PRÁCTICA Nº2: DETERMINACIÓN DE LA DUREZA DEL AGUA

PRÁCTICA Nº2: DETERMINACIÓN DE LA DUREZA DEL AGUA
En primer lugar se definirán unos conceptos teóricos básicos para mejorar la
comprensión de la práctica.
VOLUMETRÍA
Los métodos volumétricos se engloban en los denominados métodos clásicos
de análisis. Son muy utilizados en los laboratorios industriales y de control, debido a
que se ejecutan con gran rapidez.
El análisis volumétrico es conocido con el nombre de Volumetría y consiste
en medir el volumen de una disolución reactivo de concentración conocida, para
reaccionar cuantitativamente con la sustancia a determinar. La cantidad de sustancia
desconocida, se calcula a partir del volumen consumido, aplicando la estequiometria de
la reacción que se produce.
Un valorante, solución valorada o solución patrón es la disolución del reactivo
que se va añadiendo para determinar el analito y a esta operación se le conoce como
Valoración.
El reactivo patrón se deposita en un erlenmeyer y el valorante en una bureta. Se
va añadiendo valorante al erlenmeyer hasta llegar al punto en que se termina la
reacción. Éste es el punto de equivalencia (los dos reactivos han reaccionado
estequiométricamente). El volumen de valorante gastado es el volumen de equivalencia,
que utilizamos para calcular la cantidad de sustancia que se ha valorado. Para
determinar el punto de equivalencia visualmente (fin de la reacción), se añade un
indicador en concentración muy baja a la reacción, que experimentará cambios de color
cuando la reacción se acerque al punto de equivalencia. Este punto se conoce como
punto final y no suele coincidir con el punto de equivalencia, debido al error
sistemático de valoración.
El error sistemático de valoración es la diferencia entre la concentración real
del analito y la concentración calculada experimentalmente. Existen tres tipos de
errores:



Error químico: Se debe a la diferencia entre los puntos final y de
equivalencia.
Error Visual: Se debe a la limitada capacidad ocular para comparar
colores.
Error de indicador: Se debe al consumo de solución valorante por el
propio indicador, para que se transforme y dé lugar al cambio de color.
Para reducir el error sistemático de valoración la volumetría debe cumplir los
siguientes requisitos:



La estequiometria de la reacción entre analito y valorante debe ser fija y
conocida para poder realizar los cálculos.
La reacción debe ser rápida y cuantitativa, comprobando que reacciona
el 99,9.
Disponer de métodos adecuados para determinar el punto de
equivalencia.
VALORACIÓN CON UN PATRÓN PRIMARIO
En los métodos volumétricos de análisis químico cuantitativo, tiene gran
importancia la exactitud con que se conoce la concentración de la disolución del
reactivo valorante, cuyo requisito es conocer la masa exacta de reactivo utilizada. A este
tipo re reactivo se le conoce como Patrón primario y debe cumplir:





Tener un alto grado de pureza (> 99,9%).
Composición exacta con su fórmula.
Ser estable en disolución sin cambiar su composición por secado o
aumento de la temperatura.
No debe absorber agua ni CO2 de la atmósfera, además de no contener
agua de cristalización ya que podría deshidratarse con el tiempo.
Tener un peso molecular elevado para reducir el error de la pesada.
En el caso de esta práctica se utilizará una disolución estandarizada de
concentración conocida, óxido de zinc 0,070 M.
VOLUMETRÍAS DE FORMACIÓN DE COMPLEJOS
La volumetría de formación de complejos es un método químico de análisis
cuantitativo para calcular la concentración de una disolución de un ión metálico,
aprovechando alguna de sus propiedades como la capacidad que tienen para formar
complejos de gran estabilidad con el valorante que se va a utilizar (ligando).
Los compuestos de coordinación tienen un ión central, normalmente metálico,
rodeado por un grupo de iones o moléculas. Este grupo de iones o moléculas se conoce
como ligandos.
Los ligandos pueden ser de dos tipos: Monodentados y Polidentados. El
amoniaco, cloruro, fluoruro, agua y cianuro son ejemplos de ligandos monodentados.
En el caso de los polidentados el más conocido es el acido etildiaminotetraacético
(EDTA). La mayor parte de los ligandos reacciona con los iones metálicos muy
lentamente, sólo unos pocos lo hacen con suficiente rapidez para poder ser utilizados en
volumetrías.
En estas valoraciones suele ser necesaria la utilización de un indicador visual
externo, para determinar el punto final de la reacción. Los indicadores más utilizados en
las valoraciones de formación de complejos son los que se conocen como indicadores
metalocrómicos. Son capaces de formar a bajas concentraciones complejos con los
iones metálicos a valorar. Cuando están unidos a la sustancia objeto de la valoración,
presentan un color y cuando están libres, presentan un color distinto permitiéndonos la
determinación del punto final de la reacción (con el consiguiente error sistemático de
valoración).
Para esta práctica se utilizará como indicador el negro eriocromo T (NET). Al
añadir el indicador a la disolución del erlenmeyer, ésta cambia de color por la formación
de los complejos metal-indicador. A medida que se va añadiendo el valorante se van
formando los complejos metal-valorante (metal-ligando) hasta que ya no quedan más
iones metálicos libres, en este punto se produce el viraje de la reacción (nos acercamos
al punto final), comienza a cambiar el color de la muestra debido a que el valorante va
desplazando a los iones del indicador hasta que la práctica totalidad del metal ha
reaccionado con el valorante, momento en que termina la reacción, tomando el color del
indicador libre.
Los indicadores metalocrómicos y los ligandos valorantes tienen propiedades
ácido-base y generalmente son bases polipróticos débiles. Este hecho obliga a realizar
las valoraciones a pH constante para evitar que las reacciones parásitas del indicador y
el ligando con el hidrógeno interfieran en las reacciones metal-indicador y metalligando. Para mantener el pH constante se recurre a las denominadas disoluciones
tampón.
Como he dicho antes, hay pocos ligandos que reaccionen con la suficiente
rapidez para poder ser utilizados en volumetrías. El más conocido y utilizado es el ácido
etildiaminotetraacético (EDTA), cuya estructura se puede expresar como H4Y-4,
siendo Y4- el anión. El reactivo analítico que se suele usar es la sal sódica
(Na2H2Y2H2O).
El EDTA puede formar complejos entre pH2 y pH12 con mecanismos
ligeramente diferentes en función del pH del medio utilizado. La ecuación general que
se produce es:
Mn + Y4-
MY4-n
donde M es el ión metálico de carga n. La relación estequiométrica es de 1:1. Para el
caso de esta práctica la ecuación general con Ca2+ y Mg2+ será:
M2+ + Y4-
MY2-
DISOLUCIONES TAMPÓN
Se considera que una disolución tiene capacidad tampón cuando mantiene su
pH constante al añadirle ácidos o bases fuertes en cantidades moderadas. Si a una
disolución de concentración alta (mayor de 0,1 M) se le añade un ácido fuerte, mantiene
su pH constante pero con un valor de pH menor que 1, en cambio si se le añade una
base fuerte, sigue manteniendo su pH constante pero con un valor de pH mayor que 13.
Para que la disolución mantenga su pH entre 1 y 13 es necesario utilizar una mezcla de
un ácido débil y una sal que contenga su base conjugada, o bien disolviendo una base
débil y una sal del ácido conjugado (por ejemplo NH3 y NH4Cl). La acción reguladora
de una disolución tampón se debe a la presencia del par ácido-base conjugados débiles,
que actúa como fuente o sumidero de protones. El equilibrio entre la forma ácida y la
básica se puede expresar como:
AHp + H2O
Aq + H 3 O +
𝑲𝒂 =
[𝑯𝟑 𝑶+ ][𝑨𝒒 ]
[𝑨𝑯𝒑 ]
donde AHp es el ácido, Aq es la base, p y q las cargas que deben cumplir la relación
p=q+1. De esta forma se demuestra:
[𝑨𝒒 ]𝟎
𝒑𝑯 ≈ 𝒑𝑲𝒂 + 𝒍𝒐𝒈 (
)
[𝑨𝑯𝒑 ]𝟎
donde [AHp]0 y [Aq]0 son las concentraciones con las que se preparan las disoluciones
tampón.
Una disolución tampón presenta su máxima efectividad cuando las
concentraciones de ácido y base son similares, su pH está cerca del pKa, y su zona de
estabilidad es pH ≈ pKa ±1,3. Fuera de este rango la disolución va perdiendo su
capacidad reguladora.
CONCEPTO DE DUREZA DEL AGUA
El concepto de dureza del agua de debe a su contenido en compuestos de calcio
y magnesio (Mg2+) en solución, además de otros cationes divalentes como el
Sr2+, Fe2+ y Mn2+, aunque estos últimos en menor medida.
(Ca2+)
Las aguas naturales deben su dureza a la formación de ácido carbónico que se
origina al reaccionar el vapor de agua con el CO2 de la atmósfera, que al penetrar en la
tierra disuelve el carbonato cálcico (CaCO3) de la caliza, dando lugar a bicarbonato
cálcico. Las reacciones que tienen lugar son las siguientes:
CO2(ac) + H2O(l)
H2CO3(ac)
H2CO3(ac)
H+(ac) + HCO-3(ac)
H+(ac) + CaCO3(s)
GLOBAL:
CO2(ac) + H2O(l) + CaCO3(s)
HCO-3(ac) + Ca2+(ac)
Ca2+(ac) + 2 HCO-3(ac)
Aunque como se ha dicho, la dureza de un agua se debe sobre tedo a su
contenido en Ca2+ y Mg2+, ésta viene expresada en mg/L de CaCO3 y según el
contenido en CaCO3 que tenga se clasificarán:



Blandas < 60 mg/L como CaCO3
Duras ≈ 100 mg/L como CaCO3
Muy duras > 200 mg/L como CaCO3
La dureza de las aguas se clasifica en dureza temporal y dureza permanente
en función del origen de su dureza:
Se considera dureza temporal a la causada por la presencia de iones
bicarbonato (HCO-3) que se presentan asociados a los iones Ca2+ y Mg2+. Esta dureza se
elimina por ebullición del CO2, precipitándose (los carbonatos insolubles de Mg2+ y
Ca2+) el carbonato cálcico y el carbonato magnésico. La reacción que se produce es:
Mg2+ + 2Hco3(ac)
+Q
MgCO3(s) + CO2(g) + H2O(l)
Por otro lado, se considera dureza permanente del agua a la que se origina por
la presencia de esos iones alcalinotérreos asociados con aniones de sulfatos, bisulfatos,
cloruros, nitratos, etc… en los que las sales cálcicas y magnésicas no precipitan por el
método de ebullición.
Es importante destacar el concepto de dureza total del agua, que se refiere a
la suma de la dureza temporal más la dureza permanente del agua.
Las aguas duras necesitan ser ablandadas para su uso doméstico e industrial.
Los procesos más comunes para ablandar aguas son el de cal-sosa y el de resinas
cambiadoras de iones.
En el proceso de cal-sosa se utiliza una mezcla de óxido de calcio (CaO) y
carbonato sódico (Na2CO3) con la que se aumenta el pH del agua por encima de 10,
originando carbonatos insolubles que se eliminan por precipitación en un tanque de
sedimentación.
En el proceso de resinas cambiadoras de iones se sustituyen los cationes Ca2+ y
Mg2+ que originan la dureza, por iones sodio, utilizando resinas cambiadoras. A esta
sustitución de iones se le llama intercambio iónico. Para este proceso se utilizan
zeolitas naturales o materiales sintéticos, pero existen materiales orgánicos como
resinas de intercambio iónico con mejor capacidad para ablandar las aguas que las
zeolitas. El agua obtenida por este proceso se conoce como agua desionizada debido a
que los iones H+ y OH- que se liberan por la resina producen agua.
DETERMINACIÓN DE LA DUREZA DEL AGUA
El método oficial para determinar la dureza de un agua está normalizado por la
NORMA UNE 77-040-83 y consiste en determinar conjuntamente los metales Ca2+ y
Mg2+ mediante valoración complexiométrica con EDTA en un medio tampón
amonio/amoniaco (NH+4/NH3) a pH=10, utilizando como indicador Negro Eriocromo
T (NET). La concentración de Ca2+ y Mg2+ equivale al volumen consumido de EDTA y
como ya se ha dicho anteriormente, se expresa en mg/L de CaCO3.
El EDTA no es un patrón primario, por lo que es necesario determinar su
concentración mediante una valoración previa con un patrón primario. Esta valoración
se realizara con óxido de Zinc y al igual que en la determinación de la dureza del agua,
se realiza en medio tampón NH+4/NH3 a pH=10 y con el indicador NET.
PRÁCTICA
En primer lugar como paso previo a la realización en sí de la práctica,
enumeraremos el material necesario para llevarla a cabo:
MATERIAL








1 vaso de precipitados de 100 ml.
1 vaso de precipitados de 250 ml.
1 matraz aforado de 100 ml.
1 matraz aforado de 250 ml.
3 erlenmeyer de 250 ml.
1 bureta de 25 ml.
1 pipeta de 10 ml.
1 varilla de vidrio.
PRODUCTOS






Sal disódica de EDTA (s) con dos moléculas de agua de cristalización.
NH4Cl (s).
Óxido de cinc (s).
NH3 (25%).
HNO3 (conc).
NET.
Como último paso previo antes de desarrollar la práctica conviene dar una
breve explicación de en qué consiste enjuagar, cebar y enrasar la bureta y la pipeta.
Para el enjuague se toma la bureta y se echa un poco de valorante para
limpiarla de posibles impurezas y restos del lavado. Abrimos la llave vertiéndolo sobre
el vaso de precipitados y lo desechamos. Posteriormente se llena en exceso con el
valorante y se vuelve a abrir la llave para expulsar el aire contenido, hasta que quede
totalmente llena y sin aire, a este procedimiento se le llama cebado. Por último, se
vuelve a abrir la llave haciendo coincidir el contenido de valorante con el cero marcado
en la bureta, quedando ya enrasada a cero. El valorante vertido en estos dos últimos
pasos (cebado y enrasado) no se desecha, se puede reutilizar ya que habíamos enjuagado
anteriormente la bureta.
En el caso de la pipeta se obra de igual forma, pero lo haremos utilizando el
dedo para taparla por la parte superior, pues no dispone de llave como la bureta.
DESARROLLO DE LA PRÁCTICA
Queremos determinar la dureza de una muestra de agua mediante valoración
utilizado una disolución de una sal disódica de EDTA con dos moléculas de agua de
cristalización (Na2EDTA•2H2O) como valorante. Como el EDTA no es un patrón
primario, antes tendremos que estandarizarlo, para lo que utilizaremos una disolución
estándar de óxido de cinc de concentración 0,070 M. Esta disolución se prepara a partir
del patrón primario óxido de cinc disuelto en HNO3. Para mantener el pH constante en
la valoración de la muestra problema y en la estandarización del EDTA, se utilizará una
disolución tampón de amonio/amoniaco que prepararemos previamente. Tanto en la
valoración como en la estandarización se añadirá el indicador Negro Eriocromo T, para
poder determinar el punto final de las reacciones, ya que ambas disoluciones son
incoloras.
PREPARACIÓN DE LA DISOLUCIÓN VALORANTE DE EDTA
Se debe preparar 250 ml de disolución de EDTA aproximadamente 0,5 M, por
lo que en primer lugar tendremos que calcular la cantidad de sal disódica de EDTA que
se debe utilizar para la disolución, sabiendo que el peso molecular de la sal disódica de
EDTA es de 372,24 gr/mol.
En primer lugar calculamos el nº de moles de EDTA:
𝑀𝐸𝐷𝑇𝐴∙2𝐻2 𝑂 =
𝑛𝐸𝐷𝑇𝐴∙2𝐻2 𝑂
𝑉𝐸𝐷𝑇𝐴∙2𝐻2 𝑂
0,05 𝑀 =
𝑛𝐸𝐷𝑇𝐴∙2𝐻2 𝑂
0,250 𝐿
𝑛𝐸𝐷𝑇𝐴∙2𝐻2 𝑂 = 0,05 × 0,250 = 𝟎, 𝟎𝟏𝟐𝟓 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔
Ahora que tenemos calculado el nº de moles podemos calcular la masa de
EDTA que necesitaremos:
𝑛𝐸𝐷𝑇𝐴∙2𝐻2 𝑂 =
𝑚𝐸𝐷𝑇𝐴∙2𝐻2 𝑂
𝑃𝑚𝐸𝐷𝑇𝐴∙2𝐻2 𝑂
0,0125 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 =
𝑚𝐸𝐷𝑇𝐴∙2𝐻2 𝑂
𝑔𝑟
372,24 ⁄𝑚𝑜𝑙
𝑚𝐸𝐷𝑇𝐴∙2𝐻2 𝑂 = 0,125 × 372,24 = 𝟒, 𝟔𝟓 𝒈𝒓
Ahora que ya conocemos la masa de EDTA que necesitamos, colocamos el
vaso en la báscula, la taramos a cero (pulsar tecla tare o T) y añadimos los 4,65 gr de la
sal disódica. La disolvemos en un vaso de precipitados con unos 100 ml de agua
destilada. Para disolverla echaremos poco a poco el EDTA al vaso, a la vez que lo
movemos con la varilla de vidrio. Este paso hay que hacerlo poco a poco ya que si no
costará disolver el EDTA, debido a que la reacción es endotérmica. Una vez disuelto lo
echamos en el matraz y enjuagamos el vaso de precipitados varias veces para que no se
nos quede ningún resto de la disolución. Añadimos más agua al matraz y lo enrasarlo
hasta la marca (que en este caso indica los 250 ml). Con la disolución debidamente
preparada enjuagamos, cebamos y enrasamos la bureta como se ha indicado
anteriormente.
PREPARACIÓN DE LA DISOLUCIÓN TAMPÓN AMONIO/AMONIACO
Se debe preparar 100 ml de una disolución tampón amonio/amoniaco
(NH4/NH3) de concentración 2 M con pH=10, a partir de cloruro de amonio (NH4Cl) y
amoniaco (NH3), sabiendo que el pKa (NH4/NH3) = 9,24.
En primer lugar realizamos los cálculos para saber las cantidades de reactivos
necesarias:
𝑝𝐾𝑎 = 9,24
𝐾𝑎 = 10−9,24
𝐶𝑇 = [𝑁𝐻4+ ] + [𝑁𝐻3 ]
[𝑁𝐻3 ] = 0,2 𝑀 − [𝑁𝐻4+ ]
𝑝𝐻 = − log[𝐻+ ]
[𝐻+ ] = − log 10 = 10−10
[𝑁𝐻3 ] × [𝐻+ ]
(2,0 𝑀 − [𝑁𝐻4+ ]) × [𝐻+ ]
𝐾𝑎 =
=
[𝑁𝐻4+ ]
[𝑁𝐻4+ ]
10−9,24 [𝑁𝐻4+ ] = 2 × 10−10 − 10−10 [𝑁𝐻4+ ]
[𝑁𝐻4+ ]
2 × 10−10
= −9,24
= 𝟎, 𝟐𝟗𝟔 𝑴
10
+ 10−10
[𝑁𝐻3 ] = 2,0 𝑀 − 0,296 𝑀 = 𝟏, 𝟕𝟎𝟒 𝑴
Hemos calculado los moles por cada litro, pero la disolución es de 100 ml.
Primero calculamos el reactivo cloruro de amonio:
Pm (NH4Cl) = 53,5 gr/mol
𝑛𝑁𝐻4 𝐶𝑙 = 𝑀 × 𝑉(𝐿) = 0,296
𝑛=
𝑚
𝑃𝑚
𝑚𝑜𝑙
× 0,1 𝐿 = 𝟎, 𝟎𝟐𝟗𝟔 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔
𝐿
𝑚𝑁𝐻4 𝐶𝑙 = 𝑛𝑁𝐻4 𝐶𝑙 × 𝑃𝑚𝑁𝐻4 𝐶𝑙
𝑚𝑁𝐻4 𝐶𝑙 = 0,296 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 × 53,5
𝑔𝑟
= 𝟏, 𝟓𝟖 𝒈𝒓 𝑵𝑯𝟒 𝑪𝒍
𝑚𝑜𝑙
Ahora tenemos que calcular el reactivo amoniaco, teniendo en cuenta que es
una disolución de amoniaco al 25%, con una densidad de 0,91 gr/ml:
Pm (NH3) = 17 gr/mol
𝑛 = 𝑀 × 𝑉(𝐿) = 1,704
𝑛=
𝑚
𝑃𝑚
𝑚𝑜𝑙
× 0,1 𝐿 = 𝟎, 𝟏𝟕𝟎𝟒 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑵𝑯𝟑
𝐿
𝑚𝑁𝐻3 = 𝑛𝑁𝐻3 × 𝑃𝑁𝐻3
𝑚𝑁𝐻3 = 0,1704 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 × 17
𝑔𝑟
= 𝟐, 𝟗𝟎𝟏𝟗 𝒈𝒓 𝑵𝑯𝟑
𝑚𝑜𝑙
Como el amoniaco está en disolución, necesitamos conocer el equivalente en
mililitros de la masa que conocemos, para lo cual utilizamos el dato de la densidad que
nos relaciona la masa con el volumen:
𝑑=
𝑚
𝑉
𝑉𝑁𝐻3 =
𝑚𝑁𝐻3
2,9019 𝑔𝑟
=
= 𝟑, 𝟏𝟖𝟖𝟗 𝒎𝒍 𝑵𝑯𝟑
𝑑𝑁𝐻3
0,91 𝑔𝑟/𝑚𝑙
Los mililitros de NH3 que hemos calculado son puros, pero hay que tener en
cuenta que el amoniaco de que disponemos se encuentra en disolución al 25% por lo
que hemos de calcular el volumen de disolución:
𝑁𝐻3(𝑑𝑖𝑠𝑙) =
3,1889 × 10
= 12,75556 𝑚𝑙 ≈ 𝟏𝟐, 𝟖 𝒎𝒍 𝑵𝑯𝟑(𝒅𝒊𝒔𝒍)
25
Se ha redondeado el volumen de NH3(disl) a un solo decimal porque como la
escala de la pipeta va de 0,1 ml en 0,1 ml, no tiene sentido mantener el segundo decimal
si no lo vamos a poder medir.
Con los cálculos realizados podemos comenzar la práctica pesando los 1,58 gr
de cloruro de amonio y disolviéndolos en un vaso de precipitados, ayudándonos de la
varilla de vidrio. Una vez disuelto se transfiere a un matraz y se añaden los 12,8 ml de
disolución de amoniaco con la pipeta. Enrasamos el matraz hasta los 100 ml con agua
destilada y finalmente, comprobamos con el pH-metro que el valor del pH sea el
deseado (en este caso pH≈10).
ESTANDARIZACIÓN DE LA DISOLUCIÓN DE EDTA
Como ya se ha dicho anteriormente, el EDTA no es un patrón primario, por lo
que hemos de valorarlo previamente con un patrón primario para estandarizar la
disolución que habíamos preparado al comienzo de la práctica, para lo cual utilizaremos
una disolución de óxido de cinc 0,07 M. Para que la estandarización sea lo más exacta
posible, realizaremos tres valoraciones con cuyos resultados se hará la media, valor que
utilizaremos como molaridad de nuestro valorante.
En primer lugar echamos en el erlenmeyer 5 ml de óxido de cinc con la pipeta
(debidamente enjuagada) y le añadimos 10 ml de la disolución tampón que habíamos
preparado (también con la pipeta debidamente enjuagada) y verificamos con el pHmetro que el valor del pH se de 10. Añadimos una pequeña cantidad de indicador NET,
lo movemos un poco para que se disuelva y rellenamos con agua destilada hasta 50 ml.
Se observa que el color de la disolución se torna a un morado rojizo, debido a que al
unirse el NET con el magnesio produce un color rojizo y con el calcio un color violeta.
Colocamos el erlenmeyer bajo la bureta con el EDTA y abrimos la llave,
vertiéndolo poco a poco en el erlenmeyer a la vez que lo movemos levemente para
favorecer su disolución. Cuando cambia el color de la disolución a azul (recuérdese que
los iones del NET libre son de color azul) cerramos la llave. El valor de la bureta nos
indica el volumen de EDTA gastado, con el cual haremos los cálculos. Este proceso lo
realizamos con los otros dos erlenmeyer que nos quedan y realizamos los cálculos,
teniendo en cuenta que la relación estequiométrica de la reacción es 1:1, es decir, el
número de moles de EDTA que hayamos utilizado ha de ser igual al número de moles
de óxido de cinc que hay en el erlenmeyer:
𝑛𝑍𝑛𝑂 = 𝑛𝐸𝐷𝑇𝐴
𝑀𝑍𝑛𝑂 × 𝑉𝑍𝑛𝑂 = 𝑀𝐸𝐷𝑇𝐴 × 𝑉𝐸𝐷𝑇𝐴
Erlenmeyer Nº 1:
En la primera valoración hemos gastado 7,1 ml de disolución de EDTA:
𝑀𝐸𝐷𝑇𝐴 =
𝑀𝑍𝑛𝑂 × 𝑉𝑍𝑛𝑂 0,07 𝑀 × 0,005 𝐿
=
= 𝟎, 𝟎𝟒𝟗 𝑴
𝑉𝐸𝐷𝑇𝐴
0,0071 𝐿
Erlenmeyer Nº 2:
En la segunda valoración obtuvimos un volumen de 8,1 ml de EDTA
consumido:
𝑀𝐸𝐷𝑇𝐴 =
𝑀𝑍𝑛𝑂 × 𝑉𝑍𝑛𝑂 0,07 𝑀 × 0,005 𝐿
=
= 𝟎, 𝟎𝟒𝟑 𝑴
𝑉𝐸𝐷𝑇𝐴
0,0081 𝐿
Erlenmeyer Nº 3:
En esta última valoración también gastamos 7,1 ml de EDTA:
𝑀𝐸𝐷𝑇𝐴 =
𝑀𝑍𝑛𝑂 × 𝑉𝑍𝑛𝑂 0,07 𝑀 × 0,005 𝐿
=
= 𝟎, 𝟎𝟒𝟗 𝑴
𝑉𝐸𝐷𝑇𝐴
0,0071 𝐿
Con estos datos calculamos la molaridad media de las tres valoraciones:
𝑀𝑚𝑒𝑑𝑖𝑎 =
0,49 𝑀 + 0,43 𝑀 + 0,49 𝑀
= 𝟎, 𝟎𝟒𝟕 𝑴
3
Ahora que ya hemos estandarizado la disolución de EDTA, podemos
determinar la dureza de la muestra de agua, objetivo de la práctica.
VALORACIÓN DE LA MUESTRA DE AGUA
Para esta valoración se utilizarán entre 10 y 15 ml de muestra de agua.
Comenzaremos con 10 ml y si el volumen de valorante (EDTA) consumido es de unos 3
ml, en la siguiente valoración se utilizarán 25 ml de muestra de agua. Al igual que en la
estandarización del EDTA, se realizarán tres valoraciones, para calcular la media que
será nuestro resultado final. Hay que recordar que ese resultado final se refiere a la
cantidad de magnesio y calcio conjuntamente, y que la dureza del agua se expresa en
mg/l de CaCO3, por lo que a efectos de dureza el resultado final se considerará todo
como si únicamente se tratase de CaCO3.
En primer lugar enrasamos a cero la bureta con la disolución de EDTA.
Enjuagamos la pipeta con la muestra problema y la enrasamos a 10 ml de muestra. Los
vertimos sobre el erlenmeyer y enjuagamos la pipeta con la disolución tampón de
amonio/amoniaco. La enrasamos a 10 ml y lo añadimos al erlenmeyer. Echamos una
pequeña cantidad de indicador NET y rellenamos con agua destilada hasta 50 ml.
Colocamos el erlenmeyer bajo la bureta y comenzamos a añadir el valorante EDTA
hasta que se observe que la muestra se vuelve azul, momento en que termina la
valoración (punto final de la reacción). Comprobamos el vollumende valorante
consumido y realizamos los cálculos. Como en la primera valoración el volumen de
EDTA consumido es suficiente para obtener unos resultados fiables, continuaremos
utilizando 10 ml de muestra de agua para las otras dos valoraciones, que se realizarán de
forma análoga a la primera. Los resultados obtenidos son los siguientes:
𝑀𝐶𝑎/𝑀𝑔 × 𝑉𝐶𝑎/𝑀𝑔 = 𝑀𝐸𝐷𝑇𝐴 × 𝑉𝐸𝐷𝑇𝐴
Erlenmeyer Nº 1:
Se han consumido 12,9 ml de valorante.
𝑀𝐶𝑎/𝑀𝑔 =
𝑀𝐸𝐷𝑇𝐴 × 𝑉𝐸𝐷𝑇𝐴 0,47 𝑀 × 0,0129 𝐿
=
= 𝟎, 𝟎𝟔𝟎 𝑴
𝑉𝐶𝑎/𝑀𝑔
0,01 𝐿
Erlenmeyer Nº 2:
Como el volumen consumido en la primera valoración ha sido de más de la
mitad de la capacidad de la bureta, volvemos a enrasarla a cero para que no se nos
termine el valorante de la bureta antes de finalizar la valoración.
El volumen de valorante consumido en este caso es de 13 ml.
𝑀𝐶𝑎/𝑀𝑔 =
𝑀𝐸𝐷𝑇𝐴 × 𝑉𝐸𝐷𝑇𝐴 0,47 𝑀 × 0,013 𝐿
=
= 𝟎, 𝟎𝟔𝟏 𝑴
𝑉𝐶𝑎/𝑀𝑔
0,01 𝐿
Erlenmeyer N 3:
Volvemos a enrasar la bureta a cero y realizamos la valoración, consumiendo
12,8 ml de EDTA.
𝑀𝐶𝑎/𝑀𝑔 =
𝑀𝐸𝐷𝑇𝐴 × 𝑉𝐸𝐷𝑇𝐴 0,47 𝑀 × 0,0128 𝐿
=
= 𝟎, 𝟎𝟔𝟎𝟑 𝑴
𝑉𝐶𝑎/𝑀𝑔
0,01 𝐿
Realizamos la media con los tres valores obtenidos:
𝑀𝑚𝑒𝑑𝑖𝑎 =
0,060 𝑀 + 0,061 𝑀 + 0,060 𝑀
= 𝟎, 𝟎𝟔𝟎 𝑴
3
Para terminar con la práctica debemos hacer la conversión del resultado a mg/L
de CaCO3, para lo cual sabemos que el 𝑃𝑚𝐶𝑎𝐶𝑂3 = 100,1 𝑔𝑟/𝑚𝑜𝑙. También sabemos
que el CaCO3 se descompone de la siguiente manera:
CaCO3
𝐶𝑎2− + CO2−
3
Si la molaridad es de 0,060 M:
𝑀𝑀2+ = 0,060
𝑚𝑜𝑙𝐶𝑎𝐶𝑂3
𝑚𝑜𝑙𝐶𝑎2+
𝑚𝑜𝑙
𝑔𝑟
= 0,060
= 0,060
× 100,1
= 𝟔, 𝟎𝟎𝟔 𝒈𝒓/𝑳
𝐿
𝐿
𝐿
𝑚𝑜𝑙
Pero como hemos dicho, la dureza se determina en mg/l, por lo tanto:
6,006
𝑔𝑟
× 103 = 6006 𝑚𝑔⁄𝐿 𝐶𝑎𝐶𝑂3 = 6006 𝑝𝑝𝑚
𝐿
En conclusión, la dureza de la muestra de agua es de 6006 mg/L de CaCO3 lo
que equivale a aguas muy duras.
Como curiosidad, comentar que el valor de dureza que hemos obtenido es
similar a la dureza del agua del mar.