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.