practica n°2-ing. ambiental jhoselin
DESCRIPTION
ING AMBIENTALTRANSCRIPT
I. INTRODUCCION
Desde un punto de vista químico, una de las principales cualidades del agua es su
capacidad de disolver un gran número de sustancias. Esta circunstancia hace que no
exista en la naturaleza agua que sea totalmente pura, dependiendo su composición del
trayecto que haya recorrido, ya sea a través de la atmósfera, sobre la superficie de la
Tierra o a través de canales subterráneos. La forma más pura de agua natural es el
agua de lluvia pues contiene, por término medio, un 0,003 % de materia sólida disuelta
del aire.
La mayor parte de las sustancias disueltas en las aguas minerales naturales o en las
aguas corrientes “de grifo” son sales como cloruros, carbonatos, bicarbonatos y
sulfatos de calcio, potasio, sodio y magnesio. En menor medida pueden también estar
presentes otras sales, la mayoría no deseadas si de agua para consumo humano se
trata, por ejemplo, nitratos, fosfatos o silicatos de cobre, zinc, hierro, etc.
Un agua natural que contenga en disolución cantidades apreciables de compuestos de
calcio y magnesio, se llama “agua dura”. Esta denominación surge porque las sales de
calcio y magnesio contenidas en el agua son generadoras de durezas al depositarse en
forma de incrustaciones insolubles de carbonatos de calcio y de magnesio cuando el
agua que las contiene se calienta o se evapora. Las aguas duras se pueden detectar
porque la acción química de los compuestos de calcio y magnesio sobre el jabón
origina un producto insoluble. En efecto, los jabones son sales sódicas o potásicas de
ácidos grasos y la presencia de cationes alcalinotérreos los descompone de manera
que los ácidos grasos liberados forman con el calcio un precipitado insoluble.
Así, originalmente, la definición de dureza de un agua estaba relacionada con la
cantidad de espuma de jabón que se podía hacer. Concretamente, se decía que un
agua era dura si precisaba de una cantidad de jabón superior a la que necesita una
cantidad similar de agua destilada para dar origen a una espuma persistente. Hoy día
la dureza de un agua se define de forma general como la concentración total de iones
alcalinotérreos que hay en el agua. Como la concentración de iones calcio y magnesio
es, generalmente, mucho mayor que la de los otros iones alcalinotérreos, podemos
decir que la dureza es la suma de las concentraciones de iones calcio y magnesio
presentes en el agua. Pero esta es solo la llamada dureza total.
II. MARCO TEORICO
La dureza total es, la suma de la dureza temporal y la dureza permanente. La dureza
temporal es debida a los bicarbonatos de calcio y magnesio presentes en el agua, se
llama temporal porque esta dureza se pierde al hervir el agua. La dureza
permanente es la que queda después de la ebullición del agua, se debe a las sales de
calcio y magnesio procedentes de sulfatos, cloruros, etc. Por otra parte, también
podemos hablar de dureza específica, que indica la concentración individual de cada
catión alcalinotérreo, concretamente hablaremos de dureza cálcica y dureza
magnésica.
Para complicar aún más las cosas, se puede decir que no hay una forma consensuada
de expresar la dureza total del agua pudiéndose utilizar los llamados grados
hidrotimétricos franceses, alemanes, americanos o ingleses. No entraremos aquí en las
diferentes definiciones ya que es más conveniente simplificar y expresar los diferentes
tipos de dureza en partes por millón, es decir, miligramos de sal disueltos en un litro de
agua. Las sales elegidas para su expresión son las que más abundan de forma general
en el agua natural: los carbonatos. Concluyendo, la dureza total se asimila
completamente al carbonato de calcio y se expresa en miligramos de CaCO3 por litro
de agua. La dureza específica se expresa en mg/L de calcio y mg/L de magnesio.
Es común clasificar las aguas según su dureza total desde aguas blandas o muy blandas
hasta aguas duras o muy duras. Según la fuente que se consulte se pueden encontrar
clasificaciones muy diferentes entre sí, estando la discrepancia entre ellas en el
intervalo de concentraciones de carbonato de calcio asignado a cada tipo de agua.
Tabla 1. Tipos de agua según su dureza total
Denominación mg/L (CaCO3)
Agua blanda ≤ 17
Agua levemente dura ≤ 60
Agua moderadamente dura ≤ 120
Agua dura ≤ 180
Agua muy dura > 180
Una buena parte de las aguas corrientes y aguas naturales minerales se englobarían
dentro de las aguas duras o muy duras según la clasificación establecida en la tabla 1.
Por otra parte, la tabla 1.a muestra la clasificación que aparece en el texto de F. Muñoz
Soria dedicado al análisis de una gran cantidad de aguas del mundo,
Tabla 1.a Tipos de agua según su dureza total
Denominación mg/L (CaCO3)
Agua muy blanda ≤ 50
Agua Blanda ≤ 100
Agua de baja dureza ≤ 150
Agua mediana dureza ≤ 300
Agua dura ≤ 450
Agua muy dura ≤ 800
Agua muy elevada dureza ≥ 800
Uno de los principales inconvenientes de la utilización de un agua dura es que cuando
se evapora deja depósitos sólidos o costras en las tuberías o circuitos de las máquinas
y electrodomésticos, sobre todo cuando circula como agua caliente, con el
consiguiente inconveniente de la obstrucción de la tubería y reducción de la eficacia
del calentamiento. También, como se ha dicho, el agua dura baja mucho el
rendimiento de los detergentes dificultando su labor de limpieza. En cuanto al
consumo humano, no se teme que el agua dura sea perjudicial para la salud, pero tiene
un sabor ligeramente más amargo que el agua blanda. En cambio, las aguas duras
suelen calmar mejor la sed que las aguas blandas o de dureza baja. Por otra parte, el
agua dura es beneficiosa en agua de riego ya que los iones alcalinotérreos tienden a
formar agregados (flocular) con las partículas coloidales del suelo aumentando la
permeabilidad del suelo al agua.
Causas de la dureza
Por lo general la dureza del agua es causada por la presencia de iones calcio (Ca2+) y iones
magnesio (Mg2+) disueltos en el agua. Otros cationes como el aluminio (Al3+) y el fierro (Fe3+)
pueden contribuir a la dureza, sin embargo su presencia es menos crítica. La forma de dureza
más común y problemática es la causada por la presencia de bicarbonato de sodio
(Ca(HCO3)2). El agua la adquiere cuando la lluvia pasa por piedra caliza (CaCO3). Cuando el
agua de lluvia cae disuelve dióxido de carbono (CO2) del aire y forma ácido carbónico (H2CO3),
por lo que se acidifica ligeramente:
En la ecuación anterior g= gas, l= líquido y aq= acuoso (i.e. disuelto en agua). En la siguiente
ecuación s= sólido.
El carbonato de sodio (CaCO3) no es muy soluble en agua, sin embargo, cuando el ácido
diluido pasa por la piedra caliza reacciona formando bicarbonato de sodio (Ca (HCO3)2) que sí
es soluble en agua:
Por lo tanto, el agua de lluvia toma iones calcio Ca2+ y iones bicarbonato HCO3 - y se vuelve
dura. Cuando el agua dura se calienta las dos reacciones anteriores se revierten y se forma
carbonato de calcio, agua y dióxido de carbono:
El carbonato de calcio (CaCO3) es mucho menos soluble en agua que el bicarbonato de calcio
(Ca (HCO3)2) por lo que se precipita formando un sólido conocido como sarro, incrustaciones o
incrustaciones de calcio. Como este tipo de dureza es fácil de remover se le conoce como
dureza temporal. El sarro aparece por lo general alrededor de sistemas de agua caliente y
elemento de calentamiento. Sin embrago, si el agua es extremadamente dura se puede formar
sarro en tuberías de agua fría [3]. Otros tipos de dureza temporal son causados por la
presencia de iones magnesio Mg2+ y la precipitación de hidróxido de magnesio (Mg(OH)2)
puede contribuir a los problemas de incrustaciones.
La combinación de iones de calcio Ca2+ y magnesio Mg2+ con iones cloruro (Cl- ), sulfato (SO4
2-) y nitrato (NO3 2-) se conoce como dureza permanente. Por ejemplo en algunas áreas el
sulfato de calcio CaSO4 puede causar una dureza considerable. La dureza permanente no
puede ser removida hirviendo el agua. El término dureza total es usado para describir la
combinación de dureza de magnesio y calcio. Sin embargo, los valores de dureza se reportan
por lo general en términos de carbonato de calcio (CaCO3) porque es la causa principal de las
incrustaciones. La clasificación estándar se muestra a continuación:
Métodos Analíticos
Entre los diferentes métodos analíticos para la determinación de la dureza
cálcica y magnésica de aguas naturales y aguas corrientes, el más recomendado de
forma generalizada es la valoración complexométrica con ácido
etilendiaminotetraacético (EDTA). El presente trabajo está dedicado al estudio teórico
y práctico del proceso de valoración por complexometría de uno de los diferentes
procedimientos que hay establecidos para poder determinar la dureza del. El
procedimiento estudiado determina en primer lugar la dureza total del agua mediante
valoración con EDTA utilizando negro de eriocromo T como indicador y tamponando la
disolución a pH 10. En segundo lugar, a pH 12, se determina la dureza cálcica mediante
valoración con EDTA utilizando murexida como indicador. La dureza magnésica se
obtiene por diferencia entre la dureza total y la dureza cálcica.
Problemas Causados por la Dureza
Se necesita más jabón para lavar (el jabón no hace espuma). Algunos
detergentes modernos son menos eficientes porque los aniones (también
conocidos como surfactantes), reaccionan con los iones calcio Ca2+ y magnesio
Mg2+ en lugar de retener las partículas de mugre en suspensión.
El jabón hecho a base de grasa animal puede reaccionar con el ion calcio Ca2+ y
magnesio Mg2+ formando un precipitado que puede irritar la piel y arruinar la
ropa.
Algunos alimentos, particularmente los frijoles y los chíncharos, cuando son
cocidos con agua dura se endurecen. Los iones de calcio alteran algunas
moléculas dentro de los frijoles, por lo que la estructura que se forma no deja
pasar el agua y el frijol permanece duro. Una manera simple para contrarrestar
este efecto es la adición de bicarbonato de sodio (NaHCO3)) al agua donde se
van a cocer los frijoles.
El caliche puede tapar tuberías y conexiones. Además de hacer menos eficiente
hasta en un 90% los elementos de calefacción con una capa de 25mm de
carbonato de calcio (CaCO3).
Ablandamiento
Existen tres maneras básicas para ablandar el agua
Forzar la precipitación de las sustancias insolubles, como el carbonato de calcio
CaCO3 y el hidróxido de magnesio Mg (OH)2, antes que entren al sistema de
agua.
Negro de Ericromo T CaCO3
Remover los iones de calcio Ca2+ y magnesio Mg2+ del agua.
Evitar que los iones de calcio (Ca2+) del carbonato de calcio CaCO3 se
precipiten por medio de la formación de complejos.
III. MATERIALES
Reactivos Formula química
Ácido etilendiaminotetraacético
(EDTA)
C10H14N2Na2O8.2H2O
Cloruro de magnesio MgCl2 Carbonato de calcio CaCO3
Acido clorhídrico HCl Cloruro de amonio NH4Cl
amoniaco NH3
Cloruro de Magnesio Acido clorhídrico
(EDTA) amoniaco
Preparar una solucion de CaCO3 al 0.1% para un volumen de 100 ml. Para eso se pesa 0.1 g de CaCO3
Lo conveniente es en pesar en una balanza digital para corrobora los resultados. Aforar hasta 100ml.
Agregar 3ml de HCl de 1N
Aforamos. (patron primario)
IV. METODOS
Preparación y valoración del EDTA
a) Carbonato de calcio para valorar EDTA
}
b) Preparación de buffer
Pesar 6.8 g de cloruro de amonio, agregar 20 ml de agua destilada y disolverlo.
Agregar amoniaco 57 ml. todo eso mezclarlo y
llevar a una fiola de 100ml, aforar.
c) Preparar una solución de Cloruro de magnesio
d) Valoración EDTA
V. RESULTADOS
Gastos
Repetición Gasto (mL)
1 22.4
2 35.5
3 35.6
Tomar 25ml de la solucion (patron primario), agregar 25ml de agua destilada.
Agregar 10 ml de solucion buffer, 2 gotas de cloruro de magnesio .
Agregar 1 pizca EBTC (Negro de ericromo T).
Por último se titula.
Se preparara la solución al 1% en un volumen de 100 ml.
(*)Se considerara la primera titulación como errónea, por lo que solo se sacara el
promedio de las dos últimas repeticiones
Se calcula la molaridad de la solución EDTA según la siguiente fórmula:
𝑀 =𝑊𝐶𝑎𝐶𝑂3
𝑉𝑔𝑎𝑠𝑡𝑜𝑥100 𝑚𝑖𝑙𝑖𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝐶𝑎𝐶𝑂3
Repetición Molaridad del EDTA
2 0.00704
3 0.00702
Promedio 0.00703 ± 0.0000141
VI. DISCUSION
Según Ringbom (2003) reporta que el EDTA es un agente complejante poco
selectivo ya que forma quelatos con prácticamente todos los cationes metálicos, a
excepción de los metales alcalinos. Bajo este punto de vista, la presencia de otros
iones metálicos di y trivalentes se debe considerar como interferencia en la
valoración. Por ejemplo el ion cianuro es el más empleado como agente
enmascarante para permitir la valoración de los iones magnesio y calcio en
presencia de iones como el cadmio, cobalto, cobre, níquel, cinc y paladio. Todos
estos forman complejos tan estables con el cianuro que impiden su reacción con
EDTA.
Es por esta razón que se empleó una muestra a partir de carbonato de calcio y una
solución de cloruro de magnesio, ambos cationes, con la finalidad de determinar la
formación de complejos que se forman al reaccionar con el EDTA. Se debe
mencionar que la presencia de estos cationes no son deseados y no debe ser ni
habitual ni permitida en aguas corrientes para el consumo ni en aguas minerales
naturales, lo cual fue el objetivo de nuestra práctica.
Según Davis (2005) reporta que la complexometría es una técnica para la
determinación analítica directa o indirecta de elementos o compuestos por
medición del complejo soluble formado. Algunos de estos tipos son las reacciones
para la valoración complexométrica y la Valoración con EDTA. Para realizar
valoraciones complexométricas con EDTA, por lo general se utiliza un indicador
para marcar el final de la valoración, como por ejemplo el negro de ericromo T o
NET. Existen otros indicadores como la murexida (purpurato de amonio) que a pH
12 (estando el Mg precipitado) sirve para determinar (usando EDTA sin magnesio)
el Ca presente en la muestra.
En la práctica realizada se preparó y valoro el EDTA con la finalidad de determinar
la dureza presente en una solución, y tal como menciona el autor el indicador
utilizado para su valoración fue el Negro de ericromo T.
El negro de ericromo T, también conocido como NET, es un indicador de iones
metálicos, muy utilizado para titular diversos cationes comunes, comportándose
como un ácido débil. No es sensible al calcio, pero si al magnesio. Por lo tanto si la
solución a titular no contiene Mg, no veríamos el punto final y por eso se prepara la
solución titulante con Mg agregado en concentración perfectamente
Los complejos metálicos del NET frecuentemente son rojos en un rango de PH
entre 4 a 12, cuando está libre en solución en un rango de PH menor a 10 su color
es rosado, a PH igual a 10 es de color azul. Ringbom (2003).
Esto se puede corroborar en la práctica realizada pues cuando se empezó a valorar
el EDTA; el agente titulado que tenía cloruro de magnesio y el indicador empezó a
tornearse de color rosado, indicando tal y como dice el autor que se empezaban a
formar complejo entre el indicador y el catión Mg++, debido a que es más sensible a
este elemento.
Para Baird (2004) En las primeras adiciones de agente valorante el EDTA forma
complejo con el ion Ca2+ de la disolución ya que el complejo CaEDTA es más estable
que el complejo con el magnesio, MgEDTA La disolución se mantiene en su color
rojo-rosado mientras el calcio está siendo complejado pues el complejo MgNET
sigue presente. A continuación, cuando todo el Ca2+ ha sido complejado, le
corresponde el turno al Mg2+ que pudiera quedar libre, que formará el
complejo MgEDTA. La disolución continúa con su color rojo-rosado pues mientras
existan iones Mg2+ libres serán estos los que formen primero el complejo con el
EDTA. Finalmente, complejado ya todo el calcio y magnesio libres, le corresponde
el turno al complejo MgNET, que al ser menos estable que el complejo MgEDTA, es
desplazado por el valorante. Apareciendo un viraje a azul debido a la forma del
indicador predominante a pH 10.
Esto corrobora a lo sucedido en la práctica la valoración directa del Mg empleando
como indicador al NET, la solución posee inicialmente color rosado debido a la
elevada concentración de iones Mg+2, esta concentración disminuye en el punto de
equivalencia. Lógicamente la estabilidad del complejo metal indicador debe ser
menor que la del complejo metal-EDTA para que sea posible que el valorante
compita favorablemente con el indicador en la complejación de los iones magnesio.
Según Glynn (1999) La extensión con que se forman estos complejos viene afectada
notablemente por el pH, existiendo además una correlación entre la carga del catión y
la estabilidad del complejo resultante, que se resume así:
Los complejos del EDTA con los cationes divalentes son muy estables en
soluciones básicas o débilmente ácidas.
Los complejos de los cationes trivalentes son estables aún en el campo de
pH de 1 a 2.
Los complejos de los cationes tetravalentes son estables en muchos casos,
incluso a pH menor que 1.
Debido a esta tendencia del EDTA a formar complejos con varios cationes es que,
para conseguir controlar su comportamiento, se debe regular convenientemente el
pH de la reacción. Por esta razón se hizo la preparación del buffer con relación
amonio/amoniaco para lograr un pH estable de 10 de igual manera con la finalidad
de mantener estable a la muestra.
Además reporta que el Ca+2 y el Mg+2 pueden estar presentes simultáneamente
en una muestra y titulados con EDTA donde la muestra se ajusta a pH 10 y se titula
la suma de los dos metales con EDTA, y NET como indicador. Otra manera puede
ser si se ajusta a pH mayor que 12 con lo cual precipita Mg(OH)2 y el Ca+2 que
permanece en solución se titula con EDTA y murexida como indicador. La
diferencia de volúmenes de solución de EDTA requerida en la primera y segunda
titulación corresponde a la cantidad de Mg+2.
VII. CONCLUSION
En conclusión la molaridad con el cual resulto el EDTA fue de 0.00703 M.
Se concluye que el magnesio forma complejos menos estables con el EDTA que
éste mismo con el calcio.
Se concluye que los tipos de reacciones químicas que pueden servir como base
de una determinación volumétrica es aquella que implica la formación de un
complejo o ion complejo soluble pero ligeramente disociado.
Se concluye que los complejos que se consideran en este tipo de análisis se
forman por medio de la reacción de un ion metálico, catión con una unión o
una molécula neutra.
En conclusión al ion metálico del complejo se le llama átomo central, y al grupo
unido al átomo central se le conoce como ligando.
VIII. BIBLIOGRAFIA
A. Ringbom, Complexation in Analytical Chemistry, Wiley, New York, 2003 -
Versión española: Formación de Complejos en Química Analítica, Alhambra,
Madrid, 2003.
M. Charlot, Química Analítica General - Soluciones acuosas y no acuosas. Tomo
I, Toray-Masson, Barcelona, 1971.
M. L. Davis y S. J. Mansten. Ingeniería y Ciencia Ambientales –. Ed. Mc Graw Hill
(2005)
J. R. Mihelcic Ed. Limusa Wiley. Fundamentos de Ingeniería Ambiental, (2001).
J. Glynn Henry - Gary W. Heinke . Ingeniería Ambiental –
Ed. Prentice Hall International (1999)
C. Baird .Química ambiental –Ed. Reverté (2004)
D. M.Himmelblau. Principios básicos y cálculos en ingeniería química.2003.
Reacciones en la mezcla
En La Solución Buffer
Para la determinación de la dureza total es necesario preparar una disolución
reguladora de amonio/amoniaco de pH 10. El equilibrio ácido base es:
En la preparación del carbonato de calcio para la valoración
Esta disolución es con ácido clorhídrico 1 M, que se utiliza para eliminar los
carbonatos del agua.
En la titulación