Dureza Del Agua
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Dureza del agua.
En química, se denomina dureza del agua a la concentración de
compuestos minerales que hay en una determinada cantidad de agua, en
particular sales de magnesio y calcio. Son éstas las causantes de la dureza del
agua, y el grado de dureza es directamente proporcional a la concentración de
sales alcalinas.
Se calcula, genéricamente, a partir de la suma de las concentraciones de
calcio y magnesio existentes (miligramos) por cada litro de agua; que puede ser
expresado en concentraciones de CaCO3.
Medición de la dureza del agua – pH.
La dureza del agua se ve afectada principalmente por el sustrato. Para
conocer la dureza se miden iones metálicos presentes en el agua, particularmente
el calcio y luego el magnesio.
Tabla de valores de dureza
Tipos de dureza.
Dureza temporal.
La dureza temporal se produce por carbonatos y puede ser eliminada al
hervir el agua o por la adición del hidróxido de calcio (Ca(OH)2).
Dureza permanente.
Esta dureza no puede ser eliminada al hervir el agua, es usualmente
causada por la presencia del sulfato de calcio y magnesio y/o cloruros en el agua,
que son más solubles mientras sube la temperatura hasta cierta temperatura luego
la solubilidad disminuye conforme aumenta la temperatura. Puede ser eliminada
utilizando el método SODA (sulfato de sodio).
Eliminación de la dureza.
Un proceso para la eliminación de la dureza del agua, es la descalcificación
de ésta mediante resinas de intercambio iónico. Lo más habitual es utilizar resinas
de intercambio catiónico que intercambian iones sodio por los iones calcio y
magnesio presentes en el agua.
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 carbonatos en
conducciones de lavadoras, calentadores, y calderas o en las planchas.
Si ya se han formado hay productos antical, aunque un método muy válido para
diluir los carbonatos es aplicar un ácido débil (acético, cítrico etc) en los depósitos.
El proceso de reducción de la dureza del agua se denomina ablandamiento del
agua.
Equipos para determinar la dureza del agua
El equipo mediante el cual se puede determinar la dureza del agua en el
hogar consiste, por lo general, en un vaso calibrado para que se le vierta un
volumen conocido de agua, un paquete que contiene una cantidad apropiada de
una mezcla tampón sólida, una solución indicadora y un frasco de EDTA patrón
equipado con un gotero como lo empleados para administrar medicamentos. Se
cuentan las gotas del reactivo patrón necesarias para que ocurra el cambio de
color.
Ablandadores de agua domésticos
Un método para resolver el problema del agua dura en el hogar consiste en
intercambiar los cationes de calcio, magnesio y hierro por iones de sodio, que
forman sales de ácidos grasos solubles. Un ablandador comercial de agua
consiste en un tanque que contiene una resina de intercambio iónico, un depósito
de almacenamiento para cloruro de sodio y varias válvulas y reguladores para
controlar el flujo del agua. Durante el ciclo de carga o regeneración, se hace pasar
agua salada concentrada procedente del depòsito a través de la resina de
intercambio iónico, donde los sitios de la resina son ocupados por iones Na+.
Los cationes Mx+ (calcio, magnesio o hierro) liberados son arrastrados al
desagüe en este ciclo.
Después del ciclo de regeneración, las válvulas que controlan la entrada y
la salida de la resina de intercambio iónico cambian de manera que el agua que
proviene del suministro de la casa pasa a través de la resina y sale por las canillas
del hogar. Cuando el agua dura pasa a través de la resina, los cationes Mx+ son
intercambiados por iones Na+ y el agua se ablanda:
xRSO3- Na+ + Mx+ ↔ (RSO3
-)x Mx+ + x Na+ (uso doméstico)
sólido agua sólido agua
Con el uso la resina de intercambio iónico acumula gradualmente los
cationes de agua dura. Por lo tanto, el ablandador debe recargarse
periódicamente haciendo pasar agua salada a través de él y enviando los iones
del agua dura hacia el desagüe. Después del ablandamiento, los jabones son
mucho más efectivos porque se mantienen dispersos en el agua y no forman
cuajadas de jabón. El cloruro de potasio se usa también en lugar del cloruro de
sodio y es particularmente conveniente para las personas cuya dieta les prohíbe
ingerir sodio. Sin embrago, el cloruro de potasio empleado en ablandadores de
agua es más costoso que el cloruro de sodio.
Titulación complejometrica.
Las titulaciones por formación de complejos: Toda clase de reactivos que
forman complejos, se utilizan en la titulación de cationes. Los que más se utilizan
son compuestos orgánicos.
Como sabemos la formación de complejos debe ser rápida, etequimétrica y
cuantitativa, pero la mayoría de las reacciones que implican formación de
complejos dejan de satisfacer uno o más de estos requisitos. El ácido etilendiami-
Notetraacético (EDTA) es la excepción más importante. Las reacciones de
complejación clásicas que son analíticamente útiles son las del mercurio (II) con
haluros y de cianuro con plata (I).
Los métodos complejométricos se han utilizado desde hace más de un
siglo, sin embargo, su verdadero crecimiento en las aplicaciones analíticas
empezó alrededor de 1940, fundamentalmente con una clase particular de
compuestos de coordinación denominados quelatos. Un quelato se produce
cuando un ion metálico se cooredina con dos o más grupos donadores de un solo
ligando y formando un anillo hetercíclico de cinco o seis miembros. El complejo de
cobre con glicina, es un ejemplo. El cobre se enlaza con el oxígeno de los grupos
carboxilo, así como el nitrógeno de los grupos amino:
M + L ç =è ML
Se omiten las cargas de los iones con el fin de generalizar la reacción de
quelatos.
El ter anión del EDTA (-OOCCH2)2NCH2CH2N(CH2COO-)2 es un agente
complejante especialmente efectivo que puede formar cinco ciclos de quelatos de
cinco miembros con un solo ion metálico por coordinación mediante los pares de
electrones de los cuatro (o a veces tres) grupos carboxílicos y de los átomos de
nitrógeno. La estructura de los complejos formados varía algo con la naturaleza
del átomo metálico. La estructura de la mayoría de los complejos EDTA en
solución no está completamente aclarada. Los complejos Ni-EDTA son unos de
los más extensamente estudiados, los cuales muestran que a pH bajo, el complejo
existe en solución como Ni(H2O)HEDTA- con un grupo carboxílico protonado. A pH
6 o superior, alrededor del 75% del EDTA en el complejo de níquel es
hexacoordinado y el 25% pentacoordinado, con un grupo carboxílicos no
enlazado.
Acido etilendiaminotetraacético (EDTA)
El ácido etilendiaminotetraacético, llamado también ácido
(etilendinitrilo)tetraacético, que se abrevia generalmente como EDTA, es el
valorante complexométrico más utilizado. El EDTA, cuya fórmula es:
C10H16N2O8, tiene la fórmula estructural:
HOOC – H2C CH2 – COOH
\ /
N - CH2 - CH2 – N
/ \
HOOC – H2C CH2 – COOH
La molécula de EDTA tiene seis posibles sitios de enlace con un ion
metálico: los cuatros grupos carboxilo (-COOH) y los dos grupo amino (-NH2),
cada uno de estos últimos con un par de electrones no compartidos. Así, el EDTA
es un ligando hexadentado.
Propiedades ácidas del EDTA
Las constantes de disociación de los grupos ácidos del EDTA son
K1=1,02.10-2, K2 = 2,14.10-3, K3 = 6,92.10-7 y K4 = 5,50.10-11. Es interesante resaltar
que las dos primeras constantes tienen el mismo orden de magnitud, lo cual hace
pensar que los dos protones se disocian de extremos opuestos de la molécula.
Como consecuencia de su separación física, la carga negativa que genera la
primera disociación no afecta en gran medida la separación del segundo protón.
Sin embargo, no se puede decir lo mismo respecto de la disociación de los otros
dos protones, mucho más cercanos a los iones carboxilato de carga negativa (-
COO-) que se crean con las disociaciones iniciales.
Las múltiples especies del EDTA se abrevian habitualmente como
H4Y, H3Y-, H2Y2-, HY3- y Y4-. La especie H2Y2- predomina en medios
moderadamente ácidos (pH 3 a 6).
Reactivos para valoraciones con EDTA
El ácido libre H4Y y la sal sódica dihidratada, Na2 H2Y. 2 H2O, están
disponibles comercialmente con calidad de reactivo. El primero puede servir como
patrón primario tras desecarlo durante varias horas a 130 – 145 ºC.
Posteriormente, se disuelve en la cantidad mínima de base requerida para la
disolución completa.
En condiciones atmosféricas normales, el dihidrato Na2 H2Y. 2 H2O contiene
un 0,3% de humedad en exceso sobre la cantidad estequiométrica. Salvo en los
trabajos que requieran gran precisión, este exceso es suficientemente
reproducible para permitir el uso de un peso corregido de la sal en la preparación
directa de una solución patrón. En caso necesario, el dihidrato puro se puede
preparar disecando a 80 ºC durante varios días en una atmósfera con una
humedad relativa del 50%.
Complejos del EDTA con iones metálicos
Las soluciones de EDTA son especialmente valiosas como valorantes, ya
que el reactivo se combina con los iones metálicos en proporción 1:1
independientemente de la carga del catión. Por ejemplo, los complejos de plata y
aluminio se forman mediante las reacciones siguientes:
Ag+ + Y4- ↔ Ag Y3-
Al3+ + Y4- ↔ AlY-
El EDTA es un reactivo notable no sólo porque forma quelatos con todos los
cationes, salvo los metales alcalinos, sino también porque muchos de esos
quelatos tienen la estabilidad suficiente para llevar a cabo valoraciones. Esa
considerable estabilidad resulta de los diversos sitios complejantes de la molécula
que dan lugar a una estructura en forma de jaula, en la que el catión queda
rodeado de manera efectiva y aislado de moléculas de solvente. La capacidad del
EDTA para formar complejos con metales es la causante de que se emplee
ampliamente como conservante en alimentos y en muestras biológicas.
Indicadores para valoraciones con EDTA
Se han investigado alrededor de 200 compuestos orgánicos como
indicadores de iones metálicos en valoraciones con EDTA. Por lo general, se trata
de colorantes orgánicos que forman quelatos coloreados con iones metálicos en
un intervalo de pM (-log [M]) que es característico de cada catión y cada colorante.
Es habitual que los complejos tengan un color intenso y sean discernibles a simple
vista en concentraciones molares que van de 10-6 a 10-7M.
El negro de eriocromo T es un indicador característico de iones metálicos
que se utiliza en la valoración de diversos cationes comunes. Su comportamiento
como ácido débil se describe mediante las ecuaciones:
H2O + H2In- ↔ HIn2- + H+ K1 = 5.10-7
rojo azul
H2O + HIn2- ↔ In3- + H+ K2 = 2,8.10-12
Azul anaranjado
Observe que los ácidos y sus bases conjugadas tienen colores distintos. Así
pues, el negro de eriocromo T se comporta como indicador ácido-base, y también
como un indicador del ion metálico.
Los complejos metálicos del negro de eriocromo T por lo general son
rojos, como el caso del H2In-. Por tanto, para la detección de iones metálicos es
necesario ajustar el pH a 7 o mayor, de forma que la forma azul de la especie,
HIn2-, predomine en ausencia de un ión metálico. Hasta el punto de equivalencia
en una valoración, el indicador compleja el exceso de ion metálico de forma que la
solución es roja. Ante el primer leve exceso de EDTA, la solución se torna azul
como consecuencia de la reacción:
MIn- + HY3- ↔ H2In- + MY2-
rojo azul
El negro de eriocromo T forma complejos rojos con más de dos decenas de
iones metálicos, pero sólo unos pocos tienen las constantes de formación
apropiadas para la detección del punto final.
El magnesio, que forma con el EDTA los complejos menos estables de
todos los cationes multivalentes en muestras de agua típicas, no se valora hasta
no haber añadido reactivo suficiente para que se formen los complejos con todos
los demás cationes de la muestra. Por lo tanto, un indicador de iones magnesio,
como la calmadita o negro de eriocromo T, puede servir como indicador en las
valoraciones de la dureza del agua. Es frecuente incorporar una pequeña
concentración del quelato magnesio – EDTA al tampón o al valorante, a fin de
garantizar que los iones magnesio sean suficientes para el funcionamiento
apropiado del indicador.
Una limitación del negro de eriocromo T es que sus soluciones se
descomponen lentamente al dejarlas en reposo.
Negro de eriocromo T.
Negro de eriocromo T o negro de eriocromo T es un indicador
complexométrico que es usado en titulações complexométricas, como en la
determinación de la dureza del agua. ES un corante azóico, lo que le confere
intenso color y la solubilidade en agua es dada por la presencia de grupos
sulfônicos.
Negro de eriocromo T.
Nombre IUPAC sodium (4Z)-4-[(1-hydroxynaphthalen-2-yl- hydrazinylidene]-
7-nitro-3-oxo Y-naphthalene-1-sulfonate.
Otros nombres Negro de eriocromo T, Erio T, Negro mordente 111
Propiedades.
Fórmula molecular: C20H12N3Lo7SNa
Masa molar: 461.381 g/mol
Apariencia: Sólido negro
Densidad: 0,9 g/cm
Solubilidad en agua: 50 g/l en agua (20 °C)
Características Químicas
Las soluciones acuosas de Negro de eriocromo son levemente básicas y
coloreadas de amarillo. Los dos grupos hidroxilo son desprotonados por la adición
de una base (álcali, por ejemplo) y el color solución varía para azul ciano. Estos
aniones de indicador en su forma protonada forman entonces con íons metálicos
bivalentes (con calcio, magnesio, u otros ion metálicos) un complejo rojo magenta
débil. Un agente complejante, como por ejemplo, el EDTA, haciéndose más
concentrado por adición, destruye el complejo formado.
Pudiendo ser definido más químicamente como sal de sodio del ácido 2-
hidroxi-1-(1-hidroxinaftil-2-azo)-6-nitronaftaleno-4-sulfônico.
El negro de eriocromo T se comporta como indicador ácido / base tanto
como un indicador de iones metálicos. Desgraciadamente, es inestable en
disolución, probablemente debido a que la molécula contiene un grupo oxidante
(nitro) y otro reductor (azo). Debido a esto se sustituye por el calmagita, es estable
en solución acuosa, presenta un viraje más definido que el negro de ericromo T y
puede sustituirlo sin que tenga que modificar el procedimiento.