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.