Determinacion de calcio y dureza en agua
Enviado por alex801996 • 8 de Febrero de 2016 • Prácticas o problemas • 2.153 Palabras (9 Páginas) • 902 Visitas
UNIVERSIDAD POLITÉCNICA DE TLAXCALA[pic 2]
ANÁLISIS QUÍMICO CUANTITATIVO
LABORATORIO PESADO DEL PE. EN INGENIERÍA EN BIOTECNOLOGÍA
UPTLAX.
“Determinación de calcio y magnesio (dureza del agua)”
FACILITADOR
Docente: Lilia Sánchez M.
COLABORADORES:
Cortes López Víctor Hugo
Sandoval Sosa Favian Salvador
Pedraza Águila Tania
GRADO Y GRUPO:
3° “C”
FECHA DE ENTREGA:
05-AGOSTO-2015
OBJETIVO
• Comprobar la aplicación de una técnica volumétrica clásica sencilla para el control de calidad de muestras de agua.
• Evaluar el empleo del EDTA como reactivo valorante y la determinación del punto final visual con indicadores metalocrómicos.
• Determinar la dureza del agua como contenido de calcio y magnesio por valoración de formación de complejos.
• Verificar que la dureza del agua analizada se encuentra por debajo de los niveles permitidos en aguas potables.
INTRODUCCIÓN
Las aguas naturales contienen diversas sales, generalmente de calcio, magnesio, sodio y, en menor concentración, potasio. Los aniones que acompañan a estos cationes en las aguas principalmente son hidrogeno carbonatos (o bicarbonatos), sulfatos y cloruros, aunque en menores concentraciones se encuentren además nitratos, silicatos, etc. La composición de las aguas refleja la de las formaciones geológicas y minerales con los que han estado en contacto. Se denominan aguas duras las que, entre otras características, no producen fácilmente espuma con el jabón, necesitándose cantidades considerables del mismo, y producen costras en las superficies calientes con las que el agua entra en contacto (calderas, resistencias eléctricas para calentar agua…). Las aguas que no presentan estas características se denominan blandas. La dureza de las aguas es debida a la presencia de sales de cationes polivalentes. Esto quiere decir, principal y casi exclusivamente, sales de calcio y magnesio (aunque a veces contribuyen a la dureza pequeñas concentraciones de sales de otros cationes: Fe2+, Mn2+, Sr2+).
El contenido salino de las aguas potables es debido principalmente a las sales de calcio y magnesio y, por esta razón, las normativas legales especifican métodos oficiales para la determinación de las concentraciones de Ca(II), Mg(II) y de la suma de ambos (dureza del agua). Ambos iones se determinan mediante dos volumetrías de formación de complejos utilizando la sal disódica del ácido etilenodiaminotetraacético (Na2-EDTA) como agente complejante y un indicador metalocrómico para detectar el punto final. En medio alcalino, el EDTA forma complejos estables con ambos iones pero la constante de formación del complejo de Ca(II) es mayor que la del Mg(II). Los indicadores metalocrómicos a utilizar son la murexida para el calcio y el negro de eriocromo T (NET) para el magnesio. A pH entre 12 y 13, la murexida forma con el ion Ca(II) un complejo de color rosado, menos estable que el complejo Ca-EDTA, por lo que al añadir EDTA, en primer lugar se compleja el ion libre y después lo hace el calcio del complejo Camurexida y, cuando todo el calcio ha reaccionado, se produce el cambio de color de la disolución al color del indicador libre (violeta azulado en medio alcalino). Si a otra muestra de agua, llevada a pH 10, se añade NET, aparece un color rojo vinoso del complejo del Mg(II) con el indicador, el cual es menos estable que el complejo del mismo ion con el EDTA por lo que, al añadir el valorante, en primer lugar se compleja el Ca(II), a continuación el Mg(II) libre y, por último, se produce el desplazamiento del Mg del complejo con el indicador y la disolución cambia a un color azul celeste. La diferencia entre los volúmenes de valorante gastados en ambas volumetrías permite determinar la concentración de Mg(II). La normativa legal vigente en España exige expresar las concentraciones de calcio y magnesio en miligramos de cada ion contenidos por litro de agua (ppm) y la dureza del agua como la suma de las dos concentraciones anteriores expresadas en mg de CaCO3 contenidos en un litro de agua. La mayoría de los suministros de agua Análisis Químico Grado Bioquímica Curso 2011/12 2 potable tienen un promedio de 250 mg/L de dureza. Niveles superiores a 500 mg/L son indeseables para uso doméstico.
(Rodier, 1981)
DESARROLLO
Equipo necesario para el desarrollo de la práctica.
1 | Piseta | 1 | Pinzas para bureta |
1 | Balanza analítica | 2 | Vidrio de reloj |
4 | Matraz volumétrico de 10mL | 1 | Micropipeta |
1 | Potenciómetro | 1 | Espátulas |
2 | Matraz Erlenmeyer de 50mL | 1 | Gotero |
1 | Bureta de 50mL | 1 | Embudo de vidrio chico |
1 | Pipeta graduada de 10mL | 1 | Perilla |
1 | Pipeta graduada de 1mL | 1 | Parrilla de calentamiento |
4 | Vaso de precipitado de 100mL | ||
1 | Soporte universal |
Sustancias o insumos
NH4Cl | KMnO4 | ||
H2SO4 | Rojo de metilo | ||
NaHSO3 | HCl | ||
KCN | Carbonato de calcio | ||
Trietanolamina | Estándar EDTA 0.001M | ||
HNO3 | NH4OH | ||
NaOH | |||
Negro de eriocromo T |
METODOLOGÍA
CALCULOS:
[pic 3][pic 4][pic 5]
[pic 6][pic 7]
[pic 8]
[pic 9][pic 10][pic 11]
[pic 12][pic 13]
DETERMINACION DE DUREZA TOTAL.
[pic 14][pic 15][pic 16]
[pic 17][pic 18]
Acidificar Tomar 10mL calcio .002N agregar 40mL agua
la muestra(H2S04) 1mL buffer
[pic 19]
[pic 20][pic 21]
[pic 22]
Titular hasta vire, rojo-azul Agregar 1mL
Inhibidor y
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