UNIVERSIDAD NACIONAL DE SAN

AGUSTIN

FACULTAD DE INGENIERIA CIVIL

ESCUELA PROFESIONAL DE INGENIERIA

SANITARIA

EXPERIMENTO N°06: DUREZA

CURSO: ANÁLISIS DE AGUA Y

DESAGÜE

NOMBRE / CUI:

YANED COTRINA MIRAMIRA /

20111716

PROFESORA: JANET ZEGARRA

FECHA DE ENTREGA: 27/10/15

AREQUIPA -PERÚ

2015

RESUMEN

La determinación de la dureza del agua es útil como una medida analítica de la calidad del agua. La dureza es de particular interés en procesos industriales debido a que el calentamiento del agua dura causa la precipitación del carbonato cálcico, que luego obstruirá calderas y tuberías.

El objetivo principal de esta práctica fue determinar la dureza de una muestra de agua (del rio chili; se tomó 5 puntos distintos) mediante el método complejométrico, el cual envuelve el uso de compuestos como el negro de eriocromo T y murexide, los cuales pueden actuar como indicadores en virtud del cambio de coloración que son capaces de experimentar al combinarse con ciertos iones metálicos causantes de la dureza del agua, para formar complejos quelatos.

Nuestro objetivo general es determinar a partir del método de titulación, la dureza, en concentración equivalente de carbonato de calcio, de una muestra de agua.

INTRODUCCIÓN

En el mundo actual el agua, es una sustancia, destinada para infinitos fines, debido a que es económico, fácil de conseguir, no tóxico; por lo que es considerado como el solvente universal.

Industrialmente se emplea agua en los procesos de transferencia de calor, los cuales implican el uso de los intercambiadores de energía como los calentadores o calderas. Debido a esto, es de alta importancia conocer sus propiedades, una de estas es su dureza, ya que el agua tiene la peculiaridad de precipitar jabón y de formar sedimentos y costras debido a que se depositan las sales de calcio y magnesio como carbonatos formando en las paredes internas costras pétreas que puede dar lugar a sobrecalentamientos y hasta explosiones en las tuberías y en los equipos.

Por lo anterior las aguas que se consideran duras no pueden ser destinadas al uso industrial ya que origina la disminución de la eficiencia y la pérdida de vida útil del equipo originando pérdidas económicas. La dureza de las aguas naturales es producida sobre todo por las sales de calcio y magnesio, y en menor proporción por el hierro, el aluminio y otros metales. Desde el punto de vista higiénico, la dureza sólo tiene una importancia secundaria, ya que hasta ahora no se ha demostrado que el beber aguas duras afecte a la salud.

Por lo tanto el objetivo principal de la práctica es la determinación de la dureza total, cálcica y magnésica del agua empleando la técnica de titulación, el cual es rápido, eficiente y seguro; así como reconocer las sustancias que le imparten dureza al agua, como su origen, impacto y remoción, en el contexto de la definición de la calidad del agua según sea su tipo y uso al que se le destine. En este se utilizan sustancias indicadoras capaces de reaccionar con los iones metálicos responsables de la dureza del agua, formando con ellos complejos quelatos y cambiando de coloración.

Para cumplir con éxito los objetivos, se prepara 50 ml de la muestra de agua en un erlenmeyer (5 muestras) a los cuales se les agregan 1ml de solución tampón cada una, para garantizar un pH próximo a 10 , y se titula con una solución de EDTA 0,01 M utilizando como indicador negro de eriocromo T. El volumen empleado de solución EDTA en cada alícuota se anota, y posteriormente se calcula el volumen promedio de EDTA requerido para la titulación y la dureza total de la muestra de agua. Luego se prepara de nuevo 50 ml de la muestra de agua en un Erlenmeyer (5 muestras), los cuales se le agrega 1 ml de NaOH 1N a cada una y se procede a titular la solución con EDTA 0,01 M empleando como indicador murexide. Se registra cada uno de los volúmenes de EDTA empleado para la titulación de las muestras para calcular el volumen promedio de EDTA y la dureza cálcica de la muestra de agua. Restando la dureza total menos la dureza cálcica se obtiene la dureza magnésica de la muestra de agua.

MARCO TEORICO

La dureza del agua se puede definir como la concentración total de iones calcio y de iones magnesio (Ca2+ y Mg2+), los dos cationes divalentes más habituales en un agua natural; en realidad, podríamos definir la dureza como la suma de todos los cationes polivalentes, pero son con mucha diferencia calcio y magnesio los que tienen importancia en la dureza global de un agua. Así, podríamos escribir, simplemente:

Dureza (M) = [Ca2+] + [Mg2+]

Sin embargo, es muy frecuente que esta dureza se determine o se indique como masa de carbonato cálcico en miligramos por cada litro de disolución, es decir, mg CaCO3/L. ¿Significa esto que todo el calcio presente en un agua dura proviene de carbonato cálcico? No, solo que, por convenio, suele tratarse como si así fuera; es más, se considera como si todo el calcio estuviese en forma de carbonato cálcico y el magnesio también fuese carbonato cálcico. Así, existe otra fórmula que permite indicar la dureza en mg/L de CaCO3 conociendo las concentraciones en mg/L de Ca2+y de Mg2+, que es la siguiente:

Dureza (mg/L) CaCO3 = 2,50 [Ca2+] + 4,16 [Mg2+]

Una consecuencia de la dureza del agua se refleja de manera crítica en la industria en la formación de incrustaciones y sedimentos en unidades tales como calentadores y caldera, los cuales se ven sometidos a aumentos variables de temperatura. Los iones responsables de esta dureza son primordialmente el Ca++ y el Mg++ y las aguas que los contienen se denominan aguas duras. De acuerdo a la dureza podemos clasificarlas como:

Denominación ppm CaCO3

Muy suaves 0 a 15

Suaves 16 a 75

Medias 76 a 150

Duras 151 a 300

Muy duras Más de 300

La dureza a su vez puede ser clasificada en los siguientes términos:

Dureza total: Provenientes de las sales de calcio y magnesio presentes en el agua. Dureza cálcica: Provocada por la presencia del ión calcio (Ca++).

Dureza magnésica: provocada por la presencia de los iones magnesio (Mg++).

Dureza carbonática: La presenta bajo la forma de carbonatos y bicarbonatos.

Dureza permanente o no carbonática: la presente bajo la forma de cloruros, sulfatos y nitratos.

Efectos negativos del agua dura

La presencia de bicarbonatos en el agua hace que, cuando se calienta el agua dura, se formen precipitados de carbonato cálcico  que dan lugar a las llamadas costras calcáreas, según la reacción siguiente:

Ca2+ (aq) + 2HCO3– (aq) ↔ CaCO3(s) + CO2 (g) + H2O (l)     

Este carbonato cálcico lo conocemos muy a menudo como cal en el lenguaje coloquial (pensad, por ejemplo, en los productos de limpieza que prometen acabar con los restos de cal en lavabos o mamparas de ducha, aunque normalmente los mismos son consecuencia más bien de la reacción del calcio con el jabón). Pero no es solo un problema de limpieza, sino que si se produce el depósito sólido en entornos industriales, puede llevar a la ocurrencia de costosas averías en calderas, torres de enfriamiento y otros equipos. Estas costras calcáreas se pueden eliminar provocando la reacción química inversa a la anterior, es decir, que forme nuevamente calcio soluble y bicarbonato. Esto se puede lograr, por ejemplo, añadiendo un exceso de dióxido de carbono o un ácido débil, como ácido acético (vinagre) o ácido cítrico (zumo de limón). Muchos preparados de limpieza para eliminar la cal se basan, de hecho, en un pH ligeramente ácido.

Acumulación de carbonato cálcico en el interior de una tubería.

En el ámbito doméstico, el agua dura causa también efectos indeseables como la acumulación en calderas, cafeteras, conductos de agua y calentadores, y hace que sea necesario utilizar una mayor cantidad de jabón y de detergente, aunque el motivo sea distinto. En el caso de los jabones, que son carboxilatos de metales alcalinos procedentes de ácidos grasos, con largas cadenas carbonadas, el calcio reacciona directamente con el jabón formando grumos insolubles según la reacción genérica siguiente:

Ca2+ + 2RCO2 → Ca (RCO2)2(s)

Para el caso, por ejemplo, del estearato sódico, un componente frecuente en muchos jabones, tendríamos:

2 C17H35COO− (aq) + Ca2+ (aq) → (C17H35COO) 2Ca (s)

Lo que hace que se destruyan las propiedades surfactantes del jabón y su capacidad para formar espumas y puede causar, por ejemplo, que necesitemos mayor cantidad de champú o de gel para conseguir la misma espuma si vivimos en una región de agua dura.

Cómo eliminar la dureza del agua: Los Descalcificadores

Para eliminar la dureza del agua se puede recurrir a distintos métodos; el más básico es la eliminación de la dureza del agua por calentamiento.

La dureza de un agua solo se podrá eliminar por calentamiento si se trata de la denominada dureza temporal, es decir, si se encuentra en forma de bicarbonato cálcico. En ese caso, calentar el agua hace que se produzca la Reacción 1 y que precipite el carbonato cálcico, reduciendo la dureza global del agua. Si el calcio procede de otras sales, como cloruro cálcico (CaCl2) o sulfato cálcico (CaSO4) no se elimina por calentamiento y recibe el nombre de dureza permanente.

El calentamiento, sin embargo, no es práctico ya que es, precisamente, el que hace que la cal se acumule en conductos y calentadores de agua (hemos dicho ya que el agua caliente hace que precipite la cal en ellos formando costras calcáreas) y, además, calentar el agua una vez que ya ha pasado a través de estos conductos ni nos es útil ni es viable en un uso doméstico. Por ello, cuando lo que se quiere es que el agua que sale de nuestros grifos o la que va a nuestro calentador tenga una dureza inferior a la que viene del suministro externo, es necesario utilizar otros métodos de descalcificación.

Descalcificación por adición de productos químicos

La dureza se puede eliminar mediante el uso de reacciones químicas, como la adición de carbonatos de un metal alcalino (sodio o potasio) o cal (hidróxido de calcio) que provocan la precipitación del calcio como carbonato cálcico y del magnesio como hidróxido, o también la adición de hidróxido de calcio, que produce la siguiente reacción:

Ca2+ + 2HCO3– + Ca (OH)2 → 2CaCO3(s) + 2H2O

Mientras que, en dureza permanente, sin bicarbonato en el medio, se puede utilizar carbonato sódico, que aporta carbonato adicional y aumenta mucho el pH del medio, lo cual favorece la precipitación:

Ca2+ + 2Cl– + 2Na+ + CO32- → CaCO3(s) + 2Cl– + 2Na+

También se puede precipitar eficazmente el calcio por adición de un ortofosfato en medio básico:

5Ca2+ + 3PO43- + OH– → Ca5OH (PO4)3(s)

Estos métodos son principalmente utilizados a nivel industrial, pero raramente a nivel doméstico.

Descalcificación por ósmosis

Los descalcificadores de ósmosis inversa funcionan haciendo pasar el agua a través de una membrana semipermeable por aplicación de altas presiones. El agua atraviesa la membrana dejando atrás todas las partículas minerales (incluyendo calcio y magnesio) y otras impurezas. La presión viene determinada por la resistencia de las membranas utilizadas. Se trata de equipos relativamente sencillos diseñados para purificar el agua del grifo y que mejore su calidad para beber o en otros usos domésticos. Sin embargo, la constante limpieza de las membranas y el bajo caudal de agua que pueden producir los equipos pequeños hacen que no se descalcifique el suministro total de una vivienda sino solo una parte (por ejemplo, el grifo de la cocina).

Descalcificación con resinas de intercambio catiónico

Otro proceso para la eliminación de la dureza del agua es la descalcificación mediante el uso de resinas de intercambio catiónico. Lo más habitual es utilizar resinas de intercambio catiónico que intercambian calcio y magnesio por otros iones monovalentes, como H+, K+ o Na+, generalmente estos dos últimos (que no acidifican el agua, a diferencia de H+). Ni el sodio ni el potasio producen problemas de precipitación de sólidos ni de reacción con los jabones, por lo que es un método muy adecuado. Generalmente, se trata de equipos descalcificadores que llevan unos cartuchos con un tiempo de vida útil dado; cada cartucho dejará de servir cuando haya intercambiado todos sus cationes monovalentes por calcios y magnesio, momento en el que tendrá que ser reemplazado porque ya no realizará su función de ablandamiento de agua.

Ejemplo del proceso de intercambio iónico en una resina intercambiadora de cationes tipo. Vemos que los Na+ se desunen y se unen los Ca2+.

Las resinas de intercambio iónico se encuentran en forma de perlas pequeñas que se empaquetan en el interior del cartucho. El agua dura pasa por entre las perlas y el intercambio catiónico se lleva a cabo en la superficie: Ejemplo de las perlas de una resina de intercambio iónico

DTERMINACION DE LA DUREZA EN EL LABORATORIO

Un complejo es una especie en la cual un ión metálico central esta enlazado covalentemente a uno o más grupos donadores de electrones. Los compuestos que poseen complejos se conocen como compuestos de coordinación. Generalmente el átomo metálico es llamado átomo central, mientras que las moléculas o iones que son grupos dadores de electrones se conocen como ligando.

Existen varios métodos para la determinación de la dureza del agua. Sin embargo, el método complejométrico es el más rápido, eficiente y seguro. El ácido etilendiaminotetracetico, o simplemente EDTA posee seis átomos donadores con los que puede envolver al ión metálico. Su importancia como agente formador de complejos radica en la relación 1:1 en la que se combina con el catión independientemente de la carga que éste tenga, así como en la estabilidad de los productos que puede formar, en particular con los iones calcio y magnesio. Con base en esta reacción de formación de complejos, se concibe el método complejométrico para el análisis de dureza del agua.

El EDTA forma complejos incoloros solubles con muchos cationes divalentes, por lo que si agrega un indicador orgánico coloreado con capacidad de formar complejos menos estables y luego se añade EDTA, éste atrapará los cationes que se encuentran libres en solución y luego desplazará a aquellos que formaron complejos con el indicador coloreado. Dado que el indicador presenta tonalidades diferentes cuando se encuentra formando complejos que en estado libre, es posible determinar el punto final en el que el EDTA ha desplazado a los complejos formados por la adición del indicador. Se atribuye la estabilidad de los complejos que forma el EDTA con los cationes metálicos a los diferentes sitios de complejación que permiten envolver al ión aislándolo

El EDTA es un reactivo notable no solo por formar quelatos con todos los cationes sino porque estos quelatos son suficientemente estables en las titulaciones. Esta gran estabilidad se debe sin duda, a los distintos sitios de complejación que existen dentro de la molécula, lo que le confiere una estructura en forma de jaula que encierra el catión y lo aísla de las moléculas del solvente. Esta es la estructura química de la sustancia

 

Ámbito de aplicación:

El método es aplicable a todo tipo de aguas, siempre que no sean altamente coloreadas, salinas o con altos contenidos de metales. Las aguas residuales o contaminadas deben someterse previamente a una digestión ácida.

Interferencias:

A las concentraciones habitualmente encontradas en nuestras aguas crudas y tratadas, no interfieren otras sustancias.

Descripción de la metodología analítica:

1.- Recolección, preservación y almacenaje de muestras:

Las muestras pueden recolectarse en frascos de plástico o vidrio. Se recomienda analizar sin dilación aunque pueden preservarse a pH < 2 con ácido nítrico o ácido sulfúrico y almacenarse por un tiempo no mayor de seis meses sin necesidad de refrigeración. No obstante, puede refrigerarse la muestra si otros analitos así lo requieren.

EQUIPOS, MATERIALES Y REACTIVOS

- Bureta, Erlenmeyer de vidrio, preferiblemente de 200-300 ml, Agitador magnético

Reactivos:

Para la preparación de reactivos, patrones y muestras, se empleará agua desionizada. Todos los reactivos son de grado analítico, excepto se indique alguna especificación.

- Solución EDTA 0.01M: utilizar la Solución Titrisol Titriplex III 0.1 M; pipetear 100 mL de esta solución Titrisol a un matraz aforado de 1000 mL y enrasar con agua. Pueden emplearse otras soluciones comerciales de EDTA.Na 0.01M valoradas.

- Como alternativa: pesar 3.723g de la sal sódica del ácido etilendiaminotetraacético dihidratado (EDTA-Na2.2H2O) y 0.4 g de NaOH y disolverlo con agua enrasando en matraz aforado de 1000 mL .En cualquier caso, hay que estandarizar con solución estándar de Ca; un mL de solución EDTA 0.0100 M equivale a 1000 g CaCO3 (ó 400.8 g Ca)/mL. Guardar en frasco de vidrio borosilicatado o de plástico. Es estable por varias semanas pero para compensar el posible deterioro gradual, debe estandarizarse mensualmente. Los resultados se registran en el correspondiente FR_311 “Control de soluciones de titulación”.

- Solución de Calcio Estándar 0.01 M: pesar 1.0000 g de carbonato de calcio anhidro (CaCO3), previamente secado a 120°C por dos horas y colocarlo en un erlenmeyer de 500 mL. Colocar un embudo en el cuello del frasco y adicionar poco a poco HCl 1:1 hasta disolver el carbonato de calcio. Añadir 200 mL de agua destilada y hervir por algunos minutos (2-4) para expulsar el CO2. Enfriar y añadir 2 gotas de rojo de metilo. Ajustar el color a naranja añadiendo gotas de HCl 1:1 o de NH4OH 3N. Trasvasar a un matraz aforado de 1000 mL y enrasar con agua. Un mL de esta solución contiene 1.00 mg de CaCO3. Guardar en frasco de vidrio hasta seis meses.

- Solución Tampón para Dureza Total: pesar y disolver 16.9 g de cloruro de amonio (NH4Cl) en 143 mL de hidróxido de amonio concentrado (NH4OH). Añadir 1.25 g de sal de magnesio de EDTA. Enrasar con agua en matraz aforado de 250 mL.

- Solución de hidróxido de sodio 1 N: pesar 40 g de NaOH en lentejas y disolverlos con agua en balón aforado de 1000 mL.

- Solución de ácido clorhídrico 1:1: tomar 100 mL de HCl concentrado y completar a 200 mL con agua en balón aforado.

- Indicador Negro de Eriocromo T: pesar 0.5 g de polvo Negro de Eriocromo T y mezclarlos íntimamente con 100 g de cloruro de sodio finamente pulverizado y seco. Guardar en una botella oscura, su estabilidad es al menos de un año.

- Indicador de Murexida: pesar 0.2 g de polvo Murexida (purpurato de amonio) y mezclarlos íntimamente con 100 g de NaCl finamente pulverizado y seco. Conservar por seis meses.

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

Para el agua del rio chili:

1.- Instalar la bureta y llene con la solución Edta 0.01 M previamente preparada, luego enrase la bureta abriendo la llave de la misma, verificar que en la parte inferior no queden burbujas de aire.

Para la dureza total:

1.- Pipetear 20 ml de muestra a un matraz Erlenmeyer, luego agregar 0,5ml de NH4OH

Matraz con la muestra Frasco con NH4OH

2.-Se agrega una cucharilla de negro de Eriocromo T (la solución tomara un color rojo vino)

Frasco con negro de Eriocromo .

3.- Titular con la solución EDTA hasta viraje a color azul suave (anotar el gasto)

Para la determinación de dureza de calcio:

1.- Pipetear 20 ml de muestra a un matraz Erlenmeyer, luego agregar 0,5ml de NaOH

Matraz con la muestra

2.- Se medirá el pH de la muestra, verificamos el pH de nuestra muestra y obtuvimos un pH de 12 para las cinco muestras.

3.- Añadir una cucharilla de indicador de Murexida (la solución tomara un color rosado)

4.- Titular inmediatamente con solución EDTA (ya que el indicador es inestable en medio básico) hasta color violeta definido. Anotar el volumen de EDTA consumido.

Finalmente obtenemos estos colores luego de la titulación con EDTA (para la dureza total y la de calcio)

DATOS EXPERIMENTALES

A continuación se presentan los datos recopilados durante el desarrollo de la práctica

Tabla1: Volúmenes de EDTA empleado en la titulación para la determinación de la dureza total de la muestra de agua.

Ensayos Volumen de EDTA

1 1.6

2 1.5

3 2.6

4 3.4

5 3.8

Tabla 2: Volúmenes de EDTA empleado en la titulación para la determinación de la dureza cálcica de la muestra de agua. Todos con un pH de 12.

Ensayos Volumen de EDTA

1 0.9

2 0.8

3 1.6

4 1.3

5 1.3

CÁLCULOS Y PRESENTACIÓN DE RESULTADOS

Cálculos:

Dureza total:

A x M x 100000

Dureza total como mg CaCO3/L = ------------------------------ mL de muestra

Dureza de Calcio: A x M x 100000

Dureza de Ca como mg CaCO3/L = ------------------------------ mL de muestra

Para ambas:

A = mL de EDTA gastados en la titulación

M = molaridad del EDTA

Para 50 mL de muestra, volumen habitualmente utilizado, se simplifica a: Dureza (total o de Ca) como mg CaCO3/L = A x M x 2000

En caso de utilizar diluciones:

Dureza (total o de Ca) como mg CaCO3/L = A x M x 2000 x Fd

Siendo Fd: factor de dilución

Dureza de Magnesio:

Dureza de Magnesio = Dureza Total - Dureza de Calcio

Calcio: mg Ca/L = Dureza de Calcio / 2.5 ó

mg Ca/L = [ A x 40.08 x M x 1000 ] / mL de muestra

Magnesio: mg Mg/L = Dureza de Magnesio / 4.12 ó mg Mg/L = Dureza de Magnesio x 0.243

Todos los resultados se expresan en mg/L y redondeados a la unidad. Para las durezas se expresan en mg CaCO3/L.

Cuando el resultado sea < 5 mg/L, consultar el límite de detección vigente o calcularlo en el momento del ensayo.

Para ambas:

A = mL de EDTA gastados en la titulación

M = molaridad del EDTA

Para 50 mL de muestra, volumen habitualmente utilizado, se simplifica a: Dureza (total o de Ca) como mg CaCO3/L = A x M x 2000

En caso de utilizar diluciones:

Dureza (total o de Ca) como mg CaCO3/L = A x M x 2000 x Fd

Siendo Fd: factor de dilución

Dureza de Magnesio:

Dureza de Magnesio = Dureza Total - Dureza de Calcio

Calcio:

mg Ca/L = Dureza de Calcio / 2.5 ó

mg Ca/L = [ A x 40.08 x M x 1000 ] / mL de muestra

Magnesio: mg Mg/L = Dureza de Magnesio / 4.12 ó mg Mg/L = Dureza de Magnesio x 0.243

Todos los resultados se expresan en mg/L y redondeados a la unidad. Para las durezas se expresan en mg CaCO3/L.

Cuando el resultado sea < 5 mg/L, consultar el límite de detección vigente o calcularlo en el momento del ensayo.