Метрологическое обеспечение контроля качества воды

МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ 

ФГБОУ ВПО «МОСКОВСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ 
СТРОИТЕЛЬНЫЙ УНИВЕРСИТЕТ» 

В.Б. Викулина, 
П.Д. Викулин 

МЕТРОЛОГИЧЕСКОЕ  
ОБЕСПЕЧЕНИЕ 
КОНТРОЛЯ КАЧЕСТВА ВОДЫ 

Учебное пособие 

М о с к в а  2017 

2-е издание (электронное)

УДК 628.1+006.91 
ББК  38.761 
 В 43 

Р е ц е н з е н т ы: 

профессор, доктор технических наук  О. Г. Примин, 
заместитель генерального директора ОАО «МосводоканалНИИпроект»; 
профессор, доктор технических наук  Е. В. Алексеев,  
заведующий кафедрой «Водоотведение и водная экология» МГСУ 

Викулина, Вера Борисовна.
В 43      Метрологическое обеспечение контроля качества воды [Электронный ресурс] : учебное пособие / В. Б. Викулина, П. Д. Викулин ; М-во образования и науки Рос. Федерации, Моск. гос. строит. ун-т. — 2-е изд. (эл.). — Электрон. текстовые дан. (1 файл 
pdf : 84 с.). — М. : Издательство МИСИ—МГСУ, 2017. — Систем. требования: Adobe Reader XI либо Adobe Digital Editions 4.5 ; 
экран 10".

ISBN 978-5-7264-1671-7

Рассмотрен расчет ошибок экспериментов по определению 
свойств воды, химических примесей, содержащихся в природных и 
сточных водах. Дана оценка качества воды по химическим анализам. 
Для студентов вузов, обучающихся по направлению «Строительство», а также для аспирантов и научно-технических работников. 

УДК 628.1+006.91 
ББК 38.761 

ISBN 978-5-7264-1671-7

Деривативное электронное издание на основе печатного издания: Метрологическое обеспечение контроля качества воды : учебное пособие / В. Б. Викулина, П. Д. Викулин ; М-во образования 
и науки Рос. Федерации, Моск. гос. строит. ун-т. — М. : Издательство МИСИ—МГСУ, 2011. — 83 с. — ISBN 978-5-7264-0560-5.

В соответствии со ст. 1299 и 1301 ГК РФ при устранении ограничений, установленных техническими средствами защиты авторских прав, правообладатель вправе 
требовать от нарушителя возмещения убытков или выплаты компенсации.

©  Национальный исследовательский

Московский государственный 
строительный университет, 2011

Предисловие 
 
Программа курса «Метрология, стандартизация, сертификация» 
предусматривает наряду с теоретической частью (лекционный курс) 
проведение практических занятий, включающих выполнение расчѐтных заданий на основании лабораторных исследований. Лабораторные исследования предполагают решение задач по определению 
ошибки эксперимента, оценки вероятности использования различных методов вычисления, показателей природной и сточной воды. 
Основной целью учебного пособия является ознакомление с физическими, химическими и биологическими показателями воды, 
обусловливающими выбор методов ее очистки, ознакомление с вероятностной оценкой измеряемой физической величины. 
Стандарты и сертификаты межгосударственных и российских 
научно-технических документов содержат требования контроля качества и безопасности воды. 
В России экологическая оценка и контроль состояния водных 
объектов осуществляются на основании национальных стандартов в 
области контроля качества воды. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 

1. Метрология в контроле качества воды

1.1.  СПОСОБЫ  ВЫРАЖЕНИЯ  
КОНЦЕНТРАЦИЙ ВЕЩЕСТВ В РАСТВОРЕ 

Химический анализ воды включает качественный и количественный анализы ее примесей.  
Качественный анализ позволяет определять наличие тех или 
иных органических и минеральных примесей в воде. В некоторых 
случаях этого достаточно. Например, при определении пригодности 
воды для изготовления кинопленки важно знать, содержит ли вода 
соли железа, так как даже следы железа в воде недопустимы при 
производстве кинопленки. При исследовании соответствия воды для 
приготовления аккумуляторной серной кислоты важно убедиться в 
отсутствии мышьяка, для чего достаточно воспользоваться качественной реакцией на мышьяк. Однако в большинстве случаев возникает необходимость выяснения количественного содержания 
находящихся в воде веществ. 
ГОСТами установлены допустимые концентрации различных 
примесей воды. Например, допустимая концентрация железа в питьевой воде составляет 0,3 мг/л, мышьяка — 0,05 мг/л, фенолсодержащих веществ, считая и фенол, — не более 0,001 мг/л.  
По данным химического количественного анализа можно судить 
о пригодности воды для различных целей.  
Количественный анализ по принципам методики работы делится 
на весовой, объемный и физико-химический.  
Принцип весового анализа состоит в том, что исследуемое вещество переводят в осадок, который отфильтровывают, высушивают (в 
некоторых случаях прокаливают) и взвешивают. По весу осадка судят о количестве определяемого вещества. Например, требуется 
определить количество хлорида натрия в рассоле. К исследуемому 
раствору приливают раствор нитрата серебра, с которым хлорид 
натрия образует осадок AgCl:  
NaCl + АgNОз = AgCl↓ + NаNОз. 
Для полноты осаждения хлорида натрия раствор нитрата серебра 
приливают в избытке. Осадок хлорида серебра отфильтровывают, 
высушивают и взвешивают.  
Количество хлорида натрия в граммах Х рассчитывают по формуле  

где MNaC1 — молекулярная масса хлорида натрия;  
 MAgCI — молекулярная масса хлорида серебра;  
 А — вес осадка хлорида серебра, г. 
Для количественного исследования содержащихся в воде веществ 
наряду с методами весового анализа применяют и методы объѐмного 
анализа. 
В отличие от весового анализа, в объемном анализе прибавляют 
реактив (рабочий раствор) не в избытке, а в таком количестве, которое эквивалентно количеству определяемого вещества. Образующийся в результате реакции осадок для объемного анализа не представляет интереса. Для вычисления результатов анализа важно знать 
объем прилитого реактива (рабочего раствора) и его концентрацию. 
В объемном анализе применяют растворы, концентрации которых точно известны. Такие растворы называются титрованными, 
или рабочими. Приливание одного раствора к другому при объемноаналитическом определении называется титрованием. 
Момент, когда будет достигнуто эквивалентное соотношение 
между количеством прилитого рабочего раствора и количеством 
определяемого вещества, называется точкой эквивалентности. Чтобы 
экспериментально установить точку эквивалентности, применяют 
индикаторы — вещества, изменяющие свою окраску в момент, когда концентрации реагирующих веществ наиболее близки к точке 
эквивалентности. 
Наиболее удобно и просто выражать концентрацию в граммэквивалентах (г-экв) на литр раствора. Число грамм-эквивалентов 
вещества, содержащихся в литре раствора, называют нормальностью раствора. 
Если 1 г-экв или 0,1 г-экв вещества растворено в 1 л раствора, то 
такой раствор называется соответственно однонормальным или децинормальным и обозначается 1 н. или 0,1 н. 
Напомним, что эквивалентом элемента Э называется такое 
его весовое количество, которое в данной химической реакции 
замещает или присоединяет 8 весовых частей кислорода или 
1,008 весовых частей водорода. 
Для одновалентных элементов эквивалент равен его атомной 
массе, так как один атом такого элемента может присоединить или 
заместить один атом водорода. 
Например, эквивалент натрия ЭNа, реагирующего с соляной кислотой по уравнению 

2Na + 2НСl = 2NaCl + H2 , 

равен атомной массе натрия ANa: 

так как 1 атом натрия вытесняет 1 атом водорода. 
Эквивалент алюминия ЭAl, реагирующего с соляной кислотой по 
уравнению 
2Аl + 6НСl = 2АIСlз + 3Н2, 

равен 
 так как 1/3 атома алюминия вытесняет 1 атом водорода. 

Таким образом, эквивалент элемента равен его атомной массе, 
деленной на его валентность в данном соединении: 

 

Эквивалент сложных веществ вычисляют, исходя из молекулярной массы. 
Так, эквивалент основания равен его молекулярной массе, деленной на валентность металла. Например, эквивалент NaOH равен его 
молекулярной массе. 
Эквивалент кислоты равен молекулярной массе кислоты, деленной на ее валентность. 

Например, эквивалент соляной кислоты ЭНСl равен ее молекулярной массе: 

эквивалент серной кислоты 
 равен половине еѐ молекулярной 
массы: 

Эквивалент соли равен ее молекулярной массе, деленной на число атомов металла соли и на его валентность. Так, эквивалент сульфата алюминия 
 равен 1/6 его молекулярной массы: 

 

Эквивалент вещества в окислительно-восстановительной реакции 
равен его молекулярной массе, деленной на число электронов, 
участвующих в реакции.  
Например, эквивалент перманганата калия в окислительновосстановительной реакции  

 
равен его молекулярной массе, деленной на 5:  

Количество вещества, масса которого в граммах численно равна 
его эквиваленту, называется грамм-эквивалентом и обозначается 
г-экв.  
Концентрация, выраженная числом грамм-эквивалентов растворенного вещества в одном литре раствора, называется нормальностью.  
Существуют и другие методы выражения концентраций растворов.  

 Концентрацию раствора выражают соотношением, характеризующим разведение вещества водой по весу или по объему (например, 1 : 1, 1 : 3).  
Так обозначают концентрации неточных растворов, обычно применяемых для подкисления или подщелачивания. Например, при 
определении железа в воде для создания кислой среды прибавляют 
водный раствор НС1 (1 : 1), при определении перманганатной окисляемости прибавляют водный раствор H2SО4 (1 : 3).  

 Концентрацию раствора выражают в процентах.  
Процентная концентрация — это число граммов вещества, растворенных в 100 г раствора. 
Так выражают концентрации растворов индикаторов, которые 
применяют в различных методах объемного анализа (например, 
0,1%-ный раствор крахмала, 0,1%-ный раствор метилового оранжевого).  

 Концентрацию раствора выражают в грамм-молекулах на литр 
раствора.  
Число грамм-молекул вещества, содержащегося в 1 л раствора, 
называется молярной концентрацией, или молярностью раствора 
(M). Так, если в 1 л раствора находится 9,8 г H2SО4 (0,1 г-моль), то 
раствор называется децимолярным (0,1 М). Такое выражение концентрации применяют в различных теоретических выводах и формулах и изображают квадратными скобками [  ]. Например, выражение [H+] = 10-7 обозначает концентрацию в грамм-ионах на литр.  

 Концентрацию выражают в миллиграммах на литр или граммах 
на литр (мг/л или г/л). Так обычно выражают результаты объемноаналитических определений.  
Наиболее характерными для объемного анализа являются методы, 
основанные на использовании:  
– кислотно-основных реакций;  
– окислительно-восстановительных реакций.  

В основе первой группы методов лежат реакция нейтрализации, а 
также реакции, в результате которых образуются осадки или комплексы.  
В реакции нейтрализации (титрование щелочи кислотой, титрование соды кислотой и др.) индикаторами могут быть метиловый 
оранжевый, фенолфталеин, смешанный индикатор (смесь метилового оранжевого и индигокармина), изменяющие свою окраску в зависимости от рН раствора. В табл. 1.1 приведены сведения об изменениях окраски индикаторов от рН раствора.  
Для повышения чувствительности индикатора его применяют в 
очень небольших количествах. Так, при использовании в качестве 
индикатора метилового оранжевого его прибавляют в количестве, 
достаточном для окрашивания исследуемого раствора (воды или 
щелочи) в светло-желтый цвет. Тогда при титровании кислотой переход желтой окраски в розовую становится легко заметным. 
При реакциях осаждения и комплексообразования на конец титрования указывает образование осадка или окрашенного комплекса.  
 
Таблица 1.1 
 

Индикатор

Интервал рН 
раствора, при 
котором происходит изменение окраски

Окраска

в кислой 

среде

в щелочной 

среде

Метакрезоловый пурпурный
Метиловый оранжевый
Бромкрезоловый пурпурный
Бромтимоловый синий
Крезоловый красный
Фенолфталеин

0,5-2,5
3,1-4,4
5,2-6,8
6,0-7,6
7,2-8,8
8,2-10,0

Красная
То же
Желтая
То же

»

Бесцветная

Желтая
То же

Пурпурная

Синяя

Фиолетово-красная

Малиновая

 
На применении метода осаждения с образованием окрашенного 
осадка основано определение ионов Сl– при помощи нитрата серебра 
АgNОз в присутствии хромата калия.  
Вначале, пока в исследуемом растворе есть ионы Сl–, образуется 
белый осадок хлорида серебра AgCl; ионы Cr
 находятся в растворе. Когда все ионы Сl– будут связаны ионами Ag+, первая избыточная капля раствора нитрата серебра образует с хроматом калия 
осадок Ag2CrО4 кирпично-красного цвета.  
Последовательность осаждения объясняется различной растворимостью образующихся осадков: вначале образуется менее растворимый осадок (в данном случае хлорид серебра) и только при пол

ном отсутствии ионов Сl– возможно образование осадка хромата 
серебра.  
Количество нитрата серебра, израсходованное на титрование, эквивалентно содержанию ионов Сl– в растворе.  
На примере определения ионов Сl– нитратом серебра рассмотрим 
общую методику расчета результатов объемно-аналитических определений. Допустим, что на титрование 100 мл исследуемого раствора NaCl пошло 5,2 мл 0,1 н. раствора нитрата серебра. 
Расчет начинаем следующим рассуждением. Если раствор нитрата серебра 0,1 н., то в 1 мл раствора находится 0,1 мг-экв АgNОз. В 
5,2 мл раствора АgNОз, израсходованного на титрование, будет 
находиться 5,2·0,1 мг-экв АgNОз. Так как число миллиграммэквивалентов, израсходованное на титрование, равно числу миллиграмм-эквивалентов исследуемого вещества, то произведение 5,2·0,1 
равно числу миллиграмм-эквивалентов NaCl или соответственно 
числу миллиграмм-эквивалентов ионов Сl–, вступивших в реакцию. 
Окончательный результат анализа можно выразить в миллиграммах 
NаСl или миллиграммах Сl–. Для этого число миллиграммэквивалентов надо умножить на весовую величину миллиграммэквивалента (для NaCl — 58,5, для ионов Сl– — 35,5). Таким образом, количество ионов Сl– в исследуемом растворе равно 5,2·0,1·35,5 
мг, а в литре раствора 5,2·0,1·35,5·10 = 184,6 мг.  

В общем случае формула для расчета имеет следующий вид:  

 

где Х — количество анализируемого вещества, мгл/л;  
 Э — миллиграмм-эквивалент анализируемого вещества;  

 — объем титрованного раствора, израсходованный на титрование исследуемой пробы, мл;  

 N — нормальность титрованного раствора (число миллиграммэквивалентов вещества в 1 мл раствора);  

 — объем анализируемого раствора, взятый для титрования, мл.  

Методы объемного анализа, основанные на окислительновосстановительных реакциях, разнообразны.  
Остановимся на двух методах — иодометрии и перманганатометрии.  
Иодометрический метод основан на окислении иодид-ионов I– 
в свободный иод I2 и на титровании последнего раствором тиосульфата натрия Nа2S2Оз:  
2I–  = I2 + 2e; 
I2 + 2Nа2S2Оз = 2NaI + Na2S4O6. 

Иодометрический метод анализа применяют для определения 
остаточного (свободного) хлора в воде.  
Для этого к исследуемой воде прибавляют раствор иодида калия.  
Являясь сильным окислителем, хлор окисляет иодид калия, выделяя из него иод (раствор окрашивается иодом в желтый цвет):  
Сl2 + 2KI = 2КСl + I2. 
Выделившийся иод оттитровывают раствором тиосульфата 
натрия, который восстанавливает иод до иодида, а сам окисляется до 
тетратионата натрия (раствор обесцвечивается):  
I2 + 2NаzS2Оз = 2NaI + Na2S4O6. 
Для точного определения конечной точки титрования как индикатор применяют крахмал, который в присутствии иода окрашивается в интенсивно-синий цвет. Исчезновение синей окраски указывает на конец титрования.  
Существует ряд объемно-аналитических определений, которые 
сводятся к иодометрическому титрованию, например определение 
растворенного в воде кислорода.  
При этом определении к исследуемой воде прибавляют хлорид 
марганца и щелочь. Образующийся гидроксид марганца (II) Mn(ОН)2 
окисляется растворенным в воде кислородом до гидроксида марганца 
(III) Mn(ОН)3. Гидроксид марганца (III) затем растворяют в соляной 
кислоте. Образующийся при этом хлорид марганца (III) MnСlз легко 
разлагается на хлорид марганца (II) MnC12 и Cl2.  
Протекающие реакции можно выразить следующими уравнениями:  
MnCl2 + 2NaOH = Мn(ОН)2 + 2NaCl; 
4Mn (ОН)2 + O2 + 2Н2О = 4Mn (ОН)3; 
Mn (ОН)3 + 3НСI = МnСlз + 3Н2О; 
2МпСl3 = 2MnCl2 + Сl2; 
Cl2 + 2KI = I2 + 2KCl. 
Хлор, выделяющийся в количествах, эквивалентных кислороду, 
оттитровывают иодометрически.  
Для большого количества определений в объемном анализе используют перманганатометрический метод.  
Перманганатометрический метод основан на использовании 
окислительно-восстановительных реакций, в которых участвует 
перманганат калия, являющийся очень сильным окислителем в кислой среде.  
Сущность происходящих окислительно-восстановительных реакций можно выразить следующим уравнением:  

.