Методи визначення хімічного складу пластових вод

 

Мета роботи: навчання методам визначення хімічного складу пластових вод.

У водах пластів визначають уміст шести основних іонів:

Са²⁺, Mg²⁺, SO₄^2-, HCO₃^- та CO₃^2-, Cl^-.

Перед початком аналізу визначають щільність води пласта. Якщо вона менше ніж 1,05 г/мл, воду розводять у співвідношенні 1:10, якщо більше ніж 1,05 г/мл – то в співвідношенні 1:50.

Визначення іона хлору (Сl^-). Метод оснований на осадженні іона хлору азотнокислою ртуттю:

2Cl^- + Hg²⁺ = HgCl₂↓.

Проведенню визначення іона хлору заважає наявність у воді сірководню, тому передусім необхідно переконатися у відсутності сірководню. Його визначають за запахом або за допомогою свинцевого паперу (почорніння).

Сірководень видаляють кип’ятінням води протягом 5 – 20 хв. Перед титруванням вода повинна бути охолоджена до кімнатної температури. Визначаємо щільність. Залежно від її величини воду пласта розводимо дистильованою водою у співвідношенні 1:10 або 1:50. Беремо 5 мл або 25 мл досліджуваної води в мірну колбу місткістю 250 мл і до мірної мітки доливаємо дистильовану воду. Відбираємо 20 мл розведеної води піпеткою в колбу 100 мл, додаємо 4 краплі індикатора – нітропрусиду – й титруємо 0,1 н. розчином азотнокислої ртуті до появи білого осаду.

Розрахунок (у мас. %)

,

де n – кількість, яка пішла на титрування азотнокислої ртуті, мл; 5 – приведення до 100 мл; 50 – розчин; к – поправка до титру; н – нормальність розчину азотнокислої ртуті; 35,46 – еквівалентна маса іона хлору; 1000 – для переведення в міліметри.

Визначення гідрокарбонат-іона НСО₃^-.

Метод визначення оснований на титруванні проби води розчинами сірчаної й соляної кислот. Оскільки в глибинних водах гідрокарбонат-іона (НСО₃) дуже мало, то для його визначення беруть 50 – 100 мл пластової води, титрують 0,1 н. розчином соляної кислоти за наявності індикатора метилового оранжевого до слабко-рожевого забарвлення.

Для спостереження кінця реакції дуже корисно мати контрольну пробу.

Розрахунок (у мас. %)

,

де n – кількість соляної кислоти, що пішла на титрування, мл; 0,1 – нормальність соляної кислоти; 2 – приведення до 100 мл; 61 – еквівалентна маса гідрокарбонату; ρ – щільність води пласта, г/м.

Визначення Са²⁺ і Mg²⁺. Найбільш швидкий та точний – це тригонометричний спосіб визначення іонів кальцію та магнію.

Суть методу полягає в утворенні малодисоційованих комплексів при взаємодії трилону -Б з іонами кальцію й магнію Са²⁺ і Mg²⁺. Як індикатор застосовують хромоген чорний, кислотний хром синій К, кислотний хром темно-синій, спеціальний індикатор Е-00, які з іонами Са²⁺ та Mg²⁺ дають кольорові реакції.

Забарвлення розчинів залежить від рН у розчині, тому, щоб виключити вплив рН, в пробу, що титрує, додають буферний розчин.

Хід визначення

Беремо 5 мл досліджуваної води в мірну колбу об’ємом 250 мл, доводимо дистильованою водою до мітки. 20 мл розбавленої води відміряємо в колбу ємністю 100 мл, додають 80 мл дистильованої води, а також 5 мл аміачної буферної суміші й небагато сухого індикатора (хромогена чорного).

Титруємо 0,05 н. розчином трилону-Б при енергійному перемішуванні до переходу від винно-червоного забарвлення до блакитного.

Зміна забарвлення в кінцевій точці титрування з кислотного хром-синього К індикатора з рожево-червоного в бузковий, а з кислотного хром-темно-синього у бузково-блакитний. Після визначення загального вмісту Са + М знаходимо вміст іонів Са. Вміст М обчислюємо з різниці між умістом (Са + М) і вмістом Са. Визначаємо іони Са²⁺ у тій самій послідовності, що й загальний уміст іонів Са²⁺ і Mg²⁺. Як індикатор використовуємо мурексид, котрий з іонами кальцію утворює малодисоційоване з’єднання:

;

,

де n – кількість трилону-Б, що пішов на титрування, мл; 5 – приведення до 100 мл; 50 – розведення; 20,04/12 – еквівалентна маса Са²⁺ і Mg²⁺; ρ – щільність води пласта; к – поправка до титру.

Визначення вмісту сульфат-іона (SO₄^2-). Найбільш поширений метод визначення в стічній воді сульфат-іона масового. Метод ґрунтується на заснуванні практично не розчинного в слабокислотному середовищі сульфату барію Ва SO₄.

До 50 мл проби (може бути використана проба після визначення НСО₃^-) додаємо 1 мл концентрованої соляної кислоти HCl^- (щільність – 1,19 г/мл). Нагріваємо до кипіння і додаємо гарячий 10-відсотковий розчин хлористого барію в кількості 15 мл:

SO₄^2- + ВаС1₂ = ВаSO₄^2-↓ + 2С1^-.

Сульфату барію даємо відстоятися, додаємо декілька крапель хлористого барію (для перевірки повноти осадження). Для укрупнення осаду сульфату барію пробу залишають на 3 – 4 год. Потім осад фільтрують через фільтр (синя стрічка). Осад промиваємо дистильованою водою до відсутності іона хлору. Переносимо осад разом із фільтром і заздалегідь прогартований зважений тигель, сушимо в сушильній шафі й спалюємо муфелі.

У муфелі прогартовуємо при температурі 900 °С протягом 1 год, потім охолоджуємо в ексикаторі 30 хв та зважуємо.

Уміст сульфат-іона SO₄^2- (у мас. %) розраховуємо за формулою

,

де m – маса осаду BaSO₄; 0,4115 – коефіцієнт для переведення сульфату барію BaSO₄ у сульфат-іон SO₄^2-; 2 – коефіцієнт розбавлення до 100 мл; ρ – щільність досліджуваної води, г/мл.

Користуючись масовим методом, можна визначити кількість (міліграм/л) SO₄^2- в 1л проби:

,

де m – маса осаду в BaSO₄ міліграмі; V – об’єм проби, взятої для аналізу (мл).

Прискорений спосіб визначення сульфат-іонів у стічних водах (фототурбідиметричний метод). Суть методу полягає у вимірюванні оптичної щільності суспензії сульфату барію, який утворюється при взаємодії сульфат-іонів з осадковою сумішшю, що містить стабілізуючі добавки. Вирізняється швидкістю виконання з достатньою точністю.

Устаткування і реактиви. Мікробюретка, колби мірні, колби конічні, піпетки, фотоелектрокалориметр ФЕК-56М, КФО-1. Натрій сірчанокислий безводий, натрій хлористий, барій. Соляна кислота, гліцерин, індикаторний папір.

Приготування стандартного розчину сульфату натрію. NaSO₄^2- висушують до постійної маси при температурі 100 – 150 °С. Навішування – 1,479 г. NaSO₄^2- зважена з точністю до 0,001 г, розчиняємо у дистильованій воді до 1 л. Концентрація сульфат-іона в стандартному розчині становитиме 1 г/л.

Приготування осадкової суміші.

У 500 мл дистильованої води розчиняємо послідовно 120 г хлористого натрію NaCl, 10 мл концентрованої соляної кислоти НCl, 500 мл гліцерину, 50 г хлористого барію. Весь розчин ретельно перемішуємо.

Рисунок 22 – Залежність оптичної щільності сульфату барію від умісту сульфат-іонів

Побудова каліброваної кривої. В мірну колбу місткістю 100 мл уводиться послідовно 0,0 (холоста проба), 0,5, 1,0, 2,0, 3,0, 4,0 мл і т.д. стандартного розчину сульфату натрію. В кожну колбу підливаємо 50 мл дистильованої води, 10 мл осадкової суміші й дистильованою водою доводимо до 100 мл. Перемішуємо протягом 1 хв. Через 6 хв відбувається повторне перемішування, і протягом 15 с замірюємо оптичну щільність суспензії на ФЕК-56 із синім фільтром, товщина робочого шару кювети – 10 мм. Як розчин використовуємо дистильовану воду.

Із показань оптичної точності кожного розчину віднімаємо значення оптичної щільності при контрольному досліді.

Будуємо градуйовану криву залежності оптичної щільності від концентрації сульфат-іона, міліграма (рис. 22).

Хід визначання

Аналізовану пробу фільтруємо через паперовий фільтр, відміряємо потрібний об’єм та переносимо в мірні колби місткістю 100 мл. Змішування й замірювання проводимо так, як і при будуванні каліброваної кривої.

Для визначення вмісту сульфат-іонів у стічних водах у межах від 0,002 до 1 г/л об’єм аналізованої води становить 5 – 50 мл.

Для визначення вмісту сульфат-іонів у межах від 1 до 5 г/л заздалегідь проводимо 10-кратне розбавлення в мірних колбах місткістю 200 – 250 мл і відбираємо на аналіз 10 мл розбавленого розчину.

Визначивши величину оптичної щільності, за калібрувальною кривою знаходимо відповідний зміст сульфат-іонів і розраховуємо концентрацію (г/л) сульфат-іонів в аналізованій воді за формулою

,

де m – зміст сульфат-іонів, знайдений за каліброваною кривою, мл; V – об’єм проби, взятої для аналізу, мл.

Якщо аналізовану пробу заздалегідь розбавляємо, то при розрахунку враховують розбавлення за формулою

,

де k – кратність розбавлення, к = V₂/V₁; V₁ – об’єм води, взята на розбавлення, мл; V₂ – об’єм мірної колби, в якій розбавляли, мл.

Приклад 1

Для аналізу беремо 25 мл стічної води. У ємність 100 мл підливаємо 25 мл стічної води, 25 мл дистильованої води, 10 мл осадкової суміші й доводимо дистильованою водою об’єм розчину до 100 мл. Визначаємо оптичну щільність контрольної проби 0,0011 і оптичну щільність суспензії 0,134. Визначаємо різницю оптичної щільності 0,134 – 0,0011 = 0,123. За каліброваною кривою знаходимо відповідний зміст сульфат-іонів 1,44.

Концентрація SO₄^2- (г/л) у стічній воді

.

Приклад 2

25 мл води розбавляють до 250 мл (10-кратне розбавлення), відбираємо 10 мл розбавленого розчину. Подальші дії описані вище. Оптична щільність суспензії – 0,260, різниця оптичної щільності – 0,260 – 0,011 = 0,249. За каліброваною кривою знаходимо вміст сульфат-іона

.

Іодометричний метод визначення сульфат-іона SO₄^2-.

Метод оснований на тому, що хромокислий барій ВаCrO₄, вступаючи в обмінну реакцію у воді з сульфатами, виділяє еквівалентну вмісту сульфат-іона кількість хромової кислоти

SO₄^2- + 2BaCrO₄ + 3H⁺ = 2BaSO₄↓ + HCrO₇ + H₂O,

яка, вступаючи в обмінну реакцію з йодистим калієм, виділяє еквівалентну кількість йоду

HCr₂O₇ + 6I +13H⁺ = 2Cr₃ + 7H₂O + 3I_2.

Титруємо сіркокислим натрієм Na₂S₂O₇

I₂ + S₂O₃^2- = 2I^- + S₄O₆^2-.

На один іон SO₄^2- виділяється три молекули йоду.

Хід визначення

Відфільтровану пробу кількістю 250 мл відбираємо в конічну колбу. Об’єм проби доводимо дистильованою водою до 200 мл, додаємо 0,5 г сухого хромово-кислого натрію і 1 мл 2,5 н. розчину соляної кислоти. Кип’ятимо рідину 2 – 4 хвилини до появи бурого забарвлення.

Знявши колбу з нагрівального приладу, нейтралізуємо рідину розчином аміаку, додаємо його по краплях до жовто-зеленого забарвлення вмісту колби й охолоджуємо до температури 15 °С.

Розчин переносимо в мірну колбу ємністю 250 мл, дистильованою водою доводимо до мітки. Мірну колбу з розчином ретельно перемішуємо протягом 5 хв і фільтруюємо через бензольний фільтр (синя стрічка.). Першу порцію фільтрату виливаємо. Після закінчення фільтрації відміряємо 100 мл фільтрату в конічну колбу з притертою пробкою, додаємо 10 мл 10-відсоткового розчину йодистого калію і 5 мл 2,5 н. розчину соляної кислоти. Пробу витримуємо протягом 20 хв у темному місці.

Розчин, що вийшов, титруємо 0,005 н. розчином тіосульфату натрію Na₂S₂O₇ світло-жовтого кольору. Додаємо 1 – 2 каплі крохмалу і знову титруємо до солом’яного кольору. Вміст сульфат-іона SO₄^2- в досліджуваній пробі (мг/л) обчислюють за формулою

,

де n – витрата точно 0,5 н. розчину тіосульфату натрію на титрування 100 мл фільтрату, мл; 1,601 – уміст сульфат-іона, еквівалентний 1 мл 0,5 н. розчину сіркокислого натрію; 12,5 – коефіцієнт перерахунку вмісту сульфат-іона з 100 мл фільтрату на 100 мл досліджуваної води.

Мінімальна 1-ша концентрація сульфат-іона, визначена цим методом, – 10 мл/л.