СОДЕРЖАНИЕ

ВВЕДЕНИЕ 3

Глава 1 Литературный обзор 5

1.1 Физико-химические и химико-аналитические характеристики ртути и

ее соединений 5

1.2 Деструкция связанных форм 9

1.3 Методы определения ртути 12

Глава 2 Экспериментальная часть 18

2.1 Методика определения общего содержания растворенной ртути в

природных водах 18

2.2 Охрана окружающей среды 18

Глава 3 Результаты и их обсуждения 18

3.1 Подробное описание технологической схемы производства 18

ЗАКЛЮЧЕНИЕ 27

СПИСОК ИСПОЛЬЗОВАННЫХ ИСТОЧНИКОВ 28

ВВЕДЕНИЕ

Актуальность работы. Ртуть — один из наиболее токсичных элементов, широко используемых в различных областях науки и техники. Большой интерес к проблеме определения ртути вызван ее распространенностью в объектах окружающей среды, наибольшей токсичностью по сравнению с другими металлами, способностью аккумулироваться в живых организмах и миграцией в объектах окружающей среды.

Высокая токсичность ртути обуславливает ее низкие значения предельной допустимой концентрации (ПДК), что требует применения чувствительных методов аналитической химии. Одним из методов, отвечающим требованиям определения ртути по пределу обнаружения и диапазону определяемых концентраций, является метод непламенной атомной абсорбции.

Определение ртути в объектах окружающей среды осложняется необходимостью определять ее низкие содержания, что неизбежно приводит к увеличению вероятности внесения систематической погрешности на этапах обработки и измерения ее аналитического сигнала в связи с его недостаточной выраженностью на фоне других веществ.

Целью данной работы является изучение основных методов определения ртути в объектах окружающей среды. Для достижения поставленной цели необходимо было решить следующие задачи:

1) изучить физико-химические и химико-аналитические характеристики ртути и ее соединений;

2) оценить необходимость деструкции связанных форм ртути;

3) ознакомиться с основными методами количественного анализа;

4) провести анализ природной воды методом непламенной атомной абсорбции по методике;

5) обсудить полученные результаты.

Объектом исследования является ртуть, а предметом исследования методы определения ртути в сточных водах.

Теоретическая значимость заключается в исследовании методов определения ионов ртути.

Практическая значимость. Ртуть – токсичное вещество, применяемое во многих отраслях промышленности и науки.

Структура и объем работы. Курсовая работа изложена на 29 страницах машинописного текста, состоит из введения, трех глав, заключения и списка использованных источников, которая включается в себя 8 отечественных и 2 зарубежных авторов. Работа содержит 1 патент, 2 рисунка и 3 таблицы.

Глава 1 Литературный обзор

1.1 Физико-химические и химико-аналитические характеристики ртути и ее соединений

Ртуть является элементом группы IIб Периодической системы Д.И. Менделеева. Ее атомный номер 80, атомная масса 200,59. В при­роде существует семь стабильных изотопов с атомными массами 196 (0,15%), 198 (10,12 %), 199 (17,04 %), 200 (23,13 %), 201 (13,18 %), 203 (29,8 %), 204 (6.72 %). Атомный радиус ртути 1,60 А (для К = 12), ради­ус иона Hg (II) 1,10 А (для К = 6), межъядерное расстояние 3,005 А. Потен­циалы ионизации ртути 10,43 и 18,65 эВ, работа выхода электрона из метал­ла 4,52 эВ.

Ртуть – серебристо-белый металл, обладающий низкой температурой плавления (минус 38,86 °С) и поэтому находящийся в жидком состоянии при комнатной температуре. В твердом виде ртуть приобретает белый цвет и становится ковкой. Плотность металла зависит от температуры и изменяет­ся от 14,193 (минус 38.86 °С) до 13.546 (20 °С) г/см³. Удельная теплота плав­ления ртути 2,79 кал/г. Стандартные термодинамические величины равны:

С_р = 27,99 Дж/(моль · К); ΔН_пл = 2,295 кДж/моль;

ΔН_исп = 59,20 кДж/моль; S₂₉₈= 75,90 Дж/(моль · К).

Температура кипения ртути относительно низка и составляет 356,66 °С при 760 мм рт.ст, поэтому давление ее насыщенных паров при комнатных температурах весьма высоко: 0,0710, 0,1729 и 0,3968 Па при 10, 20 и 30 °C соответственно. Это обусловливает опасно высокие концентрации па­ров ртути при ее проливах в изолированных жилых и производственных по­мещениях. Так, при 24 °С атмосферный воздух, насыщенный парами ртути, обычно содержит 18 мг/м³, что в 1800 раз превышает максимально ра­зовую предельно допустимую концентрацию в воздухе рабочей зоны произ­водственных помещений (ПДК_{мр рз}), равную 0,01 мг/м³, и в 3600 средне­сменную ПДК_{сс рз} (0,005 мг/м³). Металлическая ртуть способна испа­ряться с довольно высокой скоростью через слои воды и других жидкостей (бензол, парафиновое масло, глицерин). Ртуть — единственный эле­мент, кроме благородных газов, образующий одноатомные пары при комнатной температуре.

Уникальный комплекс таких физико-химических свойств ртути, как текучесть и однородное объемное расширение в весьма широком интервале температур, высокое поверхностное натяжение (473,5 дин/см при 25 °С) и несмачиваемость стеклянных поверхностей, обусловливает ее использование в измерительных приборах: термометрах, барометрах, манометрах. За счет низкой электросопротивляемости (95,8 · 10^-6 Ом/см при 20 °С) и высокой теплопроводности ртуть является превосходным электропроводником и холодильным теплоносителем, а также используется в ка­честве защитного агента от атомной радиации вследствие способности аб­сорбировать нейтроны.

Ртуть, как и другие элементы IIб группы — цинк и кадмий, относит­ся к непереходным металлам. Внешняя электронная конфигурация ее ато­мов выражается формулой 4f¹⁴5d¹⁰6s². Кроме атомарного состояния для ртути характерны соединения, в которых степень ее окисления равна плюс 2. Известны также соединения, где ртуть электрохимически одновалентна. Однако во всех таких соединениях содержится группировка атомов Hg₂²⁺. где оба атома ртути двухвалентны и одна валентность каждого атома затра­чивается на связь с другим по схеме — Hg — Hg —. Поскольку при электро­литической диссоциации эта группировка атомов не разрушается, в раство­рах содержится комплексный ион Hg₂²⁺. Для многих солей ртути Hg₂²⁺ ха­рактерно разложение на соответствующую соль Hg(II) и металлическую ртуть по схеме:

Hg₂²⁺ = Hg²⁺ + Hg.

Для некоторых солей (Hg₂Cl₂, Hg₂SO₄) такой распад идет медленно, под действием света или нагревания, для других солей (Hg_;(CN)₂, Hg₂S) про­цесс протекает настолько быстро уже при образовании соли, что сама соль Hg₂²⁺ не может быть выделена.

Ртуть — химически более стойкий элемент, чем металлы группы 116. Окисление ее сухим воздухом происходит медленно, при повышенной тем­пературе, с образованием оксида ртути (II) HgO, в то время как цинк и кад­мий, будучи достаточно нагретыми, сгорают с образованием оксидов. Про­цесс окисления ртути значительно ускоряется в присутствии влаги, следов цинка, свинца и др. Кроме того, в отличие от цинка и кадмия, ртугь нерастворима в разбавленных соляной и серной кислотах и все три металла растворимы в азотной кислоте. При нагревании ртуть растворяется в концентрированной серной кислоте и царской водке. Ртуть легко раство­ряется в йодистоводородной кислоте с образованием йодистых комплексов (формула 1.1)

Hg + 4HI = H₂[HgI₄] + Н_2. (1.1)

Окисление ртути до оксида ртути (I) Hg₂О происходит при использова­нии KMnО₄, Ag(NH₃)₂OH, NaNО₂, NaAsО₂; до оксида ртути (II) HgO — с помощью K₃[Fe(CN)₆].

Более энергично, чем цинк и кадмий, ртуть реагирует с серой — реак­ция осуществляется при растирании элементов на холоде. Это обусловлено жидким агрегатным состоянием ртути, которое существенно облегчает про­текание реакций. Ртуть реагирует также с галогенами, фосфором, селеном и др. Со многими металлами ртуть образует амальгамы (сплавы), что используется в некоторых технологических процессах, например амальгам­ной металлургии.

Растворимость паров металлической ртути в воде при отсутствии кис­лорода составляет 0,02—0,03; 0,3 и 0,6 мг/л при 30, 85 и 100 °C соответствен­но. По другим данным, она равна 58,8—63,9 мкг/л при 25 °C и в интервале 5—60 °C увеличивается с 19,2 до 368 мкг/л, подчиняясь закону Генри. Теплота растворения ртути равна 5.3 ккал/моль. Количествен­ные характеристики растворимости ртути в воде очень важны с санитар­но-гигиенических позиций. В присутствии кислорода металлическая ртуть может окисляться до ионной формы Hg(II) и ее концентрации в воде могут достигать 40 мкг/л, что в 80 раз выше ПДК для питьевых вод (0,5 мкг/л) и в 400 раз выше норматива для водоемов рыбохозяйственного назначения. Растворимость ртути в углеводородах и эфирах более чем на порядок выше, чем в воде.

Ионы Hg(II) образуют большое количество комплексных соединений с координационными числами 2 (при образовании линейных комплексов) и 4 (при образовании тетраэдрических комплексов). Имея конфигурацию электронной оболочки d¹⁰, ртуть может образовывать тригональные комп­лексы с координационным числом 3 и пентагонально-бипирамидальные с координационным числом 5. Известны также комплексы с координацион­ными числами 6 и 8. Во всех комплексных соединениях связь ртуть — ли­ганд является ковалентной и весьма прочной. Наиболее устойчивы комп­лексы с лигандами, содержащими атомы галогенов, углерода, азота, фосфо­ра и серы. Ионы ртути Hg₂²⁺ образуют мало комплексов, что обусловлено слабо выраженной склонностью иона к образованию координационных связей, а также тенденцией к реакциям диспропорционирования.

Кроме простых солей Hg (II) образует важный класс металлорганических соединений типа RHgX и RHgR', где R и R' — органические радикалы, X — анион. Эти соединения характеризуются присоединением атома ртути к од­ному или двум атомам углерода с образованием ковалентных связей. Связь углерод — ртуть — слабая (13—52 ккал/моль), вследствие этого, ртутьорганические соединения легко подвергаются термическим и фотохимическим гемолитическим реакциям. Энергия активации гомолиза для первой связи углерод — ртуть много больше, чем для второй.