тюменцева пособие

21

Тема 3 Биогенные вещества

Биогенными элементами называют химические элементы, постоянно входящие в состав организмов и выполняющие определенные функции (O, C, H, N, P, S). В группу биогенных элементов, кроме вышеперечисленных, часто включают железо, т. к. оно необходимо живым организмам, а его содержание в воде в некоторых случаях достигает нескольких мг/л воды.

Азот – важнейший элемент питания, необходимый для нормального развития растений. Он входит в состав белков, нуклеиновых кислот, гемоглобина. Соединения азота играют большую роль в процессах фотосинтеза, обмена веществ, образования новых клеток. Вместе с тем в настоящее время заметно усилился процесс обогащения окружающей среды соединениями азота. О значительном загрязнении соединениями азота свидетельствует повышение уровня концентрации нитратов в природных водах в 2–4 раза и более. Негативным фактором в этом процессе является повышение концентрации аммонийного и нитратного азота до токсичных уровней.

Железо – непременный компонент поверхностных вод. Кроме растворенного ионного железа в природных водах присутствуют гидроксокомплексы, коллоидные неорганические и органические формы. В природных водах многие соединения железа малоустойчивы, поскольку подвергаются гидролизу с последующим осаждением гидроксидов. Избыточное количество железа приводит к заболеванию кровеносной системы и циррозу печени. ПДК ионов железа в воде составляет 0,5 мг/л.

Поступление в организм избыточного количества нитратов (более 10 мг/кг массы тела) вызывает развитие метгемоглобинемии и, как следствие, недостаточное обеспечение организма кислородом. Нарушаются многие обменные процессы в организме, снижается иммунитет, нарушается деятельность эндокринных органов и т. д.

Допустимая суточная доза потребления человеком нитратов в России принята равной 300–325 мг (т. е. 5 мг на кг его массы). Реальная суточная нагрузка, по экспертным оценкам, колеблется от 150 до 360 мг. Она значительно меняется в зависимости от характера питания и содержания нитратов в воде и достигает в ряде случаев 500–600 мг/сут. на человека.

22

Методика выполнения лабораторной работы

Цель работы: определить содержание ионов аммония (NH4+), нитрит-ионов (NO2-), нитрат-ионов (NO3-) и ионов железа (Fe3+) в ис-

следуемой воде.

Материалы, реактивы, оборудование: штатив с пробирками; мер-

ные колбы на 25 мл, 50 мл, 100 мл; пипетки на 1 мл, 5 мл, 10 мл с делениями; стакан на 150 мл; предметное стекло; исследуемая вода; раствор сегнетовой соли КNaC4H4O6×4H2O; реактив Несслера KHgI4; безаммиачная вода; стандартные растворы хлорида аммония NH4Cl (прил. 3); крахмальная бумага; 2 н. раствор уксусной кислоты СН3СООН; 0,1 н. раствор иодида калия KI; 10 %-ный раствор реактива Грисса; гидроксид аммония, суспензия для коагуляции; активированный уголь; стандартные растворы нитрита натрия NaNO2 (прил. 3); 0,1 М раствор гексацианоферрата (III) калия К3[Fe(СN)6]; 50 %-ный раствор роданида аммония NH4CNS или роданида калия KCNS; кристаллический персульфат аммония (NH4)2S2O8; раствор соляной кислоты HCl (пл. 1,19 г/см3); стандартные растворы железа (прил. 3); 10 %-ный раствор аммиака; фотоколориметр; электроплитка.

Опыт № 1. Определение ионов аммония

1.1. Качественное определение ионов аммония

В пробирку наливают 10 мл исследуемой воды, прибавляют 0,2– 0,3 мл сегнетовой соли и 0,2 мл реактива Несслера. Через 10–15 мин проводят приближенное определение ионов аммония по таблице 6.

Таблица 6

Ориентировочное содержание аммиака и ионов аммония

Окрашивание при рассматривании			Аммиак
		и ионы аммония
Сбоку	Сверху	мг N/л		мг NH4+/л
Нет	Нет	< 0,04		< 0,05
Нет	Чрезвычайно слабое,	0,08		0,1
	желтоватое
Чрезвычайно слабое,	Слабо-желтоватое	0,2		0,3
желтоватое
Очень слабое, желтоватое	Желтоватое	0,4		0,5
Слабо-желтоватое	Светло-желтое	0,8		1,0
Светло-желтое	Желтое	2,0		2,5
Желтое	Буровато-желтое	4,0		5,0
Мутноватое, резко-желтое	Бурое, раствор мутный	8,0		10,0
Интенсивно-бурое,	Бурое,
раствор мутный	раствор мутный	>10,0		> 10,0

23

Результаты анализа воды на содержание ионов аммония занесите в таблицу 4.

1.2. Количественное определение ионов аммония

Ионы аммония определяют фотометрически по реакции с реактивом Несслера. Принцип метода основан на том, что аммоний с реактивом Несслера образует йодид меркураммония, который окрашивает раствор в желто-коричневый цвет. Интенсивность окраски пропорциональна содержанию аммония в воде.

NH4+ + 2K2HgI4 + 2KOH NH2Hg2I3 + 5KI + 2H2O + K+.

Так как соли кальция и магния, обычно содержащиеся в природных водах, при взаимодействии с реактивом Несслера могут выпасть в осадок, их связывают раствором виннокислого натрия-калия (сегнетовой солью). Диапазон определяемых концентраций аммония –

0,05–4 мг/л.

Как правило, в чистых природных водах содержится 0,01– 0,1 мг/л аммонийных солей. ПДК аммиака в воде водоемов – 2 мг/л (по азоту).

К 50 мл пробы воды приливают 1 мл сегнетовой соли и 1 мл реактива Несслера, перемешивают. Через 10 мин измеряют оптическую плотность раствора в кюветах с толщиной оптического слоя 2–5 см, в зависимости от концентрации аммиака, с фиолетовым светофильтром (λ 425 нм) по отношению к безаммиачной воде, в которую добавлены соответствующие реактивы. Содержание ионов аммония (мг) находят по калибровочному графику или визуально, сравнивая интенсивность окраски пробы и шкалы стандартных растворов, приготовленных одновременно.

Построение калибровочного графика. В мерные колбы на 50 мл вносят 0; 0,1; 0,2; 0,5; 1; 1,5; 2; 3 мл рабочего стандартного раствора NH4Cl, что соответствует содержанию 0; 0,005; 0,01; 0,025; 0,05; 0,075; 0,10; 0,15 мг NH4+. Доводят до метки безаммиачной водой, перемешивают и прибавляют реактивы как при анализе пробы, фотометрируют через 10 мин после прибавления реактива Несслера. Калибровочный график строят в координатах оптическая плотность – содержание ионов NH4+ (мг).

Концентрацию ионов аммония (мг NH4+/л) рассчитывают по формуле:

ХА 1000,

V

24

где А – содержание ионов NH4+, найденное по калибровочному графику, мг; V – объем пробы, взятой для анализа, мл.

Для выражения результатов в форме аммонийного азота (мг N/л) полученную величину (мг NH4+/л) умножают на коэффициент 0,77.

Опыт № 2. Определение нитритного азота

2.1. Качественное определение нитритного и нитратного азота

Метод основан на реакции между нитратами и фенолдисульфокислотой с образованием нитропроизводных фенола, которые со щелочами образуют окрашенные в желтый цвет соединения.

Обнаружение NО2-. На крахмальную бумагу последовательно наносят каплю 2 н. уксусной кислоты, каплю анализируемой воды и каплю 0,1 н. иодида калия. В зависимости от количества присутствующего нитрита появляется синее пятно или кольцо йодкрахмального соединения.

В кислых растворах нитриты взаимодействуют с иодидами по уравнению:

2NO2- + 2I- + 4H+ I2 + 2H2O + 2NO.

Чувствительность реакции: m = 0,005 мкг NO2-.

В присутствии нитритов чувствительная цветная реакция на нитраты с дифениламином не пригодна, поскольку нитриты дают подобную же реакцию. Поэтому предварительно нужно удалить нитриты. Один из методов разрушения нитритов основан на реакции с аминосульфоновой кислотой (сульфаминовой кислотой):

NO2- + NН2 SO3H → HSO4ˉ + Н2O + N2.

Обнаружение NО3-. В пробирку наливают 5 мл исследуемой воды, прибавляют 4–5 капель раствора дифениламина, встряхивают. При наличии нитратов раствор окрашивается в синий цвет. По интенсивности окрашивания приближенно судят об их содержании и необходимости количественного анализа.

Чувствительность реакции: m = 0,5 мкг NО3-.

2.2. Количественное определение нитритного азота

Метод основан на способности нитритных ионов давать интенсивно окрашенные диазосоединения с первичными ароматическими

25

аминами. При определении используется реакция с сульфаниловой кислотой и α-нафтиламином (реактив Грисса).

Чувствительность метода – 0,5 мкг NO2- в 1 л. При большом содержании нитритов исследуемую воду необходимо разбавлять.

Определению мешают взвешенные вещества, мутность, окраска воды, а также сильные окислители и восстановители. Мутность и цветность удаляют фильтрованием и коагулированием. К 300 мл пробы прибавляют 0,5 г активированного угля или гидроксида аммония. Влияние окислителей и восстановителей в сильно загрязненных пробах устраняют соответствующим разбавлением пробы дистиллированной водой.

50 мл исследуемой осветленной или предварительно разбавленной воды (чтобы в ней содержалось до 0,015 мг азота) помещают в колбу или стакан, приливают 5 мл реактива Грисса и перемешивают. Окраска появляется через 40 мин и сохраняется неизменной в течение 3 часов. Через 40 мин растворы фотометрируют в кюветах толщиной 2–5 см с зеленым светофильтром (λ530 нм) по отношению к дистиллированной воде с добавлением реактива Грисса.

Содержание нитритов находят по калибровочному графику или визуальным сравнением интенсивности окраски пробы и шкалы стандартных растворов.

При очень малом содержании нитритов, когда окраска в исследуемой пробе не проявляется в течение 30 мин, пробу воды и стандарты подогревают в течение 10 мин до 70 °С (в одинаковых условиях), охлаждают и фотометрируют с этими стандартами.

Построение калибровочного графика. В ряд мерных колб на

50 мл вносят рабочий стандартный раствор в количестве 0; 0,1; 0,2; 0,5; 1; 2; 5; 10; 15 мл, что соответствует содержанию 0; 0,1; 0,2; 0,5; 1; 2; 5; 10; 15 мкг азота нитритов. В колбы доливают дистиллированную воду до метки и прибавляют по 5 мл 10 %-го раствора реактива Грисса, перемешивают и через 40 мин фотометрируют. Калибровочный график строят в координатах: оптическая плотность – содержание азота нитритов (мкг). Целесообразно строить два калибровочных графика, для содержания азота нитритов от 0 до 4 мкг и от 0 до 15 мкг.

Концентрацию нитритов (мг NO2-/л) рассчитывают по формуле:

ХVА ,

где А – содержание нитритов, найденное по калибровочному графику, мг;

V – объем пробы, взятой для анализа, мл.

26

Для выражения результатов в форме нитритного азота (мг N/л) полученную величину (мг NO2-/л) умножают на коэффициент 0,3.

Опыт № 3. Обнаружение ионов Fe2+ и Fe3+

3.1. Качественное обнаружение Fe2+

На предметное стекло наносят каплю исследуемой воды, затем прибавляют каплю раствора гексацианоферрата (III) калия K3[Fe(CN)6]. В присутствии ионов железа (II) образуется темно-синий осадок.

Образование темно-синего осадка «турнбулевой сини», нерастворимого в кислотах, но растворимого в щелочах идет по уравнению:

Fe2+ + [Fe(CN)6]3-	Fe3+ + [Fe(CN)6]4-,
4Fe3+ + 3[Fe(CN)6]4-	Fe4[Fe(CN)6]3 .

Чувствительность реакции: m = 0,6 мкг Fe2+.

3.2. Качественное обнаружение Fe3+

К капле исследуемой воды на предметном стекле прибавляют каплю раствора сульфосалициловой кислоты. В присутствии ионов железа (III) появляется фиолетовая окраска образующейся комплексной соли.

Чувствительность реакции: m = 0,125 мкг Fe3+.

3.3. Качественное определение с приближенной количественной оценкой

Метод основан на взаимодействии в сильнокислой среде окисленного железа (III) и роданид-ионов с образованием окрашенного в красный цвет соединения.

Fe3+ + nCNS- = Fe(CNS)n(3 – n),

где n = 1–6.

В пробирку наливают 10 мл исследуемой воды, вносят две капли концентрированной соляной кислоты, несколько кристалликов персульфата аммония и 0,2 мл роданида аммония или калия. После внесения каждого реактива содержимое пробирки перемешивают. Приближенно массовую концентрацию железа определяют по

таблице 7.

27

По интенсивности полученного окрашивания судят о количестве содержащегося железа.

Результаты биогенного анализа воды занесите в таблицу 4. Проанализируйте полученные результаты и сделайте вывод о возможности применения исследуемой воды.

Таблица 7

Примерное содержание железа в исследуемой воде

	Окрашивание	Массовая
Окрашивание	при рассмотрении	концентрация
при рассмотрении сбоку	сверху вниз	железа, мг/л
Окрашивания нет	Окрашивания нет	< 0,05
Едва заметное желтовато-	Чрезвычайно слабое желто-	0,1
розовое	вато-розовое
Очень слабое желтовато-	Слабое желтовато-розовое	0,25
розовое
Слабое желтовато-розовое	Светло-желтовато-розовое	0,5
Светло-желтовато-розовое	Желтовато-розовое	1,0
Сильное желтовато-розовое	Желтовато-красное	2,0
Светло-желтовато-красное	Ярко-красное	> 2,0

После изучения данной темы студенты научатся определять содержание биогенных веществ в воде и прогнозировать их влияние на организм человека.

Контрольные вопросы

1.Какие элементы называют биогенными?

2.Какую роль играют биогенные элементы для живых организмов?

3.Для каких форм азота существуют ПДК, и каковы их величины?

4.Какова роль железа в живых организмах?

5.Сущность количественного метода определения биогенных элементов?

[1, с. 43–70, 318–336; 2, с. 92–119, 305–311; 5; 6; 7; 9].

28

Тема 4 Анализ снега

Для экологической характеристики местности, имеющей снеговой покров, необходимо изучение основных показателей загрязнения снега. Оценить загрязнение снега можно после проведения несложных анализов: определения количества твердых загрязняющих ча-

стиц, величины рН, качественного обнаружения ионов Сl-, SO42-, CO32-, HCO3-, Ca2+.

Загрязнение снега твердыми частицами происходит преимущественно за счет техногенного фактора через осаждение пыли, золы, сажи (технический углерод), дыма. При сжигании угля и нефти в атмосферу поступает огромное количество летучей тонкой золы, аэрозолей, рН которых колеблется от 2,8–3 до 9–12. Попадание таких компонентов в снег, а затем в почву вызывает подкисление или подщелачивание среды.

В твердых загрязняющих веществах могут содержаться наиболее токсичные для живых организмов свинец, ртуть, кадмий, цинк (тяжелые металлы), силикатная пыль, сажа. Поэтому в лабораториях мониторинга природной среды проводят анализы твердых загрязняющих веществ снега на наличие тяжелых металлов.

Часть тяжелых металлов и токсичных элементов (сурьма, мышьяк, кадмий, цинк) содержится в газопылевых техногенных выбросах в газообразной форме, а часть (сульфиды, сульфаты, оксиды, арсениты металлов) – в пылевой фракции. При оседании их на снеговой покров и в дальнейшем при таянии снега происходит образование растворимых форм некоторых металлов и миграция их в верхние слои почвы. В верхних гумусовых горизонтах почв удерживается основная масса поступивших из снега загрязняющих тяжелых металлов и неметаллов. Здесь же происходит их первичная трансформация. Степень и направление трансформации соединений в почвах зависят от свойств почв и от вида загрязняющих веществ. Почва не загрязняется, если загрязняющие вещества в результате химических превращений переходят в нетоксичные формы.

Методика выполнения лабораторной работы

Цель работы: оценить степень загрязнения снега на основе качественных и количественных исследований примесей.

29

Материалы, реактивы, оборудование: стеклянная колба на

250 мл; воронка; фильтры бумажные; стакан на 100 мл; пробирки; пипетка; конические колбы на 100 мл; бюретки для титрования; снег; буферные растворы для рН-метра; 10 %-ная азотная кислота HNO3; 20 %-ный раствор хлорида бария BaCl2; 4 %-ный раствор оксалата аммония (NH4)2C2O4; концентрированный раствор аммиака NH4OH; фенолфталеин; метиловый оранжевый; 0,02 н. раствор серной кислоты H2SO4; сушильный шкаф; аналитические весы; рН-метр.

Правила отбора проб снега. Для достоверности отбирают 3 пробы в одном месте. Исследуемая площадка должна иметь форму треугольника со сторонами не менее 10 м. В вершинах треугольника размечают квадраты размером 1х1 м, в которых берут пробы снега методом «конверта», т. е. по углам квадрата (4 шт.) и в центре его – всего 5 проб. Затем эти пробы объединяют в одну и используют для анализа. С трех квадратов одного треугольника в конечном счете будет отобрано 3 пробы снега. Для учебных целей допускается объединение их в одну пробу.

Рекомендуется на анализ отбирать снег на всю глубину (при небольшой толщине слоя) или максимально возможную, чтобы суммировать загрязнения, накопившиеся за зимние месяцы. Пробы можно отбирать цилиндром, совком, ложкой или лопатой в чистые полиэтиленовые пакеты, стеклянные банки. Взятые пробы помещают в другие пакеты, куда вкладывают этикетки с указанием места, даты отбора, фамилии исследователя. Хранить пакеты можно на балконе, за окном, в холодильнике.

Перед анализом снега визуально определяют степень его загрязнения по цвету (белый, серый, грязно-белый и др.). Затем снег перекладывают в химический стакан и при комнатной температуре оставляют до полного таяния. Полученную воду используют для анализа.

Опыт № 1. Определение количества твердых загрязняющих частиц

Полученную талую воду после измерения объема (V) фильтруют по стеклянной палочке через бумажный фильтр в колбу. По окончании фильтрования для анализа оставляют 150–200 мл фильтрата, остальной выливают.

Фильтры аккуратно снимают с воронок, складывают и помещают в сушильный шкаф до полного высушивания при температуре не выше 100 0С. Одновременно высушивают такой же чистый фильтр. Вы-

30

сушенные фильтры взвешивают на аналитических весах и вычисляют количество твердых загрязняющих частиц (N, г/л) по формуле:

	N	(a b) 1000		,
		V

где а – масса сухого фильтра с осадком, г; b – масса сухого чистого фильтра, г; V – общий объем талой воды, мл;

1000 – коэффициент пересчета на 1 л фильтрата.

Опыт № 2. Определение рН снега

Величина рН снега обусловлена попаданием из атмосферы не только твердых частиц, как было отмечено выше, но и газообразных загрязняющих веществ: сернистого газа (SO2), оксида углерода (СО), диоксида углерода (СО2), оксидов азота (N2О, NO, NO2). Этот показатель очень важен, так как может сильно повлиять на реакцию среды почвы после таяния снега (подкислить или подщелочить).

Для определения величины рН фильтрата используют pH-метр

(см. тема 1, опыт № 6).

Чистый снег, как и чистая дождевая вода, имеет рН 5,6, что связано с наличием в воздухе СО2, образующего угольную кислоту, подкисляющую атмосферные осадки. Если в воздухе много оксидов азота, сернистого газа, диоксида серы и кислотных оксидов, то снег или дождевая вода будут иметь величину рН < 5,6 (снег кислый). Если снег имеет значение рН > 5,6, то он щелочной и загрязнен оксидами металлов, автомобильными выхлопами.

Опыт № 3. Определение ионного состава фильтрата

3.1.Качественное определение хлоридов (Cl-)

Вфильтрате талой воды определяют наличие ионов Cl-, SO42-, Ca2+. Хлорид-ионы определяют по методике, приведенной в одной из

прошлых тем (см. тема 2, опыт № 3).

3.2. Качественное определение сульфатов (SO42-)

В пробирку наливают 3 мл талой воды, добавляют 3–4 капли 10 %-ной соляной кислоты и 2 мл 20 %-го раствора хлорида бария. Раствор в пробирке медленно нагревают до кипения. При наличии сульфатов протекает реакция:

Na2SO4 + BaCl2 = 2NaCl + BaSO4 .