6,0; 8,0-10,0; 20,0 мл рабочего стандартного раствора хлористого аммония и доводят объём до метки безаммиачной водой. Концентрация азота аммиака в этом ряду стандартных растворов составляет соответственно: 0-0,05; 0,10-0,20; 0,40-0,60; 0,80-1,00; 2,00 мг/л. Далее проводят все операции и приливают реактивы в той же последовательности, что и в исследуемой пробе воды. Каждая экстинкция стандартных растворов при определении интенсивности окраски на фотоэлектроколориметре – концентрация азота (мг/л), т.е. точка на калибровочной кривой.

Реактивы:

1. безаммиачная вода. Готовится пропусканием обычной дистиллированной воды через катионит.

2. стандартный раствор : а) основной – 0,955 г хлористого аммония растворяют безаммиачной водой в мерной колбе объёмом на 500 мл и доводят до метки. Для консервации добавляют 1 мл хлороформа. 1 мл этого раствора содержит 0,5 мг азота; б) рабочий – 5,0 мл основного раствора разбавляют безаммиачной водой в мерной колбе объёмом на 500 мл, доводят до метки и прибавляют 1 мл хлороформа для консервации. 1 мл раствора содержит 0,005 мг азота.

3. 40%-ный раствор едкого натра.

4. концентрированная серная кислота (уд. вес 1,84).

5. гипобромит натрия: к 400 мл 9%-ного раствора едкого натра приливают 5,2 мл раствора брома. Смесь тщательно встряхивают в склянке из тёмного стекла и разбавляют безаммиачной водой до 1200 мл. содержание NаОВr в полученном растворе должно быть около 1,5%; концентрация свободной щёлочи – около 0,6 н. раствор пригоден 10-12 дней.

6. щелочной раствор фенола (фенолят натрия): в 100 мл безаммиачной воды растворяют 1 г Nа₂S₂О₃ ∙ 5Н₂О, служащего стабилизатором, вводят 9 г едкого натра и после растворения его прибавляют 18 г свежеперегнанного фенола. Разбавляют безаммиачной водой до 300 мл. раствор пригоден 2-3 месяца.

7. хлороформ.

8. 2,5 н раствор соляной кислоты.

4. Органический углерод.

Общее содержание органических веществ в природных водах с достаточной точностью определяется общим содержанием в воде органического углерода.

Сущность известных в настоящее время методов определения общего органического углерода в природных водах сводится к конечному определению двуокиси углерода, образовавшейся в процессе сжигания («мокрое сжигание») органических веществ пробы воды. чаще всего двуокись углерода при этом определяют ИК-спектрометрическим методом. Одновременно при комнатной температуре проводят обработку пробы воды кислотой. Выделяющуюся при этом двуокись углерода из неорганических соединений определяют отдельно или поглощают не определяя, так как в окончательный результат входит только содержание её от органических веществ.

Указанный метод «мокрого сожжения» является точным, однако, требует значительного времени. Им можно определить от 3 до 400 мг органического углерода в 1 л природной воды. пробы для определения органического углерода консервируют путём прибавления 1 мл концентрированной серной кислоты на 1 л пробы. Мешающее влияние хлоридов устраняется поглощением хлора раствором йодида, что включено в ход определения.

В 1964 г. Мензель и Виккаро разработали новый метод определения органического углерода в морских водах. Сущность его заключается в окислении персульфатом органического вещества в определённом объёме воды в запаянных ампулах и последующим детектированием образовавшейся двуокиси углерода в инфракрасном газоанализаторе.

В 1967 г. Кюрль и Дэви несколько модифицировали метод, что позволило устранить потери газа через место ввода иглы в лезиновые и виниловые трубки при присоединении ампулы в систему прибора.

В 1972 г. Бикбулатов и Скопинцев видоизменили указанный метод Мензеля-Виккаро и применили его к определению суммарного углерода в пресных водах.

Ампулы готовят из молибденового стекла общим объёмом около 10 мл. Вымытую хромовой смесью и высушенную ампулу продувают очищенным от двуокиси углерода и органических загрязнений воздухом. В неё пипеткой вносят 5 мл исследуемой воды. На внутреннюю стенку ампулы специальной ложечкой насыпают 500 мг персульфата калия. На него пипеткой наносят 1-2 капли концентрированной фосфорной кислоты. Ампулу немедленно запаивают над пламенем газовой горелки с воздушным поддувом. После охлаждения содержимое ампул перемешивают. Для окисления органического вещества все заготовленные ампулы помещают в тёплую водяную баню, нагревают её до 98°С и поддерживают температуру в течение часа. Затем ампулы охлаждают, промывают снаружи хромпиком, дистиллированной водой и высушивают. В таком виде они хранятся до анализа.

При малом содержании в воде органического вещества (менее 1 мг углерода в 1 л воды) и при относительно значительной щёлочности лучше определение органического углерода проводить после удаления из воды (выдувания) неорганической двуокиси углерода. В этом случае в ампулу, содержащую исследуемую воду, следует ввести 1-2 капли концентрированной фосфорной кислоты, выдуть очищенным воздухом двуокись углерода и после этого добавить, как указано выше, персульфат калия и выполнить последующие операции.

Обязательно проводят параллельно холостой опыт для внесения поправки на реактивы.

Поступающий в систему прибора газ (двуокись углерода), образующийся при сожжении органических веществ поглощается 0,02 н раствором барита. По истечении 1 часа избыток барита оттитровывают 0,01 н раствором соляной кислоты.