Informe Analisis de agua - dureza quelatometrica

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UNIVERSIDAD NACIONAL MAYOR DE SAN MARCOS
(Universidad del Perú, DECANA DE AMÉRICA)
FACULTAD DE QUÍMICA E INGENIERÍA QUÍMICA
E.A.P QUÍMICA 07.1
DEPARTAMENTO ACADÉMICO DE QUÍMICA ANALÍTICA E INSTRUMENTAL
QUÍMICA ANALÍTICA CUANTITATIVA
ANÁLISIS DE AGUA POTABLE - DUREZA QUELATOMÉTRICA:
Profesor (a): Quím. Espinosa Descalzo, Elizabeth
Alumnos: Jimenez Zarate, Angélica Jasmin 16070084 
 
Fecha de entrega: 10/08/2020
	
Lima-Perú
2020-I
RESUMEN 
En esta práctica se realizó la determinación de la dureza quelatométrica en el agua potable mediante el método complexométrico usando sal disódica del ácido Etilendiaminotetracético (EDTA) 0,01M. La estandarización del EDTA se hizo con una solución patrón de CaCO3 el cual dio un títer de 0,63158 . En la determinación de la dureza total del agua se determinó por titulación, utilizando como indicador al NET y un medio buffer de pH 10, resultando 159 ppm de CaCO3 presente. Para la dureza cálcica se tituló en un medio alcalino, en este caso el pH fue de 12,2 y como indicador se utilizó la murexida, resultando 59 ppm de CaCO3 y la dureza magnésica se obtuvo restando la dureza total con la dureza cálcica y se expresó como CaCO3. Se concluyó que la solución amortiguadora permitió una visualización rápida y definida del punto final durante la ejecución de la determinación volumétrica, que el empleo de la solución amortiguadora diferente a la de la solución amortiguadora de amonio para la cuantificación de dureza total en agua es una alternativa. Los valores calculados de la dureza total permiten caracterizar la muestra de agua como duras en términos de dureza, debido a que el valor de dureza total se encuentra dentro del rango comprendido entre 151 y 300 ppm de CaCO3.
INTRODUCCIÓN 
Muchos iones metálicos forman complejos ligeramente disociados con diversos ligandos (agentes complejantes). La formación de complejos también puede servir como base para titulaciones exactas y convenientes de iones metálicos en los que el titulante es un agente complejante. Las titulaciones complejométricas son útiles para determinar un gran número de metales. Se puede lograr selectividad mediante el uso adecuado de agentes enmascarantes (la adición de otros agentes complejantes que reaccionan con los iones metálicos que interfieren) y por control de pH, ya que la mayoría de los agentes complejantes son ácidos o bases débiles cuyos equilibrios están influidos por el pH. Se describirá las titulaciones de iones metálicos con el muy útil agente complejante EDTA, los factores que las afectan y los indicadores para las titulaciones. La titulación con EDTA de calcio más magnesio se usa por lo común para determinar dureza en el agua. Casi todos los otros metales se pueden determinar con exactitud por titulación complejométrica. Las reacciones de complejamiento son útiles para la gravimetría, la espectrofotometría y la fluorometría, y para enmascarar iones que interfieren.
La dureza del agua indica la cantidad total de iones alcalinotérreos presentes en el agua y constituye un parámetro de calidad de las aguas de interés doméstico o industrial. En las aguas naturales, la concentración de calcio y magnesio es habitualmente muy superior a la del resto de alcalinotérreos, por lo que la dureza es prácticamente igual a [Ca2+] + [Mg2+].
Tradicionalmente, la dureza del agua se ha asociado a la capacidad de los cationes presentes en la misma para sustituir los iones sodio y potasio de los jabones, lo cual da lugar a grumos insolubles que pueden consumir una cantidad importante del jabón que se utiliza en la limpieza. El agua dura deja depósitos sólidos o costras (por ejemplo, carbonato cálcico) en las tuberías pudiendo llegar a obstruirlas. Sin embargo, la dureza del agua es beneficiosa para el riego porque los iones alcalinotérreos tienden a flocular las partículas coloidales del suelo (es decir favorecen la formación de agregados de dichos coloides) lo cual aumenta la permeabilidad del suelo al agua. La dureza del agua no se considera perjudicial para la salud humana.
FUNDAMENTO TEÓRICO
Complejos metal-quelato: 
Los iones metálicos son ácidos de Lewis, que aceptan pares de electrones de ligandos donadores de electrones, que a su vez son bases de Lewis. El cianuro (CN-) se denomina ligando monodentado, porque se enlaza a un ion metálico a través de un solo átomo (el átomo de carbono). La mayoría de los iones de los metales de transición se enlazan a 6 átomos del ligando. Un ligando que se une a un ion metálico a través de más de un átomo de este se llama ligando multidentado (de muchos dientes) o ligando quelante.
Un ligando quelante sencillo es la etilendiamina (H2NCH2CH2NH2, también llamada 1,2-diaminoetano), cuyo enlace a un ion metálico se muestra al margen. Decimos que la etilendiamina es bidentada, porque se une al metal a través de dos átomos del ligando.
Un importante ligando tetradentado es el trifosfato de adenosina (ATP), que se une a los iones metálicos divalentes (como Mg2+ Mn2+, Co2+ y Ni2+) a través de cuatro de sus seis posiciones de coordinación (figura 1). La quinta y sexta posición están ocupadas por moléculas de agua. La forma del ATP biológicamente activa es, por lo general, el complejo con Mg2+.Figura 1. a) Estructura del trifosfato de adenosina (ATP), donde se muestran en color los átomos a través de los cuales se establece el enlace. b) Posible estructura del complejo metal-ATP; el metal, M, forma cuatro enlaces con el ATP, y dos enlaces con los ligandos H2O. 
Fuente: Daniel C. Harris: “Análisis químico cuantitativo” pag. 259
Quelatos: EDTA en agentes quelantes para metales
Los agentes complejantes simples, como el amoniaco, rara vez se usan como agentes titulantes porque en general es difícil lograr un punto final nítido correspondiente al complejo estequiométrico. Esto se debe a que las constantes de formación por etapas a menudo son cercanas entre sí y no son muy grandes, por lo que no se puede observar un solo complejo estequiométrico. Sin embargo, ciertos agentes complejantes que tienen dos o más grupos complejantes en su molécula sí forman complejos bien definidos y se pueden usar como agentes titulantes. Schwarzenbach demostró que se alcanza un notable aumento en la estabilidad si se usa un ligando bidentado (uno con dos grupos complejantes). Por ejemplo, si se reemplaza el amoniaco por etilendiamina, que es bidentada, NH2CH2CH2NH2(en), se alcanza un complejo altamente estable, Cu(en)2 2+. 
Si los hidrógenos de N se reemplazan con grupos de ácido acético sólo se requiere una sola etapa para complejamiento del cobre, haciendo que las titulaciones sean directas. Los agentes titulantes de utilidad más general son los ácidos aminocarboxílicos, en los que el nitrógeno y los grupos carboxilato sirven como ligandos. Los nitrógenos amino son más básicos y son protonados (—NH3+) más fuertemente que los grupos carboxilato.
Cuando estos grupos se unen a átomos metálicos, pierden sus protones. Los complejos metálicos que se forman con estos agentes complejantes multidentados con frecuencia son 1:1, sin importar la carga en el ion metálico, porque hay suficientes grupos complejantes sobre una molécula para satisfacer los sitios de coordinación del ion metálico. Un agente orgánico que tenga dos o más grupos capaces de complejamiento con un ion metálico se llama agente quelante. El complejo formado se llama quelato. El agente quelante se denomina ligando. La titulación con el agente quelante se llama titulación quelométrica, un tipo de titulación complejométrica.
El agente quelante más ampliamente usado en titulación es el ácido etilendiaminotetraacético (EDTA). La fórmula del EDTA es
Cada uno de los dos nitrógenos y cada uno de los cuatro grupos carboxilo contiene un par de electrones no compartidos capaces de complejamiento con un ion metálico. Así, el EDTA contiene seis grupos complejantes, y estará representado por el símbolo H4Y. Es un ácido tetraprótico, y los hidrógenos en el H4Y se refieren a los cuatro hidrógenos ionizables.Es el ligando no protonado Y4- el que forma complejos con iones metálicos; esto es, los protones son desplazados por el ion metálico dentro del proceso de complejamiento.
El efecto quelato:
Los agentes quelantes multidentados forman complejos más fuertes con iones metálicos que los que forman ligandos similares bidentados o monodentados. Este es el resultado de efectos termodinámicos en la formación de complejos. Las reacciones químicas avanzan por disminución de la entalpía (liberación de calor, DH negativa), y por aumento en la entropía (aumento del desorden, DS). Un proceso químico es espontáneo cuando el cambio de energía libre, DG, es negativo, y DG = DH – T DS. El cambio de entalpía para ligandos con grupos similares a menudo es similar.
Por ejemplo, cuatro moléculas de amoniaco complejadas a Cu2+ y cuatro grupos amino de dos moléculas de etilendiamina complejadas a Cu2+ producirán casi la misma liberación de calor. Sin embargo, se crea más desorden o entropía debido a la disociación del complejo Cu(NH3 en el que se forman cinco especies distintas a la disociación del complejo Cu(H2NCH2CH2NH2, en el que se forman tres. Por tanto, DS es mayor para la primera disociación, creando una DG más negativa y una mayor tendencia a la disociación. Así, los complejos multidentados son más estables (tienen mayores valores Kf), debido en gran medida al efecto de la entropía.
 Esto se conoce como efecto quelato o efecto quelón. Es pronunciado para agentes quelantes como el EDTA, que tiene suficientes átomos ligandos para ocupar hasta seis sitios de coordinación en los iones metálicos.
Medio que favorece el uso de EDTA en determinaciones de Dureza del agua 
La extensión de la reacción está muy influida por el pH del medio, de forma que para cationes tetravalentes se favorece su formación en disoluciones cercanas a pH 1, cationes trivalevalentes en disoluciones ligeramente ácidas y para cationes divalentes en un medio básico. La detección del punto final de la valoración se consigue con el empleo del indicador negro de eriocromo T el cual posee un rango de viraje de color azul cuando se encuentra libre a rojo cuando forma el complejo metálico.
El pH del medio de reacción es un factor crítico para que la reacción entre el EDTA y el ión metálico sea completa, razón por la cual en la determinación de la Dureza Total se debe ajustar en pH 10,1 con el empleo de una solución amortiguadora o buffer. La acidez del medio a este pH solo permite formar un complejo estable entre el EDTA y los iones Ca+2 y Mg+2. Además, para ese pH, en una curva típica de valoración de calcio, en la cercanía del punto final el punto de inflexión es muy amplio, de 4,0 a 4,5 unidades logarítmicas lo que minimiza el error de titulación. El control de pH en la disolución se logra con el empleo de una solución amortiguadora compuesta de amoníaco y el ion amonio (buffer amoníaco/amonio) que tiene un rango de regulación de entre pH 8,2 y 10,2; además con su uso se asegura que el Mg+2 permanezca en solución formando el complejo amino y no precipite como Mg(OH)2.
PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL 
Estandarización del EDTA.
Dureza total
Dureza cálcica
CÁLCULOS 
Estandarización del EDTA 0,01M.
Preparación de la solución patrón 
CaCO3 + 2 HNH2SO3 + Ca(NH2SO3)2 + CO2 + H2O
W de CaCO3 = 0,15 g
P.E de CaCO3 = 50,04 g/eq
N del HNH2SO3 = 0,2376 N
La solución total se llevó hasta 100 mL 
Se hizo 2 estandarizaciones con 10 mL de solución patrón cada uno 
 
 
Para hallar el factor de corrección se tomó promedio de ambas molaridades que es 0,00631081 
Se halló el títer tomando el promedio de ambos volúmenes que es 23,75 mL; con 10 mL de solución patrón que contiene 
Títer de EDTA es 
Determinación de la Dureza total
pH =10 
Titer de EDTA = 
Determinación de dureza cálcica 
pH =12,2 
Titer de EDTA = 
Expresado en ppm de Ca+2
Determinación de dureza magnésica 
Se determina por la resta de los volúmenes gastados de la dureza total y la dureza cálcica 
Expresado en ppm de Ca+2
DISCUSIÓN DE RESULTADOS 
En la preparación de la solución patrón se pesó 0,15 g de CaCO3 en un vaso de 250 mL y se calculó el volumen teórico de ácido sulfámico que fue de 12,62 mL para preparar la solución, el volumen experimental que se agregó fue de 15 mL y se llevó a calentamiento para completar la disolución, pasado un tiempo se observó que hubo una disolución parcial, por ende, se añadió 15 mL más de ácido sulfámico 0,2376N y se llevó a hervir para eliminar CO2. Esto indica que del ácido sulfámico su concentración real es menor que la concentración nominal que se encuentra en el frasco, uno de los factores se debe a, que la valoración del ácido fue con un patrón como Na2CO3 que no ha sido purificado y tiene un mayor error al valorar. La solución preparada anteriormente se neutralizó con una solución de NaOH 0,06 N en presencia de rojo de metilo, se observó que la solución no se neutralizó, por ello se agregó soda comercial en pequeña cantidad. Una vez que se neutralizó la solución se llevó a una fiola y se enrasó hasta 100 mL con agua destilada. Se tomó una alícuota de 10 mL de la solución patrón que contiene 0,015 g de CaCO3 el cual se agrega como indicador el NET para la estandarización. En la primera estandarización del EDTA se agregaron 2 volúmenes de 4 mL de solución buffer a causa de un retroceso en el color cerca al punto final, siendo el volumen gastado de EDTA 24 mL y en la segunda estandarización se agregó 12 mL de solución buffer, siendo el volumen gastado 23,5 mL, la diferencia se en que si no se agrega suficiente cantidad del buffer, no basta con estar con el pH adecuado sino, también estar con la capacidad amortiguadora necesaria para todos los iones hidrógenos que se van a formar por el complejo. También se debe a que el indicador es sensible al cambio de pH, por ende, son afectados por la acidez. Se tomó el promedio de ambos volúmenes gastados para hallar el títer de la solución siendo el títer practico o concentración práctica 0,0063 que es menor que al valor sugerido de 0.01M. 
Para hallar la dureza total en un volumen de 50 mL de muestra (agua potable), se tituló con EDTA, con 4 mL de amortiguador de pH 10 a diferencia de la estandarización se agregó menor volumen porque en la estandarización se consumirá menos EDTA, por ende, se generará menos iones H+ que deben ser consumidos por la solución amortiguadora para mantener el pH, se hizo un gasto de EDTA 12,6 mL resultando la dureza total de la muestra 159 ppm expresada como CaCO3
En la dureza cálcica del agua, se tomó un volumen de 50 mL de la muestra, se determinó por el mismo método complexométrico, pero con indicador murexida que es adecuada para determinar los iones Ca+2 y se trabaja en un medio alcalino de pH 12,2 para precipitar a los iones Mg+2 como Mg(OH)2, para llegar a ese medio se agregó una solución de NaOH que es básica. Se gastó 4,7 mL de EDTA en la titulación, y haciendo los cálculos se obtuvo la dureza cálcica 59 ppm expresada como CaCO3. En la determinación de la dureza magnésica, se hizo por la resta de volúmenes gastados en la dureza total menos la dureza cálcica obteniendo la dureza magnésica 100 ppm expresada como CaCO3.
CONCLUSIONES 
Se concluyó que la solución amortiguadora permitió una visualización rápida y definida del punto final durante la ejecución de la determinación volumétrica, que el empleo de la solución amortiguadora diferente a la de la solución amortiguadora de amonio para la cuantificación de dureza total en agua es una alternativa. Los valores calculados de la dureza total permiten caracterizar la muestra de agua como duras en términos de dureza, debido a que el valor de dureza total se encuentra dentro del rango comprendido entre 151 y 300 ppm de CaCO3.