1. Dureza del agua
ObObjetivos
En esta práctica se pretende determinar la dureza total (calcio y magnesio) de una muestra de
agua utilizando la técnica de valoración por formación de complejos, con EDTA ( )
como reactivo valorante.
Fundamento
FundamEl concepto de “dureza” probablemente sea de los más conocidos cuando se habla
de un agua, natural o tratada, asociándose intuitivamente al contenido en sales de esa agua.
La dureza del agua la constituyen todos los cationes polivalentes (divalentes y trivalentes,
sobre todo) disueltos. No obstante debido a la alta proporción de sales de y de
(éste en menor proporción) frente a los demás cationes, se suele asociar dureza con contenido
en sales cálcicas y magnésicas.
La mayoría de los suministros de agua potable tienen un promedio de 250 mg/L de dureza.
Niveles superiores a 500 mg/L no es apropiado para uso doméstico.
Se han establecido muchas clasificaciones de aguas atendiendo a su dureza. Se presenta a
continuación una clasificación muy simple y de bastante utilidad práctica:
Dureza como Interpretación
0 – 75 agua suave
75 – 150 agua poco dura
150 – 300 agua dura
>300 agua muy dura
En el agua potable el límite máximo permisible es de 300 mg/L de dureza. En el agua para
calderas el límite es de 0 mg/L.
Existen dos tipos de dureza:
Dureza temporal: Está determinada por el contenido de carbonatos y bicarbonatos de
calcio y magnesio. Puede ser eliminada por ebullición del agua y posterior eliminación
de precipitados formados por filtración. También se conoce como “dureza de
carbonatos”.
Ca(cO3H)2 (aq)  CaCO3 (s) + H2O (l) + CO2 (g)

2. Dureza permanente: No es eliminada por el calentamiento, es debida a otras sales
solubles de Ca y Mg (cloruros, sulfatos etc.)
Las incrustaciones debidas a la dureza permanente son originadas principalmente por
el sulfato de calcio, ya que las otras sales: , y son muy solubles
en agua. El sulfato de calcio, es medianamente soluble, 2g/L a 20ºC, pero 1,6 g/L a
100ºC. Por eso, cuando el agua de una caldera se calienta y parte se convierte en
vapor, se deposita en forma compacta, de moda que redisolución con
agua es prácticamente imposible. Se le conoce como “dureza de no
carbonatos”.
La determinación de la dureza del agua proporciona una medida de la calidad de las aguas de
interés doméstico o industrial ya que, al calentar las aguas duras se produce la precipitación de
carbonato de calcio, que obstruye las tuberías y los calentadores. Tradicionalmente, la dureza
del agua ha estado asociada a la capacidad de los cationes presentes en la misma para sustituir
a los iones sodio y potasio de los jabones, lo cual da lugar a grumos insolubles que pueden
consumir una cantidad importante del jabón que se utiliza en la limpieza. Sin embargo, la
dureza del agua es beneficiosa para el riego por que los iones alcalinotérreos tienden a flocular
las partículas coloidales del suelo (favorecen la formación de agregados de dichos coloides) lo
cual aumenta la permeabilidad del suelo al agua.
En las aguas naturales, la concentración de cationes calcio y magnesio es generalmente muy
superior a la de otros cationes metálicos con cargas múltiples capaces de presentar esa
propiedad.
Se define la “dureza del agua” en términos de la concentración de carbonato de calcio, que va
a ser equivalente a la concentración e todos los cationes multivalentes de la muestra. Se suele
expresar en mg/L de (ppm).
Las medidas de dureza del agua son:
- Mg /l o ppm de : miligramos de carbonato cálcico ( en
un litro de agua; esto es equivalente a ppm de
- Grado alemán (ºdH): equivale a 10 mg/L de Cao.
- Grado americano: equivale a 17.2 mg .
- Grado francés (ºfH): equivale a 10.0 mg
- Grado inglés (ºeH) o grado Clark: equivale a 14.3 mg
Deben destacarse por su mayor uso el “grado francés” y el “grado alemán”.
La dureza del agua se puede determinar por varios métodos:
Por el método del jabón: Consiste en titular el agua con una solución de jabón de
concentración conocida, el indicador es la propia espuma del jabón, que solo se forma
cuando toda la dureza se ha consumido (o sea después que el jabón de sodio se ha

3. combinado con los iones Ca y Mg formando jabones insolubles) con un volumen de
solución de jabón que se lee en una bureta.
Por el método del EDTA: Este método consiste en titular la solución de agua dura con
una solución de ácido etilén-diamino-tetracético (EDTA) y utilizando como indicador
negro de eriocromo T (NET) que forma un complejo de color rojo vinoso, el cual vira a
azul cuando se ha agregado una cantidad de sal de EDTA. Es la que utilizaremos en
nuestra práctica.
El medio tiene que ser básico para que se disponga de los iones necesarios.
La determinación de la dureza del agua suele realizarse valorando con EDTA (que permite
valorar tanto la concentración de Ca como la de Mg) , tras tamponar la muestra a pH 10 con
una disolución amortiguadora cloruro de amonio/amoniaco. Las reacciones de complejación
que tienen lugar y sus correspondientes constantes de equilibrio son las siguientes.
ya que a pH 10 la especie del EDTA que predomina es el . El pH no debe ser muy elevado,
ya que puede producirse la precipitación de hidróxidos metálicos, y la reacción con el EDTA
sería muy lenta.
Una volumetría de formación de complejos es un método químico de análisis cuantitativo que
tiene por objeto determinar la concentración exacta de una disolución de un ión metálico,
utilizando una propiedad química del mismo, su capacidad para formar complejos de alta
estabilidad con un ligando (generalmente de naturaleza orgánica) que actúa como valorante.
En este tipo de valoraciones casi siempre se utiliza un indicador visual externo como método
de detección del punto final ya que no es fácil disponer de un sensor que permita seguir el
transcurso de la valoración. Los indicadores visuales que se utilizan habitualmente en las
valoraciones de formación de complejos son los conocidos como indicadores metalocrómicos.
Son sustancias orgánicas con capacidad de formar, a muy bajas concentraciones complejos con
el ión metálico a valorar. Presentan dos colores distintivos; uno para la forma libre y otro para
la forma compleja con el metal.

4. Si por ejemplo se valora una muestra conteniendo un ión metálico, al añadir el indicador al
Erlenmeyer se formará el complejo metal-indicador y se verá su color. Al ir valorando con el
ligando se irá formando el complejo metal-ligando pero permanecerá también el complejo
metal-indicador, por lo que se seguirá viendo su color. Cuando se haya adicionado la cantidad
estequiométrica de ligando valorante todo el metal deberá estar formando el complejo metal-
ligando y se romperá el complejo metal-indicador con lo que se dejará de ver su color y en su
lugar se verá el color del indicador libre.
El indicador empleado en dicha determinación es el negro de eriocromo T (NET).
OH
- N=N
O3S
-
Negro de Eriocromo T (H )
2In
NO2
Se trata de un ácido débil cuyo color depende del pH de la disolución. Su comportamiento
como ácido débil se puede describir a partir de las ecuaciones:
H2In- + H2O HIn2- + H3O+ K2 = 5,0·10-7
HIn2- + H2O In3- + H3O+ K1 = 2,5·10-12
La ionización de este colorante conduce a valores de pK1 = 6,3 y pK2 = 11,5. Así, el negro de
eriocromo T es rojo, a valores de pH menores que 6,3; azul, a valores entre 7 y 11; y amarillo
naranja, por encima de 11,5. Es decir, el color del indicador depende de la concentración
hidrogeniónica, como se ha comentado anteriormente, y presenta el siguiente equilibrio ácido-
base:
H2In- HIn2- + H+ In3- + H+
Rojo pK1= 6.3 Azul pK2= 11.5 Naranja
Cuando se adiciona una pequeña cantidad del indicador negro de eriocromo T a la disolución
de la muestra, éste reacciona con ambos cationes dando productos de color rojo, de los cuales
es más estable el que origina el Mg2+.
ya que a pH = 10 la especie que predomina del indicador es el HIn2-.

5. Tanto los indicadores metalocrómicos como los ligandos valorantes tienen propiedades ácido-
base siendo en general bases polipróticos débiles. Por ello, las valoraciones se deben realizar a
pH constante para que las posibles reacciones parásitas del ligando e indicador con los iones
hidrógeno no interfieran en las reacciones de formación de los complejos metal-indicador y
metal-ligando. Para conseguir este pH constante es necesario realizar la valoración en
presencia de una disolución tampón.
Uno de los ligandos más habitualmente utilizados en este tipo de volumetrías de formación de
complejos es el EDTA (ácido etilén-diamino-tretracético). Es un ácido tetraprótico débil cuya
forma más básica ( ) es capaz de formar complejos muy estables con todos los cationes
metálicos del sistema periódico excepto con los alcalinos. Los complejos presentan una
estequiometria 1:1 pro lo que en las valoraciones con EDTA cada mol de valorante gastado
representa un mol de metal valorado de acuerdo con la reacción:
—
+ 
Composición de las soluciones de EDTA en función del pH.
Las disoluciones EDTA son incoloras y las de sus complejos con los metales son del mismo
color, aunque con diferente tonalidad, que las disoluciones de los iones metálicos libres. Por
ello cuando se valora un metal coloreado con EDTA hay que tener cuidado de que los cambios
de color del indicador metalocrómico sean compatibles con el color del complejo, para ver un
cambio de color nítido de color en el punto final de la valoración.
Si en una disolución hay más de un ión metálico, pueden ajustarse condiciones experimentales
para realizar una valoración sucesiva, aunque lo más probable es que se valoren todos ellos
conjuntamente. En este último caso, la concentración molar finalmente obtenida se referirá al
conjunto de los metálicos, ya que todos ellos forman complejos con estequimetría 1:1.

6. El EDTA se asocia antes con el Ca2+, destruyendo antes el complejo CaIn-. Finalmente, el EDTA
se asocia con el Mg2+. La detección del punto final se realiza empleando la siguiente reacción
indicadora:
donde HIn2- corresponde al indicador negro de eriocromo T.
Una disolución presenta una alta capacidad tampón cuando al adicionarle cantidades
moderadas de ácidos o bases fuertes conserva su pH prácticamente constante. A estas
disoluciones se les denomina disoluciones tampón.
Una disolución de concentración alta (mayor de 0.1M) en un ácido fuerte presenta una alta
capacidad tampón, pero su pH<1. Una disolución de una base fuerte en concentración alta
también presenta una alta capacidad tampón pero su pH>13. Si se quiere tener una disolución
con una alta capacidad tampón en el intervalo 1<pH<13, es necesario recurrir a la mezcla de
un ácido débil con su base conjugada.
La concentración individual de calcio y magnesio (durezas específicas) se pueden determinar
mediante la eliminación de uno de los dos cationes (Ej. Para la determinación de la
concentración de magnesio, podremos eliminar el calcio haciendo que precipite en forma de
oxalato cálcico, CaC2O4).
MatMateriales
Matraz aforado de 100 mL Pipeta Matraz Erlenmeyer
Espátula Bureta Pie y pinzas

7. Probeta Balanza Vaso de precipitado y varilla
PRODUCTOS:
EDTA 0.02 M como patrón primario Disolución tampón de pH 10 de / Cl
Agua destilada Negro de eriocromo T (NET) al 1% en NaCl.

8. Procedimiento
1. Primero se vierten 100 mL del agua problema en un matraz Erlenmeyer
2. Añadimos 5 mL de la disolución reguladora a pH 10, que se prepara disolviendo
6.56 gr de CL y 57 ml de en agua destilada y aforando a 100 mL.
3. Añadimos unos miligramos del indicador NET al 1% en NaCl y mezclamos bien
realizando movimientos giratorios con el Erlenmeyer.
4. Valorar con la disolución de EDTA hasta viraje del indicador desde rojizo hasta
azul, que indica que la reacción ha finalizado.

9. 5. Por último anotamos el volumen de disolución de EDTA consumida.
Volumen de EDTA consumido: 17.5 mL
Cálculos
CálCalcula el valor de la dureza total de las muestras de agua a partir de los resultados
obtenidos, expresando la misma en miligramos de por litro de agua. Exprésala
además en grados franceses y grados alemán.
. 0,0175 L disolución =
0,00035 moles EDTA.
0.00035 moles Ca = 0.00035 moles
. = 0.035 g
en 100 mL agua.
. 1 L = 0.35 g /L
agua.
= 350 mg/L = 350
ppm
GRADOS FRANCESES: 35 ºfH
CConclusiones
Haz un informe de la práctica indicando las conclusiones obtenidas y comenta los problemas
encontrados, así como las observaciones que consideres oportunas.
Esta práctica me ha resultado algo más difícil que las demás anteriores, y al hacer la práctica
me he perdido en muchos de los pasos. Quizás porque mientras unos preparaban una
disolución necesaria los demás íbamos preparando y realizando otro paso y así resultó algo
más confuso si no veíamos todos los pasos en orden. Además aparecían en la práctica muchos
reactivos que no conocíamos de antes y no sabíamos qué utilidad tenían.

10. Un fallo que quizás tuvimos es que echamos demasiado indicador NET por lo que se puso
demasiado azul y había un mayor error al ver el viraje del color de rosado al azul. Por otro lado,
las valoraciones ya las tenemos dominadas.
BEATRIZ AFÁN DE RIVERA QUESADA 1ºBACH D.