Бібліотека - Хімія - Хімія води і мікробіологія. Вправи і методичні вказівки (КНУБА)

ХІМІЯ ВОДИ ТА МІКРОБІОЛОГІЯ

ВПРАВИ І МЕТОДИЧНІ ВКАЗІВКИ ДО ЇХ ВИКОНАННЯ

для бакалаврів водного господарства з узагальненим об’єктом діяльності "Водопостачання та водовідведення" 6.092602,
та бакалаврів-будівельників з узагальненим об’єктом діяльності
"Споруди та обладнання водопостачання і водовідведення" 6.092109
денної форми навчання

Київ 2000

УДК 628.1
ББК 38.761+51.21
Х46
Укладачі: В.Ф. Накорчевська, канд. техн. наук, професор,
Т.В. Аргатенко, канд. техн. наук, доцент

Рецензент В.Ф.Малько, канд. техн. наук, доцент

Відповідальний за випуск А.М.Тугай, канд. техн. наук, професор

Затверджено на засіданні кафедри водопостачання, протокол №10 від 3.04.2000р.

Хімія води і мікробіологія:
Х46 Вправи і методичні вказівки до їх виконання / Уклад.: В.Ф.Накорчевська, Т.В.Аргатенко. – К.: КНУБА, 2000. – 31с.

Подано вправи, що пов’язані з виконанням хімічного та технологічного аналізу води, теоретичні положення і довідкові матеріали, необхідні для виконання цих вправ.

Призначено для бакалаврів водного господарства з узагальненим об’єктом діяльності “Водопостачання та водовідведення” 6.092602 і бакалаврів-будівельників з узагальненим об’єктом діяльності “Споруди та обладнання водопостачання і водовідведення” 6.092109 денної форми навчання.

ЗАГАЛЬНІ ПОЛОЖЕННЯ

Студенти, що набувають спеціальностей “Водопостачання та водовід-ведення” та “Споруди та обладнання водопостачання і водовідведення”, поряд з іншими дисциплінами вивчають питання очищення природних та стічних вод. Теоретичною основою цих дисциплін є курс “Хімія води і мікробіологія”, який знайомить студентів із властивостями води, розкриває фізико-хімічну і біологічну сутність процесів, що відбуваються в спорудах очищення й підготовки природної води та у спорудах, де проходить очищення стічної води.
До складу цих методичних матеріалів включені завдання, які доводиться вирішувати при виконанні і оформленні результатів аналізів природних і стічних вод, при оцінці якості природної та питної води, а також у процесі здійснення різних методів очищення води.
Швидке і правильне вирішення цих завдань і вправ вимагає знання матеріалу відповідних розділів підручника і методичних посібників з курсу “Хімія води і мікробіологія”. Специфічні дані, необхідні для виконання всіх видів завдань, наводяться у вигляді методичних вказівок і довідкових матеріалів.

1. КОНТРОЛЬНІ РОЗРАХУНКИ ПРИ ЗДІЙСНЕННІ АНАЛІЗУ ВОДИ

1.1. Способи вираження вмісту розчиненої речовини у розчині

При виконанні фізико-хімічного і хімічного аналізів, що широко використовуються для визначення домішок природних і стічних вод, користуються різними реагентами у вигляді розчинів. Від правильності приготування розчинів залежать результати і точність аналізу, а значить і вірність рішень, що приймаються на їх основі. Тому студенти повинні засвоїти не тільки техніку приготування розчинів різних речовин, а й уміти зробити розрахунки, які передують приготуванню розчинів необхідної концентрації.
Концентрацією розчину називають кількість речовини, яка міститься в певній кількості розчину або розчинника (води).
Кількість речовини – це величина, яка характеризує розмір порції речовини чисельністю структурних елементів X (атомів, молекул, іонів, електронів тощо), що містяться в ній. Одиницею кількості речовини є моль (mol). Молем називають кількість речовини, в якій міститься стільки структурних елементів X цієї речовини, скільки атомів знаходиться в 12 г вуглецю-12 ( 12 С ).
Маса одного моля речовини, що складається із структурних елементів X (молярна маса – М(Х)), вимірюється в грамах на моль і кількісно дорівнює відносній масі структурного елемента X, вираженій в атомних одиницях маси (а.о.м.). За атомну одиницю маси береться 1/12 частка маси атома вуглецю-12. Так, відносна маса кальцію дорівнює 40,08 г/моль. Молярні маси деяких хімічних елементів наведені в додатку.
Якщо маси двох елементів реагують без залишку з однаковою масою третього елемента, вони можуть без залишку реагувати і між собою. Так формулюється закон еквівалентів.
Еквівалентом називають кількість речовини в молях, яка реагує з одним молем атомів водню або заміщує таку саму кількість атомів водню в хімічних реакціях.
Маса еквівалента, виражена в грамах на моль, кількісно дорівнює еквіваленту речовини і називається молярною масою еквівалента М(1/ Z*Х).
Число Z* називається числом еквівалентності. Якщо Z*=1, то молярна маса еквівалента речовини дорівнює молярній масі цієї речовини: М(1/Z*Х) = M(X). Так, молярна маса еквівалента соляної кислоти та її молярна маса рівні між собою і дорівнюють М(HCl) = 36.461 г/моль.
Молярна маса еквівалента
.
Число еквівалентності Z* залежить від виду речовини. Далі наведені правила знаходження молярної маси еквівалента.
Молярна маса еквівалента елемента M(1/ Z*Х)E дорівнює молярній масі елемента М(Х)Е, поділеній на його валентність ВЕ в даній хімічній сполуці
.
Молярна маса еквівалента іона М(1/Z*X)І дорівнює молярній масі іона М(Х)І , поділеній на абсолютну величину його заряду nI
.
Молярна маса еквівалента гідроксиду M(1/Z*X)Г дорівнює його молярній масі М(Х)Г , поділеній на валентність металу ВМ
.
Молярна маса еквівалента кислоти M(1/Z*X)K дорівнює молярній масі кислоти М(Х)К ,поділеній на її основність ОК. Основність кислоти визначається кількістю атомів водню в її молекулі
.
Молярна маса еквівалента солі М(1/ Z*Х)С дорівнює молярній масі солі М(Х)С , поділеній на добуток числа іонів металу КМ на його валентність ВМ
.
Наведемо найбільш уживані в хімії способи вираження вмісту розчиненої речовини у розчині.
1. Масова частка С(і) – відношення маси розчиненої речовини до загальної маси розчину; виражається, як правило, у відсотках і показує, скільки грамів розчиненої речовини міститься в 100 г розчину. Таким чином, якщо масова частка NaOH у розчині становить 5%, це означає, що в 100 г розчину міститься 5 г гідроксиду натрію. Якщо відомі маси розчиненої речовини m та розчинника k, то масова частка розчиненої речовини становить, %:
.
2. Масова концентрація С(М) – відношення маси розчиненої речовини m до загального об’єму розчину v, г/дм3 (мг/дм3 ):
.
3. Молярна концентрація С(Х) показує, скільки молей розчиненої речовини міститься в 1дм3 розчину. Якщо відома маса розчиненої речовини m, його молярна маса М(Х) і об’єм розчину v, молярну концентрацію можна розрахувати за формулою, моль/дм3:
.
4. Молярна концентрація еквівалента ( або нормальність ) С(1/Z*Х) показує, скільки еквівалентів розчиненої речовини міститься в 1дм3 розчину. Якщо відома маса розчиненої речовини m, її молярна маса еквівалента М(1/Z*Х) і об’єм розчину v, молярну концентрацію еквівалента розраховують за формулою, моль/дм3:
.

ЗАДАЧІ

При виконанні вправ користуйтесь додатком.
1. Скільки необхідно взяти речовини і води для приготування:
1.1. 200г розчину з масовою часткою соляної кислоти, %:
а) 3; б) 5; в) 2,5; г) 1,5.
1.2. 1000г розчину з масовою часткою гідроксиду калію, %:
а) 8; б) 6,5; в) 5,4; г) 4,3.
1.3. 50г розчину з масовою часткою сірчаної кислоти, %:
а) 13; б) 11; в) 9; г) 6.
1.4. 100г розчину з масовою часткою гідроксиду натрію, %:
а) 6,5; б) 5,5; в) 8; г) 9,5.
1.5. 700г розчину з масовою часткою азотної кислоти, %:
а) 1,5; б) 2; в) 2,5; г) 1.
2. Визначити:
2.1. Молярну концентрацію розчину, якщо в 250см3 міститься гідроксиду натрію, г:
а) 1; б) 2; в) 2,5; г) 0,5.
2.2. Молярну концентрацію розчину, якщо в 5дм3 міститься сірчаної кислоти, г:
а) 24,5; б) 49; в) 73,5; г) 98.
2.3. Молярну концентрацію розчину, якщо в 250см3 міститься гідроксиду калію, г:
а) 2; б) 4; в) 6; г) 8.
2.4. Нормальність розчину соляної кислоти, масова концентрація С(М) якого, г/дм3:
а) 73; б) 36,5; в) 54,75; в) 182,5.
2.5. Скільки ( дм3 ) розчину концентрацією С(Х) = 0,2 моль/дм3 можна приготувати із NaOH, г:
а) 1; б) 2; в) 3; г) 6. .
2.6. Скільки ( дм3 ) розчину концентрацією С(Х) = 0,1 моль/дм3 можна приготувати із H2SO4, г:
а) 98; б) 49; в) 73,5; г) 24,5.
3. Знайти молярні маси еквівалентів:
3.1. Азоту в сполуках N2O, NO, N2O3, NO2, N2O5.
3.2. Фосфору в сполуках P2O3, P2O5, PO2, PH3, P2O4.
3.3. Сірки в сполуках SO2, SO3, H2S.
3.4. Хрому в сполуках CrO, Cr2O3, CrO3.
3.5. Хлору в сполуках Cl2O, ClO2, (ClO3)2, Cl2O7.
3.6. Церію в сполуках Ce2O3, CeO2.
3.7. Вісмуту в сполуках BiO, Bi2O3, BiCl4, Bi2O5,
3.8. Марганцю в сполуках MnO, MnO2, Mn2O3, Mn2O7.
3.9. Миш’яку в сполуках AsI2, As2 O3, As2O5.
3.10. Селену в сполуках Se2Cl2, SeS, SeO2, SeO3, H2Se.
3.11. Телуру в сполуках TeO, TeO2, TeF5, TeO3.
3.12. Свинцю в сполуках Pb2O, PbO, PbO2.
3.13. Осмію в сполуках OsO, Os2O3, OsO2, OsF6, OsO4.

4. Визначити молярні маси еквівалентів нижче поданих елементів та сполук:

вар Елементи та сполуки
1 Fe2+ NO3- Ca2+ Na+ Mg2+ FeCl3 HNO3 KOH Ca(OH)2
2 Ca2+ Al3+ NH4+ F- HCO3- FeSO4 HCl FeCl3 Cl-
3 K+ Pb2+ SO42- NO2- Mn2+ Fe2(SO4)3 H2SiO3 NaOH HCO3-
4 Mg2+ Cl- Fe3+ KOH H3PO4 AlCl3 Na2CO3 F- SO42-
5 Na+ Zn2+ SO4 2- HCO3- NO3- Al2(SO4)3 H2SO4 FeCl2 Ca(OH)2
6 OH- Ca2+ SO42- KOH Al3+ FeCl3 H3PO4 F- Na2SO4
7 H+ Fe2+ NO3 - NaOH SO42- CaCl2 H2SiO3 H3PO4 NaHCO3
8 Zn2+ Fe3+ NO2- HCO3- HCl FeSO4 Ca(OH)2 SO42- NaCl
9 Cl- K+ Al3+ CaCO3 AlCl3 SO42- H2SO4 HCO3- Fe(OH)2
10 NH4+ Na+ Cl- PO43- NO3- Fe2(SO4)3 HNO3 SO42- Al(OH)3
11 NO2- Al3+ Pb2+ NaCl Mn2+ Fe(OH)3 H2CO3 FeCl3 Na2SO4
12 NO3- Na+ Mn2+ CaCO3 OCl- Mg(OH)2 HClO CO32- FeCl3

5. Визначити концентрацію іонів водню та гідроксид-іонів у розчині, рН якого:

5.1. – 1.5
5.2. – 2.5
5.3. – 3.5
5.4. – 4.5
5.5. – 5.5 5.6. – 6.5
5.7. – 7.5
5.8. – 8.5
5.9. – 9.5
5.10. – 10.5 5.11. – 11.5
5.12. – 12.5
5.13. – 10.2
5.14. – 8.3
5.15. – 7.4 5.16. – 6.8
5.17. – 5.2
5.18. – 4.3
5.19. – 3.2
5.20. – 2.7

6. Визначити рН розчину, якщо концентрація гідроксид-іонів становить, моль/дм3:
6.1. – 2x10-2
6.2. – 3x10-3
6.3. – 4x10-4
6.4. – 2x10-5
6.5. – 3x10-6 6.6. – 4x10-7
6.7. – 2x10-8
6.8. – 3x10-9
6.9. – 4x10-10
6.10. – 2x10-11 6.11. – 3x10-12
6.12. – 4x10-13
6.13. – 2x10-4
6.14. – 4x10-2
6.15. – 3x10-8 6.16. – 2x10-7
6.17. – 4x10-9
6.18. – 10-8
6.19. – 10-3
6.20. – 10-5

7. Визначити молярну концентрацію сірчаної кислоти та молярну концентрацію її еквівалента в розчині, якщо відомо, що рН розчину сірчаної кислоти:

7.1. – 2,2
7.2. – 1,9

1.2. Контроль результатів хімічного аналізу води.

Природні і стічні води по суті є складними розчинами з широким діапазоном вмісту розчинених речовин як за складом, так і за концентрацією. За деякими даними, в природних водах міститься близько 50 тисяч різних речовин. Практично всі елементи таблиці Д. І. Менделєєва можна знайти в природних і промислових стічних водах. У той же час у значній кількості присутні лише деякі з них. Найбільш поширеними елементами є Na, Ca, Mg, Cl, C, S, N, O, H, Si. Вони зустрічаються в кількостях, вимірюваних міліграмами на 1дм3 води, а деякі навіть грамами.
Поряд з неорганічними у воді містяться розчинені органічні речовини. Всі вони є компонентами хімічного складу води.
Значна кількість розчинених у воді речовин дисоційована на іони. Серед різноманітних іонів, що знаходяться у воді, виділяють головні, тобто ті, що присутні у значно більших відносно інших іонів кількостях, і суттєво впливають на якість води. До таких іонів належать катіони Ca2+, Mg2+, Na+, K+ і аніони HCO3 -, Cl-, SO42-. Для переважної більшості природних вод загальний вміст солей досить точно визначається сумою цих іонів.
Оскільки вода електронейтральна, очевидно, що суми молярних концентрацій еквівалентів катіонів [K] і аніонів [Aн], які виражені в молях/дм3(мг-екв/дм3), мають бути рівними [K] = [Aн]. Для більшості природних вод ця рівність матиме вигляд
[Ca2+] + [Mg2+] + [Na+] + [K+] = [HCO3-] + [SO42-] +[Cl-].
Результати аналізів по визначенню іонного складу води зручно подати графічно – у вигляді діаграм гіпотетичного складу солей у воді. Діаграма являє собою дві паралельні стичні стрічки, на яких у певному масштабі відкладають молярні концентрації еквівалентів катіонів і аніонів в молях /дм3 ( мг-екв/дм3 ), як це показано на рис.1.1.
Ca2+
Mg2+ Na+ K+
Масштаб

HCO3- SO42- Cl-
1 ммоль/дм3
( 1 мг-екв/дм3)
Рис. 1.1. Діаграма гіпотетичного складу солей у воді
Таким чином, у воді, за результатами аналізу якої складена діаграма ( див. рис. 1.1 ), гіпотетично присутні Ca(HCO3)2, Mg(HCO3)2, MgSO4, Na2SO4 i KCl.
Вміст іонів у воді становить моль/дм3 ( мг-екв/дм3 ):[Ca2+] = 4.5; [Mg2+] = 2.0; [Na+] = 1.0; [K+] = 0.5; [HCO3-] = 6.25; [SO42-] = 1.25; [Cl-] = 0.5.
Відповідно концентрація солей, моль/дм3 ( мг-екв/дм3 ): [Ca(HCO3)2] = 4.5; [Mg(HCO3)2] = 1.75; [MgSO4] = 0.25; [Na2SO4] = 1.0; [KCl] = 0.5.
Якщо у воді є в порівняних кількостях й інші катіони та аніони, їх уводять до складу діаграми з дотриманням принципу рівності сум концентрацій катіонів і аніонів, виражених у молях/дм3 ( мг-екв/дм3 ). Ця теоретична рівність дозволяє розрахувати вміст будь-якого з цих іонів ( або суми кількох іонів однакового знаку заряду ), що присутні у воді, а не визначались аналітично, за різницею сум концентрацій катіонів і аніонів.
Зазвичай, такий розрахунок проводиться для визначення суми концен-трацій натрію і калію:
[Na+] + [K+] = [Aн] – ([Ca2+] + [Mg2+]).
Правильність результатів визначення компонентів хімічного складу води в процесі виконання аналізу встановлюється за допомогою спеціального контролю. Слід зауважити, що виконання повторних ( контрольних ) аналізів доставлених у лабораторію проб неможливе через специфічні особливості води як об’єкта аналізу. Ці особливості, наприклад, природної води такі:
а) склад домішок у поверхневих і неглибоких ґрунтових водах не є сталим і зазнає значних сезонних коливань, а хімічний склад глибоких підземних вод значною мірою залежить від інтенсивності водозабору;
б) значна кількість газів та іони, що містяться у воді, перебувають у рухомій хімічній рівновазі, і зміна вмісту якогось одного компонента спричинює зміну вмісту інших компонентів.
У зв’язку з цим основним методом контролю правильності визначення вмісту основних солетворних компонентів є взаємна ув’язка даних хімічного аналізу. Оскільки кількісний вміст окремих компонентів хімічного складу води перебуває у відповідній залежності один від одного, то це дає можливість здійснювати контроль виконаного аналізу шляхом зіставлення результатів окремих визначень.

1.2.1. Загальний контроль аналізу за еквівалентним вмістом іонів

При проведенні повного аналізу води практично всі іони визначаються аналітично. Але точного збігу сум молярних концентрацій еквівалентів аніонів і катіонів, як того вимагає умова електронейтральності води ( див. розділ 1.2 ), не відбувається через похибку аналізів.
Похибку обчислюють за формулою, %:
,
де [Ан] і [К] – суми молярних концентрацій еквівалентів відповідно аніонів і катіонів, ммоль/дм3 (мг-екв/дм3 ).
Допустима похибка залежить від мінералізації води:
Мінералізація води ( ммоль/дм3, або мг-екв/дм3 аніонів) Похибка
(+ у відносних %)
Понад 15
5 – 15
3 – 5
Менш як 3 2
2 – 5
5 – 10
Не встановлено

При цьому меншій мінералізації відповідає більша допустима похибка. Для проміжних значень мінералізації допустима похибка визначається інтерполяцією.

1.2.2. Загальний контроль аналізу за щільним залишком

До складу аналізу води входить визначення щільного залишку, яке полягає у випаровуванні певного об’єму фільтрованої вихідної води і встановленні маси щільного залишку. За випаровування у щільний залишок переходять усі негазоподібні розчинені речовини. Виняток становить тільки гідрокарбонат-іон, який при нагріванні води розкладається за рівнянням:
2HCO3-  CO32- + CO2  + H2O.
У відповідності з рівнянням, 0,508 маси гідрокарбонат-іон ( практично береться така, що дорівнює 0,5 ) втрачається з парою води і газом CO2. Тільки 0,5 маси гідрокарбонат-іона у вигляді CO32- переходить у щільний залишок. Таким чином, щільний залишок має дорівнювати сумі мас ( у мг/дм3 ) усіх розчинених у воді речовин у вигляді іонів і молекул ( виключаючи гази ), при цьому маса гідрокарбонат-іона зменшується вдвічі.
Проте, як зазначалося, природна вода, окрім неорганічних речовин, містить також розчинені органічні речовини, які також переходять у щільний залишок ( окрім летких ), але їх вміст не обчислюється. Через це експеримен-тально визначений щільний залишок завжди більший за обрахований. У водах з незначною окиснюваністю це перевищення маси незначне. Ця обставина дозволяє використовувати аналітичний метод визначення щільного залишку як засіб контролю за даними аналізу по встановленню маси розчинених у воді речовин у вигляді іонів та молекул ( окрім газів ).
Між експериментальним і обрахованим щільним залишком ( включаючи кремнієву кислоту ) існує розбіжність. Для води, окиснюваність якої менша за 5 мгО2/дм3, при правильно виконаному аналізі вищезгадана розбіжність має не перевищувати такі допустимі значення:

Обрахований щільний залишок,
мг/дм3 Допустиме перевищення експериментально винайденого щільного залишку над обрахованим
до 100
100 – 500
500 – 5000
5000 – 10000
понад 10000 30 мг/дм3
50 мг/дм3
10% відносних
10 – 5% відносних
5% відносних

1.2.3. Частковий контроль аналізу за результатами окремих визначень

А. Результат аналітичного визначення рН можна перевірити розрахун-ком, знаючи вміст гідрокарбонат-іона і діоксиду вуглецю (IV). Обрахунок допус-тимий за умови, що окиснюваність води нижча за 5 – 6 мгО2/дм3, мінералізація не перевищує 25 ммоль/дм3 (мг-екв/дм3) аніонів, вміст діоксиду вуглецю більший за 10 мг/дм3.
Обрахунок проводять за формулою рН = 6,38 – lga + lgb, де а - вміст у воді CO2, мг/дм3; b - вміст HCO3-, мг/дм3. Дуже часто для обрахунку рН викорис-товують номограму ( див. рис. 1.2 ). На рисунку наведений приклад для визна-чення рН води, у якій вміст гідрокарбонат-іона становить 400 мг/дм3, а діоксиду вуглецю – 30 мг/дм3.
Б. Знаючи особливості дисоціації вугільної кислоти, можна приблизно встановити рН води, зіставляючи його із наявністю карбонат-іона: якщо карбонат- іон визначається аналітично, рН води не може бути нижчим за 8,3 – 8,4.
В. Визначена загальна жорсткість Жз повинна дорівнювати сумі вмісту кальцію ЖСа і магнію ЖМg, моль/дм3 (мг-екв/дм3):
Жз = ЖCa + ЖMg
Г. При контролі аналізу фізичних властивостей води необхідно врахувати:
• смак води відчувається при вмісті хлоридів і сульфатів, який перевищує 10 – 15 моль/дм 3 (мг-екв/дм3);
• запах сірководню відчутний навіть тоді, коли вміст H2S становить десяту частку мг/дм3;
• візуально визначається колірність води, в якій відсутнє залізо ( або його дуже мало ), в тому випадку, коли її окиснюваність не менша, ніж 7 – 8 мгО2/дм3.

ЗАДАЧІ

8. За діаграмою гіпотетичного складу солей у воді ( рис. 1.3 ) визначити: склад і концентрацію солей, загальну, карбонатну, некарбонатну, кальцієву і магнієву жорсткість. Написати, якими солями зумовлений кожний вид жорсткості.
9. Визначити, користуючись рис. 1.3, для яких проб води результати аналізу такі, що однакові значення мають
• загальна Жз і карбонатна жорсткість Жк;
• карбонатна жорсткість Жк і лужність Л;
• карбонатна жорсткість Жк , лужність Л та кальцієва жорсткість ЖСа .
Дати відповіді на наведені вище запитання, розглянувши діаграми:
1 – I, II, III
2 – I, II, IV
3 – I, II, V
4 – I, II, VI
5 – I, II, VII
6 – I, II, VIII
7 – I, II, IX
8 – II, III, IV
9 – II, III, V 10 – II, III, VI
11 – II, III, VII
12 – II, III, VIII
13 – II, III, IX
14 – III, IV, V
15 – III, IV, VI
16 – III, IV, VII
17 – III, IV, VIII
18 – III, IV, IX 19 – IV, V, VI
20 – IV, V, VII
21 – IV, V, VIII
22 – IV, V, IX
23 – V, VI, VII
24 – V, VI, VIII
25 – V, VI, IX
26 – VI, VII, VIII
27 – VI, VII, IX