Relatorio Referente Ao Calculo Da Dureza Total Das águas Dos Municípios De Guamaré E Macau-RN

1. INTRODUÇÃO

1.1 Dureza da água

O termo água dura foi originado em razão da dificuldade de lavagem de roupas, com águas contendo elevada concentração de certos íons minerais. Esses íons reagem com sabões formando precipitados e evitam a formação de espuma.

Os íons são provenientes de depósitos subterrâneos, como o calcário (CaCO3) ou a dolomita (CaCO3. MgCO3) que agregam à composição da água uma quantidade excessiva de íons Ca2+ e Mg2+, na forma de bicarbonatos (HCO3-), nitratos (NO3-), cloretos (Cl-) e sulfatos (SO42-).

Dependendo da concentração deles, a água passa a ser classificada da seguinte maneira: - água branda (com teores entre 0 e 40 mg/L),

- água moderada (com teores entre 40 e 100 mg/L),

- água dura (com teores entre 100 e 300 mg/L),

- água muito dura (com teores entre 300 e 500 mg/L) e

- água extremamente dura (com teores acima de 500 mg/L).

Essa água é imprópria para o abastecimento de equipamentos geradores de vapor. As caldeiras indústrias requerem o uso de água com baixa dureza, pois o cálcio e magnésio possuem características naturais de se agregarem nas paredes das tubulações. Em altas temperaturas cristalizam-se formando incrustações, causando sérios danos às caldeiras, tais como: diminuição da eficiência na geração dovapor e aumento da temperatura de película do metal, além da possibilidade de rompimento de tubos e explosões.

Há dois tipos de dureza: a temporária e a permanente.

A dureza temporária é aquela devida às presenças dos bicarbonatos de cálcio (Ca(HCO3)2) e de magnésio (Mg(HCO3)2). Quando a água que contém esses sais é fervida ocorre a precipitação de sais neutros (os carbonatos) e a dureza é parcialmente removida, de acordo com o seguinte:

Ca(HCO3)2 → CaCO3 (s) + H2O + CO2 (g)

Mg(HCO3)2 → MgCO3 (S) + H2O + CO2 (g)

A dureza permanente da água é ocasionada pela presença de outros sais de cálcio e magnésio, usualmente os sulfatos. A dureza permanente não pode ser removida por fervura. A soma das durezas temporária e permanente é conhecida como dureza total da água e geralmente é expressa em mg/L de CaCO3.

2.2 Titulações complexométricas com EDTA.

O ácido etilenodiaminotetracético (EDTA) pertence a uma categoria de substâncias, chamadas comumente de complexantes ou quelantes que, em condições adequadas de pH, formam complexos solúveis, extremamente estáveis, com a maioria dos íons metálicos, inclusive os alcalinos terrosos. Os complexantes encontram grande aplicação como reagentes titulométricos.

Complexos formados com ligantes polidentados (isto é,ligantes capazes de ocupar várias posições de coordenação), como é o caso do EDTA (ver figura abaixo), são chamados quelatos.

Na complexometria com EDTA comumente se faz uso de uma solução padrão de seu sal dissódico, Na2H2Y, que fornece em solução aquosa o íon H2Y2-. As reações com os íons metálicos podem ser representadas como:

Mn+ + H2Y2- ⇌ MY(4-n)- + 2H+

Os complexos formados são do tipo 1:1, independentemente da carga do íon. Em qualquer dos casos, um mol de íons H2Y2- reage com um mol de Mn+.

A solução de um íon metálico a ser titulado com H2Y2- deve ser tamponada, de tal maneira que o pH permaneça constante a um nível apropriado. Isso se faz necessário devido à liberação de íons H+ à medida que se forma o complexo no curso da titulação.

Na reação entre um íon metálico e o H2Y2-, é preciso considerar a competição do íon hidrogênio. Os íons metálicos que formam complexos metálicos menos estáveis podem ser satisfatoriamente titulados em solução alcalina, por outro lado, os íons metálicos cujos complexos são muito estáveis, podem ser titulados mesmo em solução ácida. O pH mínimo admissível para a titulação de um íon metálico depende da constante de formação (ou de estabilidade) do seu complexo.

2.3 Indicadoresmetalocrômicos.

Os indicadores metalocrômicos são compostos orgânicos coloridos que reagem com Íons metálicos formando quelatos com coloração diferente daquela do corante livre. O ponto final na titulação de um íon metálico com H2Y2- em presença de um indicador metalocrômico envolve uma reação do tipo:

M -lnd + H2Y2- ⇌ [MY]2- + lnd

(cor A) (cor B)

A titulação com H2Y2- acarreta a progressiva complexação dos íons metálicos livres e, por fim, o íon metálico é deslocado do complexo M-Ind e convertido em [MY]2- com a liberação do indicador Ind. O ponto final é acusado pela mudança da coloração do complexo M-lnd para a do corante livre.

O complexo M-Ind deve ser suficientemente estável, pois do contrário, em virtude de sua dissociação, não haveria uma mudança de coloração nítida. Porém, o complexo M-Ind deve ser menos estável que o complexo [MY]2- para que a reação acima possa ocorrer convenientemente. Finalmente, o indicador deve ser muito sensível com relação ao íon metálico para que a mudança de coloração possa ocorrer tão perto quanto possível do ponto de equivalência. A coloração assumida por um indicador metalocrômico em uma solução depende do pH e da concentração do íon metálico presente.

Como exemplos de indicadores metalocrômicos podemos citar o negrode Ericromo T e a murexida. O negro de Ericromo T é usado nas titulações de magnésio, cálcio, estrôncio, bário, cádmio, chumbo, manganês e zinco. A solução é comumente tamponada a pH 10 com hidróxido de amônio-cloreto de amônio. A coloração do corante, que é vermelho-vinho em presença do íon metálico, muda para azul no ponto final da titulação. A murexida forma complexos suficientemente estáveis em solução alcalina com os íons cálcio, cobalto, níquel e cobre(II). A solução de murexida é vermelho-violeta abaixo de pH 9, violeta de pH 9 a 11 e azul acima de pH 11. O cálcio forma com murexida complexo de cor vermelha em pH 11-12.

2. OBJETIVOS

Determinar componentes químicos em uma amostra de água.

Utilizar resina catiônica para abrandamento da água.

3. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL E