Dureza De Agua.docx

INFORME TÉCNICO N°9: DETERMINACIÓN DE LA DUREZA DEL AGUA OBJETIVOS 

Determinar la dureza total, cálcica y magnésica del agua

FUNDAMENTO TEÓRICO EDTA (ÁCIDO ETILENDIAMINOTETRACÉTICO) El EDTA es con mucho el agente quelante más ampliamente usado en Química analítica. Se pueden determinar prácticamente todos los elementos de la tabla periódica con EDTA, ya sea por medio de una valoración directa o una secuencia indirecta de reacciones. COMPLEJOS CON EDTA La constante de formación Kf o constante de estabilidad, de un complejo metal-EDTA es la constante del equilibrio de la reacción.

Constante de formación:

𝑀𝑛+ + 𝑌 4−

𝑀𝑌 𝑛−4

𝐾𝑓 =

[𝑀𝑌 𝑛−4 ] [𝑀𝑛+ ].[𝑌 4− ]

Hay que tener presente que Kf se define en términos de la especie Y4- que reacciona con el ion metálico. La constante de equilibrio podría haberse definido en términos de cualquier otra de las 6 formas del EDTA en disolución. La ecuación anterior no debe interpretarse como si solo reaccionase el Y4-con el ion metálico. En muchos, el EDTA rodea completamente al ion metálico, a través de seis enlaces o puntos de coordinación, como se muestra en la figura 1. Si se intenta construir un modelo de un complejo metal-EDTA Hexa coordinado, uniformemente distribuido en el espacio, se verá que hay una considerable tensión en los anillos del quelato. Esta tensión se reduce cuando los enlaces a través de oxígeno se acercan a los de los átomos de nitrógeno. Esta distorsión posibilita una séptima posición de coordinación, que puede ser ocupada por una molécula de agua, como se ve en la figura 2. En algunos complejos como Ca(EDTA)(H2O)22- , el ion metálico es tan grande que acomoda ocho átomos del ligando. La constante de formación aún puede ser expresada mediante la ecuación anterior, aunque haya moléculas de agua unidas al producto. La relación sigue siendo válida porque el disolvente (H2O) se omite en el cociente de la reacción.

Imagen 1. El EDTA forma complejos fuertes 1:1 con la mayoría de los iones metálicos, enlazándose a través de cuatro oxígenos y dos nitrógenos. La geometría hexacoordinada del Mn2+ EDTA, que se presenta en el compuesto KMnEDTA.2H2O, se demuestra por cristalografía de Rayos X.

Imagen 2. Estructura heptacoordinada del Fe(EDTA)(H2O)-. Otros iones metálicos que forman complejos heptacoordinados con EDTA son Fe2+, Mg2+, Cd2+, Co2+, Mn2+, Ru3+, Cr3+, Co3+, V3+, Ti3+, In3+, Sn4+, Os4+ y Ti4+. Algunos de estos mismos iones forman también complejos hexacoordinados con EDTA. Los iones Ca2+, Er3+, Yb3+ y Zr4+ forman complejos octacoordinados.

CURVAS DE VALORACIÓN CON EDTA Se calculará la concentración de Mn+ libre durante su valoración con EDTA. La reacción de valoración es

𝑀𝑛+ + 𝑌 4−

𝑀𝑌 𝑛−4

𝐾𝑓 ′ = α𝑌 4− . 𝐾𝑓

Si Kf’ es suficientemente grande, se puede suponer que la reacción es completa en todos los puntos de la valoración. La curva de valoración es una representación de pM (=-log M) frente al volumen de EDTA añadido. La curva es análoga a la representación del pH frente al volumen de valoración, como se muestra en la figura 3. Región 1: Antes del punto de equivalencia. En esta región, en la disolución queda el exceso de Mn+ que no reaccionado con EDTA. La concentración del ion metálico libre es igual a la concentración de Mn+ en exceso o que no ha reaccionado. La disociación de MYn4 es despreciable.

Región 2: En el punto de equivalencia. En la disolución existe exactamente la misma cantidad de EDTA que de ion metálico. Podemos tratar a esta disolución como si se hubiese preparado disolviendo MYn-4 en agua pura. Se generan algunos iones Mn+ por disociación del MYn-4.

𝑀𝑌 𝑛−4

𝑀 𝑛+ + 𝐸𝐷𝑇𝐴

En esta reacción, EDTA indica la concentración total de EDTA libre en todas sus formas. En el punto de equivalencia, [Mn+] = [EDTA]. Región 3: Después del puno de equivalencia. Ahora hay exceso de EDTA, y prácticamente todo el ion metálico se encuentra en forma de MYn-4. La concentración de EDTA libre se puede igualar a la concentración de EDTA en exceso, que ha añadido después del punto de equivalencia.

Figura 3. Las tres regiones en una valoración de 50 mL de Mn+ 0.050 M con EDTA 0.500 M, suponiendo Kf’ = 1.15.1016. La concentración de Mn+ libre disminuye a medida que avanza la valoración.

INDICADORES DE IONES METÁLICOS La técnica más usual de detener el punto final en valoraciones con EDTA es mediante indicadores de iones metálicos. Como formas alternativas se puede usar un electrodo de mercurio o un electrodo selectivo de iones, Un electrodo de pH puede seguir el curso de la valoración si se trabaja en medio no tamponado, porque el H2Y2- libera 2H+ cuando forma un complejo metálico. Un indicador de ion metálico es un compuesto cuyo color cambia cuando se une a un ion metálico. La siguiente Tabla (1) muestra algunos indicadores conocidos. Nota: Para que sea útil un indicador debe unirse al metal con menos fuerza que el EDTA.

Un típico análisis puede ser la valoración del Mg2+ con EDTA, usando negro de eriocromo T como indicador

𝑀𝑔𝐼𝑛 + 𝐸𝐷𝑇𝐴 (rojo)

(incoloro)

𝑀𝑔𝐸𝐷𝑇𝐴 + 𝐼𝑛 (incoloro)

(azul)

Al principio de la valoración se añade una pequeña cantidad de indicador (In) a la disolución incolora de Mg2+, con lo que se forma una pequeña cantidad de complejo rojo. A medida que se va añadiendo EDTA, este reacciona primero con el Mg2+ libre. Cuando se consume todo el Mg2+ libre, la ultima porción de EDTA añadida antes del punto de equivalencia desplaza al indicador del complejo rojo, MgIn. El cambio de color del rojo del MgIn al azul del In libre señala el punto final de la valoración. La mayoría de los indicadores de iones metálicos son también indicadores ácido -base, la mayoría de los indicadores solo se pueden usar en determinados intervalos de pH. Por ejemplo, el naranja de xilenol vira de amarillo al rojo cando se une a un metal a pH 5.4. Este cambio es fácil de observar. A pH7.5 el cambio de color es del violeta al rojo que es más difícil de detectar.

Tabla 1. Indicadores comunes de ion metálico.