Zobrazení zdroje stránky Ionty v pitné vodě

== Složení pitné vody ==
Voda vyskytující se v přírodě obsahuje směs rozpuštěných solí a sloučenin. '''Pitnou vodou''' se rozumí taková voda, jejíž fyzikálně-chemické vlastnosti nepředstavují ohrožení zdraví. Ukazatelé zdravotní nezávadnosti a čistoty [[Pitná voda|pitné vody]] jsou podrobně specifikovány ve vyhlášce Ministerstva zdravotnictví ČR 252/2004 Sb. Hodnota ukazatele jakosti pitné vody, jejíž překročení obvykle nepředstavuje ''akutní'' zdravotní riziko, se označuje jako '''mezní hodnota'''. '''Nejvyšší mezní hodnotou''' se rozumí hodnota zdravotně závažného ukazatele jakosti pitné vody, v důsledku jejíhož překročení je vyloučeno použití vody jako pitné.

'''Minerální vody''' obsahují v 1 litru více než 1 g rozpuštěných solí. Vysoký obsah [[Kalcium|Ca]]<sup>2+</sup> nebo [[Hořčík|Mg]]<sup>2+</sup> mají vody ''zemité'' (např. „Rudolfův pramen“, „Hanácká kyselka“, které obsahují hydrogenkarbonát vápenatý, „Magnesia“ obsahující hydrogenkarbonát hořečnatý) nebo např. ''hořké'' („Šaratice“ s obsahem síranu hořečnatého). 

Řada iontů přítomných ve vodě je pro lidský organismus velmi důležitá, některé jsou však nežádoucí, při vyšších koncentracích toxické. Z iontů se sledují v pitné vodě např. ionty Ca<sup>2+</sup> (samotné nebo spolu s ionty Mg<sup>2+</sup>), [[Železo|Fe]]<sup>3+</sup>, NH<sub>4</sub><sup>+</sup>, NO<sub>2</sub><sup>−</sup> a NO<sub>3</sub><sup>−</sup>. 


== Vápenaté a hořečnaté ionty (tvrdost vody) ==
Koncentrace vápenatých a hořečnatých solí je jedním z ukazatelů kvality vody a bývá označována jako tzv. '''tvrdost vody'''. Kationty Ca<sup>2+</sup> a Mg<sup>2+</sup> jsou velmi důležité pro lidský organismus, jejich přítomnost je tedy žádoucí. Vysoké množství Ca<sup>2+</sup> a Mg<sup>2+</sup> kationtů zhoršuje část užitných vlastností vody – usazování nerozpustných zbytků (tzv. kotelní kámen) na stěnách nádob, snižování účinnosti mýdel apod. 

Ze zdravotního hlediska doporučené koncentrace v pitné vodě: 
:'''Ca<sup>2+</sup>''' 40–80 mg/l
:'''Mg<sup>2+</sup>''' 20–30 mg/l
  
Podle množství Ca<sup>2+</sup> a Mg<sup>2+</sup> solí je rozlišována:

* '''Přechodná tvrdost vody'''
:je tvořená vápenatými a hořečnatými uhličitany a hydrogenuhličitany. Za dané teploty a tlaku existuje v roztoku rovnováha mezi rozpuštěným oxidem uhličitým a hydrogenuhličitany. Zahříváním roztoku uniká z něho oxid uhličitý, čímž se porušuje rovnováha, což vede k postupné přeměně hydrogenuhličitanu na uhličitan. Málo rozpustný uhličitan vápenatý se vysráží na stěnách nádoby nebo na povrchu topných těles ve formě tzv. vodního kamene. 
* '''Trvalá tvrdost vody'''
:je tvořená rozpuštěnými solemi vápenatými a hořečnatými, kromě uhličitanů a hydrogenuhličitanů, tj. sírany, [[chloridy]], dusičnany a křemičitany. 
* '''Celková tvrdost vody'''
:je součtem trvalé a přechodné tvrdosti. 
:{|class = wikitable
 ! Označení vody dle stupňů tvrdosti* !! Koncentrace Ca<sup>2+</sup> + Mg<sup>2+</sup> (mmol/l)!! Příklad
 |-
 | Velmi měkká || align = center |< 0,5 ||| dešťová voda
 |-
 | Měkká || align = center |0,7–1,25|||voda z nerozpustných podloží
 |-
 | Středně tvrdá || align = center |1,26–2,5|||vodovodní voda
 |-
 | Tvrdá || align = center |2,6–3,75   |||studniční voda
|-
 | Velmi tvrdá  || align = center |> 3,8|||voda z vápencových oblastí
|} <small>*Celková tvrdost vody se udává též v německých stupních tvrdosti '''°dH, °N'''. Definice jednotky °dH: 1 °dH ≈ 10 mg/l CaO resp. MgO. Přepočet tvrdosti vody z °dH na mmol/l: 1 mmol/l (Ca<sup><small>2+</small></sup> + Mg<sup><small>2+</small></sup>) ≈ 5,6 °dH; 1 °dH ≈ 0,18 mmol/l (Ca<sup><small>2+</small></sup> + Mg<sup><small>2+</small></sup>). </small>
  

=== Stanovení souhrnného obsahu vápenatých a hořečnatých iontů v pitné vodě ===
Principem stanovení je '''chelatometrická titrace''' – jedna z metod [[Odměrná analýza|odměrné analýzy]]. Při titraci kationty přítomné v roztoku vytvářejí s některými aminopolykarboxylovými kyselinami komplexy, které jsou sice rozpustné, ale jsou velmi málo disociované.
Titračním činidlem je nejčastěji roztok [[disodné soli ethylendiamintetraoctové kyseliny]], zkráceně Na<sub>2</sub>EDTA (chelaton 3, komplexon III). Na<sub>2</sub>EDTA vytváří s polyvalentními kationty chelátové komplexy, v nichž je poměr kovu a EDTA vždy 1:1. 

K indikaci [[Bod ekvivalence|bodu ekvivalence]] slouží při komplexometrii tzv. '''metalochromní indikátory''' – barevné látky, které tvoří s ionty kovů rovněž komplexy.
Metalochromním indikátorem při stanovení Mg<sup>2+</sup> v alkalickém prostředí je [[eriochromčerň T]] (EČT). Roztok EČT je za podmínek titrace (pH 11) zbarven <span style="color: rgb(0, 0, 205);"> modře</span>. Chelátový komplex eriochromčerňi T s Mg<sup>2+</sup> (EČT–Mg) je zbarven <span style="color: rgb(205, 38, 38);"> vínově červeně</span>. 
  

 
Při ''stanovení koncentrace samotných hořečnatých iontů'' se využívá skutečnosti, že komplex EČT-Mg je méně stabilní než chelát Mg-EDTA. 


Za přítomnosti eriochromčerni T se v bodě ekvivalence mění vínově červené zbarvení komplexu EČT-Mg na modré zbarvení samotného indikátoru EČT. 

''Současné stanovení Ca<sup>2+</sup> a Mg<sup>2+</sup>'' je pak založeno na tom, že chelát Ca-EDTA je stabilnější než chelát Mg-EDTA. Na počátku titrace se k roztoku vzorku vody přidá roztok chelátu Mg-EDTA. 
Jsou-li v roztoku přítomny vápenaté a hořečnaté ionty v poměru např. 2:1, dojde k reakci:
[[Soubor:Ca-EDTA.jpg | 500 px |center]]

Tímto se všechny kationty Ca<sup>2+</sup> v roztoku nahradí kationty Mg<sup>2+</sup>, které vytvoří s přidaným indikátorem vínově červený komplex:
[[Soubor:Mg-EČT.jpg | 500 px |center]]

Následující chelatometrická titrace proběhne pouze s Mg<sup>2+</sup>, které představují souhrn Ca<sup>2+</sup> a Mg<sup>2+</sup> v původním vzorku. Konec titrace se projeví čistě modrým zbarvením indikátoru. 
[[Soubor:Mg-EDTA.jpg | 500 px |center]]


'''Úkol:''' '''[[Stanovení souhrnného obsahu vápenatých a hořečnatých iontů v pitné vodě]]''' – pdf

== Dusičnany ==
[[Dusičnany]] nejsou samy o sobě toxické, zčásti jsou však mikroflórou ústní dutiny, při některých infekcích i střevní mikroflórou, redukovány na '''toxické [[dusitany]]'''. Tato skutečnost může být významná při požití většího množství dusičnanů.

Přijatelný denní příjem je 4–5 mg NO<sub>3</sub><sup>−</sup>/kg tělesné hmotnosti, přitom podíl příjmu NO<sub>3</sub><sup>−</sup> pitnou představuje průměrně třetinu. 

''Nejvyšší mezní hodnota'' NO<sub>3</sub><sup>−</sup> v pitné vodě je ''50 mg/l''. 

Pro splnění podmínek jakosti pitné vody musí být dodržena následující podmínka: 
:<math>\frac{NO_3^- (mg/l)}{50}+ \frac{NO_2^- (mg/l)}{3}\leq 1</math>

'''Voda pro kojence''' z pohledu prevence dusičnanové alimentární [[Methemoglobin|methemoglobinaemie]] může obsahovat jen do '''15 mg NO<sub>3</sub><sup>−</sup>/l'''. 

V potravě je nejvyšší obsah dusičnanů v některých druzích zeleniny (zvláště kořenové), kde často přesahuje hodnotu 1000 mg/kg. Nejméně dusičnanů obsahuje plodová zelenina, nejvíce červená řepa, skleníkové ředkvičky a saláty. 
Vysoká koncentrace NO<sub>3</sub><sup>−</sup> ve vodním zdroji signalizuje zpravidla průnik vody vrstvami se značnou úrovní biologických dějů, a tedy značnou pravděpodobnost bakteriální kontaminace. 


=== Důkaz dusičnanů ve vodě pomocí difenylaminu ===
Dusičnany oxidují v prostředí ''koncentrované'' H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub> difenylamin na modře zbarvený produkt. 

<small>Stejnou reakci poskytují i dusitany (a to i v prostředí ''zředěné'' H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub>), ty však lze prokázat specifickou diazotační reakcí. </small>

'''Úkol:''' '''[[Důkaz dusičnanů ve vodě pomocí difenylaminu]]''' – pdf


=== Stanovení dusičnanů ve vodě pomocí salicylové kyseliny ===
Ionty NO<sub>3</sub><sup>−</sup> reagují v silně kyselém prostředí se salicylovou kyselinou. Salicylová kyselina se nitruje a po alkalizaci poskytuje žlutý nitrosalicylát, který se stanoví spektrofotometricky při 410 nm.

'''Úkol:''' '''[[Stanovení dusičnanů ve vodě pomocí salicylové kyseliny]]''' – pdf


=== Orientační stanovení dusičnanů ve vodě pomocí proužků Nitrotest ===
Dusičnany jsou pomocí redukčního činidla, obsaženého v indikační zóně proužku, redukovány na dusitany. Z dusitanů je silně kyselým pufrem vytěsněna kyselina dusitá, která diazotuje aromatický amin. Jeho kopulací s ''N''-(1-naftyl)-ethylendiaminem vzniká červenofialově zbarvená azosloučenina. Intenzita zabarvení zóny je úměrná koncentraci dusičnanů přítomných ve vzorku. 

<small>Jsou-li ve vzorku přítomny vedle dusičnanů i dusitany, zbarvení zóny odpovídá jejich součtu. </small>

'''Úkol:''' '''[[Orientační stanovení dusičnanů ve vodě pomocí proužků Nitrotest]]''' – pdf


=== Stanovení dusičnanů ve vodě pomocí iontově selektivní elektrody ===
Měří se elektromotorické napětí ''E'' nezatíženého galvanického článku tvořeného dusičnanovou iontově selektivní elektrodou (ISE) a referentní argentchloridovou elektrodou s dvojitým solným můstkem s roztokem K<sub>2</sub>SO<sub>4</sub> jako můstkovým elektrolytem (SO<sub>4</sub><sup>2−</sup> ionty neovlivňují potenciál dusičnanové ISE). 
Měrnou částí dusičnanové ISE je pevná plastová membrána, ve které je jako změkčovadlo rozpuštěn ionofor citlivý na NO<sub>3</sub><sup>−</sup> ionty. 
ISE mění svůj elektrický potenciál podle [[Nernstova rovnice|Nernstova vztahu]], tzn. úměrně logaritmu aktivity dusičnanových iontů ''a''<sub>NO<sub>3</sub><sup>−</sup></sub> v roztoku v rozmezí 10<sup>−6</sup>–10<sup>−1</sup> mol/l: 
::''' ''E'' = konst. − 59,2×log(''a''<sub>NO<sub>3</sub><sup>−</sup></sub> + koef. selektivity × ''a''<sub>interferujících iontů</sub>)'''
Pro dostatečnou přesnost měření musí platit:
::'''aktivita NO<sub>3</sub><sup>−</sup> >> (koef. selektivity × aktivita interferujících iontů)'''. 
Pokud není splněna výše uvedená podmínka, je nutno interferující ionty odstranit, např. vysrážením nebo maskováním v komplexu. 

'''Interferující ionty pro dusičnanovou ISE''' jsou v pořadí: nejvíce ClO<sub>4</sub><sup>−</sup> >> I<sup>−</sup> > Br<sup>−</sup> >> HCO<sub>3</sub><sup>−</sup> > NO<sub>2</sub><sup>−</sup> > Cl<sup>−</sup> >> H<sub>2</sub>PO<sub>4</sub><sup>−</sup>, SO<sub>4</sub><sup>2−</sup>. 

Membrána je velmi citlivá na lipofilní látky, které membránu nenávratně poškozují.
Pro stanovení koncentrace dusičnanů se zhotoví kalibrační graf: změřené napětí ''E'' několika kalibračních roztoků o známé koncentraci iontů NO<sub>3</sub><sup>−</sup> je vyneseno do grafu jako závislost napětí ''E'' na logaritmu koncentrace NO<sub>3</sub><sup>−</sup>. Ze změřeného napětí ''E'' v neznámém vzorku lze pak v grafu odečíst hodnotu log ''c''(NO<sub>3</sub><sup>−</sup>) a odlogaritmováním získat ''c''(NO<sub>3</sub><sup>−</sup>) v jednotkách mol/l. 

<small>Obdobným způsobem lze stanovit obsah dusičnanů v zeleninových šťávách nebo extraktech.</small>

'''Úkol:''' '''[[Stanovení dusičnanů ve vodě pomocí iontově selektivní elektrody]]''' – pdf

== Dusitany ==
Dusitany jsou toxické (pro člověka od několika desítek miligramů), způsobují kromě jiného oxidaci [[hemoglobin]]u na [[hemiglobin]] (methemoglobin) nebo reagují v trávicím traktu se sekundárními aminy, resp. amidy přijatými potravou za vzniku nitrosaminů, resp. nitrosamidů, z nichž některé jsou silně karcinogenní. Vznik nitrosaminů/nitrosamidů je silně potlačen při současném podání [[Kyselina askorbová|vitaminu C]].

Dle vyhlášky nejvyšší mezní hodnota NO<sub>2</sub><sup>−</sup> v pitné vodě je 0,5 mg/l.
 
Přítomnost dusitanů ve vodě znamená zpravidla značné znečištění vody při jejím prostupu vysoce biologicky aktivními vrstvami.


=== Důkaz dusitanů ===
Specifickou a velmi citlivou reakcí na důkaz dusitanů je diazotační reakce, při níž reaguje dusitan se sulfanilovou kyselinou v prostředí octové kyseliny za vzniku diazoniové soli, která kopuluje s 1-naftylamin-7-sulfonátem za vzniku červenofialového azobarviva:

[[Soubor:diazotace.jpg | center|500px|]]


<small>Metodu lze využít i ke kvantitativnímu [[Fotometrie|fotometrickému stanovení]] dusitanů.</small>

'''Úkol:''' '''[[Důkaz dusitanů diazotační reakcí]]''' – pdf


== Amonné ionty ==
Nejvyšší mezní koncentrace NH<sub>4</sub><sup>+</sup> v pitné vodě je 0,5 mg/l. 

Poměr NH<sub>4</sub><sup>+</sup>/NH<sub>3</sub> v roztoku závisí na hodnotě pH. 

Přítomnost kationtů NH<sub>4</sub><sup>+</sup> (nebo amoniaku v alkalických vodách) je většinou ukazatelem hrubého znečištění pitné vody produkty rozkladu dusíkatých organických látek, hlavně [[protein]]ů a [[Urea|močoviny]] (průsaky z kanalizace, žump, silážních jam, aj.). 


=== Důkaz amonných iontů ===
Na důkaz iontů NH<sub>4</sub><sup>+</sup> lze použít Nesslerovo činidlo (alkalický roztok K<sub>2</sub>[HgI<sub>4</sub>]). 

<small>Reakce je využívána i k fotometrickému stanovení amoniaku a amonných solí.</small>

'''Úkol:''' '''[[Důkaz amonných iontů]]''' – pdf


=== Stanovení amoniaku zpětnou titrací ===
Amoniak je těkavá látka a během titrace dochází ke značným ztrátám. Proto při stanovení amoniaku se používá '''zpětná titrace'''. 
Podstata zpětné titrace spočívá v přidaní přebytku roztoku HCl, který zreaguje s amoniakem za vzniku NH<sub>4</sub>Cl. 
:'''NH<sub>3</sub> + HCl &rarr; NH<sub>4</sub>Cl'''
Nadbytek roztoku HCl se následně titruje odměrným roztokem NaOH.

'''Úkol:''' '''[[Stanovení amoniaku zpětnou titrací]]''' – pdf


== Anionty kyseliny fosforečné ==
[[Kyselina trihydrogenfosforečná]] je trojsytná kyselina (p''K''<sub>A1</sub> = 2,1; p''K''<sub>A2</sub> = 7,2; p''K''<sub>A3</sub> = 12,3). Je stálá, nemá oxidační vlastnosti. 

Z p''K''<sub>A</sub> hodnot vyplývá, že do 1. stupně disociuje jako středně silná, do 2. stupně jako slabá a 3. stupně jako velmi slabá kyselina. 
[[Soubor:titrační křivka H3PO4.jpg | right|300px]]

=== Ověření rozpustnosti fosforečnanů v závislosti na [[pH]] roztoku ===
V roztocích fosforečnanů existují v závislosti na pH ionty H<sub>2</sub>PO<sub>4</sub><sup>−</sup> jen za kyselé a neutrální reakce, ionty HPO<sub>4</sub><sup>2−</sup> v roztocích mírně kyselých až alkalických a ionty PO<sub>4</sub><sup>3−</sup> pouze ve značně alkalických roztocích. Okyselením roztoků přechází fosforečnany na hydrogenfosforečnany a dihydrogenfosforečnany, alkalizací se posunuje rovnovážný stav až k fosforečnanům. 


Změny probíhající v roztocích fosforečnanů v závislosti na pH vystihuje titrační křivka kyseliny fosforečné. 

'''Úkol:''' '''[[Ověření rozpustnosti fosforečnanů v závislosti na pH roztoku]]''' – pdf

== Anionty kyseliny uhličité ==
Kyselina uhličitá je velmi nestálá, slabá kyselina (p''K''<sub>A1</sub><sup>'</sup> = 6,4, p''K''<sub>A2</sub><sup>'</sup> = 10,3). 
Z roztoku ji lze úplně vypudit zahřátím ve formě CO<sub>2</sub>. 


=== Důkaz uhličitanů a hydrogenuhličitanů v roztoku ===

'''Úkol:''' '''[[Důkaz uhličitanů a hydrogenuhličitanů v roztoku]]''' – pdf

[[Kategorie:Biochemie]]