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• Ledavid Leonel Flores Rivera

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LIPESA: Química del Agua

QUÍMICA DEL AGUA ÍNDICE Página

CAPÍTULO 1 Introducción Propiedades del agua Calor específico Tensión superficial Propiedades disolventes Viscosidad Conductividad

2 2 3 4 4 5 6

CAPÍTULO 2 Fuentes de agua Componentes primarios Componentes secundarios Componentes terciarios Componentes trazas Componentes transitorios Ciclos biológicos Potencial de óxido reducción Normas sanitarias de calidad de agua potable Límites permisibles para las sustancias tóxicas en agua potable

7 8 10 13 15 16 17 19 20 21

CAPÍTULO 3 Unidades de concentración. Concentración. Concentración en porcentaje: masa y volumen Concentración porcentaje masa / volumen Concentración en partes por millón (ppm) Molaridad (M). Fracción Molar (n) Normalidad Densidad y peso específico Expresión de los resultados en la química del agua

21 22 23 23 24 25 27 28

CAPÍTULO 4 Dureza Gases presentes en el agua Solubilidad de un gas en el agua. Solubilidad del oxígeno Acidez, alcalinidad y solubilidad. pH, acidez y alcalinidad Oxidación y reducción Conductividad y sólidos totales disueltos Sólidos disueltos. Índices de estabilidad

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36 39 41 42 44 51 51 52

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CAPÍTULO 1 INTRODUCCIÓN El agua en su forma química está compuesta por un átomo de oxígeno y dos átomos de hidrógeno que constituyen la molécula del agua. Sin embargo, visto de una forma mucho más amplia, ella ocupa las tres cuartas partes de la superficie terrestre, forma parte de la lluvia, las fuentes, los ríos, lagos y mares. Además, constituye entre el 50 y 70 % de los organismos vivos, se encuentra en los compuestos naturales y en muchos cristales. El agua en la naturaleza tiene un papel muy importante en lo que se denomina el ciclo del agua. Este se inicia en los océanos y lagos, en los que se calcula que cada año se evaporan debido al calor del sol unos 400.000 km3. El vapor, debido a su poco peso, asciende hacia la atmósfera, donde se condensa en forma de nubes. Cuando se produce un descenso de temperatura, el agua se precipita sobre la tierra, en forma de lluvia, nieve o granizo, y se mueve por su superficie (aguas superficiales), se infiltra en la tierra (aguas subterráneas) o se evapora y retorna de nuevo a la atmósfera. Tanto las aguas superficiales como las subterráneas vuelven hacia los océanos y lagos, iniciándose nuevamente el ciclo. Otra manera de ver su importancia, es que la vida comenzó en el agua y a medida que las formas de vida evolucionaban, fueron haciéndose más complejas y especializadas, dejando el mar y pasando a la tierra, pero en su cuerpo el agua sigue siendo su principal componente. Finalmente, para el caso de este manual, la importancia del agua radica desde el punto de vista de su utilidad en el área industrial, el consumo humano y el uso doméstico. En este sentido, nos interesa conocer las propiedades del agua, sus características naturales y las características finales que debe tener de acuerdo a su uso final.

PROPIEDADES DEL AGUA El agua es un líquido, incoloro, inodoro e insípido que como cualquier otro compuesto químico tiene sus propiedades físicas que la caracterizan. Algunas de estas se detallan en la tabla 1.

Fórmula química H2O Peso molecular 18 gr / gr - mol Densidad relativa 1,0 gr / ml Punto de fusión 0 °C Punto de ebullición 100 °C Calor específico 1 Kcal / Kg -°C Tensión superficial 72,8 dinas / cm a 20 °C Tabla 1: Propiedades físicas del agua. Como se mencionó anteriormente la molécula de agua está formada por dos átomos de hidrógeno, de carga positiva y por un átomo de oxígeno, de carga negativa, separados por un ángulo de 105 ° (ver la figura 1) que produce una distribución asimétrica de carga

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y es por ello que la molécula de agua es dipolar. Esto hace que ellas se aglomeren, atrayendo el hidrógeno de una molécula al oxígeno de la vecina y así sucesivamente. La unión de las moléculas es debido a fuerzas atractivas que se denominan “enlaces o puentes de hidrógeno”.

MOLÉCULA DE HIDRÓGENO

MOLÉCULA DE AGUA

MOLÉCULA DE OXÍGENO 105,5 °

MOLÉCULA DE HIDRÓGENO

Figura 1: Molécula de agua y sus componentes

El enlace de la molécula de agua es del tipo covalente polar debido a la distribución asimétrica de sus cargas. Este tipo de enlace, más su forma geométrica, le da a la molécula de agua unas características especiales con respecto a otras moléculas; como por ejemplo su alta contenido energético, su alta resistencia a dejar la superficie que las contiene y su gran capacidad disolvente. Esta última, es la razón por la cual se conoce al agua con el título de disolvente universal. CALOR ESPECÍFICO Debido a su alto calor específico, el agua tiene un gran uso industrial, tiene una gran capacidad para absorber y transportar calor en sistemas de generación de vapor y sistemas de enfriamiento. El calor específico puede permitir establecer una relación entre la cantidad de calor absorbido por una sustancia y el agua. El calor específico del benceno es de 0,482 y el del agua 1, es decir, que se necesitan dos kilos de benceno para absorber la misma cantidad de calor que el agua, por supuesto que para incrementar la temperatura de ambas sustancias hasta un mismo valor. TENSIÓN SUPERFICIAL El agua tiene una elevada tensión superficial. Esto se explica para el caso de una aguja de acero que flota en el agua, a pesar de que su densidad es siete veces mayor, o

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cuando el agua se coloca en un tubo de vidrio, se forma un menisco debido a que los átomos de hidrógeno alcanzan un nivel superior a la línea de la superficie y de esta manera “moja” las paredes del tubo. La figura 2 muestra como es la orientación de la molécula de agua en la superficie del tubo. Cualquier líquido en su superficie, crea una fuerza interna que empuja las moléculas de su superficie hacia el interior del líquido. En el caso del agua, además de esta fuerza existen los enlaces de hidrógeno que producen una fuerza adicional, es la razón por la cual el agua tiene una tensión superficial mayor que la de otros líquidos. La tensión superficial, es considerada como el trabajo que debe realizarse para desplazar una molécula desde el interior de un líquido hacia su superficie. Es por esta razón, que desde el punto de vista del tratamiento de agua, es recomendable tener agua con baja tensión superficial, porque de esta forma su desplazamiento es más fácil e igualmente los de los sólidos presentes en ella. La tensión superficial disminuye cuando la temperatura aumenta, debido a que se disminuye la atracción entre las moléculas y se requiere menos trabajo para desplazarla desde el interior del líquido hacia su superficie.

O O O

+H +

O H

+H +

O H

Figura 2: Orientación de la molécula de agua

PROPIEDADES DISOLVENTES

Como se mencionó anteriormente, el agua es también conocida como el disolvente universal por su tendencia a disolver en distintos grados a casi todos los materiales entre los que se encuentran metales, piedras, tierras, etc. Una sustancia tiene tendencia a disolverse en un solvente que tenga fuerzas intermoleculares similares entre sus átomos, es decir, sustancias polares tienen tendencia a disolverse en solventes polares y no en los solventes no polares. Igualmente sucede en el caso contrario. Ejemplos sobre este punto se describen a continuación:

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• El cloruro de sodio (polar) se disuelve en el agua (polar), pero no se disuelve en el benceno (no polar). • El tetracloruro de carbono (no polar) se disuelve en el benceno, pero no se disuelve en el agua. La disolución en el agua de una sustancia iónica como el cloruro de sodio, es debido a la polaridad de la molécula de agua que tiende a ser atraída por las cargas positivas y negativas del cloruro de sodio. Estas fuerzas de atracción ión - dipolo se producen entre el extremo del dipolo negativo del agua y el catión; y también entre el extremo del dipolo positivo y el anión. La fuerza de atracción es de tal magnitud que los iones se hidratan, es decir, que cada uno de ellos se asocia con varias moléculas de agua (ver figura 3).

VISCOSIDAD Es una propiedad muy importante en el momento de tratar y utilizar el agua porque ella es una medida de la fricción interna, es decir, la fricción de una molécula con otra cuando hay desplazamiento. HH

H

H

O

O

H

H

O

O

H

H H

H

O H H

O H H

Na+ O

O

H

H

O

O

H

H

O H

H

HH

O H

H

Figura 3: Fuerzas de atracción ión - dipolo Igual que otras propiedades, la viscosidad disminuye cuando la temperatura del agua aumenta porque disminuye la fricción interna. Por este efecto de la temperatura, las sales disueltas y los gases se difunden rápidamente en agua caliente, acelerándose el tratamiento químico, la desgasificación, la clarificación, etc. En la figura 4 se observa la variación de la viscosidad y densidad del agua con respecto a la temperatura.

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Figura 4: Viscosidad y tensión superficial del agua versus temperatura CONDUCTIVIDAD Es una medida del flujo de corriente eléctrica que pasa a través del agua. En la figura 5, se observa que en el circuito eléctrico del agua destilada no fluye la corriente eléctrica y como consecuencia de esto no enciende el bombillo; mientras que en el circuito que contiene sal disuelta en agua si hay flujo de corriente y por lo tanto enciende el bombillo.

Na+

Na+

Na+

Cl-

Cl-

Cl-

Sal disuelta en agua destilada

Agua destilada

Figura 5: Circuito eléctrico con el agua.

El ejemplo de la figura anterior demuestra: que el agua pura, no contiene electrolitos, no es conductora de electricidad y que la intensidad de la luz depende del contenido de

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sólidos disueltos en el agua. Es evidente, que a mayor contenido de sólidos disueltos mayor es la intensidad de la luz, debido a que se transporta mejor la corriente eléctrica. Los compuestos químicos tales como el carbonato de magnesio, bicarbonato de calcio, cloruro de sodio, etc. pueden estar disueltos en agua y formar electrolitos que permiten conducir la corriente eléctrica. Como la conductividad es proporcional a la concentración de sólidos disueltos en el agua, se usa para determinar el contenido de éstos en el agua.

CAPÍTULO 2

FUENTES DE AGUA Existen dos fuentes naturales de agua, estas son: aguas superficiales provenientes de ríos, lagos, mares, represas y lagunas y el agua subterránea, comúnmente conocida como agua de pozo. Dependiendo, de la fuente de donde provienen, el agua tiene, diferencias bien marcadas en cuanto a sólidos suspendidos y/o sólidos disueltos. Estos reciben el nombre de impurezas cuando son de origen natural y contaminantes cuando son de origen industrial o municipal. El uso final que va a tener el agua, definirá que impurezas se deberán eliminar para evitar o minimizar los efectos secundarios que ella puede producir. Por ejemplo, si el agua es para uso doméstico o potable necesitará un tratamiento en particular. Si el uso final del agua es industrial, requerirá también un tratamiento específico. Fundamentalmente, los tratamientos van dirigidos a la eliminación “total” o parcial de los sólidos disueltos o suspendidos dependiendo de la calidad de agua que se requiera. La eliminación de estos sólidos se realiza a través de procesos de pretratamiento entre los cuales se hallan: aireación, clarificación, filtración, suavización, desmineralización, etc. Los sólidos disueltos, como su nombre lo indica, son elementos o compuestos que se encuentran disueltos en el agua, son de tamaño muy pequeño, con un rango entre 10-10 y 10-9 mm. Los sólidos suspendidos tienen un rango más amplio de acuerdo con la siguiente clasificación: Virus: 10-8 - 10-7 mm Coloide: 10-6 - 10-5 mm -6 -5 Bacterias y algas: 10 - 10 mm -4 -3 Partícula fina: 10 - 10 mm

Los sólidos disueltos en el agua están formados por una gran variedad de elementos y compuestos químicos cuya clasificación se detalla en la tabla 1. • Componentes primarios: concentración mayor a 5 mg / l. Bicarbonato, calcio, cloruro, magnesio, materia orgánica, sílice, sodio, sulfato, sólidos totales disueltos. • Componentes secundarios: concentración mayor a 0,1 mg / l. Amoniaco, borato, fluoruro, hierro, nitrato, potasio y estroncio. • Componentes terciarios: concentración mayor a 0,01 mg / l.

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Aluminio, arsénico, bario, bromuro, cobre, plomo, litio, manganeso, fosfato y zinc. • Componentes trazas: concentración menor a 0,01 mg / l. Antimonio, cadmio, cromo, cobalto, mercurio, níquel, estaño y titanio. • Componentes transitorios: Acidez - alcalinidad, ciclos biológicos (ciclo del carbono, ciclo del oxígeno, ciclo del nitrógeno y el ciclo del azufre) y reacciones del tipo redox.

COMPONENTES PRIMARIOS Bicarbonato El ión bicarbonato, cuya fórmula química es el HCO3 , es el principal componente alcalino de casi todas las fuentes de agua. La concentración de este componente varía normalmente entre 5 y 5.000 mg / l (como CaCO3). La alcalinidad del agua potable normalmente se encuentra entre 80 y 120 mg / l y raramente excede los 300 mg / l, ambos como CaCO3. Es muy importante por su aporte a la alcalinidad del agua, por lo tanto se controla continuamente en los procesos de generación de vapor y enfriamiento. En el caso de las industrias de bebidas, causa problemas debido a que neutraliza la acidez de los concentrados de frutas y el ácido carbónico. Calcio El ión calcio forma sales solubles o insolubles, es uno de los componentes de la dureza total del agua. El calcio en el agua dulce, varía entre 10 y 250 mg / l y en el caso del agua de mar, entre 300 y 500 mg / l, como CaCO3. Este ión, es uno de los responsables de la formación de incrustaciones en el agua. En el caso de los sistemas de generación de vapor, operaciones de acabados textiles y en la limpieza y lavado en operaciones de acabado de metales, el agua usada debe ser suavizada o desmineralizada para eliminar “totalmente” el calcio. En los sistemas de enfriamiento, su concentración en el agua recirculante es controlada para prevenir o minimizar la formación de incrustaciones de carbonato de calcio y otros tipos de sales de calcio. Además del intercambio iónico (suavización y desmineralización), el calcio también puede ser eliminado hasta 35 mg / l, como CaCO3, mediante ablandamiento con cal en frío y a menos de 25 mg / l mediante ablandamiento con cal en caliente. Por supuesto que el intercambio iónico es más efectivo (puede reducirlo hasta 1 mg / l o menos) que el ablandamiento con cal. El calcio está presente en muchos minerales, pero principalmente en el yeso (CaSO4) y la caliza (CaCO3).

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Cloruro Forma sales muy solubles con el agua, suele estar asociado al ión Na+, especialmente en aguas muy salinas. El ión cloruro es muy frecuente en los abastecimientos de agua fresca, en un rango de 10 a 100 mg / l, como NaCl y en el agua de mar puede alcanzar valores de hasta 30.000 mg / l. El contenido de cloruros puede afectar la potabilidad del agua y su potencial uso agrícola e industrial. A partir de 300 mg / l, como NaCl, le da al agua un sabor salado. En el caso del uso industrial, el cloruro es corrosivo; debido a que el pequeño tamaño del ión le permite penetrar la capa protectora en la interfase óxido - metal y reaccionar con el hierro del metal, ocasionando el fenómeno conocido como corrosión. El ión cloruro puede ser eliminado mediante intercambio iónico, aunque con menor facilidad que los polivalentes, debido a que es un ión monovalente y tiene menos afinidad por la resina. Magnesio Forma parte de la dureza total del agua, aproximadamente la dureza de magnesio es un tercio de la dureza total. Tiene propiedades muy similares a la del calcio, pero sus sales son, en general, más solubles y difíciles de precipitar; con la excepción del hidróxido de magnesio que es menos soluble. Las aguas dulces contienen entre 1 y 100 mg / l, como CaCO3 y el agua de mar unos 1.300 mg / l. Cuando el contenido de magnesio llega a varios centenares, le da al agua un sabor amargo y propiedades laxantes que pueden afectar su potabilidad. La eliminación del magnesio puede realizarse por intercambio iónico o mediante ablandamiento con cal. Materia orgánica Muchas aguas tienen un color que va desde ligeramente amarillento hasta ámbar oscuro que proviene de la materia orgánica de la vegetación en descomposición y que ha sido lixiviada por los torrentes de agua desde las vertientes. Este material orgánico está constituido por ácido húmico (soluble en agua), ácido fúlvico (soluble en agua), humatos (insoluble en agua por su alto peso molecular) y ácido tánico. La materia orgánica se puede eliminar por tratamiento con carbón activo y por clarificación cuando se encuentra en estado coloidal. En las aguas municipales es eliminada debido fundamentalmente a razones estéticas y en el área industrial su concentración es limitada debido a que interfiere en los procesos de tratamiento, por ejemplo, ensucia la resina de intercambio iónico ocasionando una baja calidad del agua desmineralizada y se requiere cambiar o limpiar la resina con mayor frecuencia. Sílice Se encuentra disuelta en el agua en la forma de ácido silícico (H4SiO4) y como materia coloidal. Las aguas naturales contienen normalmente entre 1 y 40 gr / l, como SiO2, sin embargo, en algunos casos pueden alcanzar valores de hasta 100 mg / l o más. En los procesos industriales, se necesita un buen control de la sílice porque puede formar incrustaciones en los sistemas de enfriamiento y de generación de vapor. 9

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La eliminación de la sílice se consigue principalmente mediante intercambio iónico, sin embargo, una forma de lograr una eliminación parcial es mediante ablandamiento con cal en caliente a través del uso de magnesio. Sodio Todas las sales de sodio son muy solubles en agua. El elevado contenido de cloruros en el agua de mar y salmueras está relacionado con el sodio, para el caso del agua de mar su concentración está entre 10.000 y 12.000 mg / l, como Na, y para el agua dulce entre 10 y 100 mg / l. El único proceso químico que elimina el sodio es el intercambio iónico. La evaporación y la ósmosis inversa también lo reducen, obteniéndose una corriente con baja concentración de sodio y una salmuera rica en sodio. Sulfato Su presencia en el agua es como consecuencia de la disolución de ciertos minerales, especialmente del yeso. También está presente por la oxidación de materiales sulfurados. El rango típico en aguas dulces es entre 5 y 200 mg / l, como SO4, en el agua potable su valor está limitado hasta 250 mg / l, debido al gusto y a su efecto catártico. El sulfato de calcio es relativamente insoluble, menos de 2.000 mg / l, por lo tanto, puede ocasionar problemas de incrustación en aquellos sistemas con evaporación que tengan alto contenido de calcio. La concentración de sulfato en el agua puede reducirse mediante intercambio aniónico o con clarificación con cal o cal - aluminato. Sólidos totales disueltos Constituye la suma de todo el material disuelto en el agua, tanto orgánico como inorgánico. Su rango normal está entre 25 y 500 mg / l, como CaCO3. Altos valores de sólidos disueltos en el agua, afecta el gusto de las bebidas y en los procesos industriales acelera el proceso de corrosión. La disminución de los sólidos disueltos en el agua se logra mediante la reducción o eliminación de sus componentes individuales.

COMPONENTES SECUNDARIOS Generalmente se encuentran en concentraciones superiores a 0,1 mg / l y en algunos casos en el rango entre 1 y 10 mg / l. Amoniaco La fórmula es NH3, el peso molecular es de 17 gr / gr - mol y normalmente su concentración se expresa como N (nitrógeno).

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El gas amoniaco es extremadamente soluble en agua y reacciona con ella para producir hidróxido de amonio. A elevado pH, el hidróxido de amonio se disocia en el agua para formar gas amoníaco libre de acuerdo con la ecuación siguiente: NH3

+

H2O

NH4OH

+

NH4

+

OH-

Como el amoniaco contiene nitrógeno, él forma parte del ciclo del nitrógeno, por lo tanto, en el punto referente a componentes transitorios se ampliará la información. Borato La mayor parte del boro se encuentra en el agua de mar a una concentración de 5 mg / l, como B. También se encuentran yacimientos puros de borato sódico en regiones áridas, donde masas de agua se han evaporado hasta la sequedad, especialmente en las zonas volcánicas. El boro se encuentra en el agua como ácido bórico no ionizado, B(OH)3. Cuando el pH está alrededor de 10, la mayor parte del boro se encuentra como B(OH)4-, anión borato. Desde el punto de vista de la química del agua tiene poca importancia y su concentración en aguas municipales no está limitada por normas de potabilidad. La eliminación del boro puede realizarse por intercambio iónico y por absorción. Fluoruro Es un elemento muy común de muchos minerales. Tiene una gran importancia su presencia en las aguas municipales ya que controla la caries dental, para este caso, el residual de flúor en el agua es de 1,5 a 2,5 mg / l, como F. Sin embargo, este residual debe ser muy bien controlado, porque valores de flúor mayores de 5 mg/ l, producen manchas y fragilidad en los dientes. Es por está razón, que su concentración está limitada por las normas de potabilidad. La eliminación del flúor se puede realizar mediante precipitación con cal, intercambio aniónico y por adsorción en fosfato cálcico e hidróxido de magnesio. El flúor forma depósitos de CaF2 en los sistemas de enfriamiento. Hierro El hierro se encuentra presente en muchas rocas ígneas y minerales arcillosos. El ión hierro se puede presentar como ión ferroso, Fe++, o en la forma oxidada de ión férrico, +++ Fe . La estabilidad de las distintas formas químicas depende del pH, condiciones oxidantes o reductoras del medio, composición de la solución, presencia de materias orgánicas acomplejantes, etc. La concentración del hierro soluble en el agua va a depender del tipo de agua. En aguas subterráneas, el hierro es del tipo ferroso y su concentración varía normalmente entre 0 y 10 mg / l, como Fe. Sin embargo, al airearse o salir a la superficie se produce una oxidación del hierro ferroso (soluble) a hierro férrico (insoluble), disminuyendo su concentración y tornando el agua a un color pardo - rojizo. Las aguas con hierro se denominan aguas rojas debido a las manchas de ese color que genera este elemento Si la oxidación se realiza a un pH entre 7,0 y 8,5; el hierro ferroso puede llegar a valores

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muy bajos en el agua. Este proceso es el que se realiza para disminuir el hierro a valores de 0,3 ó menos, como Fe, que es el parámetro establecido por las normas de potabilidad. Otra forma de eliminar el hierro es mediante intercambio iónico, por coagulación y por filtración. Nitrato Su fórmula química es el NO3 , el peso molecular es de 62 gr / gr - mol y se expresa como N. El nitrato, al igual que el amoníaco, está presente en el agua por el ciclo del nitrógeno que por disolución de minerales. Forma sales muy solubles y bastante más estables, aunque en un medio reductor puede pasar a nitrito, nitrógeno o amoníaco. En aguas normales su concentración puede ser menor de 10 mg / l, como N y en agua de mar pueden alcanzar hasta 1 mg / l. Pero, en las aguas contaminadas, principalmente por fertilizantes, la concentración puede llegar hasta varios centenares de mg / l. Efluentes con grandes concentraciones de nitrógeno y fósforo, son muy perjudiciales debido a que aceleran el proceso de eutroficación en las aguas donde se descargan estos efluentes. El nitrato se elimina mediante intercambio iónico o también mediante sistemas biológicos donde se convierte a nitrógeno por medio de las bacterias nitrificantes. Potasio Forma sales de solubilidad muy elevada y difíciles de precipitar. Las aguas dulces no suelen contener más de 10 mg / l, como K y el agua de mar contiene alrededor de 400 mg / l, por lo tanto es un catión mucho menos significativo que el sodio. El potasio sólo se puede eliminar químicamente mediante intercambio iónico o por procesos físicos como la evaporación o la ósmosis inversa. Estroncio Pertenece a la misma familia que el calcio y el magnesio, su presencia está relacionada con las formaciones geológicas, donde hay minerales de plomo, por lo que su concentración en el agua es habitualmente baja. Su forma de eliminación es similar a las existentes para el calcio.

COMPONENTES TERCIARIOS Aluminio A pesar de que el aluminio se encuentra en un elevado porcentaje en la corteza terrestre como componente común de una extensa variedad de minerales y arcillas, su solubilidad en el agua es tan baja que muy poco se considera en los suministros de aguas municipales o industriales. Sin embargo, debido a que el sulfato de aluminio es un producto muy usado para la clarificación de aguas municipales o industriales, se requiere un buen control de su residual; ya que para el primer caso, por normas de potabilidad el valor máximo establecido es de 0,2 mg / l, como Al, y para el segundo caso, un exceso de flóculos de sulfato de aluminio puede causar problemas de depósitos o incrustaciones,

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particularmente en sistemas de enfriamiento que usan fosfato como inhibidor de incrustaciones. El aluminio es anfótero y es por esta característica que la partícula de alúmina (Al2O3) está cargada positivamente a pH bajo y negativa a pH alto. Esto explica, que la efectividad del alumbre o sulfato de aluminio en la precipitación de coloides, con carga negativa, es debida a la carga de la alúmina precipitada que a la carga del ión aluminio, debido a que el aluminio no es soluble en el intervalo de pH de 5,0 a 7,0; que es el rango donde se produce la coagulación. Por otro lado, la carga fuertemente negativa a pH entre 10,0 y 10,5; explica la efectividad del aluminato sódico para precipitar la dureza magnésica, cuya carga es positiva a ese rango de pH.

Arsénico La solubilidad del arsénico en el agua es muy baja y su presencia en esta se relaciona con operaciones mineras y metalúrgicas; se da también en las vertientes de las zonas agrícolas donde han usado este elemento como veneno. Cuando se encuentra en estado coloidal, puede ser eliminado por tratamientos de agua convencionales y cuando está en forma orgánica se elimina mediante oxidación de la materia orgánica y posterior coagulación, o por un proceso de absorción. La concentración de arsénico en aguas municipales está limitado a 0,1 mg / l de arsénico total, como As. Bario No es muy común su presencia en el agua. En aguas naturales que contienen sulfato y bicarbonato la solubilidad del bario es menor a 0,1 mg / l, como Ba y raramente se encuentra en concentraciones superiores a 0,05 mg / l. El bario está limitado en las aguas municipales hasta una concentración máxima de1,0 mg / l. Bromuro Se encuentra principalmente en las aguas de mar, promedio de 65 mg / l, como Br, y en las aguas salobres producidas con el petróleo. Su presencia en las aguas naturales es muy poco común, por lo tanto concentraciones de 0,05 mg / l o más en este tipo de agua, puede indicar una contaminación con aguas residuales industriales que contengan compuestos órgano bromados tales como biocidas o pesticidas. Cobre Su presencia en el agua es debido a operaciones mineras, corrosión en las tuberías que contienen cobre o sus aleaciones y por el uso de sulfato de cobre, como control para algas, en los depósitos de agua.

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Las regulaciones de potabilidad limitan la concentración del cobre en aguas municipales a valores máximos de 1,0 mg / l, como Cu. A concentraciones superiores, el agua tiene un gusto astringente. Plomo La presencia de este elemento en el agua fresca indica, generalmente, contaminación de desechos metalúrgicos o venenos industriales que tienen plomo, como el arseniato de plomo. Otra vía para su presencia en el agua, es la corrosión de tuberías que contengan plomo. La limitación del plomo en aguas municipales es hasta un valor máximo de 0,05 mg / l. Litio Este elemento alcalino es muy escaso en la naturaleza y por lo tanto se analiza pocas veces en el agua. Sus sales tienen una amplia variedad de usos, pero el consumo industrial es tan bajo que no constituye un factor significativo en las aguas residuales de las industrias. Manganeso El manganeso se halla en muchos suelos y sedimentos, así como en rocas metamórficas. El ión manganeso se comporta en muchos aspectos de manera muy similar al hierro. Además de actuar con cargas positivas 2 y 3, actúa con valencia +4 para formar el MnO2 insoluble. Muy pocas veces se encuentra en concentraciones superiores a 1 mg / l, como Mn, en estos casos el pH del agua es ácido. En aguas de pozo puede encontrarse en concentraciones alrededor de 2 a 3 mg / l, como Mn. Cuando el agua está libre de oxígeno, él se encuentra en su forma soluble, es decir, como ión manganoso (Mn ++). El manganeso también se encuentra acompañando al hierro en los drenados ácidos de minas y en las aguas residuales de operaciones metalúrgicas. Es un material difícil de tratar porque puede formar una gran variedad de compuestos complejos; que depende de su estado de oxidación, pH, equilibrio bicarbonato - carbonato - OH y de la presencia de otros elementos, particularmente el hierro. La forma tradicional + 3 de eliminarlo es mediante oxidación para llevarlo a Mn , su forma insoluble y de color negruzco; luego subiendo el pH a un rango entre 9,0 y 9,5 para posteriormente separarlo del agua por clarificación o filtración. Debido a que la materia orgánica tiene un alto poder de quelación sobre el manganeso, es necesario destruir primero la materia orgánica para posteriormente eliminar el manganeso. La concentración del manganeso en el agua potable está limitado hasta un valor máximo de 0,05 mg / l como Mn., concentraciones más altas ocasionan depósitos de manganeso y manchas de color negro en la ropa, tuberías, baños, etc. En los sistemas industriales, causa problemas en la manufactura textil y en el blanqueo de pulpa para papel, para estos casos se recomienda mantener concentraciones inferiores a 0,01 mg / l.

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Fosfato -3 La fórmula química es PO4 y su peso molecular es 95 gr / gr - mol, en general él forma sales muy pocos solubles y precipita muy fácilmente como fosfato cálcico.

En las aguas naturales su concentración no es superior a 1 mg / l, como PO4. Debido al amplio uso como detergente y fertilizante se encuentra en grandes cantidades en los efluentes industriales, municipales y en las vertientes agrícolas. Estas altas concentraciones de fosfato son perjudiciales al medio ambiente porque son excelentes nutrientes para las algas, lo que contribuye a un excesivo crecimiento de estas produciendo la eutroficación de las fuentes de agua. Los fosfatos pueden ser reducidos a niveles muy bajos por tratamiento con alumbre, aluminato sódico o cloruro férrico, por formación de precipitados insolubles de fosfato de aluminio y fosfato de hierro. Otra forma de precipitarlo es con cal y a un pH mayor a 10, la eliminación es mayor cuando se realiza mediante precipitación con cal en caliente. Cinc Debido a su baja solubilidad, principalmente en aguas con alto pH, su concentración en el agua en muy pocas ocasiones es superior a 1,0 mg / l, como Zn. La presencia de cinc en el agua es debido a la descarga de aguas residuales de operaciones de minería, metalúrgica o de acabado de metales. También, es debido a la corrosión de tuberías de acero galvanizado y por su uso como inhibidor de corrosión en el tratamiento del agua de torres de enfriamiento. La concentración del cinc en aguas potables está limitado hasta 5 mg / l, como Zn, valores más altos le dan al agua un gusto astringente. El cinc puede ser eliminado por ablandamiento con cal y por intercambio iónico.

COMPONENTES TRAZAS Estos componentes se caracterizan porque se encuentran en concentraciones inferiores a 0,01 mg / l, normalmente provienen de las descargas de aguas residuales industriales y generalmente se encuentran más en la superficie que en las aguas de pozo. En los procesos de separación de estos elementos, la presencia de agentes quelantes puede afectar severamente la eficiencia del proceso de separación.

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Componente Fórmula

Fuente

Características

Antimonio

Sb

Lixiviación metalúrgicas

Cadmio

Cd

Desechos de galvanoplastia

Se comporta como el calcio y el cinc. Se elimina como carbonato y por intercambio iónico

Componente Fórmula

Fuente

Características

Cobalto

Co

Operaciones de cobre y Similar al hierro níquel; desechos de cerámicas.

Cianuro

CN-

Desechos de galvanoplastia, plantas de coque, refinerías de petróleo y procesos mineros (Au).

Mercurio

Hg

Desecho en la producción de Puede ser NaOH, lixiviación de cenizas destilación, de carbón y procesos mineros. filtración.

Níquel

Ni

Desechos de galvanoplastia, Se comporta similar al hierro. escoria o polvo de hornos Puede ser eliminado por precipitación como hidróxido, eléctricos carbonato o sulfuro y por intercambio iónico.

Estaño

Sn

Desechos de galvanoplastia Se convierte en óxido básico (estañado electrolítico) coloidal a pH neutro o con = HCO3 y CO3

Titanio

Ti

Procesos varios

de

escorias Insoluble en sistemas acuosos = -. conteniendo HCO3 ; CO3 ; OH

Se comporta como el Cl-, NO3. Puede oxidarse con cloro a CON. Puede ser reducido por la biodigestión de lodos activados y por intercambio aniónico eliminado reducción

por y

En estado coloidal (TiO2), se elimina por filtración o clarificación.

COMPONENTES TRANSITORIOS Estos componentes se caracterizan por que cambian su concentración no por dilución, disolución o precipitación; sino por cambios en el medio que alteran el equilibrio. Estos cambio son debidos a la actividad biológica, degradación radiactiva y por el potencial de óxido reducción.

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Acidez - Alcalinidad Casi todas las aguas naturales tienen un pH entre 6,0 y 8,0; motivado a la presencia de la alcalinidad del bicarbonato y algo de CO2 disuelto. Todas las aguas tienden a alcanzar este equilibrio: las escasas corrientes que tienen acidez mineral libre son neutralizadas por los componentes alcalinos de las rocas con las que entran en contacto y cuando el pH es mayor a 8,0 comienza a aparecer la alcalinidad del carbonato, esta se equilibra por la reacción con el bióxido de carbono proveniente de la atmósfera y de la respiración de la vida acuática. Este equilibrio natural entre el medio acuático, la atmósfera y la litosfera debe mantenerse, es por esta razón que la legislación prohibe las descargas de aguas industriales o de cualquier otra actividad que de una u otra forma alteran este efecto amortiguador natural.

CICLOS BIOLÓGICOS • Ciclo del carbono El carbono es uno de los elementos primarios de la materia viva, incluso existe una hipótesis donde se menciona que el medio primitivo de la tierra contenía carbono en la forma de metano, amoníaco, hidrógeno y agua. El metano es uno de los compuestos presentes en el ciclo del carbono. Es el componente principal del gas natural, es producido por la descomposición anaeróbica de compuestos orgánicos presentes en los sedimentos de los pantanos, generando el gas de los pantanos que en concentraciones muy altas puede llegar a inflamarse. El bióxido de carbono y la alcalinidad bicarbonato - carbonato son también muy importantes en este ciclo, estas reacciones incluso se producen en el medio acuático. • Ciclo del oxígeno El bióxido de carbono es el más común de los gases que contienen carbono. El contenido de bióxido de carbono en las aguas superficiales está enormemente influido por la existencia de bacterias y algas en simbiosis, ilustrado por el ciclo del oxígeno. Bajo la intensa luz del sol, las reacciones fotosintéticas transcurren muy rápidamente de manera que el agua puede, en un momento, sobresaturarse de oxígeno y sobrepasar la capacidad de la bacteria para utilizarlo. Si las algas necesitan más bióxido de carbono que el que le proporciona la respiración bacteriana, pueden asimilarlo de la alcalinidad del bicarbonato. Por esta razón, tanto el bióxido de carbono como el oxígeno son variables en la mayoría de las aguas superficiales, ya que son afectadas por la luz del sol y los procesos fotosintéticos. La figura 1 muestra como varía la concentración del CO2 y el O2 con respecto a las horas del día. El tejido vegetal elaborado a partir de la fotosíntesis es metabolizado eventualmente por organismos acuáticos mayores, que producen compuestos orgánicos y los eliminan como productos de desechos. La muerte de los peces y la degradación de las plantas acuáticas

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también producen compuestos orgánicos. Toda esta materia orgánica producida se convierte en alimento de las bacterias y vuelve al ciclo como metano producido por los organismos anaeróbicos y como bióxido de carbono producido por los organismos aeróbicos.

Figura 1: Variación de la concentración del O2 y el CO2 durante el día. • Ciclo del nitrógeno El amoniaco forma parte del ciclo del nitrógeno y está influido por la actividad biológica, es el producto natural de la degradación de los compuestos nitrogenados. Estos compuestos forman primeramente el material proteínico de la planta, que luego se transforma en proteínas animales. El retorno de este material proteínico al medio, es a través de la muerte del organismo o por los productos de desecho, porque proporcionan compuestos nitrogenados orgánicos que luego se degradan para producir amoníaco. Este proceso biológico también sucede en las plantas de tratamiento de efluente municipales donde la concentración de amoniaco está entre 10 y 20 mg / l, como NH3, y en las aguas superficiales que provienen de las tierras donde se utiliza el amoníaco como fertilizante. • Ciclo del azufre Debido a que el azufre pertenece a la familia del oxígeno, hay muchos compuestos en los que el azufre sustituye al oxígeno resultando un compuesto con propiedades similares, por ejemplo, el metanol (CH3CH2OH) y el mercaptano etílico (CH3CH2SH) son compuestos similares donde solamente se ha intercambiado el oxígeno y el azufre. Ciertas bacterias pueden metabolizar el azufre del sulfuro de hidrógeno, para producir azufre libre; de la misma forma que las algas y otras plantas metabolizan el oxígeno del agua, mediante la reacción de fotosíntesis, para producir oxígeno libre y carbohidratos. Las reacciones químicas son:

CO2 + 2 H2O

 → CH2O + O2 + H2O

(fotosíntesis de las algas)

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CO2 + 2 H2S

 → CH2O + 2 S + H2O

(acción de las bacterias)

El sulfuro de hidrógeno que se produce en algunas aguas subterráneas profundas y aguas superficiales estancadas, es producto de la descomposición anaeróbica de compuestos orgánicos que contienen azufre o por la acción bacteriana que convierte el sulfato en sulfuro.

POTENCIAL DE ÓXIDO - REDUCCIÓN Como vimos en los ciclos anteriores, existen una serie de componentes transitorios porque se oxidan o reducen a otros componentes a través de la actividad biológica. Sin embargo, hay una serie de materiales oxidantes y reductores, que en su mayoría se encuentran en forma natural y participan en las reacciones químicas sin usar una vía biológica. Entre los agentes oxidantes tenemos el oxígeno que predomina en las aguas superficiales, el azufre en las aguas subterráneas; el cloro y el cromato en las aguas residuales. Para el caso de los agentes reductores, los más comunes son el ión ferroso, manganeso y bisulfuro que provienen de un medio natural y compuestos orgánicos que provienen de aguas residuales o industriales.

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NORMAS SANITARIAS DE CALIDAD DE AGUA POTABLE (Organización mundial de la salud, OMS, 1.992). SUSTANCIA O PROPIEDAD

CONCENTRACIÓN MAXÍMA DESEABLE

CONCENTRACIÓN MÁXIMA ADMISIBLE

Color

5 unidades

50 unidades

Olor

Ninguno

Ninguno

Sabor

Ninguno

Ninguno

Turbidez

5 unidades

25 unidades

Sólidos totales disueltos

500 ppm

1.500 ppm

pH

7,0 - 8,5

6,5 - 9,2

Detergentes aniónicos

0,2 ppm

1,0 ppm

Aceites minerales

0,01 ppm

0,3 ppm

Compuestos fenólicos

0,001 ppm

0,002 ppm

Dureza total

100 ppm como CaCO3

500 ppm como CaCO3

Dureza cálcica

75 ppm como CaCO3

200 ppm como CaCO3

Cl

200 ppm como Cl

600 ppm como Cl

Cu

0,05 ppm como Cu

1,5 como Cu

Fe

0,1 como Fe

1,0 como Fe

Zn

5 ppm como Zn

15 ppm como Zn

Mn

0,05 ppm como Mn

0,5 ppm como Mn

SO4

200 ppm como SO4

400 ppm como SO4

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LÍMITES PERMISIBLES PARA LAS SUSTANCIAS TÓXICAS EN AGUA POTABLE

SUSTANCIA

CONCENTRACIÓN MÁXIMA

Arsénico

0,05 ppm como As

Cadmio

0,01 ppm como Cd

Cianuro

0,05 ppm como CN-

Mercurio

0,01 ppm como Hg

Plomo

0,1 como Pb

Selenio

0,01 como Se

Nitratos

45 ppm como NO3

Hidrocarburos aromáticos policíclicos

0,2 ppb

CAPÍTULO 3 UNIDADES DE CONCENTRACIÓN Tanto en el manejo de los productos químicos así como en la química del agua, se utilizan una variedad de expresiones o unidades de concentración para conocer la cantidad de alguna o todas las sustancias que están presentes en el producto o en el agua. Concentración Es importante precisar que las unidades de tipo físico, permiten expresar la concentración sin tener en cuenta el comportamiento y el significado químico de las sustancias a que se refiere el concepto de concentración. Mientras que en el caso de las unidades de tipo químico, en la expresión de la concentración es necesario hacer intervenir el comportamiento o significado químico de la sustancia disuelta. Cuando se expresa la concentración por medio de unidades de tipo físico, se define ésta como una relación de masa dada entre la masa de un componente contenido en un compuesto, mezcla, aleación, amalgama, suspensión, emulsión o disolución que lo contiene:

Concentración =

m M

Donde m = masa del componente y M = masa del compuesto, mezcla, aleación, amalgama, emulsión o disolución.

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En el caso de las disoluciones acuosas diluidas, como tienen un peso específico muy próximo a la unidad, no hay inconveniente práctico en hacer coincidir las expresiones de masa y volumen mediante la relación 1 kg = 1 l. De esta forma, la concentración puede expresarse por cualquiera de las relaciones siguientes: Concentración =

v M

Concentración =

m V

Concentración =

v V

En donde, v = volumen del componente en disolución acuosa y V = volumen de disolución acuosa que contiene determinado componente. Cuando se trate de disoluciones no acuosas, pueden mantenerse las mismas consideraciones siempre que las disoluciones tengan un peso específico prácticamente igual a la unidad, situación que no es muy frecuente como cuando el disolvente es el agua.

Dilución Es un concepto inverso a la concentración, está definida por la ecuación siguiente: Dilución =

M 1 = m Concentracion

También en el caso de las disoluciones acuosas o no acuosas, de peso específico igual o muy próximo a la unidad se cumple: Dilución =

M v

Dilución =

V m

Dilución =

V v

CONCENTRACIÓN EN PORCENTAJE Es el número de partes de un componente contenidas en 100 partes de un conjunto, ya sea un compuesto, mezcla, aleación, amalgama, suspensión, emulsión o disolución. Existen distintas formas de expresar la concentración en tanto por ciento, estas son: • Concentración en porcentaje de masa Se define como el número de gramos de un componente contenidos en 100 gramos de un conjunto sólido o líquido. Si se trata de una disolución se refiere a gramos de sustancia disuelta con respecto a 100 gramos de disolución. Para el caso en que no haya especificación alguna, la concentración de las disoluciones y productos comerciales está expresada en porcentaje en masa. Ejemplo: El ácido sulfúrico puro contiene 96 % de H2SO4 Ejemplo: Calcular la concentración en porcentaje de masa de una disolución de KClO3, sabiendo que al evaporar 20 ml de ésta, que pesaban 21 gramos, se ha obtenido un residuo de KClO3 de 1,45 gramos. % KClO3 =

1,45 * 100 = 6,9 21 22

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• Concentración en porcentaje de volumen En este caso se define como el número de mililitros de un componente contenido en 100 mililitros de un conjunto. Esta expresión se aplica para conjuntos líquidos o gaseosos, para este último caso ambos volúmenes se miden en las mismas condiciones. Ejemplo: A 50 cc de agua destilada se añaden 10 cc de solución concentrada de ácido clorhídrico, HCl. ¿Cuál es la concentración de la solución?. % HCl diluido =

10 * 100 = 16,6 60

CONCENTRACIÓN EN PORCENTAJE MASA / VOLUMEN Se utiliza en disoluciones muy diluidas, acuosas o no acuosas, con peso específico muy próximo a la unidad y se define como el número de gramos de un componente contenidos en 100 mililitros de disolución. También pueden usarse otras formas de expresión tales como: mg / 100 ml; g / l; mg / l. Ejemplo: En 500 cc de solución están contenidos 25 gramos de cloruro de potasio, KCl. ¿Cuál es la concentración de la solución?. % de concentración =

25 * 100 =5 500

CONCENTRACIÓN EN PARTES POR MILLÓN (PPM) También es conocida como ppm y representa el número de partes de un componente contenidas en un millón de partes de un conjunto. Para esta forma de expresar la concentración son también aplicables todas las posibilidades: m / M, m / V, v / M y v / V. Un ejemplo de esta forma de expresar la concentración es la siguiente: el suelo contiene 4 ppm de Mo; esto indica que contiene 4 mg / Kg, 4 *10- 3 / 1000 g, 4 * 10- 4 gr / 100 gr La expresión de la concentración ppm, es la más utilizada para indicar los contenidos de trazas de elementos en seres vivos y concentraciones en medicamentos. Para el caso del tratamiento de agua es también una de las más utilizadas, y para concentraciones muy diluidas se emplea el ppb o partes por billón (1 ppm = 1.000 ppb). Sin embargo, existen otros tipos de unidades de conversión usadas en el tratamiento de agua, las cuales se listan en la tabla 1.

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1 ppm 1 °Clark 1°French 1°German 1 epm

Partes por millón (ppm)

Grados ingleses o °Clark

Grados Franceses o °French

Grados Alemanes o °German

Equivalente por millón (epm)

1 14,3 10 17,9 50

0.07 1 0,7 1,24 3,5

0,1 1,43 1 1,79 5

0.056 0,800 0,560 1 2,80

0,02 0,286 0,2 0,357 1

Tabla 1: Diferentes tipos de concentraciones usadas en tratamiento de agua

Existen otras unidades para expresar la concentración en los análisis de agua. La tabla 2 muestra algunas unidades usadas y sus factores de conversión.

1 ppm 1 mg / l 1 gr / l 1 gra. / US galón 1 kgra / p3

Partes por millón (ppm)

Miligramos por litro (mg / l) 1 1 1.000 17,1

Gramos por litro (Gr / l). 0,001 0,001 1 0,017

Granos por US galón (gra / US galón) 0,0583 0,0583 58,3 1

Kilogranos por pie cúbico (kgra. / p3) 0,0004 0,0004 0,436 0,0075

1 1 1.000 17,1 2.294

2.294

2,294

134

1

Tabla 2: Conversión de unidades de análisis de agua.

Ejemplo: En un análisis de agua se determinó que el contenido de calcio es de 5 gr / l. ¿A cuántos ppm equivalen? ppm de Ca =

5 *1 = 5.000 0,001

Para expresar la concentración por medio de unidades de tipo químico, se utilizan igualmente las relaciones m / M, m / V y v / V que se usan en las unidades del tipo físico.

MOLARIDAD (M) Es el número de moles disueltos en 1.000 ml de disolución. Es la manera más frecuente de expresar la concentración en físico química. Una disolución es “molar” cuando contiene disuelta 1 mol en 1.000 ml de disolvente y así sucesivamente como en la molalidad. El cálculo no tiene dificultad cuando se calcula la concentración molar de cualquier sustancia en estado molecular, el problema se presenta cuando se quiere calcular la

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concentración molar de los iones en solución. Este punto se detalla en la definición de formalidad. Ejemplo: ¿Cuántos gramos de NaOH, peso molecular = 40 gr / gr - mol, será necesario disolver para preparar 500 cc de solución 0,25 M?. Gramos =

0,25 * 500 * 40 =5 1.000 * 1

• Fracción molar (n) Es el número de moles de una sustancia dividido por el número de moles totales en el sistema, o expresado de otra forma, moles de cada componente en 1 mol de disolución. Ejemplo: Calcule la fracción molar de cada componente en una disolución de 100 gramos de etilenglicol, CH2OH - CH2OH, con 100 gramos de agua. Peso molecular (CH2OH - CH2OH) = 62 gr / gr - mol Peso molecular (H2O) = 18 gr / gr - mol Moles de etilenglicol = agua =

100 = 1,6 62

moles de agua =

100 = 5,5 Moles totales = 7,1n del 18

5,5 = 0,77 7 ,1

n del etilenglicol =

1,6 = 0,23 7 ,1

NORMALIDAD (N) Se define como el número de equivalentes gramo disuelto en un litro de disolución. Para soluciones muy diluidas se utiliza el miliequivalente (1 equivalente = 103 miliequivalentes) y el microequivalente (1 equivalente = 10 6 microequivalente). De acuerdo con el concepto de normalidad, una disolución normal contiene un equivalente gramo de la sustancia disuelta por litro de disolución; sin embargo, esta definición sencilla no es tan simple de aplicar, especialmente en los casos en que el compuesto interviene en diferentes tipos de reacciones. Existen varios casos donde se aplica una regla en particular para la determinación del equivalente gramo, estas son: 1. En las reacciones de neutralización, el equivalente gramo de un compuesto es igual al número que resulta de dividir el peso molecular por el número de hidrógenos reactivos o grupos OH- que posee la molécula. 2. En las reacciones de precipitación el equivalente gramo corresponde a la relación entre el peso molecular y la valencia del radical. 3. En las reacciones de oxido - reducción el equivalente gramo es el peso molecular dividido por el número de electrones transferidos por cada molécula del compuesto.

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4. Los ácidos HCl, HNO3 y los álcalis KOH y NaOH poseen un equivalente gramo igual a su peso fórmula cuando se utilizan como agentes neutralizantes. El ácido sulfúrico H2SO4 y el Ba(OH)2 tienen un equivalente gramo igual a la mitad de su peso fórmula en la misma clase de procesos. 5. Para tener la seguridad del equivalente gramo de una sustancia, es necesario conocer la reacción donde interviene la sustancia, por ejemplo: 5.1. - Cuando el ion dicromato actúa como oxidante, sucede la reacción siguiente: -2 + Cr2O7 + 14 H

2 Cr + 3 + 7 H2O

En este caso, la valencia cambia de + 6 a + 3, o sea un cambio total de 6 por molécula y el equivalente gramo del dicromato y por lo tanto del dicromato de potásico es un 1/ 6 de su peso molecular. 5.2. - El mismo ion dicromato, cuando actúa como ácido, produce la reacción siguiente: Cr2O7-2 + 2 OH-

2 CrO4- 2 + H2O

En este caso su equivalente gramo es la mitad de su peso molecular. 5.3. - Cuando el mismo dicromato actúa como agente precipitante, la reacción es la siguiente: Cr2O7-2 + 2 Pb +2 + H2O

2 CrO4Pb + 2 H+

El equivalente gramo en esta reacción es 1/ 4 de su peso molecular.

Finalmente, cuando se usan dos disoluciones de la misma sustancia o de sustancias equivalentes pero de distinta concentración, se puede establecer la relación general: (ml de disolución * N de disolución) concentrada = (ml de disolución * N de disolución) diluida Y cuando dos sustancias A y B reaccionan o son equivalentes químicamente, se puede decir que: equivalente de A = equivalente de B o miliequivalente de A = miliequivalente B Ejemplo 1: ¿Cuántos gramos de ácido sulfúrico serán necesarios para preparar 250 cc de solución 0,5 N?. Peso molecular del H2SO4 = 98 gr / gr - mol Peso equivalente del H2SO4 = Gramos =

98 = 49 equivalente / gr 2

0,5 * 250 * 49 = 6,12 1.000 * 1

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Ejemplo 2: ¿Cuál es la normalidad de una disolución de CaCl2 que contiene 50 mg / ml de Ca+2?. Peso atómico del Ca+2 (Pa) = 40 Peso equivalente del Ca+2 =

N=

Pa 40 = valencia 2

50 * 1 = 2,5 20 * 1

DENSIDAD (D) Es conocida también como densidad absoluta. Su valor se determina por la relación de la masa de un cuerpo (sólido, líquido o gas) y el volumen del cuerpo. Lo más frecuente es expresar la densidad de sólidos y líquidos en g / cc o en g / ml, y la densidad de los gases se expresa más corrientemente en g / l. Ejemplo: Calcule la densidad absoluta de un gas, si 300 cc del mismo pesan a presión y temperatura normales 0,428 gramos. d=

0,428 g = 1,42 0,3 l

• Densidad relativa (dr) Es la relación existente entre la masa de un cuerpo (sólido, líquido o gas) y la masa de un volumen igual de agua a 4 °C. La densidad relativa no tiene unidades o dimensiones y tiene el mismo valor en cualquier sistema. Por ejemplo, el oro tiene una densidad relativa de 19,32; esto significa que un volumen dado de oro contiene una masa de agua 19,32 veces mayor que la del mismo volumen de agua. La densidad relativa de los cuerpos sólidos y líquidos se refiere al agua como patrón; en cambio, para los gases se toma como patrón el aire. Ejemplo: ¿Cuál es la densidad relativa del hidrógeno con respecto al aire?. La densidad del aire es 1,29 g / l y la del hidrógeno 0,09 g / l. dr =

0,09 = 0,06 1,29

• Peso específico (Pe) El peso específico de un cuerpo es el peso de la unidad de volumen del mismo, es decir, la relación que existe entre el peso del cuerpo y el volumen del cuerpo. Ejemplo: ¿Cuál es el peso específico de una disolución que ocupa un volumen de 455 cc y pesa 525 gramos?

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Pe =

525 g = 1,15 455 ml

• Peso específico relativo Es numéricamente igual a la densidad relativa y se define como la relación entre el peso de un volumen dado del cuerpo y el peso del mismo volumen de agua.

EXPRESIÓN DE RESULTADOS EN LA QUÍMICA DEL AGUA En la química del agua es desproporcionado e inconveniente expresar las concentraciones de las impurezas presentes en el agua desde el punto de vista de porcentaje en peso porque las concentraciones son muy bajas. Por ejemplo, un análisis de agua expresado en porcentajes se muestra en la tabla 3. CONSTITUYENTE (como CaCO3 ). Calcio Magnesio Bicarbonato Cloruro Sulfato Sílice

% EN PESO 0,0100 0,0070 0,0080 0,0010 0,0050 0,0002

Tabla 3: Análisis de agua expresado en porcentajes Otra manera de expresar los resultados de un análisis de agua es usando: partes por millón (ppm), partes por billón (ppb) o equivalentes por millón (epm). De las tres formas mencionadas, la más común es la de las partes por millón. Un equivalente por millón, es definido como las partes por millón de una sustancia dividido por el peso equivalente de esa sustancia, recordando que el peso equivalente de un átomo, molécula, radical ácido o compuesto es el peso atómico, peso molecular o peso del radical o compuesto dividido por su valencia. Utilizando los conceptos de ppm, ppb y epm explicados anteriormente se obtienen los resultados mostrados en la tabla 4 y la diferencia que se presenta en comparación con los valores en porcentaje. CONSTITUYENTE (como CaCO3 ) Calcio Magnesio Bicarbonato Cloruro Sulfato Sílice

% EN PESO

ppm

ppb

epm

0,0100 0,0070 0,0080 0,0010 0,0050 0,0002

100 70 80 10 50 2

100.000 70.000 80.000 10.000 50.000 2.000

5,00 5,74 1,31 0,28 1,04 0,06

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Tabla 4: Análisis de agua expresado en diferentes tipos de unidades. Normalmente, en la química del agua se expresan los resultados de los constituyentes como carbonato de calcio. Por esta razón, es importante realizar la conversión de los diferentes compuestos y elementos, que están presentes en el agua, a carbonato de calcio o viceversa. La tabla 5 muestra las diferentes sustancias que están presentes en el agua, su peso molecular y peso equivalente. Para convertir la sustancia (A) a CaCO3 aplique la fórmula siguiente: ppm o ppb de A (como CaCO3) = ppm o ppb de A * Pe del CaCO3 / Pe de A y en el caso contrario tenemos: ppm o ppb de A = ppm o ppb de A (como CaCO3) * Pe de A / Pe del CaCO3

Sustancia

Fórmula

Agua Aluminio Alumbre de Amonio

H2O Al Al2(SO4)3(NH4)2SO4• 24H2O Al2(SO4)3K2SO4•24H2O AlCl2 AlCl3•6H2O Al(OH)3 Al2O3 Na2Al2O4 Al2(SO4)3•18 H2O Al2(SO4)3 (Anhidro) NH3 NH4 NH4Cl NH4OH (NH4)2SO4 Ba BaCO3 BaCl2•2H2O Ba(OH)2 BaO BaSO4 Ca Ca(HCO3)2 CaCO3 CaCl2 Ca3(PO4)2

Alumbre de Potasio Cloruro de Aluminio Cloruro de Aluminio Hidróxido de Aluminio Alúmina Aluminato de Sodio Sulfato de Aluminio Sulfato de Aluminio Amoníaco Amonio (Ion) Cloruro de Amonio Hidróxido de Amonio Sulfato de Amonio Bario Carbonato de Bario Cloruro de Bario Hidróxido de Bario Óxido de Bario Sulfato de Bario Calcio Bicarbonato de Calcio Carbonato de Calcio Cloruro de Calcio Fosfato de Calcio

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Peso Molecular 18,0 27,0 906,6 948,8 133 241 78,0 101,9 163,9 666,4 342,1 17,0 18,0 53,5 35,1 132 137,4 197,4 244,3 171 153 233,4 40,1 162,1 100,08 111,0 310,3

Peso equivalente 9,0 9,0 151,1 156,1 44,4 80,5 26,0 17,0 27,3 111,1 57,0 17,0 18,0 53,5 35,1 66,1 68,7 98,7 122,2 85,7 76,7 116,7 20,0 81,1 50,1 55,5 51,7

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Hidróxido de Calcio Hipoclorito de Calcio Nitrato de Calcio Óxido de Calcio Sulfato de Calcio Sulfato de Calcio Carbono Cloro (ion) Cobre (Cúprico) Sulfato de Cobre (Cúprico) Sulfato de Cobre (Cúprico) Estaño Flúor Fosfato Disódico Fosfato Disódico (anhidro) Fosfato Monosódico Fosfato Monosódico (anhidro) Fosfato Trisódico Fosfato Trisódico (anhidro) Fósforo Fósforo Metafosfato (Hagan) Hidrógeno (Ion) Hierro (Ferroso) Carbonato Ferroso Cloruro Férrico Cloruro Férrico Ferroso o Férrico Hidróxido Férrico Hidróxido Ferroso Hierro (Férrico) Óxido Férrico Óxido Ferroso Sulfato Férrico (Ferrisul) Sulfato Ferroso Sulfato Ferroso Yodo Magnesio

Ca(OH)2 Ca(ClO)2 Ca(NO3)2 CaO CaSO4 (anhidro) CaSO4•2H2O (yeso) C Cl Cu CuSO4 CuSO4•5H2O Sn F Na2HPO4•12H2O (19,8% P2O5) Na2HPO4 (50% P2O5) NaH2PO4•H2O (51,4% P2O5) NaH2PO4 (59,1% P2O5)

74,1 143,1 164,1 56,1 136,1 172,2 12,0 35,5 63,6 160 250 119 19,0 358,2

37,1 35,8 82,1 28,0 68,1 86,1 3,0 35,5 31,8 80,0 125,0

142,0 138,1

47,3 46,0

120,0

40,0

Na3PO4•12H2O (18,7% P2O5) Na3PO4 (43,2% P2O5) P+3 P+5 NaPO3 (69% P2O5) H+ Fe+2 FeCO3 FeCl3 FeCl3 • 6H2O Fe o Fe Fe(OH)3 Fe(OH)2 Fe+3 Fe2O3 FeO Fe2(SO4)3 FeSO4 (anhidro) FeSO4 • 7H2O I Mg

380,2

126,7

164,0 31,0 31,0 102,0 1,01 55,8 116 162 270 55,8 107 89,9 55,8 160 71,8 399,9 151,9 278,0 127 24,3

54,7 10,3 6,20 34,0 1,01 27,9 57,9 54,1 90,1 55,8 35,6 44,9 18,6 26,6 35,9 66,7 76,0 139,0 127 12,2

30

 19,0 119,4

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Bicarbonato de Magnesio Carbonato de Magnesio Cloruro de Magnesio Fosfato de Magnesio Hidróxido de Magnesio Nitrato de Magnesio Óxido de Magnesio Sulfato de Magnesio Manganeso (Manganoso) Cloruro de Manganeso Dióxido de Manganeso Hidróxido de Manganeso Manganeso (Mangánico) Óxido de Manganeso Óxido de Manganeso Nitrato (Ion) Ácido Nítrico Nitrógeno Nitrógeno Oxígeno Cloruro de Plata Nitrato de Plata Plomo Potasio Carbonato de Potasio Cloruro de Potasio Hidróxido de Potasio Sílice Silicio Sodio Bicarbonato de Sodio Bisulfato de Sodio Bisulfito de Sodio Carbonato de Sodio Carbonato de Sodio Cloruro de Sodio Hidróxido de Sodio Hipoclorito de Sodio Nitrato de Sodio Nitrato de Sodio Óxido de Sodio Dióxido de Azufre

Mg(HCO3)2 MgCO3 MgCl2 Mg3(PO4)2 Mg(OH)2 Mg(NO3)2 MgO MgSO4 Mn+2 MnCl2 MnO2 Mn(OH)2 Mn+3 Mn2O3 MnO NO3HNO3 N+3 N+5 O AgCl AgNO3 Pb K K2CO3 KCl KOH SiO2 Si Na NaHCO3 NaHSO4 NaHSO3 Na2CO3 Na2CO3•10H2O NaCl NaOH NaClO NaNO3 NaNO2 Na2O SO2

31

146,3 84,3 95,2 262,9 58,3 148,3 40,3 120,4 54,9 125,8 86,9 89,0 54,9 158 70,9 62,0

73,2 42,2 47,6 43,8 29,2 74,2 20,2 60,2 27,5 62,9 21,7 44,4 18,3 25,3 35,5 62,0

63,0 14,0 14,0 16,0 143,3 169,9 207 39,1 138 74,6 56,1 60,1 28,1 23,0 84,0 120 104 106 286 58,5 40,0 74,5 85,0 69,0 62,0 64,1

63,0 4,67 2,80 8,00 143,3 169,9 104,0 39,1 69,1 74,6 56,1 30,3 7,03 23,0 84,0   53,0 143 58,5 40,0 37,3 85,0 34,5 31,0 32,0

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Carbonato

Na2SO4•10H2O Na2SO4 Na2SO3 SO2 Na2SO4•10H2O Na2SO4 Na2SO3 S+2 S+4 S+6 Na2S4O Na2S2O3 Zn CH3COOH H2CO3 HCl H3PO4 H2MnO3 H2SO4 H2SO3 HCO3CO3-2

Dióxido de Carbono Fosfato

CO2 PO4-3

44,0 95,0

44,0 31,7

Hidrógeno Hidróxido Ion Cloruro Ion Yoduro Nitrato

H OHClINO3P2O5 SO4-2

1,0 17,0 35,5 126,9 62,0

1,0 17,0 35,5 126,9 62,0

142,0 96,1

23,7 48,0

80,1

40,0

32,1 34,1

16,0 17,05

Sulfato de Sodio Sulfato de Sodio Sulfito de Sodio Dióxido de Azufre Sulfato de Sodio Sulfato de Sodio Sulfito de Sodio Sulfuro Sulfuro Sulfuro Tetrationato de Sodio Tiosulfato de Sodio Zinc Ácido Acético Ácido Carbónico Ácido Clorhídrico Ácido Fosfórico Ácido Manganoso Ácido Sulfúrico Ácido Sulfuroso Bicarbonato

Pentóxido de Fósforo Sulfato Sulfito Sulfuro Sulfuro de Hidrógeno

SO3-2 S-2 H2S

322,1 142,1 126,1 64,1 322,1 142,1 126,1 32,1 32,1 32,1 270,2 158,1 65,4 60,1 62,0 36,5 98,0 104,9 89,1 82,1 61,0

161,1 71,0 83,0 32,0 161,1 71,0 83,0 16,0 8,02 5,34 135,1 158,1 32,7 60,1 31,0 36,5 32,7 52,5 49,0 41,1 61,0

60,0

30,0

Tabla 5: Sustancias, fórmulas, pesos moleculares y equivalentes.

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El análisis de una muestra agua puede ser usado, entre otras cosas, para calcular la concentración de sólidos disueltos, realizar una interpretación del tipo o calidad de agua que se tiene o que se desea tener, etc. Ejemplo 1: Determine el contenido de sólidos disueltos presentes en el análisis de agua de la tabla 6. CONSTITUYENTE Calcio (como CaCO3) Magnesio (como CaCO3) Sodio (como CaCO3) Bicarbonato (como CaCO3) Cloruro (como Cl) Sulfato (como SO4) Sílice (como SiO2)

CONCENTRACION (ppm) 120 65 ¿? 70 42 58 12

Tabla 6: Análisis de agua El problema se resuelve de la forma siguiente: 1. Convierta cada uno de los constituyentes a epm. 2. Sume los epm de los aniones. 3. Los epm de los cationes es igual a los epm de los aniones. De esta igualdad se determina la concentración del sodio. 4. Los sólidos totales disueltos se determinan sumando los ppm de los cationes, aniones y la sílice.

CONCENTRACIÓN epm ppm catión = ppm anión = (ppm) epm * Pe epm * Pe Calcio 120 (como CaCO3 ) 2,40 2,40*20 = 48 -----Magnesio 65 (como CaCO3 ) 1,30 1,30*12 = 15,6 -----Sodio ¿? ¿? 2,07 -----Bicarbonato 70 (como CaCO3 ) 1,40 -----1,40*61 = 85,4 Cloruro 42 (como Cl) 1,18 -----1,18*35,5 = 41,89 Sulfato 58 (como SO4) 1,21 -----1,21*48 = 58,08 Sílice 12 (como SiO2) ---------------epm de los aniones =1,40 + 1,18 + 1,21 = 3,79 epm de los aniones = 3,79 =epm de los cationes =2,40 + 1,30 + epm de Na epm de Na = 0,09 ppm de Na (como Na) = 0,09 * 23 = 2,07 Sólidos totales disueltos = ppm de los cationes + ppm de los aniones + ppm de sílice Sólidos totales disueltos = 65,67 + 185,37 + 12 = 263,04 ppm CONSTITUYENTE

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Ejemplo 2: Determine el balance de cationes y aniones del análisis de agua siguiente: CONSTITUYENTE Calcio (como Ca) Magnesio (como Mg) Sodio (como Na) Bicarbonato (como HCO3) Sulfatos (como SO4) Cloruros (como Cl)

CONCENTRACIÓN (ppm) 83 42 25 228 142 47

El problema se resuelve convirtiendo los ppm de cada constituyente a su respectivo epm y luego sumar los cationes y aniones para comprobar su balance. La tabla 7 muestra los resultados. CONSTITUYENTE Calcio (como Ca)

CONCENTRACIÓN (ppm) 83

epm de los cationes

epm de los aniones

83 = 4,15 20 42 = 3,50 12 25 = 1,09 23

---

Magnesio (como Mg)

42

Sodio (como Na)

25

Total cationes

---

8,74

---

Bicarbonato (como HCO3)

228

---

Sulfatos (como SO4)

142

---

Cloruros (como Cl)

47

---

228 = 3,74 61 142 = 2,97 48 72 = 2,03 35,5

Total aniones

---

---

-----

8,74

Tabla 7: Balance de cationes y aniones Total de cationes = Total de aniones = 8,74 Con respecto a los compuestos orgánicos, debido a su gran variedad, procedentes del hombre y la naturaleza, sus componentes moleculares no suelen expresarse individualmente en un análisis de agua. Aunque se puede determinar por separado, por ejemplo, uno muy conocido: el alquil bencil sulfonato (ABS), es posible que en el caso de no tener una información precisa como la del ejemplo, se puede recurrir a una serie de pruebas no específicas. Estas pruebas no hacen distinción entre los compuestos orgánicos, pero dan la evidencia que ellos existen o están presentes en el agua.

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Las pruebas de materia orgánica en el agua son: • Demanda bioquímica de oxígeno (BOD o DBO): Mide la capacidad de las bacterias comunes para digerir la materia orgánica biodegradable. Se expresa como ppm de 02. • Extraíbles de carbón - cloroformo (CCE): Determina los productos orgánicos absorbidos en cartuchos de carbón activado que son extraídos con cloroformo. • Extraíbles de carbón - alcohol (CAE): Determina los productos orgánicos absorbidos en cartuchos de carbón activado que son extraídos con alcohol etílico. Esta extracción se realiza después de la de cloroformo. • Demanda química de oxígeno (COD o DQO): Mide la capacidad de disoluciones calientes de ácido crómico para oxidar la materia orgánica. Analiza la materia orgánica biodegradable y la no biodegradable o refractaria. Se expresa en ppm de O2. • Color: es una medida global del tanino, lignino y otras materias húmicas. Se expresa en unidades APHA, relativas al platino estándar. • Consumo inmediato de oxígeno disuelto (IDOD): Determina la presencia de sustancias fuertemente reductoras en las aguas residuales, que pueden disminuir rápidamente el nivel de oxígeno de las corrientes receptoras. Se determina midiendo la pérdida de oxigeno, 15 minutos después de diluir una muestra con agua saturada en oxígeno. Se expresa en ppm de O2. • Pérdida por ignición (LOI): Es una prueba donde la muestra de agua se evapora hasta sequedad y luego se pesan los sólidos. Estos, se calientan hasta la temperatura del rojo y se vuelven a pesar. La diferencia de peso es la pérdida por ignición. En el análisis hay que tener en cuenta que el calentamiento quema la materia orgánica, pero también afecta a los minerales por la descomposición, de los carbonatos a óxidos, que ocasiona el calor, de manera que la pérdida no es solamente orgánica y afecta el agua de cristalización. • Oxígeno consumido por el permanganato (O2): Mide la susceptibilidad de la materia orgánica de una muestra a la oxidación por el permanganato potásico. Se expresa como ppm de O2. • Extraíbles en disolvente: Determina la materia orgánica que se puede extraer directamente del agua. Como agente para la extracción se utiliza hexano, tetracloruro de carbono o cloroformo. • Carbón orgánico total (TOC): Mide el CO2 producido por los compuestos orgánicos cuando se introduce una muestra de agua en una cámara de combustión. Se debe eliminar previamente el CO2 de la alcalinidad o se resta del CO2 total para así determinar el carbón orgánico. Se expresa en ppm como C.

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CAPÍTULO 4 Como se mencionó en el capítulo 2 existen dos tipos de fuentes de agua: las superficiales y las subterráneas. Los componentes que se encuentran en estas aguas son muy variables porque van a depender del medio de donde provenga la fuente. El problema que se presenta desde el punto de vista del tratamiento de agua, es que algunos de los componentes presentes en ésta, son impurezas que causan serios problemas dependiendo del uso final del agua (doméstico, potable, industrial, etc.). Es decir, que con esta condición, el agua necesita ser tratada o acondicionada para eliminarle o reducirle el contenido de ciertas impurezas. Para efectos de la química básica del agua, nos interesa conocer con más detalle cuales son las impurezas, su composición química, la solubilidad, el estado físico en que se encuentran y otras informaciones que son importantes conocer. DUREZA La composición del agua en cuanto a su contenido de minerales, varía de acuerdo con el tipo de estrato o formación de donde proviene. Los principales minerales que están presentes en el agua son: carbonato de calcio (piedra caliza), carbonato de magnesio (dolomita), sulfato de calcio (yeso), sulfato de magnesio (sales de epson), sílice (arena), cloruro de sodio (sales comunes), sulfato de sodio y pequeñas cantidades de hierro, manganeso, fluor, aluminio y otras sustancias. Las aguas que contienen grandes cantidades de calcio y magnesio son conocidas como aguas duras. La dureza es un término antiguo y cuyo origen se deriva del uso doméstico del agua para lavar. En aquellos tiempos se observó, que algunas aguas resultaban duras al realizar el lavado de la ropa porque necesitaban más jabón para producir espuma. El caso contrario se presentaba, cuando se usaba agua de lluvia para lavar; esta producía más espuma y se denominaba agua suave. Esta relación de dureza y espuma fue muy importante porque los químicos elaboraron una disolución jabonosa estándar que por muchos años fue usada para la determinación cualitativa de la dureza del agua. Lo que ocasiona el consumo de jabón en el agua, químicamente está relacionado con la concentración de calcio y magnesio y algunos metales pesados como el hierro y el manganeso. La dureza es considerada como la disolución en agua de cationes calcio y magnesio, independientemente de los aniones presentes. Su forma de expresión más conocida y usada es en ppm como carbonato de calcio (CaCO3). Existen diferentes tipos de dureza y los cuales se definen a continuación: • Dureza total (Dt): se refiere a la concentración de sales de calcio y magnesio disueltas en el agua. • Dureza cálcica (Dca): representa la concentración de sales de calcio disueltos en el agua.

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• Dureza magnésica (DMg): representa la concentración de sales de magnesio disueltos en el agua. Normalmente se determina mediante la expresión siguiente: DMg = Dt - Dca • Dureza carbonatada o temporal: se refiere específicamente a la dureza producida por los aniones bicarbonatos y carbonatos de calcio y magnesio. Si la alcalinidad total excede la dureza total, toda la dureza es del tipo carbonatada (figura 1). • Dureza no carbonatada o permanente: es la producida por las sales de cloruro, sulfato y nitrito de calcio y magnesio. Cuando la dureza total excede la alcalinidad total, la dureza es del tipo carbonatada y no carbonatada (figura 2).

A L C A L I N I D A D

Exceso de alcalinidad de sodio

D U R E Z A

Dureza temporal o carbonatada

Figura 1 : La alcalinidad excede la dureza

D U R E Z A

Dureza permanente

A D L lu C cr A ae L. l. z a “MM “

Dureza temporal

Figura 2 : La dureza excede la alcalinidad

Ejemplo 1: Si una muestra de agua tiene Dt = 100 ppm (como CaCO3) y M = 200 ppm (como CaCO3), la dureza temporal y la alcalinidad de sodio son 100 ppm respectivamente, ambos como CaCO3. Ejemplo 2: Si una muestra de agua tiene Dt = 100 ppm (como CaCO3) y M = 50 ppm (como CaCO3), la dureza carbonatada y la no carbonatada son 50 ppm respectivamente, ambos como CaCO3. La tabla 1 muestra la clasificación de las diferentes sales de dureza que están presentes en el agua.

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COMPUESTO Mg (HCO3) 2 Ca (HCO3) 2 Mg SO4 Ca SO4 MgCl2 MgNO3 CaCl2 CaNO3 MgCO3 Ca (OH)2 CaCO3

SOLUBILIDAD Muy soluble Muy soluble Soluble Soluble Muy soluble Muy soluble Muy soluble Muy soluble Muy soluble Soluble Poco soluble

TIPO DE DUREZA Temporal Temporal Permanente Permanente Permanente Permanente Permanente Permanente Temporal Permanente Temporal

Tabla 1 : Tipos de dureza presentes en el agua. Las aguas pueden clasificarse de acuerdo con su contenido de dureza en aguas blandas, ligeramente duras, moderadamente duras y aguas duras. La tabla 2 muestra esta clasificación.

DUREZA TOTAL (ppm, como CaCO3) < 50 50 - 100 101 - 200 > 200

CLASIFICACION blanda ligeramente dura moderadamente dura dura

Tabla 2 : Clasificación de las aguas de acuerdo con la concentración de dureza. Además de las sales de dureza, también existen en el agua otras impurezas que dependiendo del uso final del agua pueden ser considerados como indeseables. La tabla 3 lista los componentes más comunes presentes como sólidos disueltos en el agua.

COMPUESTO Bicarbonato de calcio Sulfato de calcio Bicarbonato de magnesio Sulfato de magnesio Bicarbonato de sodio Sulfato de sodio Cloruro de sodio Dióxido de sílice Bicarbonato de hierro Hidróxido de hierro Sulfato de hierro

FORMULA Ca (HCO3)2 CaSO4 Mg (HCO3)2 MgSO4 NaHCO3 Na2SO4 NaCl SiO2 Fe (HCO3)2 Fe (OH)3 FeSO4 38

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Tabla 3 : Sólidos disueltos más comunes en el agua. La eliminación de estas impurezas, de acuerdo a la calidad final deseada, las cuales están presentes en el agua como sólidos disueltos, sólidos suspendidos, en estado coloidal, como color, etc. son reducidos o eliminados mediante procesos de separación sólido - líquido (filtración, sedimentación, etc.), por proceso de aireación (oxidación), intercambio iónico, etc.

GASES PRESENTES EN EL AGUA Además de los sólidos presentes en el agua, también hay gases como el oxígeno, dióxido de carbono y el amoníaco que pueden estar disueltos en el agua dependiendo de algunos factores que influyen en su solubilidad. Antes de detallar estos gases y su comportamiento con el agua, es importante conocer algunos aspectos referente al comportamiento de los gases. Una diferencia básica que existe entre los sólidos, líquidos y gases; es que este último se expande indefinidamente para ocupar todo el espacio disponible. Otros factores como la presión y la temperatura tienen también una gran importancia que se explica de acuerdo a la ley de los gases. La teoría cinética de los gases supone, que estos consisten de moléculas que se mueven igual que las abejas en un espacio cerrado. Si la temperatura aumenta se incrementa el movimiento y si el espacio es pequeño, el número de golpes o choques con las paredes del contenedor donde está el gas aumenta, la frecuencia y velocidad de estos choques producen una presión hacia fuera del contenedor. De acuerdo con la teoría cinética el comportamiento de los gases puede ser descrito con las leyes siguientes: 1. Ley de Charles: Relaciona el volumen con la temperatura y dice que a presión constante, el volumen de una masa de gas es directamente proporcional a la temperatura absoluta. La ecuación de la Ley de Charles es la siguiente:

V1 T1 = V2 T2 T1 y T2: temperaturas absolutas V1 y V2: volumen ocupado a las temperaturas T1 y T2 Ejemplo: Un gas ocupa un volumen de 250 ml, a 25 °C. ¿Qué volumen ocupará a la temperatura de 100 °C, suponiendo que no se producen cambios en la presión?. T1 = 25 + 273 = 298 °K absoluto T2 = 100 + 273 = 373 °K absoluto V1 = 250 ML V2 =

250 * 373 = 313 ml 298

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2. Ley de Boyle: Dice que a temperatura constante el volumen de una masa de un gas es inversamente proporcional a la presión que soporta. La ecuación de la Ley de Boyle es la siguiente:

P2 V1 = P1 V2 V1 y V2 = volumen del gas a la presión P1 y P2 Ejemplo: ¿Cuál será el volumen de un gas a una presión de 800 mm de Hg, si al disminuir a 100 mm la presión ocupa un volumen de 500 ml?. P1 = 100 mm de Hg P2 = 800 mm de Hg V1 = 500 ml V2 =

500 * 100 = 62,5 ml 800

3. Ley de Henry: El peso de un gas que se disuelve en un determinado peso de líquido, a temperatura constante, es directamente proporcional a la presión parcial de dicho gas sobre la disolución. Ejemplo: 1 litro de agua a 15 °C disuelve 1,86 gr de CO2 cuando la presión parcial de este gas es de 1 atm. ¿Qué peso de CO2 se disolverá en 1 litro de agua a la misma temperatura, si la presión parcial del CO2 es de 3 atm. Peso de CO2 disuelto a 3 atm = 1,86 * 3 = 5,58 gr de CO2 4. Ley de Dalton: Se aplica para mezclas gaseosas y dice que la presión parcial de un gas en una mezcla, es proporcional al porcentaje de sus moléculas. Es decir, que la presión total de una mezcla gaseosa, es igual a la suma de las presiones parciales de sus componentes. Ejemplo: Un autoclave de 5 litros de capacidad está lleno de hidrógeno a 25 °C y 760 mm de Hg. Se introducen, en el autoclave, 5 litros de nitrógeno y dióxido de carbono respectivamente a las mismas condiciones de temperatura y presión del hidrógeno, ¿Cuál será la presión que ejercerá la mezcla de gases dentro del autoclave si la temperatura es de 25 °C?. Presión total = PH2 + PN2 + PO2 = 760 + 760 + 760 = 2.280 mm de Hg

SOLUBILIDAD DE UN GAS EN EL AGUA Esta depende de tres factores que son: • Si el gas reacciona con el agua o se encuentra como gas disuelto (gas “libre”). • La presión relativa ejercida por el gas en el agua y en la atmósfera. • La temperatura del agua.

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Los gases más comunes que están presentes en el agua son el oxígeno, dióxido de carbono y amoníaco. Es por esta razón que vamos a estudiar la solubilidad de cada uno de estos gases en el agua • Solubilidad del oxígeno Si aplicamos la ley de Dalton para el aire (79 % N2; 21 % O2) tenemos que el oxígeno ejerce una presión aproximada a 1 / 5 de la presión atmosférica. El se encuentra en el agua como oxígeno “libre” o no ionizado. Es bajo esta forma que él ejerce una presión en el agua y puede ser removido mecánicamente mediante el proceso de desaireación. Un gas libre, disuelto en agua, ejerce una presión en el agua proporcional a su concentración. Por lo tanto, la solubilidad del gas en el agua será hasta el punto donde se alcance la presión de equilibrio entre el gas en el agua y el gas en la atmósfera que está en contacto con el agua. El punto óptimo para la eliminación total de los gases libres, ocurre a la temperatura de saturación del agua, es decir, su punto de ebullición a una determinada presión, porque es en esta condición que los gases libres son teóricamente insolubles en el agua. Sin embargo, en la práctica la eliminación total de un gas no se produce debido a que la temperatura del vapor es siempre ligeramente superior a la temperatura del agua. Esto hace que el oxígeno o el gas libre, sea ligeramente más soluble en el agua que en el vapor y como se mencionó anteriormente no se produce la eliminación total del oxígeno o gas libre. • Solubilidad del dióxido de carbono La concentración del dióxido de carbono en el aire es mucho menor que la del oxígeno, el rango de CO2 es aproximadamente entre 300 y 600 ppm, como CO2. El dióxido de carbono se disuelve en el agua como gas libre, pero también reacciona químicamente con ésta para formar ácido carbónico y con los iones carbonato para formar iones bicarbonato. La reacción del CO2 con el agua se muestra a continuación: + CO2 + H2O ⇔ H2CO3 ⇔ H + HCO3

El grado de eliminación del dióxido de carbono depende de la cantidad en que este se encuentre como gas libre. El proceso para eliminarlo es mediante aireación, donde se rompe el agua en pequeñas gotas y se exponen al contacto con el aire. El CO2 libre será removido hasta que su presión en el agua sea igual a la presión ejercida por el CO2 en el aire. • Solubilidad del amoníaco El puede ser removido fácilmente del agua cuando esta es alcalina, porque el amoníaco tiende a estar como gas ”libre” antes que combinado o ionizado. Aunque no se logra una remoción total, en un medio alcalino, la eficiencia de la remoción es mayor que en aguas neutras o ácidas.

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La reacción del amoníaco con el agua forma una base débil de acuerdo con la reacción siguiente: 4 NH3 + H2O ⇔ NH4OH ⇔ NH + OH

El suministro de una base fuerte, como el hidróxido de sodio, desplaza la reacción hacia la izquierda y produce el amoníaco libre que sale de la disolución como gas molecular.

ACIDEZ, ALCALINIDAD Y SOLUBILIDAD Los problemas de corrosión y depósitos causados por el agua y sus impurezas están relacionados con los factores siguientes: • solubilidad de las impurezas • pH, acidez y alcalinidad del agua • condiciones de oxidación y reducción Estos factores son importantes conocerlos detalladamente, porque forman parte de los conocimientos que se deben tener sobre la química básica del agua para poder entender los problemas que se mencionaron al inicio y que son parte del que hacer diario en el área de tratamiento de agua.

• Solubilidad de las impurezas Las sustancias más comunes que están presentes en las aguas naturales pueden ser clasificadas, de acuerdo a su solubilidad, en cuatro tipos: 1. 2. 3. 4.

Dureza de calcio y magnesio Compuestos de sodio Dióxido de sílice Compuestos de hierro y manganeso

La solubilidad de estos compuestos es afectada fundamentalmente por la temperatura, la alcalinidad o la acidez y las condiciones oxidantes o reductoras. La tabla 4 muestra la solubilidad de algunos compuestos químicos con respecto a la temperatura.

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COMPUESTO Bicarbonato de calcio Carbonato de calcio Sulfato de calcio Bicarbonato de magnesio Carbonato de magnesio Sulfato de magnesio Bicarbonato de sodio Carbonato de sodio Cloruro de sodio Hidróxido de sodio Sulfato de sodio

SOLUBILIDAD A 0 º (ppm, como CaCO3 ) 1.620 15 1.290 37.100

SOLUBILIDAD A 100 º (ppm, como CaCO3 ) descompone 13 1250 descompone

101

75

170.000 38.700 61.400 225.000 370.000 33.600

356.000 descompone 290.000 243.000 970.000 210.000

Tabla 4 : Solubilidad en el agua de algunos compuestos químicos con respecto a la temperatura. Existen, además, una serie de reglas prácticas que permiten describir la solubilidad de las impurezas más comunes. Estas reglas son: 1. Las solubilidades de las sales de dureza tienen tendencia a disminuir cuando se incrementa la temperatura, aumenta la alcalinidad o disminuye el dióxido de carbono. 2. El sulfato de calcio tiene una curva irregular de solubilidad, pero su solubilidad disminuye cuando la temperatura es mayor a 116 ºC. 3. El cloruro y sulfato de calcio, así como el cloruro y sulfato de magnesio incrementan su solubilidad con la temperatura en soluciones neutras, pero en condiciones alcalinas tienen tendencia a reaccionar y precipitar como carbonato de calcio e hidróxido de magnesio. 4. La solubilidad de las sales de sodio se incrementa cuando la temperatura aumenta. La presencia de depósitos de sales de sodio en un sistema, es debido a excesivas concentraciones o evaporación a sequedad. 5. La solubilidad de la sílice aumenta cuando la alcalinidad aumenta. 6. El hierro y el manganeso son menos solubles cuando se aumenta la alcalinidad del agua y el potencial de oxidación. Una forma muy práctica de conocer la solubilidad de las sales de dureza, sodio, sílice, hierro y manganeso se muestra en las figuras 6 A, 6 B y 6 C. pH, ACIDEZ Y ALCALINIDAD Lo primero que debemos hacer es recordar o aprender lo referente al pH. El simplemente es una escala indicadora del balance entre los iones hidrógeno (H+) y los iones hidróxido (OH -), no es una medida cuantitativa del nivel alcalino o ácido de una sustancia disuelta en agua. 43

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Incrementa la temperatura Disminuye la solubilidad Dureza (excepto sulfato de calcio y magnesio Sales de sodio

Sílice, hierro y manganeso

Figura 6 A : Cambio de la solubilidad de las sales con respecto a la temperatura

Aumenta la alcalinidad Disminuye la solubilidad Dureza

Sales de sodio

Sílice Hierro y manganeso Figura 6 B : Cambio de la solubilidad de las sales con respecto a la alcalinidad

Aumento del estado de oxidación Disminuye la solubilidad

Dureza, sales de sodio y sílice

Hierro y manganeso

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Figura 6 C : Cambio de la solubilidad de las sales con respecto al estado de oxidación. El agua completamente pura tiene un pH de 7,0 a 25 ºC, pero un agua que contiene 3.000 ppm de sólidos disueltos puede tener también un pH de 7,0. Esto indica que una sustancia disuelta en agua afecta el pH solamente en la medida que libere iones OH- o iones H+. El agua completamente pura se ioniza muy débilmente produciendo 10- 7 moles de iones H+ y 10- 7 moles de iones OH- a 25 ºC y el producto de la concentración de estos iones es la constante 10- 14. Esto significa que cuando se incrementa la concentración de iones hidróxido disminuye la concentración de iones hidrógeno y lo mismo se produce en el caso contrario. El término pH es definido como el logaritmo negativo de la concentración de iones hidrógeno, por ejemplo el logaritmo de 10-7 es 7, el de 10-6 es 6 y así sucesivamente como se observa en la tabla 5.

Log 10 10- 0 10- 1 10- 2 10- 3 10 - 4 10- 5 10- 6 10- 7 10- 8 10- 9 10- 10 10- 11 10- 12 10- 13 10- 14

pH 0,0 1,0 2,0 3,0 4,0 5,0 6,0 7,0 8,0 9,0 10,0 11,0 12,0 13,0 14,0

Tabla 5 : Tabla de pH versus log 10 La escala de pH varía de 0 a 14 y 7 es el valor neutro. Valores menores de 7 indican un incremento de iones hidrógeno y por supuesto un incremento de la acidez, como es el caso cuando se agrega HCl al agua. Lo contrario sucede cuando se agrega una base fuerte como el NaOH. Existen una serie de sales que tienen un efecto casi nulo sobre la concentración de los iones hidrógeno o el pH. Estas sales son las llamadas sales neutras como el NaCl, Na2SO4, NaNO3, etc. Por otro lado, existen sales como el Na2CO3 y el Na3PO4 que

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aumentan el pH y las sales intermedias como el Na2HPO4 que lo disminuyen ligeramente debido a que tiene un ion hidrógeno presente en la sal. En la química básica del agua es muy importante determinar la alcalinidad y la acidez del agua. Una sustancia alcalina es aquella que tiene la habilidad de neutralizar ácidos y una sustancia ácida es aquella que tiene la capacidad de neutralizar una base. Para conocer la alcalinidad del agua se realiza una titulación, con un ácido de concentración conocida, hasta su punto final o punto de viraje señalado por un indicador orgánico tal como el anaranjado de metilo o la fenoltaleína. Por ejemplo, la figura 7 muestra que cuando se agrega un ácido hasta alcanzar el punto de viraje del anaranjado de metilo (ocurre en un rango de pH de 4,2 - 4,4) se determina la alcalinidad total del agua o la capacidad neutralizante total del ácido. Es por esta razón, que este punto se denomina alcalinidad del anaranjado de metilo o alcalinidad total “M”.

5.000

500

50

5 mg/l

5

CO2 libre

CO2 se libera al medio

1

2

3

4

5

6

7

8

50

500 5.000 mg/l

Alcalinidad de Hidróxidos, OH-

Alcalinidad de bicarbonatos HCO3-

Acidez mineral libre, H+ 0

“P” punto final de la fenolftaleina

Punto Neutro, H = OH

“M” punto final naranja de metilo

Para tener una información completa de los iones carbonatos y bicarbonatos que contribuyen con esta alcalinidad, se emplea el punto de viraje de la fenoltaleína (ocurre en un rango de pH de 8,2 - 8,4) y cuyo valor es conocido como alcalinidad “P” o alcalinidad de la fenoltaleína. Empíricamente se ha determinado que la alcalinidad “P” representa todos los iones hidróxidos presente más la mitad de los iones carbonatos.

Alcalinidad Carbonatos CO3 9

10

11

12

13

14

pH 8,2 - 8,4 9,8 - 10,0

4,2 - 4,4

Figura 7 : Acidez, alcalinidad sus puntos de viraje y pH

La acidez del agua se determina de una manera similar, usando el mismo indicador, pero titulando la muestra con una solución de concentración conocida de hidróxido de sodio. La cantidad de solución titulante necesaria para aumentar el pH a 4,3 representa la acidez mineral libre (FMA) presente en el agua. Si se sigue titulando hasta el punto final

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de la fenoltaleína, se determina la acidez mineral libre más el CO2 libre de acuerdo a la ecuación siguiente: CO2 libre = AP - AM AP : acidez de la fenoltaleína AM : acidez del anaranjado de metilo La figura 7 puede ser utilizada también para determinar la concentración de iones OH(como CaCO3) y la acidez mineral libre (como CaCO3) en función del pH o viceversa. En la mayoría de los suministros de agua natural la alcalinidad es debida a sales disueltas en forma de bicarbonato (HCO3 ). La forma como se produce la alcalinidad y la dureza en las fuentes de aguas naturales se explica de la manera siguiente: El agua de lluvia que contiene CO2 proveniente de la atmósfera y de la respiración de los organismos presentes en el suelo, disuelve el magnesio y el calcio de un mineral común (la dolomita) para producir la alcalinidad y la dureza de acuerdo con la reacción siguiente: +2 Mg (HCO3)2 ⇔ Mg + 2 (HCO3 )

H2O + CO2 + MgCO3

+2 Ca (HCO3)2 ⇔ Ca + 2 (HCO3 )

H2O + CO2 + CaCO3

En el intervalo de pH 4,3 a 8,3 existe un equilibrio entre el exceso de CO2 y los iones bicarbonato, el cual se puede determinar con el pH y la alcalinidad “M”. La figura 8 muestra la relación existente entre el CO2 y el pH.

p H v s C O 2 /M

pH

0,01

0,10

1,00

10,00

CO 2/M

Figura 8 : Relación CO2 / alc. M versus pH

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100,00

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El CO2 y la alcalinidad “M” están expresados como CaCO3. Ejemplo: Un análisis de una muestra de agua tiene los resultados siguientes: CO2 = 5 ppm como CaCO3 “M” = 90 ppm como CaCO3 ¿Cuál es el pH de la muestra? Relación CO2 / M = 0,05, con este valor se va a la figura 8 y se determina el valor de pH que para este caso es 7,5. Una observación muy importante con respecto a la figura 8, es que una muestra de agua que contenga 1 ppm de CO2 y 10 ppm de alc. “M” tiene el mismo valor de pH (7,2), que otra muestra que contiene 10 ppm de CO2 y 100 ppm de alc. “M”. Lo que sucederá con estas muestras es que en la primera, la adición de 1 ppm de CO2 ocasionará una variación alta de pH (6,8). En la segunda muestra, la adición de 1ppm de CO2 producirá un mínimo cambio en el pH (7,15). El agua disuelve otros minerales de la litosfera además de la dolomita. En la figura 9 se observa la distribución de los elementos de la corteza terrestre. Los tres más importantes se presentan como óxidos (SiO2, Al2O3 y Fe2O3) y son muy poco solubles en el agua.

Figura 9 : Distribución de los elementos en la corteza terrestre En la química básica del agua es muy importante conocer la relación bicarbonato carbonato. Por ejemplo un pH = 7 significa que el agua es neutra, pero desde el punto de vista de la química del agua esto no significa nada, porque a un pH = 6 ó de 8 la alcalinidad también está presente. Cuando el pH es mayor a 8,2 - 8,4, el CO2 libre desaparece y los iones bicarbonato comienzan a convertirse en iones carbonatos. Esto continua hasta que se alcanza un pH de 9,8 - 10; punto en el cual todo el CO2 original se ha convertido en carbonato. La distribución de los iones bicarbonatos, carbonatos e hidróxidos se realiza de acuerdo con las expresiones siguientes:

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• pH < 9,8 - 10 (alcalinidad P es menor que ½ de la alcalinidad “M”) -2

CO3

= 2P -2

HCO3 =M - CO3

= M - 2P

OH- = 0 • pH > 9,8 - 10 (alcalinidad P es mayor que ½ de la alcalinidad “M”) -2

CO3

= 2(M - P)

OH- = 2P - M HCO3- = 0 Estas expresiones son muy útiles pero pueden estar sujetas a interferencias especialmente en aguas contaminadas con una alta concentración de amoníaco y en efluentes que contienen iones que también son alcalinos (bisulfuros, sulfuros y fosfatos). Cuando el pH es mayor a 9,8 - 10, aparecen los OH- libre y su concentración puede ser determinada de acuerdo con la tabla 6. CONCENTRACION DE OH- (ppm como CaCO3) 2-3 4-5 6-7 8-9 10 - 11 12 - 13 14 - 16 17 - 20 21 - 25 26 - 30 31 - 40 41 - 50 Tabla 6 : Concentración de iones OH- versus pH

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pH 9,7 10,0 10,1 10,2 10,3 10,4 10,5 10,6 10,7 10,8 10,9 11,0

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El pH cuando se encuentra por debajo de 10 puede ser determinado mediante una relación de alcalinidad “P” / alcalinidad “M” tal y como se muestra en la tabla 7.

% de alc. P con respecto a la alc. “M” 0 5 10 15 20 25 30 35 50

pH (aproximado) 8,2 - 8,4 8,7 - 8,9 9,0 - 9,2 9,3 - 9,4 9,5 - 9,6 9,6 - 9,7 9,7 - 9,8 9,8 - 9,9 9,9 - 10,0

Tabla 7 : Relación de alcalinidad “P” / alcalinidad “M” versus pH

OXIDACIÓN Y REDUCCIÓN En la química básica del agua las reacciones de óxido - reducción son muy importantes porque intervienen en la esterilización del agua con los compuestos de cloro, en la precipitación del hierro y el manganeso y en el proceso de corrosión. El término oxidación significa perdida de electrones de la órbita externa de un elemento. Como consecuencia de esta pérdida de electrones, el elemento tiene un incremento en el número de oxidación o valencia (-3 a -1; + 3 a + 6). En esta reacción de oxidación, la sustancia que contiene el elemento oxidante se denomina agente reductor. Si se produce una reacción de oxidación, también tiene que producirse una reacción de reducción. El término reducción significa una ganancia de electrones hacia la órbita externa de un elemento y una disminución del número de oxidación. La sustancia que contiene al elemento que se reduce se denomina agente oxidante. La reacción siguiente explica el proceso de óxido - reducción: 2 Na2SO3 + O2

2 Na2SO4

Del lado izquierdo de la reacción el oxígeno es un gas libre y tiene valencia cero, del lado derecho de la reacción se encuentra en el sulfato de sodio con valencia - 2, es decir, que ganó electrones y se redujo, por lo tanto el oxígeno gas es el agente oxidante. Por otro lado, el azufre pasa de + 4 (Na2SO3) a + 6 (Na2SO4), es decir, que perdió electrones y se oxidó, por lo tanto el sulfito de sodio es el agente reductor.

CONDUCTIVIDAD Y SÓLIDOS TOTALES DISUELTOS • Conductividad La conductividad eléctrica es la medida de la capacidad del agua para conducir la electricidad. Ella indica la cantidad de materia total ionizable presente en le agua. El equipo usado para medir la conductividad es el conductímetro y los valores se expresan en microsiemens / cm o microhms / cm.

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La medida de la conductividad del agua es una buena forma de control de calidad de la misma, siempre que no se trate de contaminación orgánica por sustancias no ionizables y que las mediciones se realizan a la misma temperatura. • Sólidos disueltos Los sólidos disueltos o salinidad total, es una medida de la cantidad de materia disuelta en el agua. El origen de los sólidos disueltos puede ser orgánico o inorgánico, tanto en aguas subterráneas como superficiales.

ÍNDICES DE ESTABILIDAD Son índices que se han propuesto y establecido para predecir la tendencia del agua a formar incrustaciones de carbonato de calcio. Están basados en la relación que existe entre el ácido carbónico, alcalinidad, temperatura y sólidos disueltos. Los índices de estabilidad más comunes son el de Langelier y el de Ryznar, estos se calculan mediante las ecuaciones siguientes: • Indice de Langelier (IL) = pH - pHs • Indice de Ryznar (IR) = 2pHs - pH pH: es el pH del agua pHs : es el pH de saturación el pHs es calculado de la ecuación siguiente: pHs = A + B - log [ Ca+ ] - log [ M ] A y B: son constantes relacionadas con la temperatura y el contenido de sólidos disueltos. log [Ca+]: logaritmo de la concentración de la dureza cálcica, expresada en ppm como CaCO3. log [M]: logaritmo de la concentración de la alcalinidad total, expresada en ppm como CaCO3. Estos índices indican solamente la tendencia del carbonato de calcio a depositarse o si un agua es corrosiva, medianamente corrosiva o no corrosiva. La tabla 8 muestra los índices y sus respectivas tendencias. INDICE DE LANGELIER 2

INDICE DE RYZNAR 8

Tabla 8 : Índices de estabilidad y sus tendencias.

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TENDENCIA DEL AGUA Severa formación de depósito. Agua no corrosiva Ligeramente incrustante. Medianamente corrosiva Agua en equilibrio No incrustante. Ligeramente corrosiva Extremadamente corrosiva

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Para el cálculo del pHs se necesitan conocer los valores de las constantes A y B. Estos valores se detallan en las tablas 9 y 10 respectivamente.

ºC 0 4 8 12 16 20 25 30 40 50 60 70 80

ºF 32,0 39,2 46,4 53,6 60,8 68,0 77,0 86,0 104 122 140 158 176

A 2,6 2,5 2,4 2,3 2,2 2,1 2,0 1,9 1,7 1,5 1,4 1,2 1,1

Tabla 9 : Constante A en función de la temperatura.

SÓLIDOS TOTALES DISUELTOS (ppm) 0 100 200 400 800 1.000

B 9,70 9,77 9,83 9,86 9,89 9,90

Tabla 10 : Constante B en función de los sólidos totales disueltos. Ejemplo: Determinar el índice de estabilidad de Langelier y Ryznar a una muestra de agua cuyo análisis es el siguiente: DCa = 300 ppm (como CaCO3) “M” = 120 ppm (como CaCO3) TDS = 600 ppm pH = 8,4 Temperatura = 60 ºC pHs = 1,4 + 9,88 - log [ 300 ] - log [ 120 ] = 6,74 IL = pH - pHs = 8,4 - 6,74 = 1,66. De acuerdo con la tabla 8 el agua es del tipo incrustante. IR = 2pHs - pH = 2 * 6,74 - 8,4 = 5,08. De acuerdo con la tabla 8 el agua es ligeramente incrustante y medianamente corrosiva.

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