Минеральный состав воды – это результат взаимодействия воды как физической фазы и среды жизни с другими фазами или средами: твердой, то есть береговыми и подстилающими, почвообразующими минералами и породами; газообразной (воздушной средой) и содержащейся в ней влагой и минеральными компонентами.

Кроме того, минеральный состав обусловлен протекающими физико-химическими и физическими процессами: растворением, пептизацией, коагуляцией, седиментацией, испарением, конденсацией и т.д.

Пресной считается вода, имеющая общее солесодержание или минерализацию не более 1 г/л.

Среди пресных вод в зависимости от величины солесодержания выделяют (в мг/л):

Ультрапресные (< 100);

Маломинерализованные (100 – 200);

Среднеминерализованные (200 – 500);

Повышенной минерализации (500 – 1000).

При величине солесодержания от 1 до 25 г/л воду считают солоноватой.

Основные компоненты минерального состава вод приведены в табл. 10.

Таблица 10. Основные компоненты минерального состава вод

* ПДК приведены для воды поверхностных источников хозяйственно-бытового назначения.

Соли группы 1, так называемые главные ионы, определяются в первую очередь. Соли группы 2 необходимо учитывать при оценке качества воды, хотя они вносят незначительный вклад в солесодержание пресных вод.

Соотношение концентрации в воде «главных ионов» определяет типы химического состава воды (в мг-экв/л). В зависимости от преобладающего вида анионов (³ 25 % эквивалента при условии, что

суммы ммоль анионов и катионов принимаются равными 50 % соответственно каждая) различают воды гидрокарбонатного, сульфатного

и хлоридного типа.

Иногда выделяют также воды смешанных или промежуточных типов.

В зависимости от преобладающего вида катионов выделяют группы кальциевых, магниевых, натриевых или калиевых вод.

Анализ воды на содержание минеральных компонентов проводят в различные периоды:

для поверхностных вод – в зимнюю межень, в весеннее половодье (пик), летне-осеннюю межень, летне-осенний паводок;

для вод заболоченных участков – в зимнюю межень и весеннее половодье;

для почвенных вод – в зимнюю межень, весеннее половодье и летне-осеннюю межень.

Минеральный состав определяют, как правило, химическими методами, титриметрическими и колориметрическими. Концентрацию некоторых катионов (например, К + , Na +) можно оценить расчетными методами при наличии данных о значениях концентраций других катионов и анионов.

3.7.1. Карбонаты и гидрокарбонаты

Карбонаты и гидрокарбонаты представляют собой компоненты, определяющие природную щелочность воды. Их содержание обусловлено растворением углекислого газа атмосферы, взаимодействием воды с известняками, протекающими в воде жизненными процессами дыхания всех водных организмов.

При анализе этих анионов используют титриметрию, основанную на их реакции с ионами водорода в присутствии фенолфталеина (для СО 3 2-) или метилового оранжевого (для НСО 3 -) в качестве индикаторов.

При использовании этих двух индикаторов наблюдается две точки эквивалентности: в первой точке (рН = 8,0 – 8,2) в присутствии фенолфталеина полностью завершается титрование СО 3 2- , а во второй

(рН = 4,1 – 4,5) - НСО 3 - . Для титрования обычно используют титрованные растворы HCl с концентрацией 0,05 или 0,1 г-экв/л.

При титровании по фенолфталеину также можно определить концентрацию ионных форм ОН - , а при титровании по метиловому оранжевому ОН - , СО 3 2- и НСО 3 - .

В результате титрования СО 3 2- и НСО 3 - , которое выполняется как параллельно в разных пробах, так и последовательно в одной и той же пробе, для расчета необходимо определить общее количество кислоты (V 0), израсходованное на титрование СО 3 2- (V К) и НСО 3 - (V ГК). Причем по метиловому оранжевому (V МО) оттитровывают последовательно СО 3 2- и НСО 3 - , то есть V МО содержит долю СО 3 2- в исходной пробе, перешедших после реакции с Н + в НСО 3 - и не характеризует полностью концентрацию НСО 3 - в исходной пробе.

Следовательно, при расчете концентрации основных ионных форм, необходимо учитывать относительное потребление кислоты при титровании по фенолфталеину (V Ф) и метиловому оранжевому (V МО). При анализе возможны случаи:

1) V Ф = 0. Карбонаты, а также гидроксо-анионы в пробе отсутствуют, и потребление кислоты при титровании по метилоранжу может быть обусловлено только присутствием гидрокарбонатов;

2) V Ф ¹ 0, причем 2V Ф

3) 2V Ф = V МО. Гидрокарбонаты в исходной пробе отсутствуют, и потребление кислоты обусловлено содержанием практически только карбонатов, которые количественно переходят в гидрокарбонаты. Именно этим объясняется удвоенное, по сравнению с V Ф, потребление кислоты V МО;

4) 2V Ф > V МО. В данном случае в исходной пробе гидрокарбонаты отсутствуют, но присутствуют не только карбонаты, но и другие потребляющие кислоту анионы, а именно – гидроксо-анионы. При этом содержание последних эквивалентно составляет V ОН = 2V Ф – V МО . Содержание карбонатов можно рассчитать, составив и решив систему уравнений:

5) V Ф = V МО. В исходной пробе отсутствуют и карбонаты, и гидрокарбонаты, и потребление кислоты обусловлено присутствием сильных щелочей, содержащих гидроксо-анионы.

Присутствие свободных гидроксо-анионов в заметных количествах (случаи 4 и 5) возможно только в сточных или загрязненных водах.

Массовые концентрации анионов (не солей) рассчитываются на основании уравнений реакций потребления кислоты карбонатами (С К ) и гидрокарбонатами (С ГК ) в мг/л по формулам

где V К и V ГК – объем раствора соляной кислоты, израсходованный на титрование карбоната и гидрокарбоната соответственно, мл;

Н – точная концентрация титрованного раствора соляной кислоты (нормальность), г-экв/л;

V А – объем пробы воды, взятой для анализа, мл;

60 и 61 – эквивалентная масса карбонат- и гидрокарбонат-аниона соответственно, в соответствующих реакциях;

1000 – коэффициент пересчета единиц измерений.

Результаты титрования по фенолфталеину и метилоранжу позволяют рассчитать показатель щелочности воды, который численно равен количеству эквивалентов кислоты, израсходованной на титрование пробы объемом 1 л. Потребление кислоты при титровании по фенолфталеину характеризует свободную щелочность, а по метилоранжу – общую щелочность, которая измеряется в мг-экв/л. Показатель щелочности используется в России, как правило, при исследовании сточных вод.

3.7.2. Сульфаты

Сульфаты – распространенные компоненты природных вод. Их присутствие в воде обусловлено растворением некоторых минералов – природных сульфатов (гипс), а также переносом с дождями содержащихся в воздухе сульфатов. Последние образуются при реакциях окисления в атмосфере оксида серы (IV) до оксида серы (VI), образования серной кислоты и ее нейтрализации (полной или частичной):

2SO 2 +O 2 =2SO 3
SO 3 +H 2 O=H 2 SO 4

ПДК SO 4 2- в воде водоемов хозяйственно-питьевого назначения составляет 500 мг/л, лимитирующий показатель вредности – органолептический.

Метод определения массовой концентрации сульфат-аниона основан на реакции сульфат-анионов с катионами бария с образованием нерастворимой суспензии сульфата бария по реакции:

Ba 2+ +SO 4 2– = BaSO 4

Для определения массовой концентрации сульфат-аниона используется большое число методов. Наиболее часто применяют турбидиметрию, гравиметрию (ГОСТ 4389-72 «Вода питьевая. Методы определения содержания сульфатов»), иодометрию и др.

Иодометрический метод Комаровского основан на взаимодействии хромата бария с сульфат-ионами в кислой среде, в результате реакции выделяются бихромат-ионы в количестве эквивалентном сульфат-ионам:

2SO 4 2- + 2BaCrO 4 + H + ® 2BaSO 4 ¯ + Cr 2 O 7 2- + H 2 O

Образующиеся бихромат-ионы определяются иодометрическим методом. Для этого к раствору добавляют иодид калия, соляную кислоту, а выделившийся йод оттитровывают тиосульфатом натрия в присутствии крахмала в качестве индикатора:

Cr 2 O 7 2- + 6I - + 14H + ® 2Cr 3+ + 7H 2 O + 3I 2

2S 2 O 3 2- + I 2 ® S 4 O 6 2- + 2I -

Из реакций следует, что на 1 ион SO 4 2- приходится 3 атома выделившегося йода, следовательно, грамм-эквивалент SO 4 2- составляет 1/3 его веса – 32,02. Концентрацию сульфат-ионов С (в мг/л) рассчитывают по формуле

где V – количество раствора тиосульфата натрия, израсходованное на титрование, мл;

N – нормальность раствора тиосульфата натрия;

2,5 – пересчетный коэффициент на объем мерной колбы в случае, если мерная колба была на 250 мл, а для титрования взято 100 мл пробы;

а – объем исследуемой воды, взятый для анализа, мл;

Е – эквивалент SO 4 2- (32,02).

Этот метод применим для вод с содержанием SO 4 2- не менее 50 мг/л.

3.7.3. Хлориды

Хлориды присутствуют практически во всех пресных поверхностных и грунтовых водах, а также в питьевой воде в виде солей металлов. Если в воде присутствует хлорид натрия, она имеет соленый вкус уже при концентрациях свыше 250 мг/л; в случае хлоридов кальция и магния соленость воды возникает при концентрациях свыше 1000 мг/л. Именно по органолептическому показателю – вкусу установлена ПДК для питьевой воды по хлоридам (350 мг/л), лимитирующий показатель вредности – органолептический.

Большие количества хлоридов могут образовываться в промышленных процессах концентрирования растворов, ионного обмена, высаливания и т.д., образуя сточные воды с высоким содержанием хлорид-аниона.

Высокие концентрации хлоридов в питьевой воде не оказывают токсического воздействия на человека, хотя соленые воды очень коррозионно активны по отношению к металлам, пагубно влияют на рост растений, вызывают засоление почв.

Метод определения массовой концентрации хлорид-аниона описан в ПНД Ф 14.1:2.96-97 (издание 2004 г.) «Методика выполнения измерений содержаний хлоридов в пробах природных и очищенных сточных вод аргентометрическим методом» и ИСО 9297:1989 «Качество воды. Определение содержания хлорида. Титрование нитратом серебра с хроматным индикатором (метод Мора)». Он основан на титровании хлорид-анионов раствором нитрата серебра, в результате чего образуется суспензия практически нерастворимого хлорида серебра. Уравнение химической реакции записывается как

Ag + + Cl - ® AgCl¯

В качестве индикатора используется хромат калия, который реагирует с избытком нитрата серебра с образованием хорошо заметного оранжево-бурого осадка хромата серебра по уравнению

Ag + + CrO 4 - ® Ag 2 CrO 4 ¯

оранжево-бурый

Данный метод получил название метода аргентометрического титрования. Титрование можно выполнять в пределах рН 5,0–8,0.

Массовую концентрацию хлорид-аниона С ХЛ (в мг/л) вычисляют по уравнению

где V ХЛ – объем раствора нитрата серебра, израсходованный на титрование, мл;

Н – концентрация титрованного раствора нитрата серебра с учетом поправочного коэффициента, г-экв/л.;

V A – объем воды, взятой на анализ, мл;

35,5 – эквивалентная масса хлора;

1000 – коэффициент пересчета единиц измерений из г/л в мг/л.

3.7.4. Сухой остаток

Сухой остаток характеризует содержание в воде нелетучих растворенных веществ (главным образом минеральных) и органических веществ, температура кипения которых превышает 105 - 110°С. Сухой остаток определяют гравиметрическим (ПНД Ф 14.1:2.114-97 (издание 2004 г.) «Методика выполнения измерений массовой концентрации сухого остатка в пробах природных и очищенных сточных вод гравиметрическим методом») и расчетным методами.

Перед определением сухого остатка пробу необходимо фильтровать либо отстаивать для отделения от взвешенных веществ.

Гравиметрический (весовой) метод основан на определении веса высушенного остатка, полученного после выпаривания пробы. Сначала проводят выпаривание основной массы пробы, которая может составлять 250–500 мл. Далее оставшуюся часть пробы высушивают во взвешенной, доведенной до постоянной массы чашке (стакане, тигле) в сушильном шкафу в стандартных условиях в два этапа.

На первом этапе высушивание проводят при температуре 103 - 105°С в течение 1–2 часов. При этом удаляются влага и все летучие органические вещества, однако сохраняется почти вся кристаллизационная вода солей – кристаллогидратов.

На втором этапе высушивание проводят при температуре 178 - 182°С также в течение 1–2 часов. В этих условиях разлагаются кристаллогидраты, более полно испаряются и разлагаются органические вещества, разлагаются также некоторые соли, например гидрокарбонаты до карбонатов и далее до оксидов (частично или полностью).

Величину сухого остатка определяют по разности масс остатка пробы до и после высушивания, причем иногда выполняют промежуточное взвешивание – после высушивания при температуре 103–105°С. Взвешивание выполняют на аналитических весах с погрешностью не более ±1 мг (лучше ±0,1 мг). Перед взвешиванием тигель необходимо охладить до комнатной температуры.

Для определения сухого остатка поверхностных природных вод обычно достаточно высушивания при температуре 103 - 105°С. Высушивание при температуре 178 - 182°С применяется при детальном исследовании природных или сточных вод.

Величину сухого остатка можно также оценить расчетным методом. При этом необходимо суммировать полученные в результате анализов концентрации растворенных в воде минеральных солей, а также органических веществ (гидрокарбонат-ион суммируется в количестве 50%). Для питьевой и природной воды величина сухого остатка практически равна сумме массовых концентраций анионов (карбоната, гидрокарбоната, хлорида, сульфата) и катионов (кальция и магния, а также определяемых расчетным методом натрия и калия).

Величина сухого остатка для поверхностных вод водоемов хозяйственно-питьевого и культурно-бытового водопользования не должна превышать 1000 мг/л (в отдельных случаях допускается до 1500 мг/л).

3.7.5. Общая жесткость, кальций и магний

Жесткость воды – одно из важнейших свойств, имеющих большое значение при водопользовании (см. п.1.4.4). Если в воде находятся ионы металлов, образующие с мылом нерастворимые соли жирных кислот, то в такой воде затрудняется образование пены при стирке белья или мытье рук. Жесткость воды приводит к образованию накипи на трубопроводах в тепловых сетях.

Величина жесткости может варьироваться в широких пределах, в зависимости от типа пород и почв, слагающих бассейн водосбора, а также от сезона года и погодных условий от 0,1-0,2 ммоль/л в озерах и реках тундры до 80-100 ммоль/л в морях и океанах.

Допустимая величина общей жесткости для питьевой воды и источников централизованного водоснабжения составляет не более 7 ммоль-экв/л (в отдельных случаях – до 10 ммоль-экв/л), лимитирующий показатель вредности – органолептический.

В России используется ПНД Ф 14.1:2.98-97 (издание 2004 г.) «Методика выполнения измерений жесткости в пробах природных и очищенных сточных вод титриметрическим методом». Метод основан на реакции солей кальция и магния с трилоном Б (динатриевой солью этилендиаминтетрауксусной кислоты) в аммиачном буферном растворе с рН = 10,0 – 10,5 в присутствии эриохрома черного Т в качестве индикатора:

Ca 2+ + Na 2 H 2 R ® Na 2 CaR + 2H +

Mg 2+ + Na 2 H 2 R ® Na 2 MgR + 2H + ,

где R – радикал этилендиаминтетрауксусной кислоты (- OCCH 2) 2 NCH 2 CH 2 N(CH 2 CO -) 2 .

Общую жесткость С ОЖ (в ммоль-экв/л) вычисляют по формуле

где С ОЖ – общая жесткость воды, ммоль-экв/л;

С 1 – концентрация раствора трилона Б, моль-экв/л;

V 1 – объем раствора трилона Б, израсходованного на титрование анализируемой пробы, мл;

V – объем пробы воды, взятой для определения, мл.

Метод определения массовой концентрации катиона кальция согласно РД 52.24.403-2007 «Массовая концентрация кальция в водах. Методика выполнения измерений титриметрическим методом с трилоном Б» и ИСО 6058:1984 «Качество воды. Определение содержания кальция комплексонометрическим титриметрическим методом» аналогичен методу определения общей жесткости с той разницей, что анализ проводится в сильнощелочной среде (рН = 12 – 13) в присутствии индикатора мурексида. Определению кальция мешают карбонаты и диоксид углерода, удаляемые из пробы при ее подкислении.

Для определения содержания магния в незагрязненных поверхностных и грунтовых природных водах применяют расчетный метод, основанный на разности результатов определения общей жесткости и концентрации катиона кальция. Для анализа загрязненных вод на содержание магния необходимо применять его прямое определение.

3.7.6. Натрий и калий

Массовую концентрацию катиона натрия С Na (в мг/л) определяют расчетным методом согласно формуле

С Na = (А-С ОЖ)×23, (17)

где А – сумма массовых концентраций главных анионов, определяемая с использованием данных табл. 12, мг-экв/л;

С ОЖ – значение общей жесткости, моль-экв/л;

23 – эквивалентная масса натрия.

Концентрацию катиона калия для природных вод условно учитывают в виде концентрации катиона натрия С KNa .

3.7.7. Общее солесодержание

Для расчета общего солесодержания по сумме концентраций главных анионов в ммоль-эквивалентной форме их массовые концентрации, определенные при анализе и выраженные в мг/л, умножают на коэффициенты, приведенные в табл. 11, после чего суммируют.

Таблица 11. Коэффициенты пересчета концентраций

из мг/л в ммоль-экв/л

Иcследование химического состава минеральных вод
Авторы: Кононов Илья, Субботина Яна, 10 кл.,МКОУ СОШ №9 п. Уралец, Свердловская область. Руководитель: Терещенко Л.Н.

Покупая в магазине минеральную воду, мы подчас даже не задумываемся о её целебных свойствах. Можно ли пить ее просто для утоления жажды? Не нанесет ли она вред человеку здоровому? Каковы её состав и свойства? Вся ли она одинакова, и в чем причина её полезных свойств? Правильно ли пьют минеральнуюводу наши друзья и знакомые, и какую предпочитают?
Цель исследования: изучение химического состава минеральных вод из различных источников и условий правильного применения.
Объект исследования:минеральная вода.
Предмет исследования: качество и химический состав минеральной воды, информация на этикетке.
Задачи исследования:
- познакомиться с происхождением минеральных вод, их классификацией и значением для здоровья человека;
- определить наличие анионов в минеральной воде;
- сравнить полученные данные с информацией на этикетке;
-изучить особенности правильного применения минеральной воды;
- отработать навыки экспериментального исследования веществ методом количественного анализа.
Методы исследования – гидрохимические.
Органолептический метод – основан на определении показателей при помощи органов чувств.(Цветность, прозрачность, запах, вкус и привкус, пенистость, количество взвешенных веществ).
Визуально – колориметрический метод – основан на сравнении интенсивности окрашивания полученного раствора визуальным способом с контрольной пленочной шкалой (определение водородного показателя, общего железа). Дополнительно для определения водородного показателя использовался рН-метр.
Титриметрический метод– основан на количественном определении объема раствора одного или двух веществ, вступающих между собой в реакцию, причем концентрация одного из них точно известна – титрант (титрованный раствор). При помощи титриметрического метода были проведены исследования на количественное содержание в минеральной воде анионов: кабонат- и гидрокарбонат-ионов, сульфат-ионов, хлорид-ионов.
Исследование проводилось в течение двух недель во время Межрегиональной экологической экспедиции школьников России, организованной «Учительской газетой» и межрегиональным клубом «Учитель года России», при поддержке Федерального агентства по образованию.
Целью экспедиции является обучение методике и практике исследований экологического характера в полевых мастерских, а также ознакомление с природными комплексами особо охраняемых территорий Российской Федерации и широкий обмен опытом в области естественных наук между учителями России. Более подробно, мы остановимся на экспедиции 2013 года, которая проходила в Ставропольском крае, на территории Кавказских Минеральных Вод.Кавказские Минеральные Воды - самый известный курорт России, на котором осуществляется лечение минеральными водами. Запасы минеральной воды, сосредоточенные в этом районе, огромны и разнообразны.
Поэтому одной из мастерских в рамках экспедиции была «На100%ящая вода» под руководством Терещенко Людмилы Николаевны, учителя химии и биологии МКОУ СОШ №9 п. Уралец и Вережниковой Оксаны Николаевны, учителя химии лицея №3 г.Сарова. В данном проекте мы хотим обобщить результаты работы, проделанной во время работы мастерской. Занятия проводились с использованием мини-лаборатории фирмы «Christmas+». Систематизированные и представленные нами материалы – это итог не только нашей работы, но и труд многих участников экспедиции.
В ходе работы нами были исследованы четыре разновидности бутилированной минеральной воды, приобретенные в пунктах розничной торговли г. Пятигорска и вода «Обуховская – 11», купленная в п. Уралец, а также шесть разновидностей воды из бюветов и открытых источников.
В целом, данные на этикетках соответствуют требованиям, предъявляемым к упаковкам продуктов, хотя на этикетке воды «Нагутская – 26» не указано наименование предприятия-изготовителя. Общая минерализация соответствует типу минеральной воды. Анализ позволяет предположить подлинность продукта и возможность безопасного употребления, согласно рекомендациям.
Органолептические свойства воды
К органолептическим свойствам относятся такие характеристики:
цветность, прозрачность, запах, вкус и привкус, пенистость, количество взвешенных веществ.
Результаты органолептических исследований представлены в таблицах 1, 2:

Вода из бюветов и открытых источников имеет более интенсивный вкус и запах, в сравнении с бутилированной, хотя тоже относится к категории лечебно-столовых. Такая вода часто насыщена сероводородом, что придает ей специфический запах и вкус. Кисловодская и кабардино-балкарская вода содержит железо, которое через некоторое время выпадает в виде бурого осадка. В некоторых источниках, например, на Поляне нарзанов, вода обладает природной газацией.

Результаты гидрохимического исследования бутилированной воды:
Исследование показало отсутствие карбонат-ионов в воде (наличие этого иона не указано на этикетке). Экспериментальные данные подтверждают анионный состав, заявленный изготовителем. Значение водородного показателя позволяет отнести все виды воды к кислым. Мы считаем, что вся минеральная вода является качественной и пригодной для употребления.
Данные количественного анализа приведены ниже:

Результаты гидрохимического исследования воды, отобранной из природных источников(диаграмма 2): Наибольшее количество сульфатов содержится в воде из бювета источника № 17 г. Пятигорска, хлориды преобладают в Красноармейской воде. Три вида воды из шести исследованных относятся к гидрокарбонатным. Вода источника №2 г. Пятигорска отличается наличием карбонатов, что подтверждено экспериментально. Кисловодская и кабардино-балкарская вода содержит железо.В целом, данные, полученные опытным путем, подтверждают химический состав природной минеральной воды. Этот факт свидетельствует о том, что исследование проведено качественно, хотя некоторые анализы приходилось проводить повторно.

Гидрокарбонатные воды предназначены для тех, кто занимается спортом (оказывают благоприятное влияние при усиленной мышечной работе, а также при диабете, инфекционных заболеваниях). Применяются при лечении мочекаменной болезни и подагры.
Сульфатные рекомендуются тем, у кого наблюдаются проблемы с печенью и желчного пузыря (в качестве желчегонного, а также как слабительное), ожирение и сахарный диабет.
Хлоридные- способствуют регулировке работы кишечника, желчевыводящих путей и печени.
Противопоказания к применению - повышенное давление.
Наше исследование было направлено на изучение химического состава и свойств минеральных вод различных источников, а также условий правильного применения минеральной воды. Мы считаем, что в ходе работы над проектом, полностью достигли поставленной цели.
Органолептический и химический анализ широкого спектра минеральных вод позволил классифицировать и подтвердить подлинность образцов, оценить вкусовые качества и полезность использования минеральной воды в повседневной жизни, а также в лечебных целях.
Продуктами нашего исследования являются:
- буклет, включающий полезную информацию о составе, свойствах и применении минеральной воды; - рекомендации по правильному выбору и использованию минеральной воды. Данная информация будет полезна, например, учащимся нашей школы, которые, как показал проведенный нами соцопрос, обладают недостаточными знаниями в данной области. Работа над проектом позволила нам расширить свой кругозор, а также усовершенствовать навыки проведения химического эксперимента. Использование полевой мини-экспресс-лаборатории «Крисмас+» открыло широкие возможности ее применения для проведения различных химических исследований, например, в области экологического мониторинга воды, почвы, воздуха.
За время участия в экспедициях и туристических походах, мы научились видеть ценность и красоту того, что нас окружает. Результаты наших исследований позволяют помочь людям понять необходимость сохранения нашего главного богатства – природы. Теперь мы можем сказать, что минеральная вода – это уникальный дар, который необходимо беречь, чтобы использовать его на службу нашему здоровью.
Источники информации в литературе и Интернете
1. ГОСТ 51232-98 «Вода минеральная».
2. Алексеев С.В., Беккер А.М. Изучаем экологию экспериментально.– С-Петербург, 1993.
3. Кавказские Минеральные Воды // Под общ.ред. М. С. Сартаковой. - М.: Вокруг света, 2006.
4. Меркушева Н. Б. Лечение минеральными вода¬ми. - Пятигорск: Прайс, 2004.
5. Ганейзер Г. Е. « Подземные воды нашей Земли», М., Просвещение, 1990
6. Черникова А. П. « Какую воду мы пьем», М., Просвещение, 1999
7. Научный журнал «География и природные ресурсы» №2 СО РАН, Новосибирск, 1999г.
См. также

Конференция учащихся муниципальных

образовательных учреждений города Калуги «Старт в науку»

Секция: Химия

Качественный анализ состава минеральных вод, продаваемых на территории

Калужской области

Рыжова Валерия Евгеньевна, ученица 8 класса

школа №46» г. Калуга

Научный руководитель:

Громова Юлия Сергеевна, учитель химии

МБОУ «Средняя общеобразовательная

школа №46» г. Калуга

г. Калуга, 2014 г.

Введение

Основная часть

1. Значение состава минеральных вод для жизнедеятельности организма.

Проведение аналитической работы. Анализ полученных данных.

Заключение

Используемая литература

Приложения

Введение

Вода ( H 2 O ) – химическое соединение водорода с кислородом; оксид водорода. Чистая вода – бесцветная жидкость без запаха и вкуса.Вода – самое распространенное в природе вещество, на ее долю приходится около 71 % поверхности Земли. Вода – это важнейшее составляющее живого вещества, без которого жизнь невозможна. Она составляет около 75% общей массы тела человека, а химический состав крови человека очень близок к химическому составу морской воды, где первоначально развивалась жизнь.

Актуальность работы : В наше время ритм жизни большинства людей очень велик, и часто мы не обращаем должного внимания на свое здоровье, переутомление организма наступает незаметно и наносит нам неожиданный удар. Пополнить баланс жидкости и ионов в организме можно при употреблении минеральной воды, которая, наряду с жидкостью (водой) содержит все необходимые для нормальной работы организма ионы: катионы и анионы.Мне стало интересно, действительно ли все те минеральные воды, которые продаются у нас в городе, содержат тот состав ионов, который заявлен на их этикетках.

Цель исследования: Провести качественный анализ минеральных вод, продаваемых на территории Калужской области на соответствие написанного на этикетке этих вод реальности.

Гипотеза: Возможно, что не все минеральные воды, купленные нами на территории Калуги, действительно имеют ионный состав, отраженный на их этикетке и не содержат посторонних примесей.

Методы исследования: качественный анализ (качественные реакции на анионы и катионы).

Практическая значимость: Полученные результаты помогут разобраться, соответствует ли указанные данные о минеральной воде на этикетке действительности.

Основная часть

Значение состава минеральных вод для жизнедеятельности организма

Когда организм получает сильную нагрузку , он в больших количествах теряет жидкость. Обезвоживание - стресс для организма . Оно приводит к таким последствиям как: быстрая утомляемость;головные боли;тошнота;потеря концентрации жизненно необходимых электролитов;увеличение риска получения теплового удара;отсутствие способности к продолжительной физической нагрузке;изменение водного баланса в организме;перегрузка сердечной мышцы;нарушение процесса выработки энергии в мышечной ткани и т.д.

При обезвоживании в организме включаются защитные механизмы, препятствующие выводу натрия (почечные выделения), а также уменьшающие потоотделение (при этом повышается температура тела, происходит сгущение крови и учащение сердцебиения). Это может привести к сосудистой недостаточности и тепловому удару. Пот, испаряющийся с поверхности кожи, содержит большое количество электролитов (Na + , Mg 2+ , K + ,

Обычная вода не подходит для восполнения утраченных электролитов. Она притупляет чувство жажды, но не восполняет организм потерянными веществами, поэтому необходимо пить воду , содержащую в достаточном количестве минералы и соли. Обязательно необходимо обратить внимание на то, минеральная ли это вода или обычная питьевая.

Вода очищенная – вода, доведенная до содержания в ней количества примесей, не превышающего естественного фона или допустимой величины (ПДК).

Вода питьевая – вода, в которой бактериологические, органолептические показатели и показатели токсических химических веществ находятся в пределах норм питьевого водоснабжения.

Воды минерализованные – 1)воды, содержащие в заметном количестве минеральные вещества; 2) природные воды, содержащие соли, растворенные газы, органические вещества в количествах более 1 г/л.

Чаще всего минеральные воды бывают подземного происхождения, нередко обладают повышенными температурой и радиоактивностью.

Минерализация – это процесс постепенного накопления солей в водах.

Различают воды (по количеству растворимых солей):

Слабоминерализованные (0,5 – 5 г/л);

Среднеминерализованные (5 – 30 г/л);

Сильноминерализованные (более 30 г/л) [ 2 ] .

Существует и другая классификация минеральных вод:

Столовые минеральные воды (минерализация до 1 г/л);

Лечебно-столовые минеральные воды (минерализация от 1г/л до 5 г/л);

Лечебные минеральные воды (не менее 5г/л). Эти воды можно употреблять только после консультации с врачом. Неограниченное употребление вод с большой минерализацией приводит к нарушению солевого баланса в организме.

Лечебно-столовые минеральные воды содержат тот же состав веществ, который присутствует в организме человека, и их целебное действие заключается в восполнении нарушенного солевого баланса. Минеральные лечебно-столовые воды действуют на все гормональные системы и на нервную систему.

Таблица 1

Некоторые виды минеральных вод и их состав

Наименование воды (насыщенность CO 2 )

Тип

Минерализация, мг/л

Общая жесткость,

мг-экв/л

Химический состав

Катионы, г/мл

Анионы, г/мл

Societe minerale

(не газированная)

столовая

<600

Ca 2+ <40

Na + <200

Mg 2+ <15

HCO 3 - <400

БонАква

(сильно газированная)

столовая

<650

Mg 2+ <40

Ca 2+ <90

Cl - <200

SO 4 2- <60

HCO 3 - <60

Аквамариа

(газированная)

столовая

<210

<2,8

Ca 2+ <27

K + <3

Na + <21

Mg 2+ <14

Fe общ <0.1

NO 3 - <3

Cl - <38

HCO 3 - <98

SO 4 2- <48

Липецкий бювет (газированная)

лечебно-столовая

3300 – 4500

Ca 2+ 60 - 120

K + <30

Na + 900 - 1200

Mg 2+ 25 - 50

Cl - 550 - 850

HCO 3 - 250 – 350

SO 4 2- 1200 - 1700

F - <0.87

Демидовская Люкс

(не газированная)

столовая

<210

<2,8

Ca 2+ <32

K + <2

Na + <6

Mg 2+ <14

Cl - <3

NO 3 - <1.4

SO 4 2- <116

F - <0.7

Краинская

(газированная)

лечебно-столовая

2200 – 2800

Ca 2+ 500 - 600

Mg 2+ <100

Na + + K + <100

SO 4 2- 1400 - 1600

HCO 3 - 2 00 - 3 00

Cl - < 25

Эдельвейс

(газированная)

лечебно-столовая

3000 – 4500

Ca 2+ 8 0 - 120

K + 500 - 700

Na + 500 - 700

Mg 2+ <100

Cl - 75 0 - 1 0 00

HCO 3 - 2 8 0 - 400

SO 4 2- 1 2 00 - 1 5 00

«О!»

вода питьевая негазированная

столовая

100 – 300

1,5 – 2,5

К + и Na + 50 – 200

Са 2+ 250 – 600

Mg 2+ 50 – 200

Cl - 150 – 700

SO 4 2- 300 - 700

HCO 3 - 8 00 - 1500

«О!» Sport

столовая

350 – 800

Са 2+ 70 – 200

HCO 3 - 200 - 400

SO 4 2- 80 – 200

«Витаоксив»

столовая

200 – 300

1,5 – 3,5

Са 2+ 250 – 750

К + 20 – 100

Mg 2+ 50 – 150

HCO 3 - 800 - 1800

Святой источник «Спортик»

столовая

100 – 500

К + и Na + <20

Са 2+ 250 – 8 00

Mg 2+ 50 – 200

Cl - 150 – 1000

SO 4 2- <200

HCO 3 - 500 - 2000

Различают минеральные воды по основному аниону или катиону на:

хлоридные (Cl - );

гидрокарбонатные (HCO 3 - );

сульфатные (SO 4 2- ) ;

натриевые (Na + ) ;

калиевые (K + ) ;

кальциевые (Ca 2+ ) ;

магниевые (Mg 2+ ) и т.д.

Считается, что газированная вода полезнее негазированной. Но сравнивать их нельзя, так как вода добывается из источника негазированной. Минеральные воды газируют для того, чтобы придать ей определенный вкусовой колорит. Углекислота служит консервантом. К тому же, "воздушные пузырьки" помогают быстрее утолить жажду .

Целью настоящей работы является сравнение результатов проведенных нами исследований образцов минеральных вод с ГОСТами и сведениями, указанными на этикетках.

Качество воды должно удовлетворять определенным нормам, зафиксированным в СанПиН 2.1.4.10749-01 «Питьевая вода. Гигиенические требования к качеству воды», нормах Европейского Сообщества (ЕС ) – директива «По качеству питьевой воды, предназначенной для потребления человеком» 98/83/ЕС, в международных рекомендациях Всемирной организации здравоохранения (ВОЗ) «Руководство по контролю качества питьевой воды» 1992г. и в нормах Агентства по охране окружающей среды США (USEPA ). При некоторых незначительных отличиях в этих требованиях только такая вода обеспечивает здоровье людей. Повышенное содержание нетоксичных солей или присутствие органических, биологических и неорганических загрязнений в количествах, превышающих указанные в данных нормах, приводит к появлению различных заболеваний .

Необходимо учитывать и ПДК – предельно допустимые концентрации вредных веществ в воде. ПДК определяется как максимальные концентрации, при которых вещества не оказывают прямого или опосредованного влияния на состояние здоровья населения при воздействии в течение всей жизни .

Проведение аналитической работы. Анализ полученных данных

Оборудование и реактивы

– четыре образца минеральных вод :

1. Вода питьевая негазированная «О!».

2. Вода минеральная негазированная «О!» Спорт.

3. Кислородная вода «Витаоксив».

4. Святой источник «Спортик».

– пробирки;

– реактивы ;

спиртовка, пробиркодержатель, кольцо, экран, предметные стекла.

Схема опыта

Качественное определение некоторых ионов

Для проведения качественного анализа нами были выбраны четыре образца минеральных вод среди предлагаемых в наших торговых сетях марок. Мы проводили качественные реакции на те ионы, которые должны содержаться в образцах минеральных вод, так как указаны на их этикетках.

Нами отдельно производились качественные реакции на анионы (сульфат-ионы SO 4 2- , гидрокарбонат-ионы HCO 3 -) и катионы (натрия Na + , калия К + , магния Mg 2+ и кальция Са 2+). Результаты сравнивались.

Ход работы

К контролю и пробам исследуемых образцов минеральных вод приливались реактивы, дающие качественные реакции на ионы, которые были заявлены на этикетке. Контроль обязательно должен содержать определяемый ион и показывает, что реактив работает (вступает в реакцию). При этом наблюдалось изменение окраски раствора или образование осадка, что свидетельствовало о наличии или отсутствии иона в растворе (минеральной воде).

Таблица 2

Ион

Ход эксперимента

Примечание

Катионы

K +

1. К 2-3 каплям раствора, содержащего ионы калия, прибавляют2-3 капли раствора NaHC 4 H 4 O 6 и для ускорения образования осадка потирают стеклянной палочкой по стенкам пробирки. Выпадает белый кристаллический осадок.

2. Окрашивание пламени. Смочить кольцо проволоки исследуемым образцом воды, опустить в пламя спиртовки. Смотреть через синее стекло.

1. Гидротартрат натрия образует с ионами калия при рН 4-5 белый кристаллический осадок KHC 4 H 4 O 6 .

2. Летучие соли калия окрашивают пламя в бледно-фиолетовый цвет.

Na +

Окрашивание пламени.

Летучие соли натрия окрашивают пламя в желтый цвет .

Ca 2+

1. К 2-3 каплям раствора, содержащего ионы кальция, добавляют 2-3 капли раствора реагента. Выпадает белый кристаллический осадок.

2. На черном часовом стекле перемешивают каплю исследуемого раствора с 2-3 каплями раствора реагента, затем добавляют 1-2 капли раствора NH 4 Cl , каплю этанола и снова перемешивают. Помутнение или появление кристаллического осадка указывает на присутствие кальция.

3. Окрашивание пламени. Смочить кольцо проволоки исследуемым образцом воды, опустить в пламя спиртовки.

1. Оксалат аммония образует с ионами кальция кристаллический осадок CaC 2 O 4 ∙ H 2 O .

2. Гексацианоферрат (II ) калия при рН>7 в присутствии NH 4 Cl взаимодействует с ионами кальция с образованием белого кристаллического осадка состава K n (NH 4 ) m CaFe (CN ) 6 , где n и m в зависимости от условий могут меняться от 0 до 2. Мешают ионы Mg 2+

3. Летучие соли кальция окрашивают пламя в кирпично-красный цвет .

Mg 2+

К 1-2 каплям раствора, содержащего ионы магния, прибавляют 2-3 капли 2М HCl , 1 каплю раствора NaH 2 PO 4 и перемешивают, по каплям добавляя 2М NH 3 до появления запаха аммиака. Выпадает белый кристаллический осадок.

Гидрофосфат натрия образует с ионами магния в присутствии NH 3 при рН 9 белый кристаллический осадок MgNH 4 PO 4 ·6 H 2 O .

Анионы

Cl -

К 2-3 каплям раствора, содержащего хлорид-ионы, добавляют 2-3 капли раствора AgNO 3 . Образуется белый творожистый осадок.

Нитрат серебра с хлорид-ионом образует белый творожистый осадок AgCl

SO 4 2-

1. К 2-3 каплям раствора, содержащего сульфат-ионы, подкисленного несколькими каплями 2М HCl , добавляют 1-2 капли раствора BaCl 2 . Образуется белый осадок.

2. К 2-3 каплям раствора, содержащего сульфат-ионы, подкисленного 2М HCl , добавить равный объем 0,002М KMnO 4 и 2-3 капли BaCl 2 . Нагревают раствор и добавляют несколько капель 3% раствора H 2 O 2 . Раствор обесцвечивается, а окрашенный осадок остается.

1. Хлорид бария с сульфат-ионом образует белый кристаллический осадок BaSO 4

2. Хлорид бария в присутствии KMnO 4 образует с SO 4 2- изоморфные кристаллы, окрашенные в розовый или розово-фиолетовый цвет.

НСО 3 -

К осадкам, образовавшимся при добавлении хлорида бария к образцам, добавляем раствор соляной кислоты. Наблюдается выделение углекислого газа.

Данные исследования были занесены в таблицу 3 и сравнивались с исходными данными (на этикетках).

Таблица 3

Сравнение результатов исследования с данными этикеток

Наименование минеральной воды

Минеральный состав вод

Результаты исследований

Катионы

Анионы

Катионы

Анионы

«О!»

вода питьевая негазированная

К + и Na +

Са 2+

Mg 2+

Cl -

SO 4 2-

HCO 3 -

К + ; Na + ;Са 2+ и

Mg 2 +

Cl - ; SO 4 2- ; HCO 3 -

«О!» Sport

вода минеральная негазированная

Са 2+

HCO 3 -

SO 4 2-

Na + ; Ca 2+

SO 4 2- ; HCO 3 - ; Cl -

«Витаоксив»

Са 2+

К +

Mg 2+

HCO 3 -

Ca 2+ ; K + ; Na + ; Mg 2 +

Cl - ; HCO 3 -

Святой источник «Спортик»

К + и Na +

Са 2+

Mg 2+

Cl -

SO 4 2-

HCO 3 -

К + ; Na + ;Са 2+ и

Mg 2 +

Cl - ; SO 4 2- и

HCO 3 -

В целом, результаты проведенных нами исследований показывают, что качественный состав взятых для анализа вод соответствует заявленному минеральному составу. Однако некоторые виды исследованных минеральных вод содержат ионы, не указанные в их физико-химической характеристике. В частности присутствие хлорид-ионов и катионов натрия в минеральной воде «О!» Sport , а также в «Витаоксив» явно показывает присутствие в данных водах не свойственных им минеральных солей, или указывает на вероятность их фальсификации.

Заключение

Выводы:

В результате проведения исследования четырех образцов минеральных вод с целью сравнения качественного ионного состава этих вод с указанными на этикетках, сильных отклонений не выявено.

Все минеральные воды соответствуют ГОСТу.

Таким образом, можно сделать вывод, что вышеуказанные напитки можно применять в пищу, несмотря на то, что некоторые из них могут содержать ионы, не указанные на упаковке.

Литература:

1. Блинов Л.Н. Химико-экологический словарь-справочник. – СПб.: Издательство «Лань», 2002. – 272с.

2. Ершов А.В., Новиков В.Н., Королев В.Б., Выпханова Г.В. Современная экология. Междисциплинарный понятийно-терминологический словарь-справочник. Калуга. - 2003. – 237 с.

5. Рябчиков Б.Е. Современные методы подготовки воды для промышленного и бытового использования. – М.: ДеЛи принт, 2004. – 328с.

1. Водоемы и показатели качества воды

1.2. Показатели экологического состояния водоемов и качества поверхностных вод

1.2.4. Минеральный состав воды

Минерализация – суммарное содержание всех найденных при химическом анализе воды минеральных веществ; обычно выражается в мг/дм 3 (до 1000 мг/дм 3) и ‰ (промилле или тысячная доля при минерализации более 1000 мг/дм 3).

Минерализация природных вод, определяющая их удельную электропроводность, изменяется в широких пределах (табл. 7). Большинство рек имеет минерализацию от нескольких десятков миллиграммов в литре до нескольких сотен. Минерализация подземных вод и соленых озер изменяется в интервале от 40–50 мг/дм 3 до 650 г/кг (плотность в этом случае уже значительно отличается от единицы). Минерализация атмосферных осадков составляет от 3 до 60 мг/дм 3 .

Таблица 7

Классификация природных вод по минерализации

Многие производства, сельское хозяйство, предприятия питьевого водоснабжения предъявляют определенные требования к качеству вод, в частности, к минерализации, так как воды, содержащие большое количество солей, отрицательно влияют на растительные и животные организмы, технологию производства и качество продукции, вызывают образование накипи на стенках котлов, коррозию, засоление почв.

В соответствии с гигиеническими требованиями к качеству питьевой воды суммарная минерализация не должна превышать величины 1000 мг/дм 3 . По согласованию с органами департамента санэпиднадзора для водопровода, подающего воду без соответствующей обработки (например, из артезианских скважин), допускается увеличение минерализации до 1500 мг/дм 3).

Минеральный состав воды интересен тем, что отражает результат взаимодействия воды как физической фазы и среды жизни с другими фазами (средами): твердой, т.е. береговыми подстилающими, а также почвообразующими минералами и породами; газообразной (с воздушной средой) и содержащейся в ней влагой и минеральными компонентами. Кроме того, минеральный состав воды обусловлен целым рядом протекающих в разный средах физико-химических и физических процессов – растворения и кристаллизации, пептизации и коагуляции, седиментации, испарения и конденсации и др. Большое влияние на минеральный состав воды поверхностных водоемов оказывают протекающие в атмосфере и в других средах химические реакции с участием соединений азота, углерода, кислорода, серы и др.

Можно выделить две группы минеральных солей, обычно встречающихся в природных водах (табл. 8).

Таблица 8

Основные компоненты минерального состава воды

Компонент минерального состава воды	Предельно допустимая концентрация
Группа 1
Катионы:
Кальций (Са 2+)
Натрий (Nа +)
Магний (Мg 2+)
Анионы
Гидрокарбонат (НСО 3)
Сульфат (SО 4 2)
Хлорид (С1)
Карбонат (СО 3 2)
Группа 2
Катионы
Аммоний (NН 4 +)
Тяжелые металлы (сумма)	0,001 ммоль/л
Железо общее (сумма Fе 2+ и Fe 4+)
Анионы
Нитрат (NО 3)
Ортофосфат (РО 4 3)
Нитрит (NО 2 )

Как видно из табл. 8, основной вклад в минеральный состав вносят соли 1-й группы (они образуют так называемые «главные ионы»), которые определяют в первую очередь. К ним относятся хлориды, карбонаты, гидрокарбонаты, сульфаты. Соответствующими катионами для названных анионов являются калий, натрий, кальций, магний. Соли 2-й группы также необходимо учитывать при оценке качества воды, т.к. на каждую из них установлено значение ПДК, хотя они вносят незначительный вклад в солесодержание природных вод.

Соотношение концентрации в воде главных ионов (в мг-экв/л) определяет типы химического состава воды. В зависимости от преобладающего вида анионов (>25 % эквивалента при условии, что суммы мг-экв анионов и катионов принимаются равными 50 % соответственно каждая) различают воды гидрокарбонатного класса (концентрация НСО 3 >25 % экв. анионов), сульфатного (SО 4 >25 % экв.), хлоридного (С1 >25 %, экв.). Иногда выделяют также воды смешанных, или промежуточных, типов. Соответственно, среди катионов выделяются группы кальциевых, магниевых, натриевых или калиевых вод.

Минерализация воды имеет важнейшее значение при характеристике химического состава вод. При этом проводят анализы воды на содержание минеральных компонентов в различные периоды: для поверхностных вод – в зимнюю межень, весеннее половодье (пик), летне-осеннюю межень, летне-осенний паводок; для вод заболоченных участков – в зимнюю межень; весеннее половодье, для почвенных вод – в зимнюю межень, весеннее половодье и летне-осеннюю межень.

Концентрации растворенных в воде минеральных солей, определяют, как правило, химическими методами – титриметрическим, колориметрическим. Концентрации некоторых компонентов (например, катионов натрия, калия) в воде можно оценить расчетными методами, имея данные о значениях концентраций других катионов и анионов.

Жесткость. Жесткость воды представляет собой свойство природной воды, зависящее от наличия в ней главным образом растворенных солей кальция и магния. Из всех солей, относящихся к солям жесткости, выделяют гидрокарбонаты, сульфаты и хлориды. Суммарное содержание растворимых солей кальция и магния называют общей жесткостью . Общая жесткость подразделяется на карбонатную , обусловленную концентрацией гидрокарбонатов (и карбонатов при рН 8,3) кальция и магния, и некарбонатную – концентрацию в воде кальциевых и магниевых солей сильных кислот. Поскольку при кипячении воды (точнее при температуре более 60 0 С) гидрокарбонаты переходят в карбонаты, которые выпадают в осадок, карбонатную жесткость называют временной или устранимой . Остающаяся после кипячения жесткость (обусловленная хлоридами или сульфатами) называется постоянной .

Жесткость воды - одно из важнейших свойств, имеющее большое значение при водопользовании. Если в воде находят ионы металлов, образующие с мылом нерастворимые соли жирных кислот, то в такой воде затрудняется образование пены при стирке белья или мытье рук, в результате чего возникает ощущение жесткости. Жесткость воды пагубно сказывается на трубопроводах при использовании воды в тепловых сетях, приводит к образованию накипи. По этой причине в воду приходится добавлять специальные «смягчающие» химикаты.

В естественных условиях ионы кальция, магния и других щелочноземельных металлов, обусловливающих жесткость, поступают в воду в результате взаимодействия растворенного диоксида углерода с карбонатными минералами и других процессов растворения и химического выветривания горных пород. Источником этих ионов являются также микробиологические процессы, протекающие в почвах на площади водосбора, в донных отложениях, а также сточные воды различных предприятий.

Жесткость воды колеблется в широких пределах. Ввиду того, что солями жесткости являются соли разных катионов, имеющие разную молекулярную массу, концентрации солей жесткости, или жесткость воды, измеряется в единицах эквивалентной концентрации – количеством г-экв/л или мг-экв/л. Вода с жесткостью менее 4 мг-экв/дм 3 считается мягкой, от 4 до 8 мг-экв/дм 3 – средней жесткости, от 8 до 12 мг-экв/дм 3 – жесткой и выше 12 мг-экв/дм 3 – очень жесткой. Общая жесткость колеблется от единиц до десятков, иногда сотен мг-экв/дм 3 , причем карбонатная жесткость составляет до 70–80 % от общей жесткости.

Обычно преобладает жесткость, обусловленная ионами кальция (до 70 %); однако в отдельных случаях магниевая жесткость может достигать 50–60 %. Жесткость морской воды и океанов значительно выше (десятки и сотни мг-экв/дм 3). Жесткость поверхностных вод подвержена заметным сезонным колебаниям, достигая обычно наибольшего значения в конце зимы и наименьшего в период половодья.

Высокая жесткость ухудшает органолептические свойства воды, придавая ей горьковатый вкус и оказывая действие на органы пищеварения.

Допустимая величина общей жесткости для питьевой воды и источников централизованного водоснабжения составляет не более
7 мг-экв/л (в отдельных случаях – до 10 мг-экв/л), лимитирующий показатель вредности – органолептический.

Предлагаемый метод определения общей жесткости как суммарной массовой концентрации катионов кальция и магния основан на реакции солей кальция и магния с реактивом – трилоном Б (двунатриевой солью этилендиаминтетрауксусной кислоты):

где R – радикал этилендиаминтетрауксусной кислоты.

Анализ проводят в аммиачном буферном растворе при рН 10,0-10,5 титриметрическим методом в присутствии индикатора хрома темно-синего кислотного.

Общую жесткость (С ож) в мг-экв/л вычисляют по формуле:

где: V TP – объем раствора трилона Б, израсходованного на титрование, мл;

Н – концентрация титрованного раствора трилона Б с учетом поправочного коэффициента, г-экв/л;

V A – объем воды, взятой на анализ, мл;

1000 – коэффициент пересчета единиц измерения из г-экв/л в мг-экв/л.

Определение общей жесткости воды

Оборудование и реактивы

Баня водяная; ножницы; палочка стеклянная; пипетка на 2 мл или на
5 мл с резиновой грушей (медицинским шприцем) и соединительной трубкой; пипетка-капельница; склянка с меткой «10 мл».

Вода дистиллированная; раствор буферный аммиачный; раствор индикатора хром темно-синего кислотного; раствор трилона Б (0,05 г-экв/л).

Выполнение анализа

1. В склянку налейте 10 мл анализируемой воды.

2. Добавьте в склянку пипетками 6-7 капель раствора буферного аммиачного и 4-5 капель раствора индикатора хрома темно-синего кислотного.

3. Герметично закройте склянку пробкой и встряхните для перемешивания.

4. Постепенно титруйте содержимое склянки раствором трилона Б до перехода окраски в точке эквивалентности из винно-красной в ярко-голубую. Периодически встряхивайте склянку для перемешивания пробы. Определите объем раствора, израсходованный на титрование общей жесткости (V ож, мл).

5. Рассчитайте величину общей жесткости (С ож) в мг-экв/л по формуле: C ож = V ож × 5.

Примечание. После изменения окраски пробу необходимо выдержать еще 0,5 мин. для полного протекания реакции, после чего принять решение об окончании титрования (окраска раствора может несколько восстановиться. В этом случае необходимо добавить еще некоторое количество раствора трилона Б).

Кальций. Главными источниками поступления кальция в поверхностные воды являются процессы химического выветривания и растворения минералов, прежде всего известняков, доломитов, гипса, кальцийсодержащих силикатов и других осадочных и метаморфических
пород.

Растворению способствуют микробиологические процессы разложения органических веществ, сопровождающиеся понижением рН.

Большие количества кальция выносятся со сточными водами силикатной, металлургической, стекольной, химической промышленности и со стоками с сельскохозяйственных угодий, особенно при использовании кальцийсодержащих минеральных удобрений.

Характерной особенностью кальция является склонность образовывать в поверхностных водах довольно устойчивые пересыщенные растворы CaCO 3 . Ионная форма (Ca 2+) характерна только для маломинерализованных природных вод. Известны довольно устойчивые комплексные соединения кальция с органическими веществами, содержащимися в воде. В некоторых маломинерализованных окрашенных водах до
90-100 % ионов кальция могут быть связаны гумусовыми кислотами.

В речных водах содержание кальция редко превышает 1 г/дм 3 . Обычно же его концентрации значительно ниже.

Концентрация кальция в поверхностных водах подвержена заметным сезонным колебаниям. В период понижения минерализации (весной) ионам кальция принадлежит преобладающая роль, что связано с легкостью выщелачивания растворимых солей кальция из поверхностного слоя почв и пород.

ПДК вр кальция составляет 180 мг/дм 3 .

Довольно жесткие требования по содержанию кальция предъявляются к водам, питающим паросиловые установки, поскольку в присутствии карбонатов, сульфатов и ряда других анионов кальций образует прочную накипь. Данные о содержании кальция в водах необходимы также при решении вопросов, связанных с формированием химического состава природных вод, их происхождением, а также при исследовании карбонатно-кальциевого равновесия.

Метод определения массовой концентрации катиона кальция (ГОСТ 1030) аналогичен методу определения общей жесткости с реактивом трилоном Б с той разницей, что анализ проводится в сильнощелочной среде (рН 12-13) в присутствии индикатора мурексида.

Массовую концентрацию кальция рассчитывают по результатам титрования по такой же формуле. Определению кальция мешают карбонаты и диоксид углерода, удаляемые из пробы при ее подкислении.

Определение кальция

Оборудование и реактивы

Баня водяная; ножницы; палочка стеклянная; пипетка на 2 мл или на
5 мл со шприцем и соединительной трубкой; пипетка-капельница
(0,5 мл); склянка с меткой «10 мл».

Бумага индикаторная универсальная; вода дистиллированная; индикатор мурексид в капсулах (по 0,03 г); раствор буферный аммиачный; раствор гидроксида натрия (10 %); раствор соляной кислоты (1:100); раствор трилона Б (0,05 г-экв/л).

О приготовление растворов см. приложение 3.

Выполнение анализа

1. В склянку с меткой «10 мл» налейте до метки анализируемую воду.

2. Далее из раствора удаляется гидрокарбонат-анион. Для этого в склянку прибавьте по каплям раствор соляной кислоты (1:100) при интенсивном перемешивании стеклянной палочкой до достижения величины рН раствора 4-5 (при перемешивании удаляется и большая часть диоксида углерода, мешающего определению).

Величину рН контролируйте с помощью бумаги индикаторной универсальной.

3. К пробе прибавьте пипеткой-капельницей 13-14 капель (около 0,5 мг) раствора гидроокиси натрия и содержимое одной капсулы (0,02-0,03 г) индикатора мурексида. Раствор перемешайте стеклянной палочкой.

4. Затем проведите титрование раствором трилона Б из пипетки на 5 мл на черном фоне до перехода окраски в точке эквивалентности из оранжевой в сине-фиолетовую. Определите объем раствора трилона Б, израсходованный на титрование кальция (V КА, мл).

5. Рассчитайте массовую концентрацию кальция (С КА) в мг-экв/л по уравнению:

С КА = V КА ×5.

Магний . В поверхностные воды магний поступает в основном за счет процессов химического выветривания и растворения доломитов, мергелей и других минералов. Значительные количества магния могут поступать в водные объекты со сточными водами металлургических, силикатных, текстильных и других предприятий.

ПДК вр ионов Мg 2+ составляет 40 мг/дм 3 .

Для определения содержания магния в незагрязненных поверхностных и грунтовых природных водах, как и в большинстве речных вод, можно применять расчетный метод по разности результатов определения общей жесткости и концентрации катиона кальция. Для анализа загрязненных вод на содержание магния необходимо применять прямое определение магния.

Определение магния

Массовую концентрацию катиона магния (С мг) в мг/л определяют расчетным методом, производя вычисления по формуле:

где С ОЖ и С КА – результаты определения общей жесткости (мг-экв/л) и массовой концентрации катиона кальция (мг/л) соответственно; 0,05 – коэффициент пересчета концентрации катиона кальция в миллиграмм-эквивалентную форму; 12,16 – эквивалентная масса магния.

Полученный результат округлите до целых чисел (мг/л).

Карбонаты и гидрокарбонаты. Основным источником гидрокарбонатных и карбонатных ионов в поверхностных водах являются процессы химического выветривания и растворения карбонатных пород типа известняков, мергелей, доломитов, например:

Некоторая часть гидрокарбонатных ионов поступает с атмосферными осадками и грунтовыми водами. Гидрокарбонатные и карбонатные ионы выносятся в водоемы со сточными водами предприятий химической, силикатной, содовой промышленности и т.д.

По мере накопления гидрокарбонатных и особенно карбонатных ионов последние могут выпадать в осадок:

Как отмечалось выше (в разделе «Щелочность и кислотность»), карбонаты и гидрокарбонаты представляют собой компоненты, определяющие природную щелочность воды. Их содержание в воде обусловлено процессами растворения атмосферного СО 2 , взаимодействия воды с находящимися в прилегающих грунтах известняками и, конечно, жизненными процессами дыхания всех водных организмов.

Определение карбонат- и гидрокарбонат-анионов является титриметрическим и основано на их реакции с водородными ионами в присутствии фенолфталеина (при определении карбонат-анионов) или метилового оранжевого (при определении гидрокарбонат-анионов) в качестве индикаторов. Используя эти два индикатора, удается наблюдать две точки эквивалентности: в первой точке (рН 8,0-8,2) в присутствии фенолфталеина полностью завершается титрование карбонат-анионов, а во второй (рН. 4,1-4,5) – гидрокарбонат-анионов. По результатам титрования можно определить концентрации в анализируемом растворе основных ионных форм, обуславливающих потребление кислот (гидроксо-, карбонат- и гидрокарбонат-анионов), а также величины свободной и общей щелочности воды, т.к. они находятся в стехиометрической зависимости от содержания гидроксол-, карбонат- и гидрокарбонат-анионов. Для титрования обычно используют титрованные растворы соляной кислоты с точно известным значением концентрации 0,05 г-экв/л либо 0,1 г-экв/л.

Определение гидрокарбонат-анионов основано на реакции:

СО 3 2- + Н + =НСО 3 .

Присутствие карбонат-аниона в концентрациях, определяемых аналитически, возможно лишь в водах, рН которых более 8,0-8,2. В случае присутствия в анализируемой воде гидроксо-анионов при определении карбонатов протекает также реакция нейтрализации:

ОН - +Н + =Н 2 О.

Определение гидрокарбонат-анионов основано на реакции:

НСО 3 - +Н + =СО 2 +Н 2 О.

Таким образом, при титровании по фенолфталеину в реакции с кислотой участвуют анионы ОН - и СО 3 2- , а при титровании по метиловому оранжевому – ОН - , СО 3 2- и НСО 3 - .

Величина карбонатной жесткости рассчитывается с учетом эквивалентных масс участвующих в реакциях карбонат- и гидрокарбонат-анионов.

При анализе карбонатных природных вод правильность получаемых результатов зависит от величины потребления кислоты на титрование по фенолфталеину и метилоранжу. Если титрование в присутствии фенолфталеина обычно не вызывает трудностей, т.к. происходит изменение окраски от розовой до бесцветной, то в присутствии метилового оранжевого, при изменении окраски от желтой до оранжевой, определить момент окончания титрования иногда довольно сложно. Это может привести к значительной ошибке при определении объема кислоты, израсходованной на титрование. В этих случаях, для более четкого выявления момента окончания титрования, определение полезно проводить в присутствии контрольной пробы, для чего рядом с титруемой пробой помещают такую же порцию анализируемой воды (во второй склянке), добавляя такое же количество индикатора.

В результате титрования карбоната и гидрокарбоната, которое может выполняться как параллельно в разных пробах, так и последовательно в одной и той же пробе, для расчета значений концентраций необходимо определить общее количество кислоты (V 0) в миллилитрах, израсходованной на титрование карбоната (V K) и гидрокарбоната (V ГК). Следует иметь в виду, что при определении потребления кислоты на титрование по метилоранжу (V мо) происходит последовательное титрование и карбонатов, и гидрокарбонатов. По этой причине получаемый объем кислоты V мо содержит соответствующую долю, обусловленную присутствием в исходной пробе карбонатов, перешедших после реакции с катионом водорода в гидрокарбонаты, и не характеризует полностью концентрацию гидрокарбонатов в исходной пробе. Следовательно, при расчете концентраций основных ионных форм, обусловливающих потребление кислоты, необходимо учесть относительное потребление кислоты при титровании по фенолфталеину (V ф) и метилоранжу (V мо). Рассмотрим несколько возможных вариантов, сопоставляя величины V ф и V мо.

1. V ф = 0. Карбонаты, а также гидроксо-анионы в пробе отсутствуют, и потребление кислоты при титровании по метилоранжу может быть обусловлено только присутствием гидрокарбонатов.

2. V ф ¹ 0, причем 2V ф < V мо. В исходной пробе отсутствуют гидроксо-анионы, но присутствуют и гидрокарбонаты, и карбонаты, причем доля последних эквивалентно оценивается как V К = 2V Ф, а гидрокарбонатов – как V ГК = V МО – 2V Ф.

3. 2 V Ф = V мо. Гидрокарбонаты в исходной пробе отсутствуют, и потребление кислоты обусловлено содержанием практически только
карбонатов, которые количественно переходят в гидрокарбонаты. Именно этим объясняется удвоенное, по сравнению с У ф, потребление кислоты V мо.

4. 2 V Ф > V мо. В данном случае в исходной пробе гидрокарбонаты отсутствуют, но присутствуют не только карбонаты, но и другие потребляющие кислоту анионы, а именно – гидроксо-анионы. При этом содержание последних эквивалентно составляет V он = 2V ф – V мо. Содержание карбонатов можно рассчитать, составив и решив систему уравнений:

5. V Ф = V мо. В исходной пробе отсутствуют и карбонаты, и гидрокарбонаты, и потребление кислоты обусловлено присутствием сильных щелочей, содержащих гидроксо-анионы.

Присутствие свободных гидроксо-анионов в заметных количествах (случаи 4 и 5) возможно только в сточных водах.

Массовые концентрации анионов (не солей!) рассчитываются на основе уравнений реакций потребления кислоты карбонатами (С к) и гидрокарбонатами (С гк) в мг/л по формулам:

где V к и V гк – объем раствора соляной кислоты, израсходованной на титрование карбоната и гидрокарбоната соответственно, мл; Н – точная концентрация титрованного раствора соляной кислоты (нормальность), г-экв/л; V A – объем пробы воды, взятой для анализа, мл; 60 и 61 – эквивалентная масса карбонат- и гидрокарбонат-аниона соответственно, в соответствующих реакциях; 1000 – коэффициент пересчета единиц измерений.

Результаты титрования по фенолфталеину и метилоранжу позволяют рассчитать показатель щелочности воды, который численно равен количеству эквивалентов кислоты, израсходованной на титрование пробы объемом 1 л. При этом потребление кислоты при титровании по фенолфталеину характеризует свободную щелочность, а по метилоранжу – общую щелочность, которая измеряется в мг-экв/л. Показатель щелочности используется в России, как правило, при исследовании сточных вод. В некоторых других странах (США, Канаде, Швеции и др.) щелочность определяется при оценке качества природных вод и выражается массовой концентрацией в эквиваленте СаСО 3 .

Следует иметь в виду, что при анализе сточных и загрязненных природных вод получаемые результаты не всегда корректно отражают величины свободной и общей щелочности, т.к. в воде, кроме карбонатов и гидрокарбонатов, могут присутствовать соединения некоторых других групп (см. «Щелочность и кислотность»).

Оборудование и реактивы

Пипетка на 2 мл или на 5 мл с резиновой грушей (медицинским шприцем) и соединительной трубкой; пипетка-капельница, склянка с меткой «10мл».

Раствор индикатора метилового оранжевого 0,1 %-ный; раствор индикатора фенолфталеина; раствор соляной кислоты титрованный (0,05 г-экв/л).

О приготовлении растворов см. приложение 3.

Выполнение анализа

1. Титрование карбонат-аниона

1. В склянку налейте до метки (10 мл) анализируемую воду.

2. Добавьте пипеткой 3-4 капли раствора фенолфталеина.

Примечание. При отсутствии окрашивания раствора либо при слабо-розовом окрашивании считается, что карбонат-анион в пробе отсутствует (рН пробы меньше 8,0-8,2).

3. Постепенно титруйте пробу с помощью мерного шприца с наконечником либо мерной пипетки раствором соляной кислоты (0,05 г-экв/л) до тех пор, пока окраска побледнеет до слабо-розовой, и определите объем раствора соляной кислоты, израсходованный на титрование по фенолфталеину (У ф, мл).

2. Титрование гидрокарбонат-аниона

4. В склянку налейте до метки (10 мл) анализируемую воду либо используйте раствор после определения карбонат-аниона.

5. Добавьте пипеткой 1 каплю раствора метилового оранжевого.

Примечание. Для более четкого определения момента окончания титрования определение полезно проводить в присутствии контрольной пробы, для чего рядом с титруемой пробой помещают такую же порцию анализируемой воды (во второй склянке), добавляя такое же количество индикатора.

6. Постепенно титруйте пробу с помощью мерного шприца с наконечником раствором соляной кислоты (0,05 г-экв/л) при перемешивании до перехода желтой окраски в розовую, определяя общий объем раствора, израсходованного на титрование по метилоранжу
(V мо, мл). При использовании раствора после определения карбонат-аниона необходимо определить суммарный объем, израсходованный на титрование карбоната и гидрокарбоната.

Обязательно перемешивайте раствор при титровании!

Момент окончания титрования определяйте по контрольной пробе.

3. Определение ионных форм, обусловливающих потребление кислоты на титрование

В зависимости от соотношения между количествами кислоты, израсходованными на титрование по фенолфталеину (V ф) и метилоранжу (V мо), по табл. 9 выберите подходящий вариант для вычисления ионных форм, обусловливающих потребление кислоты при титровании. Раствор после титрования карбонат-аниона оставьте для дальнейшего определения в нем массовой концентрации гидрокарбонат-аниона.

Таблица 9

Определение ионных форм, обусловливающих потребление кислоты
на титрование

Соотношение между V ф и V мо	Вклад ионных форм в потребление
Соотношение между V ф и V мо

2V ф < V мо

2V ф >V мо	2V ф – V мо

Примерный порядок использования табл. 9. Выполните действия и ответьте на следующие вопросы.

1. Имеет ли раствор нулевую свободную щелочность? (т.е. при прибавлении фенолфталеина раствор не приобретает окраски или слегка розовеет). Если да, то потребление кислоты обусловлено присутствием только гидрокарбонатов – см. графу 1 табл.9.

2. Является ли потребление кислоты при титровании по фенолфталеину равным общему потреблению кислоты при титровании? Если да, то потребление кислоты обусловлено присутствием только гидроксил-анионов - см. графу 5 табл. 9.

3. Умножьте полученное потребление кислоты при титровании по фенолфталеину на 2 и сравните произведение с общим потреблением кислоты для граф 2-4 табл. 9. В каждом случае определите вклад присутствующих ионных форм в потребление кислоты.

Пример расчета . В первой пробе определили количество раствора кислоты, израсходованное на титрование по фенолфталеину
(V = 0,10 мл). Во второй пробе определили количество кислоты, израсходованное на титрование по метилоранжу: V мо = 0,25мл. Сопоставляем величины . Следовательно, в пробе присутствуют и карбонат-, и гидрокарбонат-анионы, причем потребление кислоты карбонатами составляет , а гидрокарбонатами – V гк =V мо -2V ф =0,25-0,20=0,05 мл.

4. Проверьте результаты расчета: сумма потребления кислоты на все три формы должна быть равна общему потреблению кислот.

4. Расчет массовой концентрации карбонат- и гидрокарбонат-анионов

1. Определите по табл. 9 вклад различных ионных форм в потребление кислоты при титровании (V к, V гк).

2. Рассчитайте массовую концентрацию карбонат-аниона (С к) в мг/л по формуле: С к = V к 300.

Полученный результат округлите до целых чисел.

3. Рассчитайте массовую концентрацию гидрокарбонат-аниона (С гк) в мг/л по формуле: С гк = V гк 305. Полученный результат округлите до целых чисел.

5. Расчет карбонатной жесткости

Определите карбонатную жесткость (Ж к) в мг-экв/л по формуле:

Ж к =С к 0,0333+С гк 0,0164.

6. Расчет щелочности

Значение свободной щелочности (Щ св) в мг-экв/л рассчитайте по формуле:

Щ св = V ф 5.

Значение общей щелочности (Щ О) в мг-экв/л рассчитайте по уравнению:

Щ о = V мо 5

Величина карбонатной жесткости для поверхностных природных вод принимается равной величине общей щелочности (мг-экв/л).

Биогенные элементы. Биогенными элементами (биогенами) традиционно считаются элементы, входящие, в значительных количествах, в состав живых организмов. Круг элементов, относимых к биогенным, достаточно широк, это – азот, фосфор, сера, железо, кальций, магний, калий и др.

Вопросы контроля качества воды и экологической оценки водоемов внесли в понятие биогенных элементов более широкий смысл: к ним относят соединения (точнее, компоненты воды), которые являются, во-первых, продуктами жизнедеятельности различных организмов и, во-вторых, являются «строительным материалом» для живых организмов. В первую очередь к ним относятся соединения азота (нитраты, нитриты, органические и неорганические аммонийные соединения), а также фосфора (ортофосфаты, полифосфаты, органические эфиры фосфорной кислоты и др.).

Нитраты. Присутствие нитратных ионов в природных водах связано:

· с внутриводоемными процессами нитрификации аммонийных ионов в присутствии кислорода под действием нитрифицирующих бактерий;

· атмосферными осадками, которые поглощают образующиеся при атмосферных электрических разрядах оксиды азота (концентрация нитратов в атмосферных осадках достигает 0,9 – 1 мг/дм 3);

· промышленными и хозяйственно-бытовыми сточными водами, особенно после биологической очистки, когда концентрация достигает 50 мг/дм 3 ;

· со стоком с сельскохозяйственных угодий и со сбросными водами с орошаемых полей, на которых применяются азотные удобрения.

Главными процессами, направленными на понижение концентрации нитратов, являются потребление их фитопланктоном и денитрифицирующими бактериями, которые при недостатке кислорода используют кислород нитратов на окисление органических веществ.

В поверхностных водах нитраты находятся в растворенной форме. Концентрация нитратов в поверхностных водах подвержена заметным сезонным колебаниям: минимальная в вегетационный период, она увеличивается осенью и достигает максимума зимой, когда при минимальном потреблении азота происходит разложение органических веществ и переход азота из органических форм в минеральные. Амплитуда сезонных колебаний может служить одним из показателей эвтрофирования водного объекта.

При длительном употреблении питьевой воды и пищевых продуктов, содержащих значительные количества нитратов (от 25 до 100 мг/дм 3 по азоту), резко возрастает концентрация метгемоглобина в крови. Крайне тяжело протекают метгемоглобинемии у грудных детей (прежде всего, искусственно вскармливаемых молочными смесями, приготовленными на воде с повышенным – порядка 200 мг/дм 3 – содержанием нитратов) и у людей, страдающих сердечно-сосудистыми заболеваниями. Особенно в этом случае опасны грунтовые воды и питаемые ими колодцы, поскольку в открытых водоемах нитраты частично потребляются водными растениями.

Присутствие нитрата аммония в концентрациях порядка 2 мг/дм 3 не вызывает нарушения биохимических процессов в водоеме; подпороговая концентрация этого вещества, не влияющая на санитарный режим водоема, 10 мг/дм 3 . Повреждающие концентрации соединений азота (в первую очередь, аммония) для различных видов рыб составляют величины порядка сотен миллиграммов в 1 дм 3 воды.

В воздействии на человека различают первичную токсичность собственно нитрат-иона; вторичную, связанную с образованием нитрит-иона, и третичную, обусловленную образованием из нитритов и аминов нитрозаминов. Смертельная доза нитратов для человека составляет
8-15 г; допустимое суточное потребление по рекомендациям ФАО/ВОЗ – 5 мг/кг массы тела.

Наряду с описанными эффектами воздействия немаловажную роль играет тот факт, что азот – это один из первостепенных биогенных (необходимых для жизни) элементов. Именно этим обусловлено применение соединений азота в качестве удобрений, но, с другой стороны, с этим связан вклад вынесенного с сельскохозяйственных земель азота в развитие процессов эвтрофикации (неконтролируемого роста биомассы) водоемов. Так, с одного гектара орошаемых земель выносится в водные системы 8-10 кг азота.

Нитраты являются солями азотной кислоты и обычно присутствуют в воде. Нитрат-анион содержит атом азота в максимальной степени окисления «+5». Нитратобразующие (нитратфиксирующие) бактерии превращают нитриты в нитраты в аэробных условиях. Под влиянием солнечного излучения атмосферный азот (N 2) превращается также преимущественно в нитраты посредством образования оксидов азота. Многие минеральные удобрения содержат нитраты, которые при избыточном или нерациональном внесении в почву приводят к загрязнению водоемов. Источниками загрязнения нитратами являются также поверхностные стоки с пастбищ, скотных дворов, молочных ферм и т.п.

Повышенное содержание нитратов в воде может служить индикатором загрязнения водоема в результате распространения фекальных либо химических загрязнений (сельскохозяйственных, промышленных). Богатые нитратными водами сточные канавы ухудшают качество воды в водоеме, стимулируя массовое развитие водной растительности (в первую очередь – сине-зеленых водорослей) и ускоряя эвтрофикацию водоемов. Питьевая вода и продукты питания, содержащие повышенное количество нитратов (табл. 10), также могут вызывать заболевания, и в первую очередь у младенцев (так называемая метгемоглобинемия). Вследствие этого расстройства ухудшается транспортировка кислорода с клетками крови и возникает синдром «голубого младенца» (гипоксия). Вместе с тем растения не так чувствительны к увеличению содержания в воде азота, как фосфора.

Таблица 10

Значения предельно допустимых концентраций нитратов
для овощей и фруктов , мг/кг

Культура			Культура
Листовые овощи			Картофель
Перец сладкий			Капуста ранняя



Виноград столовый			Свекла столовая
			Лук репчатый

Предлагаемый метод определения нитратов основан на способности салициловой (ортогидроксибензойной) кислоты в присутствии концентрированной серной кислоты вступать в реакцию нитрования с образованием нитросалициловой кислоты, которая в щелочной среде образует окрашенную в желтый цвет соль.

Определению мешают хлорид-анион при массовой концентрации более 500 мг/л и соединения железа при массовой концентрации более
0,5 мг/л. От влияния соединений железа освобождаются, добавляя сегнетову соль (соль винной кислоты, тартрат калия-натрия KNaC 4 H 4 O 6 4H 2 O); при концентрации хлоридов более 500 мг/л анализируемую воду разбавляют и определение повторяют.

ПДК нитратов в воде водоемов и питьевой воде составляют 45 мг/л (или 10 мг/л по азоту), лимитирующий показатель вредности – санитарно-токсикологический.

Оборудование и реактивы

Баня водяная; ножницы; палочка стеклянная; пипетка на 2 мл или на 5 мл с резиновой грушей (медицинским шприцем) и соединительной трубкой; пипетка-капельница; склянка с меткой «10мл»; стаканчик на 25-50 мл для выпаривания. Защитные очки; перчатки резиновые.

Вода дистиллированная; кислота серная концентрированная; раствор гидроксида натрия (20 %) водный; раствор салициловой кислоты (10 %) спиртовый; сегнетова соль (тартрат калия-натрия) в капсулах по 0,1 г.

Контрольная шкала образцов окраски для определения нитрат-аниона (0,0; 5,0; 15; 30; 50 мг/л) из состава тест-комплекта или приготовленная самостоятельно.

Внимание! В данном определении используются едкие вещества – концентрированная серная кислота и крепкий раствор гидроксида натрия! С ними необходимо работать на поддоне в резиновых перчатках и защитных очках, соблюдая осторожность. Недопустимо попадание растворов в глаза, на кожу, одежду, мебель.

Выполнение анализа

1. Поместите с помощью пипетки 1,0 мл анализируемой воды в стаканчик для выпаривания. Если в воде содержатся соединения железа в концентрации свыше 0,5 мг/л, в стаканчик вносят также содержимое одной капсулы (0,1 г) сегнетовой соли.

2. Содержимое стаканчика выпарьте досуха на кипящей водяной бане в течение 10-15 мин.

3. Охладите стаканчик до комнатной температуры в течение
5-10 мин.

4. Добавьте в стаканчик пипеткой-капельницей 4-5 капель раствора салициловой кислоты так, чтобы смочить весь сухой остаток.

5. Добавьте другой пипеткой 26-27 капель концентрированной серной кислоты (около 0,5 мл).

Соблюдайте осторожность при добавлении концентрированной серной к ислоты! Работать следует в защитных очках и резиновых перча тках!

6. Сухой остаток смешайте с кислотой стеклянной палочкой и разотрите его по дну и стенкам стаканчика.

7. Не вынимая палочку из стаканчика, оставьте его содержимое на 5 минут.

8. Добавьте пипеткой 3-4 мл дистиллированной воды таким образом, чтобы обмыть изнутри стенки стаканчика.

9. Добавьте к содержимому стаканчика 4-5 мл 20 %-ного раствора гидроксида натрия. (Для дозировки раствора гидроксида натрия удобно использовать пробирку с меткой «5 мл»). При наличии в анализируемой воде нитрат-анионов раствор в стаканчике сразу окрашивается в желтый цвет.

Соблюдайте осторожность при добавлении раствора гидрокси да натрия! Работать следует в защитных очках и резиновых перчатках!

10. Содержимое стаканчика по стеклянной палочке слейте в склянку с меткой «10 мл», ополосните стаканчик и палочку небольшими порциями дистиллированной воды и доведите объем раствора в склянке до 10 мл.

Примечание. При наличии осадка (основных солей магния) раствор оставьте для отстаивания на несколько минут.

11. Окраску раствора в склянке сравните с контрольной шкалой образцов окраски на белом фоне. За результат анализа принимайте значение концентрации нитрат-анионов в мг/л того образца шкалы, который более всего соответствует окраске полученного раствора.

Если окраска содержимого склянки для колориметрирования окажется интенсивнее крайнего образца (50 мг/л), анализируемую воду разбавляют в 5 раз дистиллированной водой и определение повторяют. При вычислении результатов учитывают степень разбавления пробы.

Контроль точности анализа

Контроль точности при определении нитратов проводят с использованием контрольных растворов (см. приложение 1) либо с использованием поверенного (образцового) нитратомера.

Аммоний. Содержание ионов аммония в природных водах варьирует в интервале от 10 до 200 мкг/дм 3 в пересчете на азот. Присутствие в незагрязненных поверхностных водах ионов аммония связано главным образом с процессами биохимической деградации белковых веществ, дезаминирования аминокислот, разложения мочевины под действием уреазы. Основными источниками поступления ионов аммония в водные объекты являются животноводческие фермы, хозяйственно-бытовые сточные воды, поверхностный сток с сельхозугодий в случае использования аммонийных удобрений, а также сточные воды предприятий пищевой, коксохимической, лесохимической и химической промышленности. В стоках промышленных предприятий содержится до
1 мг/дм 3 аммония, в бытовых стоках – 2-7 мг/дм 3 ; с хозяйственно-бытовыми сточными водами в канализационные системы ежесуточно поступает до 10 г аммонийного азота (на одного жителя).

При переходе от олиготрофных к мезо- и эвтрофным водоемам возрастают как абсолютная концентрация ионов аммония, так и их доля в общем балансе связанного азота.

Присутствие аммония в концентрациях порядка 1 мг/дм 3 снижает способность гемоглобина рыб связывать кислород. Признаки интоксикации – возбуждение, судороги, рыба мечется по воде и выпрыгивает на поверхность. Механизм токсического действия – возбуждение центральной нервной системы, поражение жаберного эпителия, гемолиз (разрыв) эритроцитов. Токсичность аммония возрастает с повышением pH среды. Содержание аммония в водоемах с различной степенью загрязненности приведено в табл. 11.

Таблица 11

Степень загрязнения (классы водоемов)	Аммонийный азот, мг/дм 3
Очень чистые

Умеренно загрязненные
Загрязненные

Очень грязные

Повышенная концентрация ионов аммония может быть использована в качестве индикаторного показателя, отражающего ухудшение санитарного состояния водного объекта, процесса загрязнения поверхностных и подземных вод, в первую очередь, бытовыми и сельскохозяйственными стоками.

Соединения аммония содержат атом азота в минимальной степени окисления «-3». Катионы аммония являются продуктом микробиологического разложения белков животного и растительного происхождения. Образовавшийся таким образом аммоний вновь вовлекается в процесс синтеза белков, участвуя тем самым в биологическом круговороте веществ (цикле азота). По этой причине аммоний и его соединения в небольших концентрациях обычно присутствуют в природных водах.

Существуют два основных источника загрязнения окружающей среды аммонийными соединениями. Аммонийные соединения в больших количествах входят в состав минеральных и органических удобрений, избыточное и неправильное применение которых приводит к загрязнению водоемов. Кроме того, аммонийные соединения в значительных количествах присутствуют в нечистотах (фекалиях). Не утилизированные должным образом нечистоты могут проникать в грунтовые воды или смываться поверхностными стоками в водоемы. Стоки с пастбищ и мест скопления скота, сточные воды от животноводческих комплексов, а также бытовые и хозяйственно-фекальные стоки всегда содержат большие количества аммонийных соединений. Опасное загрязнение грунтовых вод хозяйственно-фекальными и бытовыми сточными водами происходит при разгерметизации системы канализации. По этим причинам повышенное содержание аммонийного азота в поверхностных водах обычно является признаком хозяйственно-фекальных загрязнений.

Предложенный метод определения массовой концентрации катиона аммония (приведен в ГОСТ 1030) основан на его реакции с реактивом Несслера с образованием окрашенного в щелочной среде в желтый цвет соединения:

Мешающее влияние железа устраняют добавлением к пробе сегнетовой соли: КСОО(СНОН)СООNа.

Концентрацию катионов аммония определяют визуально-колори-метрическим методом, сравнивая окраску раствора с контрольной шкалой образцов окраски.

ПДК аммиака и ионов аммония в воде водоемов составляет 2,6 мг/л (или 2,0 мг/л по аммонийному азоту). Лимитирующий показатель вредности – общесанитарный.

Оборудование и реактивы

Ножницы, пипетка на 2 мл, пробирка колориметрическая с меткой
«5 мл», шприц медицинский с соединительной трубкой.

Реактив Несслера, сегнетова соль в капсулах по 0,1 г.

Контрольная шкала образцов окраски для определения катиона аммония (0; 0,2; 0,7; 2,0; 3,0 мг/л) из состава тест-комплекта или приготовленная самостоятельно.

О приготовлении растворов см. приложение 3.

Проведение анализа

1. Налейте анализируемую воду в колориметрическую пробирку до метки «5 мл».

2. Добавьте в воду содержимое одной капсулы (около 0,1 г) сегнетовой соли и туда же пипеткой – 1,0 мл реактива Несслера. Содержимое пробирки перемешайте встряхиванием.

3. Оставьте смесь на 1-2 мин. для завершения реакции.

4.Окраску раствора в склянке сравните на белом фоне с контрольной шкалой образцов окраски.

Контроль точности анализа

Контроль точности анализа при определении аммония проводят с использованием контрольных растворов с известным содержанием катионов аммония (см. приложение 1) либо поверенным (образцовым) прибором для измерения концентрации аммония потенциометрическим методом.

Нитриты. Нитриты представляют собой промежуточную ступень в цепи бактериальных процессов окисления аммония до нитратов (нитрификация – только в аэробных условиях) и, напротив, восстановления нитратов до азота и аммиака (денитрификация – при недостатке кислорода). Подобные окислительно-восстановительные реакции характерны для станций аэрации, систем водоснабжения и собственно природных вод. Кроме того, нитриты используются в качестве ингибиторов коррозии в процессах водоподготовки технологической воды и поэтому могут попасть и в системы хозяйственно-питьевого водоснабжения. Широко известно также применение нитритов для консервирования пищевых продуктов.

В поверхностных водах нитриты находятся в растворенном виде. В кислых водах могут присутствовать небольшие концентрации азотистой кислоты (HNO 2) (не диссоциированной на ионы). Повышенное содержание нитритов указывает на усиление процессов разложения органических веществ в условиях более медленного окисления NO 2 - в NO 3 - , что указывает на загрязнение водного объекта, т.е. является важным санитарным показателем.

Сезонные колебания содержания нитритов характеризуются отсутствием их зимой и появлением весной при разложении неживого органического вещества. Наибольшая концентрация нитритов наблюдается в конце лета, их присутствие связано с активностью фитопланктона (установлена способность диатомовых и зеленых водорослей восстанавливать нитраты до нитритов). Осенью содержание нитритов уменьшается.

Одной из особенностей распределения нитритов по глубине водного объекта являются хорошо выраженные максимумы, обычно вблизи нижней границы термоклина и в гиполимнионе, где концентрация кислорода снижается наиболее резко.

В соответствии с требованиями глобальной системы мониторинга состояния окружающей среды (ГСМОС/GEMS) нитрит- и нитрат-ионы входят в программы обязательных наблюдений за составом питьевой воды и являются важными показателями степени загрязнения и трофического статуса природных водоемов.

Нитриты благодаря способности превращаться в нитраты, как правило, отсутствуют в поверхностных водах. Поэтому наличие в анализируемой воде повышенного содержания нитритов свидетельствует о загрязнении воды, причем с учетом частично прошедшей трансформации азотистых соединений из одних форм в другие.

Предлагаемый метод определения массовой концентрации нитрит-аниона соответствует приведенному в ГОСТ 1030 . Метод основан на реакции нитрат-аниона в среде азотистой кислоты с реактивом Грисса (смесью сульфаниловой кислоты и 1-нафтиламина). При этом протекают реакции диазотирования и азосочетания, в результате которых образуется азосоединение (азокраситель), имеющее пурпурную окраску.

Концентрацию нитрит-анионов определяют визуально-колориметри-ческим методом, сравнивая окраску раствора с контрольной шкалой образцов окраски.

Реактивы и оборудование

Ножницы, пробирка колориметрическая с меткой «5 мл». Реактив Грисса в капсулах по 0,05 г.

Контрольная шкала образцов окраски для определения нитрит-аниона (0; 0,02; 0,10; 0,50; 1,0 мг/л) из состава тест-комплекта или приготовленная самостоятельно.

О приготовлении реактива Грисса см. приложение 3.

Выполнение анализа

1. Налейте анализируемую воду в колориметрическую пробирку до метки «5 мл».

2. Добавьте содержимое одной капсулы (около 0,05 г) реактива Грисса в пробирку. Перемешайте содержимое пробирки встряхиванием до растворения смеси.

3. Оставьте пробирку на 20 мин. для завершения реакции.

4. Проведите визуальное колориметрирование пробы. Окраску раствора в пробирке на белом фоне сравните с контрольной шкалой образцов окраски.

Контроль точности анализа

Контроль точности анализа при определении нитритов проводят с использованием контрольных растворов с известным содержанием нитрит-аниона (см. приложение 1) либо с использованием поверенного (образцового) нитритомера потенциометрическим методом.

Азот общий . Под общим азотом понимают сумму минерального и органического азота в природных водах.

Сумма минерального азота . Сумма минерального азота – это сумма аммонийного, нитратного и нитритного азота.

Повышение концентрации ионов аммония и нитритов обычно указывает на свежее загрязнение, в то время как увеличение содержания нитратов – на загрязнение в предшествующее время. Все формы азота, включая и газообразную, способны к взаимным превращениям.

Аммиак . В природной воде аммиак образуется при разложении азотсодержащих органических веществ. Хорошо растворим в воде с образованием гидроксида аммония.

Фосфаты и общий фосфор. Под общим фосфором понимают сумму минерального и органического фосфора. Так же, как и для азота, обмен фосфором между его минеральными и органическими формами, с одной стороны, и живыми организмами – с другой – является основным фактором, определяющим его концентрацию. В природных и сточных водах фосфор может присутствовать в разных видах. В растворенном состоянии (иногда говорят – в жидкой фазе анализируемой воды) он может находиться в виде ортофосфорной кислоты (Н 3 РО 4) и ее анионов (Н 2 РО 4 - , НРО 4 2- , РО 4 3-), в виде мета-, пиро- и полифосфатов (эти вещества используют для предупреждения образования накипи, они входят также в состав моющих средств). Кроме того, существуют разнообразные фосфорорганические соединения – нуклеиновые кислоты, нуклеопротеиды, фосфолипиды и др., которые также могут присутствовать в воде, являясь продуктами жизнедеятельности или разложения организмов. К фосфорорганическим соединениям относятся также некоторые пестициды.

Фосфор может содержаться и в нерастворенном состоянии (в твердой фазе воды), присутствуя в виде взвешенных в воде труднорастворимых фосфатов, включая природные минералы, белковые, органические фосфорсодержащие соединения, остатки умерших организмов и др. Фосфор в твердой фазе в природных водоемах обычно находится в донных отложениях, однако может встречаться, и в больших количествах, в сточных и загрязненных природных водах. Формы фосфора в природных водах представлены в табл. 12.

Концентрация общего растворенного фосфора (минерального и органического) в незагрязненных природных водах изменяется от 5 до
200 мкг/дм 3 .

Таблица 12

Формы фосфора в природных водах

Химические формы Р		Фильтруемый (растворенный)
		Общий растворенный фосфор	Общий фосфор в частицах
Ортофосфаты	Общий растворенный и взвешенный фосфор	Растворенные ортофосфаты	Ортофосфаты в частицах
Гидролизируемые кислотой фосфаты	Общие растворенные и взвешенные гидролизируемые кислотой фосфаты	Растворенные гидролизируемые кислотой фосфаты	Гидролизируемые кислотой фосфаты в частицах
Органический фосфор	Общий растворенный и взвешенный органический фосфор	Растворенный органический фосфор	Органический фосфор в частицах

Фосфор – важнейший биогенный элемент, чаще всего лимитирующий развитие продуктивности водоемов. Поэтому поступление избытка соединений фосфора с водосбора в виде минеральных удобрений с поверхностным стоком с полей (с гектара орошаемых земель выносится 0,4-0,6 кг фосфора), со стоками с ферм (0,01-0,05 кг/сут на одно животное), с недоочищенными или неочищенными бытовыми сточными водами (0,003-0,006 кг/сут. на одного жителя), а также с некоторыми производственными отходами приводит к резкому неконтролируемому приросту растительной биомассы водного объекта (это особенно характерно для непроточных и малопроточных водоемов). Происходит так называемое изменение трофического статуса водоема, сопровождающееся перестройкой всего водного сообщества и ведущее к преобладанию гнилостных процессов (и, соответственно, возрастанию мутности, солености, концентрации бактерий).

Один из вероятных аспектов процесса эвтрофикации – рост сине-зеленых водорослей (цианобактерий), многие из которых токсичны. Выделяемые этими организмами вещества относятся к группе фосфор- и серосодержащих органических соединений (нервно-паралитических ядов). Действие токсинов сине-зеленых водорослей может проявляться в возникновении дерматозов, желудочно-кишечных заболеваний; в особенно тяжелых случаях – при попадании большой массы водорослей внутрь организма – может развиваться паралич.

В соответствии с требованиями глобальной системы мониторинга состояния окружающей среды (ГСМОС/GEMS) в программы обязательных наблюдений за составом природных вод включено определение содержания общего фосфора (растворенного и взвешенного, в виде органических и минеральных соединений). Фосфор является важнейшим показателем трофического статуса природных водоемов. Основной формой неорганического фосфора при значениях pH водоема больше 6,5 является ион HPO 4 2- (около 90 %). В кислых водах неорганический фосфор присутствует преимущественно в виде H 2 PO 4 - .

Содержание соединений фосфора подвержено значительным сезонным колебаниям, поскольку оно зависит от соотношения интенсивности процессов фотосинтеза и биохимического окисления органических веществ. Минимальные концентрации фосфатов в поверхностных водах наблюдаются обычно весной и летом, максимальные – осенью и зимой, в морских водах – соответственно весной и осенью, летом и зимой.

Общее токсическое действие солей фосфорной кислоты возможно лишь при весьма высоких дозах и чаще всего обусловлено примесями фтора.

Без предварительной подготовки проб колориметрически определяются неорганические растворенные и взвешенные фосфаты.

Полифосфаты . Полифосфаты можно описать следующими химическими формулами:

Me n (PO 3) n , Me n+2 P n O 3n+1 , Me n H 2 P n O 3n+1 .

Полифосфаты применяются для умягчения воды, обезжиривания волокна, как компонент стиральных порошков и мыла, ингибитор коррозии, катализатор, в пищевой промышленности.

Полифосфаты малотоксичны. Токсичность полифосфатов объясняется их способностью к образованию комплексов с биологически важными ионами, особенно с кальцием.

Фосфаты определяются, как правило, колориметрическим методом (ГОСТ 18309, ИСО 6878) по реакции с молибдатом аммония в кислой среде:

Образующийся при этом комплекс, продукт желтого цвета, далее под действием восстановителя – хлорида олова (II) – превращается в интенсивно окрашенный синий краситель сложного состава – «молибденовую синь». Концентрацию ортофосфатов в анализируемой воде определяют по окраске пробы, визуально сравнивая ее с окраской образцов на контрольной шкале или измеряя оптическую плотность проб с помощью фотоколориметра.

В данную реакцию из всех присутствующих в воде фосфатов непосредственно вступают только ортофосфаты. Для определения полифосфатов их необходимо предварительно перевести в ортофосфаты путем кислотного гидролиза в присутствии серной кислоты. Многие сложные эфиры фосфорной кислоты также могут быть определены после их кислотного гидролиза в тех же условиях, что и полифосфаты. Реакция кислотного гидролиза на примере пирофосфата протекает следующим образом:

Na 4 Р 2 О 7 +2Н 2 SО 4 +Н 2 О=2Н 3 РО 4 +4Na + +2SО 4 2- .

Некоторые фосфорсодержащие органические соединения могут быть определены только после их минерализации, называемой иногда также «мокрым сжиганием». Минерализация фосфорсодержащих органических соединений проводится при кипячении пробы с добавлением кислоты и сильного окислителя – персульфата или перекиси водорода. В случае использования для этой цели персульфата калия реакция протекает по уравнению:

где R и R 1 – органические фрагменты.

Минерализация приводит к превращению в ортофосфаты все, даже труднорастворимые, формы фосфатов в воде. Таким образом определяется содержание общего фосфора в любой воде (этот показатель можно определять как для растворенных фосфатов, так и для нерастворимых соединений фосфора). Однако для природных вод, не содержащих или содержащих незначительное количество трудногидролизующихся фосфатов в твердой фазе, минерализации обычно не требуется, и полученный при анализе гидролизованной пробы результат может с хорошим приближением быть принят за содержание общего фосфора.

Влияние некоторых примесей, которые могут присутствовать в сточных водах – силикатов (более 50 мг/л), соединений железа (III) (более
1 мг/л), сульфидов и сероводорода (более 3 мг/л), снижает точность анализа, что устраняют добавлением к пробе специальных реагентов, входящих в состав тест-комплекта, или изменением операций обработки пробы.

Возможное влияние нитритов (до 25 мг/л) устраняется за счет прибавления к пробе раствора для их связывания (раствора сульфаминовой кислоты). Проведению анализа мешают большие количества хлоридов, нитритов, хроматов, арсенатов, танина.

При анализе фосфатов в гидролизованной пробе непосредственно определяются сумма ортофосфатов и полифосфатов; концентрация же полифосфатов рассчитывается как разность между результатами анализа гидролизованной и негидролизованной пробы. Гидролиз полифосфатов протекает также и при проведении минерализации, т.к. ее проводят в сильнокислой среде.

ПДК полифосфатов (триполифосфат и гексаметафосфат) в воде водоемов составляет 3,5 мг/л в пересчете на ортофосфат-анион РО 4 3- , лимитирующий показатель вредности – органолептический.

Диапазон определяемых концентраций ортофосфатов в воде при визуально-колориметрическом определении – от 0,2 до 7,0 мг/л, при фотометрическом определении – 0,001 – 0,04 мг/л. Определение визуально-колориметрическим методом возможно и при концентрации ортофосфатов более 7,0 мг/л после соответствующего разбавления пробы чистой водой.

Оборудование и реактивы

Колба коническая термостойкая (Эрленмейера) на 150 мл со шлифом, мерная склянка с делениями (5,10,20 мл) с пробкой, холодильник обратный со шлифом, кипелки (стеклянные капилляры, зерна силикагеля), колба мерная вместимостью 50 мл, плитка электрическая с закрытым нагревательным элементом, пипетка-капельница, чашка фарфоровая на
200-500 мл, шприц-дозатор медицинский на 1 мл с соединительной трубкой.

Вода дистиллированная, перманганат калия кристаллический, раствор восстановителя, раствор для связывания нитритов, раствор молибдата, раствор серной кислоты (10 %-ный) водный, раствор серной кислоты (1:3) водный, персульфат аммония в капсулах по 0,5 г.

Контрольная шкала образцов окраски для концентраций ортофосфатов (0; 0,2; 1,0; 3,5; 7,0 мг/л) из состава тест-комплекта или приготовленная самостоятельно.

О приготовлении растворов см. приложение 3.

Выполнение анализа

А. Определение ортофосфатов в питьевой и природной воде

1. Отберите в мерную склянку 20 мл профильтрованной или отстоянной анализируемой воды (пробы), предварительно ополоснув ее 2-3 раза той же водой.

Примечание. При ожидаемой концентрации ортофосфатов более 5 мг/л рекомендуется отбирать 5 мл пробы (склянкой) или 1 мл (шприцем-дозатором), доводя объем раствора в склянке до 20 мл чистой водой, не содержащей ортофосфатов.

2. Добавьте к пробе пипеткой-капельницей 10 капель раствора для связывания нитритов и затем шприцем-дозатором 1 мл раствора молибдата. Склянку закройте пробкой и встряхните для перемешивания раствора.

Раствор молибдата содержит серную кислоту. Соблюдайте осторожность при выполнении данной операции!

3. Оставьте пробу на 5 мин. для полного протекания реакции.

4. Добавьте к пробе пипеткой-капельницей 2-3 капли раствора восстановителя. Склянку закройте пробкой и встряхните для перемешивания раствора. При наличии в воде ортофосфатов раствор приобретает синюю окраску.

Раствор восстановителя содержит соляную кислоту. Соблюдай те осторожность при выполнении данной операции!

5. Оставьте пробу на 5 мин. для полного протекания реакции.

6. Проведите визуальное колориметрирование пробы. Для этого мерную склянку поместите на белое поле контрольной шкалы и, освещая склянку рассеянным белым светом достаточной интенсивности, определите ближайшее по окраске поле контрольной шкалы и соответствующее ему значение концентрации ортофосфатов в мг/л.

При получении результата анализа учтите разбавление пробы чистой водой, введя поправочный коэффициент (например, при разбавлении пробы в 4 раза, т.е. при отборе 5 мл анализируемой воды, полученное по шкале значение концентрации умножьте на 4).

В. Дополнительные операции при определении ортофосфатов в загрязненных поверхностных и сточных водах

При анализе сточных вод выполняются операции, позволяющие устранить мешающее влияние силикатов, соединений железа (III), сульфидов и сероводорода, а также танина.

Для этого выполните следующие операции:

1. Определите универсальной индикаторной бумажкой рН анализируемой воды. При наличии сильнощелочной среды пробу необходимо нейтрализовать раствором серной кислоты до значений рН 4-8.

2. Если в анализируемой воде ожидается присутствие сили катов (более 50 мг/л) и соединений железа ( III ) (более 1 мг/л), разбавьте пробу перед анализом либо отберите 5 мл воды и доведите объем пробы до 20 мл чистой водой.

3. Если в анализируемой воде ожидается присутствие сульфидов и сероводорода (более 3 мг/л), приготовьте разбавленный (слегка розовый) раствор перманганата калия и добавьте несколько капель его в пробу. При этом проба должна приобрести слабую розовую окраску (при значительной окраске раствора пробу можно разбавить анализируемой водой).

4. Если в анализируемой воде ожидается присутствие хроматов (более 3 мг/л), измените порядок прибавления растворов: первым прибавьте к пробе раствор восстановителя, а затем – раствор для связывания нитритов и раствор молибдата.

5. Если в анализируемой воде ожидается присутствие та нина, его можно удалить фильтрованием через колонку с активированным углем.

С. Определение гидролизующихся полифосфатов и эфиров фосфорной кислоты

1. Пробу анализируемой воды объемом 50 мл (может быть отобрана с использованием мерной колбы или цилиндра) поместите в коническую колбу.

2. Добавьте к пробе шприцем-дозатором 1 мл раствора серной кислоты (10 %) и несколько кипелок.

3. Присоедините к колбе обратный холодильник. Поместите колбу на электроплитку и кипятите смесь при минимальной мощности нагревания 30 мин.

4. После охлаждения смесь количественно перенесите в мерную колбу. В процессе кипячения происходит потеря растворителя – воды (около
5-10 мл). Потерю воды восполните добавлением в мерную колбу до метки (50 мл) дистиллированной воды, которой предварительно ополосните коническую колбу.

5. Из полученного раствора отберите пробу (20 мл) в мерную склянку и анализируйте ее на содержание ортофосфатов. Полученный результат будет представлять сумму концентраций ортофосфатов и полифосфатов (С с) в пересчете на ортофосфат-анион (РО 4 3-).

6. В отдельной пробе анализируемой воды, не подвергая ее кислотному гидролизу, определите концентрацию ортофосфатов С 0ф, как описано выше.

7. Рассчитайте концентрацию гидролизовавшихся фосфатов (С пф) в мг/л по формуле: С пф = С с – С оф,

где: С с – суммарная концентрация полифосфатов, гидролизовавшихся органических фосфатов и ортофосфатов, определенная в условиях гидролиза, мг/л;

С оф – концентрация ортофосфатов, мг/л.

D . Минерализация и определение общего фосфора

1. В фарфоровую чашку поместите 50 мл анализируемой воды (или меньший объем, разбавленный до 50 мл).

2. Высыпьте в чашку содержимое одной капсулы (0,5 г) персульфата аммония и добавьте туда же 1 мл раствора серной кислоты (1:3).

3. Выпарьте смесь досуха, поместив чашку на нагревательный элемент электрической плитки.

4. Поместите чашку в сушильный шкаф и выдержите ее там в течение 6 час. при температуре 160 °С, после чего дайте остыть чашке до комнатной температуры (около 0,5 часа).

5. После охлаждения к сухому остатку в чашке осторожно прилейте 30 мл дистиллированной воды, перемешивая смесь до растворения солей.

Примечания.

1. Если раствор получился окрашенным, минерализацию повторите или возьмите меньший объем анализируемой воды.

2. Появление белой мути за счет выпадения солей кальция в дальнейшем не мешает определению.

Контроль точности анализа

Контроль точности при анализе на содержание фосфатов и общего фосфора может быть выполнен путем тестирования специально приготовленного раствора ортофосфата при концентрациях, равных значениям, приведенным для образцов на контрольной шкале. Для этой цели рекомендуется использовать калий фосфорнокислый однозамещенный КН 2 РО 4 , обработанный по ГОСТ 4212 . Контрольные растворы приготавливают весовым методом в лабораторных условиях.

Соединения серы.

Сульфаты. Сульфаты присутствуют практически во всех поверхностных водах и являются одними из важнейших анионов. Главным источником сульфатов в поверхностных водах являются процессы химического выветривания и растворения серосодержащих минералов, в основном гипса, а также окисления сульфидов и серы:

2FeS 2 + 7O 2 + 2H 2 O = 2FeSO 4 + 2H 2 SO 4 ;

2S + 3O 2 + 2H 2 O = 2H 2 SO 4 .

Значительные количества сульфатов поступают в водоемы в процессе отмирания организмов, окисления наземных и водных веществ растительного и животного происхождения и с подземным стоком. В больших количествах сульфаты содержатся в шахтных водах и в промышленных стоках производств, в которых используется серная кислота, например, окисление пирита. Сульфаты выносятся также со сточными водами коммунального хозяйства и сельскохозяйственного производства.

Ионная форма SO 4 2- характерна только для маломинерализованных вод. При увеличении минерализации сульфатные ионы склонны к образованию устойчивых ассоциированных нейтральных пар типа CaSO 4 , MgSO 4 .

Сульфаты активно участвуют в сложном круговороте серы. При отсутствии кислорода под действием сульфатредуцирующих бактерий они восстанавливаются до сероводорода и сульфидов, которые при появлении в природной воде кислорода снова окисляются до сульфатов. Растения и другие автотрофные организмы извлекают растворенные в воде сульфаты для построения белкового вещества. После отмирания живых клеток гетеротрофные бактерии освобождают серу протеинов в виде сероводорода, легко окисляемого до сульфатов в присутствии кислорода.

Концентрация сульфатов в поверхностных водах подвержена заметным сезонным колебаниям и обычно коррелирует с изменением общей минерализации воды. Важнейшим фактором, определяющим режим сульфатов, является меняющееся соотношение между поверхностным и подземным стоками. Заметное влияние оказывают окислительно-восстановительные процессы, биологическая обстановка в водном объекте и хозяйственная деятельность человека.

ПДК сульфатов в воде водоемов хозяйственно-питьевого назначения составляет 500 мг/дм 3 , лимитирующий показатель вредности – органолептический.

Не замечено, чтобы сульфат в питьевой воде влиял на процессы коррозии, но при использовании свинцовых труб концентрация сульфатов выше 200 мг/дм 3 может привести к вымыванию в воду свинца.

2SО 2 + О 2 = 2SО 3 ,

SО 3 + Н 2 О = Н 2 SО 4 .

Наличие сульфатов в промышленных сточных водах обычно обусловлено технологическими процессами, протекающими с использованием серной кислоты (производство минеральных удобрений, производства химических веществ). Сульфаты в питьевой воде не оказывают токсического эффекта для человека, однако ухудшают вкус воды: ощущение вкуса сульфатов возникает при их концентрации 250-400 мг/л. Сульфаты могут вызывать отложение осадков в трубопроводах при смешении двух вод с разным минеральным составом, например, сульфатных и кальциевых, в осадок выпадает СаSО 4 .

Ва 2 + SО 4 2- = ВаSО 4 .

О концентрации сульфат-анионов судят по количеству суспензии сульфата бария, которое определяют турбидиметричес ким методом. Предлагаемый, наиболее простой вариант турбидиметрического метода основан на измерении высоты столба суспензии по его прозрачности и применим при концентрации сульфат-анионов не менее 30 мг/л.

Анализ выполняют в прозрачной воде (при необходимости воду фильтруют). Для работы необходим мутномер – несложное приспособление, которое может быть изготовлено и самостоятельно (см. рис.).

Оборудование и реактивы

Мутномер, пипетка на 2 мл или на 5 мл с резиновой грушей (медицинским шприцем) и соединительной трубкой, пипетка-капельница, пробирки мутномерные с рисунком-точкой на дне и резиновым кольцом-фиксатором, пробка для мутномерной пробирки.

Раствор нитрата бария (насыщенный), раствор соляной кислоты (20%).

О приготовлении растворов см. приложение 3.

Подготовка к анализу

Экран мутномера устанавливают под углом около 45 ° к подставке. Работа проводится при рассеянном, но достаточно сильном (200-500 Лк) дневном (искусственном, комбинированном) освещении экрана мутномера.

В каждое отверстие мутномера вставляют мутномерную пробирку с надетым на нее резиновым кольцом в положении, фиксирующем пробирку таким образом, чтобы нижняя ее часть была выдвинута в вырез мутномера на расстояние около 1 см (при этом дно пробирки окажется на требуемом расстоянии – около 2 см от экрана).

Выполнение анализа

1. Поместите в отверстия мутномера две пробирки с рисунком на дне. В одну из пробирок налейте анализируемую воду до высоты
100 мм (20–30 мл).

2. Добавьте к содержимому пробирки пипетками 2 капли раствора соляной кислоты и 14–15 капель раствора нитрата бария. Соблюдайте осторожность: нитрат бария токсичен!

3. Герметично закройте пробирку пробкой и встряхните, чтобы перемешать содержимое.

4. Пробирку с раствором оставьте на 5–7 мин. для образования белого осадка (суспензии).

5. Закрытую пробирку снова встряхните, чтобы перемешать содержимое.

6. Пипеткой переносите образовавшуюся суспензию во вторую (пустую) пробирку до тех пор, пока в первой пробирке не появится изображение рисунка на дне. Измерьте высоту столба суспензии в первой пробирке (Н р мм). Наблюдение проводите, направляя свет на вращающийся экран мутномера, установленный под углом 45°.

7. Продолжайте переносить суспензию до тех пор, пока в ней не скроется изображение рисунка. Измерьте высоту столба суспензии во второй пробирке.

8. Рассчитайте среднее арифметическое измерений высоты столба суспензии (h) по формуле:

9. По табл. 13 определите концентрацию сульфат-аниона в мг/л.

Таблица 13

Определение концентрации сульфат-аниона

		Высота столба суспензии (h), мм	Массовая концентрация сульфат-аниона, мг/л

Хлор . В природе хлор широко распространен – 0,017% (по массе) в земной коре. Наиболее широко распространенные его минералы – галит NaCl (поваренная соль, каменная соль), сильвин KCl, карналлит KCl∙MgCl 2 ∙6H 2 O и др. Мировые запасы каменной соли в недрах Земли составляют 3,5∙10 15 т. Очень много хлоридов растворено в гидросфере.

При нормальных условиях газообразный хлор почти в 2,5 раза тяжелее воздуха (1 л Cl 2 весит 3,24 г). Хлор растворяется в воде с образованием желтоватой хлорной воды. Один объем воды поглощает около двух объемов хлора при комнатной температуре. Хлор очень ядовит, раздражает слизистые оболочки даже в очень малых концентрациях (0,001 мг на 1 л воздуха). Хлор реагирует с подавляющим большинством металлов и неметаллов за исключением кислорода, углерода, азота и благородных газов.

Хлориды. В речных водах и водах пресных озер содержание хлоридов колеблется от долей миллиграмма до десятков, сотен, а иногда и тысяч миллиграммов на литр. В морских и подземных водах содержание хлоридов значительно выше – вплоть до пересыщенных растворов и рассолов.

Хлориды являются преобладающим анионом в высокоминерализованных водах. Концентрация хлоридов в поверхностных водах подвержена заметным сезонным колебаниям, коррелирующим с изменением общей минерализации воды.

Первичными источниками хлоридов являются магматические породы, в состав которых входят хлорсодержащие минералы (содалит, хлорапатит и др.), соленосные отложения, в основном галит. Значительные количества хлоридов поступают в воду в результате обмена с океаном через атмосферу, взаимодействия атмосферных осадков с почвами, особенно засоленными, а также при вулканических выбросах. Возрастающее значение приобретают промышленные и сточные воды.

В отличие от сульфатных и карбонатных ионов хлориды не склонны к образованию ассоциированных ионных пар. Из всех анионов хлориды обладают наибольшей миграционной способностью, что объясняется их хорошей растворимостью, слабо выраженной способностью к сорбции взвешенными веществами и потреблением водными организмами. Повышенное содержание хлоридов ухудшает вкусовые качества воды, делает ее малопригодной для питьевого водоснабжения и ограничивает применение для многих технических и хозяйственных целей, а также для орошения сельскохозяйственных угодий. Если в питьевой воде есть ионы натрия, то концентрация хлорида выше 250 мг/дм 3 придает воде соленый вкус, в случае хлоридов кальция и магния это наблюдается при концентрациях свыше 1000 мг/дм 3 . Концентрации хлоридов и их колебания, в том числе суточные, могут служить одним из критериев загрязненности водоема хозяйственно-бытовыми стоками.

Предлагаемый метод определения массовой концентрации хлорид-аниона основан на титровании хлорид-анионов раствором нитрата серебра, в результате чего образуется суспензия практически нерастворимого хлорида серебра. Уравнение химической реакции записывается следующим образом:

Аg + +С1 =АgСl.

Аg + + CrO 4 =Аg 2 СгО 4 ,

Оранжево-бурый

Данный метод получил название метода аргентометри ческого титрования. Титрование можно выполнять для вод с рН 5,0-8,0.

Массовую концентрацию хлорид-аниона (С хл) в мг/л вычисляют по уравнению:

где V хл – объем раствора нитрата серебра, израсходованный на титрование, мл;

Н – концентрация титрованного раствора нитрата серебра с учетом поправочного коэффициента, г-экв/л;

V A – объем воды, взятой на анализ, мл;

35,5 – эквивалентная масса хлора;

1000 – коэффициент пересчета единиц измерений из г/л в мг/л.

Оборудование и реактивы

Пипетка на 2 мл или на 5 мл с резиновой грушей (медицинский шприц) и соединительной трубкой; пипетка-капельница, склянка с меткой «10 мл» с пробкой.

Раствор нитрата серебра (0,05 г-экв/л) титрованный, раствор хромата калия (10 %).

О приготовлении растворов см. приложение 3.

Выполнение анализа

1. В склянку налейте 10 мл анализируемой воды.

2. Добавьте в склянку пипеткой-капельницей 3 капли раствора хромата калия.

3. Герметично закройте склянку пробкой и встряхните, чтобы перемешать содержимое.

4. Постепенно титруйте содержимое склянки раствором нитрата серебра при перемешивании до появления неисчезающей бурой окраски. Определите объем раствора, израсходованный на титрование (V хл, мл).

5. Рассчитайте массовую концентрацию хлорид-аниона (С хл, мг/л) по формуле: С хл =V хл 178. Результат округлите до целых чисел.

Активный хлор. Хлор, присутствующий в воде в виде хлорноватистой кислоты или иона гипохлорита, принято называть свободным хлором . Хлор, существующий в виде хлораминов (моно- и ди-), а также в виде треххлористого азота, называют связанным хлором. Общий хлор – это сумма свободного и связанного хлора.

В зависимости от условий, таких как pH, температура, количество органических примесей и аммонийного азота, хлор может присутствовать и в других формах, включая ион гипохлорита (OCl -) и хлорамины.

Активный хлор должен отсутствовать в воде водоемов, лимитирующий показатель вредности – общесанитарный.

Хлор может находиться в воде не только в составе хлоридов, но и в составе других соединений, обладающих сильными окислительными свойствами. К таким соединениям хлора относятся свободный хлор (С1 2), гипохлорит-анион (СlO -), хлорноватистая кислота (НСO), хлорамины (вещества, при растворении в воде которых образуются монохлорамин NН 2 С1, дихлорамин NНС1 2 , трихлорамин NС1 3). Суммарное содержание этих соединений называют термином «активный хлор». Содержащие активный хлор вещества подразделяют на две группы: сильные окислители – хлор, гипохлориты и хлорноватистая кислота – содержат так называемый «свободный активный хлор», и относительно менее слабые окислители – хлорамины – «связанный активный хлор». Благодаря сильным окислительным свойствам соединения, имеющие активный хлор, используются для обеззараживания (дезинфекции) питьевой воды и воды в бассейнах, а также для химической очистки некоторых сточных вод. Кроме того, некоторые содержащие активный хлор соединения (например, хлорная известь) широко используются для ликвидации очагов распространения инфекционных загрязнений. Наиболее широко для дезинфекции питьевой воды используется свободный хлор.

В природной воде содержание активного хлора не допускается; в питьевой воде его содержание установлено в пересчете на хлор на уровне 0,3-0,5 мг/л в свободном виде и на уровне 0,8-1,2 мг/л в связанном виде. Активный хлор в указанных концентрациях присутствует в питьевой воде непродолжительное время (не более нескольких десятков минут) и нацело удаляется даже при кратковременном кипячении воды. По этой причине анализ отобранной пробы на содержание активного хлора следует про водить немедленно.

Интерес к контролю содержания хлора в воде, особенно в питьевой воде, возрос после осознания того факта, что хлорирование воды приводит к образованию заметных количеств хлоруглеводородов, вредных для здоровья населения. Особую опасность представляет хлорирование питьевой воды, загрязненной фенолом. ПДК для фенолов в питьевой воде при отсутствии хлорирования питьевой воды установлена 0,1 мг/л, а в условиях хлорирования (при этом образуются гораздо более токсичные и имеющие резкий характерный запах хлорфенолы) – 0,001 мг/л. Аналогичные химические реакции могут протекать с участием органических соединений природного или техногенного происхождения, приводя к различным токсичным хлорорганическим соединениям – ксенобиотикам.

Предлагаемый йодометрический метод основан на свойстве всех содержащих активный хлор соединений в кислой среде выделять из йодида калия свободный йод:

Свободный йод оттитровывают тиосульфатом натрия в присутствии крахмала как описано при определении растворенного кислорода. Реакцию проводят в буферном растворе при рН 4,5, и тогда определению не мешают нитриты, озон и другие соединения. Однако мешающими определению веществами являются другие сильные окислители, которые также выделяют йод из йодида калия – хроматы, хлораты и др. Концентрации, в которых указанные окислители оказывают мешающее действие, могут присутствовать в сточных водах, но маловероятны в питьевой и природной воде. Метод может использоваться для анализа также мутных и окрашенных вод.

Концентрацию активного хлора (С АХ) в мг/л рассчитывают по результатам титрования, для которого обычно используется раствор тиосульфата натрия с концентрацией 0,005 г-экв/л. Расчет проводят по формуле:

где V T – количество раствора тиосульфата натрия с концентрацией 0,005 г-экв/л, израсходованного на титрование, мл; К – поправочный коэффициент, учитывающий отклонение точной фактической концентрации тиосульфата от значения 0,005 г-экв/л (для большинства случаев значение К принимается равным 1); 0,177 – содержание активного хлора в мг, соответствующее 1 мл раствора тиосульфата с концентрацией
0,005 г-экв/л; V A – объем пробы воды, взятой для анализа, мл; 1000 – коэффициент пересчета единиц измерения из миллилитров в литры.

Чувствительность метода – 0,3 мг/л при объеме пробы 250 мл, однако при использовании растворов тиосульфата с различной концентрацией объем пробы может составлять, в зависимости от требуемой чувствительности определения, от 500 до 50 мл воды и менее. Лимитирующий показатель вредности для активного хлора – общесанитарный.

Оборудование и реактивы

Колба коническая на 250-500 мл с градуировкой по объему (если колба не отградуирована, тогда необходим также мерный цилиндр), бюретка или пипетка градуированная на 2-5 мл со шприцем и соединительной трубкой, шприц-дозатор (пипетка) на 1 мл (2 шт.), ножницы.

Калий йодистый в капсулах по 0,5 г, раствор буферный ацетатный (рН 4,5), раствор тиосульфата натрия титрованный (0,005 г-экв/л), раствор крахмала (0,5 %).

О приготовлении растворов см. приложение 3.

1. Налейте в коническую колбу анализируемую воду до метки (например, 50 мл) либо с помощью мерного цилиндра. Колбу предварительно ополосните анализируемой водой.

2. Поместите в колбу при помощи шприца-дозатора или пипетки 1,0 мл ацетатного буферного раствора, содержимое колбы перемешайте.

3. Добавьте в коническую колбу содержимое одной капсулы (около 0,5 г) йодида калия. Перемешайте содержимое колбы до растворения соли.

4. Оттитровывайте выделившийся йод раствором тиосульфата. Для этого в бюретку (пипетку), закрепленную в штативе и соединенную через трубку со шприцем, наберите 2-5 мл раствора тиосульфата и титруйте пробу до слабожелтой окраски.

5. Добавьте другим шприцем-дозатором (пипеткой) 1 мл раствора крахмала (раствор в колбе синеет) и продолжайте титрование до полного обесцвечивания раствора.

Примечание. После изменения окраски пробу необходимо выдержать еще 0,5 мин. для полного протекания реакции. В случае восстановления окраски необходимо добавить еще некоторое количество раствора титранта.

6.Определите общий объем раствора тиосульфата, израсходованный на титрование (как до, так и после добавления раствора крахмала).

7. Рассчитайте концентрацию суммарного остаточного активного хлора (С АХ) в мг/л по формуле, приведенной выше.

При необходимости анализ повторите, уменьшив (увеличив) объем пробы.

В качестве экспрессной портативной полевой модификации метода с чувствительностью не менее 0,3-0,5 мг/л для определения активного хлора в питьевой, водопроводной и природной воде может быть рекомендовано использование раствора тиосульфата с концентрацией 0,0025 г-экв/л, при отборе пробы 50 мл и титрование с помощью калиброванной пипетки-капельницы. В этом случае концентрация активного хлора (С АХ) в мг/л рассчитывается по формуле:

где: N – количество капель раствора тиосульфата натрия, израсходованного на титрование;

0,1 – количество остаточного активного хлора в мг, соответствующее содержанию в 1 капле раствора тиосульфата натрия с концентрацией 0,0025 г-экв/л с учетом титрования пробы воды объемом 50 мл;

К- поправочный коэффициент для данной пипетки-капельницы, установленный экспериментальным путем и учитывающий разницу в объемах капель, отрывающийся от разных пипеток (обычно значение К близко 1).

Пример расчета . При анализе водопроводной воды в результате титрования пробы объемом 50 мл раствором тиосульфата с концентрацией 0,0025 г-экв/л с помощью калиброванной пипетки-капельницы (К=0,92) на титрование израсходовано 11 капель раствора тиосульфата. Следовательно, содержание активного хлора в воде составляет:

Натрий . Натрий является одним из главных компонентов химического состава природных вод, определяющих их тип. Основным источником поступления натрия в поверхностные воды суши являются изверженные и осадочные породы и самородные растворимые хлористые, сернокислые и углекислые соли натрия. Большое значение имеют также биологические процессы, протекающие на водосборе, в результате которых образуются растворимые соединения натрия. Кроме того, натрий поступает в природные воды с хозяйственно-бытовыми и промышленными сточными водами и с водами, сбрасываемыми с орошаемых полей.

Массовую концентрацию катиона натрия (С НА) в мг/л определяют расчетным методом, производя вычисление по формуле:

С НА = (А-С ОЖ) 23,

где: А – сумма массовых концентраций главных анионов (определяется с использованием данных табл. 14), мг-экв/л;

С ОЖ – значение общей жесткости, мг-экв/л;

23 – эквивалентная масса натрия.

Калий . Калий – один из главных компонентов химического состава природных вод. Источником его поступления в поверхностные воды являются геологические породы (полевой шпат, слюда) и растворимые соли. Различные растворимые соединения калия образуются также в результате биологических процессов, протекающих в коре выветривания и почвах. Для калия характерна склонность сорбироваться на высокодисперсных частицах почв, пород, донных отложений и задерживаться растениями в процессе их питания, роста. Это приводит к меньшей подвижности калия по сравнению с натрием, и поэтому калий находится в природных водах, особенно поверхностных, в более низкой концентрации, чем натрий.

В природные воды калий поступает также с хозяйственно-бытовыми и промышленными сточными водами, а также с водой, сбрасываемой с орошаемых полей, и с поверхностным водным стоком с сельскохозяйственных угодий.

Концентрация в речной воде обычно не превышает 18 мг/дм 3 , в подземных водах колеблется от миллиграммов до граммов и десятков граммов в 1 дм 3 , что определяется составом водовмещающих пород, глубиной залегания подземных вод и другими условиями гидрогеологической обстановки.

ПДК вр калия составляет 50 мг/дм 3 .

Фтор (фториды). В речные воды фтор поступает из пород и почв при разрушении фторсодержащих минералов (апатит, турмалин) с почвогрунтовыми водами и при непосредственном смыве поверхностными водами. Источником фтора также служат атмосферные осадки. Повышенное содержание фтора может быть в некоторых сточных водах предприятий стекольной и химической промышленности (производство фосфорных удобрений, стали, алюминия), в некоторых видах шахтных вод и в сточных водах рудообогатительных фабрик.

В природных водах фтор находится в виде фторид-иона F - и комплексных ионов 3- , - , 2- , 3- , 3- , 2- и др.

Миграционная способность фтора в природных водах в значительной степени зависит от содержания в них ионов кальция, дающих с ионами фтора малорастворимое соединение (произведение растворимости фторида кальция L = 4·10 -11). Большую роль играет режим углекислоты, которая растворяет карбонат кальция, переводя его в гидрокарбонат. Повышенные значения рН способствуют увеличению подвижности фтора.

Фтор является устойчивым компонентом природных вод. Внутригодовые колебания концентрации фтора в речных водах невелики (обычно не более, чем в 2 раза). Фтор поступает в реки преимущественно с грунтовыми водами. Содержание фтора в паводковый период всегда ниже, чем в меженный, так как понижается доля грунтового питания.

Повышенные количества фтора в воде (более 1,5 мг/дм 3) оказывают вредное действие на людей и животных, вызывая костное заболевание (флюороз). Кроме того, избыток фтора в организме осаждает кальций, что приводит к нарушениям кальциевого и фосфорного обменов. Однако очень низкое содержание фтора в питьевых водах (менее 0,01 мг/дм 3) также вредно сказывается на здоровье, вызывая опасность заболевания кариесом зубов. По этим причинам определение концентрации фтора в питьевой воде, а также грунтовых водах (например, воде колодцев и артезианских скважин) и воде водоемов хозяйственно-питьевого назначения является очень важным.

Предлагаемый метод определения фтора в воде основан на реакции фторидов с лантанализаринкомплексоном. При этом образуется окрашенное в синий цвет тройное комплексное соединение фторида, трехвалентного лантана и ализаринкомплексона.

Определению мешают соединения алюминия, железа и повышенное содержание органических веществ. Алюминий связывает фторид-ионы с образованием комплексов А1F 2+ и А1F 2 + . Ввиду того, что содержание алюминия в питьевой и природных водах, имеющих обычно рН 6-8, как правило, очень незначительно, влиянием алюминия пренебрегают.

На определение фтора в данной модификации метода оказывают заметное влияние соединения железа при концентрации более 2 мг/л. Поэтому в сильно железистых водах определение фтора данным методом не проводят (для этой цели используют потенциометрический
метод).

При повышенном содержании в анализируемой воде растворенных органических веществ колориметрируемая жидкость приобретает другую (маскирующую) окраску, отличающуюся по цвету от окраски, вызываемой только фторидами. Для устранения этого явления пробу предварительно следует очистить от органических веществ – встряхивать воду с небольшим количеством порошкообразного активированного угля, после чего отфильтровать от угля и только после этого анализировать на содержание фтора.

Оборудование и реактивы

Колориметрическая пробирка с меткой «5 мл», ножницы.

Буферная смесь янтарно-борная в капсулах по 0,1 г, лантанализаринкомплексоновый лак.

Контрольная шкала образцов окраски для определения фторид-иона (0; 0,5-1,2; 1,5-2,0 мг/л) из состава тест-комплекта либо приготовленная самостоятельно.

О приготовлении растворов см. приложение 3.

Выполнение определения

1. Налейте в колориметрическую пробирку анализируемую воду до метки (5 мл).

2. Добавьте содержимое одной капсулы (около 0,1 г) буферной смеси. Перемешайте пробирку встряхиванием до растворения смеси (до рН 5).

3. Добавьте с помощью шприца с наконечником-пипеткой 2,0 мл лантанализаринкомплексонового лака, после чего смесь снова перемешайте.

4. Оставьте смесь на 20 мин. для завершения реакции.

5. Окраску раствора в склянке сравните на белом фоне с контрольной шкалой образцов окраски.

В случае, если окраска пробы окажется интенсивнее образца
«2,0 мг/л», анализируемую воду разбавьте в 2-5 раз дистиллированной водой и определение повторите. При вычислении результата учтите величину разбавления пробы.

Контроль точности анализа

Контроль точности анализа при определении фторидов проводят с использованием контрольных растворов с известным содержанием фторид-аниона (см. приложение 1) либо с использованием поверенного (образцового) ионселективного электрода потенциометрическим методом.

Общее солесодержание. Для расчета общего солесодержания по сумме концентраций главных анионов в миллиграмм-эквивалентной форме их массовые концентрации, определенные при анализе и выраженные в мг/л, умножьте на коэффициенты, указанные в табл. 14, после чего просуммируйте (ГОСТ 1030).

Таблица 14

Коэффициенты пересчета концентраций из мг/л в мг-экв/л

Концентрацию катиона калия в данном расчете (для природных вод) условно учитывают в виде концентрации катиона натрия. Полученный результат округлите до целых чисел (мг-экв/л).

Минеральные воды - сложные растворы, в которых вещества содержатся в виде ионов, недиссоциированных молекул, газов, коллоидных частиц.

Долгое время бальнеологи не могли прийти к единому мнению о химическом составе многих вод, поскольку анионы и катионы минеральных вод образуют очень нестойкие соединения. Как говорил Эрнст Резерфорд, «ионы - это веселые малыши, вы можете наблюдать их едва ли не воочию». Еще в 1860-х гг. химик О. Тан указал на неправильность солевого изображения минеральных вод, из-за чего Железноводск долго считали курортом с «неустановившейся репутацией». Вначале минеральные воды Железноводска причисляли к щелочно-железистым, затем стали комбинировать карбонаты со щелочами, а сульфаты - со щелочными землями, называя эти воды «щелочно-железистыми (содержащие натрий углекислый и железо) с преобладанием гипса (сульфата кальция) и соды (гидрокарбоната натрия). Впоследствии состав вод стали определять по основным ионам. Уникальные Железноводские источники по составу принадлежат к углекислым гидрокарбонатно-сульфатным кальциево-натриевым высокотермальным водам, мало содержащим хлористый натрий, что исключает опасность раздражения почечной ткани при их питьевом использовании. В настоящее время Железноводск считается одним из лучших «почечных» курортов. Железа в минеральных водах этого курорта содержится сравнительно мало, до 6 мг/л, т.е. меньше, чем в специфических железистых водах, в которых должно быть не менее 10 мг/л.

В немецкой «Курортной книге», изданной в 1907 г., анализы вод минеральных источников впервые были представлены в виде ионных таблиц. Такая же книга об австрийских курортах была издана в 1914 г. Этот тип представления минеральных вод принят в Европе в настоящее время. Как пример приводим ионный состав вод одного из самых популярных источников французского курорта Виши, известного со времен Римской империи - Vichy Celestins (М - 3,325 г./л; pH - 6,8).

Критерии для отнесения вод к «минеральным» в той или иной степени отличаются у разных исследователей. Всех их объединяет происхождение: то есть минеральные воды - это воды, добытые или вынесенные на поверхность из земных недр. На государственном уровне, в ряде стран ЕС законодательно утверждены определенные критерии причисления вод к категории минеральных. В национальных нормативных актах относительно критериев минеральных вод нашли свое отображение гидрогеохимические особенности территорий, которые присущи для каждой страны.

В нормативных актах ряда стран Европы и международных рекомендациях - «Кодекс Алиментариус», Директивах Европейского парламента и Европейского совета для стран - членов ЕС определение «минеральные воды» приобрело более широкое содержание.

Например, «Кодекс Алиментариус» дает следующее определение природной минеральной воды: природной минеральной водой является вода, которая четко отличается от обычной питьевой воды, так как:

· она характеризуется своим составом, включающим определенные минеральные соли, в определенном их соотношении, и наличием определенных элементов в следовых количествах или других компонентов;
· ее непосредственно получают из природных или пробуренных источников из подземных водоносных слоев, для чего необходимо соблюдение всех мер предосторожности в пределах зоны защиты во избежание попадания любого загрязнения либо внешнего влияния на химические, физические свойства минеральных вод;
· она характеризуется постоянством своего состава и стабильностью дебита, определенной температурой и соответствующими циклами второстепенных природных колебаний.

В России принято определение В.В. Иванова и Г.А. Невраева, данное в работе «Классификация подземных минеральных вод» (1964 г.).

К минеральным питьевым водам (в соответствии с ГОСТ 13273-88), относятся воды с общей минерализацией не менее 1 г/л или при меньшей минерализации, содержащие биологически активные микрокомпоненты в количестве не ниже бальнеологических норм.

Питьевые минеральные воды в зависимости от степени минерализации и интенсивности воздействия на организм разделяют на лечебно-столовые с минерализацией 2-8 г./л (исключением являются Ессентуки №4 с минерализацией 8-10 г./л) и лечебные воды с минерализацией 8-12 г./л, редко выше.

Минеральные воды, отнесенные в установленном порядке к категории лечебных, используются прежде всего в лечебных и курортных целях. Разрешение на использование лечебных минеральных вод для других целей в исключительных случаях выдается органами исполнительной власти субъектов Российской Федерации по согласованию со специально уполномоченным государственным органом управления использованием и охраной водного фонда, специально уполномоченным государственным органом, осуществляющим управление курортами, и федеральным органом управления государственным фондом недр.

В зависимости от развития представлений о составе и свойствах природных вод и их лечебном значении на протяжении многих лет разрабатывались критерии, позволяющие относить ту или иную воду к минеральной. Оценка минеральных вод проводится по разным квалификационным показателям. В качестве основных критериев оценки лечебной ценности минеральных вод в курортологии приняты особенности их химического состава и физических свойства (показатель общей минерализации, преобладающие ионы, повышенное содержание газов, микроэлементов, величина кислотности и температура источника) которые одновременно служат важнейшими показателями для их классификации.