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UNIVERSIDAD NACIONAL DE SAN CRISTÓBAL DE HUAMANGA FACULTAD DE INGENIERÍA QUÍMICA Y METALURGIA E.F.P. DE INGENIERÍA AGROINDUSTRIAL PRÁCTICA N° 08 “VOLUMETRIA DE PRECIPITACIÓN Y FORMACION DE COMPLEJOS”

PROFESORA DE TEORIA: INTEGRANTES:

Ing. ALCARRAZ ALFARO, Tarcila

Ramos alarcon jorge luis Valencia flores willian. Yaranga guillen rodolfo

I.   

II.

OBJETIVOS: Observar la técnica y procedimiento del método analítico de volumetría de precipitación y formación de complejos. Preparar soluciones valoradas específicas para estas volumetrías. Determinar cloruros y dureza en muestras de agua.

NOCIONES TEÓRICAS:

TITULACIÓN Es el mecanismo en el cual se mide un volumen requerido de una solución estándar para alcanzar el punto de equivalencia que se visualiza mediante un indicador que cambia de color a la primera gota del exceso del titulante o mediante un método instrumental as cuales vienen a ser:    

Potenciómetria. pHmetrìa. Conductometrìa. Espectrofotometría.

a) Titulación directa: Es cuando el titulante se agrega hasta realizar una reacción química completa con el analito.

b) Titulación por retroceso: se efectúa agregando un exceso conocido del reactivo al analito luego se utiliza un segundo reactivo para titular el exceso del primer reactivo se aplica cuando  La visualización del punto de equivalencia es más nítido que en la titulación directa.  Es necesario el exceso de reactivo para una reacción completa del analito. ¿A que se denomina el punto de equivalencia? Es aquel en el que la cantidad del titulante añadido es igual a la cantidad exactamente requerida para que reaccione estequiométricamente con el analito. La relación que se cumple en esta reacción es:

N° de moles del analito = n° de moles del titulante. N° de equivalente-g del analito = n° equivalente-g del titulante. ¿Qué es un indicador? Es un compuesto químico que posee una propiedad física (generalmente el color, que cambia bruscamente en la proximidad del punto de equivalencia. el cambio se debe a la rápida desaparición del analito o aparición del titulante en el punto de equivalencia. ¿A qué se llama una estandarización? Es el proceso en el cual se determina con exactitud la concentración de una solución. ¿Qué son soluciones estándar? Son aquellas soluciones cuyas concentraciones son exactamente conocidas las cuales pueden prepararse de dos maneras:

a) Método directo. b) Método indirecto. ¿Qué es el patrón primario? Es una sustancia que se utiliza para estandarizar una solución y que se encuentre disponible en su alta pureza y estabilidad.

¿Cuáles son las clases de volumetría?

1. V. de Formación de Precipitado Se conoce como la combinación de los casi todo los iones a excepto de los iones hidrogeno ni los iones oxidrilo, para la formación de precipitados. 2. V. de Formación de Complejos: Se da cuando la combinación de los iones en una mezcla da una formación de complejos. 3. V. de Neutralización: Implica la combinaciones de iones hidrogeno y iones oxidrilos para la formación de agua. En este caso los titulante son soluciones estándar de electrolitos fuertes. 4. V. de Óxido- Reducción: Se conocen a las reacciones químicas que se dan por la transferencia de electrones entre las sustancias reaccionantes.

III.

MATERIALES:

Materiales de laboratorio  Gradilla  Tubos de ensayo  Pipeta  Pipeta graduada  Varilla de vidrio  Vaso precipitado  Piseta  Balanza analítica  Luna de reloj  Espátula  Matraz Erlenmeyer  Soporte universal

Reactivos           

Nitrato de plata Cloruro de sodio Cromato de potasio Sal di sódica di hidratada de EDTA MgCl2.6H2O Carbonato de calcio Ácido clorhídrico Solución buffer Indicador negro eriocromo T. Hidróxido de sodio Indicador ácido calcon carboxílico sólido.

Otros  Agua destilada

IV.

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL:

ENSAYO 1: PREPARACIÓN DE UNA SOLUCIÓN VALORADA DE NITRATO DE PLATA 1. Pesar con exactitud la cantidad necesaria de AgNO3 para preparar 250 mL de una solución 0.10 N y ubicar en la bureta previamente enjuagada con la misma solución. 2. Pesar alrededor de 0.1 g de NaCl con exactitud, previamente secad en estufa a 200 °C. colocar la sal en un Erlenmeyer y disolver con 40 mL de agua destilada, luego agregar 0.5 mL de K2CrO4 al 5% (P), como indicador. 3. Proceder a la titulación hasta conseguir un color melón. 4. Realizar luego la titulación en blanco, empleando 40 mL de agua destilada, de la misma manera que la titulación de NaCl y corregir el volumen de la titulación. 5. Con estos datos, determinar la normalidad exacta del AgNO3.

ENSAYO 2: DETERMINACIÓN DE CLORUROS EN EL AGUA POTABLE (método de Mohr) 1. Medir 100 mL de agua potable con una pipeta volumétrica y depositar en un Erlenmeyer, agregar 0.5 mL de indicador cromato de potasio 0.5 g de NaHCO3. 2. Proceder con la titulación, utilizando solución de AgNO3 valorada. 3. Anotar el volumen gastado y calcular la cantidad de cloruros en %(P) y ppm.

ENSAYO 3: PREPARACIÓN DE SOLUCION VALORADA DE EDTA 0.01M 1. Pesar cerca de 4 g de sal di sódica di hidratada de EDTA, previamente secada a 70°C y 0.1 g de MgCl2.6H2O y depositar todo en un vaso de precipitados. 2. Disolver ambas sales con agua destilada y transferir a una Fiola de 1 litro, enrazar y homogenizar. 3. Preparar la solución patrón de CaCO3, pensando con exactitud 0.2 g de CaCO3 puro (grado patrón), sado previamente a 100 °C. disolver con agua en un vaso, agregar gota a gota HCl (1:1) hasta que la solución sea clara, luego transferir a una Fiola de 250 mL, enrazar y homogenizar. 4. Medir 25 mL de la solución de carbonato a un Erlenmeyer, agregar 3 mL de solución buffer de pH 10 y 3 gotas de indicador negro eriocromo T. 5. Titular con cuidado con la solución de EDTA hasta el cambio de color de rojo vino a azul cielo. 6. Calcular la concentración exacta del EDTA

ENSAYO 4: DETERMINACIÓN DE LA DUREZA TOTAL DEL AGUA POTABLE 1. Medir 100 mL de agua potable a un Erlenmeyer, agregar 1.0 mL de solución buffer de pH 10 y 3 gotas de indicador negro eriocromo T. 2. Titular con la solución de EDTA estándar. 3. Determinar la dureza del agua expresado en ppm de CaCO3. 4. Expresar el tipo de agua que tenemos en Ayacucho.

ENSAYO 5: DETERMINACIÓN DE LA DUREZA CÁLCICA DEL AGUA POTABLE. 1. Medir 100 mL de agua potable a un Erlenmeyer, agregar 5 granallas de NaOH, para tener un pH aproximadamente de 12. Disolver completamente el NaOH 2. Usar como indicador una mínima cantidad de ácido calcon carboxílico sólido. 3. Titular con la solución de EDTA estándar hasta conseguir un color azul celeste 4. Determinar la dureza cálcica del agua expresado en ppm de CaCO3. 5. Calcular la dureza magnésica.

V.

RESULTADOS: CUADRO Nº 01: datos y resultados de los ensayos 1 y 2

mesa mNaCl (g) VAgNO3(mL)

Vb (mL)

NAgNO3(eq/mol)

VAgNO3 (mL)

%P

ppmNaCl mg/L

1

0.1082

18.1

0.2

0.10

2.2

7.01*10-3

56.1

2

0.1219

20.9

0.1

0.09

1.8

5.74*10-3

70.1

3

0.1186

21.8

0.3

0.09

2.8

8.93*10-3

49.1

4

0.1219

21.7

0.3

0.09

1.6

3.19*10-3

63.1

5

0.1125

19.3

0.2

0.10

1.5

4.78*10-3

56.1

̅ 𝑁

0.09

Cálculos: 1.- Determinando la normalidad exacta del AgNO3 para cada mesa: +

𝑚

NAgNO3 = 𝑝𝑚𝑒𝑞 𝑁𝑎𝐶𝑙∗ 𝑉𝐴𝑔𝑁𝑂3 Vgastado - Vb

Mesa 1: NAgNO3 =

Mesa 2: NAgNO3 =

Mesa 3: NAgNO3 =

Mesa 4: NAgNO3 =

Mesa 5: NAgNO3 =

0.1082 𝑔 58.44 𝑔/𝑚𝑜𝑙 ∗ 18.1 𝑚𝐿 1000 𝑚𝑒𝑞/𝑚𝑜𝑙

0.1219𝑔 58.44 𝑔/𝑚𝑜𝑙 ∗ 20.9 𝑚𝐿 1000 𝑚𝑒𝑞/𝑚𝑜𝑙

0.1186 𝑔 58.44 𝑔/𝑚𝑜𝑙 ∗ 21.8 𝑚𝐿 1000 𝑚𝑒𝑞/𝑚𝑜𝑙

0.1219 𝑔 58.44 𝑔/𝑚𝑜𝑙 ∗ 21.7 𝑚𝐿 1000 𝑚𝑒𝑞/𝑚𝑜𝑙

0.1125 𝑔 58.44 𝑔/𝑚𝑜𝑙 ∗ 19.3 𝑚𝐿 1000 𝑚𝑒𝑞/𝑚𝑜𝑙

= 0.10 meq/mL

= 0.09 meq/mL

= 0.09 meq/mL

= 0. 09meq/mL

= 0.10 meq/mL

El dato de la mesa 1 no se toma en cuenta ya que el volumen gastado se aleja demasiado. Promedio de la normalidad: ̅ = 0.10 𝑁

𝑚𝑒𝑔 𝑚𝐿

2.- Calculamos la cantidad de cloruros en %(p) y ppm

̅ )AgNO3 * Pmegclmcl- = (V*𝑁

35.453 𝑔/𝑚𝑜𝑙

Mesa 1: mcl- = (2.2mL *0.09 meq/mL)AgNO3 * 1000𝑚𝑒𝑞/𝑚𝑜𝑙 = 7.01*10-3 g 35.453 𝑔/𝑚𝑜𝑙

Mesa 2: mcl- = (1.8mL *0.09 meq/mL)AgNO3 * 1000𝑚𝑒𝑞/𝑚𝑜𝑙 = 5.74*10-3 g 35.453 𝑔/𝑚𝑜𝑙

Mesa 3: mcl- = (2.8mL *0.09 meq/mL)AgNO3 * 1000𝑚𝑒𝑞/𝑚𝑜𝑙 = 8.93*10-3 g 35.453 𝑔/𝑚𝑜𝑙

Mesa 4: mcl- = (1.0mL *0.09meq/mL)AgNO3 * 1000𝑚𝑒𝑞/𝑚𝑜𝑙 = 3.19*10-3 g

35.453 𝑔/𝑚𝑜𝑙

Mesa 5: mcl- = (1.5mL *0.09 meq/mL)AgNO3 * 1000𝑚𝑒𝑞/𝑚𝑜𝑙 = 4.78*10-3 g

3.- Determinamos el porcentaje de cloro en peso (%Cl-) 3.1.- hallando la masa inicial: De tabla Temperatura = 20ºc

ΡH2O = 0.99823 g/mL

mi = (v*ρ)H2O

mi = (100mL*0.99823g/mL)H2O = 99.823 g

Mesa1: % Cl- = Mesa 2: % Cl- = Mesa 3: % Cl- = Mesa 4: % Cl- = Mesa 5: % Cl- =

3.40* 10-3 g 99.823 𝑔 4.25* 10-3 g 99.823 𝑔 2.98* 10-3 g 99.823 𝑔 3.83* 10-3 g 99.823 𝑔 3.40* 10-3 g 99.823 𝑔

* 100 = 3.40*10-3 * 100 = 4.27*10-3 * 100 = 2.98*10-3 * 100 = 3.84*10-3 * 100 = 3.40*10-3

4.- calculamos la concentración de NaCl (ppm)

4.1.- hallando la masa:

mNaCl = nº meqAgNO3* Pmeq NaCl

̅ )AgNO3* Pmeq mNaCl = (V*𝑁 NaCl

58.44 g/mol

1000𝑚𝑔

Mesa 1: mNaCl = (2.2mL*0.09𝑚𝑒𝑞/𝑚𝐿 )AgNO3* 1000 𝑚𝑒𝑞/𝑚𝑜𝑙 = 5.61*10-3g * 58.44 g/mol

1000𝑚𝑔

Mesa 2: mNaCl = (1.8mL*0.09𝑚𝑒𝑞/𝑚𝐿 )AgNO3* 1000 𝑚𝑒𝑞/𝑚𝑜𝑙 = 7.01*10-3g * 58.44 g/mol

Mesa 1: [NaCl/H2O] = Mesa 2: [NaCl/H2O] = Mesa 3: [NaCl/H2O] = Mesa 4: [NaCl/H2O] = Mesa 5: [NaCl/H2O] =

mNaCl (𝑚𝑔) H2O

𝑉𝐻2𝑂 (𝐿) mNaCl (𝑚𝑔) H2O

𝑉𝐻2𝑂 (𝐿) mNaCl (𝑚𝑔) H2O

𝑉𝐻2𝑂 (𝐿) mNaCl (𝑚𝑔) H2O

𝑉𝐻2𝑂 (𝐿) mNaCl (𝑚𝑔) H2O

𝑉𝐻2𝑂 (𝐿)

= = = = =

5.61 mg 0.1 𝐿 7.01 mg 0.1 𝐿 4.91 mg 0.1 𝐿 6.31 mg 0.1 𝐿 5.61 mg 0.1 𝐿

= 56.1 mg/L = 70.1 mg/L = 49.1mg/L = 63.1 mg/L = 56.1 mg/L

1𝑔

1000𝑚𝑔

Mesa 5: mNaCl = (1.5mL*0.09𝑚𝑒𝑞/𝑚𝐿 )AgNO3* 1000 𝑚𝑒𝑞/𝑚𝑜𝑙 = 5.61*10-3g *

Hallando la concentración:

1𝑔

1000𝑚𝑔

Mesa 4: mNaCl = (1.0mL*0.09𝑚𝑒𝑞/𝑚𝐿 )AgNO3* 1000 𝑚𝑒𝑞/𝑚𝑜𝑙 = 6.31*10-3g * 58.44 g/mol

1𝑔

1000𝑚𝑔

Mesa 3: mNaCl = (2.8mL*0.09𝑚𝑒𝑞/𝑚𝐿 )AgNO3* 1000 𝑚𝑒𝑞/𝑚𝑜𝑙 = 4.91*10-3g * 58.44 g/mol

1𝑔

1𝑔

= 5.61mg = 7.01mg = 4.91mg = 6.31mg = 5.61mg

CUADRO Nº 02: datos y resultados de los ensayos 3,4 y 5 mesa 1 2 3 4 5

VEDTA(mL) MEDTA(mol/L) VEDTA(mL) Dza total VEDTA(mL) Dza Ca Dza Mg mg/L mg/L MgMgCO3/L -3 17.1 9.58*10 6.0 56.293 4.5 42.22 11.85 16.4

9.67*10-3

7.3

68.49

4.6

43.16

21.34

16.5

-3

7.4

69.428

5.1

47.85

18.18

-3

6.5

60.984

4.8

45.03

13.44

-3

7.5

70.366

4.5

42.22

23.71

9.11*10

16.8

9.36*10

15.4 ̅ 𝑴

9.15*10 9.374*10-3

Cálculos: 1.- determinando la molaridad:

N° de moles EDTA = n° de moles del CaCO3

(M*V)EDTA = (M*V)CaCO3

MEDTA =

Hallando la molaridad de CaCO3

(M∗V)CaCO3 (V)EDTA

MCaCO3 =

Mesa 1: MEDTA =

Mesa 2: MEDTA =

Mesa 3: MEDTA =

Mesa 4: MEDTA =

Mesa 5: MEDTA =

8.05*10-3 M ∗25 mL 17.1 mL

8.05*10-3 M ∗25 mL 16.4 mL

8.05*10-3 M ∗25 mL 16.5 mL

8.05*10-3 M ∗25 mL 16.8 mL

8.05*10-3 M ∗25 mL 15.4 mL

= 9.58*10-3M

= 9.67*10-3M

= 9.11*10-3M

= 9.36*10-3M

= 9.15*10-3M

𝑚 𝑃𝑀∗𝑉

0.213 𝑔

= 100.087𝑔 𝑚0𝑙

∗0.25 𝐿

= 8.05*10-3M

Se determinó el promedio de la molaridad (MEDTA)

̅ = 9.374*10-3 𝑴

2.- determinamos la dureza total del agua potable (Dza total): ̅ *V)EDTA * PMCaCO3 mCaCO3/H20 = ( 𝑀

Mesa 1: mCaCO3/H20 = 9.374*10-3

𝑚𝑜𝑙 𝐿

* 6.0 mL * 100.087

𝑔 𝑚𝑜𝑙

1𝐿

* 1000 𝑚𝐿 *

1000 𝑚𝑔 1𝑔

= 5.6293

mg

Mesa 2: mCaCO3/H20 = 9.374*10-3

Mesa 3: mCaCO3/H20 = 9.374*10-3

𝑚𝑜𝑙 𝐿

𝑚𝑜𝑙 𝐿

𝑔

1𝐿

* 7.3 mL * 100.087 𝑚𝑜𝑙 * 1000 𝑚𝐿 *

𝑔

1𝐿

* 7.4 mL * 100.087 𝑚𝑜𝑙 * 1000 𝑚𝐿 *

1000 𝑚𝑔 1𝑔

1000 𝑚𝑔 1𝑔

= 6.8490 mg

= 6.9428 mg

7

Mesa 4: mCaCO3/H20 = 9.374*10-3

Mesa 5: mCaCO3/H20 = 9.374*10-3

𝑚𝑜𝑙 𝐿

𝑚𝑜𝑙 𝐿

𝑔

1𝐿

* 6.5 mL * 100.087 𝑚𝑜𝑙 * 1000 𝑚𝐿 *

𝑔

1𝐿

* 7.5 mL * 100.087 𝑚𝑜𝑙 * 1000 𝑚𝐿 *

1000 𝑚𝑔 1𝑔

1000 𝑚𝑔 1𝑔

= 6.0984 mg

= 7.0366 mg

3.- determinando la dureza cálcica (Dza Ca):

DzaCa =

Mesa 1: DzaCa =

Mesa 2: DzaCa =

Mesa 3: DzaCa =

Mesa 4: DzaCa =

̅ ∗𝑉)𝐸𝐷𝑇𝐴 ∗ 𝑃𝑀𝐶𝑎𝐶𝑂3 ∗ 1000𝑚𝑔/𝑔 (𝑀 𝑉(𝐻20)(𝐿)

9.374 *10-3 𝑚𝑜𝑙/𝐿 ∗ 0.0045𝐿∗100.087 𝑔/𝑚𝑜𝑙 ∗ 1000𝑚𝑔/𝑔 0.1 (𝐿)

9.374 *10-3 𝑚𝑜𝑙/𝐿 ∗ 0.0046𝐿∗100.087 𝑔/𝑚𝑜𝑙 ∗ 1000𝑚𝑔/𝑔 0.1 (𝐿)

9.374 *10-3 𝑚𝑜𝑙/𝐿 ∗ 0.0051𝐿∗100.087 𝑔/𝑚𝑜𝑙 ∗ 1000𝑚𝑔/𝑔 0.1 (𝐿)

9.374 *10-3 𝑚𝑜𝑙/𝐿 ∗ 0.0048𝐿∗100.087 𝑔/𝑚𝑜𝑙 ∗ 1000𝑚𝑔/𝑔 0.1 (𝐿)

= 42.22 mg/L

= 43.16 mg/L

= 47.85 mg/L

= 45.03mg/L

-3

Mesa 5: DzaCa =

9.374 *10 𝑚𝑜𝑙/𝐿 ∗ 0.0045𝐿∗100.087 𝑔/𝑚𝑜𝑙 ∗ 1000𝑚𝑔/𝑔 0.1 (𝐿)

= 42.22mg/L

4.- determinando la dureza magnesica (Dza Mg):

𝑃𝑀(𝑀𝑔𝑐𝑜3)

Dza Mg = (Dza total – Dza Ca) mgCaCO3/L * 𝑃𝑀(𝐶𝑎𝐶𝑂3)

Mesa 1: Dza Mg = (56.293 – 42.22) mgCaCO3/L *

Mesa 2: Dza Mg = (68.49 – 43.16) mgCaCO3/L *

𝑚𝑔 𝑀𝑔𝐶𝑂3 𝑚𝑜𝑙 𝑚𝑔 𝐶𝑎𝐶𝑂3 100087 𝑚𝑜𝑙

84313.9

𝑚𝑔 𝑀𝑔𝐶𝑂3 𝑚𝑜𝑙 𝑚𝑔 𝐶𝑎𝐶𝑂3 100087 𝑚𝑜𝑙

84313.9

Mesa 3: Dza Mg = (69.428 – 47.85) mgCaCO3/L *

Mesa 4: Dza Mg = (60.984 – 45.03) mgCaCO3/L *

= 11.85 mgMgCO3/L

= 21.34 mgMgCO3/L

𝑚𝑔 𝑀𝑔𝐶𝑂3 𝑚𝑜𝑙 𝑚𝑔 𝐶𝑎𝐶𝑂3 100087 𝑚𝑜𝑙

= 18.18 mgMgCO3/L

𝑚𝑔 𝑀𝑔𝐶𝑂3 𝑚𝑜𝑙 𝑚𝑔 𝐶𝑎𝐶𝑂3 100087 𝑚𝑜𝑙

= 13.44 mgMgCO3/L

84313.9

84313.9

Mesa 5: Dza Mg = (70.366 – 42.22) mgCaCO3/L *

𝑚𝑔 𝑀𝑔𝐶𝑂3 𝑚𝑜𝑙 𝑚𝑔 𝐶𝑎𝐶𝑂3 100087 𝑚𝑜𝑙

84313.9

= 23.71 mgMgCO3/L

CUETIONARIO:

VI.

1. ¿Cómo prepara una solución buffer de pH 10, a partir de una solución concentrada de NH4OH y sal solida de NH4Cl (cálculos y técnica)? Teniendo como datos del frasco del NH4OH ℓ

=

0.897g/mL

PM

=

35,05

(%P)

=

28,5

m PMxV xVx(% P) / 100 Cb  PMxV 0.897 g / mLx1000mLx0.285 Cb  35.5 g / molx1L Cb  7.2937mol / L

Cb 

pH  pOH  14 10  pOH  14 pOH  4 Cs ..........................tabla(kb  1.8 x10 5 ) Cb Cs 4   log( 1.8 x10 5 )  log Cb Cs 4  4.7447  log Cb Cs  0.180011 Cb pOH   log kb  log

Cs  0.180011x7.2937 mol Cs  1.3129 L Asumienso que prepararre mos 1L

de solución buffer

mol g x35.05  255.644185 g L mol mol g Sal  1.3129 x53.45  70.174505 g L mol Base  7.2937

2. ¿Por qué debe de agregar MgCl2 a la solución de EDTA? 3. La solución de EDTA en el momento de reaccionar presenta una coloración muy inestable por la presencia del calcio; así es necesario agregar MgCl2 para que la coloración perdure.

4. ¿A qué se refiere la dureza del agua?, diga las ventajas y desventajas. En química, se denomina dureza del agua a la concentración de compuestos minerales, 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 metálicas

Algunos estudios han demostrado que hay una débil relación inversa entre la dureza del agua y las enfermedades cardiovasculares en los hombres, por encima del nivel de 170 mg de carbonato de calcio por litro en el agua. La organización mundial de la salud ha revisado las evidencias y concluyeron que los datos eran inadecuados permitir una recomendación para un nivel de la dureza. Una revisión posterior por František Kožíšek, M.D., Ph.D. Instituto nacional de la salud pública, República Checa da una buena descripción del asunto, e inversamente al WHO, da algunas recomendaciones para los niveles máximos y mínimos el calcio (40-80 mg/l) y el magnesio (20-30 mg/l) en agua potable, y de una dureza total expresada como la suma de las concentraciones del calcio y del magnesio de 2-4 mmol/L.

I.

CONCLUSIONES.

En esta práctica llegamos a conocer que el agua potable que consumimos a diario contiene metales pesados y entre ellos metales como magnesio y calcio que en un mayor porcentaje es dañino; todos los datos trabajados no se rechazaron; eso quiere decir que estuvimos en los márgenes de precisión; el método de mohr es muy usado para la determinación de dureza del agua. La determinación de calcio total incluye también la cantidad de magnesio que se forma por ser menos estable que todos los cationes multivalentes en el cual se puede determinar con sustracción de la dureza del calcio a la dureza total del agua.

Al titular una muestra donde no se conoce las especies iónicas que existen en la muestra, se debe establecer el pH en un punto específico con una solución reguladora, para que no interfieran iones diferentes a los del estudio al titular con EDTA

VII. BIBLIOGRAFIA: Lecturas recomendadas  CAREY, Francis. Química Orgánica. Tercera edición. Ed Mc Graw Hill. 1999  Córdova Miranda, A. (2002) Análisis elemental y cuantitativo de grupos funcionales orgánicos. UNSCH-FIQ - Ayacucho –Perú.  Limaylla Aguirre, C (1992) Análisis Cualitativo Orgánico – UNSCH- FIQM - Ayacucho - Perú.  BRICEÑO, Carlos Omar. Química General. Ed Panamericana. 1994  LOZANO, Luz Amparo. Manual de laboratorio de Química Orgánica. UIS. 1993.