Dureza Y Alcalinidad w2ff

DUREZA Y ALCALINIDAD

DUREZA Y ALCALINIDAD INFORME DE LABORATORIO CANTORAL ANTON, ANALI CHOQUE GARCIA, MIRIAM GALVAN ZARATE, KATHERINE YATACO GARCÍA, ANGELO NAVARRETE CABRERA, STEFANO

OBJETIVOS 

Determinación de la dureza del agua por el método complexométrico.



Determinación del contenido de calcio y magnesio de una muestra de agua.



Ddeterminar la alcalinidad

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MARCO TEORICO DUREZA La dureza representa una medida de la cantidad de metales alcalinotérreos en el agua, fundamentalmente Calcio (Ca) y Magnesio (Mg) provenientes de la disolución de rocas y minerales que será tanto mayor cuanto más elevada sea la acidez del agua. Es una medida, por tanto, del estado de mineralización del agua. La dureza está relacionada con el pH y la alcalinidad; depende de ambos. La dureza, debida a la presencia de sales disueltas de calcio y magnesio, y en menor proporción por el hierro, el aluminio y otros metales, mide la capacidad de un agua para producir incrustaciones por formación de precipitados insolubles de carbonatos e hidróxidos. Afecta tanto a las aguas domésticas como a las industriales, siendo la principal fuente de depósitos e incrustaciones en calderas, intercambiadores de calor, tuberías, etc. Por el contrario, las aguas muy blandas son agresivas y pueden no ser indicadas para el consumo. Existen distintas formas de dureza:  Dureza total o título hidrotimétrico, TH. Mide el contenido total de iones Ca++ y Mg++. Se puede distinguir entre la dureza del calcio, THCa, y la dureza de magnesio, THMg.  Dureza permanente o no carbonatada. Mide el contenido en iones Ca++ y Mg+ + después de someter el agua a ebullición durante media hora, filtración y recuperación del volumen inicial con agua destilada. El método es de poca exactitud y depende de las condiciones de ebullición.  Dureza temporal o carbonatada. Mide la dureza asociada a iones CO3H-, eliminable por ebullición, y es la diferencia entre la dureza total y la permanente. Si la dureza es inferior a la alcalinidad, toda la dureza es carbonatada, pero si la dureza es superior a la alcalinidad hay una parte de dureza no carbonatada, asociada a otros aniones. La dureza de carbonato es igual al valor m si TH>m, e igual a TH si TH<m. La dureza no carbonatada sólo existe en el primer caso y es igual a TH – m. La dureza se puede expresar como meq/l, en ppm de CO3Ca, o en grados hidrométricos de los cuales el más común es el francés (1 grado francés = 0,2 miliequivalentes = 10 ppm de CO3Ca). Las aguas con menos de 50 ppm en CO3Ca se llaman blandas, hasta 100 ligeramente duras, hasta 200 moderadamente duras, y a partir de 200 ppm muy duras. Es frecuente encontrar aguas con menos de 300 ppm como CO3Ca, pero pueden llegar a 1.000 ppm e incluso hasta 2.000 ppm. La medición puede hacerse por análisis total o por complexometría con ácido etilendiaminotetraacético (EDTA). Existe una forma sencilla y aproximada que utiliza agua jabonosa por el gran consumo de jabón de las aguas duras. Las normas de calidad no establecen un límite específico para la dureza en el agua para consumo humano. Aún no se ha definido si la dureza tiene efectos adversos sobre la salud.

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Para disminuir la dureza las aguas pueden someterse a tratamiento de ablandamiento o desmineralización. En las calderas y circuitos de refrigeración se usan complementariamente tratamientos internos. La estabilidad de las aguas duras y alcalinas se determina mediante índices específicos, como se verá al final del apartado. ELIMINACIÓN DE LA DUREZA Un proceso para la eliminación de la dureza del agua, es la des ionizaciónde esta mediante resinas des ionizantes. La dureza se puede determinar fácilmente mediante reactivos. La dureza también se puede percibir por el sabor del agua. Es conveniente saber si el agua es agua dura, ya que la dureza puede provocar depósitos de carbonatosen conducciones de lavadoras, calentadores, y calderaso en las planchas. Si ya se han formado hay productos anti cal, aunque un método muy válido para diluir los carbonatos es aplicar un ácido débil (acético, cítrico etc.) en los depósitos.

MÉTODO DEL JABÓN Es el método que se utiliza para determinar la dureza del agua, mediante la filtración de solución del jabón preparado al 80 % de alcohol. Observándose el grado de dilución de las diferentes muestras de aguas. Este método consiste en titular el agua con un a solución de jabón de concentración conocida, el indicador es la propia espuma de jabón que solo se forma cuando toda la dureza se ha consumido (o sea después que el jabón de sodio se ha combinado con los iones Ca y Mg formando jabones insolubles) con un volumen de solución de jabón que se lee en una bureta. 2JNa + Ca+2 J2Ca + 2Na+ Procedimiento: 1) pipetear 20 ml de una muestra dentro un erlermeyer 2) adicionar la solución estándar una porción pequeña de 0,5 ml agitando rigorosamente 3) al acercarse al punto final la cantidad añadida será reducida a 0,1ml 4) después que se aya producido una espuma permanente por espacio de no menos de 5 minutos apuntar el numero de ml de solución usada.

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5) continuar agregando cantidades pequeñas de solución de jabón. Si la espuma desaparece a través del primer punto final obtenido entonces estuvo falseado.por la presencia de sales de magnesio Los ml de solución usado para obtener este pinto final falso puede ser usado para el cálculo aproximado de la dureza de magnesio por sustitución en la formula respectiva 6) Continuar agregando la solución de jabón asta que el punto final verdadero sea alcanzado y apuntar los ml usados Si la cantidad de de la solución de jabón usado es mas grande que alrededor que 14ml ,repetir la prueba usando una pequeña muestra diluida a 50 ml, con agua condensada recién hervida y fría. Cálculos La dureza puede ser obtenida usando las siguiente formula 100x (ml de sol de jabón –ml del factor espuma)/ml muestra a utilizar = ppm de dureza total CACO3 PREPARACIÓN DE SOLUCIÓN ESTÁNDAR DE JABÓN a) para preparar una solución stock de jabón se mezcla de 80 a 100gr de jabón puro de castilla en polvo o el obtenido por raspadura de jabón puro en castilla en barra Con 1 litro de sol de alcohol al 80% dejar reposar y decantar esta sol así preparada será de 7 a 10 veces mas fuerte que una sol estándar b) prepare una sol estándar de calcio disolviendo exactamente 0,05 gr de CACO 3 en alrededor de 5ml HCL 1(ac) a 3 (agua) adicionar 40ml de agua condensada hervida fría y fresca y adicionar NH 4OH hasta una sol ligeramente alcalina al tornasol, completar a 500ml con agua condensada hervida fría y fresca entonces se obtiene 1ml 1ml = 1 mgr de CaCO3(dureza =1000ppm) c) determinar el factor espuma adicionando la sol stock de jabón, gotas agota Desde una bureta a una porción de 50 ml de agua condensada fría fresca contenida en un erlermeyer y agitando cada ves que se adiciona, cuando se ha añadido suficientemente la sol de jabón, para producir una espuma que debe permanecer 5 min en la superficie. El numero de ml de la sol añadida es el factor espuma F E

d) pipetear 25 ml de una sol estándar de calcio dentro un erlermeyer luego adicionar 25ml de agua condensada hervida fría y fresca y titular con una sol stock de jabón hasta obtener una espuma permanente ya este consumido se le agrega la letra K. e) hacer una sol estándar de jabón tal que 1ml sea 1mgr de CaCO3, el consumo de sol stock de jabón necesario para hacer 1 litro de sol estándar de jabón ,obtenido mediante la siguiente ecuación: (K –FE)*40 ml =ml de sol stock necesaria Luego diluir esta solución a 1 litro con alcohol al 80 %

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f)

para determinar el factor de espuma .para la sol estándar obtenida proceder de la misma manera a partir (c) que para la sol stock de jabón

Solución stock de jabón Factor espuma Sol. estable de jabón Vg= 0.3ml Agua destilada 50 ml Hasta que el factor espuma permanezca por 5 min

Factor K Sol estable de jabon Vg=3,8 25 ml agua carbonatada 25ml de agua destilada (K –FE)*40ml=144ml Usamos para alcohol en un litro

preparar

solución stock de jabón al 80% De

Hallando el nuevo factor espuma Solución stock de jabón Vg=1,2ml Agua destilada FE = 1,2 Determinación de la dureza en las muestras Agua de pozo

Solución stock de jabón Vg=23,7ml Agua de pozo 50 ml Ecuación: ppmCaCO3= 100x (Vg - FE) Agua de rio

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Solución stock de jabón Vg= 14,2ml Agua de rio 50 ml Ecuación: ppmCaCO3= 100x (Vg - FE) Agua potable Solución stock de jabón Vg=

15,35ml Agua de caño 50 ml Ecuación: ppmCaCO3= 100x (Vg FE) Agua de mar

Solución stock de jabón Vg= 17 ml Agua de mar 1 ml 100*(17 – 1,2)/1 = 1580 ppm AGUAS

UTILIZADOS (ml) DUREZA EN ppm

POTABLE 50 POZO RIO MAR

50 50 1

177.778 200 348 1580

 En este método no se debe de usar ningún indicador puesto que la propia espuma de jabón actúa como tal.  Es importante hallar el factor de espuma para obtener un resultado adecuado de dureza.

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 El método de jabón es el más usado para determinar las durezas de diferentes tipos de aguas.  Como también pudimos darnos cuenta el agua potable se obtuvo una menor cantidad de CaCO3 con relación alas demás muestras analizadas como debía de se el agua de mar es el mas dura debido a su gran contenido de CaCO3 .  Observando los resultados obtenidos en esta practica podemos concluir que el agua de chorro utilizada posee una cantidad muy pequeña de impurezas, esto se ve reflejado en los valores obtenidos de dureza los cuales, según la tabla de interpretación, no están en los niveles aptos para el consumo humano, es decir que posee cantidades altas de CaCO3 , el cual es el indicativo principal de la dureza del agua.

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ALCALINIDAD: Definimos alcalinidad como la capacidad del agua para neutralizar ácidos o aceptar protones. Esta representa la suma de las bases que pueden ser tituladas en una muestra de agua. Dado que la alcalinidad de aguas superficiales está determinada generalmente por el contenido de carbonatos, bicarbonatos e hidróxidos, ésta se toma como un indicador de dichas especies iónicas. No obstante, algunas sales de ácidos débiles como boratos, silicatos, nitratos y fosfatos pueden también contribuir a la alcalinidad de estar también presentes. Estos iones negativos en solución están comúnmente asociados o pareados con iones positivos de calcio, magnesio, potasio, sodio y otros cationes. El bicarbonato constituye la forma química de mayor contribución a la alcalinidad. Dicha especie iónica y el hidróxido son particularmente importantes cuando hay gran actividad fotosintética de algas o cuando hay descargas industriales en un cuerpo de agua. La alcalinidad, no sólo representa el principal sistema amortiguador del agua dulce, sino que también desempeña un rol principal en la productividad de cuerpos de agua naturales, sirviendo como una fuente de reserva para la fotosíntesis. Históricamente, la alcalinidad ha sido utilizada como un indicador de la productividad de lagos, donde niveles de alcalinidad altos indicarían una productividad alta y viceversa (Tabla 1). Dicha correlación se debe en parte a que la disponibilidad del carbono es mayor en lagos alcalinos y también al hecho de que las rocas sedimentarias que contienen carbonatos, a menudo contienen también concentraciones relativamente altas de nitrógeno y fósforo(en comparación con el granito, otras rocas ígneas y regiones donde el lecho rocoso ha sido desgastado y lavado, los cuales generalmente contienen bajas concentraciones de estos dos nutrientes limitantes y del CaCO3). Rangos de alcalinidad.

El sistema de alcalinidad tiene interacciones importantes con los procesos de fotosíntesis y respiración celular. Veamos en primer término las reacciones de equilibrio que describen la interacción de CO2 y H2O. Equilibrio que describen la interacción de CO2 y H2O.

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Dado que la concentración de ácido carbónico (H2CO3) es generalmente baja, las primeras dos ecuaciones se combinan para formar el equilibrio descrito en la ecuación (3). Determinando los valores de las constantes de disociación K1 y K2 (las cuales varían con la temperatura y el pH), podemos calcular las concentraciones relativas de los componentes de estas ecuaciones de equilibrio. La figura 2 y la tabla 2 ilustran cómo el por ciento de composición de dichos componentes varía con el pH. Efecto del pH en el por ciento de composición de especies de bióxido de carbono en agua.

Efecto del pH en las proporciones de especies iónicas de bióxido de carbono en agua.

Es evidente que las proporciones de las especies iónicas de bióxido de carbono son alteradas significativamente por cambios en pH. A un pH < 6, CO2 es la especie dominante. A valores de pH entre 7 y 9, HCO3- predomina, mientras que CO32comienza a aumentar su concentración significativamente a valores de pH > 9. El sistema de alcalinidad tiene interacciones importantes con los procesos de fotosíntesis y respiración. Dichas interacciones se ilustran en la figura 3 donde aparecen combinadas la primera y segunda disociaciones de ácido carbónico. Efecto de procesos metabólicos en la alcalinidad.

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Durante el proceso de fotosíntesis se consume CO2 desplazándose el equilibrio descrito en la figura 3 hacia la derecha, causando a su vez que el pH aumente. El aumento en PH se debe a que la baja en concentración de CO2 libre ocasiona a su vez una disminución en la concentración del ión hidronio (H+) y por ende un aumento en pH. Dicho efecto lo podemos apreciar al analizar las reacciones de equilibrio que describen la interacción de CO2 y H2O (Figura 1: ecuaciones 1 - 3). Si las concentraciones de CO2 libres disminuyen, entonces disminuyen también las concentraciones de H+ como lo establece la ecuación #3 y la constante de disociación K1. En adición, si el equilibrio se desplaza hacia la derecha durante periodos intensos de fotosíntesis, entonces la concentración de carbonatos debe aumentar causando que la concentración de H+ disminuya de acuerdo con la ecuación #4 (Figura 1) y la constante de disociación K2. Según el CO2 es incorporado a fotosintetatos, su concentración en agua puede ser restituida por difusión molecular de CO2 atmosférico al agua o puede ser repuesto por el sistema de alcalinidad a través de la disociación de bicarbonato (ecuación #1). En aguas con alta productividad, el proceso fotosintético puede agotar los niveles de CO2 libre, a tal punto que el crecimiento de plantas acuáticas se ve limitado y el pH puede alcanzar valores mayores de 9 ó 10. Por otro lado, los procesos de respiración aerobia y anaerobia generan CO2, el cual, dependiendo de su concentración, puede desplazar el equilibrio descrito en la ecuación #1 hacia la izquierda, causando que el pH disminuya. La actividad fotosintética puede redundar en la precipitación de carbonato de calcio (CaCO3), si la concentración de carbonato aumenta lo suficiente como para exceder la constante de solubilidad de carbonato de calcio (Ksp a 25°C = 10-8.35). Esa es una situación muy común en lagos de alta productividad con una alta alcalinidad, donde se puede observar una cubierta blancuzca sobre la superficie de estructuras vegetales y sobre el sedimento. Cuando la actividad del proceso de respiración excede la actividad fotosintética (se produce CO2 por respiración aerobia y anaerobia) disminuye la concentración de carbonato a tal punto que los depósitos de carbonato de calcio se disuelven en el agua. El CaCO3 pueder ser producido también por procesos abióticos en lagos que reciben afluentes de manantiales con una alcalinidad alta, supersaturados con CO2. Una vez el afluente entra al lago, el CO2 se libera a la atmósfera (ecuación #1). El equilibrio se desplaza hacia la derecha, aumentando así la concentración de carbonato, a tal punto que excede el Ksp de CaCO3 y se precipita. Dichos lagos se caracterizan por

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presentar gránulos blancos finos suspendidos en la columna de agua, los cuales pueden causar turbidez en el agua. Origen de carbonatos y bicarbonatos en agua dulce: Los carbonatos y bicarbonatos presentes en cuerpos naturales de agua dulce se originan generalmente del desgaste y disolución de rocas en la cuenca que contienen carbonatos tales como la piedra caliza. A pesar de que la piedra caliza no es muy soluble en agua pura, su disolución es promovida por la presencia de CO2 disuelto en el agua (CO2 atmosférico o CO2 generado en sedimentos ricos en materia orgánica). El CO2 reacciona con el agua para generar pequeñas cantidades de ácido carbónico, el cual disuelve entonces las rocas de carbonato en la cuenca, lo que a su vez contribuye a la alcalinidad del agua (Figuras 4 y 5).

Origen de bicarbonato y carbonato en agua dulce.

Lagos ubicados en regiones donde abunda la roca caliza presentan una alcalinidad alta, al igual que una capacidad amortiguadora alta. En regiones donde el lecho rocoso está compuesto mayormente de granito y otras rocas ígneas pobres en carbonatos, generalmente encontramos lagos y corrientes con una alcalinidad baja y una pobre capacidad amortiguadora. Dichos cuerpos de agua son a menudo más susceptibles al impacto de la lluvia ácida. Otras zonas donde encontramos lagos y corrientes con baja alcalinidad son áreas que reciben una precipitación abundante. En dichas áreas la mayoría de los carbonatos expuestos y disponibles se han disuelto y han sido lavados a lo largo del tiempo. Origen de carbonatos y bicarbonatos en agua de mar: El CO2 atmosférico se difunde al agua de mar, combinándose químicamente con el agua para producir el ión de bicarbonato y un ión de hidronio, tal y como ocurre en agua dulce. El bicarbonato se disocia para producir carbonato e hidronio. El carbonato se combina con calcio para producir carbonato de calcio. Este último se puede precipitar depositándose en el lecho marino, removiendo así CO2 del agua de mar. Sí el pH del agua de mar baja significativamente, dichas reacciones pueden revertir hacia la formación de CO2.

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Origen

de

bicarbonato

y

carbonato

en

el

ambiente

marino.

El efecto del pH sobre el por ciento de composición de las especies de carbono que integran el sistema de alcalinidad, es básicamente el mismo para agua dulce y para agua salada. No obstante, se observa una diferencia pequeña, aunque consistente, entre el patrón de curvas para agua dulce y el de agua salada. Observamos que el por ciento de composición de bicarbonato o carbonato, a un pH dado, es mayor en el agua salada que en agua dulce. El grado de disolución de un ión en una solución donde hay iones comunes a éste es menor al que se observa en agua pura (efecto del ión común). En este caso, el grado de disolución de un ión que no es común (bicarbonato) a los presentes en la solución (agua de mar), es mayor al que se observa en agua pura (efecto salino o efecto del ión no-común) (Petrucci, 1989). La explicación para este fenómeno es que según aumenta la concentración iónica total de una solución, las atracciones interiónicas cobran mayor importancia, promoviendo éstas la solubilidad de sales no comunes en la solución. Perfil

típico

de

pH

en

cuerpos

de

agua

dulce

y

agua

salada.

Aplicación: En adición a servir como un indicador de la productividad de cuerpos de agua naturales, el valor de alcalinidad es utilizado en la interpretación y control del tratamiento de aguas claras y aguas usadas. Aguas usadas crudas de origen doméstico tienen una alcalinidad menor de o ligeramente mayor que el suministro de agua potable.

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El sobrenadante de digestores anaerobios que funcionan adecuadamente presentan valores de alcalinidad en el rango de 2000 a 4000 mg de carbonato de calcio (CaCO3)/L. Por otro lado, valores de alcalinidad en exceso sobre las concentraciones de metales alcalino-terreos (Be, Mg. Ca, Sr. Ba y Ra) son importantes para determinar si un abasto o fuente de agua puede ser utilizado para irrigación de suelos. Conceptos teóricos de la metodología utilizada para medir alcalinidad: La alcalinidad se expresa como alcalinidad de fenoftaleína o alcalinidad total. Ambas formas se determinan por titulación con ácido sulfúrico. Un cambio de color por un indicador da el punto final. También se puede detectar con un metro de pH. La titulación se hace en dos fases: alcalinidad de fenoftaleína (titulamos la muestra hasta un pH de 8.3) y alcalinidad total (titulamos la muestra hasta un pH de 4.5 utilizando anaranjado de metilo, bromocresol verde o una mezcla de bromocresol verde y rojo metilo como indicador). Titulación de agua para determinar alcalinidad de fenolftaleína y alcalinidad total.





Según añadimos ácido, se produce un caída gradual en el pH hasta llegar a 8.5. A partir de ese punto se observa un caída rápida en el pH con una inflección pobremente definida alrededor del punto de equivalencia de 8.3. En este punto la mayor parte del CO32- se ha convertido a HCO3- y el color de la fenolftaleína cambia de rosado a incoloro. Con la adición de más ácido se produce una disminución gradual del pH, hasta que llegamos a otro punto de inflección alrededor del pH 4.5. Este punto corresponde a la conversión de la mayor parte del HCO3- a H2CO3 y CO2. Aquí el color del indicador anaranjado de metilo cambia de amarillo a rosa salmón.

Los resultados obtenidos de las determinaciones de alcalinidad de fenolftaleína y alcalinidad total proveen un método para la clasificación estequiométrica de las tres principales formas de alcalinidad presentes en aguas superficiales (bicarbonato, carbonato e hidróxido), asumiendo la ausencia de ácidos débiles inorgánicos u orgánicos (ej. silicio, fosfórico y bórico). Dicha clasificación también presupone la incompatibilidad entre la alcalinidad de hidróxidos y la alcalinidad de bicarbonato. Dado que los cálculos están basados en una relación estequiométrica, los resultados de alcalinidad no representan concentraciones reales de iones, particularmente cuando el pH es mayor de 10 (pH > 10). El esquema de clasificación establece que:

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i.

La alcalinidad de carbonato (CO32-) está presente cuando la alcalinidad de fenolftaleína no es cero, pero es menor que la alcalinidad total [T > P 0].

ii.

La alcalinidad de hidróxidos (OH-) está presente si la alcalinidad de fenolftaleína es mayor que la mitad de la alcalinidad total [P > 1/2 T].

La alcalinidad de bicarbonato (HCO3-) esta presente si la alcalinidad de fenolftaleína es menor de la mitad de la alcalinidad total [P < 1/2 T]. Estas relaciones pueden ser calculadas utilizando el siguiente esquema: iii.

Dado que: P = alcalinidad de fenolftaleína T = alcalinidad total a. Seleccione el valor más pequeño entre (P) y (T - P). Entonces la alcalinidad de carbonato (CO32- ) será igual a dos veces el valor más pequeño. b. Cuando el valor más pequeño es P, el balance (T - 2P) es bicarbonato. c. Cuando el valor más pequeño es (T - P), el balance (2P - T) es hidróxido. Todos los resultados se expresan como CaCO3 (mg/L). La conversión matemática de los resultados se ilustra en la Tabla 3. Relaciones de alcalinidad.

P = alcalinidad de fenolftaleína (mg/L) CaCO3 T = alcalinidad total (mg/L CaCO3 Los cálculos descritos en la Tabla 2 están basados en las siguientes premisas: 

La fenolftaleína presenta un color rosado sólo si OH- y/o CO32- están presentes.



El rojo-anaranjado presenta un color amarillo sólo si HCO3- está presente.

  

Durante la titulación con el ácido, cualquier CO32- presente se convierte primero a HCO3. La alcalinidad de fenolftaleína mide todo el hidróxido presente y la mitad (1/2) de la alcalinidad producida por carbonato (CO32-). La alcalinidad de rojo-metilo mide la alcalinidad de bicarbonato inicial y la mitad del carbonato, de estar éste presente.

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PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL Determinación de la Dureza (Método Complexo métrico) Materiales

Pipeta de 25 ml

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Bureta

Soporte Universal

Matraz Erlenmeyer

REACTIVOS: 1. Solución amortiguadora Pesar 16.9 gr de cloruro de amonio (NH4Cl) y diluir en 143 ml de Hidroxido de Amonio concentrado. Se pesa 64.4 mg de cloruro de magnesio (Hg Cl2 6H2O) y 1.179 de sal sódica de EDTA y se disuelve en 50 ml de H2OD. Mezclar bien las soluciones y diluir a 250 ml con agua destilada en una fiola (guardar de forma hermética).

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2. Solución Indicadora Disolver 4.5 gr de crohidratro de hidrocilamina con 0.5 gr de colorante negro de ericromo T. se disuelve la mezcla en 100 ml de alcohol etílico de 95% o usar pastillas indicadoras.

3. Solución Titulante de EDTA 0.01 M Disolver 3.723 gr de sal sódica de EDTA con agua destilada y llevar a una fiola atorada de 1 L

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PROCEDIMIENTO a) Medir 25 ml de muestra con una pipeta y verterla en un Erlenmeyer de 250 ml

b) Añadir 1 a 2 cm3 de solución amortiguadora de amoniaco, agite, agregar una pastilla indicadora, agitar hasta que la muestra tome un color uniforme.

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c) Titular inmediatamente después de que se agregado el indicador (pastilla indicadora) con la solución valorada de EDTA, hasta que desaparezca el color inicial y se torne color verde, las ultimas gotas agregar con un intervalo de 5 segundos.

Luego se mide el gasto 



La presencia de sales sódicas y magnésicas, principalmente bicarbonato, carbonatos, sulfatos y cloruros, se hacía antes por el método de la espuma de jabón, aun ahora se utiliza en algunos casos, pero su inexactitud acorde con los tiempos se ha colocado en segundo plano. CRITERIOS TEORICOS

Se titula la muestra de un agente secuestrante como el EDTA en presencia de un tinte orgánico sensible a los iconos de calcio y magnesio. Se usa una sal sódica de EDTA

Ppm Dureza Total como CaCO3

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DETERMINACION DE LA ALCALINIDAD La alcalinidad es uno de los factores más importantes en el tratamiento de aguas los controles que se efectúan son básicas. METODO POR TITULACION DIRECTA Determinación parcial y total de una muestra por titulación con una solución de ácido sulfúrico 0.1N. EQUIPO NECESARIO

  

1 bureta automático de 25ml.

1 probeta de 50cc. 1 matriz de vidrio de 259cc

REACTIVOS 

H2SO4 0.1N Indicadores fenolftaleína

 

Indicador metil naranja



Indicador metil purpura

PROCEDIMIENTO ALCALINIDAD PARCIAL (A.P.)

1) Medir 50cc de muestra y ponerlo en una matriz de vidrio.

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2) Agregar 2-3 gotas de indicador fenolftaleína, sino cambia de color quiere decir que la alcalinidad parcial es 0. Si hay cambio de color tome la bureta con ácido sulfúrico deje gotear la solución dentro del matriz hasta que el color grosella desaparezca, el número de ml gastado de ácido se considerara como alcalinidad “P”.

3) Agregar 4 gotas de metil naranja (prima un color amarillo) si la muestra quedo incolora repetir el paso (2) y la muestra tomara amarilla. Luego añadir ácido sulfúrico hasta que vire a rosa salmón.

Registre la factura final de ácido gastado como alcalinidad “M”

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NOTA: Si la muestra viene coloreada tal como en el caso de tratamiento con cromatos cambiar el metil naranja por indicadores metil purpura. El viraje será de verde a gris y luego a purpura. Alcalinidad “M” (mg/lt)=m.l* H2SO4gastado*0.1N*1000 Ml de muestra Si se dispone de un pH metro la titulación se hace directamente sin indicadores a pH=8.3 y pH=4.3.

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BIBLIOGRAFÍA  https://es.wikipedia.org/wiki/Dureza  https://es.wikipedia.org/wiki/Alcalinidad  www.uprm.edu/biology/profs/massol/manual/p2-alcalinidad.pdf  conceptodefinicion.de/dureza/

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INDICE Contenido OBJETIVOS...................................................................................................... 1 MARCO TEORICO............................................................................................ 2 DUREZA....................................................................................................... 2 ALCALINIDAD:.............................................................................................. 8 PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL ...................................................................................................................... 15 Determinación de la Dureza (Método Complexo métrico) .................................................................................................................. 15 REACTIVOS: ............................................................................................................... 16 PROCEDIMIENTO ............................................................................................................... 18 BIBLIOGRAFÍA ...................................................................................................................... 23 INDICE ...................................................................................................................... 24

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