analisi_acque_met_3 ocb

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Lavoro svolto dagli alunni della classe 5 ch B dell’ITIS Facchinetti di Busto Arsizio
nell’anno scolastico 2007/08, supportati dal docente tecnico pratico Mauro Sabella.
OPERATORI:
Fiora,Lambertini ,Ravazzi, Speroni
prof. Mauro Sabella
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INDICE ANALITICO:
1. Introduzione:
Cenni teorici sull’acqua
Analisi svolte sul campione d’acqua:
2. Determinazione della temperatura
3. Determinazione del pH
4. Determinazione della conducibilità
5. Analisi organolettica
6. Cenni teorici sulla durezza dell’acqua
6.1 Determinazione della durezza totale
6.2 Determinazione della durezza permanente
6.3 Determinazione della durezza temporanea
6.4 Determinazione della durezza calcica
7. Determinazione del residuo fisso
8. Cenni teorici sull’analisi spettrofotometrica UV/VIS
8.1 Determinazione dell’ammoniaca
8.2 Determinazione dei nitrati
8.3 Determinazione dei nitriti
8.4 Determinazione dei fosfati
8.5 Determinazione del ferro
..8.6 Determinazione del cromo esavalente.
8.7 Determinazione dei solfati
9. Determinazione dei cloruri
10. Determinazione dei cloruri
11. Determinazione degli anioni e cationi al cromatografo ionico
12. Conclusioni
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1. CENNI TEORICI
L'acqua potabile, come ogni altra sostanza, contiene piccole quantità di batteri.
La maggior parte di questi batteri sono batteri comuni e non sono
generalmente nocivi. Il cloro viene solitamente aggiunto all'acqua potabile per
impedire lo sviluppo batterico mentre l'acqua fluisce attraverso le condutture o
vengono fatti trattamenti con O3 o radiazioni UV. Ecco perchè l'acqua potabile
contiene anche quantità minime di cloro. L'acqua consiste principalmente di
minerali e di altri composti inorganici, (quale il calcio). L'acqua potabile può
provenire da diverse fonti: può ad esempio essere pompata dal terreno
attraverso pozzi. Tale acqua freatica (proveniente da falde acquifere freatiche)
viene quindi purificata, in modo che non contenga agenti inquinanti ed è adatta
ad essere bevuta. L'acqua potabile può anche essere erogata direttamente da
sorgenti d'acqua superficiale, quali fiumi, laghi e corsi d'acqua. Tale acqua
dovrà subire più processi di depurazione rispetto a quella proveniente dal sotto
suolo. Ci sono parecchi fattori che possono intaccare la qualità dell'acqua
potabile. Alcuni di questi sono elencati qui di seguito. I batteri del bacillo
coliforme possono essere rilevati in acqua potabile: essi sono un gruppo di
microrganismi che si trovano normalmente nel tratto intestinale degli esseri
umani e di altri animali a sangue freddo e nelle acque superficiali. Quando
questi organismi vengono rilevati nell'acqua potabile, questo suggerisce la
contaminazione da parte di una sorgente sotto la superficie, quale lo scolo di
barnyard. La presenza di questi batteri indica che microrganismi che provocano
malattie, conosciuti come agenti patogeni, possono allo stesso modo entrare
nei rifornimenti di acqua potabile, se azioni preventive non vengono intraprese.
L'acqua potabile dovrebbe essere priva di bacilli coliformi. Anche lieviti e virus
possono mettere a rischio la qualità dell'acqua potabile. Sono agenti inquinanti
microbici che si trovano solitamente in acqua superficiale, come ad esempio
giardia e criptosporidio. La giardia è un organismo unicellulare che causa
disturbi gastrointestinali. Il criptosporidio è un parassita considerato come una
delle cause più significative delle malattie diarroiche negli esseri umani. In
individui con un sistema immunitario normale la malattia dura parecchi giorni
causando diarrea, vomito, spasmi dello stomaco e febbre. Persone con un
sistema immunitario indebolito possono soffrire di sintomi ben peggiori causati
dal criptosporidio, come malattie simili al colera. Il nitrato contenuto in acqua
potabile può causare la cianosi, una riduzione della capacità di carico di
ossigeno nel sangue. Ciò è particolarmente pericoloso per infanti sotto i sei
mesi età. Il piombo può entrare nei rifornimenti idrici lisciviando dalle
condutture di rame. Quando l'acqua fluisce nei tubi, piccole quantità di piombo
si dissolvono nell'acqua, di modo da contaminarla. Il piombo è una sostanza
tossica che può essere assorbita rapidamente dall'organismo umano,
specialmente da quello dei bambini piccoli. Può causare avvelenamento da
piombo. Tutti i paesi hanno propri standard legali per l'acqua potabile. Essi
prescrivono quali sostanze possono trovarsi nell'acqua potabile e qual è la
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massima quantità di tali sostanze. Tali standard sono chiamati livelli massimi di
contaminazione, sono stilati per ogni agente inquinante che può avere effetti
dannosi sulla salute umana ed ogni industria produttrice di acqua potabile deve
seguirli. Se l'acqua viene purificata per essere resa adatta ad essere bevuta,
sarà testata per un certo numero di sostanze inquinanti pericolose, per stabilire
le loro reali concentrazioni. Dopo di ciò, si può determinare la quantità
inquinanti che deve essere rimossa e se necessario le fasi di depurazione
possono essere aumentate.
Acqua prelevata da:
IMPIANTO DI OSMOSI INVERSA
2. DETERMINAZIONE DELLA TEMPERATURA
Scopo: determinare la temperatura dell’acqua in analisi.
Strumenti utilizzati:
•
Termometro.
•
Becker.
Procedimento: prelevare dalla bottiglia 100 ml dell’acqua in analisi ed
immergervi il bulbo del termometro. Leggere poi la temperatura.
Elaborazione dati: la temperatura letta è di 17°C
3. DETERMINAZIONE DEL pH
Scopo: determinare il pH dell’acqua in analisi.
Cenni teorici: il pH è una scala di misura dell'acidità di una soluzione
acquosa. Il pH solitamente assume valori compresi tra 0 (acido forte) e 14
(base forte). Al valore intermedio di 7 corrisponde la condizione di neutralità,
tipica dell'acqua pura a 25 °C. Il pH può essere misurato per via elettrica,
sfruttando il potenziale creato dalla differenza di concentrazione di ioni
idrogeno su due lati di una membrana (si veda pH-metro), o per via chimica,
sfruttando la capacità di alcune sostanze (dette indicatori) di modificare il loro
colore in funzione del pH dell'ambiente in cui si trovano. Normalmente, sono
sostanze usate in soluzione, come per esempio la fenolftaleina. Molto spesso
gli indicatori si usano anche supportati su strisce di carta (le cosiddette "cartine
indicatrici"), le quali cambiano colore quando vengono immerse in sostanze
acide o basiche. L'esempio più comune è quello delle "cartine al tornasole", di
colore rosa in ambiente acido e azzurro in ambiente alcalino.
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Strumenti utilizzati:
•
pH-metro.
•
becker.
•
Agitatore
•
Ancoretta
pH-metro.
Procedimento: prelevare dalla bottiglia 100 ml dell’acqua in analisi ed
immergervi l’elettrodo del pH-metro. Mettere il campione sotto agitazione
attendere che il valore si stabilizzi e annotarlo.
Osservazioni : l’ acqua da noi analizzata è acqua potabile per cui il pH deve
essere neutro o prossimo alla neutralità; infatti il pH risultante dalla misura è
6.01.
Elaborazione dati: il pH risultato è 6.01
4. DETERMINAZIONE DELLA CONDUCIBILITA’
Scopo: determinare la conducibilità dell’acqua in analisi.
Cenni teorici: la conducibilità elettrica è l'espressione quantitativa
dell'attitudine di un conduttore ad essere percorso da corrente elettrica nel
caso dell’ acqua sono gli ioni che permettono la conduzione di corrente .
Strumenti utilizzati:
•
Conduttimetro.
•
Bicchiere.
•
Ancoretta
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•
Agitatore
Conduttimetro.
Procedimento: prelevare dalla bottiglia 100 ml dell’acqua in analisi ed
immergervi l’elettrodo del conduttimetro. Mettere il campione sotto agitazione
attendere che il valore si stabilizzi e annotarlo.
Elaborazione dati: la conducibilità letta è di 0.17 µS / cm.
Osservazioni: L’ acqua osmotizzata da noi analizzata risulta avere una
conducibilità molto bassa (0.17 µS / cm) ;questo è dovuto al processo di
purificazione a cui è stata sottoposta che ha eliminato gran parte degli ioni
salini contenuti in essa abbassando così la conducibilità dell’ acqua.
5. ANALISI ORGANOLETTICA DELL’ACQUA
Procedimento: assaggiare, annusare ed osservare il colore dell’acqua
L’acqua da noi analizzata risulta alla vista incolore limpida e trasparente;
all’olfatto inodore.
6. DUREZZA
Cenni teorici: con il termine durezza di un’acqua si identifica la caratteristica
connessa alla limitata capacità dell’acqua a sciogliere saponi sodici e potassici
quando siano presenti ioni bivalenti alcalino-terrosi (Ca2+ e Mg2+) che
determinano la precipitazione dei saponi stessi sotto forma dei corrispondenti
sali di calcio e magnesio.
I sali della durezza sono solitamente presenti nell'acqua come solfati, cloruri,
nitrati, carbonati o bicarbonati e, generalmente sono solubili ma per
riscaldamento o per evaporazione precipitano formando incrostazioni di calcare
o di altro genere.
Oltre al suo impatto su applicazioni tecnologiche o agrarie, la durezza
dell'acqua ha anche effetti sulla salute umana; l'uso di acque dure è
sconsigliato, ad esempio, a chi soffre di disturbi renali. La durezza ha anche un
effetto deprimente sull'azione schiumogena dei detersivi.
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La durezza viene generalmente espressa in gradi francesi (°F), dove un grado
rappresenta 10 mg di carbonato di calcio (CaCO3) per litro di acqua (1 °F = 10
mg / L = 10 ppm).
Alternativamente è possibile esprimere il risultato come milligrammi di
carbonato di calcio per litro di acqua.
In genere, le acque vengono classificate in base alla loro durezza come segue:
•
•
•
•
•
•
fino a 4 °F: molto dolci.
da 4 °F a 8 °F: dolci.
da 8 °F a 12 °F: mediamente dure.
da 12 °F a 18 °F: discretamente dure.
da 18 °F a 30 °F: dure.
oltre 30 °F: molto dure.
6.1 DETERMINAZIONE DELLA DUREZZA TOTALE
Scopo: determinare la durezza totale dell’acqua in analisi.
Cenni teorici: la durezza totale è il contenuto in ioni calcio e magnesio
espresso come carbonato di calcio (CaCO3). Questa viene determinata
sull’acqua prima di essere sottoposta a trattamento termico.
Reagenti: nel corso dell'analisi, se non è altrimenti indicato, utilizzare solo
reagenti di riconosciuta qualità analitica ed acqua distillata o acqua di purezza
equivalente.
•
Soluzione di EDTA 0,01 N; Conservare la soluzione di EDTA in bottiglia di
polietilene e controllare la sua concentrazione periodicamente.
•
Soluzione tampone di ammonio cloruro (NH4Cl) pH=10
•
Indicatore nero eriocromo T ( NET)
Strumenti utilizzati:
•
Pipetta tarata.
•
Propipetta.
•
Buretta.
•
Beuta.
•
Spatolina.
•
Ancoretta
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•
Agitatore
Procedimento: immettere in una beuta 100 ml di acqua in analisi, 5 ml di
tampone ammoniacale a pH 10 e una punta di spatolina di NET. La soluzione
assume una colorazione rossa; Titolare con EDTA standardizzato e quando la
soluzione cambia colore aggiungere il titolante goccia a goccia e fermarsi
quando la soluzione assume una colorazione blu.
Elaborazione dati: la durezza totale è data da questa formula:
N
EDTA *
V
EDTA =
eq di Ca
2+
e Mg
2+
Si suppone che tutti gli equivalenti siano di CaCO3
mg di CaCO3 in 100 ml = eq di CaCO3 * P .E CaCO3
mg di CaCO3 in un litro =mg di CaCO3 in 100 ml *10= 0 ppm
°F= ppm di CaCO3 / 10 = 0 °F
Osservazioni: nel caso di acqua osmotizzata le quantità di calcio e magnesio
sono minime quasi impercettibili e il viraggio avviene istantaneamente dopo l’
aggiunta dell’ indicatore
6.2 DETERMINAZIONE DELLA DUREZZA PERMANENTE
Scopo: determinare la durezza permanente dell’acqua in analisi.
Cenni teorici: la durezza permanente è il contenuto salino di un’acqua in ioni
calcio e magnesio che non hanno subito trasformazioni a seguito del processo
di ebollizione in quanto derivanti dalla ionizzazione o dalla dissociazione dei
corrispondenti cloruri, nitrati, solfati, ecc.
Reagenti:
•
Soluzione di EDTA 0,01 N: essiccare per 2 ore a 80 °C il sale disodico
diidrato dell’EDTA (C10H14N2O8Na2 . 2 H2O); pesare 3,725 g di sale
essiccato, scioglierlo in acqua e portare al volume di 1000 ml in un
matraccio tarato. Conservare la soluzione di EDTA in bottiglia di
polietilene e controllare la sua concentrazione periodicamente.
•
Soluzione tampone di ammonio cloruro (NH4Cl)
•
Indicatore nero eriocromo T ( NET)
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Strumenti utilizzati:
•
Pipetta tarata.
•
Propipetta.
•
Buretta.
•
Beuta.
•
Spatolina.
•
Agitatore
•
Ancoretta
Procedimento: fare bollire 100 ml di campione di acqua in analisi per 30
minuti; e portare a volume in una beuta con 100 ml di acqua distillata,
aggiungere poi 5 ml di tampone ammoniacale a pH 10 e una punta di spatolina
di NET. La soluzione assume una colorazione rossa; Titolare con EDTA
standardizzato e quando la soluzione cambia colore aggiungere il titolante
goccia a goccia e fermarsi quando la soluzione assume una colorazione blu.
Elaborazione dati: la durezza permanente è data da questa formula:
N
EDTA *
V
EDTA =
eq di Ca
2+
e Mg
2+
Si suppone che tutti gli equivalenti siano di CaCO3
mg di CaCO3 in 100 ml = eq di CaCO3 * P .E
CaCO3
mg di CaCO3 in un litro =mg di CaCO3 in 100 ml *10= 0 ppm
°F= ppm di CaCO3 / 10 = 0 °F
6.3 DETERMINAZIONE DELLA DUREZZA TEMPORANEA
Cenni teorici: La durezza temporanea non si determina sperimentalmente ma
attraverso una semplice operazione matematica
Per calcolare la durezza temporanea non dobbiamo far altro che sottrarre la
durezza permanente alla durezza totale:
Durezza temporanea = Durezza totale – Durezza permanente =
= (0–0) °F = 0 °F
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6.4 DETERMINAZIONE DELLA DUREZZA CALCICA
Cenni teorici : la durezza calcica esprime la concentrazione dei Sali di calcio ;
nella loro determinazione il magnesio non interferisce in quanto lavorando a pH
maggiore di 12 esso precipita nella forma Mg(OH)2
Scopo: determinare la durezza calcica dell’acqua in analisi con il metodo
complessometrico (titolazione mediante soluzione di EDTA).
Reagenti:
•
NaOH 2 N.
•
Indicatore murasside
•
EDTA 0,01 M standardizzato.
Strumenti utilizzati:
•
Beuta.
•
Buretta.
•
Ancoretta
•
Agitatore
Procedimento: prelevare 100 mL dell’acqua in analisi ed immetterli in una
beuta . Portare a pH 12 con qualche mL di NaOH 2 N ed aggiungere una punta
di spatola di murasside come indicatore. Titolare con la buretta l’EDTA, sino al
viraggio in cui la soluzione assumerà un colore violaceo.
Elaborazione dati:
NEDTA* V
EDTA =
eq di Ca2+
eq di Ca 2+ * P.E Ca2+ = mg Ca2+ in 100ml
mg Ca2+ in 100ml *10= ppm Ca2+
ppm Ca2+ / 10 = 0 °F
Osservazioni: Il calcio contenuto nell’ acqua da noi analizzata risulta essere
presente in quantità non apprezzabili con il metodo volumetrico infatti quando
abbiamo aggiunto l’ indicatore si è notata istantaneamente la variazione
cromatica della soluzione e quindi l’ avvenuto viraggio
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7. DETERMINAZIONE DEL RESIDUO FISSO A 180°C
Cenni teorici: il residuo fisso è un parametro utilizzato per classificare le
acque minerali dalle acque potabili in generale. Solitamente espresso in mg/l
(ppm), indica la quantità di sostanza solida perfettamente secca che rimane
dopo aver fatto evaporare in un opportuno contenitore (Becker) previamente
tarato, una quantità nota di acqua. Il risultato si esprime in ppm o mg/ l
specificando sempre a quale temperatura ci si riferisce
Scopo: determinare il residuo fisso dell’acqua in analisi a 180 °C.
.
Strumenti utilizzati:
•
Bilancia.
•
Essiccatore.
•
Stufa
•
Bunsen
•
Treppiedi con reticella
•
Pipetta tarata da 50 ml
•
Becker
Procedimento: essiccare il Becker preliminarmente in stufa per circa un’ora
alla temperatura di 180 °C fino a peso costante. Mettere 100 ml di campione
nel Becker utilizzando una pipetta da 50 ml porlo sul bunsen fino a far
evaporare quasi la totalità dell’ acqua in esso contenuta.
Mettere il Becker in stufa fino a completa evaporazione dell’ acqua e dopo il
raffreddamento pesarlo .
Elaborazione dati:
peso (Becker * residuo fisso ) – peso Becker ( tara)= residuo fisso
36,2014- 36,2002= 0,0012 g in 100 ml
0,0012g*10000= 12 ppm
Osservazioni : nel nostro caso il residuo fisso risulta un valore molto basso
rispetto alle normali acque da noi bevute questo perché l’ acqua analizzata ha
pochissimi ioni salini disciolti in essa come viene evidenziato anche dai dati di
conducibilità e dalla durezza dell’ acqua .
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8. ANALISI SPETTROFOTOMETRICA ALL’UV/VISIBILE
Cenni teorici: Sfruttando l’analisi strumentale; e in particolare quella
spettrofotometrica individuiamo le concentrazioni degli inquinanti sfruttando
anche reazioni colorimetriche.
Strumenti utilizzati:
•
Spettrofotometro doppioraggio o colorimetro monoraggio.
•
Cuvetta in vetro da 1 cm.
•
Matraccio tarato da 100 ml.
•
Buretta da 25 ml.
•
Pipetta tarata da 1 e 2 ml.
•
Propipetta.
•
Bacchetta di vetro.
•
Bicchiere.
•
Bilancia.
Spettrofotometro.
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8.1 DETERMINAZIONE DELL’AMMONIACA
Cenni teorici: in ambiente alcalino il reattivo di Nessler forma, in presenza di
basse concentrazioni di ammoniaca, una colorazione gialla.
Le probabili reazioni sono:
2 (HgI2 . KI) + 2 NH3 2 (NH3HgI2) + 2 KI
2 (NH3HgI2) NH2Hg2I3 + NH4I
Il complesso di NH2Hg2I3 tende a flocculare nel tempo; tuttavia la
determinazione colorimetrica non può essere eseguita immediatamente dopo
l’aggiunta del reattivo perchè lo sviluppo del colore avviene gradualmente. Il
metodo è consigliabile per la determinazione dello ione ammonio in
concentrazioni comprese tra 0,2 e 5,0 mg / L.
Calcio, magnesio, ferro e solfuri possono provocare, in presenza del reattivo di
Nessler, un intorbidamento della soluzione.
L’inconveniente può essere eliminato facendo precedere all’aggiunta del
reattivo di Nessler un pretrattamento con una soluzione di carbonato di sodio e
idrossido di sodio, anche se spesso è sufficiente una semplice aggiunta di un
tartrato.
Inoltre, alcune sostanze organiche causano una leggera alterazione del colore
o la formazione di un precipitato. Se ciò dovesse succedere e comunque
sempre quando la soluzione in esame non risulta perfettamente limpida ed
incolore, conviene, prima della determinazione, sottoporre il campione a
distillazione.
Reagenti utilizzati:
•
Soluzione standard madre di ammonio. Pesare 0,5931 g di NH4Cl
previamente essiccato in stufa a 140 °C per circa 2 ore. Trasferirli
quantitativamente in un matraccio tarato da 1 L. Questa soluzione
contiene 200 mg / L di NH4+.
•
Soluzione standard diluita di ammonio. Diluire con acqua distillata in un
matraccio tarato da 1 L 50 ml della stessa soluzione standard madre.
Questa soluzione contiene 10 mg / L di NH4+ e va preparata di fresco
appena prima dell’uso.
•
Soluzione di carbonato di idrossido di sodio. Sciogliere 100 g di Na2CO3 .
10 H2O cristallino e 50 g di NaOH in pastiglie, in 300 ml di acqua
distillata. Per favorire la dissoluzione utilizzare dapprima poca acqua, in
modo da permettere lo sviluppo di una grande quantità di soluzione. In
caso di non completa solubilizzazione si consiglia di scaldare
ulteriormente.
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STANDARD
•
•
CONCENTRAZIONE
14
1
0,1ppm
2
0.2ppm
3
0.3ppm
Soluzione stabilizzante. Sciogliere 50 g di tartrato di sodio e potassio in
50 ml di acqua distillata.
Reattivo di Nessler.
Procedimento: costruire la retta di taratura: trasferire, i matracci tarati da
100 ml, a seconda dell’intervallo di concentrazione che più interessa, volumi
variabili da 1 a 20 ml (pari a concentrazioni da 0,1 a 2,0 mg / L di NH4+) della
soluzione standard diluita.
Aggiungere 50 ml circa di acqua distillata e 1 ml di tartrato; agitare bene.
Aggiungere 2 ml di reattivo di Nessler e portare a volume e portare a volume
con acqua distillata.
Preparare contemporaneamente il bianco usando gli stessi reattivi ad
esclusione della soluzione ammoniacale. Dopo 15 minuti esatti dall’aggiunta del
reattivo di Nessler misurare l’assorbanza delle soluzioni a 420 nm, usando il
bianco come riferimento.
N.B. - Il bianco deve risultare limpido ed incolore. Se così non fosse vuol dire
che l’acqua distillata e/o i reattivi sono inquinati da ammoniaca. In questo caso
l’analisi risulta falsata. È necessario quindi individuare la fonte di errore ed
eliminarla. Molto spesso è sufficiente controllare l’acqua distillata usata nella
preparazione dei reattivi e sostituirla se risulta inquinata.
Elaborazione dati: il risultato dato dallo spettrofotometro è A=0 quindi 0ppm
8.2 DETERMINAZIONE DEI NITRATI
Reagenti utilizzati:
•
Soluzione madre di KNO3 ottenuta sciogliendo 3.609g di sale in 1L
•
Soluzione figlia ottenuta diluendo 40ml di soluzione madre in 1L
•
Soluzione di Ag2SO4 ottenuta solubilizzando 4.40g in 1L
•
Acido fenol-disolfonico 25g di sale in 150ml di H2SO4 oleum e 75ml di
H2SO4 agito e scaldo per 2 ore
•
Soluzione concentrata di NH4OH
•
EDTA ottenuto sciogliendo 50g di sale in 20ml di H2O e 50di NH4OH
(sol.sequestrante)
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Procedimento: Preparare le soluzioni necessarie all’esperienza; e in
particolare le soluzioni standard per tracciare la retta di taratura allo
spettrofotometro.
Questi si ottengono prelevando aliquote volumetriche variabili di soluzione
figlia (5/10/20/40/60ml) che vengono messe in matracci da 100ml.
Si prelevano 5ml per ogni standard e si fanno portano a evaporare a
secchezza; si scioglie il residuo in 2ml con il reattivo di ac. fenil-disolfonoco
agitando. Si diluisce il tutto a 20ml con acqua, metto il tutto in un matraccio da
50ml lavando il becher per 3 volte con 5ml di acqua e si aggiungo 2ml di
soluzione sequestrante e 6ml di NH4OH.
Il campione e il bianco si preparano allo stesso modo usando rispettivamente
5ml di acqua osmotizzata (campione) e distillata (bianco).
Dopo la loro preparazione si attendono 15min e si legge allo spettro fotometro
il valore di assorbanza alla λ = 410nm
STANDARD
CONCENTRAZIONE
1
2
3
4
5
1mg/L
2 mg/L
4 mg/L
8 mg/L
12 mg/L
Elaborazione dati: il risultato individuato dalla spettrofotometro è
8.3 DETERMINAZIONE DEI NITRITI
Cenni teorici: l’ammoniaca in acqua viene trasformata in nitrito (NO2-) e
successivamente in nitrato (NO3-). L’acqua potabile non deve contenere quindi
l’ammoniaca e i nitriti. I nitrati sono in genere presenti nell’acqua potabile,
rappresentando un fattore negativo solo se superano un certo livello di
concentrazione. I nitriti presenti in acqua vengono determinati per via
spettrofotometrica col metodo di Griess, basato su una reazione di
diazotazione e una di copulazione tra nitriti, acido solfanilico e naftilammina,
che porta la formazione di un colorante rosso che assorbe a 420 nm.
Reagenti utilizzati:
•
EDTA 0.5 g solubilizzati in 100 ml
•
Acido solfanilico 0.6 g sciolti in 70 ml di acqua calda raffreddarlo
aggiungere 20 ml di HCl conc. Diluire a 100 ml
•
Cloroidrato di alfa naftilammina 0.6 g in acqua aggiungere un ml di HCl
conc diluire a 100 ml e conservare in frigo
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e
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16
•
Tampone acetato di sodio 16.4 g di NaC2H3O2 in 100 ml
Procedimento: preparare gli standards per costruire la retta di taratura.
prelevare 50 ml di acqua osmotizzata chiarificata e con pH circa 7 aggiungere
1 ml di EDTA e 1 ml di acido solfanilico agitare e attendere 10 min
,aggiungere 1 ml di cloroidrato di alfa naftilammina e 1 ml di tampone agitare
e attendere 15 min infine effettuare la misura allo spettrofotometro λ=520 nm
e il bianco deve essere preparato come il campione usando però 50 ml di
acqua distillata.
STANDARD
CONCENTRAZIONE
1
0.05
2
0.1
3
0.15
4
0.2
5
0.25
Elaborazione dati: il valore di assorbenza ottenuto è A=0.103. per cui la
concentrazione di nitriti in ppm la si determina graficamente.
ppm = 0.0375ppm
8.4 DETERMINAZIONE DEI FOSFATI
Cenni teorici: i fosfati reagiscono con il molibdato in ambiente acido secondo
la reazione :
PO3- + 3NH4+ + 12 MoO3 + 12 H2O → (NH4+)3PO4 * 12 MoO3 + 24 OHIl complesso che si forma ridotto con acido ascorbico forma il blu di molibdato;
la colorazione così formata risulta stabile per molto tempo ed è dipendente dal
pH.
Reagenti utilizzati:
• Soluzione standard madre di fosfati ottenuta sciogliendo 1.0746g di
KH2PO4 essiccato A 110° C per 2 ore in 1 litro d’acqua; la soluzione
a concentrazione pari a 750ppm.
•
Soluzione standard figlia di fosfati ottenuta diluendo 10ml di
soluzione madre in 0.5 litro (15ppm)
•
Reattivo misto 0.5litri ottenuto miscelando 200ml di acqua e 100
ml H2SO4 oleum, dopo raffreddamento si aggiungono 0.274g di
K(SbO)C4H4O4 * ½ H2O e si addizionano anche 9.4g di (NH4)2MoO4
•
Soluzione di acido ascorbico preparata solubilizzando 11.4g di sale
in 0.5 litri
Procedimento:Preparare gli standard necessari alla creazione della
retta di taratura mettendo in un matraccio da 100ml; volumi variabili
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di soluzione figlia,10ml di reattivo misto e 10ml di ac. Ascorbico; si
porta a volume e si attendono 15/30 min; leggendo allo
spettrofotometro con λ= 710nm.
La lettura va fatta come sempre contro bianco e il campione si
prepara mettendo 50ml di acqua da analizzare e si aggiungono 10ml
di ac. Ascorbico e 10ml di reattivo misto ed infine si porta a volume
(attendere 15/30min).
STANDARD
1
2
3
4
5
ml SOL FIGLIA
2ml
4ml
6ml
8ml
10ml
Elaborazione dati: L’assorbanza letta allo strumento è A= 0.014, di
conseguenza la loro concentrazione è pari a 0.01ppm
8.5 DETERMINAZIONE DEL Fe (R. taratura)
Cenni teorici: Le acque dolci presentano di solito nella loro composizione
chimica quantità eccessive di ferro come conseguenza dell'uso di tubature di
questo metallo. Il ferro in eccesso tende ad accumularsi nel fegato, nelle
articolazioni e nei muscoli, favorendo la formazione di artriti, cirrosi e
ipertensione.
Reagenti:
•
Soluzione do O-fenantrolina 0.5% ottenuta sciogliendo 0.5g del
suo sale in 100mL di acqua
•
Soluzione di idrossilammina (NH2OH * HCl)
•
Preparare una soluzione madre di Fe da 0.2 g di filo di ferro in 10
ml di H2SO4.
0,2 g di Fe utilizzando il sale di Mohr (NH4)2[Fe(SO4)2] 6 H2O
MM = 392,14 g / molFe MA = 56 g / molFe
(56 g / molFe) / (392,14 g / molFe) = (0,2 g) / x
x = 1,4 g
2+
Soluzione figlia di Fe 10ppm preparata prelevando 50ml dalla
soluzione madre e diluendoli a 1litro
•
•
Tampone CH3COONH4 pH = 10ottenuto solubilizzando 250g di sale
in 150ml di acqua e 700ml di CH3COOH glaciale
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Procedimento: Dopo aver preparato tutti i reattivi necessari a questa analisi
prepariamo anche gli standard necessari per tracciare la retta di taratura allo
spettrofotometro.
Essi si preparano mettendo in un matraccio da 50ml oltre ad aliquote variabili
di soluzione figlia, anche2ml di HCl e 1ml di NH2OH; si agita e si attendono 10
min questo serve per ridurre il Fe3+ a Fe2+
Dopo si aggiungono 10ml di tampone e 2ml di O-fenantrolina assicurandoci
che il pH sia compreso tra 3/3.5 portare a volume.
Il bianco si prepara allo stesso modo escludendo l’aggiunta di sol. Figlia.
La lettura va fatta allo spettrofotometro λ = 510nm dopo aver atteso 20 min
dalla conclusione della loro preparazione.
•
STANDARD
CONCENTRAZIONE
1
2
3
4
0.05 ppm
0.25 ppm
0.5 ppm
1 ppm
Prelevare dalla sostanza figlia rispettivamente 0.5 ml, 2.5 ml, 5ml, 10 ml.
Trattamento del campione:
1. Trasferire in un bicchiere da 100 ml a 250 ml di acqua da analizzare.
2. Aggiungere 2 ml di HCl concentrato, 1 ml di idrossilammina cloridrato
e alcuni ebollitori.
3. Scaldare ed evaporare fino ad ottenere un volume di circa 50 ml.
4. Raffreddare la soluzione e aggiungere 10 ml di tampone acetico.
5. Verificare che il pH sia 3 – 3,5 (se necessario correggere il pH mediante
piccole aggiunte di NaOH).
6. Aggiungere 2 ml di o-fenantrolina e portare a volume.
7. Leggere l’assorbanza a 510nm dopo 20 minuti.
Elaborazione dati: il contenuto di Fe2+ si ricava dalla formula:
Fe2+ (mg / L) = (C . 100) / B
dove:
C = mg / L di Fe2+ ricavati dalla retta di taratura.
B = volume di acqua analizzata (ml).
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Osservazioni: Nell’acqua da noi analizzata la sua concentrazione risulta nulla
8.6 DETERMINAZIONE DEI SO42Cenni teorici: Il solfato è uno dei principali componenti dissolti della pioggia.
Le alte concentrazioni di solfato nell'acqua che beviamo possono avere un
effetto lassativo quando unite a calcio e magnesio, i due costituenti più comuni
della durezza. I batteri, che attaccano e riducono i solfati, formano il gas
solfuro idrogeno (H2S).
Il carico massimo di solfato suggerito dall'Organizzazione Mondiale della Sanità
(WHO) nelle linee guida per la qualità dell'acqua potabile, messe a punto a
Ginevra nel 1993, è 500 mg/l. Gli standard dell'EU sono più recenti, 1998,
completi e rigorosi degli satndard WHO, e suggeriscono un massimo di 250
mg/l di solfato nell'acqua destinata a consumo umano.
Reagenti:
•
Soluzione di glicerina ottenuta miscelando 250ml di glicerina con 250ml
di acqua (1:1)
•
NaCl ottenuto solubilizzando 100g di NaCl con 20ml di HCl e portando il
tutto al volume di 0.5litri
•
Soluzione di glicerina e NaCl ottenuta mediante miscelazione di 200ml di
glicerina e 100ml di NaCl
•
Soluzione di BaCl2 * 2H2O 90g a 1litro
•
Soluzione di standard madre ottenuta solubilizzando 0.149g di Na2SO4 in
1 litro
Procedimento: Preparare le soluzioni necessarie allo svolgimento di questo
principio analitico.
Il campione (30ml di acqua) va trattato in modo che vengano aggiunti:
10ml soluzione di glicerina/NaCl, 5ml BaCl2 agitare per 2min e quindi
leggere con λ = 420nm
Prima però bisogna preparare gli standard per creare la retta di taratura;
essi vanno trattati come se fossero campioni; però invece dell’acqua in
esame si aggiungono aliquote variabili di soluzione standard.
Anche il bianco si prepara allo stesso modo, mettendo 30ml di acqua
distillata.
STANDARD
1
2
3
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ppm
0
4
15
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20
4
5
20
100
Sono stati fatti prelievi rispettivamente di: 0ml, 2ml, 7.5ml 10ml, 50ml
Elaborazione dati: Il valore che si legge di assorbenza va poi usato per
determinare la concentrazione di SO4- sfruttando la retta di taratura.
Osservazioni: il valore in ppm = 0 ancora una volta si può affermare che
l’acqua analizzata è quasi pura.
9. DETERMINAZIONE DEI CLORURI CON IL METODO DI
MHOR
Cenni teorici: i cloruri sono presenti in tutte le acque fluviali, lacustri e
sotterranee grazie alla mobilità e solubilità di questo ione.
In acque sotterranee, generalmente, si possono riscontrare concentrazioni da
pochi mg / L fino a 1000 mg / L; quantità più elevate sono presenti nelle acque
che vengono in contatto con rocce evaporitiche (salgemma). Non esiste un
valore limite per le acque minerali, comunque valori superiori a 200 mg / L
determinano il sapore salato dell’acqua. Le acque ricche di ioni cloruro
facilitano la secrezione gastrica. La determinazione dei cloruri nelle acque
viene generalmente eseguita per via argentometrica, con il metodo di Mohr o
di Volhard.
Metodo Volumetrico di Mohr: sfrutta il diverso coefficiente del prodotto di
solubilità (Kps) del cloruro di argento (AgCl) e del cromato di argento
(AgCrO4). Il metodo consiste nel titolare direttamente l’analita Cl- con una
soluzione standard di AgNO3 in presenza di K2CrO4 come indicatore che, dopo
la precipitazione completa dell’analita in esame, forma gli ioni Ag+ un
precipitato di Ag2CrO4 (cromato di argento) rosso mattone.
Cl- + Ag+ AgCl
CrO42- + 2 Ag+ Ag2CrO4
Reagenti:
•
Soluzione madre di nitrato di argento 0,1 N: sciogliere 8.5543 g di AgNO3
preventivamente essiccato a 150 °C in acqua distillata e diluire a 0.5L.
Conservare al buio e in un recipiente scuro.
•
Indicatore cromato di potassio: sciogliere 25 g di K2CrO4 in una piccola
quantità di acqua distillata. Si aggiunge una soluzione di nitrato di
argento fino a quando si forma un precipitato rosso evidente. Si lascia
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decantare per 12 ore, si filtra e si diluisce il filtrato a 500 ml con acqua
distillata.
Oppure prendere una scatolina di K2CrO4 versarlo in un bicchiere e
preparare una soluzione con piccola quantità di acqua distillata.
Strumenti utilizzati:
•
Pipetta tarata
•
Propipetta
•
Buretta
•
Beuta
•
Ancoretta
•
Agitatore
Procedimento: a 100 ml di acqua in analisi aggiungere un paio di gocce di
indicatore e titolare lentamente con la soluzione di nitrato di argentoe
mantenendo costante l’agitazione,quando si è in prossimità del viraggio si nota
che la caduta di gocce di titolante nell’acqua determina una colorazione rosso
matone che sempre più difficilmente scompare. Quando la colorazione rossomattone resta permanente, leggere il volume di AgNO3 consumato e ricavare il
valore analitico.
Elaborazione dati:
nAgNO3 * VAgNO3 = eq di Cl0.1N * 0.0008L = 0.00008 eq
eq di Cl- * P.E.Cl- = gCl- in 100ml
0.00008eq * 35.45g/eq = 0.002836g/100ml
gCl-/100ml * 10000 = ppm Cl0.002836g *10000 = 28.36ppm
Osservazioni:
L’acqua osmotizzata pur avendo un basso contenuto salino ha un rilevante
quantitativo di cloruri.
La reazione sfruttata è di precipitazione per cui si sarebbe potuta anche
seguire per via conduttimetrica.
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10. DETERMINAZIONE DELL’ALCALINITA’
Trattazione teorica: L'alcalinità è una misura della capacità dell'acqua di
neutralizzare gli acidi. Gli ioni bicarbonato (HCO3-), derivanti da sali disciolti
quali il bicarbonato di calcio (Ca(HCO3)2), il bicarbonato di sodio (NaHCO3) ed il
bicarbonato di magnesio (Mg(HCO3)2); e gli ioni carbonato (CO3--), derivanti da
sali disciolti quali il carbonato di calcio (CaCO3) sono i composti chimici
principali che contribuiscono all'alcalinità nell'acqua. Gli ioni idrossido (OH-)
nella maggior parte dei casi sono una causa secondaria. Anche l'ammoniaca, i
borati, le basi organiche, i fosfati ed i silicati possono contribuire in misura
minore all'alcalinità.
Reagenti:
• Soluzione di KCl 3M 100ml: si Soluzione standard di carbonato di sodio
0,0454 N: si sciolgono 2,407 g di Na2CO3 anidro previamente essiccato in
stufa a 140 °C, in 1 L di acqua distillata.
•
HCl 0.05N 0.5L
Strumenti utilizzati:
•
Pipetta tarata
•
Propipetta
•
Buretta
•
Beuta
•
Ancoretta
•
Agitatore
•
Conduttimetro
Procedimento: Preparare le soluzioni necessarie allo svolgimento di questa
analisi potenziometrica. Preparare il bianco mettendo 100ml di acqua distillata
e aggiungendo 5ml di KCl, iniziare a titolare sotto agitazione registrando il
valore di potenziale (mV) all’inizio e dopo ogni aggiunta di titolante (0.5ml)
fino al volume di 10ml.
Ripetere la titolazione usando però 50ml di acqua osmotizzata e 50ml di acqua
distillata.
Calcolare l’alcalinità esprimendola in ppm di HCO3-
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Elaborazione dati:
ppm HCO3- = Veq * N * P.E.HCO3- * 1000/50
0.0005 * 0.05 * 61 * 1000/50 = 0.0305ppm
N.B. guardare allegato
Osservazioni:L’acqua analizzata era osmotizzata sicuramente il basso
contenuto di sali è dovuto al processo di purificazione che ha subiti e quindi
bisognava aspettarsi un valore così basso.
11. DETERMINAZIONE DELL’OSSIGENO DISCIOLTO
Cenni teorici: L’ossigeno, sostanza apolare, presenta una debole tendenza a
disciogliersi nell’acqua; e la sua solubilità dipende da alcuni fattori tra cui la
temperatura.
Lossimetro o meglio l’oximeter è uno strumento analitico che sfruttando una
sonda ci permette di determinare la concentrazione di ossigeno disciolto in
acqua (esprimendo la sua concentrazione in ppm).
Strumenti utilizzati:
•
oximetro
Procedimento: Lavare e asciugare con cura la sonda dello strumento e se
necessario tararlo.
Immergere al sonda nell’acqua in analisi e attendere che il valore si stabilizzi e
di conseguenza registrarlo.
Osservazioni: il valore di concentrazione di O2 disciolto da noi rilevato è di
5ppm; sapendo che la quantità di ossigeno massima disciolta è di 8ppm
bisogna dire che la nostra acqua scarseggia di ossigeno rispetto alle altre
acque potabili.
12. DETERMINAZIONE DELLA CO2 NELL’ACQUA
Cenni teorici: La CO2 reagisce con il carbonato di sodio per formare
bicarbonato. Il punto di equivalenza viene rilevato per via potenziometrica o
dall’apparire dalla colorazione rosa caratteristica dell’indicatore alla
fenolftaleina.
Ha molta importanza il campionamento in quanto, nonostante si usi
un’accurata tecnica di prelievo, ci sarà sicuramente qualche perdita di CO2 di
sciolto durante la conservazione o la manipolazione del campione, specie se
questo gas è presente ad elevata concentrazione. Talvolta il contenuto in CO2
di un campione può aumentare durante la conservazione. È quindi consigliabile
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di eseguire la determinazione il più presto possibile dopo il prelievo
raccogliendo e conservando il campione in bottiglie in modo da lasciare dello
spazio d’aria tra il livello del liquido e il tappo, e mantenendolo ad una
temperatura inferiore a quella che aveva al momento del prelievo.
Strumenti utilizzati:
•
Buretta ed altra vetreria normalmente necessaria per una titolazione
•
PHmetro opportunamente calibrato
Reagenti: L’acqua distillata usata per preparare le soluzioni sotto indicate
deve essere stata bollita di fresco per almeno 15 min. e raffreddata in un
recipiente protetto dal contatto con l’aria per evitare il contatto con CO2.
•
•
Soluzione di indicatore alla fenolftaleina: si sciolgono 0.5 g di sale in 100
ml di acqua.
Soluzione standard di carbonato di sodio 0,0454 N: si sciolgono 2,407 g
di Na2CO3 anidro previamente essiccato in stufa a 140°C, in 1 L di acqua
distillata.
Procedimento: Si travasano circa 100 ml di campione in un cilindro graduato
per mezzo di un sifone che peschi da un lato nella bottiglia di prelievo e
dall’altro abbia l’estremità il più vicino possibile al fondo del cilindro. Si fa in
modo che il campione trabocchi dalla sommità del recipiente e se ne rimuove
poi rapidamente l’eccesso al di sopra del segno di livello di 100 ml.
Si aggiungono 5 gocce di fenolftaleina. Se il campione si colora di rosso, il
biossido di carbonio libero è assente. Se viceversa rimane incolore, si titola
rapidamente con la soluzione standard di carbonato di sodio, agitando con la
bacchetta, fino all’apparire di un colore rosa persistente per circa 30 secondi.
Elaborazione dati:
Il contenuto di CO2 libero si ricava dalla formula:
CO2 (mg/l) = (a · N · 22000) / C
Dove:
a = volume (ml) di soluzione di Na2CO3 impiegati per la titolazione.
N = normalità della soluzione titolante.
C = volume (ml) di campione adoperato per la titolazione.
Osservazioni:
La CO2 nel campione da noi analizzato è nulla.
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13. ASSORBIMENTO ATOMICO
Cenni teorici: la spettrofotometria di assorbimento atomico è una tecnica
analitica impiegata per la determinazione quantitativa di ioni metallici in
soluzione. Il principio chimico-fisico su cui si basa questa tecnica è il fatto che i
livelli energetici atomici sono discreti, pertanto le transizioni elettroniche
permesse per eccitazione radiativa (hv) sono caratteristiche per ogni atomo. A
differenza delle molecole però, gli atomi non contengono sottostrutture
rotazionali o vibrazionali e pertanto l'assorbimento di una radiazione
elettromagnetica per eccitazione ad un livello energetico superiore non avviene
in una banda di frequenze ma ad una e una sola frequenza e lunghezza d'onda.
Tutto ciò implica che ogni atomo avrà il suo spettro di assorbimento
caratteristico e per ogni lunghezza d'onda a cui corrisponde una transizione
sufficientemente probabile è possibile effettuare misure quantitative applicando
la legge di Lambert-Beer.
Assorbimento atomico.
Determinazione dei metalli: la determinazione dei metalli pesanti/e non
riveste una grande importanza per giudicare la qualità di un’acqua. Essi si
diffondono nel corpo idrico attraverso la catena biologica e per via atmosferica.
Si possono trovare in forma solubile o particellare in funzione del pH e delle
altre specie organiche e inorganiche presenti nei corsi d’acqua che possono
fungere da complessati.
Alcuni sono indispensabili per lo svolgimento naturale dei processi biologici, se
in bassa concentrazione, mentre altri sono dannosi anche in tracce. La loro
tossicità è strettamente legata alla forma in cui si trovano nel corpo idrico.
Rame (Cu): è uno di quegli elementi che presenti in bassa concentrazione nelle
acque superficiali svolge un ruolo importante come fertilizzante. Il valore deve
essere inferiore a 0,05 mg / L; se presente in quantità maggiore proviene da
inquinamento agricolo o industriale e diventa dannoso per l’ecosistema.
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Ferro (Fe): il ferro è quasi sempre presente nelle acque naturali, in quantità
che dipendono dalla costituzione geologica del suolo, in forma colloidale o
legato a composti organici. Il ferro (II) è la forma caratteristica delle acque
sotterranee. Il ferro (III), invece, è da considerarsi praticamente insolubile, in
quanto precipita sottoforma di idrossido. Per un’acqua potabile il valore guida,
cioè la concentrazione massima di ferro preferibile è di 0,1 mg / L; la
concentrazione massima ammissibile è di 1,0 mg / L. Per valori superiori a
questo, l’acqua acquista un gusto e una colorazione sgradevoli e aumentano le
probabilità di una proliferazione di ferrobatteri. Il ferro, portato in soluzione,
viene ridotto a ione ferroso mediante un trattamento con idrossilammina in
ambiente acido, Lo ione ferroso, in presenza di o-fenantrolina (C12H18N2) forma
il complesso [(C12H18N2)3Fe]2+, stabile e colorato di rosso arancio. L’intensità
del colore e la sua tonalità non sono influenzate da variazioni di pH
nell’intervallo fra 3 e 9. La determinazione spettrofotometrica si effettua alla
lunghezza d’onda di 510 nm.
Procedimento: Se necessario preparare gli standard di campioni contenenti lo
ione metallico da analizzare a concentrazione nota per semplice diluizione delle
soluzioni madri. Fare elaborare poi le rette di taratura allo strumento con le
giuste impostazioni ed effettuare l’analisi. Lo strumento infine ci mostrerà la
concentrazione del nostro campione.
Elaborazione dati: nella tabella sottostante sono riportate
concentrazioni dei metalli che siamo riusciti ad individuare.
Rame
Ferro
Sodio
Magnesio
Potassio
Calcio
Cu
Fe
Na
Mg
K
Ca
le
varie
0
0
0.5
0.2
0.4
0.3
Osservazioni: L’acqua osmotizzata ha un bassissimo contenuto di Sali per
questo le concentrazioni dei metalli sono così basse.
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14. DETERMINAZIONE DEGLI ANIONI
CROMATOGRAFO A SCAMBIO IONICO
E
CATIONI
AL
Cenni teorici: La cromatografia a scambio ionico è il tipo di cromatografia che
si basa sul principio di attrazione tra gli ioni di carica opposta. Come nella
normale cromatografia si ha una colonna cromatografica impaccata con uno
speciale tipo di resina in grado di scambiare ioni. Esistono due tipi di resine:
scambiatrici anioniche e scambiatrici cationiche. Queste ultime possiedono
gruppi carichi negativamente e attraggono, quindi, molecole cariche
positivamente, viceversa la prima. Molti scambiatori ionici sono costituiti da
polimeri di stirene e di divinilbenzene (polistirene). Il polistirene essendo un
polimero lineare è solubile in numerosi solventi. Alla lunga queste colonne
devono essere rigenerate e di solito si usano sali in grado di creare composti
più stabili con gli ioni in colonna, in modo da rigenerare la
resina (di solito si usa cloruro di sodio).La cromatografia a
scambio ionico permette di separare molto semplicemente gli
ioni. È anche molto utile per la purificazione di campioni
analitici poiché, ma principalmente la si usa per analisi
qualitative/quantitative di determinati ioni.
Procedimento: Si inietta con una siringa priva di ago una
quantità specifica di campione; non prima di aver sistemato
tutti i parametri necessari a condurre l’analisi. Poi si determina
la quantità e il tipo di ione presenti nel campione correlando
l’area e il tempo di ritenzione del picco risultate, di un
determinato ione. Usando degli standard a concentrazione
nota,contenenti gli ioni che vogliamo determinare.
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15. CONCLUSIONI GENERALI:
L’acqua osmotizzata a causa del processo di purificazione a cui è sottoposta
risulta avere poche componenti ioniche/saline; quindi come si può osservare
dalle analisi condotte spesso i valori delle concentrazioni sono nulle o prossime
allo zero.
Questo non significa che sia un acqua adatta all’alimentazione in quanto è
molto povera di sali minerali e altre sostanze necessarie al nostro organismo;
sicuramente è adatta per persone che hanno avuto problemi renali ma per
molti altri aspetti essa non è adeguata all’alimentazione; sarebbe ottima per
scopi analitici in laboratorio.
Tipo di analisi
risultati
Analisi organolettica
Inodore, incolore, insapore
pH
6.01
T°
17°C
Conducibilità
0.17µS/cm
Durezza
totale,
permanente, 0°F
temporanea
Durezza calcica (mg/100ml)
0 mg/100ml
Residuo fisso a 180°C
12ppm
Cloruri metodo Mohr
28ppm
Alcalinità
0.0305ppm
Ossigeno disciolto
5ppm
CO2
0ppm
METODO SPETTROFOTOMETRICO (UV/VIS)
N-NH3
0ppm
N-NO2
0.04ppm
N-NO3
P-PO4
0.1ppm
Fe
0ppm
SO4
0ppm
ASSORBIMENTO ATOMICO
Cu
0ppm
Fe
0ppm
Na
0.5ppm
Mg
0.2ppm
K
0.4ppm
Ca
0.3ppm
GAS-CROMATOGRAFO A SCAMBIO IONICO
Anioni (NO3-;SO42-; Cl-)
Cationi
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ALLEGATO
mL HCl
0
0,5
1
1,5
2
2,5
3
3,5
4
4,5
5
5,5
6
6,5
7
7,5
8
8,5
9
9,5
10
mV
73
152
171
182
189
195
199
203
206
208
210
213
215
217
219
220
222
223
224
225
227
der 1°
der 2° n
158
38
22
14
12
8
8
6
4
4
6
4
4
4
2
4
2
2
2
4
-160
-12,8
-4,57143
-0,88889
-1,45455
0
-0,53333
-0,47059
0
0,380952
-0,34783
0
0
-0,27586
0,258065
-0,24242
0
0
0,205128
determinazione dei bicarnbonati nell'acqua osmotizzata
250
200
mV
150
curva
100
50
0
0
0,4
0,8
1,2
1,6
2
2,4
2,8
3,2
3,6
4
4,4
4,8
5,2
5,6
6
6,4
6,8
7,2
7,6
8
8,4
8,8
9,2
9,6
10
mL HCl
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30
determinazione dei bicarbonati nell'acqua osmotizzata
250
200
150
mV
curva
der 1°
100
50
0
0
0,4
0,8
1,2
1,6
2
2,4
2,8
3,2
3,6
4
4,4
4,8
5,2
5,6
6
6,4
6,8
7,2
7,6
8
8,4
8,8
9,2
9,6
10
mL HCl
determinazione dei bicarbonati nell'acqua osmotizzata
250
200
150
100
50
mV
curva
der 1°
der 2°
0
0
0,4
0,8
1,2
1,6
2
2,4
2,8
3,2
3,6
4
4,4
4,8
5,2
5,6
6
6,4
6,8
7,2
7,6
8
8,4
8,8
9,2
9,6
10
-50
-100
-150
-200
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