Будь умным!

У вас вопросы?
У нас ответы:) SamZan.net

ЛАБОРАТОРНЫЙ ПРАКТИКУМ ПО ЭКОЛОГИИ

Работа добавлена на сайт samzan.net:


50

ФЕДЕРАЛЬНОЕ АГЕНТСТВО ПО ОБРАЗОВАНИЮ

ФИЛИАЛ ГОСУДАРСТВЕННОГО ОБРАЗОВАТЕЛЬНОГО УЧРЕЖДЕНИЯ

ВЫСШЕГО ПРОФЕССИОНАЛЬНОГО ОБРАЗОВАНИЯ

«УФИМСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ НЕФТЯНОЙ

ТЕХНИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ» в г. Салавате

Филиал ГОУ ВПО УГНТУ в г. Салавате

Кафедра химико–технологических процессов

ЛАБОРАТОРНЫЙ ПРАКТИКУМ ПО ЭКОЛОГИИ

для студентов очной, очно-заочной и заочной форм обучения

инженерно-технических специальностей

Уфа 2008

Лабораторный практикум предназначен для студентов высших учебных заведений инженерно-технических специальностей, изучающих курс экологии. Включенные в практикум химические методы анализа широко используются в настоящее время в центрах Санэпиднадзора России, а тематика лабораторных работ максимально приближена к наиболее актуальным проблемам современности.

В каждой лабораторной работе коротко изложены проблемы, связанные с состоянием окружающей среды, и пути их решения. Описаны доступные методы исследования некоторых объектов окружающей среды.

Составители:

Михольская И.Н., доц., канд. биол. наук

Фомина В.В., ассистент

Хайбуллин А.А., доц., канд. техн. наук

Рецензенты:                        

Баширов Р.Ф., нач. отдела технико-технологического планирования департамента перспективного развития и инвестиций ОАО «Салаватнефтеоргсинтез, канд. техн. наук

Худайдатов Р.Г., доц., канд. техн. наук

© Уфимский государственный нефтяной технический университет, 2008

Введение

В начале третьего тысячелетия, когда отношения человека и природы стали просто опасными, особое значение приобретает экологическая грамотность, постижение каждым молодым человеком основ экологии и рационального природопользования. Если каждый человек будет представлять последствия от выкинутой им банки, разведённого костра, спиленного дерева, мир, несомненно, изменится к лучшему. Экология не просто наука об отношении организмов и условий среды. Она становится средством этического и патриотического воспитания, фундаментом нравственности. Она определяет отношения между ныне живущими людьми и гармонизирует отношения между поколениями, исходя из постулата, что жить за счёт детей и внуков и передавать им безнадёжно загрязнённую планету с исчерпанными ресурсами безнравственно. Поэтому для современной системы образования наряду с гуманизацией характерна экологизация.

Каждый студент должен знать: основные экологические законы, закономерности организации жизни, основы рациональной эксплуатации биологических ресурсов, основы сохранения среды обитания человека, о глобальных проблемах экологии и путях их решений, об основных методах защиты окружающей среды, об экономических и правовых аспектах природопользования.

Кроме того, каждый студент должен уметь: использовать экологические знания в профессиональной работе, анализировать экологическую обстановку местности, пользоваться основными правами и обязанностями экологического кодекса.

Освоению нового материала при изучении дисциплины «Экология» должны постоянно сопутствовать исследовательские работы учащихся. Неотъемлемой частью учебного процесса является проведение лабораторных занятий по отдельным разделам теоретического курса.

Настоящий лабораторный практикум включает восемь лабораторных работ. Включенные в сборник химические методы анализа широко используются в настоящее время в центрах Санэпиднадзора России, а тематика лабораторных работ максимально приближена к наиболее актуальным проблемам современности.

Лабораторная работа № 1

Определение жёсткости воды методом комплексонометрии.

Определение временной жёсткости воды методом титрования. Оценка качества питьевой воды по показателю жёсткости и установление степени риска её использования

1 Теоретическая часть

Важнейшим показателем качества воды является жёсткость. Жёсткость воды - это совокупность свойств, обусловленных содержанием в ней катионов кальция и магния. Ввиду широкой распространенности кальция соли его почти всегда содержатся в природной воде. Один из возможных источников жёсткости - это растворившиеся при контакте с природной водой горные породы. Из природных солей кальция только гипс несколько растворим в воде, однако, если вода содержит диоксид углерода, то карбонат кальция тоже может переходить в раствор в виде гидрокарбоната Са(НСО3)2. Анионами растворимых солей кальция и магния могут быть гидрокарбонат-ионы, обусловливающие карбонатную жёсткость, и остатки сильных кислот - сульфат-ионы, реже хлорид-ионы, обусловливающие некарбонатную жёсткость.

При длительном кипячении воды, обладающей карбонатной жёсткостью, в ней появляется осадок, состоящий главным образом из карбоната кальция. Поэтому карбонатную жёсткость называют также временной жёсткостью. Количественно временную жёсткость характеризуют содержанием гидрокарбонатов, удаляющихся из воды при ее кипячении в течение часа. Жёсткость, оставшаяся после такого кипячения, называется постоянной жёсткостью. Суммарное содержание в воде всех солей кальция и магния составляет общую жёсткость.

Жёсткость воды выражают суммой миллимоль-эквивалентов ионов кальция и магния, содержащихся в одном литре воды. Один миллимоль-эквивалент жёсткости отвечает содержанию 20,04 мг/л Са2+ или 12,16 мг/л Mg2+.

Жёсткость природных вод изменяется в широких пределах. Она различна в разных водоёмах, а в одной и той же реке изменяется в течение года (минимальна во время паводка). Жёсткость вод морей значительно выше, чем рек и озёр. Так, вода Чёрного моря имеет общую жёсткость 65,5 ммоль-экв/л. Среднее значение жёсткости воды мирового океана 130,5 ммоль-экв/л (в том числе на Са2+ приходится 22,5 ммоль-экв/л, на Мg2+ - 108 ммоль-экв/л).

По значению жёсткости воду условно делят на мягкую (до 4 ммоль-экв/л), среднюю (4-8 ммоль-экв/л), жёсткую (8-12 ммоль-экв/л) и очень жёсткую (более 12 ммоль-экв/л).

Жёсткость воды может быть рассчитана по формуле

,     (1)

где [Ca2+] и [Mg2+] - концентрации ионов кальция и магния, мг/л,

или по формуле

,     (2)

где mB – масса растворённого вещества, г; Мэк(В) – молярная масса эквивалентов вещества, г/моль; V – объём воды, л.

Вода обеспечивает от 10 до 30 % суточной потребности в кальции и магнии, являясь одним из важных источников этих ионов для человека. Известно, что суточная потребность указанных элементов для взрослого населения составляет 800 и 500—600 мг соответственно. В России особенно остро стоит проблема дефицита кальция в связи с низким потреблением молочных продуктов населением и невысоким содержанием этого элемента в почве преимущественно северных регионов. Последствия дефицита кальция и магния хорошо известны: нарушение работы желудочно-кишечного тракта, моче- и желчнокаменные болезни, остеопороз, нарушение ритма сердца. Особенно остро вопрос дефицита кальция стоит в пожилом возрасте, когда недостаток поступления кальция с пищей и водой усугубляется его повышенным выведением из организма.

Согласно закону Либиха любой фактор окружающей среды, воздействуя на организм человека, проявляет оптимальное воздействие только в определенном интервале концентраций (рисунок 1). Для здоровья населения опасен как   1 – состояние недостатка химических элементов; 2 – нижняя пороговая концентрация; 3 – интервал нормальных концентраций (удовлетворительное состояние окружающей среды); 4 – верхняя пороговая концентрация; 5 – избыток химических элементов; Б, К, Р – интервалы концентраций химических элементов или их соотношение, соответствующее зонам экологического Бедствия, Кризиса и Риска

Рисунок 1 - Графическая интерпретация закона Либиха

дефицит, так и избыток того или иного компонента. Содержание в питьевой воде большого количества растворимых солей магния и кальция не только ухудшает её вкус, но и неблагоприятно при её бытовом использовании. В ней труднее развариваются продукты, и их питательная ценность уменьшается. Употребление жёсткой воды способствует развитию ряда заболеваний. Допускается жёсткость питьевой воды не выше 7 ммоль-экв/л и лишь в отдельных случаях по согласованию с санаторно-эпидемиологической службой допускается использование в водопроводных сетях воды с жёсткостью до 10 ммоль-экв/л.

Так, в эпидемиологических исследованиях в Тамбовской области было установлено, что частота болезней органов пищеварения зависит от общей жёсткости питьевой воды, причем минимум заболеваемости приходится на показатель жёсткости 6-8 ммоль-экв/л (рисунок 2). В данном случае лимитирующим

Рисунок 2 - Частота болезней органов пищеварения населения Тамбовской области в зависимости от общей жёсткости питьевой воды

фактором окружающей среды является жёсткость питьевой воды, а зависимость частоты болезней от жёсткости воды (рисунок 2) повторяет кривую, описывающую закон Либиха.

Целью данной работы является оценка качества питьевой воды по показателю жёсткости.

Общую жёсткость воды определяют комплексонометрическим титрованием, карбонатную – титрованием соляной кислотой в присутствии метилового оранжевого, некарбонатную – по разности результатов этих определений.

Для определения общей жёсткости воды методом комплексонометрии используют трилон Б (двухзамещённая натриевая соль этилендиаминтетра-уксусной кислоты - ЭДТА) – наиболее сильный из известных в настоящее время комплексонов, который образует очень прочные комплексные соединения со многими металлами. При этом металл замещает атом водорода карбоксильных групп, одновременно связываясь с азотом аминогруппы.

В качестве индикаторов применяются различные красители, образующие окрашенные соединения с металлами, причем эти соединения менее устойчивы, чем комплексы определяемых металлов с трилоном Б, поэтому индикаторы вытесняются из комплекса с ионами металлов трилоном Б. На этом основано количественное определение металлов в растворах (в частности Ca2+ и Mg2+).

В данной лабораторной работе в качестве индикатора используют эриохром чёрный Т – представляющий собой азокраситель, обладающий сопряжённой системой двойных связей, обеспечивающей окраску данного соединения (синий цвет при рН более 8). В щелочной среде с ионами кальция и магния это соединение образует комплекс розово-фиолетового цвета. Без ионов кальция и магния цвет эриохрома чёрного Т в тех же условиях – синий.

Схема химических превращений при определении общей жёсткости воды представлена на рисунке 3.

Рисунок 3 - Схема химических превращений при определении общей жёсткости воды

Количество ионов кальция и магния, находящихся в связанном состоянии (рисунок 3), определяют титрованием раствора комплекса (2) раствором ЭДТА (3) известной концентрации. В точке эквивалентности розовая окраска комплекса (2) исчезает, появляется синее окрашивание, соответствующее раствору свободного эриохрома чёрного Т (1). Комплекс (4) бесцветный.

2 Экспериментальная часть

2.1 Оборудование, реактивы, материалы

1) бюретка на 25 мл – 2 шт; 2) цилиндр на 100 мл; 3) плоскодонная коническая колба на 500 мл; 4) плоскодонная коническая колба на 250 мл – 3 шт; 5) пипетки на 50; 25; 5 мл – 2 шт; 6) аммиачный буферный раствор, рН=11 (10 г хлористого аммония растворяют в мерной колбе в дистиллированной воде, добавляют 50 мл 25%-ного раствора аммиака и доводят до 500 мл дистиллированной водой. Буфер хранят в темноте в плотно закрытой колбе); 7) индикатор эриохром чёрный Т кристаллический; 8) индикатор кальцион в растворе; 9) индикатор метиловый оранжевый; 10) 0,05 М раствор трилона Б (9,31 г трилона Б растворяют в мерной колбе в дистиллированной воде и доводят до 1 л. Раствор хранят в холодильнике в плотно закрытой колбе. Устойчив в течение нескольких месяцев); 11) 2 н раствор NаОН; 12) холодная водопроводная вода; 13) дистиллированная вода.

2.2 Методика проведения опытов

2.2.1 Определение общей жесткости воды методом

комплексонометрии

Для анализа отобрать примерно 900 мл холодной водопроводной воды в плоскодонную коническую колбу ёмкостью 1000 мл. Из неё отобрать 25 мл анализируемой воды в коническую колбу для титрования ёмкостью 250 мл, добавить 5 мл аммиачного буферного раствора и на кончике микрошпателя (приблизительно 20-30 мг) индикатора эриохрома чёрного Т до получения розово-синего окрашивания и медленно титровать 0,05 М раствором трилона Б, хорошо перемешивая содержимое колбы, до изменения цвета от розоватого до синего.

Перед концом титрования прибавлять раствор трилона Б по каплям. Если возникает сомнение, сделать отсчёт и добавить ещё одну каплю раствора. Если при этом окраска не изменяется, титрование закончено. Можно оставить раствор в качестве свидетеля для следующих титрований. Определить объём израсходованного на титрование трилона Б. Для проверки сходимости результатов титрование повторить с двумя другими колбами. Расхождение в объёме трилона Б, пошедшего на титрование трёх колб, не должно превышать 0,05 мл. Результаты опыта записать в таблицу 1.

2.2.2 Определение содержания ионов кальция и магния методом комплексонометрии

Ионы кальция в щелочной среде образуют с кальционом соединение, окрашенное в розовый цвет. Без ионов кальция цвет кальциона в тех же условиях – синий. Для определения содержания кальция отобрать 25 мл анализируемой воды в плоскодонную коническую колбу для титрования емкостью    250 мл; прибавить: дистиллированной воды до общего объема 100 мл, 5 мл 2 н раствора NaOН, 2-3 капли кальциона и медленно титровать раствором трилона Б до изменения цвета от розового до синего. Определить объём трилона Б, израсходованного на титрование. Для проверки сходимости результатов титрование повторить с двумя другими колбами. Расхождение в объёме трилона Б, пошедшего на титрование трёх колб, не должно превышать 0,05 мл. Результаты опыта записать в таблицу 2.

Содержание ионов магния, вычисляют по разности между величиной общей жёсткости и содержанием ионов кальция по формуле (5).

2.2.3 Определение временной и постоянной жёсткости воды

титрованием

Отобрать 50 мл анализируемой воды в плоскодонную коническую колбу для титрования объёмом 250 мл, добавить 2-3 капли индикатора – метилового оранжевого и медленно титровать 0,1 н раствором соляной кислоты до изменения окраски раствора от жёлтой до оранжево-розовой, перемешивая колбу после каждой капли. Определить объём израсходованной на титрование кислоты. Для проверки сходимости результатов титрование повторить с двумя другими колбами. Расхождение в объёме кислоты, пошедшей на титрование трёх колб, не должно превышать 0,05 мл. Результаты опыта записать в таблицу 3.

Постоянную жёсткость воды вычисляют по разности между величинами общей жёсткости и временной жёсткости по формуле (7).

3 Расчёты, описание, обсуждение результатов опытов, выводы

Таблица 1 - Результаты титрования при определении общей жёсткости воды

Номер титрования

Объём исследуемой воды

V, мл

Объём трилона Б,

пошедший на титрование,

а, мл

Средний объём трилона Б

аcр, мл

1

2

3

Общая жёсткость воды рассчитывается по формуле

    (3)

где aср - среднее из трёх значений количество трилона Б, пошедшего на титрование, мл; 0,05 – молярность трилона Б, моль/л; K-поправочный коэффициент к нормальности трилона Б; 1000 – коэффициент пересчёта в л; V-объём анализируемого раствора, взятый на титрование, мл.

Таблица 2 - Результаты титрования при определении содержания в воде ионов Са2+

Номер титрования

Объём исследуемой воды

V, мл

Объём трилона Б,

пошедший на титрование,

а, мл

Средний объём трилона Б

аcр, мл

1

2

3

Содержание ионов кальция определяют по формуле

    (4)

Содержание ионов магния вычисляют по формуле

gМg = gобщ - gCa      (5)

Таблица 3 - Результаты титрования при определении временной жёсткости воды

Номер титрования

Объём исследуемой воды

V1, мл

Объём HCl,

пошедший на титрование,

V2, мл

Средний объём HCl

V2ср, мл

Нормальность раствора HCl

N

1

0,1 н

2

0,1 н

3

0,1 н

Временную жёсткость воды рассчитать по формуле

,     (6)

где N – нормальная концентрация раствора HCl, г-экв/л; V2ср - среднее из трёх значений количество раствора НСl, пошедшего на титрование, мл; 1000 – коэффициент пересчёта в л; V1-объём анализируемого раствора, взятый на титрование, мл.

Постоянную жёсткость воды вычисляют по формуле

gпост = gобщ – gвр      (7)

Таблица 4 - Сводная таблица результатов опытов

gобщ, моль-экв/л

gвр,

моль-экв/л

gпост, моль-экв/л

gCa, моль-экв/л

gMg, моль-экв/л

Содержание в воде ионов Са2+, мг/л

Содержание в воде ионов Мg2+, мг/л

Сделать выводы:

1 Оценить жёсткость питьевой воды в отношении влияния на здоровье человека (учитывая, что для питания каждого человека требуется примерно 3 л воды в день) и возможности её использования в бытовых целях.

4 Контрольные вопросы

1 Присутствие каких солей в природной воде обусловливает ее жёсткость?

2 Какие виды жёсткости вы знаете?

3 Какая вода считается жёсткой, мягкой, средней?

4 Какую воду полезно пить?

5 Как влияет жёсткость воды на здоровье человека? Какова оптимальная для здоровья человека жёсткость воды? Какая жёсткость питьевой воды допускается?

6 Что такое минеральная вода? Назовите минеральные источники Башкортостана.

7 В каких единицах выражается жёсткость воды?

8 Какова жёсткость природных вод?

9 Источники жёсткости природных вод.

10 Написать формулу ЭДТА, объяснить её способность образовывать прочные комплексы.

11 Написать формулу эриохрома чёрного Т и объяснить способность этого соединения образовывать комплексы с металлами.

12 Объяснить изменение цвета раствора при титровании пробы воды раствором трилона Б.

Лабораторная работа № 2

Устранение жёсткости воды при помощи ионитов

1 Теоретическая часть

Присутствие в воде значительного количества солей кальция и магния делает её непригодной для использования в ряде отраслей промышленности, в теплотехнике и в быту. Так, при продолжительном питании паровых котлов жёсткой водой их стенки постепенно покрываются плотной коркой накипи. Такая корка уже при толщине в 1 мм сильно ухудшает передачу тепла от стенок котла воде и ведет к увеличению расхода топлива. Кроме того, она может служить причиной образования вздутий и трещин как в кипятильных трубах, так и на стенках самого котла.

В жёсткой воде резко ухудшается моющая способность мыла и возрастает его расход, потому что вода с повышенным содержанием кальция и магния не образует пены с мылом, так как содержащиеся в мыле растворимые натриевые соли пальмитиновой и стеариновой кислот превращаются в нерастворимые кальциевые соли тех же кислот:

2C17H35COONa+CaSO4 = (C17H35COO)2Ca↓+Na2SO4  (1)

                           стеарат натрия                       стеарат кальция

Жёсткой водой нельзя пользоваться при проведении некоторых технологических процессов, например, при крашении тканей.

Приведённые примеры указывают на необходимость удаления из воды, применяемой для технических целей, солей кальция и магния. Удаление этих солей, называется водоумягчением, входит в систему водоподготовки – обработки природной воды, используемой для питания паровых котлов и для различных технологических процессов.

Для водоумягчения применяют методы осаждения и ионного обмена. В первом случае катионы Са2+ и Мg2+ переводят в малорастворимые соединения, выпадающие в осадок. Это достигается либо кипячением воды, либо химическим путём – введением в воду соответствующих реагентов. Кипячением воды устраняется только карбонатная жёсткость. Химический метод осаждения применяют для устранения общей жёсткости. Чаще всего в качестве осадителя используют гашёную известь или соду. При этом в осадок (в виде СаСО3 и Мg(ОН)2) переводятся все соли кальция и магния.

Для устранения жёсткости методом ионного обмена воду пропускают через иониты – неорганические и органические материалы, способные к обмену ионов. Их делят на катиониты (для обмена катионов) и аниониты (для обмена анионов).

Органические и неорганические иониты представляют собой трёхмерный каркас, в который включены несущие заряд группы атомов, называемые потенциалопределяющими ионами. Ионы противоположного знака называют противоионами. Они связаны с потенциалопределяющими ионами каркаса электростатическими силами, а потому способны к обмену на другие ионы. Так, структуру стекла составляет трёхмерная сетка кремнекислородных (силикатных) ионов. В пустотах этой трёхмерной кремнекислородной решётки находятся катионы щелочных и щелочноземельных металлов, удерживаемые электростатическими силами и способные к обмену на другие катионы (в частности на ионы водорода). В органических ионитах трёхмерный каркас образован сеткой из углеродных атомов, с которыми ковалентно связаны, например, сульфо-, карбокси- или триметиламиновые группы.

В процессах водоочистки используют природные неорганические и органические иониты. К природным минеральным ионитам относятся цеолиты, глинистые минералы, фторапатит [Ca10(PO4)6](OH)2, к органическим – гуминовые кислоты почв и углей.

В процессах водоочистки применяются разнообразные синтетические ионообменные материалы, которые выпускаются химической промышленностью в виде зернистых порошков, волокон и мембран: неорганические (силикагели и труднорастворимые оксиды и гидроксиды алюминия, хрома, циркония) и органические (главным образом ионообменные смолы). Наибольшее практическое применение в водоочистных сооружениях нашли синтетические ионообменные смолы – высокомолекулярные соединения, радикалы которых образуют пространственную сетку (каркас) с фиксированными на ней ионообменными функциональными группами.

Иониты нерастворимы в воде, но они набухают, причем размеры их микропор возрастают от 0,5–1,0 до 4 нм, а объем ионита увеличивается в 1,5-3 раза. Набухание влияет на селективность ионита, так как при малом размере его пор крупные ионы не могут достичь внутренних функциональных групп.

Воду пропускают последовательно через катионит, содержащий в обменной форме водородные ионы (Н-катионит) или ионы натрия (Nа-катионит), и анионит, содержащий гидроксид-ионы (ОН-анионит). При этом все катионы, находящиеся в воде, обмениваются на катионы Nа+ или Н+, а все анионы обмениваются на гидроксильные ионы ОН-. В итоге вода освобождается как от катионов, так и от анионов солей. Такая обработка воды называется ее обессоливанием.

Катионит схематично записывается как Rx-, анионит - Rx+. В общем виде реакции ионного обмена протекают по схеме: при контакте с катионитом

2Rх-хH+ + xCaSO4 ↔ (Rх-)2xCa2+ + хH2SO4,   (2)

при контакте с анионитом

2Rх+хOH- + xCaSO4 ↔ (Rх+)2хSO4- + хCa(OH)2   (3)

Когда процесс ионного обмена доходит до равновесия, ионит перестает работать - утрачивает способность умягчать воду. Однако любой ионит легко подвергается регенерации. Для этого через катионит пропускают концентрированный раствор NaCl (Na2SO4) или HCl (H2SO4). При этом ионы Са2+, Мg2+ и другие катионы выходят в раствор, а катионит вновь насыщается ионами Na+ или Н+. Для регенерации анионита его обрабатывают раствором щёлочи или соды (последний, вследствие гидролиза карбонатного иона, также имеет щелочную реакцию). В результате поглощенные анионы вытесняются в раствор, а анионит вновь насыщается ионами ОН-.

Для умягчения воды применяют также методы, основанные на физических явлениях. К ним относятся метод электродиализа, магнитно-ионизационный метод, магнитная обработка, ультразвуковая обработка.

Метод электродиализа основан на явлении направленного движения ионов электролита к электродам, подключенным к сети постоянного тока. Таким образом, ионы металлов, обусловливающие жёсткость воды, задерживаются у электродов и отделяются от воды, выходящей из аппарата водоочистки.

Магнитно-ионизационный метод так же, как и метод электродиализа, использует явление направленного движения ионов, но уже под действием магнитного поля. Для увеличения в воде количества ионов её предварительно облучают ионизирующим излучением.

Магнитная обработка воды заключается в пропускании воды через систему магнитных полей противоположной направленности. В результате этого происходит уменьшение степени гидратации растворенных веществ и их объединение в более крупные частицы, которые выпадают в осадок.

Ультразвуковая обработка воды так же, как и магнитная, приводит к образованию более крупных частиц растворенных веществ с образованием осадка.

Цель данной работы – овладение знаниями, умениями и навыками по устранению жёсткости воды методом ионного обмена и оценка эффективности использования этого метода.

2 Экспериментальная часть

2.1 Приборы, реактивы, материалы

1) бюретки для катионита и анионита; 2) стаканчики: на 50 мл – 1шт., на 100 мл – 2 шт.; 3) цилиндр на 25 мл; 4) пробирки – 6 шт.; 5) Н-катионит; 6)ОН-анионит; 7) дистиллированная вода; 8) насыщенный раствор сульфата кальция; 9) 2 н раствор хлорида бария; 10) 2 н раствор оксалата аммония; 11) универсальная индикаторная бумага.

2.2 Методика проведения опытов

Цилиндром отмерить 20 мл насыщенного раствора CaSO4 и перелить в стаканчик на 50 мл. В отдельных пробах установить присутствие в растворе CaSO4 ионов Са2+ - действием раствора оксалата аммония (NH4)2С2О4, ионов SO42- -действием раствора хлорида бария BaCl2. Для этого в две пробирки пипеткой поместить по несколько капель исследуемого раствора из стаканчика и добавить по 1-2 капли соответствующих реактивов. Сделать вывод о присутствии ионов Са2+ и SO42-. Определить показатель рН анализируемого раствора по универсальной индикаторной бумаге. Результаты опытов записать в таблицу 1.

Раствор из стаканчика небольшими порциями влить в бюретку, заполненную катионитом в H+-форме. Открыв кран бюретки, дать раствору медленно вытекать в стакан. Подливая раствор в бюретку, следить за тем, чтобы уровень жидкости в бюретке не опускался ниже уровня ионита. Далее продолжать промывание катионита дистиллированной водой до тех пор, пока весь анализируемый раствор не пройдет через слой катионита. Закрыть кран бюретки, оставив катионит залитым водой. В воде, пропущенной через катионит, определить показатель рН и в отдельных пробах установить присутствие ионов Са2+ и SO42-. Отметить наблюдаемое. Результаты опытов записать в таблицу 1.

Затем воду, пропущенную через катионит, аналогично пропустить через анионит. В воде, пропущенной через анионит, определить показатель рН и в отдельных пробах установить присутствие ионов Са2+ и SO42-. Отметить наблюдаемое. Результаты опытов записать в таблицу 1.

3 Описание, обсуждение результатов опытов, выводы

Написать уравнения реакций анализируемого раствора с растворами оксалата аммония (NH4)2С2О4 и хлорида бария BaCl2.

Написать уравнения реакций при последовательных контактах анализируемого раствора с катионитом и анионитом.

Таблица 1 - Сводная таблица результатов опытов

Исходный раствор

Раствор, пропущенный через катионит

Раствор, пропущенный через анионит

Показатель

рН

Присутствие ионов

Показатель

рН

Присутствие ионов

Показатель

рН

Присутствие ионов

Са2+

SO42-

Са2+

SO42-

Са2+

SO42-

Примечание - Если ион присутствует в растворе, отметить знаком «+», если отсутствует – знаком «–».

Сделать вывод об эффективности использования метода ионного обмена и о качестве воды, пропущенной через иониты.

4 Контрольные вопросы

1 Почему устраняют жёсткость воды? Чем опасна жёсткая вода в промышленности, в технологических процессах, в быту и т.д.? Приведите примеры.

2 Почему в жёсткой воде снижается моющая способность мыла?

3 Какие методы применяют для умягчения воды? Кратко охарактеризуйте их.

4 Напишите уравнения химических реакций, происходящих при добавлении к жесткой воде: а)Na2CO3; б)NaOH; в)Са(ОН)2.

5 Что такое антинакипины?

6 Что такое иониты, как они подразделяются и что они собой представляют? Приведите примеры.

7 В чем заключается ионообменный способ устранения жёсткости воды?

Лабораторная работа № 3

Оценка уровня потребления йода с йодированной солью

1 Теоретическая часть

Профилактика неблагоприятных последствий недостатка трех незаменимых микрокомпонентов пищи: йода, витамина А и железа – имеет важнейшее значение для развития человечества. Решение этой проблемы может стать самым существенным достижением мирового здравоохранения в наше время, превосходящим по важности даже искоренение оспы на земном шаре в 1970-х годах. Из указанных трёх микрокомпонентов пищи йодная недостаточность требует наиболее срочных мер устранения, поскольку известно, что она является основной причиной не только образования эндемического зоба и других эндокринных заболеваний, но и умственной отсталости. Йод является необходимым для жизнедеятельности организмов микроэлементом. Он входит в состав жизненно важного соединения - тироксина – гормона щитовидной железы, и недостаток йода ослабляет её деятельность, приводя к заболеваниям человека (зоб) и животных. Известно, что 10 % населения мира живёт при эндемическом недостатке йода. Эффективность использования йодированной соли давно доказана. Соль – самый обычный пищевой продукт, потребляемый подавляющим большинством населения Земли. Для человека дневная норма потребления поваренной соли составляет 6 г в сутки.

Однако технология приготовления и хранения йодированной соли требует строгого контроля, поскольку все формы йода характеризуются повышенной летучестью: йодистый калий (КJ) – наиболее, а йодат калия (KJO3) – наименее. В связи с этим даже при соблюдении технологии йодирования соль нужного состава может так и не дойти до потребителя в случае слабого контроля качества в процессе её производства или потери йода в готовом продукте.

Население большей части территории России испытывает недостаток йода. В связи с этим с начала 1950-х годов в стране началось расширенное производство йодированной поваренной соли, которую завозили в регионы, определенные Министерством здравоохранения в качестве эндемичных по зобу. Несмотря на успехи проводимых мероприятий, с конца 1960-х годов государственная программа контроля эффективности (мониторинга) мероприятий по профилактике эндемического зоба начала постепенно сворачиваться, а с распадом СССР в 1991 году перестала существовать. Йоддефицитные заболевания стали актуальны для всех новых независимых государств. Особенно остро эта проблема стоит в ряде стран Центральной Азии (Таджикистане, Узбекистане). Некоторые страны (Грузия, Молдова) не производят поваренную соль и полностью зависят от импорта. Другие страны (Украина, Беларусь) являются традиционными крупными экспортёрами соли. Россия как импортирует соль, так и является её экспортером. Взаимозависимость разных стран в отношении решения вопроса йоддефицитных заболеваний требует проведения, в частности, эффективной системы мониторинга программ профилактики йодного дефицита путём обогащения поваренной соли йодом.

Разработаны рекомендованные дневные (диетические) нормы (РДН) для витаминов и минеральных веществ, необходимых для полноценного питания практически всех здоровых людей. Считается, что РДН – это количество витаминов и минеральных веществ, необходимых для предотвращения дефицита. РДН йода для детей составляет 70-120 мкг в зависимости от возраста, для взрослых – 150-200 мкг.

Цель лабораторной работы - качественная и количественная оценка содержания йода в используемой в быту поваренной соли и расчёт уровня потребления йода населением с учётом полученных данных.

2 Экспериментальная часть

2.1 Качественное определение йода в поваренной соли

2.1.1 Метод «пятна» для йодида

Данный метод основан на следующих химических превращениях:

2NaNO2 + H2SO4 → 2HNO2 + Na2SO4   (1)

2HNO2 + 2J- → J2 + 2NO + H2O   (2)

J2 + крахмал → синяя окраска   (3)

2.1.1.1 Оборудование, реактивы, материалы

1) пипетка на 5 мл; 2) часовое стекло; 3) стаканчик на 25 мл; 4) 0,5%-ный раствор крахмала; 5) 1%-ный раствор нитрита натрия (0,25 г NaNO2 в 25 мл дистиллированной воды); 6) 20%-ный раствор серной кислоты (2 мл Н2SO4 в    8 мл дистиллированной воды); 7) поваренная соль.

2.1.1.2 Методика проведения опыта

В стаканчике на 25 мл смешать 5 мл 0,5%-ного раствора крахмала с 1 каплей 1%-ного раствора нитрита натрия (NaNO2) и 1 каплей 20%-ного раствора серной кислоты (H2SO4). Полученный раствор пригоден для анализа в течение 2-3 дней. Небольшое количество поваренной соли поместить на часовое стекло и увлажнить двумя каплями полученного раствора. Соль, содержащая йодид-ион, сразу же становится синей, причём окраска сохраняется в течение нескольких минут.

2.1.2 Метод «пятна» для йодата

Данный метод основан на следующих химических превращениях:

JO3- + 5J- + 6H+ → 3J2 + 3H2O    (4)

J2 + крахмал → синяя окраска   (5)

2.1.2.1 Оборудование, реактивы, материалы

1) пипетка на 2 мл - 2 шт.; 2) стаканчик на 25 мл; 3) часовое стекло; 4)0,5%-ный раствор крахмала; 5) 12%-ный раствор йодида калия; 6) 5 н раствор соляной кислоты (10 мл концентрированной НСl в 15 мл дистиллированной воды); 7) поваренная соль.

2.1.2.2 Методика проведения опыта

В стаканчике на 25 мл смешать 2 мл 0,5%-ного раствора крахмала с 2 мл 12%-ного раствора йодида калия (KJ) и 1 каплей раствора 5 н соляной кислоты (HCl). Полученный раствор пригоден для анализа в течение 2-3 дней. Небольшое количество поваренной соли поместить на часовое стекло и увлажнить двумя каплями полученного раствора. Соль, содержащая йодат-ион, мгновенно становится серой/синей (окраска сохраняется в течение нескольких минут).

2.2 Количественное определение йода в поваренной соли

2.2.1 Количественное определение содержания йода в виде йодата

Данный метод основан на следующих химических превращениях:

JO3-   +   5J-    +    6H+     →     3J2 + 3H2O   (6)

                                     (из соли)   (из KJ)     (из H2SO4)

2Na2S2O3     +     J2      →     2NaJ    +    Na2S4O6   (7)

                         тиосульфат натрия                                               тетратионат натрия

2.2.1.1 Оборудование, реактивы, материалы

1) весы технические; 2) бюретка на 25 мл; 3) плоскодонная коническая колба с пробкой на 250 мл; 4) цилиндр на 50 мл; 5) пипетки на 1, 2 и 5 мл; 6)соль поваренная; 7) дистиллированная вода; 8) 2 н раствор серной кислоты   (6 мл концентрированной серной кислоты разбавить в мерной колбе дистиллированной водой до 100 мл); 9) 10%-ный раствор йодида калия (100 г КJ растворить в 1 л дистиллированной воды); 10) 0,005 М раствор тиосульфата натрия (1,24 г Na2S2O3∙5H2O в 1 л дистиллированной воды); 11) 0,5%-ный раствор крахмала; 12) индикатор – 1%-ный раствор крахмала.

2.2.1.2 Методика проведения опыта

Опыт следует проводить при комнатной температуре (не выше 30ºС) из-за высокой летучести йода и потери чувствительности индикатора.

Взвесить на технических весах 1 г навески поваренной соли. Отмерить цилиндром 50 мл дистиллированной воды. Поместить навеску соли в плоскодонную коническую колбу на 250 мл и растворить в 30 мл дистиллированной воды, довести объём раствора до 50 мл. К полученному раствору добавить 1 мл 2 н серной кислоты и 5 мл 10%-ного раствора йодида калия (KJ) – при наличии йода развивается жёлтое окрашивание. Плотно закрыть колбу пробкой и оставить на 10 минут в тёмном месте (до начала титрования реакционную смесь надо хранить в тёмном месте из-за возможности протекания побочного процесса окисления ионов J- до J2 под действием света). При этом происходит освобождение йода из йодата, вызванное добавлением серной кислоты, а добавление избыточного количества KJ способствует более полному растворению свободного йода, который в обычных условиях нерастворим в воде.

Затем провести титрование свободного йода тиосульфатом натрия. Для этого к реакционной массе медленно добавить из бюретки 0,005 М раствор Na2S2O3 до появления светло- жёлтого окрашивания, затем добавить 2 мл 0,5%-ного раствора крахмала, который служит индикатором реакции и образует с йодом темно- пурпурное окрашивание, и продолжить титрование до обесцвечивания раствора. Если индикаторный раствор добавлен слишком рано, то происходит образование прочного, очень медленно реагирующего комплекса йода с крахмалом, что приводит к завышению результатов. Количество тиосульфата натрия пропорционально количеству освободившегося из соли йода. Количество йода в мкг/кг определяют по таблице 1.

2.2.2 Количественное определение содержания йода в виде йодида

Данный метод основан на взаимодействии бромной воды с ионами йода с образованием элементарного йода, оттитровываемого раствором тиосульфата натрия:

KJ → K+ + J-     (8)

Br2 + 2J- → 2Br- + J2     (9)

J2 + 2S2O32- → 2J- + S4O62-    (10)

2.2.2.1 Оборудование, реактивы, материалы

1) весы технические; 2) бюретка на 25 мл; 3) плоскодонная коническая колба с пробкой на 250 мл; 4) пипетки на 1 и 5 мл; 5) соль поваренная; 6)дистиллированная вода;7) 1 н раствор серной кислоты; 8) 2 н раствор серной кислоты (6 мл концентрированной H2SO4 доводят дистиллированной водой до 100 мл); 9) индикатор метиловый оранжевый (0,01 г в 100 мл воды); 10) бромная вода; 11) 1%-ный раствор сульфита натрия (1 г на 100 мл дистиллированной воды); 12) 0,005 М раствор тиосульфата натрия; 13) 5%-ный раствор фенола (5 г в 100 мл дистиллированной воды); 14) 10%ный раствор йодида калия  (10 г в 100 мл дистиллированной воды); 15) 0,5%-ный раствор крахмала.

2.2.2.2 Методика проведения опыта

Взвесить на технических весах 1 г навески поваренной соли. Отмерить цилиндром 50 мл дистиллированной воды. Поместить навеску соли в плоскодонную коническую колбу на 250 мл и растворить в 30 мл дистиллированной воды, довести объём раствора до 50 мл. К полученному раствору добавить 6 капель индикатора метилового оранжевого до появления бледно-оранжевой окраски. К раствору по каплям добавить 2 н раствор Н2SO4 до появления розоватой окраски (нейтрализация реакционной массы) и затем 0,05 мл (1 каплю) бромной воды (раствор приобретает желтую окраску). Титровать 1%-ным раствором сульфита натрия до появления светло-жёлтого цвета.

Добавить 3 капли 5%-ного раствора фенола (смесь обесцвечивается),     1 мл 2 н раствора H2SO4 и 5 мл 10%-ного раствора йодида калия (KJ) (смесь окрашивается в желтый цвет). Полученный раствор титровать 0,005 М раствором тиосульфата натрия до приобретения реакционной смесью светло-желтой окраски. Затем добавить 1 мл 0,5%-ного раствора крахмала (появляется темно-пурпурная окраска) и продолжить титрование до обесцвечивания реакционной смеси. Показания бюретки пересчитывают на концентрацию йода по таблице 1.

3 Описание, обсуждение результатов опытов, выводы

Таблица 1 - Таблица перевода показаний шкалы бюретки в концентрацию йода в пробе (мг/кг)

Показания шкалы

мг/кг

Показания шкалы

мг/кг

Показания шкалы

мг/кг

0,0

0,0

3,4

34,9

6,7

69,8

0,1

1,1

3,5

36,0

6,8

70,9

0,2

2,1

3,6

37,0

6,9

71,9

0,3

3,2

3,7

38,1

7,0

73,0

0,4

4,2

3,8

39,1

7,1

74,1

0,5

5,3

3,9

40,2

7,2

75,1

0,6

6,3

4,0

41,3

7,3

76,2

0,7

7,4

4,1

42,3

7,4

77,2

0,8

8,5

4,2

43,4

7,5

78,3

0,9

9,5

4,3

44,4

7,6

79,4

1,0

10,6

4,4

45,5

7,7

80,4

1,1

11,6

4,5

46,6

7,8

81,5

1,2

12,7

4,6

47,6

7,9

82,5

1,3

13,8

4,7

48,7

8,0

83,6

1,4

14,8

4,8

49,7

8,1

84,6

1,5

15,9

4,9

50,8

8,2

85,7

1,6

16,9

5,0

51,9

8,3

86,8

1,7

18,0

5,1

52,9

8,4

87,8

1,8

19,0

5,2

54,0

8,5

88,9

1,9

20,1

5,3

55,0

8,6

89,9

2,0

21,2

5,4

56,1

8,7

91,0

2,1

22,2

5,5

57,1

8,8

92,0

2,2

23,2

5,6

58,2

8,9

93,0

2,3

24,3

5,7

59,2

9,0

94,2

2,4

25,4

5,8

60,3

9,1

95,2

2,5

26,5

5,9

61,4

9,2

96,3

2,7

27,5

6,0

62,4

9,3

97,3

2,8

28,6

6,1

63,5

9,4

98,4

2,9

29,6

6,2

64,5

9,5

99,5

3,0

30,7

6,3

65,6

9,6

100,5

3,1

31,7

6,4

66,7

9,7

101,6

3,2

32,8

6,5

67,7

9,8

101,6

3,3

33,9

6,6

68,8

9,9

103,7

Таблица 2 - Сводная таблица результатов опытов

Номер опыта

Содержание йода в виде йодата (JO3-)

Содержание йода в виде йодида (J-)

Дневное потребление человеком йода с поваренной солью, мкг

Качественное определение

Количественное определение, мкг/кг

Качественное определение

Количественное определение, мкг/кг

Выводы по результатам работы должны содержать:

  1.  оценку содержания йода в образцах поваренной соли;
  2.  оценку уровня потребления населением йода с поваренной солью, исходя из усреднённых данных концентрации йода в соли, и дневной нормой потребления соли для человека.

4 Контрольные вопросы

1 Чем опасна йодная недостаточность?

2 Почему необходимо проводить регулярный мониторинг содержания йода в поваренной соли?

  1.  Какие соединения йода используют для йодирования поваренной соли и как определяют их содержание?

Лабораторная работа № 4

Определение хлорид-ионов в питьевой воде

1 Теоретическая часть

Важнейшей среди водоохранных проблем является разработка эффективных с эколого-гигиенических позиций методов подготовки поверхностных вод для питьевых целей.

Загрязнение природных источников питьевого водоснабжения при недостаточной эффективности работы водоочистных сооружений влечёт за собой ухудшение качества подаваемой потребителям питьевой воды и создаёт опасность для здоровья населения во многих регионах России, обусловливает высокий уровень заболеваемости кишечными инфекциями, гепатитом, увеличивает степень риска воздействия на организм человека канцерогенных и мутагенных факторов.

Каждый второй житель нашей страны вынужден использовать для питьевых целей воду, не соответствующую по ряду показателей гигиеническим требованиям; почти треть населения страны пользуется децентрализованными источниками водоснабжения; население ряда регионов страдает от недостатка питьевой воды и отсутствия связанных с этим санитарно-бытовых условий. Отставание России от развитых стран по средней продолжительности жизни и повышенная смертность в значительной мере связаны с потреблением недоброкачественной воды.

Более 100 лет наиболее распространенным способом борьбы с загрязнением в России является метод обеззараживания воды хлором. Хлор, используемый для дезинфекции, больше всего нам портит жизнь. В последние годы было установлено, что хлорирование воды представляет серьёзную угрозу для здоровья людей, поскольку попутно образуются крайне вредные хлорорганические соединения и диоксины. Хотя вначале хлор спасает от инфекций, однако потом его производные начинают медленно отравлять организм, т. к. обладают канцерогенным, мутагенным эффектом, влияют на наследственность. По данным американских исследователей, у людей, постоянно употребляющих хлорированную воду, вероятность рака мочевого пузыря на 21% и рака прямой кишки на 38% выше, чем у тех, кто пьёт очищенную, но не хлорированную воду.

Перед употреблением водопроводную воду надо очищать. Для освобождения от хлора воду целесообразно отстаивать (от нескольких часов до нескольких суток). Для освобождения от микробов и хлора воду необходимо кипятить не более 1-3 минут. Сырую воду можно пить только в крайних случаях. Нежелательно использовать для приготовления пищи горячую водопроводную воду, т. к. горячая вода химически более агрессивная, и это может приводить к выщелачиванию из водопроводных труб тяжёлых металлов, которые накапливаются в жизненно важных органах человека, вызывая со временем их заболевания.

В последнее время для доочистки воды стали использовать различные бытовые фильтры. Фильтр должен удалять микробы, хлор и его производные, тяжёлые металлы, нефтепродукты, нитраты и нитриты, пестициды. Однако опасно и вторичное загрязнение воды микроорганизмами, осевшими на самом фильтре. Японцы и американцы переходят сейчас на электрохимические фильтры. Принцип их действия основан на химической реакции, проходящей под воздействием сильного электрического поля в присутствии катализатора. В результате вода полностью очищается от микроорганизмов, органических соединений и ионов тяжёлых металлов. Эти фильтры – вечные, в них нет расходуемых материалов, однако нужна электроэнергия.

Добиться снижения концентрации вредных веществ в питьевой воде можно путём замены хлорирования на озонирование или обработку УФ-лучами. Эти прогрессивные методы широко внедряются на станциях водоподготовки многих стран Западной Европы и США. В нашей стране, к сожалению, из-за экономических трудностей применение экологически эффективных технологий осуществляется крайне медленно.

На ряде отечественных станций водоподготовки на заключительной стадии используют сорбционные процессы с применением активированных углей (адсорбентов), которые эффективно извлекают из воды нефтепродукты, СПАВ, пестициды, хлорорганические и другие соединения, в том числе и обладающих канцерогенными свойствами.

При неуклонном возрастании техногенного загрязнения поверхностных вод в мировой практике питьевого водоснабжения наметилась тенденция к переходу на использование артезианских (подземных) вод. Уровень их минерализации, органического, бактериального и биологического загрязнения намного ниже. В ряде случаев такие воды вполне отвечают гигиеническим требованиям и могут подаваться потребителям, минуя традиционную подготовку.

Предельно допустимая концентрация (ПДК) хлорид-ионов в питьевых водах 250 – 350 мг/л.

Хлориды определяются путём титрования анализируемой воды азотнокислым серебром в присутствии хромовокислого калия как индикатора, показывающего окончание реакции. Азотнокислое серебро с ионом хлора дает белый осадок хлорида серебра, а с хромовокислым калием красный осадок хромата серебра. Из образовавшихся осадков меньшей растворимостью обладает хлорид серебра. Поэтому, после того как весь хлор будет связан, образуется хромовокислое серебро. Появление красной окраски свидетельствует о конце реакций. Ход реакций выразится следующими уравнениями:

Meх+Clх + хAgNO3 = хAgCl + Meх+(NO3)х   (1)

2AgNO3 + K2CrO4 = Ag2CrO4 + 2KNO3   (2)

Титрование может проводиться в нейтральной или слабощелочной среде. Кислую анализируемую воду нейтрализуют бикарбонатом.

При концентрации хлоридов меньше 7 мг/л определение не дает точного результата. В этом случае исследуемую воду упаривают в три раза и снова титрованием определяют в ней количество хлора, учитывая при дальнейшем расчете количество выпаренной воды.

Целью лабораторной работы является овладение знаниями, умениями и навыками, связанными с определением содержания хлоридов в питьевой воде.

2 Экспериментальная часть

2.1 Оборудование, реактивы, материалы

1) электрическая плитка; 2) конические плоскодонные колбы на 250 мл – 3 шт., 500 мл – 2 шт.; 3) пипетки на 1мл и 100 мл; 4) бюретка на 25 мл; 5) 0,05 н титрованный раствор азотнокислого серебра; 6) 5 % раствор хромовокислого калия; 7) холодная водопроводная вода.

2.2 Методика проведения опытов

Анализируемую холодную водопроводную воду разделить на две равные части примерно по 400 мл в каждой в две плоскодонные конические колбы на 500 мл.

Воду в одной из колб кипятить на электрической плитке в течение трёх минут. Затем охладить её и оставить для титрования.

Содержание хлоридов в другой колбе определяют титрованием без кипячения. Для этого в коническую плоскодонную колбу для титрования объемом 250 мл отмерить пипеткой 100 мл анализируемой воды, прибавить 1 мл 5% раствора хромовокислого калия K2CrO4 и титровать 0,05 н раствором азотнокислого серебра AgNO3 до слабо–красного окрашивания. Для проверки сходимости результатов титрование повторить с двумя другими колбами. Расхождение в объёме раствора AgNO3, пошедшего на титрование трёх колб, не должно превышать 0,05 мл. Результаты опыта записать в таблицу 1.

Затем аналогично определить титрованием содержание хлоридов в охлаждённой водопроводной воде после кипячения, так же для трёх параллельных проб. Результаты опыта записать в таблицу1.

3 Расчёты, описание, обсуждение результатов опытов, выводы

Таблица 1 - Сводная таблица результатов опытов

Номер

титрования

Без кипячения

После кипячения

Объем AgNO3,

пошедший на титрование,

V, мл

Средний объем AgNO3, пошедший на титрование,

Vcр, мл

Объем AgNO3,

пошедший на титрование,

V′, мл

Средний объем AgNO3, пошедший на титрование,

V′cр, мл

1

2

3

Произвести расчеты для обеих проб.

Расчет содержания хлора х (мг/л) производится по формуле

,   (3)

где 0,001775 - количество хлора, эквивалентное 1 мл точно 0,05 н раствора АgNO3; Vср (V′cр) — средний объем израсходованного на титрование азотнокислого серебра, мл.

Вывод должен содержать:

1)оценку содержания в питьевой воде хлоридов в отношении влияния на здоровье человека с учетом ПДК и возможности её использования для питья.

2)оценку эффективности кипячения воды для освобождения её от хлора.

4 Контрольные вопросы

  1.  Для чего используют хлорирование питьевой воды?
    1.  Почему хлорирование питьевой воды является опасным для потребителей?
    2.  Какие альтернативные хлорированию методы обеззараживания вод вы знаете?
    3.  Как уменьшить содержание хлора в питьевой воде в бытовых условиях?
    4.  Как определяют содержание хлорид-ионов в питьевой воде?

Лабораторная работа № 5

Определение кислотности воды

1 Теоретическая часть

Вода — объект окружающего мира, с которым человек постоянно сталкивается и постоянно контактирует в повседневной жизни. Непрерывно возрастающая насыщенность питьевой воды химическими примесями неизбежно воздействует на здоровье каждого человека.

Одним из показателей, характеризующих качественный химический состав воды, является кислотность (щёлочность). Кислотность воды обусловлена присутствием в ней свободной угольной кислоты, а также других кислот или гидролитически кислых солей. Перед сбросом в водоём кислые стоки должны быть нейтрализованы. Щёлочность воды зависит от присутствия в ней щелочей или гидролитически щелочных солей. Степень кислотности или щёлочности вод (рН) определяется потенциометрически с помощью специальных приборов – рН-метров.

Основными «поставщиками» кислоты в водоёмы являются кислотные дожди, которые образуются в результате взаимодействия оксидов серы и оксидов азота с атмосферными парами. В норме рН дождевой воды составляет 5,6-5,7. В последние 20-25 лет возникла сложная и трудноразрешимая экологическая проблема кислотных дождей с рН<5,0.

Отрицательное влияние кислых осадков разнообразно: почвы, водные экосистемы, растения, памятники архитектуры, строения и другие объекты в той или иной степени страдают от них.

У нейтральной воды показатель рН равен 7. Изменение рН на единицу в сторону уменьшения или увеличения свидетельствует об уменьшении или увеличении в 10 раз концентрации водородных ионов. При избыточном поступлении кислоты из кислотных дождей или стоков в озеро или пруд наблюдается несколько стадий закисления в них воды.

На стадии сильного закисления, когда рН устанавливается на уровне 4,5 (или ниже), в воде появляются в повышенном количестве ионы алюминия и других металлов, вымываемых из почвы. Приведём несколько примеров.

1 На концентрацию свинца в природной воде сильно влияет ее кислотность: чем выше кислотность, тем больше в воде растворимых соединений свинца. Если принять во внимание, что ни один другой металл не накапливается в организме животных и человека так быстро, как свинец, то можно сделать вывод о том, что закисление воды может привести к загрязнению человеческого организма свинцом как при непосредственном использовании воды из загрязнённых водоемов, так и при употреблении в пищу заражённых животных (особенно хищных рыб, моллюсков и ракообразных).

2 Ртуть накапливается в донных осадках и водорослях в наиболее опасной форме — в виде метилртути. С увеличением кислотности воды в озере на 1 единицу рН концентрация ртути в тканях рыб повышается в среднем на        0,14 мг/кг. В Швеции и США рыболовам рекомендовано возвращать в озёра пойманную рыбу, если её возраст более трёх лет.

В своей эволюции живые организмы приспособились к среде обитания, однако они могут нормально существовать только при незначительных колебаниях уровня рН. Изменение рН воды влечет за собой химическую и биологическую перестройку в водной экосистеме, особенно в относительно замкнутой, какой является пруд или небольшое озеро.

При рН от 6,5 до 6,0 погибают улитки, моллюски, ракообразные, гибнет икра земноводных животных.

При рН от 6,0 до 5.0 гибнут наиболее чувствительные организмы: фито- и зоопланктон, многие насекомые, форель, лосось, хариус, плотва, окунь, щука. Рыба гибнет не только от непосредственного воздействия кислоты. Вытесненный из горных пород и донных отложений алюминий повреждает жаберный аппарат. Из-за нарушения кальциевого равновесия рыба теряет способность к воспроизводству.

При рН 5,5 и меньше основная растительность озера вытесняется мхами и нитчатыми водорослями, в воду часто переселяется сфагновый мох — обитатель суши.

При рН ниже 4,5 в воде озер вымирают микроорганизмы, развиваются анаэробные (протекающие при недостатке кислорода) процессы выделением метана и сероводорода.

Кислотные осадки медленно, но верно растворяют сооружения из мрамора и известняка. Исторические памятники Греции и Рима, простояв тысячелетия, разрушаются прямо на глазах. Такая же судьба грозит Казанскому собору, Мраморному дворцу и Александро-Невской лавре в Санкт-Петербурге.

Санитарные нормы: гигиенические требования к качеству питьевой воды определяются ГОСТ 2874—82 «Вода питьевая», по которым водородный показатель рН не должен превышать нормативов 6,0—9,0. Уровень рН пресноводных подземных и поверхностных источников водоснабжения хозяйственно-питьевого, культурно-бытового назначения, а также используемых для рыбохозяйственных целей не должен выходить за пределы 6,5—8,5.

Цель данной лабораторной работы - овладение знаниями, умениями и навыками по определению кислотности и щелочности воды и объективной оценке кислотности осадочных вод (дождь, снег).

2 Экспериментальная часть

2.1 Оборудование, реактивы, материалы

1) рН-метр; 2) пробы вод (сточных, водоемов, осадков) с различным показателем рН; 3) вода дистиллированная.

2.2 Методика проведения опыта

1 Ознакомиться с устройством и принципами работы рН-метра.

2 Определить показатель рН для каждой пробы воды. На основании измерений заполнить таблицу 1.

3 Описание, обсуждение результатов опытов, выводы

Таблица 1 - Анализ полученных результатов

Номер пробы

Показатель рН

Заключение по пробе воды

1

2

3

4

5

По каждому измерению сделать вывод:

1) о кислотности (щёлочности) пробы воды;

2) пригодности этой воды для питья (по уровню рН).

4 Контрольные вопросы

1 Чем обусловливается кислотность (щёлочность) водоемов?

2 Каковы основные причины, приводящие к закислению (защелачиванию) водоемов?

3 Каковы основные причины, приводящие к кислотным осадкам? Назовите две важнейшие кислоты, присутствующие в кислотных осадках, и поясните, откуда они берутся.

4 Как закисление влияет на водные экосистемы?

5 Каковы санитарные нормы водородного показателя рН пресных подземных и поверхностных вод различного назначения?

6 Как можно бороться с кислотными осадками?

Лабораторная работа № 6

Влияние солей тяжёлых металлов на коагуляцию растительных и животных белков

1 Теоретические часть

Тяжёлые металлы – металлы с удельным весом свыше 4,5 г/см3. Среди них есть и жизненно необходимые для человека (цинк, железо, марганец, медь). По степени опасности для здоровья человека тяжёлые металлы относятся к первым трем классам опасности:

- I класс – кадмий, ртуть, свинец, бериллий, селен, цинк;

- II класс – кобальт, хром, медь, молибден, никель, сурьма;

- III класс – ванадий, барий, вольфрам, марганец, стронций.

Тяжёлые металлы попадают в окружающую среду со сточными водами, газообразными отходами промышленных предприятий и ТЭЦ, выхлопами автотранспорта, в результате чего содержание их в атмосфере города в 5-20 раз выше, чем в атмосфере над лесным массивом, удаленным от города. Загрязнение почв тяжелыми металлами происходит также при внесении фосфорных удобрений, в которых они содержатся как примеси. Тяжёлые металлы могут подвергаться биологической концентрации, особенно в тканях рыб и грибов. Возможно повышенное содержание их в печени и почках домашних животных. Рассмотрим наиболее важные загрязняющие вещества этого класса.

Ртуть. Соединения ртути относятся к числу наиболее опасных веществ, загрязняющих атмосферу, воду, продукты питания. Металлическая ртуть малоопасная: угнетающее действие на организм оказывают её пары. Сравнительно малоопасны и неорганические соединения ртути (её соли), которые нелетучи и потому могут нанести вред только при прямом попадании в организм с пищей. Главную опасность представляют ртутьсодержащие органические соединения, в особенности метилртуть. Известны трагические случаи массового отравления органическими соединениями ртути в Японии и Ираке.

Большое количество метилртути содержит рыба, вылавливаемая в южных реках, озерах и оросительных каналах, т. к. при выращивании хлопка широко применяются препараты, содержащие ртуть, которые попадают в водоёмы с дренажными водами. Рыбу, выловленную в южных водоёмах, продают на рынках Уфы и других городов. Необходим строгий контроль содержания ртути в продуктах питания.

Свинец – широко используемый в промышленности один из наиболее опасных загрязнителей окружающей среды. Основной источник попадания свинца в организм человека – пища, причем особенно высоким содержанием свинца в промышленных районах отличаются печень и почки сельскохозяйственных животных. Его повышенное содержание может быть в вине, пресноводной рыбе, некоторых плодоовощных культурах. Вклад в загрязнение свинцом вносят транспорт, используемый этилированный бензин.

Попадание свинца в организм может усиливать болезни внутренних органов. Свинцовые отравления встречаются достаточно редко. В случае отравления свинцом на деснах появляется хорошо различимая тёмная свинцовая кайма.

Кадмий – тяжёлый металл белого цвета. Попадание в организм даже малых доз кадмия оказывает сильное токсическое действие. Вдыхание кадмия с пылью на промышленных предприятиях вызывает у рабочих заболевание почек. Возможно, кадмий является канцерогенным веществом. В почву кадмий попадает с фосфорными удобрениями, в которых он содержится как примесь, а также при осаждении из загрязненной атмосферы. Кадмий концентрируется в печени и почках любых сельскохозяйственных животных. В 1 кг этих субпродуктов, полученных от животных, выращенных на территории промышленных районов РБ (т.е. вокруг промышленных городов в радиусе 50 км) может содержаться до 200 мг/кг кадмия, т.е. человек весом 70 кг при потреблении 1 кг печени получит кадмий в количестве, превышающем ПДД в 3 раза. К сожалению, контроль содержания кадмия в мясопродуктах в РБ не проводится.

Опасные концентрации кадмия (до нескольких мг/кг) могут накапливаться в грибах. Значительное количество кадмия попадает в организм человека при курении (в почках и печени курящих содержится его в 2 раза больше, чем у некурящих). Кадмий может попадать в организм человека с пищей при использовании керамической посуды, т.к. он содержится в красках и глазури, покрывающих поверхность керамики.

В настоящее время в ряде стран (например, в Швеции) введен запрет на любые формы использования кадмия в промышленности.

Настоящая работа наглядно показывает действие солей биогенных и небиогенных тяжёлых металлов на коагуляцию растительных и животных белков, выявляет разницу в реакции тех и других. Белки с тяжёлыми металлами образуют комплексы, нерастворимые в воде.

2 Экспериментальная часть

2.1 Оборудование, реактивы, материалы

1) пробирки короткие 24 штуки; 2) стаканчики: на 50 мл – 1 шт, на 100 мл – 4 шт., 250 мл – 2 шт.; 3) пипетки: аптечные – 2 шт., на 1 мл – 2 шт., на 10 мл – 3 шт.; 4) стеклограф; 5) фильтровальная бумага – белая лента; 6) 5 %-ный раствор Pb(NO3)2; 7) 5 %-ный раствор CuSO4; 8) дистиллированная вода; 9) животный белок (куриного яйца); 10) растительный белок (зернового гороха).

2.2 Приготовление растворов белков

1 У куриного яйца отделить белок в мерный стаканчик, размешать стеклянной палочкой в дистиллированной воде в соотношении 1:10. Затем профильтровать.

2 Зерновой вызревший горох перемолоть в муку в кофемолке, развести в соотношении: 10 г гороховой муки на 50 мл 10 %-ного раствора NaCl или КСl.

2.3 Методика проведения опыта

Приготовить в пробирках серию растворов сульфата меди и нитрата свинца с концентрацией 2,5; 1,25; 0,62 % из исходных 5 %-ных растворов этих солей. Для этого в одну пробирку поместить 5 мл 5%-ного раствора сульфата меди, в другую – 5 мл 5%-ного раствора нитрата свинца. Затем последовательным разбавлением дистиллированной водой каждого предыдущего раствора в два раза получить серию растворов необходимой концентрации.

В 8 пробирок пипеткой внести по 1 мл животного белка, а в другие 8 – по 1 мл растительного белка (приготовление растворов белков см. в п. 2.2). Все пробирки пометить. В каждую пробирку добавить по 2 капли одного из указанных растворов испытуемой соли. Рассмотреть характер коагуляции на тёмном фоне (кусочек чёрной бумаги, доска и др.).

Определить концентрацию раствора соли, при которой происходит коагуляция белка (при разном типе солей и при разном типе белков).

Результаты записать в таблицу 1.

3 Описание, обсуждение результатов опытов, выводы

Таблица 1 - Влияние растворов сульфата меди и нитрата свинца различной концентрации на коагуляцию растительного и животного белка

Варианты опыта

Концентрация раствора, %

5

2,5

1,25

0,62

Pb(NO3)2+животный белок

Pb(NO3)2+растительный белок

CuSO4+животный белок

CuSO4+растительный белок

Сделать выводы:

1 На какой из видов белков (животный или растительный) сильнее действует: а)CuSO4; б)Pb(NO3)2?

2 Какая соль (свинца или меди) сильнее действует: а)на животный белок; б)на растительный белок? Почему?

4 Контрольные вопросы

1 Какие металлы называются тяжёлыми?

2 Назовите пути поступления тяжёлых металлов в ОС.

3 К какому классу опасности относятся тяжёлые металлы?

4 Что такое коагуляция?

5 Назовите источники загрязнения свинцом и кадмием.

6 Чем опасна ртуть?

Лабораторная работа № 7

Определение устойчивости растений к высоким температурам

1 Теоретические часть

Температура – один из основных экологических факторов на Земле. Она меняется в относительно широком диапазоне в зависимости от природных зон, интенсивности и степени влияния естественных и антропогенных факторов (время года, вулканическая деятельность, горячие источники, выброс тепла энергетическими установками, урбанизованность и т. д.). Разные типы растений по разному относятся к изменениям температуры окружающей среды. Так, С4 – растения выдерживают более высокие температуры, чем С3 – растения. В пределах отдельной группы также могут иметь место большие различия.

С3–растения – это большинство растений Земли, осуществляющие С3–путь фиксации углекислого газа в процессе фотосинтеза, в результате чего образуются трехуглеродные соединения (глюкоза и др.). Это преимущественно растения умеренных широт оптимум температуры которых +20…+ 25 ˚С, а максимум +35…+45 ˚С.

С4–растения – это те, у которых продуктами фиксации СО2 являются четырехуглеродистые органические кислоты и аминокислоты. Сюда относятся преимущественно тропические растения (кукуруза, сорго, сахарный тростник, манговые деревья). С4–путь фиксации углекислого газа сейчас обнаружен у 943 видов из 18 семейств и 196 родов, в т.ч. и у ряда злаковых растений умеренных широт. Эти растения отличаются очень высокой интенсивностью фотосинтеза, выносят высокие температуры (оптимум их +35 – +45 ˚С, максимум +45 – +60˚С). Они очень приспособлены к жарким условиям, эффективно используют воду, хорошо выносят стрессы – засуху, засоление, отличаются повышенной интенсивностью всех физиологических процессов, что предопределяет их очень высокую биологическую и хозяйственную продуктивность.

Лабораторная работа по определению устойчивости растений к высоким температурам проводится с группой древесных растений различных видов, встречающихся в озеленительных посадках данной местности (г. Салават и его пригороды). Это дает возможность построить ряд древесных видов по степени устойчивости к высоким температурам, выделить наиболее устойчивые из них, что важно для формирования состава и структуры фитоценоза озеленительных зон предприятий, населённых пунктов и городов в районах с жарким летом.

Принцип метода предложен Ф.Ф. Мацковым и основан на установлении порога повреждения живых клеток под воздействием экстремальных температур. Листья растения подвергают действию высокой температуры, а затем погружают в слабый раствор соляной кислоты. Под химическим воздействием кислоты повреждённые и мёртвые клетки листьев приобретают бурый цвет вследствие свободного проникновения в повреждённые участки листьев молекул воды и ионов кислоты и превращения хлорофилла (зелёного пигмента растений, содержащегося в хлоропластах, по химическому строению сложного циклического соединения – порфирина, содержащего атом Мg) этих клеток в феофитин, который и придаёт бурый цвет повреждённым участкам листьев. Неповреждённые клетки остаются зелёными. У растений, имеющих кислый клеточный сок, феофинизация может произойти и без обработки соляной кислотой, т.к. при нарушении полупроницаемости тонопласта органические кислоты проникают из клеточного сока в цитоплазму (внеядерную часть протоплазмы животных и растительных клеток) и вытесняют магний из молекулы хлорофилла.

Данную работу с растениями древесных пород лучше проводить в первую половину периода их вегетации, когда в них не идут процессы естественного разрушения хлорофилла.

Цель данной лабораторной работы - определение порога повреждения живых клеток зелёных растений от экстремальных температур, определение устойчивости разных видов растений к температурам.

2 Экспериментальная часть

2.1 Оборудование, реактивы, материалы

1) водяная баня; 2) термометр (шкала 100°С, ГОСТ 2823-73); 3) пинцет; 4) чашки Петри - 5 шт.; 5) стакан V=500 мл с холодной дистиллированной водой; 6) тонкая нержавеющая проволока; 7) карандаш по стеклу; 8) 0,2 н раствор соляной кислоты; 9) свежие листья древесных растений. В связи с этим студентам дается задание принести по 5-6 свежих листьев от различных древесных пород, обернув концы черешков в мокрую вату, фольгу, а все листья поместить в целлофан. В период вынужденного покоя (февраль- апрель) листья получают путём прогрева веток в теплой воде и дальнейшего распускания их в воде комнатной температуры. В крайнем случае можно использовать набор листьев разных видов комнатных растений.

2.2 Методика проведения опыта

В предварительно нагретую до 40˚С водяную баню погрузить 5 пучков, состоящих из 5 одинаковых листьев исследуемых растений, скрепив черешки проволокой. Выдержать листья в воде в течение 30 минут, поддерживая температуру на уровне 40˚С. Затем из каждого пучка оторвать по одному листку каждого вида растений и поместить на несколько минут в стакан V=500 мл с холодной дистиллированной водой (отбор первой пробы). После охлаждения листья пинцетом перенести в чашку Петри с 0,2 н раствором соляной кислоты и выдержать их в контакте с кислотой в течение 20 минут, после чего провести их обследование на «побурение».

Поднять температуру в водяной бане до 50˚С и через 10 мин извлечь из неё еще по одному листку, повторив операцию и перенеся охлажденные в воде листья в другую чашку Петри с 0,2 н раствором НСl на 20 минут. Так постепенно довести температуру до 80˚С, отбирая пробы листьев через каждые 10 минут выдержки при повышении температуры на следующие 10 ˚С и погружая их на 20 минут в раствор соляной кислоты.

Степень термического повреждения листьев оценивается по количеству бурых пятен на них. Результаты записать в таблицу, обозначив отсутствие побурения знаком «-», слабое побурение «+», побурение более 50 % площади листа «++» и сплошное побурение «+++». Записать результаты по разным растениям в общую таблицу 1.

3 Описание, обсуждение результатов опытов, выводы

Таблица 1 - Степень термического повреждения листьев

Объект

Степень повреждения листьев

40˚С

50˚С

60˚С

70˚С

80˚С

Построить ряд термостойкости древесных пород или комнатных растений по степени убывания. Сделать соответствующие выводы.

4 Контрольные вопросы

1 На чём основан принцип метода?

2 Дать характеристику С3, С4–растений.

3 Какие растения более устойчивы к высоким температурам?

Лабораторная работа № 8

Определение органолептических показателей качества воды

1 Теоретическая часть

В ходе хозяйственно-питьевого и промышленного водоснабжения нормируются цвет, запах, прозрачность, кислотность, щёлочность, сухой остаток, рН, содержание азота, окисляемость, биохимическая потребность в кислороде (БПК), содержание растворённого кислорода, хлоридов, свободного хлора, фосфатов, фторидов и жёсткость. Все эти параметры контролируются и в технологических, и в сточных водах. Однако в них нередко приходится определять и специфические компоненты, характерные для конкретных проб и связанные с особенностями производства (например, содержание тяжёлых металлов, цианидов, фенолов).

Для анализа вод применяют химические, физико-химические и бактериологические методы, а определение их органолептических свойств основывается на использовании органов чувств исследователя.

Органолептические свойства воды (запах, привкус, цветность, прозрачность, мутность, температура, примеси в виде пленки и водных организмов) нормируются по интенсивности восприятия их человеком.

2 Экспериментальная часть

2.1 Температура

Определяется сразу после отбора пробы или непосредственно в водоеме термометром с ценой деления 0,1 ˚С. Термометр держат в воде не менее 5 мин. Результат опыта записать в таблицу 3.

2.2 Прозрачность

Степень прозрачности выражается предельной высотой столба жидкости в см, сквозь который можно прочитать стандартный шрифт, подложенный под цилиндр с водой, или отчетливо видеть рисунок (чёрный крест с толщиной линий 1 мм и четыре чёрных кружочка диаметром 1 мм на белом фоне), нанесенный на фарфоровую пластинку, которая помещается на дно цилиндра. Вода, подаваемая для питьевого водоснабжения, должна иметь прозрачность не менее 30 см. Речные воды, кроме горных, могут иметь прозрачность 25 см. Прозрачность воды характеризует количество загрязняющих веществ, присутствующих в воде во взвешенном или коллоидном состоянии. Уменьшение прозрачности природных вод свидетельствует об их загрязнении.

2.2.1 Оборудование, материалы

1) цилиндр с плоским дном высотой не менее 40 см; 2) шрифт, высота букв которого составляет 2 мм, а толщина линий букв – 0,5 мм; 3) линейка длиной не менее 40 см; 5) груша; 6) пипетка на 50 мл.

Материал: вода водоёма.

2.2.2 Методика проведения опыта

Исследуемую воду наливают в цилиндр, под дно которого подкладывают на расстоянии 4 см шрифт. Сливают воду до тех пор, когда сверху через слой можно будет отчётливо прочесть этот шрифт. Высоту столба оставшейся воды измеряют линейкой. Определение производят при хорошем дневном освещении на расстоянии 1 м от светонесущей стены.

2.3 Осадок

Взболтанную в бутылке воду наливают в цилиндр слоем примерно       30 см и оставляют в покое на 1 ч, если вода отобрана из открытого водоема или на сутки, если вода взята из подземных источников. Осадок оценивают количественно (нет, незначительный, заметный, большой) и качественно (песчаный, глинистый, илистый, кристаллический, хлопьевидный). Большой осадок свидетельствует о загрязнении воды.

2.4 Запах

При оценке запаха сначала дают его качественную характеристику, затем оценивают запах воды по пятибалльной системе.

Водой, не имеющей запаха, считается такая, запах которой не превышает 2 балла.

2.4.1 Оборудование, материалы

1) колба с притертой пробкой на 500 мл; 2) коническая колба на 200 мл; 3) часовое стекло; 4) электрическая плитка; 5) термометр.

Материал: вода водоёма.

2.4.2 Методика проведения опыта

Колбу на 500 мл с притёртой пробкой наполнить на 2/3 объёма водой, сильно встряхнуть в закрытом состоянии, затем открыть пробку и сразу же отметить интенсивность запаха. Для усиления интенсивности запахов воду подогревают. Для этого коническую колбу на 200 мл наполняют на 1/2 её объёма исследуемой водой, закрывают часовым стеклом и нагревают до 60 ˚С. Затем колбу вращательными движениями взбалтывают и, сдвинув стекло, быстро определяют запах.

Интенсивность запаха определяют по пятибалльной шкале: 0 – не ощущается; 1 – обнаруживается только опытным исследователем; 2 – слабый, обнаруживается потребителем только в случае, если указать на него; 3 – заметный, обнаруживается потребителем и вызывает его неодобрение; 4 – отчётливый, обращающий на себя внимание и делающий воду непригодной для питья; 5 – очень сильный, делающий воду совершенно непригодной для потребления.

Естественные запахи описывают, придерживаясь следующей терминологии (таблица 1):

Таблица 1 - Символы обозначающие характер запаха

Символ

Характер запаха

А

Ароматический

Б

Болотный

Г

Гнилостный

Д

Древесный

З

Землистый

П

Плесневый

Р

Рыбный

С

Сероводородный

Т

Травянистый

Н

Неопределенный

Чистые природные воды запахов не имеют. Наличие запаха в очищенных водах свидетельствует о недостаточной степени очистки или неполном удалении использованных при очистке реагентов (например, хлора).

2.5 Вкусы и привкусы

Определяются в баллах. Вода считается без привкусов, если они не превышают 2 баллов.

Определение этого свойства ведётся с заведомо безопасной водой при 20˚С. Воду набирают в рот малыми порциями, не проглатывая. Отмечают наличие вкуса (солёный, горький, кислый, сладкий) или привкуса (щелочной, железистый, металлический, вяжущий и т.д.) и оценивают их интенсивность в баллах по пятибалльной шкале, аналогично определению интенсивности запаха: 0 – не ощущается; 1 – обнаруживается только опытным исследователем; 2 – слабый, обнаруживается потребителем только в случае, если указать на него; 3 – заметный, обнаруживается потребителем и вызывает его неодобрение; 4 – отчётливый, обращающий на себя внимание и делающий воду непригодной для питья; 5 – очень сильный, делающий воду совершенно непригодной для потребления.

При интенсивности запахов и привкусов выше 2 баллов ограничивается водопотребление, т.к. сильные запахи и привкусы могут быть показателями загрязнения воды загрязнёнными сточными водами или свидетельствуют о наличии биологически активных веществ, выделяемых сине-зелёными водорослями.

2.6 Реакция воды (рН)

В большинстве природных вод рН находится в пределах от 6,5 до 8,5 и зависит от соотношений концентраций свободного диоксида углерода и бикарбонат-иона. Летом при интенсивном фотосинтезе рН может повышаться до 9,0. На величину рН воды влияет содержание в ней карбонатов, гидроксидов, солей, подверженных гидролизу, гуминовых веществ и т.п. Данный показатель является индикатором загрязнения открытых водоемов при сбросе в них кислых или щелочных сточных вод.

В результате происходящих в воде химических и биохимических процессов и потерь углекислоты рН воды может быстро изменяться, и этот показатель следует измерять сразу же после отбора пробы, желательно на месте отбора.

Для определения рН воды применяются специальные реактивы - индикаторы, а также приборы – рН-метры со стеклянными электродами. С помощью универсальной индикаторной бумаги можно определить рН с точностью до 0,2-0,3 единиц рН. Измерение рН цветных растворов и суспензий индикаторным способом невозможно.

2.6.1 Оборудование, реактивы, материалы

1) универсальная индикаторная бумага; 2) фильтровальная бумага.

Материал: воды грунтовые, поверхностные и сточные.

2.6 2 Методика проведения опыта

Индикаторную бумажку погружают в исследуемую воду, кладут на фильтровальную бумагу и сравнивают окраску с приведенной шкалой.

2.7 Цветность

Это природное свойство воды, обусловленное наличием гуминовых веществ, которые придают ей окраску от желтоватого до коричневого цвета. Гуминовые вещества образуются при разрушении органических соединений в почве, вымываются из неё и поступают в открытые водоёмы. Поэтому цветность свойственна воде открытых водоёмов и резко увеличивается в паводковый период. При наличии окраски указывают цвет воды (слабо-жёлтый, бурый); при отсутствии её воду считают бесцветной. Количественно цветность воды определяют в градусах методом колориметрии, сравнивая её со шкалой эталонов, имитирующих эту цветность, – платино-кобальтовой и хромово-кобальтовой. Вода, имеющая цветность до 20˚, считается бесцветной. Вода, не подвергающаяся перед подачей потребителю обесцвечиванию, должна иметь цветность не выше 20˚.

2.7.1 Оборудование, реактивы, материалы

1) фотоколориметр; 2 ) цилиндр на 100 мл – 12 шт.; 3) мерные колбы на 500 мл – 2 шт.; 4) фильтровальная бумага – белая лента; 5) воронка, 6) стакан на 100 мл; 7) пипетка на 10 мл для стандартного раствора № 1;8) бюретка на      100 мл для стандартного раствора № 2; 9) дистиллированная вода; 10) стандартный раствор № 1: 0,0875 г бихромата калия, 2 г сульфата кобальта и 1 мл серной кислоты с плотностью 1,84 г/мл растворяют в дистиллированной воде и доводят объем до 1 л; раствор соответствует цветности 500˚; 11) стандартный раствор № 2: 1 мл конц. серной кислоты доводят дистиллированной водой до 1 л.

Материал: вода водоёма.

Для приготовления шкалы цветности смешивают растворы № 1 и 2 в цилиндрах объёмом 100 мл в соотношениях в соответствии с таблицей 2.

Таблица 2 - Хромово-кобальтовая шкала цветности

Раствор № 1 мл

0

1

2

3

4

5

6

7

8

12

16

Раствор № 2 мл

100

99

98

97

96

95

94

92

90

88

84

Градусы цветности

0

5

10

15

20

25

30

40

50

60

70

2.7.2 Методика проведения опыта

Цветность можно определять визуально. Для этого в колориметрический цилиндр наливают 100 мл профильтрованной исследуемой воды и, просматривая сверху вниз окраску контрольных растворов хромово-кобальтовой шкалы цветности, находят цилиндр, окраска жидкости в котором совпадает с окраской воды в цилиндре с исследуемой водой.

Цветность можно более точно определить на фотоколориметре. Для этого строят градуированный график по хромово-кобальтовой шкале цветности. Растворы с различной цветностью фотометрируют в кювете на 5 см в синей части спектра относительно дистиллированной воды.

При цветности выше 35˚ водопотребление ограничивают.

3 Описание, обсуждение результатов опытов, выводы

Таблица 3 - Сводная таблица результатов опытов

Температура, ˚С

Прозрачность,

см

Осадок

Запах

Вкус, баллы

рН

Цветность, град

Количественно

Качественно

Характер

Интенсивность

Сделать вывод о возможности использования исследуемой воды для хозяйственно - питьевого водоснабжения.

4 Контрольные вопросы

1 Перечислите органолептические свойства воды.

2 Какие показатели имеет чистая вода?

3 Как определяются: прозрачность, интенсивность запаха и вкуса?

4 Чем обусловлена цветность воды и как она определяется?

5 Какие показатели являются индикаторами загрязнения водоемов?

Правила техники безопасности при работе в лаборатории экологии

1 Содержите своё рабочее место в чистоте.

2 После окончания опыта приборы и посуду мойте тотчас же.

3 Если пролита вода или реактивы, быстро протрите стол, но будьте осторожны, чтобы не повредить руки и одежду.

4 Разбитое стекло, куски бумаги, испорченные сухие реактивы и т.д. не оставляйте на столах, а выбрасывайте в специальную мусорную корзину, ни в коем случае не в водопроводную раковину.

5 Не загромождайте стол ненужными в данный момент предметами, приборами, книгами, все предметы на столе должны быть расставлены в определенном порядке.

6 Реактивы и приборы общего пользования не уносите на свои столы.

7 По окончании работы вымойте и сдайте лаборанту приборы и посуду, приведите в порядок рабочее место.

8 Аккуратно вносите в пробирку концентрированные кислоты и щёлочи, остерегайтесь пролить их на руки, на одежду и на стол. Если кислота или щёлочь попали на кожу или на одежду, быстро смойте их большим количеством воды и обратитесь за дальнейшей помощью к преподавателю. О пролитых в больших количествах концентрированных кислотах и щелочах также сообщите преподавателю или лаборанту.

9 С ядовитыми и сильно пахнущими веществами работайте в вытяжном шкафу, проверив, хорошо ли работает тяга.

10 Не нагревайте в закрытых сосудах газообразные вещества, при нагревании жидкостей в пробирках держите их отверстием в сторону от себя и от товарищей, горячие предметы берите специальными щипцами.

11 Не сливайте растворы, содержащие ядовитые соединения в раковину и не проливайте их. Остатки ядовитых реактивов сливайте в специальные сосуды по указанию лаборанта.

Список литературы

1 Орлов Д.С. Экология и охрана биосферы при химическом загрязнении: учеб. пособие для хим., хим.-технол. и биол. спец. вузов/Д.С. Орлов, Л.К. Садовникова, И.Н. Лозановская.– М.: Высш. шк.,- 2002.- 334 с.

2 Экология: учеб. пособие/ под ред. проф. В.В. Денисова. Сер. Учебный курс. – Ростов н/Д: Издательский центр «МарТ», 2002. – 640 с.

3 Горелов А.А. Экология: учеб. пособие для вузов. – М.: Юрайт-М, 2002. – 312 с.

4 Голубкина Н.А., Шамина М.А. Лабораторный практикум по экологии. – М.: ФОРУМ: ИНФРА-М, 2003. – 56 с. – (Сер. Профессиональное образование).

5 Шахова Ф.А., Хлебникова Т.Д. Учебное пособие по курсу «Природа и экология РБ». – Уфа: Изд-во УГНТУ, 2004. – 61 с.

Содержание

Введение

Лабораторная работа № 1. Определение жёсткости воды методом комплексонометрии. Определение временной жёсткости воды методом титрования. Оценка качества питьевой воды по показателю жёсткости и установление степени риска её использования . . . . . . . . . . . . .

      4

Лабораторная работа № 2. Устранение жёсткости воды при помощи ионитов . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .

    13

Лабораторная работа № 3. Оценка уровня потребления йода с йодированной солью . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .

    19

Лабораторная работа № 4. Определение хлорид-ионов в питьевой воде . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .

    26

Лабораторная работа № 5. Определение кислотности воды . . . . .

    31

Лабораторная работа № 6. Влияние солей тяжёлых металлов на коагуляцию растительных и животных белков . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .

    35

Лабораторная работа № 7. Определение устойчивости растений к высоким температурам . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .

    39

Лабораторная работа № 8. Определение органолептических показателей качества воды . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .

    42

Правила техники безопасности . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .

    49

Список литературы . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .

    50




1. 3.8. Архитектура подсистемы безопасности защищенных версий Windows ющей информации использует пароли пользо
2. Реферат- Организационно-правовая формы предпринимательской деятельности
3. I Цели и задачи Соревнования проводятся в целях популяризации пауэрлифтинга троеборья и содействия его ма
4. Анализ внешней среды предприятия 4 2
5. Реферат- Влияние производных бензодиазепина, фуросемида и этакриновой кислоты на почки
6. Дом с мезонином диктофон
7. Тема- Заробітна плата в Дніпропетровській області за 2008 ~ 2013 рр.
8. а Решите уравнение
9. 0913 Вопрос 1- Сущность функции и значение финансов организации предприятия Укрупненными элементами ф
10. 2014г. ПОЛОЖЕНИЕ о проведении V конкурса красоты и творчества Мисс Культура 1
11. Текстовой процессор Microsoft Word 60 доклад
12. Курсовая работа- Познавательные процессы умственно отсталых детей
13. Разработка проектно конструкторской документации на изготовление платья из хлопчатобумажных тканей
14. Функція мотивації
15. Промышленная электроника Отчет о лабораторной работе 3 ОПРЕДЕЛЕНИЕ ЭЛЕКТРИЧЕСКОЙ
16. Модель системы менеджмента качества
17. Методы налогообложения
18. Дипломная работа- Эмоциональное состояние доноров и возможность коррекции со стороны среднего медицинского персонала
19. создание норм охраняющих отдельные природные объекты; 2 осуществление надзора государства или междунар
20. задание программу работ техническое предписание и ознакомиться с названными документами перед началом ра

Материалы собраны группой SamZan и находятся в свободном доступе