Визначення форм вуглекислоти
Карбонатна кислота (вуглекислота) у воді може бути присутня в трьох формах: вільної (СО2), напівз’вязаної ( 
) і зв’язаної ( 
).
Діоксид вуглецю СО2, під час розчинення у воді, частково вступає з нею у взаємодію з утворенням карбонатної кислоти. Окремо визначити вміст діоксиду вуглецю і карбонатної кислоти у воді важко, тому сумарну концентрацію цих компонентів приймають за концентрацію вільної вуглекислоти. Так як тільки близько 1% розчиненого діоксиду вуглецю утворює карбонатну кислоту, розрахунок вмісту вільної вуглекислоти ведуть на діоксид вуглецю СО2. Концентрація вільної вуглекислоти кислоти в поверхневих водах може досягати 10—30 мг/л.
Напівзв’язаною формою вуглекислоти у воді є гідрокарбонат - іони , які утворюються в процесі дисоціації вуглекислоти за 1-й ступенем: 
, а також у результаті розчинення карбонатних порід під дією карбонатної кислоти:
Гідрокарбонат-іони – найпоширеніша форма вуглекислоти в природних водах (до 300 мг/л). Вони зумовлюють лужність і карбонатну твердість води.
При дисоціації вуглекислоти за 2-м ступенем утворюються карбонат-іони: 
(зв’язана форма вуглекислоти). Вони містяться тільки в лужних водах (при рН>9) у присутності іонів 
і 
. Вміст 
у природних водах невеликий внаслідок малої розчинності карбонату кальцію.
Одночасно всі три форми вуглекислоти у воді існувати не можуть. Кожна з форм існує в певному інтервалі рН. З іншого боку, саме наявність тієї чи іншої форми вуглекислоти зумовлює те чи інше рН води. На рис. 7.1 наведена залежність відсоткового вмісту форм вуглекислоти від рН води. 
Рис. 7.1. Залежність відсоткового вмісту форм вуглекислоти від рН води.
З рис. 7.1 витікає, що:
· якщо рН 4,4 у воді присутня тільки вільна вуглекислота.
· в інтервалі рН від 4,4 до 8,37 у рівновазі знаходяться дві форми вуглекислоти – 
та іони 
,причомуконцентрація останніхзростає з підвищенням рН і досягає максимального значенняпри рН 8,37.
· в інтервалі рН від 8,37 до 12 у рівновазі знаходяться іони 
і
;
· при рН> 12 – тільки іони .
7.3.1. Визначення вмісту вільної вуглекислоти 
(4,4 < рН < 9)
Вільна вугільна кислота за рН більше 4,4 зумовлює загальну кислотність природних питних вод (рис. 7.1). Тому визначення вмісту вільної проводять титруванням проби води 0,1 М розчином лугу NaOH у присутності фенолфталеїну (рТ = 9) від безбарвного до слабко рожевого кольору. При цьому переходить у гідрокарбонат-іон:
. (7.1) Методика визначення. Піпеткою відміряти 100 мл досліджуваної води, додати 3–4 краплини фенолфталеїну і титрувати 0,1 М розчином NaOH (розчин лугу додавати краплинами). При цьому кожен раз закривати колбу гумовим корком і перемішувати вміст колби плавним похитуванням до появи слабкого рожевого забарвлення розчину, яке не повинно зникати протягом 2–3 хв.
Розрахунок концентрації вільної вуглекислоти (ммоль/л) виконують за формулою
.
Вміст вільної вуглекислоти (мг/л) розраховують як
,
де 
– молярна маса , що дорівнює 44 г/моль (фактор еквівалентності , згідно з рівнянням (7.1), дорівнює 1).
Якщо рН води менше за 4,4, то концентрацію вільної вуглекислоти слід розраховувати як
, ммоль/л.
7.3.2. Визначення вмісту гідрокарбонат-іонів 
(напівзв’язаної вуглекислоти) – інтервал рН 4 < рН < 9
В інтервалі рН від 4 до 9 гідрокарбонат-іони ( ),унаслідок гідролізу, зумовлюють загальну лужність води (див. рис 7.1). Тому їх вміст визначають титруванням проби води 0,1 М розчином HCl у присутності метилового жовтогарячого. При цьому має місце перебіг реакції:
(7.2)
У кінці титрування реакція середовища, як можна бачити з рівняння, повинна бути слабко кислою, тому за індикатор беруть метиловий жовтогарячий.
Методика визначення.В конічну колбу піпеткою відміряти 100 мл досліджуваної води, додати 3–4 краплини метилового жовтогарячого і титрувати 0,1 М розчином HCl від жовтогодо жовтогарячого забарвлення індикатора (рН = 4).
Розрахунок концентрації іонів 
(ммоль/л) проводять за формулою
, (7.3)
Вміст іонів (мг/л) розраховують як
, (7.4)
де 
– молярна маса – іонів, що дорівнює 61 г/моль (фактор еквівалентності іонів , згідно з рівнянням (7.2), дорівнює 1).
7.3.3. Визначення карбонат-іонів 
і гідрокарбонат-іонів у воді за спільної їх присутності (рН > 8,4)
а) визначення вмісту іонів 
При рН більше за 8,4 карбонат–іони внаслідок гідролізу зумовлюють вільну лужність води. Тому їх вміст визначають титруванням проби води 0,1 М розчином HCl у присутності фенолфталеїну від рожевого до слабко рожевого забарвлення, яке зникає від однієї краплини розчину HCl . При цьому має місце перебіг реакції:
. (7.5)
Методика визначення.В конічну колбу місткістю 250 мл відміряти піпеткою 100 мл досліджуваної води, додати 3–4 краплини фенолфталеїну і титрувати 0,1 М розчином HCl до зникнення рожевого забарвлення ( 
.
Розрахунок концентрації іонів
(ммоль/л) виконують за формулою
,
де 
– об’єм 0,1 М розчину HCl, що пішов на титрування у присутності фенолфталеїну, мл;
Вміст іонів (мг/л) розраховують як
,
де – молярна маса іонів 
, що дорівнює 60 г/моль (фактор еквівалентності іонів , згідно з рівнянням (7.5), дорівнює 1).
Розчин не виливають, а діють так, як описано нижче.
б) визначення вмісту іонів
Методика визначення вмісту іонів
До відтитрованої з фенолфталеїном проби води (див. дослід 7.3.3.а) додати 3–4 краплини метилового жовтогарячого і титрувати 0,1 М розчином HCl до появи жовтогарячого забарвлення ( 
. При цьому гідрокарбонат–іони (і наявні раніше, і ті, що утворилися при титруванні – іонів) перетворюються у вільну вуглекислоту (див. рівняння (7.2).
Розрахунок концентрації іонів (ммоль/л) виконують за формулою:
,
де 
– об’єм HCl, що пішов на титрування з метиловим жовтогарячим, мл;
– об’єм HCl, що пішов на титрування проби води з фенолфталеїном, мл.
Вміст іонів 
(мг/л) розраховують за формулою (7.4).
7.3.4.Розрахунок агресивної вуглекислоти
Визначення агресивної вуглекислоти виконують, користуючись даними табл. 7.1. Введемо позначення: нехай S – це сума вільної і напівзв’язаної вуглекислоти ( 
+C ), мг/л; q - сума напівзв’язаної і агресивної вуглекислоти, мг/л.
Складемо знайдені кількості вільної і напівзв’язаної вуглекислоти (останню знаходять множенням ммоль/л на 22). Отриману суму знаходять у графі ”S”, а в графі ”q” – суму напівзв’язаної і агресивної вуглекислоти. Кількість агресивної вуглекислоти знаходять, відніманням вмісту напівзв’язаної кислоти від числа в графі ”q”.
Приклад. Вміст іону = 4,55 ммоль/л і вільної вуглекислоти СО2 = 60 мг/л, тоді вміст напівзв’язаної вуглекислоти буде 4,55 x 22 = 100 мг/л, сума вільної і напівзв’язаної вуглекислоти буде 100 + 60 = 160 мг/л. Знаходимо число 160 в графі ”S” і відповідне йому число в графі “q” – 118,1. Цифра 118,1 є сумою напівзв’язаної і агресивної вуглекислоти.
Віднімаючи вміст напівзв’язаної вуглекислоти від суми напівзв’язаної та агресивної вуглекислоти, знаходимо кількість агресивної вуглекислоти:
СО2 = 118,1 – 100 = 18,1 (мг/л).
Таблиця 7.1. Обчислення агресивної СО2
| S | q | S | Q | S | Q | S | Q | S | q |
| 43,0 | 77,3 | 104,3 | 126,2 | ||||||
| 43,9 | 78,0 | 134,8 | 104,8 | 126,6 | |||||
| 44,7 | 78,7 | 105,4 | 127,0 | ||||||
| 45,6 | 79,3 | 105,9 | 127,5 | ||||||
| 46,5 | 80,0 | 106,5 | 127,9 | ||||||
| 47,3 | 80,8 | 106,9 | 128,4 | ||||||
| 47,8 | 81,4 | 107,5 | 128,6 | ||||||
| 48,4 | 82,1 | 108,1 | 129,2 | ||||||
| 49,0 | 82,7 | 108,6 | 129,7 | ||||||
| 50,7 | 83,3 | 109,1 | 130,2 | ||||||
| 51,5 | 84,0 | 109,6 | 130,6 | ||||||
| 52,4 | 84,6 | 110,2 | 131,0 | ||||||
| 53,2 | 85.3 | 110,7 | 131,4 | ||||||
| 13,9 | 54,0 | 85,9 | 111,2 | 131,9 | |||||
| 14,9 | 54,8 | 86,5 | 111,7 | 132,3 | |||||
| 15,9 | 55,7 | 87,2 | 112,2 | 132,7 | |||||
| 16,9 | 56,5 | 87,7 | 112,5 | 133,2 | |||||
| 17,8 | 57,2 | 88,4 | 113,2 | 133,7 | |||||
| 18,8 | 58,1 | 89,1 | 113,7 | 134,0 | |||||
| 19,7 | 58,8 | 89,7 | 114,3 | 134,4 | |||||
| 20,8 | 59,6 | 90,4 | 114,7 | 134,8 | |||||
| 21,7 | 60,4 | 90,9 | 115,3 | 135,2 | |||||
| 22,7 | 61,2 | 91,6 | 115,8 | 135,7 | |||||
| 23,7 | 62,0 | 92,2 | 116,3 | 136,0 | |||||
| 24,6 | 62,8 | 92,8 | 116,6 | 141,6 | |||||
| 25,6 | 63,5 | 93,4 | 117,3 | 145,6 | |||||
| 26,5 | 64,3 | 94,0 | 117,6 | 149,8 | |||||
| 27,5 | 65,0 | 94,6 | 118,1 | 153,8 | |||||
| 28,4 | 65,8 | 95,1 | 118,6 | 161,2 | |||||
| 30,3 | 67,3 | 96,3 | 119,6 | 164,9 | |||||
| 31,2 | 68,0 | 97,0 | 120,1 | 168,5 | |||||
| 32,2 | 68,8 | 97,6 | 120,6 | 171,9 | |||||
| 33,1 | 69,5 | 98,1 | 121,0 | 175,3 | |||||
| 34,0 | 70,3 | 98,6 | 121,5 | 178,8 | |||||
| 34,9 | 71,0 | 99,2 | 122.0 | 182,1 | |||||
| 35,9 | 72,7 | 99,8 | 122,5 | 185,0 | |||||
| 36,8 | 72,4 | 100,4 | 123,0 | 188,3 | |||||
| 39 Визначення карбонат-іонів СО] та гідрокарбонат-іонів НСОі у воді | 37,7 | 73,1 | 100,9 | 123,4 | 191,3 | ||||
| 38,6 | 73,8 | 101,5 | 123,9 | 194,2 | |||||
| 39,5 | 74,5 | 102,1 | 124,3 | 197,3 | |||||
| 40,3 | 75,2 | 102,6 | 124,7 | 199,9 | |||||
| 41,2 | 76,9 | 103,2 | 125,2 | 202,8 | |||||
| 42,1 | 76,5 | 103,7 | 125,6 | 205,7 |
7.4. Визначення карбонатної твердості води
Карбонатна твердість природної води зумовлена наявністю у воді гідрокарбонатів кальцію і магнію, які зумовлюють також лужність води.
Методом нейтралізації (прямим титруванням) неможливо визначити вміст іонів кальцію і магнію, які зумовлюють твердість води, але цілком можливо визначити вміст гідрокарбонат-іонів , які еквівалентно зв’язані з іонами кальцію і магнію, тобто 
.
Таким чином, не прямим, а замісним титруванням іонів можна визначити карбонатну твердість води.
Карбонатна твердість води (ммоль/л), залежно від величини рН води, може бути розрахована як:
при рН > 9 
;
при рН < 9 
, оскільки 
= 0.
З цих рівняньвипливає,що визначення карбонатної твердості проводять аналогічно визначенню концентрації іонів (ммоль/л) – див. досл. 7.3.2. чи 7.3.3. б) або розраховують як різницю між загальною і вільною лужністю.
7.4.1. Визначення усувної та неусувної твердості води
Карбонатна твердість називається тимчасовою тому, що вона майже повністю може бути усунена кип’ятінням:
Тимчасову твердість поділяють на усувну і неусувну.
Визначення неусувної карбонатної твердості (ТН ) проводять, як описано в досліді 7.3.2., після кип’ятіння досліджуваної води протягом 1 год. Обчислення ТН ведуть за формулою (7.3).
Усувну карбонатну твердість води (ТУ) розраховують як
ТУ = ТК – ТН, ммоль-екв/л.
Лабораторна робота № 8
Визначення загальної твердості води, вмісту іонів кальцію і магнію
8.1. Самостійна підготовка
Проробити такі питання:
1. Присутністю яких солей зумовлена загальна, тимчасова й постійна твердість води?
2. Які методи існують для визначення загальної твердості води? Як визначають постійну твердість?
3. Які індикатори використовують у комплексонометричному методі визначення іонів кальцію і магнію у воді? На чому засновано їх використання?
4. В якому середовищі проводиться комплексонометричне визначення загальної твердості води, чим це пояснюється? Поясніть дію аміачної буферної суміші.
5. Які іони заважають визначенню загальної твердості води комплексонометричним методом, як ліквідувати їх вплив?
8.2. Робота в лабораторії
Посуд і реактиви:
1. Колби конічні для титрування місткістю 250 мл.
2. Піпетки місткістю 100 мл, 50 мл, 25 мл.
3. Бюретки для титрування місткістю 25 мл.
4. Циліндри місткістю 2, 5мл.
5. Амонійна буферна суміш (рН=9,2)– 20 г хлориду амонію марки х.ч. розвести в 100 мл дистильованої води і перемішати з 100 мл 20 % – вого розчину 
, довести дистильованою водою до 1 л.
6. Робочий 0,05 н. розчин трилону Б.
7. 10%-вий розчин NaOH.
8. Індикатор хромоген чорний (змішують і розтирають у ступці 0,25 г кристалічного хромогену чорного з 50 г сухого NaCl).
9. Індикатор мурексид (змішують і розтирають у ступці 0,5 г мурексиду і 100 г 
).
8.3. Визначення загальної твердості води
Відповідно до ГОСТ 4151-72 загальна твердість питних, підземних, поверхневих вод визначається комплексонометричним методом. Цей метод ґрунтується на утворенні безбарвних комплексних сполук іонів кальцію та магнію з трилоном Б у лужному середовищі (рН ~ 10) в присутності індикатора хромогену чорного. Визначення проводять титруванням проби води 0,05 н. розчином трилону Б 
в присутності хромогену чорного від червоно-вишневого до синього забарвлення. Визначенню загальної твердості води заважають мідь, цинк, манган і високий вміст карбонатів і гідрокарбонатів. Похибка при титруванні 100 мл води складає 0,05 моль/м3 (0,05 ммоль/дм3).
8.3.1. Методика визначення загальної твердості води
1. У конічну колбу місткістю 200–250 мл піпеткою відміряють такий об’єм води, щоб на його титрування йшло не більше 10 мл 0,05 н. розчину трилону Б , і доводять дистильованою водою до 100 мл. Рекомендований об’єм досліджуваної води і концентрація трилону Б, залежно від очікуваної твердості, наведені в табл. 8.1.
Таблиця 8.1. Рекомендований об’єм досліджуваної води і концентрації трилону Б залежно від припущеної твердості
| Очікувана твердість води, ммоль/л | Об’єм проби води для аналізу, мл | Концентрація розчину трилону Б (  , моль/л
|
| 0,005 – 5,0 5,0 – 10,0 10,0 – 20,0 | 0,05 0,05 0,05 |
2. Для створення і утримання рН ~ 10 до проби води циліндром додають 5 мл амонійного буферного розчину ( 
). рН отриманого розчину обов’язково контролюють за допомогою універсального індикаторного паперу.
3. Додають 10–15 мг сухої суміші кристалів індикатора хромогену чорного з хлоридом натрію. Розчин забарвлюється в червоно–вишневий колір, унаслідок утворення маломіцних комплексних сполук іонів кальцію і магнію з хромогеном чорним.
4. Пробу води титрують 0,05 н. робочим розчином трилону Б при енергійному збовтуванні до переходу вишнево-червоного забарвлення в синє. ”Свідком” може бути перетитрована проба, оскільки при додаванні надлишкової кількості трилону Б забарвлення більше не змінюється.
Загальну твердість води 
(ммоль/л) розраховують за формулою
,
де 
– молярна концентрація еквівалента трилону Б в робочому розчині, моль/л;
V 
– об’єм робочого розчину трилону Б, який витрачено на титрування, мл;
V( 
– об’єм проби води, взятої для титрування, мл.
При визначенні загальної твердості природних вод іноді виникають деякі проблеми:
· нечітка зміна забарвлення в точці еквівалентності. Це вказує на присутність міді та цинку. Для усунення впливу цих речовин до проби води додають 1–2 мл розчину сульфіду натрію (3,7 г 
розчиняють у 100 мл дистильованої води) і знову проводять дослідження.
· після додавання до проби води буферного розчину та індикатора проба води поступово знебарвлюється або стає мишастого кольору. Це свідчить про наявність у воді мангану. Для усунення його впливу на результати визначення загальної твердості води перед внесенням усіх реактивів до проби води необхідно додати п’ять крапель 1%-вого розчину солянокислого гідроксиламіну 
(1 г розчиняють у дистильованій воді та доводять об’єм до 100 мл). Після цього додають усі реактиви і проводять визначення;
· титрування набуває затяжного характеру з нестійким і нечітким забарвленням. Це свідчить про високу лужність води. Її вплив усувають додаванням до проби води (до внесення всіх реактивів) 0,1 М розчину 
у кількості, необхідній для повної нейтралізації лужності води, з подальшим кип’ятінням води протягом 5 хвилин. Після цього додають усі реагенти і виконують визначення.
Згідно з ГОСТ 2874-82 для питної води, загальна твердість повинна бути
не більше7 мг-екв/л, що за системою СІ тотожне 7 ммоль/л. Згідно з ДСАНПіН 383–96 загальна твердість води відноситься до показників фізіологічної повноцінності води й має бути в межах 1,5–7 мг–екв/л (ммоль/л).
8.4. Визначення вмісту іонів кальцію у воді
Метод визначення вмісту іонів кальцію ґрунтується на утворенні комплексонату кальцію при взаємодії іонів кальцію з трилоном Б у присутності мурексиду як індикатора. Визначення проводять у сильно лужному середовищі (рН ~ 12–13). Це потрібно з двох причин. По–перше, для того, щоб іони 
випали в осад 
, а по-друге, саме за такого рН можна використовувати індикатор мурексид, який з іонами кальцію утворює комплексні сполуки, забарвлені в рожевий колір, тоді як його індивідуальне забарвлення – бузкове.
Методика визначення вмісту іонів кальцію
1. У конічну колбу місткістю 250 мл, виходячи з очікуваної кальцієвої твердості води, відміряють певний об’єм досліджуваної води (див. табл. 8.2), розбавляють його (при необхідності) до 100 мл дистильованою водою.
Таблиця 8.2. Рекомендований об’єм досліджуваної води і концентрація трилону Б залежно від концентрації іонів кальцію у воді
| Концентрація іонів кальцію, ммоль/л | Об’єм проби води, мл | Концентрація трилону Б (  =1/2), моль/л
|
| 0,5 – 2,5 2,5 – 5,0 5,0 – 10,0 | 0,05 0,05 0,05 |
2. До проби води циліндром додають 2 мл 10%–вого розчину NaOH (для створення рН 12–13). рН отриманого розчину обов’язково контролюють індикаторним папером!
3. Додають 10–15 мг суміші мурексиду з NaCl (на кінці шпателя). Після розчинення індикатора розчин забарвлюється в рожевий колір, внаслідок утворення комплексних сполук іонів кальцію з мурексидом.
4. Пробу води титрують 0,05 н. розчином трилону Б при енергійному збовтуванні до появи бузкового забарвлення. Титрування проводять у присутності ”свідка” – перетитрованої проби.
Твердість кальцієву 
розраховують за формулою
, ммоль/л.
Вміст іонів кальцію (мг/л) розраховують як
20,04 ,
де 
– молярна маса еквіваленту кальцію 
, що дорівнює 20,04, г/моль.
Визначенню кальцію заважають іони заліза, мангану, міді, цинку, свинцю, які також здатні утворювати забарвлені комплексні сполуки з мурексидом. Але для природних незабруднених вод цей вплив незначний і ним можна знехтувати. Чутливість методу 0,4 – 0,6 мг/л, похибка визначення – 1%.
8.5. Визначення магнієвої твердості води
Знаючи загальну і кальцієву твердості води, магнієву твердість можна розраховувати як їх різницю
, ммоль/л
або в мг/л
,
де 
– молярна маса еквівалента іонів магнію , яка дорівнює 12,15 г/моль.
Слід зазначити, що вищенаведені розрахунки припустимі лише для природних незабруднених вод. Для стічних вод необхідно проводити пряме визначення магнію.
Згідно з ДСАНПіН 383–96 вміст іонів магнію (для фізіологічної повноцінності питної води) повинен бути в межах 10–80 мг/л.
Лабораторна робота № 9
Визначення вмісту сульфат-іонів у воді
9.1. Самостійна підготовка
Проробити такі питання:
1. У вигляді яких сполук може існувати сульфат-іон у воді?
2. Чому вода, яка містить багато сульфатів, не придатна для питних цілей?
3. У чому сутність визначення сульфатів у воді?
Сульфат-іони потрапляють у воду при розчиненні осадових порід, до складу яких входить гіпс 
, а також у результаті окислення сірководню або сірки, які містяться в промислових стічних водах.
Присутність у воді сульфатів у великій кількості небажана тому що, наприклад, 
порушує діяльність шлунково-кишкового тракту, а солі 
і 
зумовлюють твердість води і погіршують її органолептичні властивості - вода набуває гіркого присмаку. Вода, що містить велику кількість сульфатів і хлоридів, має підвищену корозійну активність.
Вміст сульфат-іонів у питній воді згідно з ГОСТ 2874-82 не повинен перевищувати 500 мг/л.
Проби води при визначенні сульфатів не консервують.
9.2. Робота влабораторії
Посуд, матеріали, реактиви
1. Бюретка місткістю 25 мл.
2. Піпетки місткістю 50, 1 мл.
3. Конічна колба місткістю 250 мл.
4. Циліндри місткістю 2, 5 мл.
5. Стандартний 0,05 н. розчин трилону Б.
6. Амонійний буферний розчин (рН=9,2).
7. Стандартний розчин 
і 
(10 г 
і 4 г 
в 1 л води).
8. 10%-вий розчин .
9. 0,1 М розчин .
10. 0,1 М розчин 
.
11. Індикатор метиловий красний.
12. Індикатор хромоген чорний Т (0,5 г хромогену чорного Т ретельно розтирають із 100 г .ч.д.а.).
9.2.1. Якісне визначення сульфат-іонів
Якісне визначення сульфат-іонів базується на реакції осадження сульфат-іонів розчином хлориду барію:
Методика визначення. До 10 мл проби води додають 2–3 краплини 0,1 М розчину хлоридної кислоти та 0,5 мл 10%-вого розчину . При вмісті сульфатів 5–50 мг/л виникає опалесценція або слабка каламутність, при більшому вмісті сульфатів випадає білий осад.
9.2.2. Кількісне визначення сульфат-іонів
Кількісно сульфат-іони визначають комплексонометричним методом за допомогою трилону Б. Сутність методу полягає в тому, що до проби води додають надлишок іонів 
– стандартний розчин 
і 
(10 г 
і 4 г 
в 1 л води). Частина іонів барію зв’язує сульфат-іони в нерозчинний осад 
. Іони 
, що залишилися в розчині, відтитровують стандартним розчином трилону Б, з яким іони барію утворюють комплексні сполуки. Вміст сульфат-іонів розраховують за різницею витрат трилону Б, який іде на зв’язування іонів барію до і після осаджування сульфат-іонів. Оскільки досліджувана вода завжди містить іони 
і 
, які також утворюють комплексні сполуки з трилоном Б, то на присутність цих іонів потрібно ввести відповідні поправки.
Методика кількісного визначення сульфат-іонів [2]
Дослід 1. У конічну колбу місткістю 200–250 мл піпеткою набирають 50 мл проби води, циліндром додають 5 мл амонійного буферного розчину (для створення і підтримки рН ~ 10), додають шпателем 10–15мг сухої суміші кристалів індикатора хромогену чорного з 
. Отриманий розчин титрують 0,05 н. розчином трилону Б від вишнево-червоного до синього забарвлення і занотовують до журналу об’єм трилону Б ( , витрачений на титрування проби води. Таким чином, визначають загальний вміст іонів і у воді (загальна твердість води).
Дослід 2 (холостий дослід). У конічну колбу на 200–250 мл піпеткою набирають 50 мл дистильованої води і піпеткою додають 1 мл стандартного розчину 
, що містить іони магнію. Іони магнію потрібні для більш точного встановлення точки еквівалентності. Далі циліндром додають 5 мл амонійного буферного розчину і 10–15 мг індикатора хромогену чорного з . Отриманий розчин титрують 0,05 н. розчином трилону Б від вишнево-червоного до синього забарвлення і занотовують до журналу об’єм трилону Б ( , витрачений на титрування холостої проби води.
Дослід 3. У конічну колбу на 200–250 мл піпеткою набирають 50 мл досліджуваної води, додають 2–3 краплі розчину індикатора метилового червоного (рТ = 5,5) і підкисляють пробу води 0,1 М розчином хлоридної кислоти до появи червоного забарвлення. Колбу встановлюють на газовий пальник и кип’ятять 3–5 хв. від початку закипання. При цьому спостерігають, щоб протягом усього процесу кип’ятіння колір розчину залишався червоним. Якщо він стане блідим або жовтим, потрібно додати ще декілька краплин 0,1 М розчину 
. Присутність потрібна для того, щоб гідрокарбонати кальцію і магнію перевести в добре розчинні хлориди кальцію і магнію (для збереження іонів кальцію і магнію), а кип’ятіння – для інтенсивного видалення 
, який утворюється в результаті реакцій:
,
.
Після кип’ятіння до розчину додають 1 мл стандартного розчину , що містить іони магнію, і кип’ятять ще 10–15 сек. для більш повного осадження іонів 
іонами 
. Далі пробу води охолоджують 10–15 хв. і нейтралізують 0,1 М розчином до появи жовтого забарвлення. Потім до проби води циліндром додають 5 мл амонійного буферного розчину і 10–15 мг індикатора хромогену чорного з . Отриманий розчин титрують 0,05 н. розчином трилону Б від вишнево-червоного до синього забарвлення і занотовують до журналу об’єм трилону Б ( 
, витрачений на титрування проби води.
Вміст сульфат–іонів (Х) розраховують за формулою
мг/л,
де С – молярна концентрація еквівалента трилону Б , моль/л;
– об’єм трилону Б, який пішов на титрування іонів 
і
(дослід 1), мл;
– об’єм трилону Б, який пішов на титрування іонів і
(дослід 2), мл;
– об’єм трилону Б, який пішов на титрування іонів 
, і надлишкового , що не зв’язався з сульфат–іонами (дослід 3), мл;
– молярна маса еквівалента іонів 
, що дорівнює 48 г/моль;
– об’єм проби води, мл.
Лабораторна робота № 10
Визначення вмісту хлорид-іонів у воді методом Мора
10.1. Самостійна підготовка
Проробити такі питання:
1. Які умови випадіння осадів?
2. Чим зумовлене використання K2CrO4 в якості індикатору в методі Мора?
3. Який порядок випадіння осадів при титруванні хлорид-іонів розчином нітрату срібла в присутності хромату калію.
Загальні положення
Хлорид–іони, внаслідок своєї високої розчинності, завжди присутні в природних водах. Вони зумовлюють солоність морських і океанічних вод, а за своїм вмістом у прісних водоймах хлориди посідають третє місце після гідрокарбонат – і сульфат–іонів.
Кількісно визначення хлорид-іонів здійснюють методом Мора, згідно з ГОСТ 4245-72.
10.2. Робота в лабораторії
Посуд, матеріали, реактиви
1. Піпетки місткістю 100, 50, 10, 1 мл.
2. Бюретки місткістю 25 мл.
3. Колби конічні місткістю 250 мл – 2 шт.
4. Крапельниця з фенолфталеїном.
5. Колориметрична пробірка.
6. 0,05М розчин 
.
7. Суспензія гідроксиду амонію.
8. 5-%- вий розчин 
9. 10%-вий розчин .
10. 0,1М розчин 
і 0,1 н. розчин 
.
10.3. Якісне визначення хлорид-іонів
У колориметричну пробірку наливають 5 мл води і додають три краплини 10%–вого розчину нітрату срібла. Приблизний вміст хлорид-іонів визначають за характером осаду або каламутності у відповідності до вимог табл.(12.1).
Таблиця 10.1. Приблизне кількісне визначення хлорид-іонів
| Характеристика осаду або каламутності | Вміст  , мг/л
|
| 1. Опалесценція або слабка каламутність 2. Велика каламутність 3. Утворюються пластівці, осаджуються не одразу 4. Білий об’ємний осад | 1 – 10 10 – 50 50 – 100 більш 100 |
10.4. Кількісне визначення хлорид-іонів
Кількісне визначення хлорид-іонів здійснюють аргентометричним методом Мора, який ґрунтується на утворенні в нейтральному або слабко лужному середовищі (рН= 6 –10) малорозчинного осаду хлориду срібла (ДР = 1,78 10-10)
¯
Для встановлення кінця титрування використовують індикатор - хромат калію 
, який з надлишком іонів срібла утворює цеглисто–червоний осад хромату срібла (ДР = 1,1 10-12)
¯
Можливість титриметричного визначення хлоридів у присутності хромат-іонів пояснюється тим, що осад хлориду срібла менш розчинний, ніж осад хромату срібла
;
.
Очевидно, що бурий осад хромату срібла почне утворюватися тільки після того, коли повністю випаде осад хлориду срібла.
Метод Мора застосовують для визначення хлоридів у воді з концентрацією понад 2 мг/л. Без додаткового розбавлення можна титрувати проби води з концентрацією хлоридів до 100 мг/л. Визначенню хлоридів заважають сульфіти, сульфіди та тіосульфати, які можна розкласти пероксидом водню в лужному середовищі. Фосфат–іони заважають при концентрації понад 25 мг/л, іони заліза – при концентрації більше 10 мг/л.
Методика визначення
Якщо вода каламутна, її фільтрують крізь беззольний фільтр, промитий гарячою водою. Якщо вода має кольоровість вище 300, пробу знебарвлюють додаванням гідроксиду амонію. Для цього до 200 мл проби додають 6 мл суспензії гідроксиду амонію і збовтують суміш до знебарвлення рідини. Потім пробу фільтрують крізь беззольний фільтр. Перші порції фільтру відкидають.
Залежно від результатів якісного визначення відбирають у конічну колбу 100 мл досліджуваної води (або менший її об’єм – 10–15 мл) і доводять до 100 мл дистильованою водою. Без розведення визначають хлориди в концентрації до 400 мг/л. рН проби води повинно бути в межах 6,5–10.
Якщо рН води невідоме, то необхідно додати 2 краплини фенолфталеїну (рТ = 9). При появі рожевого забарвлення прилити по краплях 0,1 М розчин H2SO4 до знебарвлення. В разі відсутності забарвлення необхідно нейтралізувати пробу води 0,1 М розчином NaOH до появи рожевого забарвлення, що зникає при збовтуванні.
Відміряний об’єм води вносять до двох конічних колб і додають по 1 мл розчину індикатора K2CrO4. Одну пробу титрують робочим розчином нітрату срібла до зміни жовто-цитринного забарвлення на цеглисто-червоне, а другу використовують як контрольну пробу. При значному вмісті хлоридів утворюється осад 
, що заважає визначенню. В цьому випадку до відтитрованої першої проби додають 2–3 краплини титрованого розчину до зникнення цеглисто-червоного відтінку, потім титрують іншу пробу, користуючись першою як контрольною.
Вміст хлорид–іону (мг/л) обчислюють за формулою
,
де 
– молярна концентрація в робочому розчині, моль/л;
– об’єм розчину , витрачений на титрування, мл;
– молярна маса хлорид – іона, що дорівнює 35,45 г/моль;
– об’єм проби води, взятий для титрування, мл.
Згідно з ГОСТ 2874-82 вміст хлорид-іонів у питній воді не повинен перевищувати 350 мг/л. Розбіжність між результатами повторних визначень при вмісті 
від 20 до 200 мг/л – 2 мг/л, при більш високому вмісті – 2 відн. %.
Лабораторна робота № 11
Кондуктометричний метод визначення солевмісту води
11.1. Самостійна підготовка
Проробити такі питання: кондуктометричний метод аналізу, питома й еквівалентна електропровідність, їх зв’язок, вплив на провідність розчинів концентрації електролітів і температури, рухливість іонів, стала кондуктометричної комірки, солевміст води.
11.2. Сутність кондуктометричного методу аналізу
Кондуктометричний метод аналізу ґрунтується на вимірюванні електропровідності розчинів. Електропровідність розчину зумовлена наявністю в ньому іонів. Здатність розчинів електролітів проводити електричний струм під впливом електричного поля характеризує електропровідність ( 
). Значення електричної провідності розчину є зворотним до значення його електричного опору ( 
, Ом)
(Ом-1). (11.1)
У системі СІ величина Ом-1 має назву сименс (См).
Відомо, що електричний опір
r 
, (11.2)
де r - питомий опір, Ом·м;
- довжина провідника, м;
S - площа поперечного перерізу провідника, м2.
Величину() зворотну питомому опору ( 
) називають питомою електропровідністю
. (11.3)
Беручи до уваги рівняння (11.2), вираз для питомої електропровідності набуває вигляду
. (11.4)
Її вимірюють в 
(або 
) і вона дорівнює електричній провідності об’єму розчину, що знаходиться між паралельними електродами, які розташовані на відстані 1 м один від одного та мають площу поверхні 1 
. Більш зручною одиницею об’єму для практичного використання в лабораторних умовах є часткова одиниця виміру – кубічний сантиметр ( 
). Тоді питома електропровідність буде вимірюватися в 
(або ) Вона вимірюється в См ·м-1 (або Ом-1· м-1) і дорівнює провідності 1 м3 розчину, що знаходиться між паралельними електродами на відстані 1 м один від одного та площею поверхні 1 м2. Більш зручною одиницею об’єму для практичного використання в лабораторних умовах є часткова одиниця виміру – кубічний сантиметр (см). Рівняння (11.4) є головним для вимірів і розрахунків у прямій кондуктометрії.
Згідно з законом Ома і беручи до уваги рівняння (11.2)
(11.5)
де 
– сила струму, А; 
- напруга, В.
Тоді, беручи до уваги рівняння (11.4)
. (11.6)
Якщо 
= 1 м2, = 1м і = 1 В, то очевидно, що фізичний сенс питомої електропровідності – це електропровідність, яка чисельно дорівнює силі струму , що проходить крізь шар розчину з поперечним перерізом 1м2, при дії градієнту потенціалу 1 В на одиницю довжини.
Електропровідність розчинів суттєво залежить від температури. Підвищення температури на 1 К призводить до зростання питомої електропровідності на 22,5%. Це пов’язано зі зменшенням в’язкості розчину, гідратації іонів і зростанням ступеню дисоціації слабкого електроліту.
Залежність питомої електропровідності розбавлених розчинів від температури визначена емпірично і має вигляд рівняння
= 
,(11.7)
де -питома електропровідність при 298 К; 
і 
- температурні коефіцієнти електропровідності.
Коефіцієнти і залежать від природи електроліту: для сильних кислот = 0,0164; для сильних лугів 
0,019; для солей 0,022; 
11.3. Робота в лабораторії
Прилади, посуд і реактиви
1. Прилад для вимірювання опору.
2. Кондуктометрична комірка.
3. Мірні колби місткістю 100 мл.
4. Піпетки ємкістю 5, 10, 20, 25, 50 мл.
5. Стандартний 0,02М розчин 
.
6. Робочий розчин із солевмістом 3 г/л.
У водах, до складу яких входять переважно неорганічні сполуки (більшість поверхневих вод), питома електропровідність є приблизним показником концентрації неорганічних електролітів.
Мета роботи – засвоїти методику визначення питомої електропровідності з метою оцінки солевмісту води.
Порядок вимірювання питомої електропровідності
Безпосередньо в прямій кондуктометрії виміряють не питому електропровідність, а електричний опір досліджуваного розчину ( 
. Це проводиться компенсаційним методом - методом компенсації невідомої величини опору досліджуваного розчину опором, що виставляють на магазині опорів. Опір розчину виміряють за допомогою змінного струму високої частоти. При використанні постійного струму виникає електроліз розчину та поляризація електродів, що різко змінює опір розчину. Застосовують платинові електроди з великою активною поверхнею, для цього на платинову поверхню електродів додатково наносять шар пухкої аморфної платини.
Методика виконання роботи
1. Визначення сталої кондуктометричної комірки
Електричний опір ( 
) виміряють за допомогою кондуктометричної комірки – скляної посудини з впаяними платиновими електродами. Відстань між електродами ( ) чітко зафіксована і за будь-яких умов має залишатися сталою. Точно визначити величину цієї відстані, як і площу електродів ( ), практично неможливо. Але співвідношення ( 
), що отримало назву сталої кондуктометричної комірки, можна визначити експериментально. Відомо, що питома електропровідність
,
тоді стала комірки
(м-1). (11.8)
Стала комірки – індивідуальна характеристика кожної комірки. Для її визначення достатньо виміряти опір розчину будь-якої речовини, питома електропровідність якого відома за умов різних температур. Зазвичай для визначення сталої комірки використовують стандартний 0,02М розчин , питома електропровідність якого за умов різних температур наведена в табл. 11.1
Таблиця 11.1. Питома електропровідність 0,02М розчину (