Водородный показатель pH, Кислотность, щелочность воды Жесткостьводы, окисляемость воды

1. Показатели качества воды
Доц. к.т.н. Петрова Елена Александровна

2. Основные вопросы
1. Водородный показатель
2. Кислотность и щелочность природных вод
3. Жесткость воды
4. Углекислотное равновесие
5. Окисляемость природных вод
6. Содержание растворенного в воде кислорода

3. 1. pH
.
Диссоциация воды
H 2O H OH
рН = - lg[H+] рOН = - lg[OH+]
0
рН рОН 14 при 25 С
pH = 14- pOH pH = 7 нейтральная среда
pH < 7 кислая среда
pOH = 14- pH pH > 7 щелочная среда

6. [H+] = [OH-] [H+] < [OH-] [H+] > [OH-]

7. Электрохимическая ячейка - гальванический элемент из двух электродов:
1. Стеклянный
2. электрод сравнения в известным потенциалом (хлорсеребряный)
Стеклянный электрод - стеклянный шарик с
раствором электролита. Содержащиеся в стекле
ионы натрия обмениваются с имеющимися в
растворе ионами водорода.
Этот обмен идет до установления равновесия.
Разность потенциалов, возникающая в системе,
фиксируется прибором рН-метром

8. Определение кислотности и
щелочности природной воды

9. 1. Кислотность природных вод
активная свободная общая
Регистрируется pH обусловлена обусловлена солями,
свободными сильными которые образованы
кислотами и сильными кислотами и
растворенным слабыми основаниями,
диоксидом углерода. такими как сульфаты и
хлориды алюминия,
железа, аммония.
определяют титрованием,
[H+] > [OH-] поэтому ее еще называют
аналитической или
титруемой кислотностью

10. кислая вода
Рабочий раствор - щелочь

11. ОПРЕДЕЛЕНИЕ СВОБОДНОЙ КИСЛОТНОСТИ
№ опыта Взято Израсходовано Нормальность Индикатор
воды, мл раствора р-ра щелочи,
щелочи, мл г-экв/л
1 100,0 8,1 Метиловый
2 100,0 8,1 0,0989 оранжевый
3 100,0 8,2
Среднее 100,0 8,1
значение
VNaOH N NaOH 1000
ксв = мг-экв/л,
VH 2O

12. ОПРЕДЕЛЕНИЕ ОБЩЕЙ КИСЛОТНОСТИ
№ опыта Взято Израсходовано Нормальность
воды, мл раствора р-ра щелочи, Индикатор
щелочи, мл г-экв/л
1 100,0 8,1
2 100,0 8,1 0,0989 Фенолфталеин
3 100,0 8,2
Среднее 100,0 8,1
значение
VNaOH N NaOH 1000
коб = мг-экв/л
VH 2O

13. 2. Щелочность природных вод
свободная общая
обусловлена растворенными в
соответствует сумме содержащихся в воде
воде свободными основаниями,
гидроксид-ионов ОН- и анионов слабых
которые могут присутствовать в
кислот, например угольной (НСО-3 и СО-23).
природных водах за счет
загрязнений промышленными
Общая щелочность создается
стоками.
преимущественно солями активных
металлов, которые при гидролизе имеют
Из природных оснований в воде
щелочную реакцию среды.
могут быть гидроксид кальция
(известь) Са(ОН)2, гидроксид
магния Мg(ОН)2 и др.
охватывает интервал рН от 4,5 до 14
охватывает интервал рН от 8,3 до 14
[H+] < [OH-]

14. ОПРЕДЕЛЕНИЕ СВОБОДНОЙ И ОБЩЕЙ ЩЕЛОЧНОСТИ ВОДЫ
№ Взято Объем соляной кислоты VHCl, мл Нормальность
опыта воды, Индикатор Индикатор раствора NHCl,
мл фенолфталеин метилоранж г-экв/л
1 100,0 3,5 8,4
2 100,0 3,6 8,4 0,0987
3 100,0 3,6 8,6
Среднее
значение 100,0 3,6 8,5
VHCl N HCl 1000 VHCl N HCl 1000
Щ св Щ об
VH 2 O VH 2 O

15. Жесткость воды - совокупность свойств воды, обусловленная наличием в ней преимущественно катионов Са2+ и Mg2+.
3. Жесткость природных вод
Жесткость воды - совокупность свойств воды, обусловленная наличием в ней
преимущественно катионов Са2+ и Mg2+

16. Жесткость воды
карбонатная некарбонатная общая
Обусловлена присутствием в воде
SO 2-, Cl- и др.
4
представляет собой
сумму карбонатной
карбонатов и гидрокарбонатов магния обусловлена присутствием сульфатных, (временной) и
- 2- нитратных и хлоридных анионов некарбонатной
HCO3 , CO3 (постоянной)
жесткости
Временная, т.е. неустранимая
можно устранить
Классификация жесткости
Постоянная, т.е.
мягкая вода – жесткость 3,0 мг-экв/л устранить нельзя
средняя жесткость – от 3,0 до 7,0 мг- Ж, мг-экв/л
экв/л;
Ж ≤ 7 мг-экв/л – хозяйственно-
жесткая вода – свыше 7,0 мг-экв/мл; питьевая вода

17. Умягчение воды – процесс удаления из нее катионов жесткости, т.е. кальция и магния.
Методы умягчения воды
Термические Реагентные Ионного обмена комбинированные
основаны на основаны на связывании основаны на представляют собой
нагревании воды, ее находящихся в воде фильтровании воды сочетания разных
дистилляции или ионов кальция и магния через специальные методов.
вымораживании в практически материалы,
нерастворимые обменивающие
соединения. входящие в их состав
ионы натрия или
водорода на ионы
кальция или магния,
содержащиеся в
природной воде.

18. Термические методы умягчения воды
Воду нагревают свыше 1000С. При этом удаляется карбонатная и часть
некарбонатной жесткости в виде карбоната кальция, гидроксида магния и сульфата
кальция:
Са(НСО3)2 СаСО3+Н2О+СО2
Mg(HCO3)2 MgCO3+H2O+CO2
MgCO3+ H2O = Mg(OH)2+СО2
Частичное удаление постоянной жесткости (соли сульфата кальция) связано с
уменьшением растворимости этой соли при нагревании (при 1000С растворимость
сульфата кальция составляет всего 0,65 г/л).
Этот метод применим преимущественно для удаления карбонатной жесткости.

19. Реагентные методы умягчения воды
Известкование
Са(НСО3)2 + Са(ОН)2= 2 СаСО3+ 2 Н2О;
Mg SO4 + Са(ОН)2 = Mg(OH)2+ Са SO4.
Известково-содовый метод
CaCl2 + Na2CO3= СаСО3+ 2NaCl;
Са SO4+ Na2CO3 = СаСО3+ Na2SO4.
Умягчение щелочью (NaOH)
При введении в воду гидроксида натрия удаляется карбонатная жесткость и происходит
образование карбоната натрия:
Са(НСО3)2 + 2NаОН = СаСО3 + Na2CO3 + 2 Н2О, который частично связывает некарбонатную
жесткость.
Умягчение воды фосфатами
3CaCl2 + 2Na3РO4= Са3(РО4)2+ 6NaCl;
3Mg SO4+ 2Na3РO4 = Mg3(РО4)2+ 3Na2SO4.
Импфирование – процесс перевода временной жесткости в постоянную путем разложения
гидрокарбонатов неорганическими кислотами.
Перевод временной жесткости в постоянную осуществляют добавлением к воде сильных
кислот (HCl, H2SO4) в количествах, эквивалентных устранимой жесткости:
Са(НСО3)2 + 2HCl = СаСl2 + 2Н2О+2СО2
Mg(HCO3)2 + H2SO4 = Mg SO4 + 2H2O+2CO2

20. Метод ионного обмена
Фазы системы
Неподвижная Подвижная (ПФ)
(НФ)
Неподвижной фазой обычно Подвижная фаза представляет
служит твёрдое вещество (его собой жидкость или газ,
часто называют сорбентом) или протекающий через НФ
плёнка жидкости, помещённая на
твёрдое вещество
Разделение веществ основано на распределении компонентов между двумя фазами –
неподвижной (НФ) и подвижной (ПФ).

21. Ионообменная хроматография основана на явлении обменной сорбции
Сорбция - процесс, связанный с накопление того или иного компонента в
неподвижной фазе или на границе раздела фаз
В ионообменной хроматографии НФ (сорбент) называют ионообменником
При пропускании раствора,
содержащего электролиты, через
ионообменник происходит обратимый
обмен ионов, находящихся в растворе,
на ионы, входящие в состав
ионообменника.
Разделение ионов связано с различной
способностью к обмену ионов
раствора, проходящего через
ионообменник.

22. Ионообменные материалы
Неорганические Органические
•оксид алюминия ионообменные смолы на основе
•слабокислые алюмосиликаты; полистирола
•слабоосновные (оксиды, гидроксиды)
алюмосиликаты, Матрица состоит из трехмерных ВМС (полистирол,
фенолформальдегидная смола).
•гидроксид циркония, оксид алюминия
Гранулы состоят из длинноцепных макромолекул
полистирола, связанных редкими «мостиками» того
Горные породы же состава.
Сами гранулы полистирола являются инертными в
отношении ионного обмена и представляют собой
полимерную матрицу ионита.
Для того чтобы инертную полимерную матрицу
сделать активной для ионного обмена, её
необходимо обработать химическими реагентами,
например, концентрированной серной кислотой.

23. Классификация ионообменных материалов по активному иону
катионообменники анионообменники
являются специально синтезированными Анионообменники содержат в своей структуре
полимерными материалами, нерастворимыми в воде ионогенные группы основного характера:
веществами, содержащими в своей структуре
ионогенные группы кислотного характера: ОН–, -N(CH3)3+; и др.
Их химические формулы схематически представляют :
-SO3H - сульфогруппа; -COOH - карбоксильная группа и R-NH3OH или R-OH; R-NH3F или R-F
др.
R-SO3H; R-SO3Na или R-H и R-Na (анионообменники могут находиться в двух формах: в
основной форме и в солевой форме).
(катионообменники могут находиться в двух формах: в
водородной форме и в солевой форме)
Kатионообменную реакцию можно записать в Анионообменная реакция протекает по
таком виде: схеме:
RH+ Na+ = RNa + H+ R-OH + F– = RF + OH–
Обмен ионов происходит в строго эквивалентных количествах! Именно поэтому,
возможно количественное определение веществ в данном методе.

24. Регенерация ионообменника
Процесс восстановления обменной емкости ионита называется регенерацией
Регенерация катионитов Регенерация анионитов
если после завершения Аниониты регенерируют щелочью
ионного обмена на катионит
подействовать кислотой, то он
регенерируется и вновь
переходит в активную
водородную форму:

25. Применение ионообменных смол
Умягчающие
картриджи для Умягчающие воды методом
воды ионного обмена

28. Определение жесткости воды

29. Комплексонометрическое титрование.
метод основан на реакциях образования растворимых
комплексных соединений (комплексонов).
Комплексоны – это органические соединения, производные
аминополикарбоновых кислот, простейшей из которых
является аминодиуксусная кислота.
В настоящее время синтезировано и исследовано более 200
комплексонов. Рассмотрим некоторые комплексоны.
CH2COOH
NH
CH2COOH

30. комплексоны
Комплексон I или нитрилотриуксусная кислота имеет
следующее строение:
CH2COOH
HOOCH2C N
CH2COOH
Комплексон II или этилендиаминтетрауксусная кислота
(ЭДТУ) является известным представителем комплексонов:
HOOCH2C CH2COOH
N CH2 CH2 N
HOOCH2C CH2COOH
Комплексон III является ее двунатриевой солью и носит
название этилендиаминтетраацетат натрия (ЭДТА). Данный
комплексон известен так же под названием Трилон Б.
..
NaOOCH2C ..
CH2 COONa
N
.. CH2 CH2
..
N
..
HOOCH2 C
..
CH2COOH

33. Буферные растворы
Буферные растворы – растворы, способные сохранять постоянное значение pH при добавлении
к ним сильных кислот и оснований, а также при разбавлении.
Регулирующий механизм основан на смещении равновесия в системе.
Буферные растворы состоят из смеси раствора слабой кислоты и ее соли сильного основания
или, наоборот, — слабого основания и его соли сильной кислоты.
Например: NH4OH+NHCl — аммиачный буфер.
Если к буферному раствору добавить умеренное количество сильной кислоты
или сильного основания, его pH изменится слабо.
Если к аммиачному буферному раствору добавить
кислоту, она прореагирует с аммиаком. В результате
pH уменьшится.
Если к аммиачному буферу добавить щелочь, она
прореагирует с хлоридом аммония, выделится
аммиак. В результате pH возрастет.

34. Катионы металлов полностью
Присутствуют Приближение к точке
связаны в комплекс
катионы жесткости эквивалента
(точка эквивалента)

35. V N 1000
Ж об . мг-экв/л,
VH 2 O

36. Углекислотное равновесие

37. В природной воде всегда
содержится растворенный оксид
углерода (IV).
При взаимодействии его с водой образуется слабая двухосновная угольная
кислота (Н2СО3):
СО2 + Н2О Н2СО3, которая диссоциирует ступенчато:
1 ступень: Н2СО3 НСО3 +Н+ гидрокарбонат-ион
2 ступень: НСО3 H++CO32- карбонат-ион

38. Формы углекислоты в природной воде
Гидрокарбонатная Карбонатная Свободная
(НСО3) (СО3 ) (СО2 или Н2С03)
Общая форма углекислоты
Между различными формами углекислоты устанавливается динамическое
равновесие (углекислотное равновесие):
СО2 + Н2О Н2СО3 НСО3 +Н+ 2H++CO32-.

39. Формы свободной углекислоты
равновесная агрессивная
Агрессивная вода
Концентрация свободной ( [CO2]р < [CO2] нестабильность 1-го рода)
углекислоты, необходимая
для установления СаСО3 + СО2 + Н2О = Са(НСО3)2;
равновесия, является Са(ОН)2 +2СО2 = Са(НСО3)2.
равновесной формой
свободной углекислоты
([CO2]р).
Нестабильная вода
( [CO2]р > [CO2] нестабильность 2-го рода)

40. Стабилизация воды
Агрессивную воду можно стабилизировать, используя вещества, повышающие
щелочность. Например, гидроксид кальция (гашеная известь), гидроксид и карбонат
натрия:
Са(ОН)2+ 2СО2= Са( Н СО3)2;
NaОН+ СО2=NаНСО3;
Na2CО3+ СО2 +Н2О=2NаНСО3.
Стабилизация нестабильных вод заключается в снижении ще-
лочности. Этого можно добиться, используя фосфатирование воды:
Na6P6O18 + 2CaCO3 = Na2Ca2P6O18 + 2Na2CO3;
Или подкислением минеральными кислотами (серной, соляной):
NаНСО3 + HC l= NaCl + H2O + CO2;
CaCO3 + 2HCl = CaCl2 + CO2 + H2O;
Ca(HCO3)2 + H2SO4 = CaSO4 + 2H2O + 2CO2

41. ОПРЕДЕЛЕНИЕ СВОБОДНОЙ УГЛЕКИСЛОТЫ В ВОДЕ
Принцип определения основан на титровании свободной углекислоты 0,01-0,05н
раствором NaOH или Na2CO3 в присутствии фенолфталеина до по­лучения розовой
окраски раствора, соответствующей окраске стандартного раствора, рН которого
по фенолфталеину равен 8,3:
NaOH + CO2 = NaHCO3.
В склянку или коническую колбу емкостью 250-300 мл с рези­новой пробкой
вливают при помощи резиновой трубки, опущенной до дна колбы, 100 мл
испытуемой кислой воды, прибавляют 5-6 капель индикатора фенолфталеина.
Заполняют бюретку рабочим раствором, устанавливают нулевую отметку и
титруют 0,01н раствором гидроксида натрия до бледно-розовой окраски, равной
по интенсивности окраске стандартного раствора.
Титрование проводят не менее 2 раз, результаты заносят в таблицу.
Количество растворенной углекислоты Х1 рассчитывают по формуле
где V1 - объем раствора NaOH, израсходованного на титрование, мл;
N - нормальность раствора гидроксида натрия;
Э - миллиграмм-эквивалент CO2 (44 мг);
V2 - объем исследуемого раствора, взятого для титрования, мл.

42. ОПРЕДЕЛЕНИЕ СОДЕРЖАНИЯ ГИДРОКАРБОНАТ-ИОНОВ В ВОДЕ
В коническую колбу емкостью 250-300 мл отмеряют мерным цилиндром 100 мл
исследуемой воды и добавляют 2-3 капли раствора инди­катора метилового
оранжевого.
Заполняют бюретку рабочим раствором, устанавливают нулевую отметку и
титруют 0,1н раствором соляной кислоты до розово-оранжевой окраски раствора.
Титрование проводят не менее 2 раз, результаты заносят в таблицу.
Количество гидрокарбонатной углекислоты X2 рассчитывают по формуле
где V1 - объем раствора соляной кислоты, израсходованной на титрование, мл;
N - нормальность раствора соляной кислоты, мг-экв/л ;
Э - миллиграмм-эквивалент гидрокарбонат-иона (22 мг) в пересчете на свободную CO2 согласно уравнению;
VH2O- объем исследуемой воды, мл.

43. ОПРЕДЕЛЕНИЕ АГРЕССИВНОЙ ДВУОКИСИ УГЛЕРОДА МЕТОДОМ РАСЧЕТА ПО
ЛЕМАННУ И РЕУССУ
Расчет основан на определении свободной двуокиси углерода, избыточ­ной по
отношению к той ее части, которая находится в равновесии с гидро­карбонат-
ионами (HCO3 ).
Расчет. Содержание агрессивной двуокиси углерода по Леманну и Реуссу, мг/л,
вычисляют по формуле
X = g – X2 ,
где g - величина, найденная по таблице Леманна и Реусса, соответствующая
отдельно вычисленной величине S;
S - сумма свободной и гидрокарбонатной углекислоты;
g - вычисленная сумма гидрокарбонатной и агрессивной углекислоты;
X2 - содержание гидрокарбонатной углекислоты (точнее - общая щелоч­ность
воды), мг/л.
Вспомогательную величину для пользования таблицей Леманна и Реусса вычисляют
по формуле
S = X1 + X2,
где Х1 - количество растворенной углекислоты (точнее общая кислотность воды),
мг/л.

44. Окисляемость воды
Окисляемость воды - условная величина,
характеризующая загрязнение воды
легкоокисляющимися веществами.
Окисляемость выражается в миллиграммах
кислорода, необходимого для окисления примесей,
содержащихся в 1 л воды.
Мг О2/л

45. Классификация окисляемости воды в зависимости
от природы окислителя
Окисляемость
(общая)
Химическая Биохимическая
в качестве в качестве
окислителей окислителей
используют выступают
химические аэробные
реактивы бактерии
Общая окисляемость – количество восстановителей органического
происхождения, содержащихся в 1 литре сточной воды

46. Биохимическая окисляемость воды (БПК)
БПК – кислородный эквивалент степени загрязненности
сточных вод биохимически окисляемыми органическими
веществами.
Позволяет оценить долю присутствия биохимически окисляемых примесей,
т.е. примесей, которые могут быть окислены с помощью аэробных бактерий в
биофильтрах.
БПК
БПК5 БПК полн
Окисление примесей в Полное окисление примесей
течение 5 суток (до 35 суток)
Определяют на городских Для расчета очистных
очистных станциях сооружений

48. Химическая окисляемость воды в зависимости от
используемого окислителя
Химическая окисляемость воды
Бихроматная
Перманганатная Йодатная
(дихроматная)
окисляемость окисляемость
окисляемость
Окислитель KMnO4 Окислитель K2Cr2O7 Окислитель KIO3
Кислородный эквивалент Кислородный эквивалент трудноокисляемых примесей.
легкоокисляемых примесей. Используется для анализа сточных вод.
Применяется только для
природной и водопроводной
воды. Для анализа сточных вод
не используется.
Химическая потребность в кислороде
(ХПК) – кислородный эквивалент общего
количества в сточной воде органических
веществ.

51. Методы определения окисляемости воды
Вид окисляемости Название метода определения
Перманганатная окисляемость Метод Кубеля
Основа для определения БПК Метод Винклера
ХПК Экспериментально:
Ускоренный метод определения
дихроматной окисляемости
Расчетным путем:
по стехиометрическому
уравнению окисления

52. Определение окисляемости
воды по методу Кубеля

53. Цель работы
Определить величину перманганатной
окисляемости воды по методу Кубеля.

54. Сущность метода Кубеля
Относится к перманганатометрическим методам
Метод объемного анализа, в котором используются растворы
перманганата калия известной концентрации, называется
перманганатометрией.
Сущность метода состоит в окислении присутствующих в
пробе органических веществ 0,01н. раствором перманганата
калия при кипячении в сернокислой среде в течении 10
минут.
В основе метода лежит реакция окисления вещества перманганатом калия:
2KMnO4 +5H2C2O4 +3H2SO4 = 2MnSO4 +K2SO4 + 10CO2+8H2O.
2
C2O42- - 2e 2CO2 5
Перманганат калия реагирует с присутствующими в воде восстановителями. Марганец изменяет при этом свою
степень окисления с +7 до +2, т.е. восстанавливается.

55. Ход работы
1. Мерным цилиндром отбирают 100 мл водопроводной воды в коническую колбу
емкостью 250 мл. В эту же колбу добавляют 5 мл раствора серной кислоты (1:3)
(отмерить мерным цилиндром) и из бюретки приливают точно 20,0 мл рабочего
раствора перманганата калия (0,01н).
2. В колбу помещают 2-3 стеклянных шарика или осколка фарфоровой посуды и,
накрыв колбу часовым стеклом, нагревают на газовой горелке жидкость до
кипения, кипятят в течение 10 минут с момента закипания. Часть перманганата
калия расходуется при кипячении на окисление органических примесей воды.
Цвет раствора становится более светлым.
3. Затем колбу снимают с нагревательного прибора, вносят пипеткой в нее точно 20
мл 0,01н раствора щавелевой кислоты, которая вступает в реакцию с избытком
перманганата калия, оставшимся после окисления органических примесей воды.
2KMnO4 +5H2C2O4 +3H2SO4 = 2MnSO4 +K2SO4 + 10CO2+8H2O.
2
C2O42- - 2e 2CO2 5
4. Обесцвеченную горячую смесь титруют 0,01н раствором перманганата калия до
появления светло-розовой окраски.

56. Расчет
Общий объем раствора КMпО4, прибавленного в колбу и израсхо­дованного на окисление
органических веществ, и раствора щавелевой кисло­ты составляет:
Vобщ = V1 + V3,
где V1 – объем добавленного раствора КMпО4;
V3 – объем раствора КMпО4, израсходованного на титрование избытка Н2С2О4.
Найдем объем раствора КMпО4 V4, эквивалентный добавленному количеству Н2С2О4
(щавелевой кислоте), мл: V N
2 2
V4
N1
где V2 – объем раствора добавленной Н2С2О4;
N1 – концентрация КMпО4, г-экв/л;
N2 – концентрация Н2С2О4, г-экв/л.
Из общего объема раствора КMпО4 вычтем объем V4, эквивалентный объему Н2С2О4, и найдем
объем перманганата калия V5, израсходованного на окисление органических примесей воды:
V5 = Vобщ – V4.
Рассчитаем окисляемость воды Х в миллиграммах кислорода, израсходо­ванного на
окисление органических веществ в 1 л исследуемой воды:
, мгO2/л,
V5 N1 8 1000
X
здесь 8 - эквивалент кислорода. VH 2O

57. Растворенный в воде кислород

58. Определение растворенного в воде
кислорода йодометрическим методом
(метод Винклера)

59. Цель работы
Определить количество растворенного в воде
кислорода по методу Винклера

60. Сущность метода
Метод Винклера является основой определения БПК.
Количество растворенного кислорода определяют методом йодометрии.
Сущность метода состоит в окислении растворенным кислородом ионов
марганца, которые окисляют ионы йода. Выделившийся йод оттитровывают
раствором тиосульфата натрия в присутствии крахмала.
к исследуемой воде добавляют хлорид марганца и щелочь для получения легко окисляющегося осадка
гидроксида марганца (II):
МпСl2 +2КОН = Мп(OН)2 +2КСl;
гидроксид марганца (II) окисляется растворенным в воде кислородом в гидроксид марганца (III):
4Мп(OН)2+O2+2Н2О = 4Мп(OН)3;
4Мп(OН)2+O2+4 ОН- = 2МпО(OН)2.
Количество образующихся гидроксидов марганца определяется содержанием растворенного в воде
кислорода.
В результате вышепроведенных реакций количественно связывается в осадок весь растворенный в воде
кислород.
Затем переводят гидроксид марганца (III) в эквивалентное ему количество йода, легко и точно определяемое
титрованием.
Мп(ОН)3 + ЗНСl = МnСl3 + ЗН2О;
2МпСl3 =2МnСl2 +Сl2.
Выделившийся хлор определяют иодометрически: к исследуемому раствору добавляют йодид калия, хлор
окисляет йодид-ион до йода, который титруют раствором тиосульфата натрия с индикатором крахмалом:
Сl2+2КI=I2+2КСl;
I2 +2Na2S2O3 = 2NaI + Na2S4O6.

61. Ход работы
1. В калиброванную склянку с пробкой отобрать пробу водопроводной
воды до краев, чтобы под пробкой отсутствовали пузырьки воздуха.
2. Поместить склянку в фарфоровую чашку и вливать в нее из пипеток,
погружая их концы почти до дна, 1 мл смеси гидроксида калия с
йодидом калия и 1 мл хлорида марганца (II).
3. Закрыть склянку, взболтать и оставить стоять, пока осадок гидроксидов
марганца не осядет на дно, а жидкость над осадком не станет
прозрачной.
4. После этого прилить, погружая конец пипетки почти до дна склянки, 5 мл
концентрированной соляной кислоты и, закрыв склянку пробкой,
взболтать ее, пока осадок не растворится.
5. Перелить жидкость из склянки в большую коническую колбу и титровать
выделившийся йод раство­ром тиосульфата натрия до лимонно-желтой
окраски, а затем, прибавив две пипетки раствора крахмала, продолжить
титрование до исчезновения синей окраски.

62. Расчет
При расчете необходимо из объема взятой пробы V1 вычесть суммарный объем V2
прибавленных реактивов (MnCl2, KOH+KI), вытеснивший соответствующий объем
воды.
Содержание кислорода вычисляется по формуле, мгO2/л,
V N 8 1000
Х
V1 V2
где Х - количество мг кислорода в 1 литре воды;
V - количество мл раствора тиосульфата натрия, израсходованного на титрование;
8 - эквивалент кислорода;
N - эквивалентная концентрация раствора тиосульфата натрия, г-экв/л.