ALCALINIDAD EN EL AGUA

La alcalinidad total del agua es un aspecto de ésta que debemos tener muy en cuenta ya que limita su utilidad y puede repercutir en severos daños en nuestro cuerpo; muchos se preguntarán entonces qué es la alcalinidad total. Seguramente hemos escuchado este término más de una vez, pero con otro nombre: indicador de Ph; una definición más técnica indica que es una sustancia química en solución acuosa que tiene el fin de ceder iones, la misma se expresa en equivalentes de base por litro o en equivalente de carbonato. La alcalinidad total indica la cantidad de cambio que se producirá en el ph con la adición de cantidades moderadas de ácido. El agua natural posee una alcalinidad compuesta casi íntegramente de iones de carbonato y bicarbonato, mientras que el agua de la piscina, al contar con diversos productos químicos, pierde muchas de estas propiedades. La alcalinidad en el agua tanto natural como tratada, usualmente es causada por la presencia de iones carbonatos ( CO3= ) y bicarbonatos ( HCO3- ), asociados con los cationes Na+, K+ Ca+2 y Mg+2 . La alcalinidad se determina por titulación de la muestra con una solución valorada de un ácido fuerte como el HCl, mediante dos puntos sucesivos de equivalencia, indicados ya sea por medios potenciométricos o por medio del cambio de color utilizando dos indicadores ácido-base adecuados. 1.1.- Almacenaje de la muestra La muestra de deberá analizar de inmediato. Los resultados de muestras almacenadas no son representativos. 1.2.- Campo de aplicación Este método, es aplicable para la determinación de la alcalinidad de carbonatos y bicarbonatos, en aguas naturales, domésticas , industriales y residuales. La medición de la alcalinidad, sirve para fijar los parámetros del tratamiento químico del agua, así como ayudarnos al control de la corrosión y la incrustación en los sistemas que utilizan agua como materia prima o en su proceso. 2.- Principios En este método, la alcalinidad se determina por titulación de la muestra con una solución valorada de un ácido fuerte como el HCl, mediante dos puntos sucesivos de equivalencia, indicados por medio del cambio de color de dos indicadores ácido-base adecuados. CO3-HCO3 y HCO3-H2CO3 Cuando se le agrega a la muestra de agua indicador de fenolftaleína y aparece un color rosa, esto indica que la muestra tiene un pH mayor que 8.3 y es indicativo de la presencia de carbonatos. Se procede a titular con HCl valorado, hasta que el color rosa vire a incoloro, con esto, se titula la mitad del CO3=. En enseguida se agregan unas gotas de indicador de azul bromofenol, apareciendo una coloración azul y se continua titulando con HCl hasta la aparición de una coloración verde. Con esto, se titula los bicarbonatos (HCO3-) y la mitad restante de los carbonatos (CO3=). Si las muestras de agua tienen un pH menor que 8.3 la titulación se lleva a cabo en una sola etapa. Se agregan unas gotas de indicador de azul de bromofenol, apareciendo una coloración azul y se procede a titular con solución de HCl hasta la aparición de un color verde con eso se titula los HCO3-.

3.- Aparatos
En este método no se requieren aparatos especiales.
4.- Material

2  Matraces volumétricos de 1000 ml.
2  Matraces volumétricos de 100 ml.
1  Cápsula de porcelana
1  Soporte con pinzas para bureta
1  Bureta de 25 ml.
1  Pipeta de 5 ml.
2 Gotero
2  Matraces Erlenmeyer de 125 ml.

 4.1.- Reactivos
Agua destilada:
Agua que cumpla la especificación ASTM D 1193 tipo I, además, deberá estar libre de CO₂ y tener un pH a 25 °C entre 6.2 y 7.2
Fenolftaleina (0.25%):
Disolver  0.25 de fenolftaleina en 100 ml de etanol al 50 %
Azul de bromofenol (0.04%):
Disolver 0.04 gr. de azul de bromofenol en 15 ml. NaOH 0.01N y aforar a 100 ml con agua destilada.
Solución de HCl 0.01N.
Diluir 0.83 ml.  de HCl al 37 % en agua destilada y aforar a 1000 ml con agua destilada.
Solución de Na₂C0₃ 0.01 N.
Na₂CO₃ secado a 110 °C por dos horas.
Disolver 0.530 g de Na₂CO₃  en agua destilada y aforar a 1000 ml

5.- Estandarización 
  
Valoración de la solución de HCl :Colocar 15.0 ml de la solución de Na₂CO₃  0.01N en un matraz Erlenmeyer de 125 ml.  y agregar 3 gotas de azul de bromofenol. La muestra adquiere un color azul, titular  con solución de HCl hasta que aparezca un  color verde.
Calcular la normalidad:

Na₂CO₃              HCl V₁ x N₁      =       V₁xN₂             V₁xN₁ N₂=   ---------                V₂Donde:V1 = Volumen de la solución de Na₂CO₃
N1 = Normalidad de la solución de Na₂CO₃
V2 = Volumen de la solución de HCl gastado en la titulación
N2 = Normalidad de la solución de HCl

6.- Procedimiento

• Colocar 5 ml de  muestra de agua en un matraz Erlenmeyer de 125 ml.
• Agregar 3 gotas de indicador fenolftaleína al 0.25%
• Si aparece un color rosa, titular con HCl 0.01N hasta un vire incoloro, si no aparece el color rosa, reportar carbonatos igual a cero.
• Calcular CO₃ ⁼
• Agregar 3 gotas de azul de bromofenol 0.04% al mismo matraz apareciendo un color azul Continuar titulando con HCl 0.01N hasta la aparición de un color verde
• Calcular HCO₃^-

7.- Cálculos 
                                                   2V x N x 1000
                        meq/l de CO₃ = ------------------------
                                                   ml. de muestra
Dónde:

V= ml de HCl gastados
N= Normalidad del HCl usado

  
  
                                                      (T - 2V) x N x 1000
                       meq/l de  HCO₃ = ---------------------------
                                                        ml. de muestra 
Dónde :

T = ml. de HCl  gastado en las 2 titulaciones
V = ml. gastados en la primera titulación 
N = Normalidad del HCl

8.- Precisión 
  
 Este método tiene una precisión de +/- 0.5 %

9.- Bibliografía:American Society for testing and Materials. Annual book of Standards 1994
Determinación de Alcalinidad del agua.
Metodo ASTM D 1067-92
Standard methods for the examinatión of water and waste water publicado por la APHA.
Determinación de Alcalinidad en agua, Método 2320 B - 1995

Soluciones Valoradas: las soluciones valoradas son aquellas que no tienen una concentración exactamente conocida, es decir se preparan como los calculan en el papel pero a la hora de prepararlas puedes tener un error con una pipeta o midiendo un volumen o pesando, y puedes tener variación de la concentración para ello, valoras la solución con otra a la cual ya se le conoce exactamente la concentración, a travez de un indicador se procede a titular con la otra solución y obtenemos un volumen el cual mediante la siguiente ecuación la podemos calcular: Va.Na= Vb*Nb Va= volumen del acido Na= normalidad del acido Vb=volumen de la base Nb= normalidad de la base despejas la normalidad que te interesa y listo, ya conoces la concentración de la solución valorada, ah a este proceso se le llama titulación. son soluciones en donde se sabe perfectamente la cantidad de soluto y solvente (concentración) a través de cálculos matemáticos y el uso de instrumentos de medición confiables en su preparación. Los tipos de soluciones son: Porcentuales (%masa/volumen, %masa/masa,%volumen/volumen) Molar Normal Molal Definiciones de: AFORO: Es la manera o señal que delimita la capacidad o volumen de un recipiente. AFORAR: Es la acción de agregar a un liquido o un utensilio volumétrico hasta que su menisco coincida con el aforo. En líquidos transparentes las línea o marca del aforo debe quedar tangente al menisco en la parte inferior, en los líquidos obscuros se toma en la medida en la parte superior del menisco. Al aforar la vista del operador debe estar perpendicular y en la misma altura del aforo para evitar error de paralaje. EXACTITUD: Puntualidad y fidelidad en la ejecución de una cosa. PRESICION: Obligación o necesidad indispensable a ejecutar una cosa. MEDIR: Es comparar una magnitud con otra de la misma especie que convencionalmente se a tomado como patrón. MENISCO: Curvatura que presenta los líquidos un su superficie y pueden ser cóncavos o convexos.

PROBLEMAS DE CONCENTRACION QUIMICA Y SOLUCIONES QUIMICAS

SOLUCIONES QUIMICAS

RELACIONES BASICAS

m = V × D
Donde:
m : masa medida en [ g ]
V : volumen medido en [ ml ]
D : densidad medida en [ g / ml ]

Ejemplo: Un líquido de densidad 1,2 [ g / ml ] , ocupa un volumen de 60 [ ml ] . Calcula su masa.

m = 60 × 1,2 = 72 [ g ]

n =m/PM

Donde:
n : número de moles medido en [ mol ]
m : masa medida en [ g ]
PM : peso molecular o masa molecular medida en [ g / mol ]

Ejemplo: Calcula el número de moles de NaOH que hay en 8 [ g ] de este compuesto.
PM NaOH = 40 [ g / mol ]

n = 8/40 = 0,2 [ mol ]

n equiv = m / PE

Donde:
n equiv : número de equivalentes gramo medido en [ equiv ]
m : masa medida en [ g ]
PE : peso equivalente o masa equivalente medida en [ g / equiv ]

Ejemplo: Calcula el número de equivalentes gramo de H2SO4 que hay en 14,7 [ g ] de este compuesto.
PE H2SO4 = 49 [ g / equiv ]

n equiv = 14.7/ 49 = 0,3 [ equiv ]

PORCENTAJE PESO / PESO ( O MASA / MASA )

m solución = m soluto + m solvente ( soluciones binarias )

Donde:
m solución : masa de la solución medida en [ g ]
m soluto : masa del soluto medida en [ g ]
m solvente : masa del solvente medida en [ g ]

( P / P ) soluto = (100 x m soluto)/ m solucion
Donde:
( % P / P ) soluto : porcentaje peso / peso o masa / masa de soluto
m soluto : masa del soluto medida en [ g ]
m solución : masa de la solución medida en [ g ]

( P / P ) solvente = ( 100 x m solvente)/ m solucion

Donde:
( % P / P ) solvente : porcentaje peso / peso o masa / masa de solvente
m solvente : masa del solvente medida en [ g ]
m solución : masa de la solución medida en [ g ]

( P / P ) soluto + ( P / P ) solvente = 100 ( soluciones binarias )

Donde:
( % P / P ) soluto : porcentaje peso / peso o masa / masa de soluto
( % P / P ) solvente : porcentaje peso / peso o masa / masa de solvente

Ejemplo: Calcula el porcentaje peso / peso de soluto y de solvente de una solución formada por 30 [ g ] de soluto y 170 [ g ] de solvente

( P / P ) soluto = ( 100 x 30)/ ( 30 + 170 )= 15 %

( P / P ) solvente = ( 100 x 70)/ ( 30 + 170) = 85 %

PORCENTAJE PESO / VOLUMEN ( O MASA / VOLUMEN )

( P / V ) soluto = ( 100 x m soluto) / V

Donde:
( % P / V ) soluto : porcentaje peso / volumen o masa / volumen de soluto
m soluto : masa del soluto medida en [ g ]
V : volumen de la solución medido en [ ml ]

100 × m solvente
( P / V ) solvente = ( 100 x m )

Donde:
( % P / V ) solvente : porcentaje peso / volumen o masa / volumen de solvente
m solvente : masa del solvente medida en [ g ]
V : volumen de la solución medido en [ ml ]


( P / V ) soluto + ( P / V ) solvente = 100 × D ( solución binaria )

Donde:
( % P / V ) soluto : porcentaje peso / volumen o masa / volumen de soluto
( % P / V ) solvente : porcentaje peso / volumen o masa / volumen de solvente
D : densidad de la solución medida en [ g / ml ]


Ejemplo: Calcula el porcentaje peso / volumen de soluto de una solución formada por 80 [ g ] de soluto disueltos en 500 [ ml ] de solución. Si la densidad de la solución es 1,1 [ g / ml ] , calcula el porcentaje peso / volumen de solvente.

( P / V ) soluto = ( 100 x 80)/500 = 16 %

m solución = 500 × 1,1 = 550 [ g ]

m solvente = 550 – 80 = 470 [ g ]

( P / V ) solvente = ( 100 x 470) / 500 = 94 %

PORCENTAJE VOLUMEN / VOLUMEN

( V / V ) soluto = ( 100 x V soluto)/ V


Donde:
( % V / V ) soluto : porcentaje volumen / volumen de soluto
V soluto : volumen del soluto medido en [ ml ]
V : volumen de la solución medido en [ ml ]

( V / V ) solvente = ( 100 X V)/ V

Donde:
( % V / V ) solvente : porcentaje volumen / volumen de solvente
V solvente : volumen del solvente medido en [ ml ]
V : volumen de la solución medido en [ ml ]

Si los volúmenes son aditivos:

( V / V ) soluto + ( V / V ) solvente = 100 ( soluciones binarias )

Donde:
( % V / V ) soluto : porcentaje volumen / volumen de soluto
( % V / V ) solvente : porcentaje volumen / volumen de solvente

Ejemplo: 300 [ ml ] de una cierta solución acuosa contienen 60 [ ml ] de CH3CH2OH . Calcula el porcentaje volumen / volumen de soluto. Si los volúmenes son aditivos, calcula el porcentaje volumen / volumen de solvente.

( V / V ) soluto = ( 100 X 60 )= 20 %

V solvente = 300 – 60 = 240 [ ml ]

( V / V ) solvente = ( 100 X 240)/ 300 = 80 %

FRACCION MOLAR

n soluto
X soluto = n SOLUTO/(n soluto + n solvente)(soluciones binarias )
Donde:
X soluto : fracción molar de soluto
n soluto : número de moles de soluto medido en [ mol ]
n solvente : número de moles de solvente medido en [ mol ]

X solvente = n solvente/ ( n soluto +n solvente) ( soluciones binarias )

Donde:
X solvente : fracción molar de solvente
n soluto : número de moles de soluto medido en [ mol ]
n solvente : número de moles de solvente medido en [ mol ]

X soluto + X solvente = 1 ( soluciones binarias )

Donde:
X soluto : fracción molar de soluto
X solvente : fracción molar de solvente

Ejemplo: Una solución está formada por 324 [ g ] de H2O y 120 [ g ] de CH3COOH. Calcula la fracción molar de cada uno.
PM H2O = 18 [ g / mol ]
PM CH3COOH = 60 [ g / mol ]


n soluto = 120/ 60 = 2 [ mol ] 60

n solvente = 324 / 18 = 18 [ mol ]

2
X soluto = 2 /( 2 +18) = 0,1

X solvente = 18/( 2+ 18) = 0,9

MOLARIDAD


M = ( 100 x n)/ V

Donde:
M : molaridad de la solución
n : número de moles de soluto medido en [ mol ]
V : volumen de la solución medido en [ ml ]

Ejemplo: Una solución contiene 8,5 [ g ] de NaNO3 por cada 500 [ ml ] . Calcula su molaridad. PM NaNO3 = 85 [ g / mol ]

n = 8.5 /85 = 0,1

M = ( 1000 x 0.1)/ 500 = 0,2

NORMALIDAD

N = 1000 x n equiv/ V

Donde:
N : normalidad de la solución
n equiv : número de equivalentes gramo de soluto medido en [ equiv ]
V : volumen de la solución medido en [ ml ]

Ejemplo: Una solución contiene 0,74 [ g ] de Ca ( OH ) 2 por cada 500 [ ml ] . Calcula su normalidad.
PE Ca ( OH ) 2 = 37 [ g / equiv ]

n equiv = 0.74 / 37 = 0,02 [ equiv ]

N = ( 1000 x0.02)/ 500= 0,04

MOLALIDAD

m = ( 1000 x n)/ m solvente

Donde:
m : molalidad de la solución medida en [ mol / kg ]
n : número de moles de soluto medido en [ mol ]
m solvente : masa de solvente medida en [ g ]

Ejemplo: Se disuelven 17 [ g ] de NaNO3 en 400 [ ml ] de H2O . Calcula la molalidad de la solución formada.
D solvente = 1 [ g / ml ]
PM NaNO3 = 85 [ g / mol ]

m solvente = 400 × 1 = 400 [ g ]

n = 17/ 85= 0,2 [ mol ]

m = ( 1000 x0.2)/ 400 = 0,5

Introducción.

La volumetría es una parte del análisis cuantitativo que utiliza la medición de componentes a tráves de soluciones valoradas.

La mayoria de las soluciones están preparadas con el mayor solvente existente en nuestro planeta: El agua.
Dichas soluciones, se les conoce como soluciones acuosas; esto, para distinguirlas de otras soluciones, ya que pueden utilizarse otros solventes como el etanol, acetona, ácido acético y otros solventes.
A las soluciones preparadas con etanol se les suele decir etanólicas.Las que se preparar con ácido acético soluciones acéticas etc.