Химический анализ воды катионы ионы

Определение концентрации водородных ионов (рН). Определение рН в полевых условиях проводят колориметрическим методом. Этот метод основан на свойствах индикаторов принимать определенную окраску в зависимости от концентрации рН в растворе. Опыт показывает, что лучше всего для этих целей применять универсальный индикатор. Для определения рН полоску индикаторной бумаги пропитывают исследуемой водой и появившееся окрашивание сравнивают со стандартной цветовой шкалой.

В лабораторных условиях можно также измерить рН с помощью рН-метра (потенциометрический метод). Этот метод определения рН растворов основан на измерении с помощью потенциометра и двух электродов э. д. с. концентрационной цепи. Причем шкала потенциометра проградуирована и в единицах рН, и в милливольтах.

Для измерения рН в интервале 1-14 используют потенциометры различных типов со стеклянными измерительными электродами. Стеклянный электрод представляет собой стеклянную трубочку, заканчивающуюся стеклянным шариком, заполненным HCl с молярной концентрацией эквивалента о,1 моль/л, в которую погружена серебряная проволочка, покрытая AgCl (хлорсеребряный электрод). На границе раздела стекло-раствор возникает скачок потенциала, величина которого зависит от состава стеклянного шарика и активной концентрации водородных ионов в растворе. Ионы щелочных металлов, входящих в состав электродного стекла, могут обмениваться на ионы водорода в растворе. При определенных условиях устанавливается равновесие между ионами водорода, вошедшими в поверхностный слой стекла, и ионами водорода в испытуемом растворе. Величина потенциала будет определяться соотношением активностей ионов водорода в стекле и растворе.

В качестве внутреннего вспомогательного электрода используют хлорсеребряный электрод в стандартном растворе соляной кислоты.

Открытие катионов аммония (NH4+). Для определения катионов аммония на предметное стекло помещают несколько капель проверяемой воды и добавляют 2-3 капли раствора щелочи (NaOH или KOH). Держа стекло высоко над пламенем, раствор слегка нагревают. При нагревании со щелочами аммонийные соли, содержащиеся в природной воде, выделяют аммиак, который легко обнаруживают по характерному запаху:

NH4OH + NaOH > NH3^ + H2O + NaCl;

Для определения аммиака можно использовать также влажную красную лакмусовую бумажку (ее посинение означает наличие аммиака).

Открытие катионов меди (Сu2+). В пробирку с 5 мл раствора бромистого калия осторожно приливают равный объем концентрированной серной кислоты. После охлаждения пробирки к содержимому добавляют 5 мл исследуемой воды. При наличии в воде катионов меди в растворе образуется сине-фиолетовое кольцо:

CuSO4 + 2KBr > CuBr2v + K2SO4;

Открытие катионов кальция (Ca2+). К 5 мл исследуемой воды прибавить каплю уксусной кислоты. После непродолжительного нагревания добавить три капли раствора щавелевокислого аммония и каплю водного раствора аммиака. При наличии катионов кальция выпадает белый кристаллический осадок кальций оксалата, нерастворимый в воде и в уксусной кислоте:

(NH4)2С2О4 + СaСl2 > 2NH4Сl +СaС2О4v;

Открытие катионов двухвалентного железа (Fe2+). К 5 мл исследуемой воды прибавляют 0,1 г калий сульфата и около 1 г красной кровяной соли ( K3[Fe(CN)6] ). В присутствии ионов двухва-лентного железа появляется сине-зеленое окрашивание:

3Fe2+ + 2K3[Fe(CN)6] > Fe3[Fe(CN)6]2v + 6K+.

Примерное содержание двухвалентного железа определяется по цвету раствора (табл.6).

источник

Образец таблицы приведен на рисунке 8. Такие таблицы составляются для каждой из обрабатываемых проб в отдельности.

В качестве примера заполнения таблицы ис­пользованы результаты химического анализа воды среднекаменноугольного межпластового ненапорного водоносного горизонта, вскрытого скважиной глубиной 30 м, пробуренной на террасе реки Пахры в деревне Ям.

2. Подсчитать суммарное содержание катионов и отдельно суммарное содержание анионов, а затем общее содержание всех ионов. Размерность всех расчетов в мг/л. Результаты расчетов занести в таблицу («общая сумма»). Последнюю цифру сравнить с величиной су­хого остатка (общей минерализа­цией), приведенной в задании.

Контрольный вопрос (KB):

· Почему суммарное содержание ионов, не может быть больше су­хого остатка?

Рис.8. Пример заполнение таблицы химического состава воды.

(по Гречину П.И. и др. 2003.)

Пересчитать содержание ионов из ионной в эквивалентную форму.

Контрольный вопрос:

· Как определить значения переводных коэффи­циентов дляпересчета содержания ионов из ионной формы (мг/л) в эквива­лентную (мг-экв/л)?

Для пересчета используйте данные таблицы 9 и таблицы 2 приложения. Точность расчета – один знак после запятой. Если содержание двух катионов (или анионов) окажется одинаковым, то после запятой следует оставить столько цифр, чтобы можно было определить, какой из ионов преобладает.

Таблица 9. Значения коэффициентов для пересчета содержания ионов из ионной формы (мг/л) в эквивалентную форму (мг-экв/л).

Результаты запишите в соответствующую графу таблицы (рис.9). Данные по аниону NO₃ l – и Fe(oбщ), содержание которых составляет соответственно всего 0,001 и 0,005 мг-экв/л, в таблицу не внесены и они при дальнейших расчетах не учитываются. Аналогично поступают с ионами F 1– , J 1– , Br 1– , Fe 2+ Fe 3+ , Li 1+ если данные о них присутствуют в результатах анализов. В дальнейшем все они рассматриваются в качестве «специфических компонентов» (см. далее).

Смысл этой операции заключается в следующем: ионы различаются друг от друга не только зарядом и химическим составом, но и своим молекулярным весом. Поэтому, если сравнивать содержание ионов в весовых единицах ошибки неизбежны. Например, содержащиеся в природных очень небольшом количестве, но «тяжелые» ионы йода будут казаться преобладающими над обычными, но более «легкими» ионами хлора. Значит для корректного сравнения содержания ионов разного состава надо перейти от массовых единиц к количественным.

4. Подсчитать сумму катионов и анионов (в мг-экв/л).

Результаты (отдельно для ка­тионов и отдельно для анионов) запишите в соответствующие строки второй вертикальной колонки таблицы (рис.9). Сум­мы катионов и анионов должны быть равны или могут незначи­тельно отличаться друг от друга, так как некоторые ионы (А1 3+ СОз 2+ и другие) не были учтены. Если суммы катионов (К) и анионов (А) различа­ются более чем на 5%, т.е. если 5%, то допущена ошибка в расчетах или при пе­реписывании исходных дан­ных. Эту ошибку необходимо найти и исправить.

Рис 9. Химический состав той же пробы, что и на рис.8, пересчитанный в эквивалентную форму (по Гречину П.И. и др. 2003).

5. Определить процент-эквивалентное содержание ионов.

Для этого сумму отдельно катионов (и, соответственно, отдельно анионов) принимают за 100% и вычис­ляют «долю» каждого катио­на (аниона). Точность — до целых единиц. При одинако­вом содержание двух катио­нов (или анионов), точность следует повысить и опреде­лить какого иона больше. Ре­зультат записать в третью вертикальную колонку таб­лицы (рис.10). Обязательно проверьте, составляет ли со­держание катионов (анионов) в сумме 100 процент-эквивалентов.

Рис.10. Заполнение таблицы химического состава воды (окончание).

Примечание: по указанию преподавателя при составлении таблицы кроме основных могут быть учтены и другие ионы, например F 1– .

источник

Определение катионов аммония (NH₄ + ). Для определения катионов аммония на предметное стекло помещают несколько капель проверяемой воды и добавляют 2–3 капли раствора щелочи (NaOH или KOH). Держа стекло высоко над пламенем, раствор слегка нагревают. При нагревании со щелочами аммонийные соли, содержащиеся в природной воде, выделяют аммиак, который легко обнаруживают по характерному запаху:

Для определения аммиака можно использовать также влажную красную лакмусовую бумажку (ее посинение означает наличие аммиака).

Определение катионов меди (Сu 2+ ).В пробирку с 5 мл раствора бромистого калия осторожно приливают равный объем концентрированной серной кислоты. После охлаждения пробирки к содержимому добавляют 5 мл исследуемой воды. При наличии в воде катионов меди в растворе образуется сине-фиолетовое кольцо:

Определение катионов кальция (Ca 2+ ). К 5 мл исследуемой воды приливают каплю уксусной кислоты. После непродолжительного нагревания необходимо добавить три капли раствора щавелевокислого аммония и каплю водного раствора аммиака. При наличии катионов кальция выпадает белый кристаллический осадок – кальций оксалата, не растворимый в воде и уксусной кислоте:

Определение катионов двухвалентного железа (Fe 2+ ).К 5 мл исследуемой воды прибавляют 0,1 г калий сульфата и около 1 г красной кровяной соли ( K₃[Fe(CN)₆] ). В присутствии ионов двухва-лентного железа появляется сине-зеленое окрашивание:

Примерное содержание двухвалентного железа определяется по цвету раствора (табл. 1).

Таблица 1.Шкала оценки содержания Fe 2+

Определение катионов трехвалентного железа (Fe 3+ ). К 5 мл природной воды добавляют 1–2 капли концентрированной соляной кислоты и 5 капель 10%-ного раствора роданистого аммония NH₄CNS. При наличии ионов Fe 3+ появляется красное окрашивание:

Примерное содержание трехвалентного железа определяется по цвету раствора (табл.2).

Таблица 2. Шкала оценки содержания Fe 3+

Определение сульфат-ионов (SO₄ 2- ). К 5 мл исследуемой воды приливают 4 капли 10%-ного раствора HCl и столько же капель 5%-ного раствора BaCl₂. Содержимое пробирки нагревают на пламени спиртовки. В присутствии сульфат-иона выпадает осадок белого цвета или появляется муть:Ba 2+ + SO₄ 2- → BaSO₄↓.

Примерное содержание сульфат-ионов определяется по шкале (табл.3).

Таблица 3. Шкала оценки содержания SO₄ 2-

Определение хлорид-ионов (Cl — ).К 5 мл исследуемой воды приливают три капли 10%-ного раствора азотнокислого серебра, подкисленного азотной кислотой. Появление осадка или мути указывает на наличие анионов хлора (табл.4):

Таблица 4. Шкала оценки содержания Cl –

Определение сульфид-ионов (S 2– ). Присутствие сероводорода легко определить по характерному запаху и почернению свинцовой бумажки. Для этого необходимо в пробирку взять 10 мл исследуемой воды и закрыть отверстие пробирки кусочком фильтровальной бумаги, смоченной раствором Pb(CH₃COO)₂. Содержимое пробирки слегка подогревают. В присутствии сероводорода бумага чернеет: Pb(CH₃COO)₂ + H₂S → PbS↓ + 2CH₃COOH.

Определение нитрат-ионов (NO₃ – ). К 5 мл исследуемой воды осторожно по стенкам пробирки прилить около 1 мл раствора дифениламина в серной кислоте. При наличии нитрат-ионов на границе соприкосновения жидкостей появляется синее окрашивание.

Эта реакция является настолько чувствительной, что дает возможность открыть ничтожные следы нитрит-иона. Для того чтобы удалить его, к исследуемой порции воды добавляют несколько кристаллов хлорида аммония и кипятят 2-3 минуты. При этом образовавшийся аммоний нитрит полностью разрушается с выделением свободного азота. После удаления нитрит-иона реакцию проводят с дифениламином.

Определение нитрит-ионов (NO₂ — ). Для анализа берут 10 мл исследуемой воды, к ней прибавляют две капли серной кислоты (конц. 1:3), 3 капли 3%-ного раствора йодистого калия. Образующийся при реакции йод выпадает в виде темно-серого осадка и окрашивает раствор в бурый цвет: 2I — + 2NO₂ — + 4H + → I₂+ 2NO + 2H₂O.

Для того чтобы подтвердить наличие йода, к образовавшемуся бурому раствору прибавляют три капли крахмального клейстера. При этом раствор окрашивается в интенсивный синий цвет вследствие образования адсорбированного соединения йода с крахмалом. При нагревании раствора окраска исчезает, а при охлаждении – появляется.

Определение фосфат-ионов (РO₄ 3– ). Фосфаты определяются, как правило, колориметриче­ским методом (ГОСТ 18309, ИСО 6878) по реакции с молибдатом аммония в кислой среде:

Для анализа берут 20 мл исследуемой воды, к ней прибавляют пипеткой-капельницей 10 капель раствора для связывания нитритов и затем шприцем-дозатором 1 мл раствора молибдата. Склянку закрыть пробкой и встряхнуть для перемешивания раствора. Оставить пробу на 5 мин для полного протекания реакции. Затем добавить к пробе пипеткой-капельницей 2-3 капли раствора восстановителя. При наличии в воде ортофосфатов раствор приобретает синюю окраску. 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 (табл.5).

Таблица 5. Шкала оценки содержания РO₄ 3–

Дата добавления: 2018-06-01 ; просмотров: 268 ; ЗАКАЗАТЬ РАБОТУ

источник

Химические компоненты природных вод делят на 6 групп:

— растворенные органические вещества;

Иногда выделяют еще одну группу – взвешенные вещества.

Главные ионы. В значительных количествах в природных водах присутствуют ионы: Na + , K + , Ca 2+ , Mg 2+ , HCO₃ – (CO₃ 2– ) , SO₄ 2– , Cl – , которые и называют главными ионами. Содержание их в пресных водоемах изменяется в широких пределах.

Экспериментально установлено, что в открытом океане независимо от абсолютной концентрации соотношения между главными ионами основного солевого состава остаются примерно постоянными.

Предложено подразделять все природные воды по преобладающему аниону на три класса:

Каждый класс по преобладающему катиону подразделяется на три группы:

Гидрокарбонатный и карбонатный ионы являются важнейшей составной частью ионного состава пресных и маломинерализованных природных вод суши. Появляются эти ионы в воде в результате растворения солей угольной кислоты – карбонатов кальция и магния.

Соли СаСО₃ и MgCO₃ трудно растворимы в воде и могут перейти в раствор только в присутствии углекислого газа

Ионы НСО₃ – , СО₃ 2– , Са 2+ , Н + и Н₂СО₃ находятся между собой в растворе в определенных количественных отношениях, определяющихся константой диссоциации угольной кислоты по первой и второй ступени (К₁ = 3 . 10 – 7 , К₂ = 4 . 10 – 11 ). Эти ионы и угольная кислота образуют карбонатную систему химического равновесия, т.е. изменение содержания одного из них влечет за собой изменение содержания другого, что имеет большое значение для поддержания реакции среды в природных водах.

Хлорид – ионы обычно занимают первое место среди анионов в воде океанов, морей, сильно минерализованных озер, меньше их в воде рек. Источники хлорид-ионов в воде – продукты выветривания магматических пород, в которых хлор присутствует в рассеянном состоянии, колоссальные залежи хлористых солей осадочных пород, вулканические выбросы. Широкому распространению хлоридов в природных водах суши в значительной мере способствует деятельность человека, т.к. большое промышленное и физиолобиологическое значение NaCl способствует рассеянию его по земной поверхности. Ионы Cl – не усваиваются растениями и бактериями и выделяются в свободном состоянии организмами животных, поэтому круговорот их в земной коре несложен. Повышенное содержание хлоридов ухудшает вкусовые качества воды, делает ее малопригодной для питьевого водоснабжения и ограничивает применение для других целей. Концентрация хлоридов и ее колебания могут служить одним из критериев загрязненности водоема хозяйственно-бытовыми стоками.

Сульфат – ионы также важнейшие анионы природной воды и вместе с хлорид-ионами составляют главную часть анионного состава воды морей и сильно минерализованных озер. Содержание сульфат-ионов в природных водах лимитируется присутствием в воде катионов Са 2+ , которые образуют с сульфат-ионами малорастворимое соединение CaSO₄.

Основными источниками растворенных в воде сульфатов являются различные осадочные породы, в состав которых входит гипс СаSO₄ . 2H₂O. Источниками сульфат-ионов в природной воде служат и процессы окисления самородной серы, протекающие по уравнению

а также окисление широко распространенных в земной коре сульфидных соединений.

На содержание сульфат-ионов в природных водах оказывают влияние процессы распада и окисления органических веществ растительного и животного происхождения, содержащих серу. Вблизи населенных пунктов присутствие сульфат-ионов в воде часто оказывается результатом загрязнения ее бытовыми и промышленными сточными водами.

Сульфат-ионы являются устойчивыми. При отсутствии кислорода сульфаты могут быть восстановлены обычно под действием сульфатредуцирующих бактерий, обнаруженных в морях и в водах нефтеносных месторождений, до сероводорода. Получающийся в процессе восстановления сульфатов сероводород в дальнейшем при соприкосновении с воздухом вновь окисляется вначале до серы

Повышенное содержание сульфатов в воде ухудшает ее органолептические свойства. Сульфаты могут придавать воде слабительные свойства, поэтому их содержание строго регламентируется.

При значительном содержании в воде хлоридов и сульфатов они являются причиной ее агрессивности по отношению к бетону. Так, сульфат-ионы могут взаимодействовать с известью цемента с образованием гипса, что вызывает увеличение объема и образование трещин в бетоне. Присутствие в воде значительного количества хлоридов приводит к выщелачиванию и разрушению бетонного камня вследствие образования растворимых хлоридов кальция и магния.

Ионы щелочных металлов. Из ионов щелочных металлов в природных водах в наибольших количествах находятся ионы Na + , в значительно меньших – ионы К + . Подобно хлорид–ионам, ионы Na + являются характерными ионами сильноминерализованных вод.

Важнейшим источником катионов натрия в природных водах являются его залежи в виде хлористых солей, находящиеся среди различных осадочных пород морского, а в засушливых районах и континентального происхождения.

Другим источником ионов щелочных металлов в природной воде являются продукты выветривания горных пород. Калий содержится, главным образом, в кислых изверженных породах (ортоклаз, мусковит), а натрий входит в состав различных алюмосиликатов. Кроме того, в ряде случаев происходит обменная адсорбция ионов Са 2+ и Na + в породах, в результате чего в растворе взамен ионов Са 2+ появляется эквивалентное количество ионов Na + по схеме:

Ионы магния и кальция. Если в сильноминерализованных водах доминирует катион натрия, то в маломинерализованных водах обычно доминирует катион кальция, гораздо реже – магния.

Основным источником катионов Са 2+ в природных водах являются известняки, которые растворяются угольной кислотой, находящейся в воде, с образованием гидрокарбонатов

Другим источником катионов Са 2+ в природных водах является гипс, весьма распространенный в осадочных породах.

Катионы магния поступают в воду преимущественно при растворении доломитов (MgCO₃ . CaCO₃), мергелей или продуктов выветривания коренных пород.

Присутствие катионов кальция и магния обусловливает жесткость воды.

Растворенные газы. Из растворенных в воде газов наибольшее значение имеют кислород и оксид углерода (IV) (углекислый газ), а также азот, сероводород, метан и др.

Растворимость газа в воде зависит от его природы, парциального давления и температуры. Для данной температуры растворимость может быть определена по закону Генри:

где С – растворимость газа, мг/дм 3 ;

К – коэффициент пропорциональности, равный растворимости

газа при данной температуре и давлении 1 атм;

Р – парциальное давление газа, атм.

Концентрация любого газа в воде стремится перейти в равновесие с парциальным давлением этого газа над водой, поэтому непрерывно происходят обратимые процессы сорбции и десорбции.

Кислород находится в природной воде в виде растворенных молекул. Его присутствие является обязательным условием для существования большинства организмов, населяющих водоемы.

Вода обогащается кислородом за счет растворения кислорода атмосферы и за счет его выделения водной растительностью в процессе фотосинтеза. Дождевые и снеговые воды обычно пересыщены кислородом, поэтому их поступление в водоем увеличивает его аэрацию. Уменьшение содержания растворенного кислорода в воде происходит вследствие его выделения в атмосферу и из-за потребления на окисление органических веществ при дыхании организмов, брожении, минерализации органических остатков. Наличие растворенного кислорода является одной из причин коррозионной агрессивности воды по отношению к металлам. Концентрация кислорода определяет величину окислительно-восстановительного потенциала и в значительной мере направление и скорость процессов химического и биохимического окисления. Кислородный режим оказывает сильное влияние на жизнь водоема.

Содержание кислорода в воде обычно выражают в мг/дм 3 , в природных водах его содержание колеблется в пределах от 0 до 14 мг/дм 3 .

Углекислый газ. Углекислый газ находится в воде главным образом в виде растворенных молекул СО₂. Однако часть их, около 1%, вступает во взаимодействие с водой, образуя угольную кислоту

Обычно же не разделяют СО₂ и Н₂СО₃ и под углекислым газом подразумевают их сумму.

Источником углекислого газа в природных водах являются, прежде всего, процессы окисления органического вещества, происходящие как непосредственно в воде, так и в почвах и илах, с которыми соприкасается вода. Сюда относятся дыхание водных организмов и различные виды брожения распадающихся органических остатков. Обогащают воду углекислым газом и геохимические процессы в осадочных породах. Поглощение СО₂ из атмосферы наблюдается почти исключительно в морях и очень редко в водах суши.

Из процессов, направленных на уменьшение СО₂ в природных водах, важнейшими являются удаление в атмосферу из-за перенасыщенности воды этим газом; расходование его на переход карбонатных пород в раствор; потребление водной растительностью при фотосинтезе.

Содержание углекислого газа в природных водах колеблется в очень широких пределах: от нескольких десятков долей до нескольких сотен мг/дм 3 . Наименьшее его количество наблюдается в морях, наибольшее – в подземных водах. Обычно весной и летом содержание диоксида углерода в водоеме понижается, а в осенне-зимний период увеличивается, достигая максимума в конце зимы. Повышенные концентрации СО₂ угнетающе действуют на животные организмы. В реках и озерах из-за постоянного выделения в атмосферу, а также значительного потребления при фотосинтезе содержание СО₂ редко превышает 20-30 мг/дм 3 . При высоких концентрациях углекислого газа воды становятся агрессивными по отношению к металлам и бетону, т.к. при этом образуются растворимые гидрокарбонаты, нарушающие структуру этих материалов.

Прочие газы. Появление в природных водах сероводорода и метана указывает на наличие гнилостных процессов, протекающих в водоемах при ограниченном доступе воздуха. В природных условиях как сероводород, так и метан чаще встречаются в подземных водах. Однако наличие этих газов, в особенности Н₂S, в реках и озерах может быть следствием сброса неочищенных сточных вод.

Растворенные органические вещества. Эта группа веществ включает различные органические соединения: органические кислоты, спирты, альдегиды и кетоны, сложные эфиры, белки, углеводы, амины, свободные аминокислоты и т.д. По происхождению растворенные органические вещества можно разделить на автохтонные – продукты метаболизма и биохимического распада остатков организмов – и аллохтонные, которые поступают в водную среду с поверхностными стоками с площади водосбора с ливневыми и талыми водами, с атмосферными осадками и сточными водами.

При разложении отмерших растений и их гумификации образуется сложная смесь высокомолекулярных органических соединений – гумусовые вещества, прежде всего гуминовые кислоты и фульвокислоты. Поверхностный сток с заболоченной площади водосбора приносит в природную воду большое количество этих веществ. Окраска природных вод связана, как правило, с наличием в водоеме гумусовых веществ. Содержание гумусовых веществ в речных водах около 5 – 10 мг/дм 3 , в озерных до 150 мг/дм 3 .

Загрязнение природных вод происходит и ядохимикатами, применяемыми в сельском хозяйстве.

К числу постоянных источников органического вещества следует отнести также бытовые и промышленные сточные воды, попадающие в подземные воды и реки. Состав этих веществ весьма различен. К ним относятся поверхностно-активные вещества (ПАВ), фенолы, нефтепродукты и др.

Ввиду сложности определения индивидуальных органических веществ, их многообразия и малых природных концентраций для их количественной характеристики используют косвенные показатели: общее содержание С_орг; N_орг; Р_орг, перманганатную или дихроматную окисляемость воды (ХПК), биохимическое потребление кислорода (БПК).

Микроэлементы. В природных водах установлено наличие более 70 химических элементов. Веществ, совершенно не растворимых в воде, нет и каждый элемент, встречающийся в земной коре, содержится и в природных водах. К микроэлементам, по А.П. Виноградову, относятся те элементы, содержание которых в воде меньше 10 –3 %. В группу микроэлементов входят все металлы, кроме главных ионов и железа, а также некоторые анионы.

Тяжелые металлы (медь, кобальт, никель, марганец, цинк и др.) находятся в природных водах в небольших количествах, что объясняется небольшим содержанием их в почвах и грунтах.

Среднее содержание ионов брома в пресных водах колеблется в пределах 0,001 – 0,2 мг/дм 3 . Содержание ионов иода значительно меньше – до 0,003 мг/дм 3 , в морских водах оно повышается до 0,05 мг/дм 3 . Содержание фтора в воде озер, рек и артезианских скважин колеблется в пределах 0,04 – 0,3 мг/дм 3 . Содержание бора в пресных водах примерно 0,01 мг/дм 3 , в морских водах – 1,5 – 4,4 мг/дм 3 .

Биогенные вещества.К биогенным принадлежат вещества, в той или иной мере связанные своим происхождением с жизнедеятельностью водных организмов. Присутствие этих веществ в воде, в свою очередь, определяет возможность существования водных организмов. Выделение этой группы является несколько условным, т.к. в жизненных процессах принимают участие и другие ионы, в частности ионы Са 2+ , Mg 2+ , К + . Биогенные вещества находятся в воде в виде ионов, а также в виде коллоидов.

Соединения азота.Из неорганических соединений азота в природной воде встречаются катионы аммония (NH₄ + ), нитритные (NO₂ – ) и нитратные (NO₃ – ) анионы. Сходство их генезиса и возможность взаимного перехода одного в другой дают основание объединить их в одну группу.

Основным источником появления в природной воде NH₄ + , а затем NO₃ – и NO₂ – являются различные сложные органические вещества животного и растительного происхождения, содержащие в своем составе белок. Некоторые микроорганизмы способны под действием протеолитических ферментов расщеплять молекулы белка на пептидные цепочки и отдельные аминокислоты:

Образовавшиеся аминокислоты далее разлагаются при участии бактерий и ферментов с выделением аммиака.

Разложение (дезаминирование) аминокислот может осуществляться при участии воды (гидролитическое дезаминирование)

R CHNH₂COOH + H₂O ® R CHOH – COOH + NH₃;

кислорода (окислительное дезаминирование)

и водорода (восстановительное дезаминирование)

Процесс разложения продуктов гидролиза белковых соединений микроорганизмами с выделением аммиака называется аммонификацией.

Вместе с тем катионы аммония могут появляться и другим путем – из неорганических соединений. Замечено присутствие NH₄ + в болотистых водах, богатых гумусовыми веществами, которые, по-видимому, способны восстанавливать нитраты до NH₄ + . Нитраты и нитриты могут быть восстановлены до NH₄ + и другими веществами, например, сероводородом и железом (II). Кроме того, NH₄ + часто попадает в водоемы в составе промышленных сточных вод, например, азотно-туковых, содовых, коксо-газовых и других заводов.

Наличие аммиака в воде всегда вызывает подозрение в загрязнении воды сточными водами.

В природной воде аммиак довольно неустойчив и под влиянием нитрифицирующих бактерий окисляется сначала до азотистой кислоты, а затем до азотной кислоты (реакции нитрификации)

Другим важнейшим источником непосредственного обогащения природных вод нитратами являются получающиеся при атмосферных электрических разрядах оксиды азота, которые после поглощения атмосферными водами попадают на земную поверхность. Нитратные ионы встречаются в поверхностных природных водах в количествах несколько больших, чем нитритные. В то же время в подземных водах содержание нитритов обычно значительно выше, особенно в верхних водоносных горизонтах.

При исследовании поверхностных вод по соотношению содержания в них аммиака, нитритов и нитратов можно судить о времени загрязнения воды. Так, наличие в воде аммиака и отсутствие нитритов указывает на свежее загрязнение воды. Отсутствие аммиака в воде при наличии нитритов и особенно нитратов свидетельствует, что загрязнение воды произошло давно, и прошел процесс самоочищения.

Соединения фосфора. Минеральный фосфор в природных водах в растворенном состоянии находится главным образом в виде гидрофосфат-иона НРО₄ 2– , в меньшей мере дигидрофосфат- иона Н₂РО₄ – , еще меньше фосфат – иона РО₄ 3– . Содержание тех или иных ионов ортофосфорной кислоты определяется реакцией среды.

Органический растворенный фосфор является составной частью сложных органических соединений. Фосфор может находиться в природной воде и во взвешенных частицах как минерального, так и органического происхождения.

Соединения фосфора, хотя и присутствуют в природных водах в ничтожных количествах, имеют исключительно важное значение для развития растительной жизни, являясь зачастую одним из факторов, лимитирующих и определяющих развитие растительных организмов и, следовательно, продуктивность водоемов. Именно увеличение содержания фосфора в пресных водоемах обычно становится причиной их эвтрофирования.

Соединения железа очень часто встречаются в природных водах вследствие перехода их в раствор из различных горных пород, в которых железо широко распространено. Переход железа в раствор может происходить под действием окислителей или кислот. В болотистых водах железо часто находится в виде сложных гумусовых комплексов.

Форма, в которой железо находится в природных водах, может быть весьма разнообразной. Преобладающее в подземных водах закисное железо присутствует в воде водоемов в виде растворимых солей гидрокарбоната железа (II) Fe(HCO₃)₂ и карбоната FeCO₃, которые устойчивы только при содержании больших количеств СО₂ и отсутствии кислорода. В противном случае происходит гидролиз, и железо переходит в малорастворимый гидроксид железа (II)

который далее легко окисляется в гидроксид железа (III)

Процесс окисления во многих случаях протекает при участии микроорганизмов, которые используют выделяющуюся при этом энергию в процессе жизнедеятельности.

Fe(ОH)₃ очень мало растворим, но может присутствовать в растворе в коллоидном состоянии, которое, по-видимому, является основной формой существования железа в поверхностных водах.

Воды, содержащие железо в значительных количествах, обычно имеют кислую реакцию среды. Это характерно для железистых вод, если происхождение железа связано с растворением сульфата железа (III).

Соединения железа (III) чаще встречаются в поверхностных водах (сотые, реже десятые доли мг/дм 3 ), соединения железа (II) –преимущественно в подземных водах в несколько больших количествах (до 1 мг/дм 3 ).

Соединения кремния. Повсеместное распространение кремния в природе обеспечивает его непрерывное поступление в природные воды в виде выщелачиваемой водой кремневой кислоты и ее щелочных солей, содержащих ионы HSiO₃ – и SiO₃ 2– , а часть кремния находится в коллоидном состоянии, в частицах состава SiO₂´ Н₂О, а также в виде поликремневой кислоты состава х SiO₂ ´уН₂О. Кроме того, в водах присутствуют и органические соединения кремния.

Наибольшие количества кремния встречаются в подземных водах, наименьшие – в поверхностных слоях открытых водоемов, где растения потребляют кремний. Обычно содержание кремния в открытых водоемах колеблется от десятых долей мг/дм 3 в морях до 10 мг/дм 3 в водах суши.

Токсичные вещества.К этой группе веществ относят тяжелые металлы (ртуть, кадмий, свинец и др.), нефтепродукты, хлорорганические и другие пестициды, фенолы, синтетические поверхностно-активные вещества (СПАВ) и т.д.

Взвешенные вещества. Содержание взвешенных веществ в воде называется мутностью и выражается в г/м 3 или мг/дм 3 . Мутность речной воды зависит от скорости течения и расхода воды. Основная причина наличия взвешенных частиц – эрозия русла и склонов. В некоторых водоемах источником взвешенных веществ органического происхождения является планктон, развитие которого наблюдается преимущественно в летние месяцы.

Производственные сточные воды нередко содержат значительные количества взвешенных частиц. Допустимое увеличение концентрации их в природных водах жестко нормируется.

Не нашли то, что искали? Воспользуйтесь поиском:

источник

Требования, предъявляемые к качеству воды, могут быть самыми различными и определяются её целевым назначением. Для оценки качества пластовых, природных и сточных вод их образцы подвергают анализу. На основании результатов анализа делаются выводы о пригодности воды для конкретного вида потребления, возможности применения тех или иных методов очистки. Анализы подземных вод позволяют прогнозировать сопутствующие месторождения полезных ископаемых. При анализе вод для характеристики их свойств определяют химические, физические и бактериологические показатели. Основными показателями, определяющими пригодность воды для определенной отрасли народного хозяйства, являются химические, так как физические (содержание взвешенных частиц, температура, цвет, запах, плотность, сжимаемость, вязкость, поверхностное натяжение) и бактериологические (наличие бактерий) показатели зависят от химического состава воды.

К химическим показателям качества воды относятся:

6) состав растворенных газов.

Общее солесодержание характеризует присутствие в воде минеральных и органических примесей, количество этих примесей в виде общей минерализации, сухого и плотного остатков. Общая минерализация представляет собой сумму всех найденных в воде анализом катионов и анионов. Минерализацию выражают в миллиграмм-эквивалентах солей, находящихся в I л воды, или в процентах, то есть числом граммов растворенных веществ, содержащихся в 100 г раствора. Сухим остатком называется суммарное количество нелетучих веществ, присутствующих в воде во взвешенном, коллоидном и растворенном состоянии, выраженное в мг/л. Сухой остаток определяют путем выпаривания пробы воды, последующего высушивания при 105 о С и взвешивания. Плотный остаток – это сухой остаток, определенный из профильтрованной пробы воды. Следовательно, разница двух показателей соответствует содержанию взвешенных веществ пробы. Если сухой остаток прокалить при температуре 500-600 о С, то масса его уменьшится и получится остаток, называемый золой. Уменьшение массы происходит за счет сгорания органических веществ, удаления кристаллизационной воды, разложения карбонатов. Потери при прокаливании приближенно относят за счет органических примесей.

Жесткость воды обусловливается наличием в ней ионов Са 2+ и Mg 2+ . Для большинства производств жесткость воды является основным показателем её качества. В жесткой воде плохо пенится мыло. При нагревании и испарении жесткой воды образуется накипь на стенках паровых котлов, труб, теплообменных аппаратов, что ведет к перерасходу топлива, коррозии металлов и авариям.

Жесткость количественно выражается числом миллиграмм-эквивалентов ионов кальция и магния в 1 л воды (мг-экв/л); 1 мг-экв/л жесткости соответствует содержанию в воде 20,04 мг/л ионов Са 2+ или

12,16 мг/л ионов Mg 2 + . Различают жесткость общую, карбонатную и некарбонатную.

Карбонатная жесткость связана с присутствием в воде в основном гидрокарбонатов и карбонатов кальция и магния, которые при кипячении воды переходят в нерастворимые средние или основные соли и выпадают в виде плотного осадка:

Таким образом, при кипячении карбонатная жесткость устраняется. Поэтому она называется также временной жесткостью. Следует сказать, что при переходе HCO₃ – в CO₃ 2 – и при выпадении карбонатов кальция и магния в воде остается некоторое количество ионов Са 2+ , Mg 2+ , CO₃ 2 – , соответствующее произведению растворимости СаСО₃ и (MgOH)₂CO₃. В присутствии посторонних ионов растворимость этих соединений повышается.

Некарбонатная (постоянная) жесткость не разрушается кипячением. Она обусловливается присутствием в воде кальциевых и магниевых солей сильных кислот, главным образом сульфатов и хлоридов.

Общая жесткость воды представляет собой сумму карбонатной и некарбонатной жесткости и обусловливается суммарным содержанием в воде растворенных солей кальция и магния. По величине общей жесткости принята следующая классификация природных вод:

Если известны концентрации (мг/л) в воде Ca 2+ , Mg 2+ и HCO₃ – , то жесткость рассчитывается по следующим формулам:

Общая жесткость

Карбонатная жесткость равна концентрации (мг/л) [HCO₃ – ]; в случае, если содержание ионов кальция и магния в воде выше, чем количество гидрокарбонатов:

, где 61,02 – эквивалентная масса иона HCO₃ – .

Если же количество гидрокарбонатов в воде превышает содержание ионов кальция и магния, то карбонатная жесткость соответствует общей жесткости. Разность между общей и карбонатной жесткостью составляет некарбонатную жесткость: Ж_НК = Ж_О – Ж_К . Следовательно, Ж_НК – это содержание Ca 2+ и Mg 2 + , эквивалентное концентрации всех остальных анионов, в том числе и некомпенсированных гидрокарбонатов.

Окисляемостьхарактеризует содержание в воде восстановителей, к которым относятся органические и некоторые неорганические (сероводород, сульфиты, соединения двухвалентного железа и др.) вещества. Величина окисляемости определяется количеством затраченного окислителя и выражается числом миллиграммов кислорода, необходимого для окисления веществ, содержащихся в 1 л воды. Различают общую и частичную окисляемость. Общую окисляемость определяют обработкой воды сильным окислителем – бихроматом калия K₂Cr₂O₇ или йодатом калия KIO₃. Частичную окисляемость определяют по реакции с менее сильным окислителем – перманганатом калия КMnO₄. По этой реакции окисляются только сравнительно легко окисляющиеся вещества.

Для полного окисления содержащихся в воде органических веществ, при котором происходят превращения по схеме

требуется количество кислорода (или окислителя в расчете на кислород), называемое химическим потреблением кислорода (ХПК) и выражаемое в мг/л.

При любом методе определения ХПК вместе с органическими веществами окисляются и неорганические восстановители, содержащиеся в пробе. Тогда содержание неорганических восстановителей в пробе определяют отдельно специальными методами и результаты этих определений вычитают из найденного значения ХПК.

Реакция среды характеризует степень кислотности или щелочности воды. Концентрация водородных ионов природных вод зависит главным образом от гидролиза солей, растворенных в воде, количества растворенных угольной кислоты и сероводорода, содержания различных органических кислот. Обычно для большинства природных вод величина рН изменяется в пределах 5,5-8,5. Постоянство рН природных вод обеспечивается наличием в ней буферных смесей. Изменение значения рН свидетельствует о загрязнении природной воды сточными водами.

Солевой состав.При анализе природных вод определяют содержание в них преимущественно главных ионов: Cl – , SO₄ 2– , HCO₃ – , CO₃ 2– , Ca 2+ , Mg 2+ , K + , Na + .

Определение ионаCl – .В основу определения иона хлора положен аргентометрический метод Мора. Принцип анализа заключается в том, что при прибавлении к воде раствора AgNO₃ образуется белый осадок хлорида серебра:

Определение хлорид-ионов ведут в интервале рН = 6,5 ÷ 10, чтобы одновременно с AgCl не выпадал осадок Ag₂CO₃. Проведению определения Сl – мешает наличие в воде ионов брома, йода, сероводорода, от которых освобождаются предварительной обработкой воды.

Определение иона SO₄ 2– . Метод определения сульфат-ионов основан на малой растворимости сульфата бария, количественно выпадающего в кислой среде при добавлении к воде раствора хлорида бария: Ba 2+ + SO₄ 2– = BaSO₄↓

По массе образовавшегося осадка рассчитывают содержание иона SO₄ 2– .

Определение ионов CO₃ 2– иHCO₃ – . Эти ионы определяют титрованием пробы воды растворами серной или соляной кислот последовательно с индикаторами фенолфталеином и метилоранжем. Реакция нейтрализации протекает в две стадии.

Первые порции кислоты вступают в реакции с карбонат-ионом, образуя гидрокарбонат-ион:

Окраска фенолфталеина при рН = 8,4 переходит из розовой в бесцветную, что совпадает с таким состоянием раствора, когда в нем остаются лишь гидрокарбонаты. По количеству кислоты, пошедшей на титрование, рассчитывают содержание карбонат-иона. Расход кислот на титрование с фенолфталеином эквивалентен содержанию половины карбонатов, т.к. последние нейтрализуются только наполовину до HCO₃ – . Поэтому общее количество CO₃ 2 – эквивалентно удвоенному количеству кислоты, затраченной на титрование. При дальнейшем титровании в присутствии метилоранжа происходит реакция нейтрализации гидрокарбонатов:

Метилоранж меняет окраску при pH = 4,3, т.е. в момент, когда в растворе остается только свободный диоксид углерода.

При расчете содержания ионов HCO₃ – в воде следует из количества кислоты, пошедшей на титрование с метилоранжем, вычесть количество кислоты, идущей на титрование с фенолфталеином. Общее количество кислоты, затраченной на нейтрализацию ионов ОН – , СО₃ 2– и НСО₃ – , характеризует общую щелочность воды. Если рН воды ниже 4,3, то её щелочность равна нулю.

Определение ионов Ca 2+ , Mg 2+ . Имеется несколько методов обнаружения и определения содержания ионов Са 2+ и Mg 2+ . При добавлении в воду оксалата аммония (NH₄)₂C₂O₄ в случае присутствия ионов кальция образуется белый осадок оксалата кальция:

После отделения осадка оксалата кальция в воде можно определить ионы Mg 2+ с помощью раствора гидрофосфата натрия Na₂HPO₄ и аммиака. При наличии иона Mg 2 + образуется мелкокристаллический осадок соли магния:

Полученные осадки прокаливают и взвешивают. На основании полученных результатов вычисляется величина кальциевой и магниевой жесткости.

Наиболее быстрым и точным методом определения Са 2 + и Mg 2 + является комплексонометрический метод, основанный на способности двунатриевой соли этилендиаминотетрауксусной кислоты (трилон Б)

NaOOCCH₂ CH₂COONa

N––CH₂––CH₂––N

образовывать с ионами кальция и магния прочные комплексные соединения.

При титровании пробы воды трилоном Б происходит последовательное связывание в комплекс сначала ионов кальция, а затем ионов магния. Содержание ионов кальция определяют, титруя воду в присутствии индикатора — мурексида. Мурексид образует с ионами кальция малодиссоциированное комплексное соединение, окрашенное в малиновый цвет.

Ионы магния не дают комплекса с мурексидом. Трилон Б извлекает Са 2+ из его растворимого комплекса с мурексидом, вследствие чего окраска раствора, изменяется на сиреневую:

По количеству трилона Б, расходуемого на титрование, определяют содержание Са 2 + . Титрованием пробы воды трилоном Б в присутствии индикатора хромогена черного определяют суммарное содержание Са 2 + и Mg 2 + , то есть общую жесткость воды. Вода, содержащая Са 2 + и Mg 2 + , в присутствии хромогена черного окрашивается в красный цвет вследствие образования комплекса с Mg 2 + . При титровании воды в точке эквивалентности происходит изменение цвета на синий вследствие протекания следующей реакции:

Содержание Mg 2+ вычисляют по разности между общим содержанием (Са 2+ + Mg 2+ ) и содержанием Са 2 + . Трилонометрическое определение каждого иона производится при том значении рН, при котором этот ион образует с трилоном Б соединение более прочное, чем с индикатором. Для поддержания заданного значения рН к титруемому раствору добавляют буферные растворы. Кроме того, поддержание заданной величины рН обеспечивает определенную окраску индикатора. Общую жесткость воды определяют при рН > 9, кальциевую – при рН = 12.

Определение ионов Na + , K + . Производится вычислением по разности между суммой мг-экв найденных анионов и катионов, поскольку вода электронейтральна:

rNa + + rK + + rCa 2+ + rMg 2+ = rCO₃ 2- + rHCO₃ – + rSO₄ 2 + rCl –

rNa + + rK + = rCO₃ 2– + rHCO₃ – + rSO₄ 2 + rCl – – rCa 2+ – rMg 2+

С достаточно высокой точностью все присутствующие в воде катионы можно определить эмиссионной спектроскопией сухого остатка.

Растворенные в воде газы определяют химическими методами или газовой хроматографией.

Определение диоксида углерода производят титрованием пробы воды щелочью в присутствии индикатора–фенолфталеина:

Определение растворенного кислорода производится йодометрическим методом.

Для анализа в пробу воды поcледовательно добавляют раствор хлорида марганца и щелочной раствор йодида калия. Метод основан на окислении свежеполученного гидроксида двухвалентного марганца содержащимся в воде кислородом:

Количество образовавшегося в воде бурого осадка гидроксида четырехвалентного марганца эквивалентно количеству растворенного кислорода. При последующем добавлении к пробе соляной или серной кислоты четырехвалентный марганец вновь восстанавливается до двухвалентного, окисляя при этом йодид калия. Это приводит к выделению свободного йода, эквивалентного содержанию четырехвалентного марганца, или, что то же самое, растворенного кислорода в пробе:

Выделившийся свободный йод определяется количественно путем титрования раствором тиосульфата натрия:

I₂ + 2Na₂S₂O₃2NaI + Na₂S₄O₆

Йодометрический метод определения растворенного кислорода неприменим для вод, содержащих сероводород, так как сероводород вступает во взаимодействие с йодом и занижает результат. Во избежание этой ошибки предварительно связывают содержащийся в пробе сероводород в соединение, не препятствующее нормальному течению реакции. Для этой цели обычно используют хлорид ртути (II):

Определение H₂S. Прежде чем приступить к количественному определению сероводорода, определяют его качественное присутствие по характерному запаху. Более объективным качественным показателем служат свинцовые индикаторные бумажки (фильтровальная бумага, пропитанная раствором ацетата свинца). При опускании в воду, содержащую сероводород, свинцовая бумага темнеет, принимая желтую (малое содержание), бурую (среднее содержание) или темно-коричневую (высокое содержание) окраску.

В водных растворах сероводород присутствует в трех формах: недиссоциированный H₂S, в виде ионов HS – и S 2 – . Относительные концентрации этих форм в воде зависят от рН этой воды и в меньшей степени от температуры и общего солесодержания.

Если анализируемая вода не содержит веществ, реагирующих с иодом, то сероводород и его ионы можно определить следующим образом.

В основе количественного метода определения H₂S лежит реакция окисления сероводорода йодом:

К точно отмеренному подкисленному раствору йода, взятого в избытке по отношению к ожидаемому содержанию сероводорода, прибавляют определенное количество воды. Количество йода, израсходованное на окисление сероводорода, определяется обратным титрованием остатка йода тиосульфатом. Разница между количеством раствора тиосульфата, соответствующим всему количеству взятого для анализа йода, и количеством этого же раствора, затраченного на титрование остатка йода в пробе, эквивалентна содержанию сероводорода в исследуемой пробе.

Дата добавления: 2016-07-29 ; просмотров: 905 | Нарушение авторских прав

источник

Полезные, либо вредные свойства воды и ее пригодность для использования человеком можно определить исходя из рассмотрения растворенных в воде химических элементов и соединений.

Такое содержание в количественном выражении определяют в процессе выполнения химических анализов. Анализы подразделяют на общий анализ и специальные виды анализа.

Общий анализ , который также известен как стандартный, либо шестикомпонентный анализ, включает определение шести основных ионов: Cl — , SO ₄ 2 – , HCO ₃ – , Ca ₂ + , Mg ₂ + , Na + , минерализации, плотности и рН воды.

Специальные виды анализа разнообразны. Их вид зависит от поставленной задачи. В поисковой нефтяной гидрогеологии, выполняют часто определение содержания J , Br , аммония, органических соединений, а также газовый состав, содержащийся в пробах воды.

Санитарный анализ выполняют чтобы определить пригодна ли вода в качестве питьевой, а также удовлетворяет ли она требованиям к воде для бытового использования. При этом определяют содержание ионов NH ₂ + , NO ₂ – , NO ₃ – и окисляемость воды. В ряде случаев выполняют бактериологический анализ.

Бальнеологические анализы выполняют с тем, чтобы определить лечебные свойства воды. Как правило, такие анализы включают расширенный список дополнительных элементов, таких как определение содержания сульфидов, железа, мышьяка, лития, радиоактивности (например, содержание радона) и газовой составляющей.

Технические анализы выполняют с целью определить степень пригодности воды для технических нужд, таких как – для закачки вод в нефтяные пласты для вытеснения нефти, в котельных – для питания паровых котлов, для оценки других коррозионных (агрессивных) свойств воды.

На практике используют следующие формы отображения: весовая ионная, эквивалентная и процент-эквивалентная формы.

Весовая ионная форма – это выражение состава воды в виде весового количества отдельных ионов. При этом, содержание ионов (в миллиграммах, либо граммах) в единице объема, либо единице массы (обычно в 100 см 3 , 1000 см 3 , 100 г, 1 кг).

Если для пресных вод не имеет решающего значения, в каких единицах приведено это выражение, то для рассолов есть различие. Для выражения содержания растворенных газов в ряде веществ, находящихся в коллоидном состоянии, весовая ионная форма не используется.

Эквивалентная форма более точно учитывает химические свойства воды, позволяет контролировать точность результатов анализа и вычислять содержание ионов натрия и калия без прямого их аналитического определения.

Ионы, содержащиеся в растворе, реагируют между собой в количествах, определяемых весом и валентностью ионов (другими словами – в эквивалентных количествах). Как известно, эквивалентный вес (эквивалент) иона — это частное от деления ионного веса на его валентность. Так, эквивалент иона Са 2+ равен 20 (40 : 2), а эквивалент иона SO ₄ 2 – , — 48 (96 : 2), или 20 весовых единиц иона Са 2+ соответствует 48 весовым единицам иона SO ₄ 2 – .

Весовую ионную форму переводят в эквивалентную форму путем деления содержания ионов ( в мг, или г) на величину эквивалента иона. Можно также умножить содержание иона в весовой форме на коэффициент реакции (являющийся обратной величиной эквивалента этого иона).

Наличие перед химическим символом иона буквы r (например, r Na + , r Cl – и т.д.) показывает, что содержание этого элемента выражено в эквивалентной форме.

Если же анионы и катионы даны в эквивалентной форме, то исходя из принципа электронейтральности раствора сумма анионов (Σ r _a ) должна быть всегда равна сумме катионов (Σ r _к)

Тогда всегда можно определить содержание одного из шести ионов, если известны содержания других пяти. Тк, например иногда определяют содержание Na + :

rNa + = (rCl – + rHCO₃ – + rSO₄ 2 – ) – (rCa 2+ + rMg 2+ ).

Чтобы определить содержание Na + в весовой ионной форме, полученную величину rNa + умножают на его эквивалент.

Процент-эквивалентная форма является модификацией эквивалентной формы и характеризует относительную долю каждого иона в общей сумме растворенных ионов, равную 100 %. Здесь сумма катионов и сумма анионов составляют по 50 %. Иногда принимают за 100 % сумму катионов (равной сумме анионов), при этом общее содержание ионов будет 200 %.

Содержание каждого иона в процентах от суммы всех ионов дает процент-эквивалентную форму отображения ионно-солевого состав воды.

Составив пропорции, где сумма всех ионов в эквивалентной форме равна (100% (или 200%), находим процентное содержание всех ионов последовательно:

Где Σ(а +к) – сумма ионов и катионов в эквивалентной форме; i – содержание искомого иона в эквивалентной форме; x – содержание искомого иона в процент-эквивалентной форме.

Заметим, что процент-эквивалентная форма не учитывает минерализацию воды. Это дает возможность сравнивать химический состав вод независимо от их степени минерализации.

В гидрогеологии используют три рассмотренные формы. Кроме того, чтобы кратко изобразить химический состав воды используют формулу М.ГЭ. Курлова. Она представляет собой сложную дробь. В числителе указывают содержание анионов, а в знаменателе – катионов в процент-эквивалентной форме. Ионы записывают по убывающим величинам. Перед дробью перечисляют основные компоненты состава растворенных газов и величину минерализации (г/дм 3 ). За дробью приводят температуру, рН, содержание микрокомпонентов состава.

При этом, можно сказать, что состав воды следующий: сероводородная соленая вода гидрокарбонатно-хлоридного магниево-кальциево-натриевого состава имеет температуру 35 ˚С, слабощелочная, содержит йод (7.9 мг/дм 3 ) и бром (25 мг/ дм 3 ).

Ранее применяли характеристику Пальмера для определения характеристики воды нефтяных месторождений. Это определение воды по содержанию в ней тех или иных групп солей. Последние сочетаются из ионов по правилу Фрезениуса, утверждающей о том, что ионы соединяются между собой в порядке уменьшения химической активности. Последовательность степени активности основных ионов следующая: анионы – Cl – , SO ₄ 2– , HCO ₃ — , катионы – Na + , Mg 2+ , Ca 2+ .

Ионы Br — , J — располагаются за ионом Cl — ; ионы H + , Fe 3+ , Al 3+ — после иона Ca 2+ ; ион HS – — после HCO ₃ – ; ион K + — перед Na + ; ион NH ₄ + — после Na + .

В соответствии с формулой Фрезениуса ион Cl – соединяется с ионом Na + , при избытке хлора его остаток затем соединяется с магнием, а в случае преобладания над ним – с кальцием; при избытке же натрия, его остаток соединяется с сульфат-ионом. Если натрий преобладает над сульфатом, то он (натрий) соединяется с гидрокарбонатом.

Пальмер выделил шесть солевых характеристик. Основное значение имеют: первая соленость ( S ₁), вторая соленость ( S ₂), первая щелочность (А₁) и вторая щелочность (А₂).

Графические методы изображения состава вод применяют для наглядного сравнения состава различных вод, а также – на картах и разрезах.

График Толстихина имеет круговую форму. Он используется для изображения состава отдельных проб воды в процент-эквивалентах. При этом, минерализация воды соответствует в выбранном масштабе радиусу круга. Он используется для вынесения единичных проб воды на карты. С его помощью можно изображать и состав растворенных и свободных газов.

График Роджерса представляет собой 3 столбика одинаковой высоты. В крайних столбиках расположены ионы в порядке убывания их химической активности – левый столбик соответствует суммарному содержанию анионов, а правый – катионов. Вся высота столбика соответствует 50%-экв. Средний столбик отображает характеристику Пальмера. Его высота равна 100%-экв. Таким образом, график Роджерса изображает состав воды в процент-эквивалентной форме и позволяет легко графически находить характеристики Пальмера.

Метод «узоров» Стиффа. Он заключается в том, что содержание главных ионов (в миллиграмм-эквивалентной форме) откладывается в масштабе от общей оси. Концы отрезков, соединенных ломаной линией, образуют узор. От этого произошло его название.

Полулогарифмическая диаграмма Шеллера – это график, по оси абсцисс которого отложены ионы, а по оси ординат – их содержание в миллиграмм-эквивалентах (в полулогарифмическом масштабе). Удобство заключается в том, что на одну диаграмму наносят ряд анализов воды, что позволяет сравнивать их между собой.

Наконец, любая гидрохимическая карта также представляет собой графическое изображение химического состава подземных вод.

источник