Calidad de Agua

C o n t en id o

Introducción

Capítulo 1. Conceptos fundamentales pe química

15

17

1 . 1 Estructura atómica 191 . 2 Valencia 2 0

1.3 Radicales 2 2

1.4 Fórmulas y ecuaciones químicas 2 2

1.5 Ecuaciones de oxidación-reducción 241.5.1 Ejemplo: balancear la siguiente reacción 261.5.2 Ejemplo: balancear la siguiente reacción 261.5.3 Ejemplo: balancear la siguiente reacción 27

1 . 6 Soluciones 281 .6 . 1 Porcentaje 291 .6 . 2 Fracción mol 301.6.3 Molaridad 311.6.4 Normalidad 321.6.5 Volúmenes adicionales 331 .6 . 6 Mezcla de soluciones 33

1.7 Unidades de expresión de resultados 351 . 8 Análisis volumétrico - titulación 361.9 Análisis colorimétrico 37

Ley de Lambert 37Ley de Beer 38

1.9.1 Colorímetros fotoeléctricos 391.9.2 Espectrofotómetros 401.9.3 Absorción atómica 401.9.4 Nefelometría 42

C a l id a d d e l A g u a

1 . 1 0 Equilibrio químico - constante de equilibrio 421 . 1 1 Ionización - constante de ionización 441 . 1 2 Principio del producto de solubilidad 481.13 Concentración de iones de hidrógeno (pH) 521.14 Buffers - acción tampón 551.15 Quelación 581.16 Potencial de oxidación-reducción (p o r ) 581.17 Problemas 591.18 Química orgánica 65

1.18.1 Carbono 6 6

1.18.2 Grupos funcionales1.18.3 Compuestos orgánicos de importancia

69

en tratamiento de aguas 70

Capítulo 2. Análisis físico del agua 105

2 . 1 Turbidez 1072 . 2 Color 1092.3 Olor y sabor 1 1 0

2.4 Temperatura 1 1 1

2.5 Sólidos 1 1 1

2 . 6 Conductividad 1142.7 Problemas 115

Capítulo 3. Análisis químico del agua 117

3.1 Alcalinidad 1193.2 Acidez 123

3.2.1 Cálculo del C 0 2 libre en función de la alcalinidady del pH 126

3.3 Relación entre pH, alcalinidad y acidez 1283.4 Dureza 130

3.4.1 Método ed t a para determinar dureza 1333.4.2 Dureza por calcio 1333.4.3 Cálculo de la dureza 134

3.5 Grupo del nitrógeno 1343.5.1 Determinación del nitrógeno amoniacal 1413.5.2 Determinación del nitrógeno de nitritos 1423.5.3 Determinación del nitrógeno de nitrato 143

C o n t e n id o 9

3.5.4 Determinación de nitrógeno orgánico 1443.5.5 Determinación de nitrógeno total Kjeldahl (n t k ) 1453.5.6 Problema 1463.5.7 Problema 148

3.6 Grupo del azufre 1493.6.1 Sulfatos 1493.6.2 Determinación de sulfatos 1523.6.3 Sulfuros 1523.6.4 Determinación de sulfuros 1533.6.5 Cálculo de la concentración de H2S y de HS 1533.6.6 Sulfitos 1563.6.7 Determinación de sulfitos 156

3.7 Cloruros 1563.7.1 Determinación de cloruros: método de Mohr 158

3.8 Fluoruros 1593.8.1 Determinación de fluoruros 161

3.9 Hierro y manganeso 1623.9.1 Métodos para determinación de hierro 1663.9.2 Método del persulfato para determinar manganeso 167

3.10 Sílice 1673.10.1 Importancia del contenido de sílice 1683.10.2 Determinación de sílice 168

3.11 Fósforo 169Ortofosfatos 170Polifosfatos 170Fosfatos orgánicos 172,

3.11.1 Importancia de la determinación de fósforo 1723.11.2 Determinación de fósforo 173

3.12 Oxígeno disuelto 1733.12.1 Determinación d e OD 174

3.13 Demanda Bioquímica de Oxígeno (d b o ) 1753.13.1 Consideraciones generales 1753.13.2 Formulación de la DBO 1793.13.3 DBO por nitrificación 1813.13.4 Método para determinar d b o 182

3.14 Demanda Química de Oxígeno (dqo) 1863.14.1 Problema 189

3.15 Sodio 1903.15.1 Importancia del sodio 1903.15.2 Determinación de sodio 191

10 C a l id a d d e l A g u a

3.16 Potasio 1923.16.1 Determinación de potasio 1923.16.2 Sodio más potasio calculados 1923.16.3 Problema 193

3.17 Corrosividad 1933.18 Grasas y aceites 196

3.18.1 Determinación de grasas y aceites 1973.19 Detergentes 198

3.19.1 Importancia de los detergentes 2003.19.2 Determinación de detergentes 200

3.20 Materia Orgánica Natural (MON) 2013.21 Problemas 202

Capítulo 4. A nálisis bacteriológico del agua 207

4.1 Elementos de microbiología y bacteriología 2094.2 Esterilización 2114.3 Microbiología del agua 212

4.3.1 De origen bacterial 2124.3.2 Protozoos patógenos 2134.3.3 Virus 214

4.4 Examen bacteriológico del agua 2154.5 Recolección de muestras 2164.6 Conteo total en la placa o conteo heterotrófico en placa 2164.7 El grupo coliforme 2174.8 Número más probable 2184.9 Ejemplo 2214.10 Técnica del filtro membrana 2224.11 Ensayo de presencia-ausencia de coliformes 2224.12 Ensayo con medio MMO-MUG (Colilert) 2234.13 Criterios de calidad bacteriológica 2234.14 Ejemplo 2264.15 Problema 2274.16 Problemas 228

Capítulo 5. Coagulación química del agua_______________________ 231

5.1 Coloides 2355.2 Coagulantes 238

5.2.1 Sulfato de aluminio (alumbre) 239

Contenido 11

5.2.2 Sulfato ferroso 2425.2.3 Cloruro férrico 2435.2.4 Sulfato férrico 2445.2.5 Cal 2445.2.6 Aluminato de sodio 2445.2.7 Coagulación con magnesio 245

5.3 Alcalinidad requerida para coagulación 2455.4 Ayudas de coagulación 246

5.4.1 Sílice activada 2465.4.2 Polieíectrolitos 2475.4.3 Agentes lastradores 248

5.5 pH óptimo para coagulación 2485.6 Ensayos para control del proceso de coagulación 251

5.6.1 Ensayo de jarras 2525.6.2 pH 2525.6.3 Turbiedad 2545.6.4 Filtrabilidad 2545 .6 .5 Potencial zeta (PZ) 2 54

5.7 Problema 2555.8 Problema 2565.9 Dosificación de coagulantes 257

5.9.1 Criterios generales de dosificación 2605.10 Problema 2615.11 Problema 2625.12 Problema 2635.13 Problema 2645.14 Selección de coagulantes 2645.15 Coagulación mejorada 2645.16 Problemas 266

C a p ítu lo 6 . D e s in fe c c ió n 269

6.1 Teoría de la desinfección 2716.2 Cloración 2736.3 Química de la cloración 2746.4 Reacciones de demanda de cloro 278

6.4.1 Luz solar 2786.4.2 Reacción con sustancias inorgánicas 2796.4.3 Reacciones con nitrógeno orgánico 2806.4.4 Reacciones con fenoles 281


6.4.5 Formadón de trihalometanos 2816.4.6 Addos haloacéticos 284

6.5 Control de la doradón 2856 . 6 Métodos de determinadón 288

6 .6 . 1 Método ota 2886 .6 . 2 Método DPD - colorimétrico 2896.6.3 Método DPD - titulométrico 290

6.7 Cloro disponible 2906 . 8 Características de los compuestos de cloro 291

6 .8 . 1 Qoro gaseoso 2916 .8 . 2 Hipocloritos 293

6.9 Otros desinfectantes 2966.9.1 Yodo 2966.9.2 Bromo 2976.9.3 Plata 2976.9.4 Radiadón ultravioleta 2986.9.5 Ozono 2986.9.6 Dióxido de doro 299

6 . 1 0 Ejerdcios 3006 .1 0 . 1 Problema 3006 .1 0 . 2 Problema 3006.10.3 Problema 3016.10.4 Problema 3026.10.5 Problema 3036 .1 0 . 6 Problema 3036.10.7 Problema 3046 .1 0 . 8 Problema 305

Capítulo 7. Ablandamiento 307

7.1 Proceso con cal y soda ash 3097.2 Cálculo de la dosis de cal 3117.3 Cálculo de la dosis de soda ash 3137.4 Recarbonatadón 3137.5 Problema 3147.6 Ablandamiento con resinas de intercambio catiónico 3157.7 Problema 3167.8 Ablandamiento mediante cristalizadón

con soda cáustica 3207.9 Ablandamiento con soda cáustica 3207.10 Problemas 321

C o n t e n id o 13

Capítulo 8. R emoción de hierro y manganeso 323

8.1 Principios 3258.2 Importancia 3268.3 Métodos de remoción 3278.4 Procesos de remoción de hierro y manganeso 3318.5 Problemas 334

Capítulo 9. Criterios de calidad del agua 335

9.1 El agua 3379.2 Impurezas del agua 3439.3 Caracterización del agua -3469.4 Importancia de algunas características comunes

en el tratamiento del agua 3509.5 Calidad del agua para consumo humano 3729.6 Calidad del agua para uso agrícola 3899.7 Calidad del agua para concreto 4049.8 Calidad del agua para calderas 4069.9 Calidad del agua para enfriamiento 4079.10 Calidad del agua para recreación 4089.11 Calidad del agua para piscinas 4099.12 Calidad del agua para reúso urbano 4119.13 Calidad del agua para uso pecuario 4129.14 Calidad del agua en lagos 4139.15 Problemas 420

A péndices 423

R eferencias 443

Índices _________________________________ 451

Indice de figuras 453índice de tablas 455índice de apéndices 459índice analítico 461

CAPÍTULO 1

Conceptos fundamentales de química

1.1 E s t r u c t u r a A t ó m ic a

■ os átomos son las unidades básicas de la estructura atómica, constituidos por neutrones, protones (carga positiva) y electrones (carga negativa). Los neutrones y protones están conte

nidos en la parte central llamada núcleo, la cual, por consiguiente, está dotada de carga positiva.

El número de protones es igual tanto al número atómico como al número de electrones. Los electrones se distribuyen en órbitas exteriores alrededor del núcleo, mientras que los neutrones son los responsables de la existencia de isótopos. Los isótopos de un elemento son átomos que tienen el mismo número de protones y electrones e igual número atómico, pero con diferente número de neutrones. Los protones y los neutrones poseen una masa mucho mayor que los electrones. Por tanto, los isótopos de un elemento tienen el mismo número atómico, pero distinta masa atómica.

La masa atómica de los elementos se refiere a las masas relativas de los átomos comparados con algún estándar. Anteriormente el estándar escogido fue el oxígeno, con una masa atómica de 16. H oy se usa como estándar el isótopo de carbono C12, con una masa atómica exactamente igual a 12. Generalm ente, por razón de su constitución formada por una mezcla de isótopos, las masas atómicas de los elementos no son números enteros. Así, por ejemplo, el cloro existe naturalmente como dos isótopos de masas isotópicas iguales a 34.964 y 36.964. La masa relativa de un isótopo referida a la masa atómica del carbono 1 2

es lo que se conoce como masa isotópica.

La masa atómica gramo de un elemento o átomo gramo es la cantidad en gramos del elemento correspondiente a su masa atómica, es decir, es la masa atómica del elemento expresada en gramos.


El término masa molecular gramo representa la masa molecular de cualquier compuesto expresada en gramos. También se conoce con el nombre de mol.

El número de Avogadro, 6,02 x 1023, representa el número de moléculas contenidas en la masa molecular gramo de cualquier compuesto. También representa el número de átomos por átomo gramo, o partículas por mol.

1.2 V a l e n c ia

Desde el punto de vista electrostático, las cargas positivas del núcleo están equilibradas con las cargas negativas periféricas. Los electrones se mueven en determinados niveles de energía, alrededor del núcleo, formando un conjunto semejante a un sistema planetario. Existen un máximo de siete anillos o niveles de energía, conocidos generalmente con los nombres K, L, M, N, O, P y Q. El anillo o capa más exterior contiene los electrones de valencia. Las fórmulas de los compuestos químicos no son accidentales; cuando un átomo se combina con otro u otros cede, adquiere o comparte electrones. El átomo deja de ser neutro eléctricamente si pierde o capta electrones, y forma en ambos casos iones. Un ion es un átomo o grupo atómico con cargas eléctricas libres.

Si un átomo cede electrones, queda cargado positivamente y se denomina catión. Si los capta, queda cargado negativamente y se denomina anión. En el primer caso están en exceso las cargas positivas del núcleo y en el segundo hay exceso de electrones.

La valencia se puede definir como el número de electrones ganados, perdidos o compartidos por un átomo o grupo atómico, o también cómo la capacidad de un átomo para combinarse con otros. La valencia depende, por tanto, del número de electrones de valencia, o sea del número de electrones que contenga el átomo en su órbita exterior o nivel periférico. Esto explica por qué algunos elementos son plurivalentes, es decir, que pueden intercambiar diferentes números de electrones. Así, por ejemplo, el nitrógeno forma cinco óxidos: N2 0 , NO, N2 Oy N 0 2, N2 Og, con valencias de +1, +2, +3, +4 y +5, respectivamente.

La estabilidad de los gases helio, neón, argón, criptón, xenón y radón se debe, en consecuencia, a que sus niveles de energía están saturados de electrones. Los átomos al combinarse tienden a adquirir una configuración estable, similar a la de uno de los gases estables; es decir, tienden a completar sus niveles periféricos de energía.

C o n c e p t o s F u n d a m e n t a l e s d e Q u ím ic a 21

En la tabla 1.1 se registran el número atómico y la distribución de los electrones, en los diferentes niveles de energía, de los gases estables.

Tabla 1.1Electrones en los niveles de energía de los gases estables

Elemento N2 atómico K L M N 0 P

Helio 2 2

Neón 10 2 8

Argón 18 2 8 8

Criptón 36 2 8 18 8

Xenón 54 2 8 18 18 8

Radón 86 2 8 18 32 18 8

Cuando los átomos de dos elementos reaccionan químicamente, uno gana electrones y el otro los pierde. Así, al combinar:

Na • + - C l : :N a :+ + : C l f

el átomo de sodio que contiene dos electrones en su primer nivel, ocho en el segundo y uno en el tercero, cederá un electrón al átomo de cloro que tiene dos en el primer nivel, ocho en el segundo y siete en el tercero. En esta forma el sodio adquiere una configuración estable, semejante a la del neón, mientras que el cloro adquiere una configuración similar a la del argón. Este tipo de enlace se conoce con el nombre de enlace electrovalente; las fuerzas que ligan los dos átomos son del tipo electrostático y existe una transferencia de electrones entre los dos átomos. Los componentes que se combinan transfiriendo electrones son llamados también compuestos polares y los iones de sus moléculas pueden ser separados mediante una corriente eléctrica.

Un segundo caso de enlace o valencia es el enlace covalente, en el cual los átomos no ceden sus electrones sino que los comparten y las fuerzas que unen los dos átomos son del tipo electromagnético; estos compuestos son no polares y no exhiben la separación iónica de los compuestos polares. Un ejemplo de este tipo de enlace es la unión de dos átomos de cloro:

: Cl • + • CI : —» : Cl : Cl :

La configuración resultante es semejante a la del argón.


Muchos gases comunes existen como moléculas compuestas de dos átomos con enlace covalente, por ejemplo Cl2 y 0 2. En el Cl2 el enlace covalente es simple, en tanto que en el oxígeno es doble.

: Cl -Cl : ; : 0 : : 0 :

1.3 R a d ic a l e s

En la unión de los átomos se forman moléculas. El estado eléctrico del compuesto final resulta ser neutro, aunque existen asociaciones de átomos que presentan cargas eléctricas libres. Reciben el nombre de radicales los grupos atómicos con cargas eléctricas que entran y salen de las combinaciones químicas cual si fuesen cuerpos simples, es decir, que poseen individualidad propia. Hay radicales reales, como el anhídrido sulfuroso, pero en su mayor parte son hipotéticos y no son aislables. Los radicales no suelen existir libres; se unen entre sí para formar moléculas o se asocian a cargas eléctricas para formar iones. No obstante su existencia hipotética, su formulación es necesaria para caracterizar las especies químicas. Ejemplo: de la molécula de agua, por eliminación del ion hidrógeno, se obtiene el radical OH~, llamado oxhidrilo o hidróxido.

h 2 o - h + - > o h -

H 2 0 ± 5 h + + o h _

Ejemplo: el amoniaco, NHg, capta un ion hidrógeno y se forma el radical o ion amonio N H J. Este radical amonio entrará a formar compuestos como si se tratase de un elemento y tendrá siempre valencia uno positiva.

1.4 F ó r m u l a s y E c u a c io n e s Q u ím ic a s

¿Qué indica una fórmula de un compuesto químico?

Por ejemplo, la fórmula del agua, H2 0 , nos indica:

• Que está formada por hidrógeno y oxígeno.• Que existen dos átomos de hidrógeno por uno de oxígeno.• Que la relación en masa es de dos hidrógenos por 16 de oxígeno.


• Q u e la m asa m olecu lar d el agu a es 18, o qu e u n m ol de agu a es 18 g. Tam bién pu ed e decirse que u n m ol de agua contiene 6,02 x 1 0 2 3 m oléculas y que consiste en dos átom os gram o de hidrógeno (2,0 g o 12,04 x 1Ö2 3 átom os) y u n átom o gram o de oxígeno (16 g o6 , 0 2 x 1 0 2 3 átom os).

• ¿Q u é indica una ecuación quím ica?

E jem p lo : H 2 S 0 4 + 2N aO H = N a 2 S 0 4 + 2H20 (1.1)

U na ecuación quím ica indica esencialm ente: .

• E l núm ero de m oléculas d e cada sustancia que reacciona con otras.• La com posición de cada u na de las sustancias. •• La proporción en m asa de las sustancias que reaccionan y las de

sus productos.• Las variaciones d e núm ero de oxidación qu e pu ed an h aber ocu

rrido.

Para qu e u na ecu ación quím ica sea válida, debe cum plir tres cond iciones:

• Ser consistente co n hechos experim entales.• Ser consistente co n la ley de conservación de m asas, esto es, que el

m ism o núm ero y clase de átom os aparezca a am bos lados de la ecuación.

• Ser consistente con la conservación de carga eléctrica, o sea que la carga eléctrica neta sea la m ism a a am bos lados de la ecuación.

Las condiciones dos y tres se expresan diciendo que la ecuación debe estar balanceada. U na ecuación balanceada contiene el m ism o núm ero de átom os de las diferentes clases a la izquierda y a la derecha; por consiguiente, la carga neta es la m ism a a am bos lados.

Es posible agrupar las reacciones quím icas en dos grandes clases: aquellas en las cuales no hay transferencia de electrones y aquellas en las que h ay transferencia de electrones de u n átom o a otro, las cuales se conocen com o reacciones de oxidación-reducción.

Las reacciones en las que no h ay transferencia de electrones generalm ente su ponen la u nión o separación de iones o m oléculas qu e están acom pañadas de la separación de u n gas> de la form ación de u n precipitado o de u na sustancia pobrem ente ionizada. C om o ejem plos se p u ed en tom ar los siguientes:


Formación de un gas: CO3 + 2H+ -» C 0 2 T + H20

Sustancia ligeramente ionizada: CN“ + H20 —> OH- + HCN

Precipitación: Ca++ + CO3 -» C aC 03 1

1.5 E c u a c io n e s d e O x id a c ió n - R e d u c c ió n

El concepto básico de oxidación-reducción se deduce de la acción del oxígeno, un agente oxidante, con otro elemento o compuesto que de hecho debe ser un agente reductor. Es regla fundamental que la oxidación no puede ocurrir sin la reducción y que la ganancia de electrones por el agente oxidante debe ser igual a la pérdida de electrones del agente reductor. Un ejemplo es el siguiente:

h 2 + o ° - > h +- c t - h +

H : H + : O : H : O : H

Todos los elementos tienen inicialmente número de oxidación cero, puesto que poseen igual número de protones y electrones.

Cuando el hidrógeno se combina con el oxígeno, el átomo de hidrógeno pierde un electrón y lo cede al oxígeno. Como el átomo de oxígeno necesita dos electrones para completar su órbita exterior a ocho electrones, toma dos electrones de dos átomos de hidrógeno y adquiere un número de oxidación negativo de dos.


El oxígeno, por consiguiente, se reduce porque disminuye su número de oxidación al adquirir electrones; por el contrario, el hidrógeno se oxida porque aumenta su número de oxidación al perder un electrón.

Resumiendo:

OXIDACIÓN = PÉRDIDA DE ELECTRONES

REDUCCIÓN = GANANCIA DE ELECTRONES

Un agente oxidante es cualquier sustancia que puede adquirir electrones, por ejemplo:

O0, Cl°, Fe3+, Cr6+, Mn4+, Mn7+, N5+, N3+, S°, S4+, S6+

Un agente reductor es cualquier sustancia que puede ceder electrones, por ejemplo:

H°, Fe0, Mg°, Fe2+, Cr2+, Mn4+, N3+, Cl", S°, S2" S4"

Debe observarse que cualquier elemento en un estado intermedio de valencia puede servir como agente reductor u oxidante, dependiendo de las condiciones existentes.

En las reacciones de oxidación-reducción, el agente que efectúa la oxidación es el agente oxidante y el agente efectivo en realizar la reducción es el agente reductor.

Al escribir ecuaciones de oxidación-reducción, es esencial recordar que:

• Deben conocerse los compuestos cuya reacción se dispone y los correspondientes productos formados.

• El número de oxidación de un elemento libre es cero.• El número de oxidación del oxígeno es -2.• El número de oxidación del hidrógeno es +1, con muy pocas ex

cepciones.• Una disminución en el número de oxidación indica una ganancia

de electrones, mientras que un incremento en el número de oxidación señala una pérdida de electrones.

• La suma algebraica de los números de oxidación en una fórmula es igual a cero.

• La ganancia de electrones por el agente oxidante debe ser igual a la pérdida de electrones por el agente reductor.

Algunos ejemplos servirán para indicar la manera de escribir estas ecuaciones.


1.5.1 Ejemplo: balancear la siguiente reacción

K M n0 4 + F eS0 4 + Y ^ S O ^ K2SO# + M nS0 4 + Fe2 (S 0 4 ) 3 + H20

Inidalmente se escribe sobre cada átomo su número de oxidadón:

|-------------Gana cinco electrones----------------1+ 1 + 7 -2 + 2+ 6-2 + 1+ 6-2 + 1+ 6-2 + 2+ 6-2 + 3 + 6 -2 + 1 -2

K M n0 4 + F eS 0 4 + H2 S 0 4* > I^ S 0 4 + M n S0 4 + Fe2 (S 0 4 ) 3 + HzOPierde un electrón

En toda ecuadón de oxidadón-reducdón:

Número de electrones perdidos = Número de electrones ganados.

Como en este caso existen dos átomos de hierro en cada molécula de sulfato férrico y el mínimo común múltiplo entre dos y cinco es diez, entonces:

10Fe+ 2 - 1 0 e- -> 5(2F e+3)

2Mn+ 7 + 10 e- -> 2Mn+ 2

Para satisfacer la condición anterior:

2KM n04 + 10FeS04 + H ^ O ^ fc ^ S O , + 2M nS0 4 + 5Fe2 (S 0 4 ) 3 + H20

Balanceando, la ecuación completa será:

2KMn04 + 10FeS04 + 8H2S04 = + 2MnS04 + SFe^SO^ + 8 ^ 0 (1.2)

1.5.2 Ejemplo: balancear la siguiente reacción

HNO3 + ± > NO + S + H p

Se procede como en el ejemplo anterior; por tanto:

|--------------- — Gana tres electrones

+1 +5 -2 +1 -2 +2 -2 ó +1 -2

H N O 3 + H 2S N O + S + H 20

Pierde dos electrones-----------


De nuevo,

Número de electrones perdidos = Número de electrones ganados.

Por consiguiente:

3S" 2 - 6 e - -> 3 S °

2N + 5 + 6 e“ -» 2N2+

Balanceando, la ecuación será:

2H N 0 3 + 3H2S = 2NO + 3S + 4HzO (1.3)

1.5.3 Ejemplo: balancear la siguiente reacción:

K H (I0 3 ) 2 + KI + H2 S 0 4 I2 + I2 + K £ 0 4 + HzO

Solución:

|---------- Gana cinco electrones---------1+ 1 + 1 + 5 - 2 + 1 - 1 + 1 + 6 - 2 0 0 + 1 + 6 - 2 + 1 - 2

K H ( I 0 3 ) 2 + K I + H 2 S 0 4 I 2 + I 2 + K 2S 0 4 + H 20

I--------- Pierde un electrón-------1

O sea, 2 I+ 5 + 1 0 e- - » I®

10I- 1 - 10e_ -> 51

Por tanto,

KH(IO s ) 2 + 10KI + H2 S 0 4 <=> I2 + 5I2 + íq S 0 4 + HzO

KH (10^2 + 10KI + 612 +K2S0 4 +

Balanceando:

KH (IOs ) 2 + 10KI + 5,5H2 S 0 4 = 6 I2 + 5,5 I^SO , + 6H20

2 KH (IO ^ + 20KI + H H ^ = 12I2 + l l í^ S 0 4 + 12H20


Cantidad de cloro necesario = 306 x 0,02 = 6,12 kg

6,12hth necesario = = 8,74 kg

Ejemplo

En una planta pequeña el gasto es de 800 m3/d. Se dispone de una solución de cloro al 2% que se va a aplicar a una dosis de 2 mg/L. La densidad relativa de la solución es de 1,02. ¿Qué volumen de solución de cloro, en mililitros, deberá agregarse por minuto?

800.000 x 2

Solución: Cloro necesario por día = -------------- = 1/6 kg / d

Masa 1 L solución = 1.020 g = 1,02 kg

kg de cloro /L solución — 1,02 x 0,02 = 0,0204

1 , 6

L de solución de cloro por día = ~ ~ ~ - 78,4U/UZUi;

78.400mL de solución de cloro por minuto = = 54,4

Ejemplo

Una tubería nueva, de 36 cm de diámetro y 300 m de longitud, va a ser desinfectada con solución de cloro de 50 mg/L.

¿Qué cantidad de hth con 70% de cloro se necesita?

Solución: Volumen = n (0,18)2 x 300 x 103 =30.536 litros

Cantidad de cloro necesario = 30.536 x 50 x 10" 6 = 1,53 kg1,53

Cantidad de HTH necesario = ~r-r p 2,18 kgu,/

1.6.2 Fracción mol

La fracción mol es la relación del número de moles de un componente con el número total de moles en la solución.

Así, por ejemplo, en una solución que contiene un mol de alcohol y tres moles de agua, la fracción mol de alcohol es 1/4 y la del agua es 3/4.


1.6.3 Molaridad

La molaridad de una solución es el número de moles de soluto contenidos en un litro de solución:

La molaridad se relaciona con la masa de material disuelto, en gramos, mediante la ecuación:

Soluciones de igual molaridad tienen, por tanto, igual número de moléculas de soluto por unidad de volumen. Así, una solución 1-molar de urea, CO(NH2)2, con una masa molecular de 60, contiene 60 gramos por litro de solución; y una solución 1-MOLAR de azúcar, C^HÔ jj, contiene 342 g/L, pero ambas soluciones tienen igual número de moléculas de soluto por litro de solución.

Calcular la molaridad de una solución que contiene 441 g de HC1 disuelto en suficiente agua para completar 1.500 mL de solución.

La solución es 8,07 M con respecto a HC1.

Ejemplo

Calcular la masa de KMnO. contenida en dos litros de solución 0,15 M.4

Solución: 1 mol de KM n0 4 = 158 g

moles de solutoMOLARIDAD =

litros de solución

MOLARIDAD =gramos de soluto/volumen de solución en litros

mol

g/L(1.4)MOLARIDAD =

MOL

Ejemplo

441Solución: Moles de HC1 -------------= 12,1

36,46

Volumen de solución = 1,5 L

Molaridad

g de KM n04/L 158 x 0,15 m 23,7


La masa de KM n0 4 contenida en dos litros de solución será:

158 x 0,15 x 2 = 47,4 g

1.6.4 Normalidad

La normalidad de una solución es el número de masas equivalentes gramo de soluto contenido en un litro de solución. La masa equivalente gramo será la masa molecular gramo dividida por el número de unidades de capacidad de reacción por molécula. Brevemente, puede decirse que el número de unidades de capacidad de reacción de la molécula, en una reacción ácido-base, es el número de iones hidrógeno que reaccionan con ella; es igual al número de electrones ganadoso perdidos por la molécula (cambio en el número de oxidación o valencia) en una reacción de oxidación-reducción; y es, también, la valencia total por molécula del grupo reactivo en una reacción de precipitación^4*. Esto significa que la masa equivalente de una sustancia depende de la reacción en que está interviniendo.

La utilidad y conveniencia de la expresión de la concentración en términos de normalidad estriba en el hecho de que iguales volúmenes de solución, con la misma normalidad, contienen cantidades estequiométricas de los reactivos. El objetivo del uso de las masas equivalentes consiste en igualar masas de diferentes sustancias que tienen la misma capacidad de reacción.

g de soluto/LNORMALIDAD = --------------------------------------------------

Masa equivalente gramo del soluto

g/LNORMALIDAD -------- n c\Eg

Si se compara con la relación para molaridad, entonces,

NORMALIDAD = MOLARIDAD X VALENCIA

Si se representan las masas equivalentes gramo de soluto con E, y los litros de solución con V, se puede expresar la normalidad como:

N = f <1 6 >

Ejemplo

Calcular la normalidad de una solución de HNOs que contiene 1,2 equivalentes gramo en 1.500 mL de solución.


E 1,2Solución: N = -— = — = 0,8

V 1,5

Ejemplo

¿Cuántos gramos de Ca(OH) 2 deben disolverse en agua para preparar 50 litros de solución 0,05 N?

40+34Solución: Masa equivalente gramo de Ca(OH) 2 = -—- — = 37 g

g Ca(OH)2 /L de solución 0,05 N = 0,05 x 37 = 1,85 g

g Ca(OH) 2 = 1,85 x 50 = 92,5 g

Ejemplo

¿Cuántos equivalentes gramo de ion Na+ existen en 25 litros de una solución que contiene 5 g de NaCl por litro?

1 equivalente gramo de NaCl = 58,5 g

5N -------

58,5

5x25 125E = ------- = -------= 2,14

58,5 58,5

1.6.5 Volúmenes adicionales

En ocasiones la concentración de un reactivo se expresa en términos de los volúmenes agregados para prepararlo. En este caso, para expresar la concentración del reactivo se usan dos números: a + b.

El primero, a, representa el volumen del reactivo concentrado y el segundo, b, representa el volumen de agua destilada requerido para la dilución. Así, por ejemplo, HC1,1 + 9 significa que se ha diluido un volumen de HC1 concentrado con nueve volúmenes de agua destilada para preparar dicho reactivo.

1.6.6 Mezcla de soluciones

Algunas veces se preparan soluciones diluyendo una solución más concentrada con agua o con una solución más diluida.

34 Caudao del Aqua

Se tiene entonces:

Qi Cj+ Q2 C2 = QC

Qi + Q2 = Q

(1 .7)

(1.8)

donde las letras Q son cantidades en masa o volumen y las letras C son concentraciones en unidades consistentes.

Ejemplo

Se desea preparar 1.000 L de una solución al 3%, mezclando soluciones al 7% y al 2%. Calcular el volumen requerido de cada solución.

Solución: Qj x 7 4- Q2 x 2 = 1.000 x 3

Q1 + Q2 = 1.000

Por tanto, Qt = 200 L; Q2 = 800 L.

El problema se puede resolver también así:

Para el ejemplo se tiene:

7

Proporción 4:1

2 4

La relación 4:1 significa:

Cuatro de cinco partes de solución al 2% Una de cinco partes de solución al 7%

O sea:4x1.000---- -—— = 800 L de solución al 2%


1 x 1 . 0 0 0

= 200 L de solución al 7%

Ejemplo

¿En qué relación deben mezclarse una solución al 5% y agua destilada para hacer una solución al 2 %?

Solución

Proporción 3:2

O sea: tres quintas partes de aguados quintas partes de solución al 5%

1.7 U n id a d e s d e E x p r e s ió n d e R e s u l t a d o s

Los análisis químicos se efectúan normalmente con volúmenes definidos de agua y los resultados se expresan por lo regular en miligramos por litro. Suponiendo, como generalmente se hace, que un litro de agua, agua residual o residuo industrial tiene una masa de un kilogramo, la expresión miligramos por litro es equivalente a partes por millón. Debe anotarse que la presión ppm se entiende siempre como relación masa/masa y equivalente a mg/L solamente cuando la densidad relativa del agua, agua residual o residuo industrial es igual a 1 ; por esta razón debe usarse la expresión mg/L en vez de ppm.

La conversión puede hacerse mediante la siguiente ecuación:

mg/L — ppm x densidad relativa (1.9)

Si las concentraciones son menores de 1 mg/L, puede ser más conveniente expresar los resultados en microgramos por litro, jxg/L. Si las concentraciones son muy altas, es común expresarlas en porcentaje.


1.8 A n á l is is V o l u m é t r ic o - T it u lac ió n

El análisis volumétrico es uno de los métodos más populares de análisis usados en ingeniería ambiental. Por ejemplo, la determinación de OD, dqo , cloruros, alcalinidad, acidez, etc., se hace por métodos volumétricos o titulaciones. La titulación es el proceso de analizar el contenido de una sustancia determinando el volumen requerido de una solución estándar para completar una reacción particular en una cantidad conocida de muestra. Una solución estándar es aquella cuya concentración, o valor reactivo por unidad de volumen, es exactamente conocido. Para determinar en la titulación el punto final de la reacción que se efectúa en la solución, se usan indicadores o métodos eléctricos. En el punto final de titulación se tiene el mismo número de masa equivalente de los reactantes.

Por tanto,

Ei = E2 (1 .1 0 )

Por consiguiente, si la concentración de los reactantes es considerada en términos de normalidad, se puede escribir:

N 1V 1 = N2 V 2 (1 1 1 )

La relación anterior permite determinar la concentración desconocida N2 a través de la reacción con una solución de normalidad conocida Nj, midiendo exactamente los volúmenes reactantes V1 y V2.

Ejemplo

En la determinación de la alcalinidad se usa una solución ácida de normalidad igual a 0,02. Si el volumen de muestra es de 50 mL y la cantidad de ácido gastado en la titulación de la alcalinidad es de 5 mL, se puede calcular la normalidad del agua y su alcalinidad en términos de CaCOg.

Solución

Por consiguiente,

alcalinidad en mg/L como CaC0 3 = 0,002 x 50 x 1.000 = 100

Donde 50 es el equivalente gramo del CaC03.

En general, en los análisis de titulación se cuantifica la cantidad o concentración de una sustancia mediante la expresión:


H f S(mL de titulador) N x Eg x 1.000

L mL de muestradonde:

X Ü sustancia determinada o de expresión de laconcentración

N = normalidad del titulador Eg = equivalente gramo de X

1.9 A n á l is is C o l o r im é t r ic o

En ingeniería ambiental, muchas de las determinaciones usadas se cuantifican por métodos colorimétricos. En estos casos, la sustancia forma un compuesto con características de color definido y en magnitud directamente proporcional a la concentración de la sustancia que se va a medir. Las soluciones del compuesto o complejo coloreado deben tener propiedades que cumplan la ley de Beer y la ley de Lambert.

Ley de Lambert

La ley de Lambert o ley de Bouguer relaciona la absorción de luz con la profundidad o espesor de la solución coloreada. La ley establece que cada capa de igual espesor absorbe una fracción igual de la luz que la atraviesa. Por tanto, cuando un rayo de luz monocromática pasa a través de un medio absorbente, su intensidad decrece exponencialmente a medida que la longitud del medio aumenta. Es decir,

T = — = 10-KL ío

(1.12)

(1.13)

donde:

I0 = intensidad de luz que penetra la soluciónI = intensidad de luz que abandona la soluciónL = longitud de la capa absorbenteK = constante de la solución

3 8 C a l id a d d e l A gu a

T = transmitancia de la solución (se expresa generalmente entre 0 y 1 0 0 %)

A = absorbancia o densidad óptica de la solución (se expresa generalmente entre 0 y 2 ).

Ley de Beer

La ley de Beer relaciona la concentración de la solución con la absorción de luz. La ley establece que la intensidad de un rayo de luz monocromática decrece exponencialmente con el aumento de la concentración del medio absorbente.

k = constante para la solución c = concentración de la solucióna = absortividad, constante para una solución y una longitud

de onda específica b = longitud de la trayectoria de luz

Resumiendo, en todo elemento que obedezca la ley de Beer, la concentración del elemento en la muestra es proporcional a la absorbancia, densidad óptica o log(VT).

En general, todo material homogéneo obedece la ley de Lambert. Para determinar si un compuesto o solución coloreada obedece la ley de Beer se preparan una serie de estándares o muestras en el intervalo de concentración deseada y se someten a ensayo en un colorímetro fotoeléctrico o espectrofotómetro; al colocar el porcentaje de transmisión de luz (escala log) contra la concentración, en un papel semilo- garítmico, se obtiene una línea recta si el compuesto o solución obedece la ley de Beer.

En la práctica, si el fotómetro tiene escala en términos de absorbanciao densidad óptica, es más sencillo hacer una curva de calibración sobre papel gráfico rectangular en términos de absorbancia contra concentración y también se obtiene una línea recta si el compuesto o solución obedece la ley de Beer.

Es decir,

T = - í- - 10_kc lo

r j >.A = log — = kc = abe (1.15)

(1.14)

donde:


Los colorímetros fotoeléctricos y espectrofotómetros se calibran para su uso en cada análisis y determinación; el estudiante deberá verificar en toda experiencia la constancia de las curvas de calibración que se le faciliten en el laboratorio y, preferiblemente, elaborar sus propias curvas de calibración en cada caso.

Debe anotarse que las lecturas para las muestras son más exactas si caen dentro del intervalo 1 0 a 80% de transmitancia ( 1 a 0 , 1 de absorbancia), con respecto a un testigo ajustado para dar una lectura de 1 0 0 % de transmitancia o cero de absorbancia.

1.9.1 Colorímetros fotoeléctricos

Esquemáticamente, puede decirse que un colorímetro fotoeléctrico consta de las partes indicadas en la figura 1 .1 (1).

La fuente de luz es una lámpara de luz común; la luz monocromática se obtiene al pasar la luz a través de un filtro de color. La luz monocromática pasa a través de una celda que contiene la muestra y alcanza la celda fotoeléctrica.

La corriente desarrollada por la celda fotoeléctrica es traducida en porcentaje de transmisión o absorbancia mediante un galvanómetro adecuado. La desventaja de los colorímetros fotoeléctricos estriba en la necesidad de usar un filtro de color diferente para cada determinación, lo cual los hace poco económicos; sin embargo, son muy fáciles de manejar y útiles cuando se realizan unas pocas determinaciones diferentes.


1.9.2 Espectrofotómetros

Esquemáticamente, el espectrofotómetro consta de las partes indicadas en la figura 1 .2 (1).

El espectrofotómetro es un aparato más versátil y útil que el colorímetro fotoeléctrico; dicho instrumento suministra luz monocromática de cualquier longitud de onda en el espectro visible, además de luz ultravioleta y luz muy cercana a la región infrarroja. La absorción de la energía radiante visible, ultravioleta o infrarroja permite cuantüi- car la concentración de diversos contaminantes del aire, del agua y del suelo.

La diferencia básica con respecto al colorímetro fotoeléctrico consiste en la forma de obtener la luz monocromática, lo cual evita el uso de distintos filtros.

1.9.3 Absorción atómica

El principio en el cual se basa la espectroscopia de absorción atómica es el siguiente: la muestra es atomizada y aspirada a través de una llama; mediante un monocromador se dirige un rayo de luz a través de la llama y sobre un detector se mide la cantidad de luz absorbida.

La absorción depende de la presencia de átomos libres no excitados, pero en general la relación entre átomos no excitados y átomos excitados, en un momento determinado, es muy alta. Como la longitud de


onda del rayo de luz es característica solamente de cada metal por determinar, la energía luminosa absorbida por la llama es una medida de la concentración del metal en la muestra. Cuando a un átomo se le suministra energía suficiente para que sus electrones de la capa externa salten a un nivel de mayor energía, se produce una absorción de luz que le permite permanecer en un estado llamado excitado.

A + energía -> A excitado

Una vez que el electrón alcanza un nivel superior de energía, permitiendo la existencia del átomo excitado, queda en capacidad de regresar a la capa externa, o sea retornar a su nivel normal, emitiendo una energía igual a la absorbida cuando fue excitado.

A excitado —» A + energía

La atomización de la solución sobre una llama permite eliminar sustancias interferentes que podrían acompañar los iones que se quieren analizar. La fuente de luz facilita la irradiación de los átomos con luz de longitud de onda igual a la requerida para excitarlos y de esta manera la luz absorbida es proporcional a la concentración del metal.

Esquemáticamente, el espectrofotómetro de absorción atómica consta de las partes indicadas en la figura 1.3(1).

La fuente de luz emite un rayo de luz intensa y estable, de una longitud de onda determinada; cada elemento que se analiza posee una longitud de onda característica, la cual absorberá fácilmente; por ello, para cada elemento debe usarse una fuente diferente de luz, lo cual constituye una desventaja del método.


Para el caso general:

nA + mB + ....... = pC + qD + (1.23)

[A]n [B]m (1.24)

Donde n, m, p, q , ... son los coeficientes de la ecuación química. En la ecuación anterior o ecuación de la ley de acción de masa se indica cómo cualquier casmbio en la concentración de uno de los términos modifica o altera la concentración de todos los demás. En ingeniería sanitaria esta expresión es muy usada y su entendimiento resulta muy importante.

Cabe anotar que en aplicaciones numéricas de la ecuación de acción de masas debe usarse la concentración efectiva o actividad en vez de la concentración molar; sin embargo, en soluciones muy diluidas la actividad y la concentración molar son sustancialmente iguales y es ésta la razón por la cual los coeficientes de actividad sólo se emplean en el caso de cálculos que requieran un alto grado de precisión.

1.11 Io n iza c ió n - C o n st a n t e d e Io n iza c ió n

De acuerdo con la teoría de Arrhenius, todos los ácidos, bases y sales se disocian en iones cuando se ponen en solución en el agua. La ionización o disociación se puede definir como la separación de un compuesto en iones de un elemento o de radicales, con las correspondientes cargas eléctricas.

Los principios de la teoría de ionización de Arrhenius son los siguientes:

• Una molécula puede disociarse dando iones positivos y negativos, y la suma de las cargas eléctricas en los iones positivos es igual a la suma de las cargas eléctricas en los iones negativos.

• Una solución que contenga iones es eléctricamente conductora. Por tanto, aquellos compuestos cuyas soluciones no son conductoras de la electricidad no se ionizan. Los electrolitos son sustancias cuyas soluciones acuosas conducen la electricidad. Dependiendo del grado de ionización, los electrolitos se clasifican como fuertes o débiles. Los fuertes se consideran 100% ionizados. Ejemplos de electrolitos fuertes son H2 S 0 4, HC1, H N 03, KOH, NaOH y Ca(OH)2.


Como la ionización es un fenómeno que se traduce en la forma de una reacción reversible, en la cual se establece un equilibrio entre las moléculas ionizadas y las no ionizadas, es posible, por consiguiente, aplicar el principio de la constante de equilibrio a las ecuaciones de ionización.

donde K¡ es la constante de ionización y representa la relación entre el producto de las concentraciones molares de las moléculas disociadas y las no disociadas dentro de una solución.

Debe anotarse que algunas sustancias, como el ácido carbónico, tienen más de una constante de ionización por poseer más de una etapa de disociación. Para dichas sustancias existe una constante de ionización aplicable a cada reacción de disociación. Para el caso del ácido carbónico, se tiene:

Ejemplo

HCi = h + + c r

[HC1]-K1 = S 1 = S2 = K2 [H+] [C1-] (1.26)

(1.25)

K , [H+] [CT] 1 K 2 [HC1] (1.27)

h 2 c o 3 = h + + h c o ¡ (1.28)

k _[H+][HCO¡] 1 [H2 C 0 3]

= 4,45 x IO- 7 a 25 °C (1.29)

HCO3 = H+ + CO 3 (1.30)

k 2 =[HCO3 ] (1.31)

Para el hidróxido de amonio:

NH3 + H20 = NHJ + OH' (1.32)

[NHÍ][OH~]

1 [n h 3]= 1,75x 10-5 a25°C (1.33)

La concentración del agua no se incluye en la ecuación anterior porque, aunque el agua está tomando parte en la reacción de equilibrio, su concentración permanece esencialmente constante.


Para el cloruro mercúrico:

HgCl2=Hg+++ 2C r (1.34)

„ [Hg++][C1- ] 2 , , „ _ 1 4K _ ------------------= 6x10 a25°C (135)

‘ [HgCl2] U )

Problema: Calcular el porcentaje de ionización de una solución de H N 0 2 - 0,001 M con constante de ionización, K¡ = 4,5 x 10-4.

Solución: La expresión para equilibrio sería:

H N 02=H++ N 0 ¡ (1-36)

[H+][N O ¡]

K * = i í i Ñ o ¡ r f 5

Si X moles/L del áddo nitroso, HNOz, se ionizan para formar iones H+ y NO j/ las concentraciones serían:

[H+] = [NO¡] = X moles/L

[H N 02] = (0,001 - X) moles/LPor tanto.

Kj = 4,5x10~ 4 =0,001- X

Resolviendo la ecuación:

X2 + 0,00045 X -4 ,5 x 1(T7 = 0

se obtiene:

X = 0,00048 moles/L

el porcentaje de ionización será:

0,00048x100----------------- = 48%

0,001Problema: Calcular el porcentaje de ionización de una solución de HNOz - 0,1 M con constante de ionización, K¿ = 4,5 x 10“4.

Solución: En forma semejante al problema anterior, se sabe que:

[H+] = [N 02] = X moles/L [HN02] = (0,1 - X) moles/L

C o n c e p t o s F u n d a m e n t a l e s d e Q u Im ic a 47

Por tanto,X2

4,5 x 1o-4 =0,1- X


X2 + 0,00045 X - 4,5 x 10" 5 = 0

X = 0,0065 moles/L

el porcentaje de ionización será:

0,0065x100

0,1= 6,5%

Lo anterior indica cómo a mayor dilución corresponde una mayor disociación (48% en vez del 6,5%).

Problema: Calcular el porcentaje de ionización y la concentración de ion hidrógeno de una solución de H^COg- 0 , 1 M.

Solución: De la misma manera que en los problemas anteriores, se tiene:

[H+] = [HCO3 ] = X moles/L

[H2 C 0 3] = (0,1 - X) moles/L

Por tanto,X2 7

---------= 4,45x100,1- X


. X2 + 4,45 x 10" 7 X - 4,45 x 10- 8 = 0

se obtiene:

X = 2,11 x 10"4 moles/L

Consecuentemente, el porcentaje de ionización será:

2,11x1o-4 x 1000,211%

0,1

La concentración de ion hidrógeno:

[H+] = 2,11 x lO" 4 moles/L


1.12 P r in c ip io d e l P r o d u c t o d e S o lu b il id a d

El principio del producto de solubilidad se aplica a soluciones saturadas de electrolitos pobremente solubles. Según el principio de solubilidad, "En una solución saturada de una sustancia ligeramente soluble a una temperatura dada, el producto de las concentraciones molares de los iones es una constante".

Para dichas sustancias poco solubles puede suponerse que el material disuelto está 100% ionizado en solución. Por ejemplo, para una solución de AgCl (sólido muy insoluble) en equilibrio con sus iones disueltos en una solución saturada, se tiene:

AgCl±> Ag+ + cr Sólido Iones en solución

La constante de equilibrio para esta reacción sería:

[Ag+][cr][AgCl] (1,38)

Donde [AgCl] representa el cloruro de plata que existe en estado sólido y cuyo valor, puede demostrarse, es constante. Por tanto, la expresión anterior se hace:

[Ag+][Cl-] = K x K s = Kps (1.39)

donde es conocida como la constante del producto de solubilidad.

Para el fosfato tricálcico el valor de la constante del producto de solubilidad sería:

Ca3 (P 0 4)2± ^ 3Ca++ +2PO= (1.40)

=[Ca+ + ] 3 [POJ] 2

Por consiguiente, puede decirse que la constante del producto de solubilidad es el producto de la concentración molar iónica para la saturación y se obtiene tomando la concentración molar de cada ion, tantas veces como aparezca en la fórmula de la sustancia. El principio del producto de solubilidad es de gran importancia para poder explicar y entender los procesos de ingeniería sanitaria basados en los fenómenos de precipitación y solución de precipitados.

En general, la constante del producto de solubilidad para una sal Am Bn, la cual da m iones de A y ti de B, se expresa así:

Kps = [A]m [B]n (1.41)

Los valores de Kps varían con la temperatura; la mayor parte de las veces los valores son para 25 °C (ver tabla 1.2).

Tabla 1.2Constantes típicas del producto de solubilidad de metales pesados*97*

Ecuación K a 25 ®C PK„

Ag2s

AgCI

AgOH

BaC 03

B a S0 4

CaCOg

Cd(OH)2

CdS

Cr(OH)2

Cr(OH)3

CuS

C u(OH)2

Fe(OH)2

Fe(OH)3

FeS

Hg(OH)2

HgS

Mn(OH)2

Mn(OH)3

Ni(OH)2

NÍCOg

N iS

Pb(OH)2

PbC 03

PbS

Zn(OH)2

ZnC03

ZnS

2Ag+ + S 2~

Ag+ + C r

Ag+ + OH-

Ba2+ + COg"

Ba2+ + SO *”

Ca2+ + CO g'

Cd2+ + 20H~

Cd2+ + S 2-

Cr2* + 20H "

Cr3* + 30H -

Cu2+ + S 2“

Cu2+ + 20H~

Fe2+ + 20H -

Fe3+ + 30H”

Fe2+ + S 2-

Hg2+ + 20H -

Hg2+ + S 2-

Mn2+ + 20H ”

Mn3+ + 30H “

Ni2+ + 20H -

Ni2++CO g"

Ni2+ + S 2"

Pb + + 20H-

Pb2+ + CO g'

Pb2+ + S 2"

Zn2+ + 20H "

Zn2++ C O f

Zn2+ + S 2-

2 x 1 0 ® 1,78x10"10

1.17 x 10-15

8,1 x 10"9

1,08x10-10

8,7 x 1 o-9

5 ,9 x 1 0-15

7 ,8 x 1 0-27

1.0 x 10-17

6 X 1 0 -31

9 x 10-36

2,19 x1o-20

8.0 x 10-16

4 x 1 0 - 3 8

6,31 X10-18

1.0 x 10-23

4.0 x 10-53

1 ,9 x 1 0“13

1X 1 0 ^ 8

6.5 X10-18

6.6 X 10-9

3 , 0 x 1 0-19

1.17 x1 0 -15

3 ,3 x 1 0-14

8 x 1 0 " 2 8

1 ,2 x 1 0 - 1 7

1,4 x 10-11

1 . 0 X 1 0 - 2 1

48,70

9,75

14.93

8,09

9,97

8,06

14,23

26,11

17.00

30,22

35,05

19,66

15.10

37.40

17,20

23.00

52.40

12,72

36.00

17,19

8,18

18,52

14.93

13,48

27.10

16,92

10,85

21.00


Del principio del producto de solubilidad se deducen dos corolarios:

1. En una solución no saturada, el producto de las concentraciones molares de los iones es menor que la constante del producto de solubilidad/ es decir,

[A]m [B]n < Kps

2. En una solución supersaturada, el producto de las concentraciones molares de los iones es mayor que la constante del producto de solubilidad, es decir,

[A f & F '> %

Así, por ejemplo, si se mezclan dos soluciones, una de las cuales contiene iones Ag+ y la otra iones Cl", solamente ocurrirá precipitación delA gC lsi[A gr[C 11>K ps.

Problema: La constante del producto de solubilidad para el sulfato de calcio en agua a 25 °C es 1,96 x 10-4. Determinar, para una solución ideal saturada de sulfato de calcio, la concentración de equilibrio de calcio.

Solución

1. Escribir la reacción apropiada de disolución

C aS0 4 = Ca++ + SO4 (1-42)

2. Escribir la expresión de la constante del producto de solubilidad

Kps = [Ca++] [SO4 ] = 1,96 xlO“ 1 (1.43)

3. Calcular la concentración de equilibrio de calcio. Teniendo en cuenta que las concentraciones molares de los iones calcio y sulfato son iguales, entonces:

X2 = 1,96 x 10- 4

[Ca++] = X = 1,4 x 10"2 mol/L

4. Convertir la concentración molar a mg/L

Ca++ = 1,4 x 10_2x 40 x 103 = 560 mg/L

Problema: La para el Mg(OH) 2 a 25 °C es igual a 1,52 x 10“11; calcular la solubilidad del Mg(OH) 2 en mg/L.

Solución: De la ecuación:

Mg(OH) 2 = Mg++ + 20H " (1.44)


se tiene:

Kps = 1,52 x 10“ 1 1 = [Mg++] [OH" ] 2

Haciendo,

X = moles de Mg(OH) 2 disueltos por litro

entonces:

X = moles de Mg++ por litro

2X = moles de OH- por litro

Por tanto,

1,52 x 10" 1 1 = X (2X) 2

X = 1,56 x ltrVoles/L

Como un mol de Mg(OH) 2 es igual a 58,3 g, entonces,

X = 1,56 x lO^x 58,3 x 103 = 9,1 mg/L

Problema: La K para CaC0 3 a 25 °C es igual a 8,7 x 10~9; calcular la solubilidad del CaC0 3 en mg/L.

Solución: De la ecuación, CaCOs= Ca++ + CO 3 (1*45)

se tiene,

1 ^ = 8,7 x 10"9= [Ca++] [CO¡]

Haciendo,

X = moles de CaC0 3 disuelto por litro

entonces,

X = moles de Ca++ por litro = moles de CO 3 /L

Por tanto,

8,7 x 10' 9 7 = X2

X = 9,3 x 10- 5 moles/L

Como un mol de CaC0 3 es igual a 100 g, entonces,

X = 9,3 x 10- 5 x 102x 103 = 9,3 mg/L


1.13 C on cen trac ión de Iones de H id rógeno (pH)

El término pH es una forma de expresar la concentración del ion hidrógeno o, más exactamente, la actividad del ion hidrógeno.

En general se usa para expresar la intensidad de la condición ácida o alcalina de una solución, sin que esto quiera decir que mida la acidez total o la alcalinidad total. En el suministro de aguas es un factor que debe considerarse con respecto a la coagulación química, la desinfección, el ablandamiento y el control de corrosión. En las plantas de tratamiento de aguas residuales que emplean procesos biológicos, el pH debe controlarse dentro de un intervalo favorable a los organismos. Tanto por estos factores como por las relaciones que existen entre pH, alcalinidad y acidez, es muy importante entender los aspectos teóricos y prácticos del pH.

La disociación iónica del agua puede representarse por el equilibrio:

H20 = H+ + 0 H " (1.46)

Su constante de disociación será:

k ' ^ 1 h ¡ oT (1-47)

En agua pura la magnitud de su ionización es muy pequeña. Para el equilibrio sólo están presentes 10- 7 moles/L de H+ y de OH", lo cual permite suponer que la actividad o concentración del agua es esencialmente constante; así la ecuación anterior se convierte en:

Kw = [H+) [OH ) = 10“ 7 x 10“ 7 = 10~ 1 4 (1.48)

La constante K es conocida como la constante de ionización del agua y su valor debe satisfacerse en cualquier solución acuosa. Por tanto, cuando se añade un ácido al agua, éste se ioniza en ella, aumentando la concentración de iones H+; consecuentemente, debe disminuir la concentración de iones OH" para que Kw se mantenga constante. Es evidente, por tanto, que en una solución ácida la concentración de ion H+ es mayor que 10" 7 moles/L y que en una solución de una base la concentración de ion OH“ es mayor que 10- 7 moles/L. Es importante recordar que en ningún caso la concentración de ion H+ o de ion OH- puede reducirse a cero, no importa lo ácida o básica que sea la solu-


dón. En la mayor parte de los casos es más conveniente expresar la actividad del ion hidrógeno en términos de pH en vez de moles/L.

El pH se define como el logaritmo del inverso de la concentradón del ion hidrógeno, o sea,

PH=1°8 ( [ í ? ^ ^ ' l0glH+] (!■«)

Fundones semejantes, tales como pOH y pKw, para los logaritmos negativos de la actividad del ion hidróxido y la constante de ionizadón del agua, se usan hoy ampliamente. En estos términos, la ecuadón de expresión de la constante de ionizadón del agua se convierte en:

pH + pOH = p i^ = 14 (1.50)

Lo anterior explica por qué hablar de agua pura es lo mismo que decir agua neutra. Un pH igual a 7,0 indica neutralidad, un pH < 7,0 denota soludón ádda y un pH > 7,0 indica soludón básica.

En la tabla 1.3 se resumen algunas de las reladones existentes entre los valores de pH, pOH y las respectivas concentradones de ion hidrógeno e ion hidróxido.

Tabla 1.3 Relaciones de pH y pOH

[H + ] PH [O H 1 p O H

10° 0 K T 14 14

i c r 1 1 i o -13 13

« r 2 2 10-12 12

10-3 3 i< r 11 11

10"4 4 i o -10 10

1 0'7 1 ic r 7 7

10"11 11 1CT3 3

10“12 12 10“2 2

10-13 13 10_1 1

1 (T 14 14 10° 0


En la interpretación del pH debe tomarse en cuenta que soluciones de igual acidez o igual alcalinidad, es decir, igual normalidad, pueden tener valores muy diferentes de pH, porque el pH es una medida de la concentración de equilibrio del ion hidrógeno disociado existente en la solución como ion H+, como puede verse a continuación:

Ácido clorhídrico 0,1 N pH = 1 , 1

Acido sulfúrico 0,1 N pH = 1 , 2

Ácido acético 0,1 N pH = 2,9Ácido bórico 0,1 N pH = . 5,2Hidróxido de sodio 0,1 N pH = 13,0Amoniaco 0,1 N pH = 1 1 , 1

Bicarbonato de sodio 0,1 N pH = 8,4

Medición del pH

Son dos los métodos generales usados para determinar el valor del pH: el método colorimétrico, el cual emplea indicadores, sustancias que exhiben diferentes colores de acuerdo con el pH de la solución, y el método electrométrico, en el que se mide el potencial de un electrodo sensitivo a pH con referencia a un electrodo estándar.

El método colorimétrico no requiere equipo costoso pero está sujeto a interferencias causadas por la existencia de color, turbiedad, alto contenido de sales, material coloidal, cloro libre y otros oxidantes o agentes reductores; los indicadores están además expuestos a deterioros, así como también los estándares de color con los cuales son comparados. Para estimaciones aproximadas el método colorimétrico es adecuado, especialmente en el terreno, pero para determinaciones de laboratorio el método estándar es el electrométrico.

Método electrométrico

Casi todos los aparatos usados hoy en día utilizan el electrodo de vidrio, en combinación con un electrodo de calomel, empleado como electrodo de referencia, para medir el pH. El potencial entre los electrodos es proporcional a la concentración de iones hidrógeno en solución. El sistema de electrodos se calibra siempre con soluciones de pH conocido. De acuerdo con el fabricante y el tipo de medidor de pH, cada aparato posee sus propias características e instrucciones de uso.

Problema: Calcular la concentración de ion hidrógeno y el pH de una solución 0,1 M de NaOH, suponiendo 100% de ionización.


Solución:

NaOH = Na+ + OH“ (1.51)

(0,1 - X ) X XPor consiguiente,

[OH“] = 0,1 moles/L

1 0 “ 1 4

[H+] = ----- r = 10‘ 1 3 moles/L1 0 " 1

pH = -log 10" 1 3 = 13

1.14 B u ffe rs - A cc ión Tampón

Se denomina acción tampón aquella capaz de mantener, prácticamente, un pH invariable cuando se añaden a la solución pequeñas cantidades de ácido o de base.

Un tampón o buffer puede definirse como una combinación de compuestos o sustancias que tiene el poder de mantener el pH de una solución prácticamente invariable, dentro de ciertos límites, a pesar de que se añadan a la solución pequeñas cantidades de ácido o de base; en otras palabras, son sustancias en solución que ofrecen resistencia a los cambios de pH.

El mecanismo de la acción tampón, es decir, la forma en la cual una solución con tampones mantiene un pH más o menos constante cuando se le añaden pequeñas cantidades de ácido o de base, puede explicarse al considerar que una solución buffer es generalmente una mezcla de ácidos débiles y sus sales, o de bases débiles y sus sales.

El efecto tampón es el resultado de la formación de una cantidad de ácido o base débil equivalente a la cantidad de ácido o base fuerte agregada a la solución. El cambio resultante en pH es mucho menor que si la sustancia se hubiera agregado al agua pura.

En una solución que contenga un ácido débil HA, en una concentración molar [HA] y una sal del ácido que suministre una concentración molar del anión A“ igual a [A"], la ecuación de acción de masas para el ácido será:

_ [H +J[A“]

9 [HA](1.52)


Transformando, se tiene:

1 [A ]

[H+] Ka [HA] (1.53)

o sea,

pH =pK * +logI ¡5 d ¿ í (1.54)

En la ecuación anterior se indica cómo el pH de una solución buffer, preparada con un áddo débil y su sal, depende del valor de pKa del áddo y de la reladón entre la concentradón de la sal y la concentra- dón del áddo. Es decir, el pH de la soludón no se alteraría si se mantiene constante la reladón sal/árido. Por tanto, si se adiciona un áddo fuerte a dicha soludón buffer, se alterará el equilibrio. Se presentará una remodón de iones hidrógeno mediante la reacdón H + A" = HA, hasta establecer las condidones de equilibrio. Si la cantidad de áddo adidonado es pequeña, comparada con la cantidad de áddo débil y de su sal correspondiente, la relación [Sal]/[Ácido] no cambiará en forma despropordonada y el pH final será sólo ligeramente menor que el pH inicial. De la misma manera, si se adidona una base, los iones hidróxido son removidos mediante la reacdón:

y el pH no se alterará despropordonadamente si la cantidad de base fuerte adidonada es pequeña.

Cuando se agrega una base fuerte como el hidróxido de sodio a una soludón tampón de áddo acético, los iones H+ del áddo acético reac- donan con los iones OH- del hidróxido para formar agua y obligan a una mayor ionización del áddo acético; por tanto, mientras exista áddo acético no ionizado que suministre iones H+ el cambio en pH debido a la adidón de iones OH" será muy pequeño.

HA + OH"= A“+ HaO (1.55)

CH3COOH # r h + ] + CH3C0 0 -+

NaOH -» I OH' I + Na+

Del mismo modo, si se agregara áddo dorhídrico a un buffer de acetato de sodio los iones H+ produddos por la ionizadón del HC1 reaccionarían con los iones acetato del acetato de sodio para formar áddo acéti-


co y mientras haya iones acetato en solución el pH cambiará muy poco con la agregación del ácido clorhídrico.

CH3COONa

HC1

CH3COCr

H+

N

+ crc h 3 c o o h

Lógicamente, cuanto mayor sea la concentración de sal y de ácido, mayor será la capacidad tampón de la solución, pues menor será el cambio numérico producido por la adición de un ácido o de una base.

Problema: El pH de una solución sin tampones es 6,5. Se desea saber qué cantidad de una solución de hidróxido de sodio 0,1 N se requiere para elevar su pH a 10,5.

Solución: En la solución inicial, pH = 6,5

Por tanto,

[H+] = 10^ ' 5 moles/L

10'

1 0■6,5

- . = 10 ' moles/L

La concentración de OH que es necesario añadir para subir el pH de la solución a 10,5 será:

10“ 3 '5 - 10" 7 '5 = 10- 7 ' 5 (104 - 1 ) = 9.999 x 10“ 7 ' 5 moles IL

Por tanto,

OH" = 9.999 x 10- 7 ' 5 x 17 = 0,169983 x lO'^g/L

La solución de NaOH contiene:

OH' = 0,1 x 17 = 1,7 g/L

El volumen de soda necesario para 1 L de solución será:

0,169983xl0-1'5

1,7= 0,00315 L = 3,15 mL


1.15 Q u e la c ió n

La quelación es un proceso mediante el cual se mantiene un ion metálico en solución. El agente quelante es una molécula de masa molecular baja, generalmente orgánica, soluble en agua, que reacciona con iones metálicos y los mantiene en solución. Un agente quelante común es la sal de sodio del ácido etileno dia mino tetraacético o EDTA, el cual cuando se agrega al agua reacciona con los iones de calcio, los mantiene en solución y evita su precipitación como CaC03:

Ca+ 2 + Na4EDTA -» CaNa^DTA + 2Na+ (1.56)

La reacción anterior representa solamente una parte del proceso complejo de quelación con edta; la porción orgánica del EDTA forma enlaces con el catión Ca+ 2 o Mg+2, manteniéndolos en solución y evitando la precipitación de la dureza.

Los agentes quelantes aumentan la solubilidad de los iones metálicos. El ion metálico se puede unir a más de un ligando del agente quelante y ser secuestrado o retenido en complejos iónicos muy estables que le impiden formar una sal insoluble. Entre los quelantes naturales se mencionan la hemoglobina, la vitamina B12, la clorofila, sustancias húmicas y lignina.

1-16 P o t e n c ia l d e O x id a c ió n - R e d u c c ió n (PO R)

El potencial de oxidación-reducción (POR) es la señal, en milivoltios, producida cuando se ponen en el agua un electrodo de un metal noble y un electrodo de referencia. Por tanto, puede definirse como la fuerza electromotriz desarrollada por un electrodo de un metal noble sumergido en el agua, con referencia a un electrodo estándar. La norma ASTM-D1498-76 lo define como la fuerza electromotriz desarrollada por un electrodo de metal noble sumergido en el agua, en relación con el electrodo estándar de hidrógeno.

El POR se mide generalmente con el mismo medidor de pH, haciendo la sustitución adecuada de los electrodos y de la escala de lectura. En general, dichos aparatos utilizan como electrodos de medida los de platino, oro o plata, y como electrodos de referencia los de calomel o de cloruro de plata. De la misma manera que para medir pH, el aparato debe normalizarse de conformidad con los métodos estándar antes de hacer cualquier determinación. El electrodo de referencia más común

C o n c e p t o s F u n d a m e n t a l e s d e Q u Im ic a 59

es el electrodo de calomel con solución saturada de KC1, el cual tiene un potencial constante con referencia al electrodo de hidrógeno de -242 mV a 25 °C<21*. El electrodo de medida de POR más común es el electrodo de platino.

El p o r mide la relación entre las actividades de las sustancias oxidadas y las actividades de las sustancias reducidas existentes en solución en el agua. Los electrodos permiten detectar el potencial neto prevalente en la solución y determinar así la habilidad para oxidar o reducir sustancias en el medio. El POR de una solución acuosa es sensible a las variaciones de pH cuando la reacción de oxidación-reducción involucra iones hidrógeno o hidróxido. El p o r tiende generalmente a elevarse con el aumento de iones hidrógeno y a disminuir con el incremento de iones hidróxido durante la reacción.

La determinación del p o r se usa en el tratamiento de residuos industriales para controlar procesos de tratamiento de contaminantes susceptibles de oxidación. Dos ejemplos típicos son la oxidación del cianuro, de algunos residuos de la industria de recubrimiento de metales, en cianato y luego en dióxido de carbono y nitrógeno, así como la reducción del cromo hexavalente a cromo trivalente. En estos casos el POR sirve para controlar el proceso, si se mantiene el pH en un valor constante.

1.17 P r o b l e m a s

1.17.1 Una solución acuosa de NaOH al 28% tiene una densidad relativa de 1,31; calcular cuántos miligramos por litro tendrá de NaOH.

Respuesta: 366.800

1.17.2 Una solución acuosa de NaOH al 28% tiene una densidad relativa de 1,31; calcular cuántos mg/L de OH contiene.

Respuesta: 155.890

1.17.3 Una solución acuosa de NaOH al 28% tiene una densidad relativa de 1.31; calcular su molaridad.

Respuesta: 9,17

1.17.4 Una solución acuosa de NaOH al 28% tiene una densidad relativa de 1,31; calcular su normalidad.

Respuesta: 9,17


1.17.5 Una solución de Fe(N03 ) 3 al 20% tiene una densidad relativa de 1,16; calcular cuántos g/L de Fe(N03 ) 3 contiene.

Respuesta: 232

1.17.6 Una solución acuosa de Fe(N03 ) 3 al 20% tiene una densidad relativa de 1,16; calcular cuántos gramos de hierro existen por litro de solución.

Respuesta: 54

1.17.7 Una solución de Fe(N03 ) 3 al 20% tiene una densidad relativa de 1,16; calcular cuántos gramos de nitrato existirán por litro.

Respuesta: 178

1.17.8 Una solución acuosa de F e^ O ^ al 20% tiene una densidad relativa de 1,16; calcular cuántos moles de hierro existen por litro de solución.

Respuesta: 0,959

1.17.9 Una solución de Fe(N03 ) 3 al 20% tiene una densidad relativa de 1,16; calcular cuántos moles de nitrato existirán por litro de solución.

Respuesta: 2,87

1.17.10 Una solución acuosa de F e ^ O ^ al 20% tiene una densidad relativa de 1,16; calcular la molaridad y la normalidad de la solución.

Respuesta: a) 0,959 b) 2,87

1.17.11 Una solución de Fe(N03 ) 3 al 20% tiene una densidad relativa de 1,16; calcular cuántos equivalentes gramo de Fe+++ contiene por litro.

Respuesta: 2,87

1.17.12 Una solución de A1C13 contiene 10 mg de Al+++ por mililitro. Suponiendo densidad de la solución 1 kg/dm3, calcular la normalidad y la molaridad de la solución en Al+++.

Respuesta: a) 1,11 b) 0,37

1.17.13 Una solución de A1C13 contiene 10 mg de aluminio por mililitro de solución. Suponiendo densidad de la solución igual a 1 kg/dm3, calcular la concentración porcentual de la solución en Al+++ y en A1GL.

Respuesta: a) 1% b) 4,9%


1.17.14 Se preparó una solución 0,3 molar de Cr^SOJy calcular su normalidad.

Respuesta: 1,8

1.17.15 Se preparó una solución 0,3 molar de Cr^SOJy calcular la molaridad en términos de S 0 4.

Respuesta: 0,9

1.17.16 Se preparó una solución 0,3 molar de Cr2 (S 04)3; calcular la concentración de sulfatos en mg/mL.

Respuesta: 86,4

1.17.17 Determinar cuántos mL de H N 0 3 al 70%, densidad relativa de 1,42, se necesitarán para neutralizar 100 mg/L como CaGO|xle alcalinidad cáustica de un agua.

Respuesta: 0,126

1.17.18 Si se diluye 1 a 1.000 un ácido nítrico al 70% cuya densidad relativa es 1,42, calcular la acidez de la dilución en mg/L, como C aC03.

Respuesta: 790

1.17.19 Una potasa comercial (KOH) contiene un 12% de agua; ¿cuánto debe pesarse para preparar 80 mL de solución 0,25 normal?

Respuesta: 1,2 7 g

1.17.20 Determinar cuántos mL de HC1 concentrado al 37%, de densidad relativa 1,19, deben diluirse con agua destilada para preparar 60 mL de solución 3 N del ácido.

Respuesta: 14,9

1.17.21 Se dispone de una solución de HC1 al 28% que tiene una densidad relativa de 1,139. Determinar el volumen que debe diluirse para preparar 100 mL de solución al 2% de HC1, suponiendo que esta última tenga densidad relativa 1 ,0 .

Respuesta: 6,27 mL

1.17.22 Una solución contiene 3 g de CuS0 4 * 5HzO por cada 60 mL. ¿Cómo se prepararía, a partir de ella, una solución 0,1 normal de C uS04?

Respuesta: 250 mL de solución + 750 mL de agua destilada para un litro de solución 0,1 N.


1.17.23 Calcular el pH de una solución 10" 4 molar de ácido acético, CHjCOOH, sabiendo que está disociado el 33%.

Respuesta: 4,48

1.17.24 Calcular el pH de una solución que contiene 25 mg/L de áddo clorhídrico.

Respuesta: 3,16

1.17.25 Calcular el pH de una soludón 10- 3 molar de ácido danhídrico, que está disodado al 0,06%.

Respuesta: 6,22

1.17.26 Se registró con el potenciómetro que una solución 10- 3 molar de HCN tiene un pH = 6,23; calcular el valor de la disociación del ácido, expresado en porcentaje.

Respuesta: 0,06%

1.17.27 Calcular la concentración en gramos equivalentes por litro que tendrá un áddo nitroso, HN02, dado que registra un pH = 2,02 y que su constante de disociación es de 4,5 x 10“4.

Respuesta: 0,212

1.17.28 Calcular la concentradón molar de ion plata en una soludón saturada de Ag3P 0 4, sabiendo que su producto de solubilidad es 1 0 17,8.

Respuesta: 4,7 x 10" 5

1.17.29 El producto de solubilidad del hidróxido de cadmio, Cd(OH)2, es 10-13'95. Calcular en mg/L como C aC0 3 la solubilidad del hidróxido de cadmio en una soludón saturada.

Respuesta: l,41mg/L

1.17.30 Calcular el pH de una soludón 0,1 molar de hidróxido de amonio suponiendo que la constante de disodadón del NH4OH es igual a 1 , 8 x 1 0 “5.

Respuesta: 11,12

1.17.31 Una soludón estándar de sílice se preparó dispersando 1 mg de S i0 2 a 1.000 mL con agua destilada. A partir de ella se deseaba una cierta concentradón en un volumen de 50 mL. Por error se tomaron4,5 mL en vez de 1,5 mL y se diluyó a 100 mL en vez de 50 mL. ¿Cuál fue la concentración que se quiso preparar y cuál la que se produjo?

Respuesta: a) 0,03 mg/L b) 0,045 mg/L


1.17.32 Se satura un agua destilada con sulfuro terroso. ¿Cuántos mg de Fe++/L existirán, en solución, suponiendo que el producto de solubilidad de la sal es de 9 x 10-20?

Respuesta: 1,67 x lQr5 mg/L

1.17.33 Un mL de solución de jabón precipita 10 mg de dureza como CaC03. ¿Cuántos mL se gastarían para precipitar la dureza de una solución 10~3 normal de Ca(OH)2?

Respuesta: 5 mL/L

1.17.34 Un mL de solución de jabón precipita 10 mg de dureza como CaCOs. Calcular la molaridad de la solución de jabón en CaCOs equivalente.

Respuesta: 0,1 M

1.17.35 En la determinación de los cloruros de una muestra de agua se consumen 2 mL de AgNOs - 0,01711 N, para la titulación de 100 mL de muestra. Calcular la concentración de cloruros de la muestra en mg/L - C1 y en mg/L - NaCl.

Respuesta: a) 12 b) 20

1.17.36 Para preparar 100 mL de un estándar de concentración 10 mg/L como Si0 2 se diluyeron 5 mL de una solución de S i0 2H ,0 a 100 mL con agua destilada. ¿Cuántos mg de áiO RLO existen en 100 mL de dicha solución.

Respuesta: 26 mg

1.17.37 Una solución de NaN02 contiene 0,10 mg/L de nitritos como nitrógeno. ¿Cuántos gramos de NaNOz se disolvieron para preparar un metro cúbico de solución?

Respuesta: 0,493 g

1.17.38 Se dispone de una solución estándar de fosfatos que contiene 0,05 mg de P 0 4/mL. Calcular la normalidad de la solución.

Respuesta: 1,58 x 10~3

1.17.39 Se necesita preparar 120 litros de solución al 1% de cloro con hipoclorito de calcio al 33% de cloro. Calcular la cantidad de hipoclorito requerido.

Respuesta: 3,64 kg


1.17.40 Una planta pequeña trata 1.470 m3/d de agua con una dosis de 2 mg/L de doro. La planta dispone de un dosificador volumétrico con una solución al 2% de cloro, con densidad relativa igual a 1,02. Calcular el volumen de solución, en mL/min, que debe dispensar el dosificador.

Respuesta: 100 mL/min

1.17.41 La dosis óptima de flúor para un agua es de 1,2 mg/L. Se dispone de silicofluoruro de sodio, Na2 SiF6, comercial, con una pureza del 98%, para dosificar 5.000 m3/d de agua en una planta municipal. Calcular el consumo diario de silicofluoruro de sodio en kilogramos.

Respuesta: 10,1 kg/d

1.17.42 En un acueducto se dosifican, en forma continua, 2,2 kg de NaF por cada 1.000 m3 de agua tratada. Calcular la dosis de flúor y de sodio agregada al agua en mg/L.

Respuesta: á) 1,0 b) 1,2

1.17.43 Un operador prepara diariamente 500 L de solución de fluoruro de sodio disolviendo 10 kg de fluoruro de sodio, NaF, comercial con una pureza del 98%. Durante el día trata 6.000 m3de agua. Calcular la concentración, en mg/L, de flúor agregada y la concentración de la solución de fluoruro de sodio, en porcentaje.

Respuesta: a) 0,74 mg/L b) 1,96%

1.17.44 Balancear la reacción siguiente:

Fe++ + CrzO ; + H+< ^ Fe3+ + Cr3+ + H20

Respuesta: 6 Fe++ + Cr2 0 ; + 14H+ = 6 Fe3+ + 2Cr3+ + 7H20


CaCl2+ Na2 C 0 3 ±>C aC 03+ NaCl

Respuesta: CaCl2 +Na2 C 0 3 = CaC03 +2NaCl


Ca3 (P 04)2+ H3 P 0 4±^Ca(H 2 P 0 4 ) 2

Respuesta: Ca3 (P 0 4 )2 +4H 3 P 0 4 =3Ca(H2 P 0 4 ) 2



Ca(H2 P 0 4 ) 2 f NaHC03 CaHP04 + Na2HP0 4 + H20 + C 0 2

Respuesta:

Ca(H2 P 0 4 ) 2 + 2NaHC03 = CaHP04 + Na2 HP0 4 + 2H20 + 2C0 2


M n0 2 + NaCl + H2 S 0 4 MnS04 + H20 + + Na2 S 0 4

Respuesta:

Mn02 + 2NaCl + 2H2S04 = MnS04 + 2H20 + Cl2 + Na2S04


K f.r20 7 + KI + H2S 04 Cr^SO^. + + I2 + H20

Respuesta:

I^Cr2Ó7 + 6 KI + TH^SO* = Cra( 5 0 $ + 4K2S04 + 3I2 + 7H20

1.17.50 Para hacer un ensayo de hierro se prepararon cinco frascos de 50 mL de volumen con 0 , 2 ,4 , 6 y 8 mL de solución estándar de hierro y se obtuvieron las lecturas de absorbanda siguientes: 0; 0,24; 0,50; 0,74 y 0,95.

La soludón estándar de hierro se preparó con 25 mL de soludón patrón de hierro diluida a 100 mL. La soludón patrón de hierro se preparó disolviendo 1,404 g de Fe(NH4 ) 2 (S0 4 ) 2 * 6H20 a 1.000 mL. Una muestra de 20 mL de agua dio una lectura de absorbanda igual a 0,5. Determinar la ecuación que expresa la concentradón de hierro en fundón de la absorbanda y calcular la concentradón de hierro de la muestra.

Respuesta: a) mg Fe=0,4161 A - 0,0022 b)— - Fe = 10,3

1.18 Q u ím ica O rg á n ic a

La química orgánica es el estudio de los compuestos de carbono, tanto naturales como sintéticos, y de sus derivados. Como los seres vivos forman moléculas orgánicas, la química orgánica estuvo, en el pasado, limitada al estudio de los componentes y productos de las plantas y de los animales. Sin embargo, en 1828, Friedrick Wohler inidó la fabricadón de compuestos orgánicos, produdendo urea mediante calentamiento de danato de potasio con sulfato de amonio.


2KCNO + (NH4 )2 S 0 4 -> K 2 S 0 4 + 2H2 NCONH2 (1.57)

La industria fabrica actualmente alrededor de 10.000 compuestos nuevos por año, la mayor parte de ellos orgánicos^60*, y se afirma que los químicos conocen hoy en día más de tres millones de compuestos or- gánicos(96). El ensayo de carbono orgánico total (GOT) mide el carbono de enlace orgánico en el agua y se usa como complemento del ensayo de DBO o de DQO para cuantificar el efecto contaminante de la materia orgánica. Los compuestos orgánicos en aguas pueden originar diferentes problemas de calidad, como formación de color y turbiedad, agotamiento de oxígeno disuelto, olores y sabores indeseables, dificultades en la potabilización del agua y formación de compuestos halogenados en los procesos de desinfección, entre otros.

Existen tres grandes tipos de compuestos orgánicos: a) alifáticos, b) aromáticos y c) heterocíclicos. Los alifáticos son compuestos de carbono de cadena recta o ramificada, los aromáticos poseen un anillo característico de seis carbonos con tres enlaces dobles y los heterocíclicos tienen estructura de anillo.

1.18.1 Carbono

El carbono tiene enlaces estables entre sí que le permiten formar cadenas de naturaleza covalente. Cada átomo de carbono puede formar cuatro enlaces covalentes, pues posee cuatro electrones de valencia, para adquirir una configuración de gas noble. Si los átomos enlazados al carbono tienen electronegatividad bien diferente de la del carbono, el enlace será de carácter polar, con los electrones compartidos desigualmente entre los átomos. El grado de polaridad en una molécula orgánica determina su solubilidad en un solvente polar como el agua. La habilidad del carbono para formar cadenas le permite adquirir configuraciones diferentes con un mismo grupo de átomos, fenómeno conocido como isomerismo. Compuestos con la misma fórmula molecular, pero con diferente fórmula estructural, se conocen como isómeros.

1,1 DICLOROETANO 1,2 DICLOROETANO

C11 Hi Cl Cl1 ,

c — 1ic -I - H H — C i

1— c

1Cl

1H H H


H — C — C — C — C — C — H n-PENTANO

H H Hi

Hi

Hi

Ci

— C — i

1

Ci

1

— C — i

1

Ci

1

H1

H1

H1

H1

H

Hi

Hi

H H — i

1C — i

H H

1

Ci

1— C —

1c1

— C — H

1

H1

H1

H H

ISOPENTANO

c h 3 — C — C H 3 NEOPENTANO

Debido al isomerismo, en química orgánica se prefieren las fórmulas estructurales sobre las moleculares. Como la mayor parte de los compuestos orgánicos contienen carbono, nitrógeno, oxígeno e hidrógeno, dichos elementos tienen cuatro, tres, dos y un enlace covalente, respectivamente.

— C — — N — — O — — H l i

Por ejemplo, en la urea:

H O H

I II IN — C — N

I IH H


Los compuestos orgánicos tienen las siguientes propiedades*58,95*:

• Generalmente son combustibles.

• La mayor parte tienen puntos de ebullición y de fusión bajos.

• Usualmente son poco solubles en agua debido a la naturaleza no polar de los enlaces carbono - carbono.

• Para una misma fórmula existen varios isómeros, como resultado de las diferentes geometrías del compuesto o de los cambios en la localización de los enlaces de los átomos o de los grupos de átomos.

• Su tasa de reacción es lenta porque generalmente la reacción es molecular en vez de iónica.

• La valencia del carbono le permite compartir electrones y formar enlaces covalentes múltiples y fuertes consigo mismo, lo cual conduce a la existencia de compuestos de muy alto peso molecular, a menudo superiores a 1.000. Cada átomo de carbono tiene cuatro electrones de valencia y comparte cuatro de otros átomos, es decir, existen cuatro enlaces covalentes en cada átomo de carbono en los. compuestos orgánicos. De la misma manera, en los compuestos orgánicos el nitrógeno tiene tres enlaces covalentes, el oxígeno dos y el hidrógeno uno.

• Los compuestos orgánicos de carbono son compuestos energéticamente ricos (carbono en estado reducido), que contienen material para crecimiento celular (biomasa).

• En una cadena de átomos de carbono, pueden existir enlaces covalentes sencillos, dobles o triples:

H H

C2Hfe (etano): H C C H

H H

H H

C2H4(eteno o etileno):

C2 H2 (etino o acetileno): H C C H


• Los compuestos orgánicos tienen tamaño molecular muy variable: desde menos de X nm para compuestos simples como el cloroformo (CHC13), hasta más o menos 1 |im para polímeros complejos. De la misma manera, su masa molecular es proporcional al tamaño molecular, desde 16 g/mol de metano hasta 1 0 6 g/mol de polímero.

• La volatilidad de una sustancia orgánica se refleja en su punto de ebullición o presión de vapor: a presión normal (760 mm Hg), el punto de ebullición de un compuesto orgánico puede variar entre -13 °C para una compuesto muy volátil -como el cloruro de vinilo- y 400 °C para un compuesto aromático no volátil.

1.18.2 Grupos funcionales

Un grupo funcional es un átomo o grupo de átomos que proporciona a una serie homóloga sus propiedades químicas características. El único grupo de compuestos orgánicos sin grupo funcional es el de los alcanos. El metano (CHJ, etano (CjHJ y propano (C3Hg) son los tres primeros miembros de la serie homóloga de los alcanos. El grupo funcional va enlazado a un grupo de átomos de carbono o grupo alquilo, que se representa por la letra Rr

• ALCOHOL: — OH

El grupo alcohol tiene un comportamiento semejante al del agua, porque el grupo -OH es polar.

O

II• ALDEHÍDO:— C — H

Contiene un átomo de carbono unido a un átomo de oxígeno y a un átomo de hidrógeno con un enlace sencillo para unirse a un grupo alquilo R.

• CARBONIL O CETO: — C —

IIO

El grupo cabonil es similar al grupo aldehido, pero con dos enlaces sencillos para unirse a dos grupos R.

• CARBOXILO: — COOH

Contiene el grupo carbonilo (C=0) enlazado a un grupo hidróxido: (-OH):


O

II— C — OH

El grupo carboxilo es de naturaleza ácida. La electronegatividad de los dos átomos de oxígeno aleja los electrones del átomo de hidrógeno, haciendo que se disocie como H+:

R — C — OH+ HzO R — C — O" + H 3 0 +

O OLa magnitud de la ionización es pequeña y por ello los ácidos carboxí- licos son débiles.

• CARBONILO: > C = 0

El grupo carbonilo posee un enlace sencillo a dos grupos de combinación y un enlace doble a un átomo de oxígeno. Provee un lugar altamente reactivo debido a la gran diferencia electronegativa entre el carbono y el oxígeno. Es la estructura característica de las moléculas de aldehidos y cetonas llamadas compuestos carbonilos.

1.18.3 Compuestos orgánicos de importancia en tratamiento de aguas

Ácidos haloacéticos

Son importantes en aguas con materia orgánica natural, ácidos húmicos y fúlvicos, como subproductos de la desinfección con cloro. Todos son compuestos potencialmente cancerígenos y altamente solubles en agua.

H

IH — C - t COOH

Tc i

Cl

I :H — C — COOH

. i ...

Cl

C2H2 C102 (ácido monocloroacético):

C2HQ 2 0 2 (ácido dicloroacético):

C o n c e p t o s F u n d a m e n ta l e s d e Q u ím ic a 71

C HClgCXj (ácido tricloroacético):

C^HjBrC (áddo monobromoacétíco):

C2H2Br20 2 (áddo dibromoacético):

C2HBr30 2 (ácido tribromoacético):

C2H2BrC102 (áddo bromocloroacético):

Cl— C — COOH

ia

H

I-H — C — COOH

IBr

Br

IH— C — COOH

IBr

BrI

Br — C — COOHI

Br

Br

IH Í Í C — COOH

BrI

C2HBr2C102 (ácido dibromocloroacético): Cl— C — COOHI

Br


C1

IC^HBrG^CXj (áddo bromodicloroacético): Br— C — COOH

IC1

Ácidos orgánicos

Son compuestos orgánicos con grupos áddos característicos adheridos a uno o más grupos hidrocarburos, cuyos nombres terminan en

II-noico. Los áddos carboxílicos tienen un grupo carboxüico, — c — OH (-COOH) y como fórmula general R — C — o h , el cual constituye el

IIo

máximo estado de oxidadón de un radical orgánico. Un estado mayor de oxidación da como resultado la formadón de C 0 2 y HÔ:

Hidrocarburo Alcohol Aldehido ÁcidoCH4 —±2-» CH3 OH ~2H >H 2 C = O — HCOOH — C 0 2 +H2 O

Los áddos sulfónicos tienen por fórmula general R - SOaOH, con R representando el grupo hidrocarburo. Los áddos orgánicos son áddos débiles, pobremente ionizados en cualquier concentradón. Algunos áddos carboxílicos se encuentran en las grasas y se les denomina áddos grasos. Los ácidos carboxílicos con menos de nueve carbonos son líquidos: los que contienen un número par de átomos de carbono mayor de nueve carbonos son sólidos grasos conoddos como áddos grasos. El áddo fórmico o metanoico (HCOOH), el áddo acético o etanoico (CHjCOOH) y el áddo propiónico o propanoico (H5 C2 COOH) tienen olores penetrantes fuertes; el áddo butírico o butanoico (H7 C3 COOH) y el valérico o pentanoico (H9 C4 COOH) tienen olores extremadamente desagradables, asociados con grasas y aceites en descomposición.

La descomposidón anaerobia de áddos grasos de cadena larga da como resultado la producdón de áddo acético y propiónico, que se convierten en metano y dióxido de carbono. Los ácidos orgánicos son fundamentales en el catabolismo o mecanismo de producción de energía por las células; su concentración total se expresa generalmente como ácido acético. Las sustancias alcalinas reaccionan con los ácidos orgánicos para producir sales. Por ejemplo, la reacción de soda cáustica y ácido acético da como resultado acetato de sodio. Los jabones son sales de áddos grasos de cadena larga.

C o n c e p t o s F u n d a m e n t a l e s d e Q u ím ic a 7 3

✓O o

c h 3c CH3 (CH2 )13CH2C

ONa ONaAcetato de sodio (una sal) Palmitato de sodio (un jabón)

El ácido metanoico o fórmico, R—C—OH, lo producen las hormigas y las abejas. II

o

También se forma por el hígado al consumir metanol y causa problemas sanguíneos que pueden conducir a la muerte.

El áddo etanioco o acético (CH3COOH) se encuentra en el vinagre, y se ioniza en el agua como ion acetato e ion hidrógeno.

CH3COOH CH3COCr + H' (1.58)

En la tabla 1.4 se presentan los seis áddos monocarboxüicos más simples, con sus constantes de ionizadón.

Tabla 1.4 Ácidos carboxílicos

Nombre Fórmula Constante de ionización Observaciones

Fórmico o metanoico

Acético o etanoico

Propiónico o propanoico

Butírico o butanoico

Valérico o pentanoico

Caproico o hexanoico

HCOOH 0,000214

0,000018

0,000014

0,000015

0,000016

Casi insoluble

Olor fuerte y penetrante



Olor desagradable

Olor desagradable

Olor desagradable

Otros áddos carboxílicos comunes son el áddo benzoico, la glidna, el áddo oxálico y el áddo dtrico.

O

ácido benzoico: — C — OH


glicina:

H H O

N — C — C — OH

I IH H

O H — OH

I Iáddo oxálico: O — C — C = - 0

O H OH H O

' T i i i iáddo cítrico: HÓ — C — C — C — C — C — OH

I I IH C H

✓ \O OH

Ácidos orgánicos volátiles

La determinadón de áddos orgánicos volátiles se utiliza para controlar procesos de digestión anaeróbica. Los ácidos grasos volátiles se clasifican como ácidos grasos solubles en agua e incluyen los ácidos de hasta seis átomos de carbono, es decir, los ácidos fórmico, acético, propiónico, butírico, valérico y caproico. Estos ácidos grasos de peso molecular bajo se denominan ácidos volátiles porque se pueden destilar a presión atmosférica ya que tienen presiones de vapor altas a 100 °C (tabla 1.5); se forman como productos intermedios durante la oxidadón anaerobia de los carbohidratos, las proteínas y las grasas.


Tabla 1.5Presiones de vapor de los ácidos volátiles a 100 eC(58)

Ácido Pv, mm Hg

Fórmico, HCOOH 753

Acético, CHgCOOH 417

Propiónico, C2H5COOH 183

Butírico, C3H7COOH 70

Valérico, C4H8COOH 28

También se usa la relación ácidos volátiles/alcalinidad como parámetro de control en digestores anaerobios. Cuando la relación es mayor que0,8 el pH disminuye, se inhibe la producción de metano y el digestor falla. Valores por encima de 0,4 indican la necesidad de tomar medidas correctivas de operación del digestor. En general, valores de ácidos volátiles menores de 500 mg/L como ácido acético, preferiblemente inferiores a 250 mg/L, indican un proceso de digestión anaerobia apropiado.

Alcadienos

Los alcadienos, como el butadieno, son hidrocarburos con dos enlaces dobles en la cadena. Tienen por fórmula general CnH2n 2

H H H H

l i l i C =-C — c = c

I . . I .H H

Alcanos o hidrocarburos saturados

Son el grupo estructuralmente más simple de los hidrocarburos. Contienen sólo carbono e hidrógeno, con enlaces covalentes simples entre

I. ■ Ilos átomos _ c —c — de carbono y, por ello, se les llama saturados;

Butadieno (C4 H6:

76 C alidad del A gua

tienen por fórmula general CnH2n+2 con n igual al número de átomos de carbono en la cadena; pueden ser de cadena recta o ramificada. Cuando la cadena no es ramificada, se indica colocando la letra n frente al nombre del hidrocarburo. En la tabla 1.6 se incluyen los primeros diez miembros de la serie de los alcanos.

Son muy poco reactivos y por ello se les conoce también como para- finas; sin embargo, pueden remplazar uno o más átomos de hidrógeno por otro átomo o grupo de átomos. Su fuente principal es el petróleo.

H

Metano (CHJ: H— C — H

H

H H H H

n. butano (CJHjp); H— C — C — C — C — H

H H H H

H H H

Metilpropano (C4H10): H — C — C — C — H

H H

H — C — H

H

C o n c e p t o s F u n d a m e n ta le s d e Q u ím ic a 77

Tabla 1.6Primeros diez miembros de la serie de los alcanos o de la parafina(96)

Número de átomos de carbono

Fórmulamolecular

Fórmulaestructural Nombre Observaciones

1 ch 4 ch 4 Metano Principal componente del gas natural.

2 c 2h6 CH3 -CH3 Etano Componente del gas natural.

3 C3H8 ch 3-ch2-ch3 Propano Componente del gas natural. Separado se vende en cilindros.

4 c 4h 10 c h 3-(ch2)2-ch 3 Butano Componente del gas natural. Separado se vende para encendedores.

5 c sh 12 CH3-(CH2)3-CH3 Pentano Componente de la gasolina.

6 c 6h14 CH3-(CH2)4-CH3 Mexano Componente de la gasolina.

7 c 7h16 CH3-(CH2)5-CH3 Heptano Componente de la gasolina.

8 c 8h18 ch 3-(ch2)6-ch 3 Octano Componente de la gasolina.

9 c 9h20 CH3-(CH2)7-CH3 Nonano Componente de la gasolina.

10 c 10h22 ch 3-(ch2)8-ch 3 Decano Componente del queroseno.

Alcoholes

Los alcoholes son hidrocarburos con uno o más hidrógenos remplazados por un grupo funcional hidroxilo (-OH). Su fórmula general es R-OH, donde R es un grupo hidrocarburo no aromático o cíclico; sus nombres terminan en -nol. En los alcoholes, un átomo de hidrógeno del hidrocarburo correspondiente ha sido remplazado por el grupo hidróxido. El alcohol metílico o metanol (CH3OH) es extremadamente tóxico, afecta el nervio óptico y produce ceguera; una dosis de 15 mL puede causar ceguera y una de 30 mL puede ocasionar la muerte. El alcohol etílico o etanol (C2H5OH) es el menos tóxico, se produce por fermentación del maíz, del trigo, del arroz y de la papa; es un depresivo de absorción rápida a través de la sangre y de lenta eliminación mediante oxidación en el hígado; se usa como antiséptico y para fabricar tinturas. Los alcoholes se consideran ácidos débiles porque ceden el ion H + del grupo -O H debido a la electronegatividad del oxígeno y no reaccionan con bases fuertes como NaOH. Cuando el grupo R lo constituyen unos pocos carburos, el alcohol tiende a ser polar y permite que se disuelva en sustancias polares como el agua; por ello, el etanol es soluble en agua. Sin embargo, si el grupo R es largo el

78 C alid ad d el A g ua

alcohol se hace no polar y se disuelve en solventes no polares. Por ejemplo, el hexanol se disuelve bien en benceno. En general, los alcoholes de cadena corta son solubles en agua. En condiciones aerobias, son el producto inicial de la descomposición microbial:

CH4 + 0,502 -> CH3OH (1.59)

Los microorganismos aerobios oxidan los alcoholes en dióxido de carbono y agua.

Aldehidos

Contienen el grupo carbonilo adherido a un átomo de hidrógeno y a un grupo hidrocarburo. Son sustancias polares solubles en agua y en los disolventes orgánicos usuales.

Su fórmula general es. R—C—H. Sus nombres terminan en -al. En lao

tabla 1.7 se incluyen los aldehidos más conocidos. Un ejemplo es el metanal o formaldehído, 0 ^0 , H — C—H, usado como desinfectante

Opreservativo de especímenes biológicos y para producir plásticos y resinas; su olor es picante e irrita ojos, nariz y garganta. El formaldehído es un componente ubicuo del ambiente, que puede formarse en agua con materia orgánica tratada con ozono; se lo considera carcinógeno.

H H I i '

El acetaldehído h — c — g = 0 es un gas que causa olor picante a IH

frutas, en aguas residuales. Algunos aldehidos tienen olor agradable y se usan para fabricar perfumes, mientras que otros tienen sabor placentero y se utilizan como saboreadores.

C o n c e p t o s F u n d a m e n t a le s d e Q u ím ic a 79

Tabla 1.7 Aldehidos comunes

Nombre Fórmula

Metanal o formaldehído HCHO

Etanal o acetaldehído ch3cho

Propanal o propionaldehído c2h5ch o

Butanal o butiraldehído c 3h7ch o

Pentanal o valeraldehído c 4h9c h o

Hexanal o caporaldehído C ^C H O

Heptanal o heptaldehído c 6h 13c h o

Alquenos

Los alquenos son hidrocarburos de cadena recta o ramificada, que contienen por lo menos un enlace doble entre dos átomos de carbono. Son compuestos no saturados y el enlace doble es un lugar de reacción principal. Tienen por fórmula general CJH^. El etileno o eteno (C2H4), el propileno o propeno (C3H6) y el hexeno (C6H12) son ejemplos típicos. El etileno es la sustancia usada para fabricar el polietileno, plástico empleado para manufactura de empaques y contenedores.

H H

Eteno o etileno (C2H4): H — C = C — H

H H H

Propeno (C3H6): H — C = C — C — H

H

La reacción de un alqueno con agua, llamada hidración, produce un alcohol.

H2C = CH2 + HzO CH3CH2- O H (1.60)

ETENO AGUA ETANOL

C alid ad d el A g ua

Alquinos (acetilenos)

Los alquinos o acetilenos son hidrocarburos de cadena recta o ramificada, muy reactivos, que contienen por lo menos un enlace triple entre dos átomos de carbono ( - C=C -). Son hidrocarburos no saturados y el enlace triple es un lugar de reacción principal. Tienen por fórmula general CnH2n2. Son insolubles en agua, bastante solubles en disolventes orgánicos y se les encuentra en aguas residuales de la industria canuchera. El acetileno se ha utilizado como combustible y como anestésico, es un gas incoloro de gran uso industrial debido a su alto calor de combustión.

Etino o acetileno (C2H2): H — C = Q — H

Amidas

Compuestos orgánicos relacionados con amoniaco, que forman las proteínas y los péptidos. Contienen una combinación de un grupo amina primario con uno carbonilo: -(C = 0)-N H 2. Tienen por fórmula general RCONH2 con R representando el grupo hidrocarburo.

La urea o carbamida (H2NCONH2) es una diamina común en la orina, por ser el principal producto final del metabolismo del nitrógeno en el cuerpo. Las amidas se producen en la descomposición de materia orgánica por acción bacterial. El nylon es una poliamida sintética hecha de un ácido dicarboxílico y de una diamina para formar un polímero de cadena larga.

Otras amidas importantes son el acetaminofén usado como sustituto de la aspirina, la lidocaína utilizada como anestésico, la oxanamida empleada como tranquilizante, la xilocaína como anestésico y el l s d o ácido lisérgico dietilamida usado como alucinógeno y para tratamiento de enfermedades mentales.

Aminas

Compuestos orgánicos de un átomo de nitrógeno unido a grupos hidrocarbonados, como la metilamina (CHgNH^ y la dimetilamina (CH3NHCH3), derivados del amoniaco (NH3); de olor desagradable -a pez descompuesto-, se encuentran en las proteínas. Se denominan aminas primarias aquellas en que un átomo de hidrógeno del amoniaco ha sido remplazado por un grupo R, aminas secundarias cuando dos grupos R remplazan dos átomos de hidrógeno, y si se

C onceptos F undamentales d e Q uímica 81

remplazan los tres átomos de hidrógeno se tienen las aminas terciarias.

Amina primaria: -NH2

Amina secundaria: R — NH

IR'

Amina terciaria: R — N — R"

IR'

La putrescina y la cadaverina son resultado de la descomposición anaerobia de las proteínas. Muchas aminas son tóxicas y deben manejarse con precaución, entre ellas la anilina. La cadaverina tiene olor fuerte picante y se comporta como una base fuerte.

Putrescina: N-CH^CH^CH^CH^NH^

Cadaverina: CH2 -CH2-CH2-CH2-NH2

ICH2-CH2-CH2-CH2-NH2

Entre las aminas causantes de olores en agua residuales son importantes el indol (C10H4(CH)2NH) y el escatoi (C9H9N), que producen olor fecal nauseabundo.

La anfetamina o bencedrina es una amina que estimula el sistema nervioso central, causa dependencia y se ha utilizado en descongestionantes nasales. La efedrina se ha usado como vasoconstrictor y descongestionante nasal, la metanona como sustituto de la heroína y la piperazina como purgante.

Aminoácidos

Compuestos orgánicos con un grupo carboxilo (COOH), el cual es ácido y, por lo menos, un grupo amino (NH^, que es básico; esto les permite tener propiedades acídicas y básicas a la vez. Son importantes en sistemas biológicos porque forman proteínas, las cuales son parte esencial de todo protoplasma y necesarias en la dieta de cualquier animal como integrantes y reparadoras del tejido muscular; son fáciles de biodegradar.


La fórmula general de un aminoácido es:

R

'*%H2N — C — COOH

IH

La hidrólisis de dos aminoácidos supone la reacción del grupo carboxflico de un áddo con el grupo amina del otro y el abandono de una molécula de agua, dando como resultado un enlace péptido. De ese modo los aminoácidos pueden encadenarse entre sí de infinitas maneras para formar proteínas o polipéptidos. Las proteínas son polipéptidos muy grandes. El código genético que determina el ensamblaje de los aminoácidos en las proteínas corporales lo manejan los áddos nucleicos. El aminoácido más común es la glicina, de fórmula C2H5N0 2;

En condidones aeróbicas, las bacterias desaminan los aminoáddos para producir áddos, dióxido de carbono y amoniaco.

n h 2I

R — C — COQH + Q , bactenas > R — COOH + C 0 2 + NH3£ enzimas

1 (1.61) H

En condiciones anaerobias, la desaminación bacterial produce ácidos orgánicos y amoniaco.

Aromáticos

Los hidrocarburos aromáticos son compuestos en los cuales los átomos de carbono se presentan en un anillo hexagonal conoddo como anillo bencénico, con cada esquina representada por un átomo de carbono y con enlaces dobles alternados; la mayor parte de éstos exhiben un olor característico; el más simple es el benceno. En general, en las fórmulas estructurales no se muestran los átomos de carbono.

C o ncepto s F undamentales d e Q u ím ica 83

Benceno (C6H6

c—HO O

11» xepTesexvVaó&rv t D Í É ^ ’i i t o que Yodos \os eiAaces eaíboivo-cai- bono del benceno son equivalentes.

Otros hidrocarburos aromáticos usados en grandes cantidades por la industria son el tolueno, el etilbenceno, el xileno y el estireno.

Tolueno o metilbervcervo-.

O

El tolueno se usa para fabricar explosivos y colorantes.

Etilbenceno: CH2-CH3 ch2 - c h 3

O

Xileno:

Estireno:

H H

I IC = C _ H


Aromáticos halogenados

Entre los aromáticos halogenados más utilizados se incluyen el clorobenceno, diclorobenceno, triclorobenceno, tetraclorobenceno, clorotolueno y croxileno.

El clorobenceno se utiliza en la fabricación de fenol, anilina, perfume, productos farmacéuticos, insecticidas y colorantes; se lo ha detectado en aguas y se regula por sus efectos tóxicos sobre el hígado y el riñón.

El diclorobenceno se emplea como componente de insecticidas, colorantes, productos farmacéuticos, desodorantes y otros productos de la industria química; es un compuesto que se ha encontrado en aguas y se regula por su toxicidad.

El triclorobenceno se usa como medio de transferencia de calor, como fluido dieléctrico y como componente de insecticidas; se lo ha detectado en aguas y se regula por su toxicidad.

El tetraclorobenceno y el clorotolueno son compuestos empleados en pesticidas y detectados en algunas aguas.

Atrazina

La atrazina es una triazina usada como herbicida, difícil de biodegradar y detectada en aguas de pozos y aguas superficiales de zonas agrícolas.

Benceno

El benceno o benzol es un compuesto orgánico volátil (COV) incoloro, líquido muy inflamable, de olor característico, bastante soluble en agua; tiene una solubilidad de 1.780 mg/L a 20 °C(56), que se usa en la fabricación de diferentes productos. El benceno se produce en la refinación del petróleo y en el procesamiento del carbón, y además es un aditivo típico de la gasolina. La exposición crónica al benceno es tóxica para el sistema sanguíneo. Se lo considera carcinógeno humano, inductor de tumores y leucemia(58); constituye uno de los contaminantes peligrosos del aire, aun en bajas concentraciones*93*. Existe evidencia de que puede producir leucemia en el hombre, pero su concentración en aguas es siempre muy baja.

Bifenilos policlorados (BPC)

Son bencenos clorados con estructura general:


X X X X

donde X puede ser un cloro o un hidrógeno. Se pueden encontrar en aguas contaminadas con aceites de transformadores eléctricos, en los cuales los BPC se emplearon como medio de intercambio de calor. Desde 1977 está prohibido su uso, pero aún hoy existen muchos transformadores con BPC. Estos compuestos son tóxicos, bioacumula- tivos persistentes en el medio ambiente, acumulativos en peces y difíciles de biodegradar. Los más altamente clorados pueden ser degradados por microorganismos anaeróbicos, en tanto que los menos clorados por microorganismos aerobios.

Carbamato

Los pesticidas con carbamato son amidas como el isopropil N' fenilcarbonato, el aldicarb, el carbaryl y el carbofurano. Se utilizan como herbicidas en el control de pastos y tienen toxicidad baja para los humanos.

Carbohidratos

Contienen exclusivamente C, H y O. Poseen hidrógeno y oxígeno en la misma relación que el agua y tienen por fórmula genera (GHÔ) además, incluyen los azúcares y los almidones. Los carbohidratos son la clase más abundante de biomoléculas sobre la Tierra, formados por fotosíntesis en las plantas a partir de dióxido de carbono de la atmósfera y del agua. Los azúcares son carbohidratos simples de un solo anillo, que se conocen como monosacáridos,s y los de dos como disacáridos; los carbohidratos complejos son los almidones. La sucrosa o azúcar común de mesa es glucosa más fructosa; la lactosa o azúcar común de la leche es glucosa más galactosa. Los polisacáridos son cadenas largas de azúcares; entre los fáciles de biodegradar se incluyen los almidones de la papa, del arroz, del maíz y de otros comestibles; entre los difíciles de degradar se encuentran la celulosa de la madera, del algodón, del papel y de otros tejidos vegetales similares. El consumo de almidones y azúcares forma parte de la dieta diaria humana. Los panes, cereales, papas y granos contienen almidón, vitaminas, pro-

86 C a lid a d d e l A g ua

teínas y minerales; los azúcares, solamente calorías. Los almidones de los granos, del pan integral y de los cereales contienen fibra dietaria, es decir, están formados por carbohidratos complejos que no pueden ser digeridos en el cuerpo y, por ello, sirven para darles cuerpo a los excrementos y hacer funcionar adecuadamente el sistema digestivo y reducir el riesgo de cáncer del colon.

Glucosa (C ^ Ó g ):

H

HO

H — C — OH

H — C — OH

IQHLjOH

Fructosa ( C ^ O ^ : CH QH

'lC = O

HO — C — H

IH — C — OH

I yH — C — OH

Ic h 2o h

c= o I

— C — OH

I— C — H


Galactosa (C6H12Oó): H

C = O

H — C — OH

íM 'HO— C — H

IHO— C — H

IH — C — OH

Ic h 2o h

En condiciones aeróbicas, los carbohidratos son oxidados en dióxido de carbono y agua.

C,H „0, bacteriaS > 2CH.COCOOH + 4H (1.62)6 iz 6 enzimas , ■_acido piruvico

2CH-COCOOH + 4H + 6 0 , bacterias > 6CQ + 6H q ^ 63) 3 ¿ enzimas L *

En condiciones anaerobias, la descomposición bacterial puede formar grandes cantidades de ácidos orgánicos, alcoholes y cetonas; la producción excesiva de ácidos puede conducir a la creación de un pH bajo y a la inhibición o supresión de la etapa de generación de metano.

OH

2CCO CO O H + 4Hbacteriasenzimas

2CH3CHCOOHa ^ C H p O O H + CH3COOH + HCOOH2CH3CH2OH + 2 C 02 (1.64)

Cetonas

Son compuestos en los cuales el átomo de carbono del grupo carbonilo, — c —t está enlazado con dos grupos hidrocgrburo; sus nombres ter

minan en -ona. Su fórmula general es r _ c _ r ' . Tienen estructura

C alidad del A gua

similar a las de los aldehidos pero con dos grupos R adheridos al grupo carbonilo en vez de uno solo, como en los aldehidos.

La acetona o dimetil cetona o propanona es un buen solvente para muchas sustancias orgánicas, que se usa para limpieza de vidriería de laboratorio y en remoción de pinturas y esmaltes de uñas. Su contenido en la sangre sirve para señalar alteraciones en la descomposición de las grasas y es indicador de diabetes(96).

H O H O

I II I IIH— C — C — C — H=H3C— C — CH3

| | ACETONA

H H

La progesterona u hormona del embarazo se produce durante la segunda mitad del ciclo menstrual, sirve para prevenir la ovulación si se administra apropiadamente y se usa, por ello, en anticonceptivos orales. La testosterona, por el contrario, se utiliza como hormona del sexo masculino.

Cicloalcanos (hidrocarburos cíclicos alifáticos)

Tienen enlaces simples entre los átomos de carbono y dos átomos de hidrógeno adheridos a cada carbono, pero formando un anillo, su fórmula general es CnH2n y pueden contener grupos funcionales. Muchos cicloalcanos se encuentran en el petróleo y se denominan también naftenos.

Cidopropano (C3H6):

Cidopentano (CJHL

CH2

/ \ ch2 -------c h 2

c h 2

c h 2 c h 2

I I c h 2 — c h 2

C o n c epto s F undamentales d e Q uím ica

Ciclohexano (C6H12)

Cloroformo (CHCIJ

El cloroformo o triclorometano es un líquido volátil incoloro, de sabor dulce, con olor característico, relativamente soluble en agua, que se puede formar durante la cloración de aguas y aguas residuales. Es carcinógeno para las ratas y por ello se controla en aguas de consumo; se usó como anestésico en cirugía.

Clorofluorocarbonos

Compuestos orgánicos de cloro y flúor como el diclorodifluorometano (C F ^ Jj y el fluorotriclorometano (CFC13), usados ampliamente en sistemas de refrigeración, como impulsores de aerosoles y en solventes limpiadores vinculados a la destrucción de la capa de ozono estratosférica.

Cloruro de vinilo

El cloruro de vinilo o doroetileno es un COV incoloro, gas inflamable, soluble en alcohol y otros solventes, poco soluble en agua, usado para fabricar plásticos y PVC; es un contaminante peligroso del aire, produce cáncer del pulmón y del hígado en bajas concentraciones.

Compuestos orgánicos volátiles (COV)

Los COV son compuestos orgánicos con punto de ebullición < 100 °Co con presión de vapor mayor de 1 mm Hg a 25 °C; incluyen una gran variedad de compuestos orgánicos detectados en aguas subterráneas, con origen en contaminación por fugas de almacenamiento de solventes, residuos agrícolas, disposición de aguas residuales, lixiviados de rellenos sanitarios y otras fuentes; transportados por grandes distancias si no tienen oportunidad de evaporarse. Los COV son emitidos hacia la atmósfera en tanques de aireación de aguas residuales, vertederos en caída libre y en estructuras en que el aire hace contacto con el agua residual; su tasa de volatilización es, por lo general, direc


tamente proporcional al valor de su constante de Henry y a su concentración en la fase líquida. Por su potencial teratogénico y cancerígeno son de gran interés. En aguas de consumo se han encontrado tres grupos de COV: un grupo incluye compuestos de la industria del petróleo, principalmente aromáticos como los bencenos, los toluenos y los xilenos; otro grupo es el de los COV halogenados, usados como solventes y desengrasadores; el tercer grupo incluye los subproductos de la desinfección, como los trihalometanos. Debido a su volatilidad, los COV pueden removerse del agua mediante arrastre con aire o por aireación en torres empacadas. Compuestos susceptibles de remoción por aireación son los trihalometanos, los bencenos clorados, muchos compuestos orgánicos halogenados, algunos hidrocarburos aromáticos y ciertos pesticidas(91). Los COV se volatilizan en agua caliente y se inhalan fácilmente a través del aire en duchas de agua caliente o se absorben a través de la piel. Los COV pueden causar efectos anestésicos reversibles, borrachera, náusea y depresión cardiaca. La exposición alta a COV durante muchos años puede producir daño al cerebro, los riñones y el hígado. La exposición al vapor en concentraciones altas de COV puede causar irritación de la nariz y la garganta.

Compuesto aromático de cloro, estrechamente relacionado con los bifeniles policlorados y efectivo en el control de insectos; usado ampliamente en el pasado para controlar la malaria, es el residual ambiental más conocido. En general los pesticidas clorados son muy resistentes a la descomposición biológica y tienen persistencia prolongada (meses o años) en el suelo y en él agua, con tendencia a concentrarse en plantas y animales acuáticos.

Detergentes

Los detergentes son sales de ésteres orgánicos de sulfato que no forman precipitados con la dureza del agua. Hasta 1960 los principales componentes de los detergentes eran sulfonatos de alquil benceno (ABS) ramificados y fosfatos, derivados de polímeros de propileno. Pos

DDT

H

C o ncepto s F undamentales d e Q u ím ica 91

teriormente se remplazó el abs ramificado por abs lineal para facilitar su biodegradación y se sustituyó el llenante de fosfato por ácido nitrilotriacético para acomplejar los cationes causantes de dureza e impedir su reacción con el detergente. Sin embargo, el fosfato continúa siendo uno de los componentes de los detergentes y una de las principales causas de eutrofización de las fuentes receptoras. Los detergentes son sustancias tensoactivas, es decir, tienen la propiedad de disminuir la tensión superficial en una interfaz aire-agua o grasa- agua, lo cual les da poder detergente o capacidad para dispersar y eliminar el mugre y la grasa de una superficie; generalmente contienen 20 a 30% de agente superficial o "surfactante" y 70 a 80% de llenante. Cualquier sustancia que estabiliza una suspensión de grasas y aceites (las cuales son sustancias no polares) en el agua, esto es, que las mantiene unidas, es un "surfactante" o agente superficial activo; a la vez, cualquier sustancia agregada para que el "surfactante" limpie mejor se denomina "llenante". Muchos de los llenantes usados en detergentes contienen fósforo y son causa de la eutrofización de las fuentes receptoras. También se emplean como llenantes compuestos de sodio, los cuales no causan enriquecimiento nutridonal, pero tienen el problema de formar soluciones muy alcalinas, irritantes para la piel.

Dicíoroetano

El didoroetano es un COV usado como solvente y en la fabricación de PVC, pinturas y adhesivos.

Ésteres

Se forman mediante la reacción de ácidos con alcoholes. Su fórmula O

general es R— c — OR’ o R — COO — R’. Se encuentran en las frutas y les dan su aroma característico. El salidlato de metilo es muy usado en linimentos para masajes por su olor agradable y su sensadón de alivio sobre la piel. El ácido acetilsalicílico o aspirina es otro éster muy conocido por sus efectos medicinales. El metil butirato es el responsable del aroma de las piñas. Un grupo importante de ésteres son los trigli- céridos. Diferentes ésteres se han detectado en aguas, muchos de ellos usados en la industria procesadora de alimentos*93* y en la purifica- dón de antibióticos*58*.

92 C alid ad d e l A g ua

Ácido acetilsalidlico o aspirina (C9Hg0 4):

o

o

EstirenoH H

El estireno o fenil eteno es un derivado del benceno usado para producir plásticos, aislantes térmicos y caucho sintético, regulado en aguas por sus posibles efectos sobre el hígado, riñón, sistema circulatorio, y como posible cancerígeno.

Éteres

Son óxidos orgánicos o compuestos orgánicos en los cuales un átomo de oxígeno se enlaza a dos radicales orgánicos. Tienen la siguiente fórmula general: R-O-R'. Son poco reactivos, excepto en presencia de oxígeno molecular libre, con el que forman peróxidos fácilmente explosivos, muy usados como solventes y como fragancias; los de peso molecular bajo son muy inflamables. Los éteres son difíciles de biodegradar, tienen poca polaridad y no se disuelven bien en agua. Ejemplos típicos son:

éter metil n - butílico: CHgOC^C^CH^CHg

éter dimetilo: CHjOCH^

éter dietilo: CHgGHÔCH^CHg

El éter dietilo o simplemente éter se emplea en hospitales como anestésico, aunque requiere manejo cuidadoso por su alta inflamabilidad.

C onceptos F undamentales de Q uímica 93

Etilbenceno

El etilbenceno es un hidrocarbono aromático fabricado por la industria química como subproducto de la refinación del petróleo. Se usa como solvente y es un componente del asfalto y de la gasolina. Se ha encontrado en aguas y en el aire. Se regula en aguas como carcinógeno potencial y por otros riesgos de toxicidad.

Fenoles

Los fenoles, por su nombre y por su fórmula, son alcoholes aromáticos con un grupo hidroxilo (-OH) unido directamente a un átomo de carbono de un anillo bencénico, o sea son derivados del benceno con un grupo hidroxilo; son germicidas. El fenol se considera el alcohol aromático más sencillo, que tiene por fórmula molecular C6H5OH; se conoce como ácido carbólico o hidroxibenceno, se ioniza en agua como ácido y exhibe las características de un ácido. Es un residuo común en la industria del petróleo, del carbón y otras aguas residuales; también se lo ha encontrado en algunas aguas crudas y en lixiviados de rellenos sanitarios. Los fenoles pueden producir con el doro problemas de sabor con aguas potables y en concentradones altas pueden ser per- judidales para la salud humana; su presenda es más común en alimentos que en aguas. El pentadorofenol se emplea mucho para preservar maderas y se encuentra en aguas naturales, aguas residuales y escorrentía superficial.

a

Fenol 2,4,6 - Triclorofenol

Glifosato

El glifosato N- (fosfonometil) glicina es un herbidda de espectro amplio, no selectivo, de uso extenso en agricultura. Se vende con los nom-

a a

Pentadorofenol


bres comerciales de Roundup y Rodeo. Tiene una toxicidad oral muy baja para los mamíferos (DL50 =1.568 mg/kg de ratas), pero se controla en aguas por la posibilidad de su acceso a través de la escorrentía y de la fumigación.

Grasas y aceites

Las grasas y aceites pertenecen a los lípidos, son solubles en solventes orgánicos pero poco solubles en agua, los compuestos livianos son aceitosos y los pesados son grasosos. Se definen, en aguas, de acuerdo con la técnica de ensayo, como sustancias solubles en solventes orgánicos como el hexano o el freón; producen olores, son difíciles de biodegradar debido a su baja solubilidad y constituyen un problema en las plantas de tratamiento y en los alcantarillados.

En la química orgánica se considera grasas y aceites a los glicéridos de los ácidos grasos*58*. A los glicéridos de los ácidos grasos, líquidos a temperatura ambiente, se los denomina aceites y a los que son sólidos se los llama grasas. En los aceites predominan los ácidos grasos de cadena corta; los principales ácidos encontrados en las grasas y aceites son el ácido oleico, el ácido linoleico, el ácido esteárico, el ácido mirístico, el áddo palmítico y el áddo araquídico. En la tabla 1.8 se muestran las fuentes de los prindpales áddos de las grasas y aceites*58*.

Tabla 1.8 Ácidos de las grasas y aceites

Ácido Fórmula Fuente

Butírico c a h 7 c o o h MantequillaCaproico C5 H „ COOH Mantequilla, aceite de cocoCaprílico C7 H1S COOH Mantequilla, aceite de palmaCáprico C9 H1 9 COOH Aceite de cocoLáurico C« Ha COOH Aceite de coco, esperma de ballena, palmaMirístico C1 3 H ^ COOH Aceite de palma, nuez moscadaPalmítico C1 6 H3 1 COOH Aceite de palma, grasas animales, semillas de algodónEsteárico C1 7 H3 5 c o o h Grasas animales y vegetalesAraquídico ^ 2 0 ^40 Aceite de maníBehénico C * H * 0 2 Aceite de semilla de rábanoOleico c 1 8 h 3 4 o 8 Grasas y aceites animales y vegetalesErúcico c * h 4 2 o 2 Aceite de mostazaLinoleico C1 8 0 2 Aceite de semilla de algodónLinolénico O X 8 O Aceite de linazaClupanodónico C2 2 H3 4 0 2 Aceites de pescado

C o n c e p to s F u n d a m e n ta le s d e Q u ím ic a 95

Hidrocarburos

Los hidrocarburos son compuestos que contienen solamente carbono e hidrógeno; pueden tener estructura molecular de cadena recta, de cadena ramificada o de anillo. Los hidrocarburos de cadena abierta se clasifican como se indica en la tabla 1.9.

Tabla 1.9 Series de hidrocarburos

Grupo Alquil Alcanos Alquenos Alquinos Alcadienos

Metil, CH~ ¿ Metano, CH4

Etil, C2 H¡ Etano, C2 He Eteno, C2 H4 Etino, C2 H2

Propil, C 3 H~ Propano,C3Hg Propeno, C3 H6 Propino, C3 H4

Butil, c 4 h ; Butano,C4 H10 Buteno, C4 H8 Butino, C4 H6 Butadieno, C4 H6

Pentil, CgH^ Pentano,C5 H1 2 Penteno,C5 H1 0 Pentino,C5 H8 Pentadieno,C5 H8

Hexil, C 6 H1 3 Hexano, C6H1 4 Hexeno,C6H1 2 Hexino,C6H10 Hexadieno,C6H1 0

Hidrocarburos polinucleares aromáticos (HPA)

Son compuestos de hidrógeno y carbono, por lo general subproductos de la industria del petróleo o de la combustión. Muchos de ellos son altamente carcinógenos y, aunque son relativamente insolubles en agua, se controlan en aguas potables y en aguas residuales. Su determinación incluye una gran variedad de compuestos, como el naftaleno (C10Hg), el antraceno (C14H10), el fenantreno (C14H10), él benzopireno, el pireno y otros.

El naftaleno se utilizó para producir naftalina y ahora se usa para fabricar colorantes. El antraceno y el fenantreno son isómeros; el benzopireno es un carcinógeno, produce dificultades para la reproducción y se encuentra con el percolado de revestimiento de tanques de agua y de redes de distribución.

Jabones

Los jabones actuales son sales sódicas de ácidos grasos de cadena larga, con 12 a 18 carbonos, como por ejemplo el estearato de sodio (CH3(CH2)16C 0 2Na+), producidos originalmente a partir de grasas animales; precipitados por los cationes multivalentes del agua. Lina mo

C alid ad d el A gua

lécula de jabón tiene un extremo polar, -COO'Na+, y otro no polar; el primero es soluble en agua y se dice que es hidrófilo, el segundo es hidrófobo y no es soluble en agua. El agua sola no es capaz de limpiar la grasa que compone la suciedad, los extremos no polares del jabón se disuelven en las gotas de aceite y los polares penetran en el disolvente polar, el agua; se forma así una emulsión estable de aceite y agua que puede separarse de la superficie que se está lavando y efectuar la labor de limpieza.

Lignina

La lignina es un constituyente de las plantas, común en aguas residuales de la industria de la pulpa y del papel. Contiene grupos aromáticos hidroxüicos y reacciona con el fenol para producir soluciones de color azul. Los derivados de la lignina -taninos, ácido húmico y humatos- son causas importantes de color en el agua y, además, resistentes a la descomposición biológica.

Lípidos

Los lípidos contienen los mismos elementos que los carbohidratos (C, H, O), pero con menos oxígeno; se encuentran en los tejidos de animales y plantas, son insolubles en agua y difíciles de biodegradar, aunque solubles en solventes como el benceno y el cloroformo. El término lípidos se emplea como sinónimo de grasas y aceites, aunque éstos son sólo una de las varias formas de lípidos. Existen tres grandes clases de lípidos: terpenos, esteroides y ácidos grasos. Los terpenos se producen en las plantas, los esteroides son hormonas muy importantes en los animales y los ácidos grasos son los lípidos hidrolizables en soluciones acuosas básicas. Entre los ácidos grasos existen varias subclases, como las de las ceras, los triglicéridos o grasas y aceites y otras. Las grasas tienen un porcentaje alto de ácidos saturados, son sólidas o semisólidas y se obtienen usualmente de animales. Los aceites tienen un porcentaje alto de ácidos no saturados, y por lo general son líquidos.

Materia orgánica natural (MON)

La MON es un término utilizado para representar el material orgánico existente en un agua en forma natural, como producto de la humi- ficadón en los suelos que drenan hada el agua y que se origina en la descomposición de material orgánico y vegetal. Los compuestos or-

C o n c epto s F undam entales d e Q u ím ica 97

gárácos se introducen al agua a través de cinco mecanismos principales: disolución de material orgánico natural, subproductos de la desinfección y del tratamiento químico del agua, contaminación con aguas residuales, sustancias de origen microbial y algal, escorrentía agrícola con pesticidas. Las sustancias húmicas son polielectrolitos amónicos de masa molecular baja o moderada (800 a 50.000), con composición muy variada que constituyen el componente principal de la MON en abastecimientos de agua.

La disolución de material orgánico natural proviene básicamente de la descomposición química y microbial de plantas y animales en ácidos fúlvicos y ácidos húmicos, cuya distribución puede ser muy diferente entre distintas fuentes de agua. El ácido húmico es soluble en medio alcalino y se precipita en medio ácido, mientras que el ácido fúlvico es soluble a pH bajo. En la mayor parte de las aguas predominan los ácidos fúlvicos(97).

La MON ayuda a producir problemas de olor, sabor, color y acidez en el agua, así como problemas de coagulación y floculación, por su capacidad para formar quelatos con los coagulantes. Las sustancias húmicas coloreadas incrementan las dosis necesarias de coagulante y el aluminio residual del agua tratada, cuando se usan sales de aluminio; constituyen uno de los precursores principales de la formación de trihalometanos y ácidos haloacéticos en aguas tratadas con cloro libre, y de la creación de otros subproductos de desinfección con diversos agentes bactericidas y oxidantes; sirven como sustrato para crecimientos biológicos indeseables en el sistema de distribución del agua y su remoción es un objetivo del tratamiento de aguas para consumo humano. La medida de la MON se ha hecho por diferentes métodos: carbono orgánico total (COT), absorción ultravioleta (AUV), absorción específica de radiación ultravioleta (AEUV) y potencial de formación de trihalometanos (PFTHM).

Mercaptanos

Son compuestos de azufre (RSH), derivados del H2S, de olor desagradable, comunes en desechos de la industria de pulpa de madera> tóxicos para los peces. Entre los mercaptanos olorosos en aguas residuales se citan los incluidos en la tabla 1.10.


Tabla 1.10Mercaptanos causantes de olores en aguas residuales*92*

Nombre Fórmula Límite detecta ble, ppm (v/v)

Descripción del olor

Alil mercaptano c h 2 c h c h 2sh 0 , 0 0 0 1 Desagradable, ajo

Amil mercaptano CH3 (CH2)4SH 0,0003 Desagradable, pútrido

Bencil mercaptano c 6h 5c h 2sh 0 , 0 0 0 2 Desagradable, fuerte

Etil mercaptano c 2 h5sh 0,0003 Repollo descompuesto

Fenil mercaptano c 6h5sh 0,0003 Ajo podrido

Metil mercaptano ch3sh 0,0005 Repollo podrido

Propil mercaptano c 3 h7sh 0,0005 Desagradable

Metano (CH4)

Este hidrocarburo saturado es el compuesto más simple de los alcanos. Su molécula es prácticamente no polar, por lo que su fusión y ebullición se producen a temperaturas muy bajas y obligan a que sea un gas a temperatura ambiente. El metano es incoloro, menos denso que el agua -densidad relativa igual a 0,4-, poco soluble en agua, pero muy soluble en líquidos orgánicos como la gasolina, el éter y el alcohol.

El metano es un producto final de la descomposición anaerobia de aguas residuales y constituye hasta 97% del gas natural. Reacciona con el cloro, por influencia de la luz ultravioleta o de calor, para formar clorometano, diclorometano, triclorometano o cloroformo y tetracloruro de carbono; es considerado un gas de efecto invernadero. El metano, llamado por los mineros gas grisú, cuando se mezcla con 90% de aire (5 a 15% de metano en el aire, en volumen) es explosivo, se usa como combustible y si se quema produce 213 kcal/mol.

CH4 + 2 0 2 LLAMA > C 0 2 + 2H2 O + calor (213 kcal/mól) (1.65)

En condiciones de digestión anaerobia apropiadas, el metano constituye 65 a 75% del gas del digestor.

Nitrílas

Las nitrílas son compuestos con enlace triple de carbono-nitrógeno. Las dihaloacetonitrilas se forman cuando se expone la acetonitrila (C2H3N) al cloro.

C o n c epto s F undamentales d e Q u ím ica 99

Dicloroacetonitrila

Bromocloroacetonitrila

Dibromoacetonitrila

Acetonitrila

Pentaclorofenol (PCF)

El PCF es un biocida usado para preservar productos de madera. Es de naturaleza soluble en grasas con tendencia a penetrar la piel de animales y los tejidos celulares, y se conoce como probable cancerígeno. La acumulación excesiva de PCF en seres vivos puede conducir a la muerte. Es muy difícil de biodegradar debido a su toxicidad y se absorbe sobre el suelo con facilidad.

OH

Pesticidas organociorados

Los pesticidas organociorados pueden encontrarse en aguas expuestas a contaminación con escorrentía agrícola. Muchos de estos pesticidas son bioacumulativps, relativamente estables, tóxicos o carcinógenos. Entre este grupo de compuestos se incluyen el lindano (C6H6C16), HCB o hexacloruro de benceno, el aldrín (C12H8C16), el heptacloro (C10H5C17), el dieldrín (C12HgCl60 ) , el endrín (C12HgCl60 ) , el captano, el DDE, el DDD, el DDT (Cl4H9Cl5), el metoxicloro (C^H^CLjO^, el endosulfán, el diclorán, el mirex, el toxafeno (C10H10C18), el clordano (c ioH6c l8) y otros-

(C2HC12N)

(C2HBrClN)

(C2HBr2N)

(C2H3N):H

IH — C — C=N

100 C alid ad d el A gua

Pesticidas organofosforados

Son compuestos muy tóxicos para humanos y para plagas. Entre los más usados se incluyen el paratión (C10H14NO5PS), el malatión (C10H19O6PS2), el metil paratión y el diazinón (C12H21N20 3PS).

Petroquímicos

Nombre genérico que incluye los materiales orgánicos derivados del petróleo y del gas natural. Representan 90% de todos los materiales orgánicos químicos, entre ellos el petróleo crudo, el cual es un líquido viscoso, de color café oscuro y maloliente, formado por una mezcla de alcanos, alquenos y aromáticos. El petróleo se formó en la corteza terrestre mediante descomposición bacterial anaerobia de materia vegetal y animal durante millones de años. Los hidrocarburos del petróleo se pueden separar mediante destilación fraccionada. De acuerdo con el intervalo de sus puntos de ebullición, las principales fracciones del petróleo son gas natural, éter de petróleo, ligroína, gasolina, queroseno, combustóleo y aceite lubricante.

Polietileno

El polietileno es un polímero muy estable que se obtiene por la unión de monómeros de etileno. Es el plástico más usado en el mundo, con aplicaciones en películas, contenedores, juguetes, empaques, cables de teléfono y tuberías.

H H H H H H H H H H H H H H H

i r f t i i i i L i i r j * i £ v i i...C — C — C — C — C — C — C — C — C — C — C — C — C — c — c...

I I I I I I I I I I I: I í I IH H H H H H H H H H H H H H H

Polisacárídos

Carbohidratos de peso molecular alto, constituidos por un gran número de monómeros unidos entre sí por enlaces covalentes llamados enlaces glucosídicos, los cuales según su orientación (a o ß) les imprimen diferentes propiedades funcionales. Son comunes en aguas residuales de las industrias del papel, cereales, tubérculos, madera, café y cerveza. Los más comunes son la celulosa, la hemicelulosa, el almidón y la pectina.

C onceptos Fundamentales de Q uímica 101

Proteínas

Las proteínas o poliamidas de aminoácidos son moléculas complejas que contienen C, H, O, N, P y S y otros elemento. Están conformadas por 26 diferentes aminoácidos, enlazados por enlaces amidas. La proporción típica de nitrógeno en las proteínas es más o menos de 15%.

H R O R O R O

N— C — C — N— C — C — N— C — C

H H H HI I

H H

Las principales, desde el punto de vista metabòlico, son las enzimas, los componentes estructurales y los compuestos de transporte. Las enzimas aceleran las reacciones entre 10 y 100.000 veces, los componentes celulares (constituyen dos tercios de la masa seca de todas las células vivas) mantienen las células y las de transporte mueven compuestos dentro de la célula y entre la célula y el ambiente. La digestión de las proteínas conduce a la formación de amoniaco y ácido sulfhídrico, los cuales se pueden oxidar a nitratos y sulfatos. La fórmula empírica más usada para representar la composición de la célula bacterial es CJLNO,.5 / 2

Sustancias húmicas acuáticas

El término incluye un grupo de compuestos orgánicos de características semejantes. Son materia orgánica heterogénea disuelta, polímeros con masas atómicas de 800 a 50.000, de ocurrencia natural en el agua, de color amarillo a negro, que producen trihalometanos cuando reaccionan con cloro libre. Su composición química no es completamente conocida y de acuerdo con su solubilidad en agua se clasifican como humina, áddo húmico y áddo fúlvico. La humina es la fracción soluble en agua a cualquier pH, el áddo húmico no es soluble a pH<2 y el áddo fúlvico es soluble a cualquier valor de pH. El humato férrico es una de las causas de color intenso en el agua.

Tanino

Es un constituyente de las plantas que se introduce al agua por des- composidón de vegetales o como residuo industrial de calderas y de


curtiembres. Contiene grupos aromáticos hidroxílicos y reacciona con el fenol para producir soluciones de color azul. Los taninos son una de las principales fuentes de color en el agua.

TetracioroetUeno

Es un COV incoloro, no inflamable, con olor a éter, utilizado como solvente en la industria de lavado en seco y como desengrasador. Con base en estudios cardnogénicos en ratas, se ha regulado en aguas de consumo.

Tetracloruro de carbono

El tetracloruro de carbono o tetraclorometano es un COV incoloro, no inflamable, líquido pesado, empleado como extintor de incendios, como solvente y como propulsor de aerosoles, de uso prohibido desde 1978 en Estados Unidos. Es un compuesto peligroso que en contacto con hierro caliente y oxígeno forma fosgeno (COCL), un gas muy tóxico(58).

Tioles

El azufre forma compuestos orgánicos semejantes a los alcoholes. El grupo -SH, grupo sulfhidrilo o sulfhidril, forma los mercaptanos o tioles, los cuales pueden considerarse derivados del ácido sulfhídrico y tienen olores muy desagradables. Son importantes bioquímicamente porque forman los disulfuros que se encuentran en la insulina y en las proteínas.

Tolueno

El tolueno es un hidrocarburo aromático inflamable, volátil, producido por la industria petroquímica. Es un componente de la gasolina, de colorantes, perfumes, detergentes y de productos farmacéuticos. Se lo ha encontrado en aguas superficiales y subterráneas en concentraciones bajas, generalmente menores de 5 mg/L(93).

C o n c epto s F undamentales d e Q u ím ica 103

Trícloroetano

El trícloroetano o metilcloroformo es un COV, líquido no inflamable, prácticamente insoluble en agua, usado para limpieza de metales, para curtido de cuero y como desengrasador.

Trícloroetileno

El trícloroetileno es un líquido no inflamable con olor a cloroformo, solvente industrial importante, usado como desengrasador y para limpieza en seco; constituye uno de los COV más comunes. Por su carcinogenicidad en ratones, se regula en aguas de consumo.

Triglicéridos

Son ásteres de glicerol y de ácidos grasos de cadena larga, conocidos también como grasas y aceites.

Tríhalometanos

Compuestos en los cuales se remplazan tres átomos de hidrógeno del metano por tres átomos de un halógeno, generalmente cloro o bromo. Entre los tríhalometanos encontrados como subproductos de la desinfección del agua con cloro están el cloroformo o triclorometano (CHCI3), el bromodiclorometano (CHBrClJ, el dibromoclorometano (CHBr2Cl) y el bromoformo o tribromometano (CHBr3).

La formación de tríhalometanos es función de la concentración de precursores orgánicos en el agua, de la dosis de cloro, del tiempo de contacto y del pH.

H H H H

Cl— C — C1 Br— C — Br Cl— C — Br Cl— C — Br

Cl Br Cl Br

CHCI3 CHBr3 CHBrCl2 CHBr2ClCloroformo Bromoformo Bromodiclorometano Dibromoclorometano


Xileno

Ortoxileno1.2-Xileno

CHj CH.

tZ Metaxileno

K J1,3-Xileno

Paraxileno1,4-Xileno

El xileno o dimetilbenceno lo producen la industria química, la petroquímica y la del carbón. Se usa como solvente y como componente de la gasolina, de colorantes, de insecticidas y del asfalto. Se encuentra en aguas, en bajas concentraciones y se regula como carcinógeno potencial.

CAPÍTULO 2Análisis físico

del agua

2 .1 T urbidez

la turbidez o turbiedad es una expresión de la propiedad o efecto óptico causado por la dispersión e interferencia de los rayos

¡luminosos que pasan a través de una muestra de agua; en otras palabras, es la propiedad óptica de una suspensión que hace que la luz sea reemitida y no transmitida a través de la suspensión. La turbidez en un agua puede ser ocasionada por una gran variedad de materiales en suspensión que varían en tamaño, desde dispersiones coloidales hasta partículas gruesas, entre otros arcillas, limo, materia orgánica e inorgánica finamente dividida, organismos planctónicos y microorganismos.

Cuando la luz incide una suspensión de partículas en solución acuosa, éstas pueden remitirla, en varias direcciones, con la misma longitud de onda de la luz incidente. Una porción de la luz puede emitirse con longitud de onda mayor que la de la luz incidente y una porción de energía puede emitirse enteramente como radiación de longitud de onda grande o calor. Así mismo, el material disuelto puede absorber y reemitir la luz. El tipo de emisión depende del tamaño de las partículas y de su forma, así como de la longitud de onda de la luz incidente.

En el pasado, la expresión estándar de turbidez más usada fue la unidad de turbidez de Jackson (un), la cual es una cantidad empírica basada en el turbidímetro de bujía de Jackson. El aparato consta de un tubo de vidrio calibrado para obtener lecturas directas de turbidez, una bujía estándar y un soporte que alinea la bujía y el tubo.

La turbidez de la muestra se determina añadiendo despacio la muestra de agua hasta lograr que la imagen de la llama de la bujía justamente desaparezca. Sin embargo, la turbiedad más baja que puede medirse con dicho aparato es de 25 UTJ.

1 0 8 C alid ad d el A g ua

Existen en el mercado diferentes tipos de turbidímetros comerciales adecuados para determinar la turbidez, especialmente para muestras de baja turbidez. Cada uno de estos aparatos es calibrado previamente con el turbidímetro de Jackson, pero ninguno duplicará con exactitud los resultados obtenidos sobre el turbidímetro de Jackson para todas las muestras, puesto que cada aparato tiene características ópticas distintas y en ocasiones se emplean suspensiones estándar de calibración de características diferentes.

Actualmente el método más usado para determinar la turbidez es el método nefelométrico, en el cual se mide la turbiedad mediante un nefelómetro y se expresan los resultados en unidades de turbidez nefelométrica (utn). Con este método se compara la intensidad de luz dispersada por la muestra con la intensidad de luz dispersada por una suspensión estándar de referencia en las mismas condiciones de medida. Cuanto mayor sea la intensidad de luz dispersada, mayor será la turbiedad. Como suspensión estándar de referencia se utiliza una suspensión de un polímero de formacina, la cual es fácil de preparar y de mejores características reproducibles que las suspensiones de arcilla y otros materiales anteriormente usados; por otra parte, las unidades nefelométricas de turbidez, basadas en el estándar de formacina, son aproximadamente iguales a las unidades de turbidez de Jackson. En el método nefelométrico de medida de turbiedad, ésta se mide mediante la determinación de la intensidad del rayo de luz reemitido, usualmente en ángulo recto con el rayo de luz incidente.

El método nefelométrico es el método instrumental preferido para medir turbiedad, por ser más sensible que el método visual del turbidímetro de Jackson y que el método instrumental de medida por comparación de la intensidad del rayo de luz transmitido con la intensidad del rayo de luz incidente. En suspensiones diluidas de turbiedad pequeña, la disminución en intensidad de la luz, a medida que atraviesa la suspensión, es muy pequeña y el método instrumental de medida de turbiedad por la intensidad de la luz transmitida no es suficientemente sensible. En el método visual del turbidímetro de Jackson, la medida de turbiedad depende de la observación de la desaparición de la imagen de la llama de una bujía a través de una columna de muestra y de la y reemisión de la luz que entra en la muestra, así como de las características del ojo humano.

La determinación de la turbidez es de gran importancia en aguas para consumo humano y en un gran número de industrias procesadoras de alimentos y bebidas.

A n álisis F ís ic o d e l A g ua 109

Los valores de turbidez sirven para establecer el grado de tratamiento requerido por una fuente de agua cruda, su filtrabilidad y, consecuentemente, la tasa de filtración más adecuada, la efectividad de los procesos de coagulación, sedimentación y filtración, así como para determinar la potabilidad del agua.

2 .2 C o lo r

Las causas más comunes del color del agua son la presencia de hierro y manganeso coloidal o en solución; el contacto del agua con desechos orgánicos, hojas, madera, raíces, etc., en diferentes estados de descomposición, y la presencia de taninos, ácido húmico y algunos residuos industriales. El color natural en el agua existe principalmente por efecto de partículas coloidades cargadas negativamente; debido a esto, su remoción puede lograrse con ayuda de un coagulante de una sal de ion metálico trivalente como el Al+++ o el Fe+++.

Dos tipos de color se reconocen en el agua: el color verdadero, o sea el color de la muestra una vez que se ha removido su turbidez, y el color aparente, que incluye no solamente el color de las sustancias en solución y coloidades sino también el color debido al material suspendido. El color aparente se determina sobre la muestra original, sin filtración o centrifugación previa.

En general, el término color se refiere al color verdadero del agua y se acostumbra medirlo junto con el pH, pues la intensidad del color depende de este último. Normalmente el color aumenta con el incremento del pH.

La unidad de color es el color producido por un mg/L de platino, en la forma de ion cloroplatinato.

La determinación del color se hace por comparación visual de la muestra con soluciones de concentración de color conocida o con discos de vidrio de colores adecuadamente calibrados. Antes de determinar el color verdadero es necesario remover la turbidez; para ello, el método recomendado es la centrifugación de la muestra.

Una vez centrifugada la muestra, se determina su color por comparación con una serie de estándares de color preparados a partir de una solución patrón de JCPiCL, la cual contiene 500 mg/L de Pt y 250 mg/L de cobalto para darle una tonalidad adecuada.

La remoción del color es una función del tratamiento del agua y se practica para hacer un agua adecuada para usos generales o industriales. La determinación del color es importante para evaluar las características del agua, la fuente del color y la eficiencia del proceso utilizado para su remoción; cualquier grado de color es objetable por parte del consumidor y su remoción es, por tanto, objetivo esencial del tratamiento.

O lor y S abor

Los olores y sabores en el agua con frecuencia ocurren juntos y en general son prácticamente indistinguibles. Muchas pueden ser las causas de olores y sabores en el agua; entre las más comunes se encuentran materia orgánica en solución, H2S, cloruro de sodio, sulfato de sodio y magnesio, hierro y manganeso, fenoles, aceites, productos de cloro, diferentes especies de algas, hongos, etc. Un observador experimentado puede detectar la presencia de sales metálicas disueltas de Fe, Zn, Mn, Cu, K y Na, por medio del sabor; sin embargo, debe recordarse siempre que la sensibilidad es diferente de persona a persona y que, incluso, con el mismo individuo no se obtendrán resultados consistentes de un día para otro.

La determinación del olor y el sabor en el agua es útil para evaluar la calidad de la misma y su aceptabilidad por parte del consumidor, para el control de los procesos de una planta y para determinar en muchos casos la fuente de una posible contaminación.

Tanto el olor como el sabor pueden describirse cualitativamente, lo cual es muy útil en especial en casos de reclamos por parte del consumidor; en general los olores son más fuertes a altas temperaturas. El ensayo del sabor sólo debe hacerse con muestras seguras para consumo humano.

Existen diferentes métodos cuantitativos para expresar la concentración de olor o de sabor. El método más usado consiste en determinar la relación de dilución a la cual el olor o sabor es apenas detectable. El valor de dicha relación se expresa como número detectable (nd) de olor o de sabor.

Así, por ejemplo, el procedimiento para determinar el olor consiste en diluir muestras del agua por analizar a 200 mL, con agua destilada libre de olor, hasta encontrar la mayor dilución a la cual se alcanzó a percibir el olor. Quiere decir que si la mayor dilución a la que se alean-

A n álisis F ís ic o d e l A g ua 111

zó a percibir el olor fue de 5 mL a 200, el número detectable de olor 200

será -^ — = 40.

En general, el número detectable puede calcularse así:

A +BND = - --------

A (2.1)donde:

A = mL de muestra B = mL de agua libre de olor

2 .4 T em peratura

La determinación exacta de la temperatura es importante para dife- , rentes procesos de tratamiento y análisis de laboratorio, puesto que, por ejemplo, el grado de saturación de OD, la actividad biológica y el valor de saturación con carbonato de calcio se relacionan con la temperatura.

En estudios de polución de ríos, estudios limnológicos y en la identificación de la fuente de suministro en pozos, la temperatura es un dato necesario.

Para obtener buenos resultados, la temperatura debe tomarse en el sitio de muestreo. Normalmente, la determinación de la temperatura puede hacerse con un termómetro de mercurio de buena calidad. El termómetro debe sumergirse en el agua, preferiblemente con el agua en movimiento, y efectuar la lectura después de un lapso suficiente que permita la estabilización del nivel del mercurio. Como el mercurio es venenoso, hay que prevenir cualquier posible rotura del termómetro en agua utilizada para consumo.

2 .5 S ó lido s

Se clasifica toda la materia, excepto el agua contenida en los materiales líquidos, como materia sólida. En ingeniería sanitaria es necesario medir la cantidad del material sólido contenido en una gran variedad de sustancias líquidas y semilíquidas que van desde aguas potables hasta aguas contaminadas, aguas residuales, residuos industriales y lodos producidos en los procesos de tratamiento.

112 C alidad d el A gua

Sólidos totales. Se define como sólidos la materia que permanece como residuo después de evaporación y secado a 103 °C. El valor de los sólidos totales incluye material disuelto y no disuelto (sólidos suspendidos). Para su determinación, la muestra se evapora en una cazuela pesada con anterioridad, preferiblemente de platino, sobre un baño de María, y luego se seca a 103 -105 °C. El incremento de peso, sobre el peso inicial, representa el contenido de sólidos totales o residuo total.

Sólidos disueltos (o residuo filtrable). Son determinados directamente o por diferencia entre los sólidos totales y los sólidos suspendidos. Si la determinación es directa y el residuo de la evaporación se seca a 103 -105 °C, el incremento de peso sobre el de la cazuela vacía representa los sólidos disueltos o residuo filtrable.

Sólidos suspendidos (residuo no filtrable o material no disuelto). Son determinados por filtración a través de un filtro de asbesto o de fibra de vidrio, en un crisol Gooch previamente pesado. El crisol con su contenido se seca a 103 -105 °C; el incremento de peso, sobre el peso inicial, representa el contenido de sólidos suspendidos o residuo no filtrable.

Sólidos volátiles y sólidos fijos. Esta determinación se suele hacer en aguas residuales y lodos con el fin de obtener una medida de la cantidad de materia orgánica presente. El procedimiento estándar consiste en someter las cazuelas, con el residuo retenido después de completar el ensayo para sólidos totales, o el crisol Gooch, luego de completar el ensayo para sólidos suspendidos, a calcinamiento en una mufla, a una temperatura de 550 ± 50 °C, durante quince a veinte minutos. La pérdida de peso se registra como mg/L de sólidos volátiles y el residuo como mg^L de sólidos fijos.

El contenido de sólidos volátiles se interpreta en términos de materia orgánica, teniendo en cuenta que a 550 ± 50 °C la materia orgánica se oxida a una velocidad razonable, formando C 0 2 y HzO que se volatilizan; sin embargo, la interpretación no es exacta puesto que la pérdida de peso incluye también pérdidas debidas a descomposición o volatilización de ciertas sales minerales. Compuestos de amonio, como el bicarbonato de amonio, se volatilizan completamente durante la ebullición:

t * HjD t +,C02 T Otros, como el carbonato de magnesio, no son estables:

A nálisis F ís ico d el A gua 113

En la práctica se prefiere cuantificar el contenido de materia orgánica en aguas mediante ensayos como el de la demanda química de oxígeno o el de la demanda bioquímica de oxígeno.

Sólidos sedimentables. La denominación se aplica a los sólidos en suspensión que se sedimentarán, en condiciones tranquilas, por acción de la gravedad. La determinación se hace llenando un cono Imhoff de un litro de volumen y registrando el volumen de material sedimentado en el cono, al cabo de una hora, en mL/L.

Los procedimientos usados en la determinación del contenido de sólidos son métodos gravimétricos y como tales requieren la determinación del peso de crisoles o de cazuelas con residuos o sin ellos. Es importante, pues, usar recipientes previamente acondicionados y de peso constante, con el fin de no introducir errores en la determinación. Se prefieren recipientes de platino debido a que éste es relativamente inatacable por las sales minerales y no sufre cambios significativos de peso durante el proceso de calentamiento, pero su alto costo limita su uso. En cualquier caso, los recipientes deberán estar bien limpios y haber sido tratados a temperaturas exactamente iguales a las que se someten durante los ensayos, hasta adquirir su "peso constante". Si la temperatura de secado es diferente de la usada normalmente debe especificarse, pues los resultados no serían comparables.

En aguas potables, la determinación de sólidos totales es la de mayor interés, por ser muy pequeña la cantidad existente de sólidos suspendidos. En general, en aguas para suministro público se recomienda un contenido de sólidos totales menor de 1.000 mg/L.

En aguas residuales, la determinación de sólidos totales es ordinariamente de poco valor, ya que es difícil interpretar su significado en forma real y exacta.

La determinación de sólidos suspendidos totales y sólidos suspendidos volátiles es importante para evaluar la concentración o «fuerza» de aguas residuales y para determinar la eficiencia de las unidades de tratamiento. En plantas de lodos activados, estas determinaciones se usan para controlar el proceso y como factores de diseño de unidades de tratamiento biológico secundario.

La determinación de sólidos sedimentables es básica para establecer la necesidad del diseño de tanques de sedimentación como unidades de tratamiento y para controlar su eficiencia.


2 .6 C o nduc tividad

La conductividad del agua es una expresión numérica de su habilidad para transportar una corriente eléctrica, que depende de la concentración total de sustancias disueltas ionizadas en el agua y de la temperatura a la cual se haga la determinación. Por tanto, cualquier cambio en la cantidad de sustancias disueltas, en la movilidad de los iones disueltos y en su valencia, implica un cambio en la conductividad. Por esta razón, el valor de la conductividad se usa mucho en análisis de aguas para obtener un estimativo rápido del contenido de sólidos disueltos.

La forma más usual de medir la conductividad en aguas es mediante instrumentos comerciales de lectura directa en jxmho/cm a 25 °C, con un error menor del 1%. La conductividad leída es igual a la conductividad eléctrica de la muestra medida entre caras opuestas de un cubo de 1 cm, como se demuestra a continuación.

La resistencia específica de un conductor es función de sus dimensiones y puede expresarse como:

C = resistencia específica, ohmio x cmR = resistencia, ohmioA = área de la sección transversal del conductor, cm2L = longitud del conductor, cm

La conductancia específica de un conductor es igual al inverso de su resistencia específica, o sea:

K = conductancia específica, mho/cm

En otras palabras, es la conductancia de un conductor de 1 cm de longitud y una sección transversal de 1 cm2; por tanto, numéricamente es igual a la conductividad.

C =RA

T (2 .2)

donde:

(2.3)

donde:

Como en aguas el valor de la conductividad es muy pequeño, se expresa en nmho/cm o en unidades del sistema internacional (isiemens/cm.

A n álisis F ís ic o d el A g ua 115

1 mho = 1 siemens (2.4)

El agua destilada fresca tiene una conductividad de 0,5-2 fimho/cm y aumenta, según el período de almacenamiento, por la absorción de dióxido de carbono y amoniaco, a valores de 2-4 |imho/cm. La pureza de aguas destiladas y desmineralizadas puede controlarse fácilmente mediante la determinación de la conductividad.

La experiencia indica que el producto del valor de la conductividad en junho/cm por un factor que oscila entre 0,55 y 0,7 es igual al contenido de sólidos disueltos, en mg/L; dicho factor depende de los iones en solución en el agua y de la temperatura; en general es alto, mayor de 0,7, en aguas salinas o de calderas, y bajo, menor de 0,55, en aguas con alcalinidad cáustica o acidez mineral.

La conductividad está íntimamente relacionada con la suma de los cationes o amones determinada en forma química; aproximadamente el producto de la conductividad en jimho/cm por diez es igual a la suma de los cationes en miliequivalentes por litro; en otras palabras, la conductividad en micromhos/cm dividida por cien es igual al total de miliequivalentes por litro de los cationes o aniones. La medida de la conductividad constituye un parámetro básico de evaluación de la aptitud del agua para riego.

(mE) . A'nmho^Z cationes ----- xlOO = conductividad

U J , cm J

2 .7 P r o b le m a s

2.7.1 Se filtran 250 mL de agua a través de un crisol con filtro de fibra de vidrio. Una vez seco el crisol con el filtro, a 105 °C, se registra un peso de 54,389 g. El peso del crisol + filtro antes del filtrado era de 54,302 g. Determinar la concentración de sólidos suspendidos en mg/L.

2.7.2 Determinar el contenido de sólidos de una muestra de agua. El valor de los sólidos totales se determina mediante evaporación y secado de una porción de la muestra en una cazuela de porcelana, secando la muestra a 105 °C, y calcinando el residuo a 550 °C. Se registraron los siguientes valores de masas:

Masa de la cazuela vacía 50,326 gMasa de la cazuela más muestra 118,400 gMasa de la cazuela más sólidos secos 50,437 gMasa de la cazuela más sólidos calcinados 50,383 g


Calcular el contenido de sólidos totales, el contenido total de sólidos totales volátiles y el contenido de sólidos totales fijos.

2.7.3 El contenido de sólidos suspendidos se determina filtrando una porción de la muestra a través de un filtro de fibra de vidrio, se seca el filtro a 105 °C y se calcina el residuo colocando la muestra seca en una mufla a 550 °C. Se registran los siguientes valores:

Volumen de muestra 30 mLMasa del filtro 0,117 gMasa del filtro más sólidos secos 0,1278 gMasa del filtro más sólidos calcinados 0,1248 g

Calcular el contenido total de sólidos suspendidos, el contenido total de sólidos suspendidos volátiles y el contenido total de sólidos suspendidos fijos.

2.7.4 Para determinar el color del agua, se preparó una solución patrón de color con 1,246 g de í^PtClg disueltos en agua destilada con otros reactivos hasta complementar un volumen de un litro. Determinar el color de la solución patrón.

2.7.5 A partir de la solución patrón de color del problema anterior, se preparó un estándar de color diluyendo 10 mL de solución patrón a 50 mL con agua destilada. Determinar el color del estándar.

2.7.6 Un agua tiene una concentración de SDT de 500 mg/L. Determinar cuál puede ser su conductividad en (imho/cm.

2.7.7 Un agua tiene una conductividad de 1.000 jxmho/cm. Determinar cuál puede ser su concentración de SDT en mg/L.

2.7.8 El umbral de olor para un agua es de 10 mL cuando se diluye con 240 mL de agua libre de olor. Determinar el NDO.

2.7.9 Indicar si el agua del problema 2.7.8 puede considerarse potable.

2.7.10 Un agua tiene una conductividad de 500 (imho/cm. Determinar su clasificación en términos de su aptitud para riego.

CAPÍTULO 3Análisis químico

del agua

3 .1 A lc a lin id a d

ri|H |a alcalinidad de un agua puede definirse como su capacidad 1 ■ p a r a neutralizar ácidos, como su capacidad para reaccionar con 1 " i iones hidrógeno, como su capacidad para aceptar protones o como la medida de su contenido total de sustancias alcalinas (OH-). La determinación de la alcalinidad total y de las distintas formas de alcalinidad es importante en los procesos de coagulación química, ablandamiento, control de corrosión y evaluación de la capacidad tam- pón de un agua.

En la coagulación química del agua, las sustancias usadas como coagulantes reaccionan para formar precipitados hidróxidos insolubles. Los iones H+ originados reaccionan con la alcalinidad del agua y, por tanto, la alcalinidad actúa como bujfer del agua en un intervalo de pH en que el coagulante puede ser efectivo. Por consiguiente, para que ocurra una coagulación completa y efectiva es necesario un exceso de alcalinidad. En el ablandamiento del agua por métodos de precipitación, la alcalinidad es un dato necesario para el cálculo de la cantidad de cal y carbonato de sodio (soda ash) necesarios para el proceso. En los ensayos de estabilidad con carbonato de calcio, cálculo del índice de saturación de Langelier, debe conocerse la alcalinidad del agua.

En aguas naturales, la alcalinidad se debe generalmente a la presencia de tres clases de compuestos:

• Bicarbonatos• Carbonatos• Hidróxidos

En algunas aguas es posible encontrar otras clases de compuestos (boratos, silicatos, fosfatos, etc.) que contribuyen a su alcalinidad; sin


embargo, en la práctica la contribución de éstos es insignificante y puede ignorarse. La alcalinidad del agua se determina por titulación con ácido sulfúrico 0,02 N y se expresa como mg/L de carbonato de calcio, equivalente a la alcalinidad determinada. Los iones H+ procedentes de la solución 0,02 N de H2S 0 4 neutralizan los iones OH” libres y los disociados por concepto de la hidrólisis de carbonatos y bicarbonatos.

Las reacciones de hidrolización son las siguientes:

La titulación se efectúa en dos etapas sucesivas, definidas por los puntos de equivalencia para los bicarbonatos y el ácido carbónico, los cuales se indican electrométricamente o por medio de indicadores.

El método clásico para el cálculo de la alcalinidad total y de las distintas formas de alcalinidad (hidróxidos, carbonatos y bicarbonatos) consiste en la observación de las curvas de titulación para estos compuestos, suponiendo que alcalinidades por hidróxidos y carbonatos no pueden coexistir en la misma muestra (figuras 3.1 y 3.2).

Del análisis de las curvas de titulación, obtenidas experimentalmente, se puede observar lo siguiente:

• La concentración de iones OH- libres se neutraliza cuando ocurre el cambio brusco de pH a un valor mayor de 8,3.

• La mitad de los carbonatos se neutraliza a pH 8,3 y la totalidad a pH 4,5.

• Los bicarbonatos son neutralizados a pH 4,5.

En la titulación con H2S 0 4 - 0,02 N, los iones hidrógeno del ácido reaccionan con la alcalinidad de acuerdo con las siguientes ecuaciones:

Según lo anterior, la fenolftaleina y el metil naranja o el metacresol púrpura y el bromocresol verde son los indicadores usados para la determinación de la alcalinidad. La fenolftaleina da un color rosado a pH mayores de 8,3 y vira a incolora por valores de pH menores de 8,3; el metil naranja es de color amarillo en presencia de las formas de

CO3 + H20 = HCO3 + OH'

HCO3 +H 20 = H 2C 0 3 +OH"

(3.1)

(3.2)

H+ + OH+ = H20

H+ + CO3 = HCO3

H+ + HC03=H2C 0 3

(3.3)

(3.4)

(3.5)

A n á l is is Q u ím ic o d e l A g u a 121

Figura 3.1. Curvas de titulación para bases(1).

Figura 3.2. Curvas de titulación para una mezcla de hidróxido - carbonato01.


alcalinidad, o sea a pH mayor de 4,5, y vira a color naranja en condiciones ácidas; el metacresol púrpura cambia de color a pH 8,3 y el bromocresol verde lo hace a pH 4,5.

Llamando:

F = volumen de reactivo necesario para hacer virar la fenolftaleína de rosado a incoloro, pH = 8,3, y

M = volumen de reactivo necesario para hacer virar el metil naranja de amarillo a naranja, pH = 4,5, tenemos:

1F = OH~ +■—C O j (3.6)

2

M = OH“ + CO3 + HCO3 (3.7)

Con base en las dos ecuaciones anteriores y el razonamiento hecho sobre las curvas de titulación, se deducen las ecuaciones para las cinco condiciones posibles de alcalinidad incluidas en la tabla 3.1.

Tabla 3.1 Relaciones de alcalinidad

Caso Relación Condición Valores de alcalinidad

OH” C 0 3 HCO3 TOTAL

1

2iiU. ÓH- F = M O 0 M

2 F > M/ 2 OH-y CO3 2 F - M 2(M - F) O M

3 F = M/2 CO3 O 2 F = M O M

4 F <'M/2 CO3 y HCO3 O 2 F M - 2 F M

5

OnLL HCO3 O O M M

Problema

Una muestra de 200 mL de agua, con pH de 10,0, requiere 11 mL de ácido sulfúrico 0,02 N para alcanzar un pH de 8,3, y 19 mL adicionales de ácido sulfúrico 0,02 N para alcanzar un pH de 4,5.

Se desea determinar la alcalinidad total del agua y la cantidad de cada una de las formas existentes de ella.

Solución

De conformidad con la tabla de relaciones de alcalinidad, se tiene:

11 x 0,02 x 50.000F = l lm L = :——------------------- = 55m g/ L-C aC 03

200 a '

A n álisis Q u ím ic o d e l A g ua 123

30x0,02x50.000M = 30m L=------------------------= 150 mg/L-CaCO,

200 & 3

Por tanto, F < M/2 y:

C O ; =2F=110 m g/L-CaC03

HCO3 = M - 2 F = 150 - 110 = 40 mg/L - C aC 03

Alternativamente, el cálculo se puede hacer de la manera siguiente:

[H+] = 10 10 moles/L[OH'] = 10^ moles/L = lOÊg/LOH" = ÍO-4 x 50.000 = 5 mg/L - CaC03

Ahora bien, 1 mL de ácido sulfúrico 0,02 N es equivalente a una alcalinidad de 5 mg/L - CaCO,; por tanto:

mL para titular los OH" = 1 mL CO3

mL para titular------- = 1 1 - 1 = 1 0 mL

mL para titular C 0 3 — 2 x 10 = 20 mL mL para titular los H C 03 = (30 — 21) = 9 mL

OH" == 1 x 5 = 5 mg/L - CaC03

C 0 3 = 20 x 5 = 100 mg/L - CaC03 HCO3 = 9 x 5 = 45 mg/L - CaCOs Alcalinidad total = 150 mg/L - CaC03

3 .2 A cidez

La acidez de un agua puede definirse como su capacidad para neutralizar bases, como su capacidad para reaccionar con iones hidróxi- do, como su capacidad para ceder protones o como la medida de su contenido total de sustancias ácidas. Las aguas excesivamente ácidas atacan los dientes.

La determinación de la acidez es de importancia en ingeniería sanitaria debido a las características corrosivas de las aguas ácidas, así como


al costo que suponen la remoción y el control de las sustancias que producen corrosión. El factor de corrosión en la mayor parte de las aguas es el C 02, especialmente cuando está acompañado de oxígeno, pero en residuos industriales es la acidez mineral. El contenido de C 02 es, también, un factor fundamental para la estimación de la dosis de cal y soda en el ablandamiento de aguas duras. En aguas naturales, la acidez puede ser producida por el C 02; por la presencia de iones H+ libres; por la presencia de acidez mineral proveniente de ácidos fuertes como el sulfúrico, nítrico, clorhídrico, etc., y por la hidrolización de sales de ácido fuerte y base débil. Algunos ejemplos de las reacciones mediante las cuales las causas mencionadas anteriormente producen acidez son las siguientes:

C 0 2 + H20 = H2C 03 = HCOj + H+ (3.8)

H2S 0 4 = S 0 ¡ +2H+ (3.9)

Al2< S 0 4 )3 + 6H20 = 2Al(OH) 3 + 3SO¡ + 6H+ (3.10)

FeClg + 3H20 = Fe (OH) 3 + 3C f + 3H+ (3.11)

La causa más común de acidez en aguas es el C 02, el cual puede estar disuelto en el agua como resultado de las reacciones de los coagulantes químicos usados en el tratamiento o de la oxidación de la materia orgánica, o por disolución del dióxido de carbono atmosférico. El dióxido de carbono es un gas incoloro, no combustible, 1,53 veces más pesado que el aire, ligeramente soluble en agua, no tóxico en concentraciones normales para los seres vivos. El uso biológico más importante de C 02 es como fuente de carbono para la fotosíntesis de algas y macrofitas sumergidas.

El C 02 se combina con el agua para formar un ácido débil, inestable, ácido carbónico o H^CO el cual se descompone muy fácilmente. Por ello todo el C 02, aun el combinado, se considera C 02 libre.

El C 02 desplaza el oxígeno y, por ello, es necesario ventilar de manera adecuada cualquier espacio cerrado, aunque normalmente no existe en concentraciones peligrosas. La atmósfera contiene una concentración promedio de COz del 0,04% en volumen; se considera que una concentración del 10% en volumen puede ser fatal(68).

La cantidad de C 02 en el agua, en equilibrio con la atmósfera, es aproximadamente de 0,5 mg/L; sin embargo, su alta solubilidad en el agua hace que se observen concentraciones muy altas en aguas de mar, hasta cincuenta veces mayores que en la atmósfera; en aguas subterráneas

A n álisis Q u ím ic o d el A g ua 125

hasta de 100 mg/L, y en aguas subterráneas muy profundas hasta de varios dentos de mg/L. Las aguas superficiales contienen generalmente menos de 20 mg/L de C 0 2.

Teóricamente, mediante aireación, sería factible remover COz hasta alcanzar la concentración de equilibrio con la atmósfera, o sea hasta lograr una concentración de aproximadamente 0,5 mg/L. Sin embargo, los procesos de aireación usados sólo remueven parcialmente elco2.

El COz en el agua forma W2COy el cual se ioniza como HCOj y CO3 ; la parte que no reacciona ejerce una presión gaseosa. A pH menor de4,5 todo el COz disuelto es C 0 2 gaseoso; a pH mayor de 4,5 todo el C 0 2 está ionizado. Se define como C 0 2 total todo el C 0 2 en solución

■ en la forma de COz, HCO3 y CO3 . Se define como COz libretodo el C 0 2 en solución en la forma de COz y HjCOy o sea el que reacciona con NaOH para formar NaHCOy tomando como punto final de titulación el indicado por un valor de pH igual a 8,3.

Resumiendo,

COa (aire) C 0 2 (disuelto) + H20 H2C 0 3

H2C 0 3^ > H+ +HCO3 2H+ +CO 3

pH < 4,5 pH > 4,5 pH > 8,3

C 0 2 total = COa + H 2C 0 3 +HCO3 +CO 3

C 0 2 libre = C 0 2 + ü 2C 03

En aguas estables, no corrosivas ni incrustantes, el contenido de C 0 2 es igual al necesario para mantener su concentración de Ca(HCOg)2 disuelto en equilibrio con el CaC03 sólido. Si el contenido de CÓ2 del agua es mayor que el necesario para mantener su concentración de Ca(HC03)2 disuelto de equilibrio, existe C 0 2 libre agresivo, el agua tiende a disolver CaC03, es decir, es un agua corrosiva. Si el C 0 2 es menor que el contenido requerido para mantener su concentración de G^HCOg^ disuelto de estabilidad, existe deficiencia de C 0 2 libre en el agua, el agua tiende a depositar CaCOy o sea es un agua incrustante. En otras palabras, el C 0 2 disuelto contribuye a la corrosividad del agua; la pérdida de C 0 2 del agua altera el equilibrio de carbonatos y causa incrustaciones, especialmente en conductos de agua caliente, calentadores y calderas.


La acidez se titula mediante adición de iones OH- provenientes de una solución de NaOH - 0,02N. Puede considerarse que la reacción involucrada en la neutralización, para el caso del C 0 2, ocurre en dos etapas:

2NaOH + C 0 2 = Na2C 0 3 + H20 (3.12)

Na2C 0 3 + COz + H20 = 2 NaHC03 (3.13)

Globalmente,

NaOH + C 0 2 = NaHC03 (3.14)

Las reacciones anteriores indican por qué es importante que el reactivo de NaOH esté libre de carbonato de sodio.

En forma similar a lo dicho en la discusión de la alcalinidad, si se construyen curvas de titulación para el COz y para ácidos fuertes, se puede deducir que la fenolftaleína y el metil naranja definen aproximadamente los puntos estequiométricos de neutralización de cada una de las causas de acidez. De la observación de dichas curvas de titulación se concluye lo siguiente:

• El valor de la acidez al punto de vire de la fenolftaleína incluye la acidez mineral, la acidez por sales hidrolizadas de carácter ácido y la acidez por COr Se acostumbra expresar esto como:

F = AM + SH + C 0 2 (3.15)

• El valor de la acidez al punto de vire del metil naranja representa únicamente la acidez mineral. O sea,

M == AM (3.16)

3.2.1 Cálculo del C02 libre en función de la alcalinidad y del pH

La concentración de C 0 2 puede calcularse a partir de la expresión de la ionización del áddo carbónico. Cuando el pH es menor de 8,3 se puede usar la ecuación para la primera constante de ionización del ácido carbónico.

H2C 0 3 = H+ + HCO; (3.17)

[H+] [HCO3]

k - “ íh ¡ c ó ¡ T (3'18)

A n álisis Q u ím ic o d e l A gua 127

En la práctica se hace:

[H2c o 3] - [COJ

porque el dióxido de carbono libre representa un 99% del dióxido de carbono total. Por tanto,

_ £ [H+] [HCO^]tC° 2 ] = — y --------- (3.19)Mp? '

para 20 °C;

Kj = 4,16 X 10-7 m

[H+] = 10"pH

(alcalinidad en g/L)[HCO o ¡ P ---------------- ---------

3 50

10^tì X (alcalinidad en g/L)[C0 2] = --------- ---------j ------- 2L Í

4,16x10 X 50

10 “pH (alcalinidad en mg/L) 44m e/L-C 07 --------------------------- ---------------

2,08 x1o-5

mg/L - C 0 2 = F (alcalinidad en mg/L)

Debe anotarse que el método anterior es inexacto, pues no incluye el efecto de otros iones; por ello es preferible utilizar el nomograma de los métodos estándar(20) o el valor determinado por titulación.

El valor de F para los diferentes valores de pH puede obtenerse de la tabla 3.2.

El cálculo también puede hacerse, en forma aproximada, a partir de los valores de alcalinidad y pH, mediante la fórmula de Tillman:

mg/L - C 0 2 — 10log (alcalinidad x 2.030.000) - pH 20)

Otra fórmula usada para calcular la concentración de C 0 2 libre es(42):

mg/L - C 0 2 S=.2 X alcalinidad X IO6-*511 (3.21)

La ecuación anterior es simplemente una aproximación de la relación 3.19 con F ~ 2 X 10^pH.

C alid ad d el A gua

3 .3 R elació n entre pH, A lc a lin id a d y A cidez

De las expresiones para las constantes de ionización del ácido carbónico y conociendo con exactitud el pH del agua es posible calcular la cantidad de COz existente.

Existen también ábacos y gráficos(13) que permiten, conociendo el pH, la alcalinidad total, la temperatura y el contenido de sólidos disueltos o residuo filtrable, determinar el contenido de C 0 2, bicarbonatos, carbonates e hidróxidos.

En general, se ha demostrado que para que exista acidez mineral el pH debe ser menor de 4,5 y, además, que para que exista alcalinidad cáustica el pH debe ser mayor de 10,0(21).

Tabla 3.2Valores de F para la ecuación: mg/L - C02 = F x alcalinidad

PH F PH F pH F PH F

4,50 66,89 5,45 7,51 6,40 0,84 7,40 0,09

4,55 59,62 5,50 6,69 6,45 0,75 7,45 0,08

4,60 53,14 5,55 5,96 6,50 0,67 7,50 0,08

4,65 47,36 5,60 5,31 6,55 0,60 7,55 0,07

4,70 42,21 5,65 4,74 6,60 0,53 7,60 0,06

4,75 37,62 5,70 4,22 6,65 0,47 7,65 0,05

4,80 33,53 5,75 3,78 6,70 0,42 7,70 0,05

4,85 29,88 5,80 3,35 6.75 0,38 7,75 0,04

4,90 26,63 5,85 2,99 6,80 0,34 7,80 0,04

4,95 23,74 5,90 2 , 6 6 6,85 0,30 7,85 0,03

5,00 21,15 5,95 2,37 6,90 0,27 7,90 0,03

5,05 18,85 6 , 0 0 2 , 1 2 6,95 0,24 7,95 0,03

5,10 16,80 6,05 1,89 7,00 0 , 2 1 8 , 0 0 0 , 0 2

5,15 14,98 6 , 1 0 1 , 6 8 7,10 0,19 8,05 0 , 0 2

5,20 13,35 6,15 1,50 7,15 0,17 8 , 1 0 0 , 0 2

5,25 11,90 6 , 2 0 1,33 7,20 0,15 8,15 0 , 0 2

5,30 10,60 6,25 1,19 7,25 0,13 8 , 2 0 0 , 0 1

5,35 9,45 6,30 1,06 7,30 0 , 1 2 8,25 0 , 0 1

5,40 8,42 6,35 0,94 7,35 0 , 1 1 8,30 0 , 0 1

A n à l Is is Q u Im ic o d e l A g u a 129

En forma esquemàtica, los tipos de acidez y alcalinidad de importancia en el anàlisis sanitario de rutina y los intervalos aproximados de pH en los cuales ocurren son los indicados en la figura 3.3.

ALCALINIDAD I

COÌ 0

OH- (ale. càustica)

¡1 ACIDEZ14

10,0

m

8,5

Rosado

CO3

COJ y-HCOi

HCOi

In colora

C02 y SH

Amarillo

Rosado

Acidez minerai

- 0

Figura 3.3. Tipos de alcalinidad y acidez.

En las ecuaciones:

C 0 2 + H20 = H2 C 0 3 = HCO3 + H+

M (H C0 3 ) 2 =M +++2HCO;

HCO^=CC>3 + H +

CO; + H20 = HCO3 + OH'

puede observarse que el dióxido de carbono y las tres formas de alcalinidad hacen parte de un sistema que existe en equilibrio en aguas naturales, ya que todas las ecuaciones incluyen HCO3 ! Cualquier cambio en la concentración de alguno de los miembros del sistema causa- rà una modificación del equilibrio, alterarà la concentración de los

( 3 .8 )

( 3 .2 2 )

( 3 .2 3 )

( 3 .2 4 )


otros iones y producirá un cambio en el pH. Alternativamente, un cambio del pH modificará también las relaciones existentes.

3 .4 D ureza

Como aguas duras se consideran aquellas que requieren grandes cantidades de jabón para generar espuma y producen incrustaciones en las tuberías de agua caliente, calentadores, calderas y otras unidades en las cuales se incrementa la temperatura del agua.

En términos de dureza, las aguas pueden clasificarse así:

0 - 7 5 mg/L Blanda75 -1 5 0 mg/L Moderadamente dura150 - 300 mg/L Dura> 300 mg/L Muy dura

La dureza se expresa en mg/L como C aC03.

Causas de dureza. En la práctica, se considera que la dureza es causada por iones metálicos divalentes, capaces de reaccionar con el jabón para formar precipitados y con ciertos aniones presentes en el agua para formar incrustaciones.

Los principales cationes que causan dureza en el agua y los principales amones asociados con ellos son los siguientes:

Cationes Aniones

Ca+ HCO3

Mg++ SO4

Sr++ c i

Fe++ ñ o ;

Mn++ s ío 3

En menor grado, Al y Fe son considerados como iones causantes de dureza. En general, la dureza es igual a la concentración de cationes polivalentes del agua.

Desde el punto de vista sanitario, las aguas duras son tan satisfactorias para el consumo humano como las aguas blandas; sin embargo, un agua dura requiere demasiado jabón para la formación de espuma

A n álisis Q u ím ic o d el A g ua 131

y crea problemas de lavado; además deposita lodo e incrustaciones sobre las superficies con las cuales entra en contacto, así como en los recipientes, calderas o calentadores en los cuales se calienta. El valor de la dureza determina, por tanto, su conveniencia para uso doméstico e industrial y la necesidad de un proceso de ablandamiento. El tipo de ablandamiento por usar y su control dependen de la adecuada determinación de la magnitud y clase de dureza.

En la mayor parte de las aguas se considera que la dureza total es aproximadamente igual a la dureza producida por los iones calcio y magnesio, es decir:

Dureza total = dureza por Ca + dureza por Mg (3.25)

La distinción anterior es importante para el cálculo de las dosis de cal y soda ash usadas en la precipitación de la dureza con estos materiales.

Dureza carbonácea. En aguas naturales, los bicarbonatos son la principal forma de alcalinidad; por tanto, la parte de la dureza total químicamente equivalente a los bicarbonatos presentes en el agua es considerada como la dureza carbonácea, es decir:

Alcalinidad (mg/L) = dureza carbonácea (mg/L) (3.26)

Pueden presentarse dos casos:

• Cuando la alcalinidad es menor que la dureza total; entonces,

Dureza carbonácea (mg/L) = alcalinidad (mg/L) (3.27)

• Cuando la alcalinidad es mayor o igual a la dureza total; entonces,

Dureza carbonácea (mg/L) = dureza total (mg/L) (3.28)

La dureza carbonácea se conoce también como "dureza temporal" o "no permanente" porque desaparece cuando se hierve el agua, o sea, que puede precipitarse mediante ebullición prolongada. Esto se produce porque los bicarbonatos sirven como fuente de iones carbonato para precipitar Ca++ como CaC03 a temperaturas elevadas, lo cual sucede en calderas.

Ca++ +2HCO¡ —^-»CaC03 i + C 0 2 T + H20

La precipitación de la dureza carbonácea produce una incrustación o depósito suave que puede removerse fácilmente mediante soplado y agua a presión.


Dureza no carbonácea. Se considera no carbonácea toda dureza que no esté químicamente relacionada con los bicarbonatos. Es decir:

Dureza no carbonácea = Dureza total - alcalinidad

La dureza no carbonácea incluye principalmente sulfatos, cloruros y nitratos de calcio y magnesio. La evaporación de aguas que contienen estos iones produce la cristalización de compuestos como el sulfato de caldo, que forman una incrustadón dura y frágil en las paredes y tubos de calderas y calentadores. La incrustación ocasiona una pérdida en la conductividad del calor y da como resultado un mayor consumo de combustible por libra de vapor obtenido. Además, la producción súbita de grandes volúmenes de vapor, cuando las incrustadones gruesas se rompen y el agua entra en contacto con las superfides de metal recalentado, puede ocasionar explosiones.

Dureza no carbonácea negativa. Algunas aguas contienen alcalinidad mayor que la dureza total. En estos casos, al calcular la dureza no carbonácea por la ecuación:

Dureza no carbonácea = Dureza total - alcalinidad

se obtiene un valor negativo, el cual no representa dureza pero es comúnmente conoddo como "dureza no carbonácea negativa". Esto significa que existen más iones bicarbonatos de los necesarios para satisfacer los iones metálicos divalentes causantes de la dureza. El exceso de iones bicarbonato está asodado con otros iones tales como Na+ y K+. Resumiendo:


3.4.1 Método ed ta para determinar dureza

El método supone el uso de soluciones de ácido etileno diaminotetra- acétíco o de sus sales de sodio como agente titulador. Dichas soluciones forman "iones complejos solubles" con el caldo, magnesio y otros iones causantes de dureza.

La reacdón puede presentarse así:

M++ + e d t a [m . e d t a ] complejoestable

El colorante cromo negro T, o eriocromo negro T, sirve para indicar cuando todos los iones caldo y magnesio han formado complejo con e d t a . Cuando se añade una pequeña cantidad de negro eriocromo T, color azul, a un agua dura con pH 10,0 ± 0,1, el indicador se combina con algunos iones Ca++ y Mg++ para formar un ion complejo débil de color vino tinto. Es decir:

M++ + negro de e t —> M negro de e t (color azul) (complejo vino tinto)

Durante la tituladón con el e d t a , todos los iones Ca++ y Mg++ (M++) libres forman complejos; finalmente, el e d t a descompone el complejo débil vino tinto para formar un complejo más estable con los iones que causan dureza. Esta acdón libera el indicador negro de eriocromo T y la soludón pasa de color vino tinto a color azul, lo cual indica el punto final de titulación. La reacción puede representarse así:

M negro de e t + e d t a - » [m e d t a ] + negro de e t (complejo vino tinto) (color azul)

Con el fin de minimizar la tendenda a la predpitadón del C aC03, para el pH recomendado de diez, se fija un tiempo límite de dnco minutos para efectuar la titulación. Además, existen algunos iones metálicos que interfieren en el procedimiento, lo que da por resultado la pérdida del cambio de color del indicador o cierta impredsión en su apreciadón. De acuerdo con el contenido de estos iones, la interferencia puede reducirse con la adidón de dertos inhibidores recomendados en el Standard Methods(13).

3.4.2 Dureza por calcio

Cuando se añade una soludón de e d t a a un agua que contiene tanto calcio como magnesio, el e d t a se combina primero con el calcio y luego con el magnesio. Si se eleva sufidentemente el pH para que el


magnesio se precipite, y se utiliza un indicador que se combine sólo con el calcio, se puede determinar directamente el contenido de calcio. El indicador usado es el purpurato de amonio o murexide, CgH40 6N5 (NH4), mezclado con cloruro de sodio. La reacción puede representarse en la forma siguiente, para la sal sódica del murexide:

2 (C8H40 6N5Na) + Ca++ (CgH40 6N5)2Ca + 2Na+ color púrpura color rosado

Al añadir e d t a , éste forma complejo primero con el calcio que estaba en la solución y luego con el que se había incorporado al indicador, haciéndolo volver a su color original e indicando el punto final de titulación. La reacción puede indicarse en la forma siguiente:

color rosado color púrpura

En razón del alto pH usado en este procedimiento, la titulación debe hacerse inmediatamente después de la adición del NaOH.

3.4.3 Cálculo de la dureza

En aguas con alto contenido de Sr++, Fe++ y Mn++, se introduce un serio error al suponer que toda la dureza es causada por Ca++y Mg++. En estos casos es conveniente efectuar un análisis completo del agua, determinando separadamente el contenido de cada una de las causas de dureza y calculando la dureza total como la suma de los iones divalentes encontrados en ella. El cálculo de la dureza ocasionada por cada ion se efectúa usando la fórmula siguiente:

M++ (mg/L)x50Dureza en me/L como CaCO* ------------------------------------- —— <3.29

& Equivalente gramo de M++ { >

en que M++ representa cualquier ion metálico divalente causante de dureza.

3 .5 G rupo d el N itrógeno

Los compuestos del nitrógeno son de gran interés para los ingenieros ambientales debido a su importancia en los procesos vitales de todas las plantas y animales. La química del nitrógeno es compleja a causa de los diversos estados de valencia que puede asumir este elemento y


al hecho de que los cambios en la valencia los pueden hacer organismos vivos. Para añadir aun más interés, los cambios de valencia efectuados por las bacterias pueden ser positivos o negativos, según si las condiciones son aeróbicas o anaeróbicas.

Las formas de mayor interés, en nuestro caso, son:

• nitrógeno amoniacal• nitrógeno de nitritos• nitrógeno de nitratos• nitrógeno orgánico

Las relaciones existentes entre las distintas formas de los compuestos del nitrógeno y los cambios que pueden ocurrir en la naturaleza están ilustradas en el diagrama del dclo del nitrógeno, mostrado en la figura 3.4.

136 C alid ad d e l A g ua

Dichas relaciones, explicadas muy brevemente, son las siguientes:

• Durante las tormentas eléctricas, grandes cantidades de nitrógeno atmosférico son oxidadas en pentóxido de nitrógeno, N2Os, el cual se une con el agua para dar HNOy que es transportado por la lluvia a la tierra formando nitratos.

Los nitratos sirven para fertilizar las plantas y son convertidos en proteínas así:

N O; + C 0 2 + plantas + luz solar -» proteínas

• El nitrógeno atmosférico también es convertido en proteínas por las bacterias fijadoras del nitrógeno y por ciertas algas.

N2 + algunas bacterias o algas —» proteínas

• Los compuestos de amonio suministran amoniaco a las plantas para elevar la producción de proteínas:

NH, + C 0 2 + plantas + luz solar -» proteínas

• Los animales y los humanos usan las proteínas de las plantas para su subsistencia. Los compuestos del nitrógeno no utilizados son arrojados en los excrementos. Estos, y la materia remanente de animales muertos y plantas, son convertidos en amoniacos por las bacterias:

Proteínas (N orgánico) + bacterias -> NH3

• En la orina existe el nitrógeno principalmente como urea, la cual es hidrolizada rápidamente por la ureasa en carbonato de amonio.

NH2

C = O + 2HzO ureasa >(NH4)2C 0 3I

n h 2

• El amoniaco producido por la acción bacterial sobre la urea y las proteínas puede ser usado directamente por las plantas. Si hay un exceso de los requerimientos de las plantas, tal exceso es oxidado por las bacterias mirificantes. Un grupo, conocido como las forma- doras de nitrito, nitroso-bacterias, convierte amoniaco en nitritos en condiciones aeróbicas.

2NH3 + 3 0 , ----- fetenas----- i 2NO¡ + 2H+ + 2H20nitrosomonas


• Un segundo grupo, las nitrobacterias, oxida los nitritos para formar nitratos.

r bacterias o u r k -2NO, + O , ------- ------- — » 2N° 3nitrobactenas

Los nitratos formados sirven como fertilizantes para las plantas. El proceso se conoce con el nombre de nitrificación y se usa como primera etapa en el tratamiento de aguas residuales que contienen nitrógeno amoniacal, cuando se requiere remoción biológica de nitrógeno.

En condiciones anaeróbicas, los nitratos son reducidos a nitritos y éstos a gas nitrógeno por bacterias. El proceso se conoce con el nombre de desnitrificación y se supone que ocurre en dos pasos sucesivos: la reducción inicial de los nitratos en nitritos y la de éstos en nitrógeno gaseoso.

En suelos, la reducción a gas nitrógeno representa una pérdida de fertilizante; en plantas de lodos activados constituye muchas veces un problema serio al producir un levantamiento de los lodos. En tratamiento de aguas residuales que requieren remoción de nitrógeno se usa para dicho propósito. Los resultados para todas las formas del nitrógeno se expresan en mg/L de nitrógeno-N.

En aguas resulta conveniente visualizar también las transformaciones del nitrógeno de la manera siguiente:

N ORGÁNICO

AMONIFICACIÓN_____L

N AMONIACAL ^NITRIFICACIÓN

De acuerdo con el ciclo del nitrógeno, una concentración alta de nitrógeno orgánico es característica de una polución fresca o reciente. El amoniaco es el producto inicial en la descomposición del nitrógeno orgánico. A medida que transcurre el tiempo, en condiciones aeróbicas, el nitrógeno amoniacal es oxidado en nitritos y éstos en nitratos, los

1 38 C alidad del A gua

cuales son el producto final de la descomposición del nitrógeno orgánico. En otras palabras, el nitrógeno en el estado reducido, N en el estado trivalente negativo, puede ser oxidado en nitratos por las bacterias nitrificantes.

Por tanto, se considera que un agua de polución reciente, y por consiguiente de gran peligro potencial, contiene la mayoría del nitrógeno como nitrógeno orgánico y amoniacal. Así mismo, aguas en que la mayor parte del nitrógeno está en la forma de nitratos son consideradas de polución ocurrida un largo tiempo antes del momento de efectuarse el análisis. En la figura 3.5 se muestran los cambios que ocurren en las formas del nitrógeno presente en aguas poluidas en condiciones aeróbicas.

Figura 3.5. Cambios en las formas de nitrógeno.

En aguas superficiales, el peligro para la salud decrece con la edad de la polución o tiempo de envejecimiento de ésta (autopurificación) y con la temperatura, como se indica en la figura 3.6(1).

En muchas aguas se encuentran cantidades pequeñas de nitrógeno amoniacal en forma natural; otras veces aparece porque se aplica junto con cloro para formar un residual de cloro combinado. Las aguas residuales domésticas crudas contienen de 10 a 25 mg/L de nitrógeno amoniacal, expresado como N. Un incremento súbito del contenido normal de nitrógeno amoniacal de un agua implica la presencia de polución por aguas residuales y el correspondiente incremento en la demanda de cloro.

A n á l is is Q u ím ic o d e l A g u a 139

Figura 3.6. Relación del riesgo para la salud con la autopurificación.

El amoniaco, NHy gas a temperatura ambiente, incoloro, más liviano que el aire, de olor picante, fácilmente soluble en agua (alrededor de 90 g/L en agua fría), produce hidróxido de amonio, NH4OH. Las presiones altas existentes en estratos subterráneos permiten la permanencia de concentraciones altas de amoniaco en solución. El hidróxido de amonio se disocia en ion amonio e ion hidróxido, con tendencia a subir el pH, o sea:

NH3 + HzO = NH4OH = N H j + OH" (3.30)

Las sales de amonio son volátiles y comunes en emanaciones volcánicas y aguas magmáticas. Las aguas de manantiales cálidos pueden contener concentraciones altas de amonio y existen análisis con concentraciones de 300 - 800 mg/L - NH J tanto en aguas alcalinas como en ácidas.

La nitrificación reduce la alcalinidad, consume HCO3 , aumenta la concentración de H2C 0 3 y tiende a reducir el pH.

Aguas con altas concentraciones de nitrógeno amoniacal presentan serios problemas de purificación; generalmente están asociadas con altas concentraciones de hierro y color, así como con una alta demanda de cloro.

La concentración de NH3 y NH4 es función del pH del agua; las concentraciones relativas del nitrógeno amoniacal se pueden representar como se indica en la figura 3.7.

Como puede observarse en la figura 3.7 y en la tabla 3.3, a pH bajo predomina'el NH 4 o ion amonio, y a pH alto predomina el NH3 o gas no ionizado.


5 6 7 8 . 9 10 11 12 PH

Figura 3.7. Concentraciones relativas de nitrógeno amoniacal según ei pH.

M ediante aireación y alcalinización, caso de pH alto, se puede rem over nitrógeno amoniacal evaporando el gas amoniaco. A la vez, aireando y acidificando, caso de pH bajo, se puede remover nitrógeno amoniacal evaporando el ion amonio. El nitrógeno amoniacal se rem ueve generalm ente m ediante cloración, resinas de intercambio iónico o alcalinizando con cal para convertir el ion amonio en amoniaco, el cual se elimina como gas mediante agitación del agua con aire dentro de una torre-de arrastre de amoniaco equipada con un soplador de aire.

Las concentraciones de amoniaco usuales en aguas de consumo no representan riesgo para la salud del consumidor. Sin embargo, debi-

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