UNIVERSIDAD NACIONAL DE INGENIERIA

FACULTAD DE INGENIERIA CIVIL

LABORATORIO DE QUIMICA

TEMA : Titulación acido-base fuerte y

Dureza del agua

PROFESOR : REYES CUBAS Carmen

INTEGRANTES : NAVARRO RAMIREZ Carlos

MONTERO ALVARADO Diego

CICLO : 2012 - 1

CURSO : CB - 109

SECCION : M

1. OBJETIVO:

El objetivo fundamental de esta práctica del laboratorio es lograr que el alumno esté capacitado para entender el punto de equivalencia en la neutralización de ácido fuerte – base fuerte.

2. FUNDAMENTO TEÓRICO:

TITULACIÓN

Una forma común de determinar la concentración de una solución es utilizando una segunda solución de concentración conocida, llamada solución estándar. Este procedimiento se llama titulación.

Es un método de análisis cuantitativo muy usada, que permite conocer la concentración desconocida de una disolución de una sustancia que pueda actuar como ácido o base, neutralizándolo con una base o ácido de concentración conocida.[ ]Es un tipo de valoración basada en una reacción ácido-base o reacción de neutralización entre el analito (la sustancia cuya concentración queremos conocer) y la sustancia valorante.

Aparte del cálculo de concentraciones, una valoración ácido-base permite conocer el grado de pureza de ciertas sustancias.

En el presente experimento se tiene una solución de NaOH 0,1 M. Para determinar la concentración de HCl, tomamos un volumen específico de esa solución, digamos 5 mL. Luego le agregamos lentamente la solución estándar de NaOH hasta que la reacción de neutralización sea completa. El punto en el que han reaccionado cantidades estequiométricas, se conoce como punto de equivalencia de la titulación.

LAS AGUAS DURAS

Agua dura o agua calcárea es aquella que posee una alta concentración de minerales, generalmente sales de magnesio o calcio, aunque también los compuestos de azufre y el hierro pueden contribuir a dicha dureza. Ésta presenta una serie de características que la hacen muy inconveniente para el uso cotidiano, es por ello que se emplean varios métodos para ablandarla previo a su utilización. No obstante, el agua dura tiene una gran utilidad en muchos procesos industriales. La dureza de las aguas puede ser temporal o permanente.

La dureza temporal se reduce al hervir el agua, pues entonces el bicarbonato de calcio Ca(HCO3)2

contenido en el agua se descompone en carbonato de calcio, que se precipita, y gas carbónico CO2

gaseoso que se desprende.

La dureza permanente es debida a la presencia de sulfato y cloruro de calcio en el agua, los cuales por ser solubles en ella, no desaparecen con la ebullición. Para eliminar estas sales, se adiciona a ésta carbonato sódico (Na2CO3), el cual precipita todo el calcio en forma de CaCO3 insoluble.

Casi todas las aguas de río y mayormente las subterráneas contienen concentraciones pequeñas pero apreciables de iones de Ca+2 y Mg+2, que

son las especies que en mayor grado causan la dureza del agua. Esta dureza es un problema doméstico e industrial de magnitud. Hay hechos familiares de observación diaria que ponen de manifiesto la dureza del agua. Por ejemplo, cuando se hierve agua en un recipiente metálico de uso diario se genera un depósito indeseable en las paredes del recipiente. Estas costras son malas conductoras del calor y por consiguiente el hervido del agua demora cada vez más. Otro ejemplo perceptible da el

hecho de que el jabón y la solución jabonosa del agua en un laboratorio reaccionan con los iones Ca+2 y Mg+2 produciendo precipitados pegajosos que ensucian en lavatorio producen un lavado defectuoso de la ropa.

Otro inconveniente es que las aguas duras no cuecen bien las legumbres y solo forman espuma con el jabón después de haberse precipitado todas las sales que aquellas contienen en disolución.

HERVIDO DE AGUA

Cuando se hierve el agua unos minutos se reduce la dureza pero no desaparece totalmente. Esta parte de la dureza que se reduce se llama dureza temporal y su reducción se debe a la presencia de iones bicarbonato HCO3

– que se transforma en iones CO3= y producción de CO2 por efecto del calor. Estos iones

reaccionan de inmediato con los iones Ca+2 o Mg+2 de acuerdo a la reacción:

Ca+2 + 2HCO3 + calor CaCO3 (s) + H2O + CO2 (g)

El mismo efecto se consigue añadiendo al agua dura un poco de base alcalina tal como el NaOH, la cal, Ca(OH)2, de acuerdo a la reacción:

Ca+2 + HCO3 + OH– CaCO3 (s) + H2O

USO DE LA SOSA

Este método se basa en la precipitación completa de los iones Ca+2 y Mg+2 mediante la acción del carbonato de sodio

Na2CO3 + Ca+2 CaCO3 (s)

Produciéndose un precipitado insoluble de carbonato de calcio o magnésico.

DESTILACIÓN DE AGUA DURA

Es el método más riguroso para ablandar y eliminar todo ión presente en el agua. Lamentablemente este método no es práctico por el alto costo, pues requiere considerable energía.

INTERCAMBIO IÓNICO

Es un intercambio de iones entre dos electrolitos o entre una disolución de electrolitos y un complejo. Se utiliza mayormente para procesos de purificación, separación y descontaminación de disoluciones que contienen dichos iones, empleando para ello sólidos poliméricos o minerales dentro de dispositivos llamados intercambiadores de iones.

Los intercambiadores de iones suelen contener arcilla y humus de suelo.

3. INSTRUMENTOS Y REACTIVOS:

INSTRUMENTOS

► - 1 Erlenmeyer de 50 mL ► - 4 tubos de ensayo 13 x 100► - 1 pipeta de 10 mL ► - 4 tubos de ensayo 16 x 150► - 1 probeta de 25 mL ► - 1 bureta de 25 mL► - 1 vaso de 250 mL ► - 1 pinza para tubos► - 1 pisceta ► - 1 soporte metálico► - 1 gradilla para tubos ► - 2 Mechero Bunsen► - 1 Indicador de pH ► - 1 escobilla

REACTIVOS

- Solución EDTA: Ácido etilendiaminotetraacético. Es una sustancia utilizada como agente quelante que puede crear complejos con un metal que tenga una estructura de coordinación octaédrica.

- Solución de jabón: Concentrado de jabón y agua.

- Solución Buffer de pH = 10

- HCl(ac): Ácido Clorhídrico. También conocido como ácido muriático. Es una disolución acuosa del gas cloruro de hidrógeno (HCl). Es muy corrosivo y ácido. Se utiliza sobre todo como ácido barato, fuerte y volátil.

- NaOH(ac): Hidróxido de sodio. También conocido como soda cáustica. Es un hidróxido cáustico usado en la industria (principalmente como una base química) en la fabricación de papel, tejidos, y detergentes. A temperatura ambiente, el hidróxido de sodio es un sólido blanco cristalino sin olor que absorbe humedad del aire

- Negro de Ericromo: Es un colorante usado para determinar la dureza total del agua (debida al calcio y al magnesio). Este colorante es triprótico y existe inicialmente como anión divalente de color azul.

4. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL:

Experimento 1: ANÁLISIS CUALITATIVO

En esta experiencia se investigará la dureza de cuatro tipos de agua que se dispone en el laboratorio.

- Agua de caño - Agua destilada

- Agua hervida - Agua ablandada

PROCEDIMIENTO

1. Lavar los materiales (tubos de ensayo, pipeta, bureta, etc.)

2. Agregar en los cuatro tubos de 16 x 150 agua de caño, agua hervida, agua destilada y agua ablandada respectivamente unos 5 mL en cada caso.

3. Añadir unas diez gotas de solución de jabón a cada tubo. Luego de agitar, se deja en reposo y observar lo que ocurre en cada caso.

4. Llenar los tubos de 13 x 100 con las muestras obtenidas anteriormente. Seguidamente introducir una tira de indicador de pH en cada uno de los tubos y llevar cada tira a la cartilla de comparación a fin de hallar un pH aproximado.

Experimento 2: DUREZA DEL AGUA

Los iones Ca+2 y Mg+2 reaccionan completamente con el EDTA formando iones complejos estables de Ca(EDTA)2– y Mg(EDTA) 2–. El indicador negro de ericromo añadido a una solución reguladora (buffer) de pH 10 que contiene iones Ca+2 y Mg+2 muestra un color rojo cuando a esta solución se añade EDTA hasta que todos los iones sean acomplejados, el indicador cambia a color azul.

Como una mol de EDTA acompleja un mol de Mg+2, se puede calcular la dureza del agua en moles de Mg+2

por litro conociendo la concentración y el volumen de la solución de EDTA requerido para acomplejar todos los iones Ca+2 y Mg+2, tal como una titulación de ácido – base común

PROCEDIMIENTO

1. Colocar 5 mL de agua de caño en el matraz Erlenmeyer de 50 mL.

2. Añadir 5 mL de solución buffer para mantener el pH igual a 10.

3. Añadir tres gotas de solución de negro de ericromo.

4. Llenamos la bureta con solución de EDTA 0.01 M. Añadir de la bureta gota por gota hasta que el color de la solución cambie de lila a azul claro, que indica el total de acomplejamiento del EDTA con los iones Mg+2 y Ca+2.

5. Anotar el consumo de solución EDTA y calcular la dureza del agua expresada en mg de CaCO3 por litro..

6. Con el mismo procedimiento anterior, hacer la cuantificación de las tres muestras restantes (agua hervida, agua ablandada y agua destilada)

Experimento 3: NEUTRALIZACIÓN DEL HCl (ac) CON NaOH (ac)

PROCEDIMIENTO

1. Depositar 5 mL de HCl 0,1 M en un matraz.

2. Dejar caer de la bureta 5 mL de NaOH 0,1 M estandarizado.

3. Agregar unas 3 gotas de fenolftaleína.

4. El punto de equivalencia se identifica por el cambio de color del indicador.

5. OBSERVACIONES:

Experimento 1: ANÁLISIS CUALITATIVO

Al agregar las 10 gotas de solución de jabón a cada muestra de agua, notamos lo siguiente:

Agua de caño

- Su color lechoso blanquecino se debe a la precipitación de las sales de calcio y magnesio. Se forma muy poca espuma debido a que contiene gran cantidad de sales.- Su pH es

Agua hervida

- Su color es blanquecino. Notamos también que no forma casi nada de espuma y se forma una precipitación.

Agua destilada

- Se observa que no hay nada de espuma ni precipitación. Además el agua es incolora.- Su pH es

Agua ablandada

- Notamos que el agua es incolora y que aparece espuma debido a la poca cantidad de sales que contiene. Por tal motivo se disuelve gran cantidad de jabón por lo que el agua es adecuada para el lavado de ropa.Experimento 2: DUREZA DEL AGUA

1. Al agregar al agua de caño las tres gotas del indicador negro de ericromo, en el instante que se echa la solución EDTA, el color en el punto de equivalencia es azul claro.

2. Al agregar las gotas del indicador al agua hervida podemos observar que al echar EDTA el color en el punto de equivalencia es azul oscuro turquesa.

3. Al agregar las gotas del indicador al agua destilada, nos damos cuenta que el color es turquesa y para este caso no se necesita titular con EDTA.

4. Al agregar las gotas de negro de ericromo al agua ablandada notamos que el color es lila aproximado a morado. De la misma manera, cuando echamos el EDTA, el color en el punto de equivalencia es azul oscuro turquesa.

6. CONCLUSIONES:

Podemos concluir que el agua, a pesar de presentar dureza, se puede llegar a tratar a través de

procesos químicos, el cual nos permite observar el tipo de agua químicamente pura que es.

Es muy importante reducir la dureza del agua, ya que ella causa problemas domésticos de

contaminación del agua por lo que se debe tener optimizados los sistemas de descalcificación.

La dureza del agua se puede calcular a partir de un mol de EDTA, ya que ésta acompleja un mol de

Mg+2. Esto es muy importante porque se logra de una manera sencilla en el laboratorio.

Se puede determinar la concentración de una solución (en este caso de HCl) usando otra solución de

concentración conocida (NaOH). Esto es porque las dos soluciones se neutralizan.

De la neutralización concluimos que existe un punto en el cual han reaccionado cantidades

estequiométricas equivalentes. Este es el llamado punto de equivalencia de titulación.

7. CUESTIONARIO:

Algunas de las aguas estudiadas en la serie 2 del experimento dan reacción ácida. ¿Puede usted explicar esto?

Si 50 mL de un agua de manantial consume 3,5 mL de solución EDTA 0,02 M. Después de pasar otra muestra del mismo material a través de una columna de intercambio iónico, se observa que 100 mL de agua ablandada consume 0,15 mL de la misma solución EDTA. ¿Cuál es la eficiencia del intercambiador?

%EFICIENCIA = (7– 0.15)100/7= 97.85%

TEMA DE INVESTIGACIÓN:

1. Investigue el pH que tendrían soluciones de uso común:

Soluciones pHJugo de limón 2.4

Agua de manzana 3Agua de mar 8

Agua del rio Rimac 7.4 – 8.4Orina 5.5 – 6.5

Sangre 7.3 - 7.5Vinagre 2Alcohol 6.4

2. Mencione qué aplicaciones prácticas tendría el conocer estos valores.

El pH sirve para saber si un compuesto es ácido o básico, y determinar que tan ácido o básico es. Las muy básicas o muy ácidas son nocivas, como por ejemplo el ácido clorhídrico (muy ácido) o la soda cáustica (muy básico), que pueden quemar la piel. Se ha determinado que el pH de la piel húmeda ronda en un 5.5 por lo que si nos aplicamos alguna crema o jabón con un pH menor o mayor podría causarnos irritación o quemadura. Si se tratara de un pH mayor a 10 o menor a 3, la piel pudiera disolverse causándonos un gran daño.

Al ingerir alimentos alteramos el pH de nuestro cuerpo. El pH de nuestro estómago es de 1.4 debido al ácido que contiene y que es útil para descomponer los alimentos. Algunas comidas y sus combinaciones pueden provocar que el estómago genere más ácido. Si esto sucede con mucha frecuencia, el ácido podría perforar el estómago provocando una úlcera. Demasiado ácido en el estómago podría escapar hacia el esófago y llegar hasta tu boca causando la acidez. Las combinaciones de ácidos y álcalis (bases) se neutralizan automáticamente. Para atacar la acidez en el estómago, los médicos recomiendan tomar un anti-ácido. Los antiácidos, que químicamente son una base, neutralizan el ácido estomacal produciendo mejoría.

El pH de la humedad del suelo afecta la disponibilidad de nutrientes para las plantas. Muchas plantas prefieren un suelo ligeramente ácido (pH entre 4.5 y 5.5), mientras que otras prefieren un suelo menos ácido (pH entre 6.5 y 7). Los suelos altamente ácidos (con un pH menor de 4.5) alcanzan concentraciones de elementos químicos tóxicos para las plantas

El pH del agua afecta la vida terrestre y acuática. El agua de los lagos, lagunas y ríos sanos generalmente tiene un pH entre 6 y 8. La mayoría de los peces tolera el agua con pH entre 6 y 9. Los peces más robustos y fuertes generalmente mueren en pH más bajos y más altos. Los sapos y otros anfibios son más sensibles al pH que muchos peces.

Después de cepillar tus dientes, el pH de la saliva en la boca, debe encontrarse con un valor alrededor de 7. Es decir un pH neutro, que no produce ningún daño a tus dientes. Si el pH se encuentra debajo de 5.5, el esmalte comienza a perderse haciendo daño. Si comes algún carbohidrato, como pan o algo que contenga azúcar, este tendrá las condiciones para hacer más daño a los dientes. Para reducir los efectos dañinos a los dientes, las encías y mantener una boca sana; es muy importante el cepillado después de cada comida.