TÉCNICAS DE MUESTREO, ANÁLISIS E...
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Ingeniería Ambiental TÉCNICAS DE MUESTREO, ANÁLISIS E INTERPRETACIÓN
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Ingeniería Ambiental
TÉCNICAS DE MUESTREO,
ANÁLISIS E
INTERPRETACIÓN
Problema
Elección del
método analítico
Toma de
muestra Tratamiento
de la muestra
Proceso
de medida Tratamiento
de los datos
Informe y
conclusiones
Valoración de
los resultados
VOLUMETRÍAS
UNIDAD Nº3
TEORÍA ÁCIDO-BASE DE LEWIS
ÁCIDOS:
“Sustancias que contienen al menos un átomo capaz de aceptar un par de electrones y formar un enlace covalente coordinado”.
BASES:
“Sustancia que contiene al menos un átomo capaz de aportar un par de electrones para formar un enlace covalente coordinado”.
TEORÍA DE LEWIS
En este caso el NH3 se comporta como una base de Lewis porque contiene un átomo (de N) capaz de aportar un par de electrones en la formación del enlace covalente coordinado formando NH4
+.
𝐻𝐶𝑙(𝑔) + 𝐻2𝑂(𝑙) ⇄ 𝐶𝑙−(𝑎𝑞) + 𝐻3𝑂+
(𝑎𝑞)
En este caso el HCl es un ácido de Lewis porque al disociarse, el átomo de H queda como H+ y puede aceptar un par de electrones (del oxígeno) del H2O formando un enlace covalente coordinado y dando lugar a la formación de ion hidronio (H3O+).
𝑁𝐻3(𝑔) + 𝐻2𝑂(𝑙) ⇄ 𝑁𝐻4+
(𝑎𝑞) + 𝑂𝐻−(𝑎𝑞)
TEORÍA ÁCIDO-BASE DE LEWIS
De esta manera, sustancias que no tienen átomos de hidrógeno, como el BF3 pueden actuar como ácidos:
𝐵𝐹3 + ∶ 𝑁𝐻3 ⇄ 𝐹3𝐵 ← 𝑁𝐻3
Metal
Etilendiamina tetra acetato
COMPLEJO
Un complejo es una entidad molecular o iónica formada por asociación entre dos o más entidades químicas ya sean iónicas o no cargadas. La unión entre los componentes es normalmente más débil que en un enlace covalente.
Número de Coordinación: número de enlaces que el átomo o ión central forma con los ligandos.
QUELATO
Un quelato es un complejo que se forma por coordinación de un solo tipo de ligando al átomo o ion central.
Catión + EDTA → Complejo
1 1 1
o Valoración Directa: aprox 40 cationes con indicadores especificos.
o Valoración Por Retroceso: para otros cationes sin indicador especifico o de velocidad de reacción lenta o aniones. Se agrega exceso de EDTA, se deja reaccionar y se valora el exceso con Zn+2 o Mg+2.
o Valoración Por Desplazamiento: Si el complejo Me-EDTA es más estable que el Zn-EDTA o Mg-EDTA, se hace reaccionar un exceso del complejo (Zn-EDTA o Mg-EDTA) y se valora el catión (Zn+2 o Mg+2) con EDTA. Ej: Hg+2.
o Valoración Indirecta: Los aniones se hacen reaccionar con un metal que forme precipitados, se filtra y se lava. Se desplaza luego el anión con EDTA y se determina el excedente de EDTA con Mg+2.
𝐾𝑓 =𝐴𝑙𝑌−
𝐴𝑙+3 𝑌−4
10
Kf´= 1,8 x 1010
Kf´= 1,9 x 108
Punto de equivalencia
Ca2+
Punto de equivalencia
Sr2+
Volumen EDTA, mL
Valoración de 25 mL de ión metálico 0,05 M
con EDTA 0,05 M a pH 10
El salto de pM en el punto de equivalencia
es más marcado a mayor valor de Kf´
Efecto del valor de Kf´ sobre la forma de las curvas de valoración
en volumetrías de complejación
FACTORES QUE INFLUYEN EN LA FORMA DE LAS CURVAS DE VALORACIÓN
F1
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EFECTO DEL PH SOBRE LA FORMA DE LAS CURVAS DE
VALORACIÓN EN VOLUMETRÍAS DE COMPLEJACIÓN
Volumen EDTA, mL
0 20 40 60 80
pC
a
0
2
4
6
8
10
12
Valoración de 50 mL de Ca2+ 0,01 M
con EDTA 0,01 M
pH 10
pH 8
pH 6
Kf´=1,8 • 1010
Kf´=2,7 • 108
Kf´=1,1 • 106
A mayor pH, el salto en el punto
de equivalencia es más brusco;
sin embargo, podría precipitar
el hidróxido metálico
SISTEMAS REGULADORES (BUFFERS)
USADOS EN COMPLEJOMETRÍA
el pH de la solución es un factor extremadamente importante en complejometría
Este valor de pH determina no sólo la extensión de la región de equivalencia sino también el intervalo de viraje del indicador
Algunos sistemas reguladores utilizados frecuentemente en complejometría son los siguientes:
• pH = 12 HNO3 o HCl 0,10,01 M
• pH = 46 CH3COO/CH3COOH 0,05 M
• pH = 46 hexametilentetramina 0,05 M
• pH = 810 NH4+/NH3 0,10,05 M
• pH = 12 NaOH, KOH 0,01 M
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INDICADORES COMUNES DE IONES METÁLICOS
Color del
indicador
libre
Color del
complejo con
el metal
Negro de
eriocromo T
Calmagita
Murexida
Naranja de
xilenol
Violeta de
pirocatecol
Rojo vino
Rojo vino
Amarillo (con
Co2+, Ni2+ y
Cu2+); rojo
con Ca2+
Rojo
Azul
H2In- Rojo
HIn2- Azul
In3- Naranja
H2In- Rojo
HIn2- Azul
In3- Naranja
H4In- Rojo-violeta
H3In2- Violeta
H2In3- Azul
H5In- Amarillo
H4In2- Amarillo
H3In3- Amarillo
H2In4- Violeta
HIn5- Violeta
In6- Violeta
H4In Rojo
H3In - Amarillo
H2In2- Violeta
HIn5- Rojo-púrpura
Estos indicadores
metalocrómicos
también son
indicadores
acido-base
NEGRO DE ERIOCROMO T
Tampón pH=10 NH4Cl/NH3
DUREZA TOTAL
Expresión de Ca+2 y Mg+2 como mg CaCO3/L
DUREZA CÁLCICA Y MAGNÉSICA
Ajustar a pH > 12
Mg+2 → Mg(OH)2
Ca-Murexida + EDTA → Ca-EDTA + Murexida
Rosado
Violeta Azulado
Calcular la concentración de Magnesio por diferencia
DUREZA CÁLCICA Y MAGNÉSICA
Ajustar a pH = 10 (Buffer NH4Cl/NH3)
Ca(COOCOO) + NH4+
Mg-NET + EDTA → Mg-EDTA + NET
Rojo
Azul
Calcular la concentración de Calcio por diferencia
(NH4)2(COOCOO) + Ca2+
6. Se preparo una solución de EDTA disolviendo unas 4g de la sal
disódica en aproximadamente un litro de agua. Se gasto un
volumen promedio de 42,35 mL de esta solución para titular 50,00
mL de una solución patrón que contenía 0,7682g/L MgCO3. La
titulación de la muestra de 25,00 mL de agua mineral a pH=10
consumió 18,81 mL de la solución de EDTA. Otra alícuota de 50,00
mL del agua mineral se trató con un álcali fuerte para precipitar el
Mg como Mg(OH)2. La titulación con un indicador específico para
Ca+2 requirió de 31,54 mL de la solución de EDTA. Calcular:
a) La molaridad de la solución de EDTA.
b) Las ppm de CaCO3 en el agua mineral.
c) Las ppm de MgCO3 en el agua mineral.
d) La dureza total expresada en ppm de CaCO3
