Analisi delle Acque

Analisi delle acque destinate al consumo umano

Analisi di un’acqua di fiume

Introduzione all’analisi delle acque

L’acqua è un composto chimico di formula molecolare H2O. In condizioni di temperatura e pressione normali si presenta come un liquido trasparente, inodore e insapore. Viene definito ghiaccio quando si trova in forma solida, mentre vapore nella sua forma gassosa.

Con il termine generale acqua si intende comunemente la miscela costituita da acqua e dalle altre sostanze disciolte al suo interno. Si tratta di un costituente essenziale dell’ecosistema ed è alla base di tutte le forme di vita conosciute. L’acqua contiene disciolti macroelementi e oligoelementi, indispensabili per svolgere alcune delle basilari funzioni del nostro organismo.

È possibile classificare le acque sulla base idrologica. Esistono tre distinti gruppi di acque: le acque superficiali, le acque sotterranee e le acque meteoriche, a seconda della loro provenienza. Nell’ordine, del primo gruppo fanno parte acque di mari, fiumi, laghi e sorgenti, del secondo fanno parte le acque di falde o freatiche, mentre all’ultimo appartengono le acque piovane, di rugiada e brina, di neve e di grandine.

L’acqua destinata al consumo umano è detta potabile. La Direttiva Europea 98/83/CE stabilisce i criteri ed i parametri analitici che un’acqua deve rispettare per essere definita potabile. La definizione data dalla normativa è:

«Le acque trattate o non trattate, destinate ad uso potabile, per la preparazione di cibi e bevande, o per altri usi domestici, a prescindere dalla loro origine, siano esse fornite tramite una rete di distribuzione, mediante cisterne, in bottiglie o in contenitori.» e «Le acque utilizzate in un'impresa alimentare per la fabbricazione, il trattamento, la conservazione o l'immissione sul mercato di prodotti o di sostanze destinate al consumo umano, escluse quelle, individuate ai sensi dell'articolo 11, comma 1, lettera e), la cui qualità non può avere conseguenze sulla salubrità del prodotto alimentare finale.»

Dalla definizione si evince che l’acqua, per essere definita potabile, non deve avere un impatto negativo sui soggetti che la assumono. Per valutare quindi la potabilità si ricorre a misurazioni chimico-fisiche e batteriologiche, che devono dare esiti rientranti nei limiti massimi di legge.

L’analisi delle acque è quindi un punto fondamentale per la vendita di acqua potabile. Analogamente le acque di scarico devono avere caratteristiche chimico-fisiche adatte al loro scarico in fogna e successiva depurazione.

In questo testo analizzeremo un campione di acqua potabile, più precisamente il campione numero 4 di una serie di 7 campioni. D’ora in avanti ci riferiremo per semplicità al campione numero 4 con la sola denominazione di campione.

Inoltre vengono presentate le applicazioni dei metodi di determinazione di COD e BOD, svolti su un’acqua di fiume. Il nostro campione è costituito da acqua del fiume Adige, raccolta nel comune di S. G. Lupatoto.

Indice

• Introduzione all’analisi delle acque
• Indice
• pH: metodo potenziometrico
• Conducibilità specifica
• Determinazione dei cloruri. Titolazione argentometrica secondo Mohr
• Determinazione dell’alcalinità di un’acqua
• Ossidabilità al permanganato: metodo titrimetrico (secondo Kübel)
• Residuo fisso a 180 °C: metodo gravimetrico
• Nitrati: metodo spettrofotometrico
• Solfati: metodo spettrofotometrico
• Determinazione di sodio, potassio, calcio e magnesio mediante assorbimento ed emissione atomica
• Valutazione dei risultati ottenuti e valutazione della potabilità del campione sottoposto ad analisi.
• Analisi di un’acqua di fiume
• Ossigeno disciolto: metodo di Winkler
• BOD: Biological Oxygen Demand
• COD: Chemical Oxygen Demand
• Bibliografia essenziale

pH: metodo potenziometrico

Il pH è una scala di misura dell’acidità o della basicità di una soluzione. Corrisponde al cologaritmo della concentrazione idrogenionica [H+] espressa in molarità, ed assume valori compresi tra 1 e 14. Al valore intermedio di 7 si può considerare la soluzione neutra. Può essere misurato sia per via elettrica, sfruttando la differenza di potenziale creata dalla differenza degli ioni idrogeno su due lati di una membrana di vetro, o per via chimica, mediante titolazione, sfruttando indicatori che variano la loro colorazione in corrispondenza di precisi valori di pH, o indicatori su carta, ovvero una tipologia di carta trattata in modo da assumere il comportamento di indicatore.

Il valore di pH di un’acqua potabile non assume un ruolo chiave nell’impatto sul consumatore, ma è un fattore importante da valutare sia per determinare le proprietà corrosive ed antincrostanti, sia per l’impostazione di metodi di potabilizzazione.

Il valore di pH è comunque stabilito dal D.L. 31 del 02/02/2001, ed indica come valori limite il range che spazia da 6,5 a 9,5, ma il valore minimo può essere inferiore per acque confezionate e naturalmente ricche o arricchite di anidride carbonica.

In questa prima parte viene effettuata la lettura del campione.

Il metodo utilizzato è il metodo potenziometrico, basato sulla lettura della differenza di potenziale agli estremi di una pila elettrochimica. La taratura del pHmetro con il quale effettuare la misura deve essere fatta con soluzioni standard reperibili in commercio, o preparate in loco come descritto in allegato 1 ISS.BCA.023.REV00.

Materiali

• Comune vetreria di laboratorio
• pHmetro “Hanna 8417”, sens. 0,01 ± 0,01

Reagenti

• Soluzioni standard per la taratura a pH 4 e pH 7.

Procedimento

Vedi allegato 1 pH: metodo potenziometrico ISS.BCA.023.REV00.

Dati sperimentali

La lettura, a seguito della taratura del pHmetro, ha fornito come risultato un valore di pH pari a 8,03.

Osservazioni e conclusioni

Il valore di pH è fornito direttamente dalla strumentazione, e non vi sono variazioni di pH determinate dalla quantità di volume sottoposto a lettura. Il valore di pH del campione di acqua analizzato è quindi 8,03 ± 0,01.

Conducibilità specifica

Si definisce conducibilità elettrica o conduttività, e si indica con , la conduttanza elettrica specifica di conduttore. Indica la capacità di una soluzione di trasportare corrente elettrica, ed è legata alla presenza di ioni disciolti e dalla temperatura. La conducibilità dell’acqua pura è molto bassa, quindi la conducibilità di un’acqua permette di ottenere una misura indiretta del suo grado di mineralizzazione. L’unità di misura della conducibilità specifica è espressa in S · cm-1, ma nel caso delle acque si usa, per comodità, il µS · cm-1, ovvero un suo sottomultiplo.

Per conducibilità elettrica specifica, o conduttività elettrica, di una soluzione si intende il reciproco della resistenza elettrica specifica, cioè della resistenza offerta da un volume unitario di liquido al passaggio di corrente ad una data temperatura. La conducibilità elettrica risulta direttamente proporzionale alla sezione degli elettrodi e inversamente proporzionale alla loro distanza.

La determinazione della conduttività elettrica viene eseguita misurando la resistenza elettrica specifica di un campione acquoso mediante un ponte di Kohlrausch. La strumentazione viene tarata con soluzioni standard con valore riferito alla temperatura di 20 °C. Per minimizzare gli errori nella taratura è consigliabile verificare che la temperatura degli standard sia effettivamente 20 °C.

Lo strumento usato dispone di termosonda, quindi non è necessario calcolare un fattore di correzione nell’espressione dei dati.

Il metodo utilizzato è il ISS.BDA.022.REV00, presente in allegato 1.

Materiali

• Comune vetreria di laboratorio
• Conduttimetro “Hanna EC215”
• Cella conduttimetrica quadrupolo

Reagenti

• Soluzione standard per la taratura a conducibilità specifica 1413 µS · cm-1

Procedimento

Vedere in allegato 1 al metodo ISS.BDA.022.REV00.

Dati sperimentali

Il valore di conducibilità specifica del campione sottoposto ad analisi è pari a 258 µS · cm-1.

Osservazioni e conclusioni

Il valore ottenuto è inferiore di quasi 10 volte al limite massimo stabilito dal D.L. 31/2002, che pone il valore massimo a 2500 µS · cm-1.

Determinazione della durezza totale, metodo titrimetrico all’EDTA

Con il termine durezza di un’acqua ci si riferisce principalmente alla durezza totale. La durezza è un parametro che esprime il contenuto di ioni calcio e magnesio di un campione d’acqua, presenti in forma di carbonati, bicarbonati, solfati, cloruri e nitrati. Esistono inoltre una durezza permanente, che indica la quantità di cationi rimasti in soluzione a seguito dell’ebollizione di un campione, e una durezza temporanea, data dalla differenza delle precedenti, che esprime il quantitativo di idrogenocarbonati.

La durezza totale viene espressa come carbonato di calcio (CaCO3), ma è largamente diffuso l’uso del grado francese (°F = 1 mg CaCO3 in 100 mL).

Generalmente le acque vengono classificate, sulla base della loro durezza, in diverse fasce, corrispondenti a diversi valori di durezza totale espressa in gradi francesi.

• 0 - 7 °F: molto dolci
• 7 - 14 °F: dolci
• 14 - 22 °F: mediamente dure
• 22 - 32 °F: discretamente dure
• 32 - 52 °F: dure
• Oltre 53 °F: molto dure

Il metodo ISS.BEC.031.REV00, riportato in appendice, si basa su una titolazione, a pH tamponato 10, con il sale disodico dell’acido etilendiamminotetracetico EDTA, usando il NET, nero eriocromo T, come indicatore.

L’EDTA, abbreviato più comodamente in H4Y, è in grado di formare complessi stabili con gli ioni di calcio e magnesio a pH 10. Il sale disodico dell’EDTA viene abbreviato con la sigla H2Y2-.

La presenza del tampone è necessaria in quanto la reazione libera ioni H+. Il NET forma un complesso di colore rosa con gli ioni magnesio. Al termine della complessazione degli ioni magnesio da parte dell’EDTA l’indicatore riassume la colorazione blu-azzurra.

Ca2+ + H2Y2- → CaY2- + 2H+

Mg2+ + NET → [Mg-NET]2+

[Mg-NET]2+ + H2Y2- → [Mg-H2Y] + NET

Materiali

• Comune vetreria di laboratorio
• Buretta 25 mL AS, sens. 0,05 mL ± 0,03 mL

Reagenti

• Sol. di sale disodico di EDTA (Na2Y) 0,01 N
• Indicatore NET

Procedimento

Vedere in allegato 1 al metodo ISS.BEC.031.REV00. Il campione analizzato è però pari a 100 mL e non 50 mL, come riportato nella metodica, e 10 mL di soluzione tampone a pH 10, contro i 4 mL proposti in allegato. Il raddoppio del volume di campione è dovuto ad una comodità pratica. Effettuare la determinazione su 100 mL di acqua campione semplifica il calcolo della durezza in gradi francesi.

Dati sperimentali

• Volume campione: 100 mL
• Volume consumato: 14,45 mL
• Concentrazione sol. EDTA: 0,01 N

Osservazioni e conclusioni

Avendo titolato 100 mL di campione con una soluzione di EDTA a concentrazione 0,01 N, il volume di soluzione di EDTA consumato risulta pari alla durezza espressa in gradi francesi °F.

L’acqua campione risulta quindi avere una durezza totale di 14,45 °F. Il D.L. 31/2002 non riporta un valore massimo per la durezza totale, ma consiglia un valore compreso tra 15 e 50 °F.

Determinazione dei cloruri. Titolazione argentometrica secondo Mohr

Lo ione cloruro è lo ione del cloro con numero di ossidazione -1, cioè un atomo di cloro carico negativamente con un elettrone.

I cloruri sono naturalmente presenti nelle acque. La loro presenza può essere definita un fattore di inquinamento antropico, e influisce in maniera negativa sulle proprietà organolettiche dell’acqua.

La procedura ISS.BEA.020.REV00, riportata in allegato 1, si basa sulla determinazione dello ione cloruro mediante titolazione con una soluzione di nitrato di argento (AgNO3) 0,1 N in ambiente neutro o leggermente basico utilizzando cromato di potassio (K2CrO4) come indicatore. Lo ione cloruro precipita infatti come cloruro di argento, di colore bianco, e a completa precipitazione di questo inizia a formarsi il cromato d’argento, di colore rosso. La concentrazione minima rilevabile è di 5 mg/L.

Per la determinazione vengono effettuate 2 prove, una sul campione, una su un bianco, ovvero preparato con acqua distillata.

AgNO3 + Cl- → AgCl + NO3-

2AgNO3 + K2CrO4 → 2 KNO3 + Ag2CrO4

Materiali

• Comune vetreria di laboratorio
• Buretta 25 mL AS, sens. 0,05 mL ± 0,03 mL
• Pipetta tarata a doppia tacca AS 100 mL, ±0,080 mL

Reagenti

• Sol. AgNO3 0,01 N, ottenuta per diluizione da sol. AgNO3 0,1 N
• Sol. NaCl 0,0100 N preparata per pesata (0.5844 g/L)
• Sol. K2CrO4 1% (10 mg/L)

Procedimento

Per il procedimento si rimanda all’allegato 1 metodica ISS.BEA.020.REV00. La soluzione di NaCl usata è 0,0100 N, non 0,100 N, e la soluzione di AgNO3 usata è 0,0100 N e non 0,100 N. Abbiamo applicato il metodo tralasciando l’aggiunta di fenolftaleina e conseguente acidificazione. La prova in bianco va ripetuta nelle stesse condizioni, al fine di evitare errori grossolani.

Dati sperimentali

• Standardizzazione AgNO3: volume AgNO3 consumato per la titolazione 21,10 mL
• Bianco: volume AgNO3 consumato per la titolazione 1,00 mL
• Titolazione: volume AgNO3 consumato per la titolazione 1,35 mL
• Volume NaCl 0,0100 N titolato: 20,00 mL
• Volume di acqua titolato: 100,00 mL
• Volume acqua campione titolato: 100,00 mL

Calcoli

Normalità della soluzione di NaCl:

nNaCl = mNaCl/MMNaCl = 0,5844 g/58,44 g mol-1 = 0,0100 mol; NNaCl = nNaCl/Vsol = 0,0100 mol/1 L = 0,0100 mol L-1.

Va innanzitutto calcolata la reale normalità della soluzione di AgNO3.

VAgNO3 NAgNO3 = VNaCl NNaCl

NAgNO3 = VNaCl NNaCl/VAgNO3 = 0,009478 N

Poi viene calcolata la concentrazione degli ioni cloruro secondo l’espressione:

[Cl-] = (Vtit - Vbianco) NAgNO3 M MCl/Vcampione = (1,35 - 1,00) mL · 0,009478 N · 1000 · 35,45 g/mol/100 mL = 1,1760 mg L-1.

I volumi vengono lasciati in mL e si applica un fattore di conversione 1000.

Il risultato è espresso come concentrazione di ioni Cl- in mg/L.

Osservazioni e conclusioni

Il risultato ottenuto è pari a 1,1760 mg/L. Il risultato trovato è nettamente inferiore al limite sancito dal D.L. 31/2002, che fissa il valore limite a 250 mg/L. Inoltre una concentrazione così piccola di ioni cloruro ci interessa in modo particolare in quanto non influenzerà i risultati di ulteriori analisi, che sarebbero state afflitte con concentrazioni di cloruri superiori a 5 mg/L. Nonostante ciò non siamo completamente sicuri del risultato ottenuto, in quanto la variazione di volumi di AgNO3 usati per il bianco e per la prova sul campione era minima. Inoltre abbiamo avuto non poche difficoltà nel cogliere il viraggio della prova sul campione. Sarebbe quindi opportuno ripetere la prova con un metodo differente, per esempio elettrochimico, mediante una titolazione conduttimetrica, ma anche in questo caso potremmo avere difficoltà, data la bassa concentrazione di ioni cloruro.

Determinazione dell’alcalinità di un’acqua

Con il termine alcalinità di un’acqua si intende la quantità di sali, con proprietà di alcali, disciolti in un’acqua. Indica la capacità di un’acqua di neutralizzare un acido, e può perciò essere intesa come il contrario dell’acidità, quindi la capacità di resistere a cambiamenti di pH.

L’alcalinità è dovuta alla presenza di sali minerali contenenti ioni negativi, quali ioni carbonato, bicarbonato, idrossido e ioni positivi quali calcio e magnesio.

La sola misura del pH non è sufficiente a stabilire la capacità tamponante di un’acqua, quindi due campioni di acqua aventi lo stesso pH possono possedere un diverso valore di alcalinità.

L’alcalinità viene espressa, nonostante la vasta gamma di ioni che la influenzano, come mg per litro di CaCO3.

L’alcalinità viene determinata mediante titolazione con acido, con doppio indicatore. Dapprima si inizia la titolazione in presenza di fenolftaleina, poi, alla scomparsa della colorazione violacea, si procede con l’aggiunta di metilarancio. La titolazione segue le reazioni:

H3O+ + CO32- → HCO3- + H2O

H3O+ + HCO3- → H2CO3- + H2O

H3O+ + OH- → H2O

L’alcalinità totale delle acque neutrali è tipicamente compresa tra 30 e 500 mg CaCO3/L. La normativa vigente non prevede un limite massimo per questo parametro.

Materiali

• Comune vetreria di laboratorio
• Buretta 25 mL AS, sens. 0,05 mL ± 0,03 mL
• Pipetta tarata a doppia tacca AS 100 mL, ±0,080 mL

Reagenti

• Soluzione di HCl 0,02 N
• Fenolftaleina come indicatore
• Metilarancio come indicatore

Procedimento

• Trasferire 100 mL di acqua campione in beuta da 250 mL.
• Aggiungere qualche goccia di fenolftaleina; se la soluzione assume colorazione viola iniziare a titolare con HCl fino a viraggio, altrimenti aggiungere direttamente qualche goccia di metilarancio. La soluzione assumerà colorazione gialla.
• Titolare con HCl fino a viraggio della soluzione dal giallo al rosso. Annotare il volume di HCl utilizzato per la titolazione.

Dati sperimentali

• Volume campione titolato: 100 mL
• Volume HCl consumato per la titolazione: 13,95 mL
• Normalità HCl: 0,02 N

Calcoli

Il risultato verrà espresso in mg/L di HCO3- e non come CaCO3.

[HCO3-] = VHCl NHCl MEHCO3/Vcamp. = 13,95 mL · 0,02 N · 61,01 g/eq · 1000/100 mL = 170,24 mg L-1.

I volumi sono stati lasciati espressi in mL e si è applicato un fattore di conversione 1000 per il passaggio da mL a L. La massa equivalente utilizzata per l’HCO3- è pari a 61,01 g/eq.

Risultati

Essendo stato il pH del nostro campione uguale a 8,03 abbiamo dovuto valutare l’ipotesi di avere un viraggio al viola dopo l’aggiunta di fenolftaleina. Contrariamente a quanto pensavamo la colorazione della nostra acqua campione è rimasta immutata ed abbiamo quindi proseguito con l’aggiunta del secondo indicatore e con la titolazione fino a viraggio al rosso.

Non essendo contenuto nei parametri di legge non possiamo confrontare il risultato ottenuto con un valore limite. Nonostante ciò il valore contenuto, espresso come mg/L CaCO3, rientra nel range di valori medi fornito nei riferimenti teorici di questa metodica.

Ossidabilità al permanganato: metodo titrimetrico

Secondo Kübel

L’ossidabilità è un indice convenzionale che indica le proprietà riducenti di un’acqua. Si tratta di una misura della contaminazione dovuta a materiale organico e a sostanze inorganiche ossidabili. Nonostante sia un indice convenzionale, si presta bene come indice della qualità del campione sottoposto ad analisi. Solitamente al diminuire di tale indice aumenta la qualità dell’acqua.

L’ossidabilità al permanganato è definita come la quantità di ossigeno, espressa in mg/L, corrispondente alla quantità di permanganato consumato quando un campione di acqua è trattato con una soluzione di potassio permanganato in ambiente acido.

Il permanganato permette la valutazione di tutte le sostanze ossidabili presenti nelle acque, quindi sostanze organiche, solfuri, nitriti e sali ferrosi ad esempio.

Il campione viene trattato con l’aggiunta di quantità note di permanganato di potassio e acido solforico, portando poi la soluzione ottenuta ad ebollizione, mantenendo questa condizione per 10 minuti, causando la riduzione di parte del permanganato presente ad opera delle sostanze ossidabili. Dopo raffreddamento si aggiunge un eccesso di ossalato di sodio, in quantità pari a quella di permanganato addizionato inizialmente. Infine si titola con potassio permanganato fino a viraggio della soluzione al violetto.

2KMnO4 + 3H2SO4 + 5H2C2O4 → 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O + 10CO2

(Reazione scritta in forma ionica)

Materiali

• Comune vetreria di laboratorio
• Pipetta tarata 10 mL
• Buretta 25 mL AS, sens. 0,05 mL ± 0,03 mL
• Pipetta tarata a doppia tacca AS 100 mL, ±0,080 mL

Reagenti

• Soluzione di acido solforico diluito 1:4
• Soluzione di ossalato di sodio 0,01 N
• Soluzione di permanganato di potassio 0,01 N

Procedimento

Il procedimento è quello descritto nel metodo ISS.BEB.027.REV00.

Dati sperimentali

• Volume campione titolato: 100 mL
• Volume KMnO3 consumato per la titolazione: 0,55 mL
• Normalità HCl: 0,01 N

Calcoli

mg/L di O2 = VKMnO4 NKMnO4 MEO2 1000/100 = 0,55 mL · 0,01 N · 8 mg/eq · 1000/100 = 0,44 mg L-1 di O2.

Risultati

Il risultato ottenuto ci indica che l’acqua analizzata presenta un valore di ossigeno libero nettamente inferiore al limite legislativo, che pone il valore massimo a 5 mg per litro. Il metodo usato pone come limite di rilevabilità 0,5 mg per litro, quindi non siamo certi del risultato ottenuto, che non sarà comunque lontano dal reale valore di ossigeno libero.

Residuo fisso a 180 °C: metodo gravimetrico

Il residuo fisso è un parametro utilizzato per classificare le acque minerali e potabili. Il residuo fisso influisce sia sulla qualità di acque destinate al consumo umano, influenzandone negativamente il gusto, sia su acque destinate ad uso industriale, causando depositi di sali.

Il residuo fisso può essere valutato sia a 180 °C che a 500 °C. In questo secondo caso vengono eliminati pure i sali di ammonio, i residui organici ed i nitrati.

La determinazione risulta di semplice comprensione. Si porta a peso costante una capsula in ceramica o platino, e dopo averla tarata, vi si trasferisce un volume noto di acqua campione. Successivamente viene portata la capsula, contenente acqua campione, a una temperatura di 180 °C, e, a completa evaporazione dell’acqua, si legge la variazione di massa della capsula in seguito all’evaporazione. Questa differenza corrisponde al valore del residuo fisso, che può essere espresso in ppm (mg/L).

Sulla base del valore di residuo fisso, le acque si suddividono secondo la seguente tabella.

• Acque meteoriche: compreso tra 10 e 80 mg/L
• Acque oligominerali: compreso tra 80 e 200 mg/L
• Acque mediominerali: compreso tra 200 e 1000 mg/L
• Acque minerali: superiore a 1’000 mg/L
• Acque salate: superiore a 30’000 mg/L

Materiali

• Comune vetreria di laboratorio
• Capsula in porcellana
• Essiccatore
• Stufa

Reagenti

/

Procedimento

Il procedimento seguito è il metodo ISS.BFA.032.REV00, presente in allegato 1. Diversamente da quanto riporta la metodica, il nostro campione non ha subito alcuna filtrazione prima di essere deposto in capsula.

Dati sperimentali

• Massa capsula (tara): 46,8398 g
• Volume acqua campione: 50 mL
• Massa capsula + residuo fisso: 46,8501 g

Calcoli

Residuo fisso = m · 20 = (mcapsula + residuo - mtara) · 20 = 20 (46,8501 g - 46,8398 g).

Residuo fisso = 206,0 mg L-1 a 180 °C.

20 è un fattore di conversione per esprimere il risultato in L. Risulta nella formula da questo passaggio:

Residuo fisso = m · 1000/Vcamp.

dove la massa è espressa in g e il volume in mL. 1000 risulta quindi essere un fattore di conversione mL/L.

Il valore 20 è dato dal rapporto tra 1000 e 50, ovvero il fattore di conversione e il volume del campione in mL.

Osservazioni e conclusioni

A seguito della completa evaporazione della componente acquosa del campione abbiamo ottenuto un residuo fisso a 180 °C pari a 206,0 ppm. Questo pone la nostra acqua campione nella categoria delle acque mediominerali. Lo scarto però con la categoria oligominerali è molto basso, ciò significa che in un residuo fisso a 180 °C probabilmente otterremo come risultato un valore inferiore ai 200 ppm con conseguente cambio di classe da mediominerale a oligominerale.

Analogamente a quanto appena detto è possibile effettuare un ragionamento del tutto simile con la filtrazione. Se avessimo filtrato il campione prima dell’evaporazione avremmo potuto trattenere le particelle di diametro maggiore di 0,45 µm.

Nitrati: metodo spettrofotometrico

I nitrati presenti nelle acque derivano soprattutto dall’inquinamento biologico dovuto agli agglomerati urbani e dai liquami provenienti dai rifiuti, dagli scarichi di automobili, dai processi a combustione e dai fertilizzanti. I nitrati non causano problemi all’uomo, a meno che non sia data loro la possibilità di ridursi a nitriti, che possono dare origine a nitrosammine cancerogene.

Il metodo può essere applicato solamente ad acque che presentino un contenuto di sostanze organiche relativamente basso, in quanto l’assorbimento di fondo dei composti organici “falsa” la lettura dell’assorbanza dei nitrati.

Il campione di acqua viene acidificato, per eliminare carbonati ed anidride carbonica, con HCl 1 N. La lettura viene poi effettuata a 220 nm.

La soluzione standard usata è una 200 mg/L di N-NO3, che viene diluita per preparare standard da 50 mL con concentrazioni comprese tra 0,5 e 3,5 mg/L. A ciascuno di questi standard, dopo aver portato a volume, viene aggiunto 1 mL di HCl, per un volume totale di 51 mL. Lo stesso viene fatto per il campione. L’errore commesso diventa quindi nullo in quanto tutti gli standard sono stati preparati e letti con la stessa modalità del campione, che è composto da 50 mL di acqua campione, e le concentrazioni degli standard sono calcolate sui 50 mL e non sui 51 mL.

Materiali

• 5 matracci da 50 mL
• Pipetta tarata da 1 mL
• Buretta 25 mL AS, sens. 0,05 mL ± 0,03 mL
• Cuvette 1 cm
• Spettrofotometro

Reagenti

• Soluzione standard 200 mg/L di N-NO3 preparata per pesata (1,44 g di KNO3 in 1 L)
• Soluzione diluita 10 mg/L di N-NO3 preparata per diluizione.
• Soluzione HCl 1 N (80 mL di sol. HCl conc. 37% in 1 L)

Procedimento

• Versare in 4 matracci da 50 mL volumi di soluzione diluita 10 mg/L di N-NO3 compresi tra 1 e 20 mL, e portare a volume con acqua distillata. Calcolare la concentrazione effettiva dei 4 standard.
• Trasferire in un matraccio da 50 mL acqua campione fino a volume.
• Aggiungere, in ciascuno dei 5 matracci, 1 mL di HCl 1 N.
• Costruire la retta di taratura a 220 nm.
• Leggere l’assorbanza del campione a 220 nm.

Dati sperimentali

Costruzione della retta di taratura.

• Concentrazione di N-NO3 0,533 mg/L; assorbanza 0,1396
• Concentrazione di N-NO3 1,07 mg/L; assorbanza 0,2708
• Concentrazione di N-NO3 2,13 mg/L; assorbanza 0,5368
• Concentrazione di N-NO3 3,20 mg/L; assorbanza 0,8806

Lettura del campione: assorbanza = 0,1903.

Calcoli

Retta di taratura: y = 2,5037 · 10-1 x + 4,4869 · 10-3.

r = 0,999986.

y = Assorbanza; x = Concentrazione.

Concentrazione campione:

0,1903 = 2,5037 · 10-1 N-NO3 + 4,4869 · 10-3.

N-NO3 = (0,1903 - 4,4869 · 10-3)/(2,5037 · 10-1) = 0,742 mg L-1 di N-NO3.

NO3 = N-NO3 · MMNO3/MMN = 0,742 mg L-1 · 62,01 g mol-1/14,01 g mol-1 = 3,284 mg L-1 di NO3.

Osservazioni e conclusioni

Il valore trovato è inferiore al limite legislativo di 50 mg/L. La retta di taratura ottenuta presenta un buon indice di correlazione, ed è quindi da ritenersi affidabile in quanto a risultato fornito.

Solfati: metodo spettrofotometrico

I solfati sono presenti nelle acque piovane in seguito alle emissioni di fumi carichi di acido solfidrico, anidride solforosa e solforica. Tutte le forme di zolfo sono destinate ad essere ossidate ad anidride solforica e precipitare sul terreno come acido solforico. Altre cause della presenza dei solfati nelle acque sono da ricercarsi nel dilavamento di terreni sulfurei o gessosi. La maggior parte dei solfati sono solubili in acqua. Le eccezioni includono il solfato di calcio e il solfato di bario.

La loro determinazione avviene in seguito a reazione con BaCl2, in cui formano un precipitato composto da BaSO4.

SO42- + BaCl2 → BaSO4 (s) + 2Cl-

Il precipitato viene mantenuto in sospensione mediante una soluzione idroalcolica di glicerina e cloruro di sodio.

Materiali

• 6 matracci da 50 mL
• Comune vetreria di laboratorio
• Cuvette da 1 cm

Reagenti

• Soluzione idroalcolica di glicerina
• BaCl2 diidrato
• Soluzione concentrata di SO42- 1 g/L
• Soluzione diluita di SO42- 100 mg/L

Procedimento

Preparazione del bianco.

Versare 2,5 mL di soluzione idroalcolica in un matraccio da 50 mL e portare a volume con acqua distillata.

Preparazione degli standard.

Trasferire in 4 matracci da 50 mL volumi compresi tra 3 e 25 mL di soluzione diluita di SO42-.

Aggiungere a tutti i 4 standard 2,5 mL di soluzione idroalcolica e portare a volume con acqua distillata.

Preparazione del campione.

Versare un’aliquota pari a 25 mL di campione in matraccio da 50 mL.

Aggiungere 2,5 mL di soluzione idroalcolica e portare a volume con acqua distillata.

Aggiungere a tutti e 6 i matracci una punta di spatola di BaCl2, e costruire la retta di taratura.

Dati sperimentali

Costruzione della retta di taratura.

• Concentrazione di SO42- 1,99 mg/L; assorbanza 0,0261
• Concentrazione di SO42- 3,99 mg/L; assorbanza 0,0362
• Concentrazione di SO42- 6,98 mg/L; assorbanza 0,0482
• Concentrazione di SO42- 9,97 mg/L; assorbanza 0,0671

Lettura del campione: assorbanza = 0,0380.

Calcoli

Retta di taratura: y = 6,462 · 10-3 x + 1,0037 · 10-2.

r = 0,997.

y = Assorbanza; x = Concentrazione.

Concentrazione campione:

0,0380 = 6,462 · 10-3 SO42- + 1,0037 · 10-2.

SO42- = (0,0380 - 1,0037 · 10-2)/(6,462 · 10-3) = 8,65 mg/L.

Osservazioni e conclusioni

Il valore ottenuto rientra nei limiti massimi di legge. Il valore ottenuto è da ritenersi non del tutto preciso, in quanto il coefficiente di correlazione della retta di taratura non è dei migliori. Nonostante ciò il valore, avendo una retta con un miglior r, non raggiungerebbe comunque il valore limite.

Determinazione di sodio, potassio, calcio e magnesio mediante assorbimento ed emissione atomica

Sodio, potassio, calcio e magnesio sono i cationi più comunemente presenti nelle acque. La loro presenza deriva dal dilavamento dei sali del terreno e delle rocce, oltre che da eventuali scarichi civili o industriali. Di conseguenza, la concentrazione di questi elementi è un importante fattore che ci permette di valutare le qualità e le proprietà organolettiche dell’acqua. La determinazione di questi elementi è resa possibile mediante l’uso di uno spettrofotometro per assorbimento atomico, sfruttando il particolare assorbimento di calcio e magnesio e l’emissione di sodio e potassio. Vengono quindi preparate una serie di soluzioni contenenti le coppie di standard, calcio e magnesio nel primo caso, sodio e potassio nel secondo, e si costruiscono le 4 rette, dalle quali si ricaveranno le concentrazioni dei cationi nella nostra acqua.

Materiali

• 9 matracci da 50 mL
• Buretta 25 mL AS, sens. 0,05 mL ± 0,03 mL
• Comune vetreria di laboratorio

Reagenti

• Soluzioni a titolo noto di calcio, sodio, potassio e magnesio

Procedimento

• Preparare le soluzioni da utilizzare come standard nella costruzione della retta di taratura, 4 contenenti la coppia sodio-potassio e 5 contenenti la coppia magnesio-calcio.
• Utilizzando l’adeguata lampada portarsi nelle adeguate condizioni operative per costruire la retta di taratura del calcio (λ = 422,7 nm, ma è opportuno verificare le indicazioni del costruttore della strumentazione). Dopo aver letto le assorbanze dei 4 standard leggere l’assorbanza della soluzione da analizzare.
• Utilizzando l’adeguata lampada portarsi nelle adeguate condizioni operative per costruire la retta di taratura del magnesio (λ = 285,2 nm, ma è opportuno verificare le indicazioni del costruttore della strumentazione). Dopo aver letto le assorbanze dei 4 standard leggere l’assorbanza della soluzione da analizzare.
• Senza usare alcuna lampada, portarsi a 589 nm e costruire la retta di taratura del sodio usando le opportune soluzioni standard. Leggere poi l’assorbanza del campione da analizzare.
• Senza usare alcuna lampada, portarsi a 766,5 nm e costruire la retta di taratura del potassio usando le opportune soluzioni standard. Leggere poi l’assorbanza del campione da analizzare.

Dati sperimentali

Costruzione della retta di taratura per il calcio.

• Concentrazione di Ca+ 1 mg/L; assorbanza 0,043
• Concentrazione di Ca+ 2 mg/L; assorbanza 0,093
• Concentrazione di Ca+ 4 mg/L; assorbanza 0,181
• Concentrazione di Ca+ 6 mg/L; assorbanza 0,269
• Concentrazione di Ca+ 10 mg/L; assorbanza 0,434

Lettura del campione: assorbanza = 0,113.

Costruzione della retta di taratura per il magnesio.

• Concentrazione di Mg2+ 0,1 mg/L; assorbanza 0,051
• Concentrazione di Mg2+ 0,2 mg/L; assorbanza 0,105
• Concentrazione di Mg2+ 0,3 mg/L; assorbanza 0,160
• Concentrazione di Mg2+ 0,4 mg/L; assorbanza 0,204
• Concentrazione di Mg2+ 0,8 mg/L; assorbanza 0,414

Lettura del campione: assorbanza = 0,155.

Determinazione del contenuto di sodio.

Lettura del campione: assorbanza = 0,234.

Determinazione del potassio.

Lettura del campione: assorbanza = 0,120.

Calcoli

Determinazione del contenuto di calcio.

A = 0,0432C + 0,00500; r = 0,9996.

Retta utilizzata:

A = 0,0449C + 0,00525; r = 0,9998.

Concentrazione campione (diluizione 1:10):

C = (A - 0,00525)/0,0449 = 2,400 mg/L.

Concentrazione campione (concentrazione reale):

C = Ccamp. diluito · 10 = 24,0 mg/L.

Determinazione del contenuto di magnesio.

A = 0,514C + 0,0015; r = 0,9988.

Concentrazione campione (diluizione 1:50):

C = (A - 0,0015)/0,514 = 0,2986 mg/L.

Concentrazione campione (concentrazione reale):

C = Ccamp. diluito · 50 = 14,9 mg/L.

Determinazione del contenuto di sodio.

A = 0,14696C + 0,0045; r = 0,999.

Concentrazione campione:

C = (A - 0,0045)/0,14969 = 0,786 mg/L.

Determinazione del contenuto di potassio.

A = 0,1326C + 0,05586; r = 0,999.

Concentrazione campione:

C = (A - 0,05586)/0,1326 = 1,343 mg/L.

Osservazioni e conclusioni

I diversi risultati ottenuti dai diversi cationi ci indicano che le concentrazioni di questi rientrano tutte nei parametri legislativi, e quindi l’acqua analizzata è da ritenersi, nel campo relativo alla concentrazione dei cationi, potabile.

Valutazione dei risultati ottenuti e valutazione della potabilità del campione sottoposto ad analisi

I risultati ottenuti nelle analisi effettuate confermano la potabilità del campione d’acqua sottoposto ad analisi. I valori rientrano tutti nei limiti legislativi del DPR 2365/88, dall’attuale normativa europea (98/83/CE) e della vigente normativa italiana (D.lgs. 31/01), che recepisce quella europea. Lo stesso campione d’acqua è stato sottoposto ad analisi da altri 6 gruppi, con risultati confrontabili in tutti i valori.

Il gruppo a cui appartengono i risultati da me espressi nel testo è il gruppo numero 4, evidenziato in verde. Come è possibile vedere dal valore medio dei vari gruppi e dalla deviazione standard dei parametri, i gruppi hanno lavorato in maniera confrontabile, ottenendo risultati simili.

Alla riga scarto dal valore medio è possibile verificare la differenza tra i dati del gruppo 4 e il valore medio ottenuto dai 7 gruppi, con il relativo errore percentuale per ogni parametro.

Sotto troviamo i valori dichiarati sull’etichetta, con la relativa differenza dal valore medio trovato dai 7 gruppi e con lo scarto e l’errore percentuale dai risultati del gruppo 4. È possibile verificare un aumento dell’errore percentuale, con un picco del 20% nella determinazione del calcio, del 27% nella determinazione dell’ossidabilità secondo Kubel, e del residuo fisso, nonostante la vicinanza tra i dati del gruppo 4 al valore medio dei 7 gruppi. Ciò può essere imputabile ad un’erronea preparazione delle soluzioni standard usate dai 7 gruppi o dal laboratorio che ha svolto l’analisi per l’etichetta nel caso del calcio, mentre potrebbe essere dovuto al limite di rilevabilità nel caso dell’ossidabilità secondo Kubel (limite di rilevabilità 0,5 mg/L). Per quanto riguarda il residuo fisso gli errori sono sicuramente stati commessi dai diversi gruppi, in quanto si ha una deviazione standard di oltre 50 mg/L, un errore percentuale medio che supera il 25% (dal valore dell’etichetta). Nonostante ciò i metodi applicati sono da ritenersi sufficientemente buoni per la valutazione della potabilità o meno di un campione di acqua.