info ing. ambiental segunda unidad
DESCRIPTION
Determinacion de DurezaTRANSCRIPT
PRACTICA 01:DETERMINACION
DE DUREZA TOTAL
(Muestras de Agua)
1
I. INTRODUCCION:
II. OBJETIVOS:
III. MARCO TEORICO:
2
Se entiende por dureza total la suma de las durezas individuales debidas a
los iones de calcio, magnesio, estroncio y bario en forma de carbonato o
bicarbonato.
La composición química del agua y su contenido en las sales de los iones
antes mencionados depende del suelo del que provienen. En los suelos
de basalto, arenisca y granito las aguas son muy blandas, con 1-2º d de
dureza. Las aguas procedentes de suelos de cal, yeso y dolomita pueden
presentar dureza de más de 100° d grados alemanes de dureza.
El valor hidrotimétrico expresa el contenido del agua en sales de calcio y
magnesio, por tanto se corresponde con la dureza total.
La dureza puede expresarse en:
Grado alemán: Todos los componentes de la dureza del agua son
determinados como CaO. 10 mg de CaO/l son 1ºd.
Grado francés: Todos los componentes de la dureza del agua se
expresan como CaCO3. 10 mg CaCO3 son 1º f.
La dureza total de las aguas es un componente con bastante significación
en la calidad físico-química. No se conocen con claridad los efectos de las
aguas blandas y duras sobre el organismo de los consumidores, aunque
ciertos estudios epidemiológicos parecen apuntar a que la incidencia de
enfermedades cardiovasculares es mayor en las zonas de consumo de
aguas blandas. Por otra parte, las aguas blandas son agresivas y facilitan
la disolución de metales de las cañerías, provocando, entre otras
enfermedades, saturnismo o intoxicación por plomo en aquellos
abastecimientos en que aún se conservan tuberías antiguas de plomo.
El uso de las aguas duras tanto a nivel doméstico como industrial tiene
graves inconvenientes. En el lavado se produce precipitación del jabón
por el calcio y el magnesio, en la cocción de legumbres y en la industria
puede presentarse problemas de incrustaciones.
3
La reglamentación técnico-sanitaria española establece como valor
orientador de calidad para la dureza total mínimo en aguas ablandadas
de 150 mg/l CaCO3.
La Organización Mundial de Salud,
OMS, ha adoptado como
concentración máxima deseable
100 mg/l de CaCO3 y como
concentración máxima admisible
500 mg/l.
La presencia de calcio en las aguas naturales tiene su origen en la
lixiviación de los terrenos calizos que atraviesa. El calcio, junto con el
magnesio, son elementos de la dureza del agua. El calcio se encuentra en
las aguas en cantidades muchos mayores que el magnesio siendo, salvo
muy raras excepciones, el catión más abundante. A las aguas pasa, o bien
por simple disolución cuando tiene su origen en los yesos o los silicatos, o
bien por ataque de las calizas o dolomías, por la acción del anhídrido
carbónico.
Es, después de los cuatro elementos organógenos, oxígeno, carbono,
hidrógeno y nitrógeno, el más abundante en el organismo humano,
necesitando éste recibir un aporte diario de un gramo de calcio.
El contenido de calcio en las aguas puede variar desde muy pocos
miligramos por litros a varios cientos de mg/l; puede presentarse en
formas de bicarbonatos, sulfatos y cloruros. Aunque se ha discutido la
influencia del calcio sobre la salud, no hay pruebas que acrediten efectos
nocivos.
La reglamentación técnico-sanitaria española establece como valor
orientador de calidad hasta un contenido en calcio de 100 mg/l y como
límite máximo tolerable 200 mg/l.
El magnesio contribuye notablemente, junto con el calcio, a caracterizar
la dureza de un agua. El contenido en magnesio de un agua depende casi
4
exclusivamente de los terrenos que atraviesa, pudiendo variar desde muy
pocos mg/l a varios cientos de mg/l.
IV. MATERIALES Y METODOS:
a. REACTIVOS:
b.
PROCEDIMIENTO:
Preparación del EDTA:
1. Preparar una solución de EDTA de 0.01 M para un volumen de
500 mL
2. Preparar solución Buffer para ello:
Pesar 6.8 gr de cloruro de amonio + 57 mL de amoniaco,
aforarlo hasta 100 mL, agitar hasta la disolución completa del
soluto.
5
Valoración de la muestra:
1. Medir 25 ml de las muestras recolectadas.
2. Medir 25 mL de agua destilada, llevar todo a una matraz
Erlenmeyer de 250 mL
3. Adicionar 10 mL de la sol. Buffer
4. Adicionar 2 gotas de MgCl al 1 %
5. Indicador: EBT (Negro de Eriocromo T) color: Grosella
6. Titular
Determinación de Dureza Total:
DT ppmCaCO3=4000∗M∗Gasto EDTA
V. RESULTADOS:Aplicando la formula se obtienen los siguientes valores de dureza total:
6
MUESTRA DE AGUA
GASTO (mL)
DUREZA TOTAL (ppm CaCO3)
AGUA DE MAR 32 1280
AGUA POTABLE 10.2 4089 360
AGUA DE RIO 13.2 52813.8 552
AGUA ESTANCADA 8.7 3488.5 340
VI. DISCUSION:
VII. CONCLUSIONES
- De los datos obtenidos en la práctica se concluye que el agua de mar es
la muestra estudiada que mayor valor de dureza tuvo, siendo esta de
1280 ppm.
- La muestra de agua de mar es aquella que según datos bibliográficos
contiene mayor cantidad de cationes por lo cual se le atribuye esta
característica a su elevado valor de dureza en comparación con las otra
muestras.
- El agua de rio es otra de las muestras que tuvo mayor valor de dureza
siendo este valor de 552 ppm.
- La muestra de agua de rio muestra un contenido variable de sustancias
que podrían causar la dureza de la muestra.
- La muestra de agua potable fue una de las que menor valor tuvo, y esto
debido al proceso previo de purificación que recibe el agua que
posteriormente es utilizada e actividades diarias.
7
MUESTRA DE AGUA
GASTO (mL)
DUREZA TOTAL (ppm CaCO3)
AGUA DE MAR 32 1280
AGUA POTABLE 10.2 4089 360
AGUA DE RIO 13.2 52813.8 552
AGUA ESTANCADA 8.7 3488.5 340
VIII. BIBLIOGRAFIA:
PRACTICA 02:DETERMINACION
DE DUREZA CALCICA
(Muestras de Agua)
8
I. INTRODUCCION
El calcio y el magnesio son minerales muy importantes y los
podemos encontrar tanto en los alimentos que no están
procesados, como en las aguas minerales naturales. Las aguas
minerales naturales provienen de manantiales naturales y es ésta la
que contiene las sales minerales esenciales para mantener el
equilibrio perfecto de nuestro organismo. Cada mineral cumple
funciones específicas que ayudan al correcto funcionamiento del
cuerpo humano
Los cationes calcio y magnesio son los principales compuestos a los
que se le atribuye la dureza que presenta una muestra, como fue el
caso de las muestras de agua que se analizaron en el laboratorio.
Siendo así que lo que analizó primordialmente durante esta práctica
fue la dureza cálcica y magnésica de las muestras de agua
recolectadas, siendo así que el método que se utilizó fue el de
titulación con EDTA (ácido etilendiaminotetraacético) utilizando
como indicador la Murexida la cual permitió que se diera el viraje de
color grosella a purpura.
II. OBJETIVOS:
9
- Determinar la dureza cálcica de las muestras de agua
recolectadas de diferentes fuentes.
- Determinar la dureza magnésica de las muestras de agua
recolectadas de diferentes fuentes.
III. MARCO TEORICOIV. MATERIALES Y METODOSV. RESULTADOS
10
VI. DISCUSION:
El término dureza del agua se refiere a la cantidad de sales de calcio
y magnesio disueltas en el agua. Estos minerales tienen su origen en
las formaciones rocosas calcáreas, y pueden ser encontrados, en
mayor o menor grado, en la mayoría de las aguas naturales. A veces
se da como límite para denominar a un agua como dura una dureza
superior a 120 mg CaCO3/L. Veamos que sucede con la dureza en las
aguas naturales.
La salinidad de los océanos es ligeramente variable, pero la
proporción de los diversos componentes es relativamente
constante. Este hecho sólo se cumple para aguas de mar abierto. Los
estuarios y las zonas costeras poco profundas, sobre todo si se trata
de costas habitadas, poseen concentraciones diferentes. El Na+ y el
Cl- forman por sí solos alrededor del 85% del total de los solutos; si
se consideran los iones positivos Na+ , Mg2+, Ca2+, K+ y los cuatro
negativos Cl- , SO4 2-, HCO3 - y Br - , se llega al 99,9%.
Lo que llama la atención es que la concentración de los iones Na+
(aq) y Cl- (aq) es relativamente pequeña frente a la que se encuentra
en los mares. Esta diferencia resulta aún más sorprendente si se
considera que buena parte del NaCl que se encuentra en los ríos
proviene directamente del mar debido al proceso de redistribución
del agua en la Tierra. En el agua de los ríos se encuentran
11
principalmente los iones positivos Ca2+ y Mg2+ y los iones negativos
bicarbonato, HCO3 - y sulfato, SO4 2-. Además hay una considerable
cantidad de silicatos. Al establecer comparaciones entre las
diferentes concentraciones de las sales que se encuentran en los
ríos y los océanos se postula la existencia de un equilibrio dinámico
ya que los diversos iones llegan al mar en parte arrastrados por los
ríos. Al mismo tiempo hay procesos biológicos y químicos que
eliminan nuevamente esas especies. El mecanismo de eliminación
más conocido es el que controla los iones calcio por medio de la
formación de conchas calcáreas.
El ion Calcio Ca++, forma sales desde moderadamente solubles a muy
insolubles. Precipita fácilmente como CaCO3. Contribuye de forma
muy especial a la dureza del agua y a la formación de incrustaciones.
Las aguas dulces suelen contener de 10 a 250 ppm, incluso 600
ppm, mientras que el agua de mar contiene unos 400 ppm
(RODRIGUEZ, 2010)
El ion magnesio, Mg++, tiene propiedades muy similares a las del ion
calcio, pero sus sales son, en general más solubles y difíciles de
precipitar; por el contra, su hidróxido, Mg(OH)2, es menos soluble.
Las aguas dulces suelen contener entre 1 y 100 ppm, y el agua de
mar contiene unos 1300 ppm. Cuando el contenido en agua alcanza
varios centenares le da un sabor amargo y propiedades laxantes,
que pueden afectar su potabilidad. Contribuye a la dureza del agua y
a pH alcalino puede formar incrustaciones de hidróxido (RIGOLA,
1990).
En las aguas se encuentra en mayor cantidad que el magnesio
siendo, salvo en raras excepciones, el catión más abundante. A las
aguas pasa por simple disolución, cuando tiene su origen en los
yesos o los silicatos, o bien por ataque de las calizas o dolomitas, por
la acción del anhídrido carbónico (BADILLA, 2005).
12
Se encuentra generalmente en las aguas en cantidades mucho
menores que el calcio, pero su importancia biológica es grande, ya
que es indispensable en el desarrollo de ciertos sistemas
enzimáticos, actuando igualmente en la constitución de los huesos.
Una persona adulta debe de tomar por término medio 200 a 300 mg
por día. Si la cantidad de magnesio en el agua es muy grande, puede
esta actuar como laxante e incluso adquirir un sabor amargo
(BADILLA, 2005).
VII. CONCLUSIONESVIII. BIBLIOGRAFIA
- RIGOLA, M. Tratamiento de Aguas Industriales. Primera Edición.
MARCOMBO. 1990. Colombia.
- BADILLA, H. Víquez, C. Zamora E. 2005. Evaluación de las Fuentes
de Agua Potable de la Ciudad de Grecia. Taller
- RODRÍGUEZ Roberto, Apuntes del Seminario de Agua de la Carrera
de especialización y Maestría en Ingeniería Ambiental. UTN - Bahía
Blanca. 2010.
- WITTHEN Kenneth W., DAVIS Raymond E. y PECK M. Larry.
“Química General”. 1998. 5a Edición. Ed. Concepción Fernández
Madrid. España.
13
PRACTICA 03:DETERMINACION
14
DE CLORURO EN UNA MEZCLA DE
AGUA
I. INTRODUCCION
II. OBJETIVOS:
- Conocer los diferentes métodos de ion cloruro (%) en una
muestra de agua
- Aplicar los métodos de análisis de Morch, Volhard, Fajans.
15
III. MARCO TEORICO:
Si mezclamos dos substancias y el resultado obtenido es una mezcla
homogénea, hablamos de solución. En el caso de la sal de mesa
mezclada con el agua, los átomos de sodio (Na) y de cloro (Cl)
inicialmente ligados en conjunto bajo la forma de un cristal, son
disueltos por las moléculas de agua. El agua es un solvente.
Las razones son de orden electrostático. La cohesión de los átomos y
de las moléculas proviene de los enlaces electrostáticos que existen
entre partículas cargadas y/o polarizadas. El cloruro de sodio (NaCl)
es de hecho la unión de un ion Na+ y de un ion Cl- que se atraen
mutuamente bajo el efecto de la atracción electrostática.
Las moléculas de agua son eléctricamente neutras pero su
geometría las hace polarizables, es decir, que las cargas positivas y
negativas están colocadas una frente a la otra. Ésta propiedad hace
que los iones de Na+ y de Cl- se separen bajo la atracción más fuerte
16
de las moléculas de agua. Notemos que la orientación de las
moléculas no es la misma si ellas atraen a un ion de Na+ o un ion de
Cl- .
Las aguas naturales tienen contenidos muy variables en cloruros
dependiendo de las características de los terrenos que atraviesen
pero, en cualquier caso, esta cantidad siempre es menor que las que
se encuentran en las aguas residuales, ya que el ClNa es común en la
dieta y pasa inalterado a través del aparato digestivo.
El aumento en cloruros de un agua puede tener orígenes diversos. Si
se trata de una zona costera puede deberse a infiltraciones de agua
del mar. En el caso de una zona árida el aumento de cloruros en un
agua se debe al lavado de los suelos producido por fuertes lluvias.
En último caso, el aumento de cloruros puede deberse a la
contaminación del agua por aguas residuales.
Los contenidos en cloruros de las aguas naturales no suelen
sobrepasar los 50-60 mg/l. El contenido en cloruros no suele
plantear problemas de potabilidad a las aguas de consumo. Un
contenido elevado de cloruros puede dañar las conducciones y
estructuras metálicas y perjudicar el crecimiento vegetal.
La reglamentación técnico-sanitaria española establece como valor
orientador de calidad 250 mg/l de Cl y, como límite máximo
tolerable, 350 mg/l de Cl, ya que no representan en un agua de
consumo humano más inconvenientes que el gusto desagradable
del agua.
La determinación de cloruros puede hacerse mediante tres
métodos.
1. El método argentométrico o volumétrico es recomendable para
agua con concentraciones entre 1,5 y 100 mg/l de cloruros.Este
método es aplicable para la determinación de cloruros en aguas
17
potables o superficiales, siempre que no tengan excesivo color o
turbidez. Se basa en el método de Mohr. Sobre una muestra
ligeramente alcalina, con pH entre 7 y 10, se añade disolución de
AgNO3 valorante, y disolución indicadora K2CrO4. Los Cl-
precipitan con el ión Ag+ formando un compuesto muy insoluble
de color blanco. Cuando todo el producto ha precipitado, se
forma el cromato de plata, de color rojo ladrillo, que es menos
insoluble que el anterior y nos señala el fin de la valoración.
Cálculo.- Si lo que queremos son los mg/l de cloruros.
OBSERVACIONES:
En el caso de aguas cuya concentración de cloruros sea inferior
a 30 ppm no utilizar este método. 2º El pH de la muestra debe
estar entre 7 y 10, ya que si: pH<7 se disolvería el Ag2CrO4 y
dificultaría la detección del punto final de la valoración. pH > 7
precipitaría el AgOH , de color pardo , y cometeríamos error. 3º
Interferencias: La materia orgánica debe eliminarse. Los Br- , I- ,
y CN- se registran como concentraciones equivalentes de Cl-.
Los iones sulfuro, tiosulfuro y sulfito interfieren pero se
eliminan con agua oxigenada, al 30%. Los fosfatos interfieren
18
por encima de 25 ppm por precipitar como Ag3PO4. El Fe2-
interfiere por encima de 10 ppm al reaccionar con K2CrO4 y
enmascarar el punto final.
2. Método del nitrato de mercurio. Éste tiene la ventaja que el
punto final de la reacción es fácilmente apreciable.
3. El Método potenciométrico se aplica mediante un
potenciómetro y un electrodo de cloruros. Este método es
recomendable para aguas con elevado color y turbidez.
METODO VOLHARD:
El método de Volhard es un tipo de valoración química, que trata
la plata con sulfocianuro (tiocianato). También puede ser utilizada
para valorar haluros y otras sustancias que precipiten con plata a
través una valoración por retroceso.
La plata puede ser valorada en medio ácido con KSCN o también
con NH4SCN, el producto formado, AgSCN, es una sal de color
blanco y de tipo muy poco soluble.
Un poco de exceso de sulfocianuro se detecta de manera clara en
presencia de Fe3+, ya que este ion forma un complejo de color rojo
con el tiocianato, que en medio ácido se detecta a concentraciones
muy bajas. Debido a que el indicador es muy sensible a un exceso
de tiocianato, el blanco del indicador es muy pequeño.
Los equilibrios que tiene lugar son:
19
Ag+¿+SCN−¿↔AgSCN ↓¿ ¿
Cuando termina de reaccionar la plata, un exceso ligero de SCN -
forma el complejo de color rojo con los iones férricos, hecho que
indica el final de la valoración:
SCN−¿+Fe3+¿↔Fe SC N2+¿¿¿ ¿
En este tipo de valoración, se debe tener en cuenta que el AgSCN que
se forma, absorbe iones plata que se detraen de la solución. Por lo
tanto, en las zonas cercanas al punto dinal es necesario agitar de
manera fuerte hasta que el color del complejo formado, FeSCN2+, se
haga permanente.
Una aplicación importante que tiene el método de Volhard, es la
determinación y analisis del cloruro en medio ácido, ya que los
haluros no pueden titularse en medio fuertemente ácido por el
método de Mohr por ejemplo, ni siguiera puede realizarse por el
método de Fajans.
A la disolución con contenido de Cl-, se le añade un exceso de nitrato
de plata valorado, y la plata que no ha reaccionado se valora por
retroceso con sulfocianuto patrón.
El balance de la plata será:
Ag+ total = Ag+ que AgCl ↓ + Ag+ , que no reacciona.
Donde Ag+ total, es la cantidad que se conoce V.N, de donde V se
mide en ml, y es el volumen que se añade, y N, la normalidad, que en
este caso es igual a la molaridad. Ag+ que AgCl↓, es la plata que
precipita al cloruro que queremos determinar y el término se expresa
como:
X mg NaCl / PM
20
El peso equivalente coincide con el peso molecular, o el peso
atómico, pues la reacción se encuentra también en proporción 1:1.
El concepto “Ag+, que no reacciona”, corresponde a la plata en
exceso que no se consume en precipitar el cloruro, puesto que se
cuantifica por el método de Volhard será igual al producto de los
mililitros de sulfocianuro consumido V’, por la normalidad del mismo
N’, que también coincide con la molaridad:
Miliequivalentes de Ag = miliequivalentes Cl- + miliequivalentes SCN-
VN = X mg NaCl / PM + V’ N’
En la determinación de Cl--, según el método de volhard se encuentra
una dificultad en la valoración por retroceso del exceso de lata,
cuando esta se hace en presencia del precipitado
El equilibrio se desplaza hacia la derecha en cantidad suficiente para
producir un error apreciable Se establecerá el equilibrio cuando la
relación [Cl-] / [SCN-], se hace igual a 100, lo que produce un error
muy elevado. Para evitar dicho inconveniente, existen varias
posibilidades, como por ejemplo el adicionar a la disolución cualquier
tipo de disolvente orgánico, como puedan ser el éter o el benceno,
siempre que sean inmiscibles con agua. El cloruro de plata se
aglomera en la interface agua solvente orgánico, y no se ve afectado
por la presencia de la disolución de sulfocianuro.
Incluso puede emplear el nitrobenceno que recubre el precipitado de
cloruro de plata. Otras posibilidades son filtrar, eliminando el AgCl
(precipitado), o coger una alícuota del líquido claro y proceder a su
valoración.
METODO DE FAJANS:
21
En las valoraciones químicas que utilizan el método Fajans se suelen
usar indicadores conocidos como, de absorción. Dichos indicadores
fueron descubiertos por el propio Fajans, un físico y químico polaco,
cuando se encontraba estudiando la activación de ciertos
halogenuros de plata por colorantes del grupo de las ftaleínas.
Para poder entender el funcionamiento de los indicadores de
absorción, utilizaremos el caso de la formación de un precipitado de
cloruro de plata (AgCl), en el transcurso de una valoración de cloruro
potásico con nitrato de plata (AgNO3). En la primera etapa del
proceso, se producirá un primer cristalito o núcleo por la unión de un
ion cloro con un ion plata, al que se pasarán a unir poco a poco más
iones cloro y plata, de forma que el cristal va creciendo hasta llegar a
un tamaño suficiente para poder precipitar debido a la acción de la
gravedad (pues se va al fondo del recipiente donde se encuentre).
Todos los precipitados, y también el del cloruro de plata, pasan en su
crecimiento por una fase conocida como, coloidal y es en ese preciso
momento, donde nos fijaremos. Los iones que se forman en el
precipitado, poseen preferencia a absorberse en él. Cuando se
encuentre en el estado coloidal, tendremos en la disolución un
conglomerado de cloruro de plata rodeado de iones cloro, así,
mientras el ion se encuentre en exceso en la disolución, se pasará a la
formación de lo que se conoce como micela, la cual se encontrará
cargada negativamente. En el punto de equivalencia se neutralizará
la micela y con un poco de exceso de iones plata, pasará a
encontrarse cargada de manera positiva. El paso de una situación a la
otra, se produce de manera normal con una sola gota de disolución
de iones plata. En dicho momento, el indicador de adsorción se
incorpora a la capa de contrapones y así pasa a reaccionar con la
plata sobre la superficie de la partícula coloidal, como resultado se
22
puede ver un claro cambio en la superficie. Para dicha valoración de
Fajans, se suele utilizar la fluoresceína, a modo de indicador.
Así, al principio de la valoración, la disolución es de color verde-
amarillenta, y así en el punto de equivalencia pasa a ser de un color
rojo-rosado, gracias al producto formado, AgIn, el cual no llega a ser
un precipitado pues su concentración en la disolución es bastante
pequeña.
La fluoresceína, es un ácido de tipo débil, pKa= 8, para que pueda
absorberse debe encontrarse en la cantidad suficiente en forma
aniónica. El intervalo de pH óptimo se encuentra valores de 7 y 9.
La diclorofluoresceína pKa = 5, produce el mismo cambio que la
fluoresceína, pero debe poder valorarse a pH más ácido, siendo así
un pH >4 o igual a dicho valor.
Pueden ser usados como indicadores de adsorción, las sustancias que
se comportan de manera análoga y de hecho existen bastantes
indicadores que se pueden aplicar a la determinación del punto final
de volumetrías de precipitación en las que no interviene la plata.
Para poder elegir un indicador de Fajans correcto, hay que tener en
cuenta que se absorben de manera preferente aquellos iones que
forman con los de la red del precipitado los compuestos menos
solubles. El indicador que se elija debe de ser más soluble que el
compuesto cuyo precipitado se está formando. De esta manera, en la
valoración de cloruro no se puede utilizar eritrosina como indicador,
pues es menos soluble, y reaccionará con la plata antes que con el
cloruro. Este hecho sugiere la posibilidad de valorar de manera
selectiva un ion en presencia de otro que también reaccione con el
valorante, si existe un indicador de solubilidad intermedia.
23
IV. MATERIALES Y METODOS:
Reactivos:- Nitrato de Plata- Cromato de Sodio- NaCl
1. Preparar una solución de nitrato de plata 0.1 N:
2. Valoración:
- Pesar el patrón primario 0.23 a 0.26 gr de NaCl
- Adicionar a un matraz de 150 Ml
- Adicionar 75 mL de Agua destilada, disolver
- Adicionar 5 gotas del indicador (5%)
- Titular hasta rojo ladrillo
- Anotar el gasto
Cálculos:
Peso del Cloruro de Sodio (NaCl):
N °moles=M∗V
24
N °moles=N∗θ∗V
N °moles=0.1N∗1∗V
W=PM∗0.1∗V
W=169.87∗0.1∗0.5=8.4935gr
Formula:
N=WNaCl
0.05845∗Vgasto (mL ) AgN O3
V. RESULTADOS:
VALORACION DEL NITRATO DE PLATA:
Peso de la muestra de NaCl = 0.245 gr
N= 0.245 gr0.05845∗Vgasto (mL ) AgN O3
25
MUESTRA GASTO(mL) NORMALIDAD PROMEDIO
NITRATO DE PLATA
41.7 0.101
0.102 N40.6 0.10342 0.100
40.5 0.10341.6 0.101
VI. DISCUSION:
(MORENO, 2010) En un estudio realizado titulado: Determinación de
Cloruros en aguas corrientes y aguas minerales naturales por el
método de Morh, se muestran los resultados obtenidos respecto del
contenido en cloruros en las muestras analizadas. En dicha tabla se
pueden contrastar también dichos resultados con los referidos por
otras fuentes para aguas de la misma marca.
(SEVILLA, 2010) Las aguas naturales tienen contenidos muy variables
en cloruros dependiendo de las características de los terrenos que
atraviesen pero, en cualquier caso, esta cantidad siempre es menor
26
que las que se encuentran en las aguas residuales, ya que el ClNa es
común en la dieta y pasa inalterado a través del aparato digestivo.
Los contenidos en cloruros de las aguas naturales no suelen
sobrepasar los 50-60 mg/l. El contenido en cloruros no suele
plantear problemas de potabilidad a las aguas de consumo. Un
contenido elevado de cloruros puede dañar las conducciones y
estructuras metálicas y perjudicar el crecimiento vegetal.
VII. CONCLUSIONES :
- La valoración realizada al nitrato de plata comprobó que este es el
adecuado para realizar la titulación que permitirá determinar
cloruros presentes en las muestras de agua analizadas, ya que en las
cinco repeticiones que se realizaron todas tuvieron como resultado
final una normalidad promedio de 0.1 N, lo cual implica que la
valoración se hizo correctamente.
VIII. BIBLIOGRAFIA
- APHA, AWWA, WPCF. Métodos normalizados para el análisis de
aguas potables y residuales. Ed. Díaz de Santos, S.A. Madrid. 1992.
- CRISTIAN, D. Química Analítica. 2 Ed. Limusa. Mexico. 1981
- SKOOG, D y WEST, D. HOLLER F. Química Analítica. 6 Ed. Mc Graw
Hill. México. 1995.
- MORENO, F. Determinación de Cloruros en aguas corrientes y
aguas minerales naturales por el método de Morh, España, 2010.
27
28