resumen de temas de química ambiental

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Universidad Tecnológica de Bolívar

Resumen de temáticas de recuperaciónQuímica ambiental

Kevin Canchila Barrios

T00030811

9 de abril de 2015

Índice

1. Procesos químicos en el agua 3

2. Gases en el agua 4

2.1. Oxígeno en el agua . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 5

3. Acidez y CO2 en el agua 7

3.1. Dióxido de carbono en el agua . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 7

4. Alcalinidad 10

4.1. Contribuyentes a la alcalinidad a diferentes valores de pH . . . . . . . . . . 10

5. Calcio y otros metales en el agua 11

5.1. Iones metálicos hidratados como ácidos . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 115.2. El calcio en el agua . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 115.3. Dióxido de carbono disuelto y minerales de carbono de calcio . . . . . . . . 12

6. Complejos y quelatos 13

6.1. Existencia e importancia de los agentes quelantes en el agua . . . . . . . . 156.2. Cálculo de las concentraciones de las especies . . . . . . . . . . . . . . . . 15

7. Formación de complejos con sustancias húmicas 17

8. Reacciones de oxidación – reducción en agua 17

9. Tendencias de las reacciones 18

9.1. Valores de E 0 y tendencia de las reacciones . . . . . . . . . . . . . . . . . . 19

10.Efecto de la concentración: ecuación de Nernst 20

1



11.Diagramas de pE y pH 21

12.Referencias 22

Índice de figuras

1. Diagrama de distribución de especies para el sístema CO2−HCO−

3 −CO2−3

en el agua . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 82. Quelato de un ion metálico divalente con nitrilotriacetato en una configura-

ción tetraédrica. También pueden existir estas configuraciones . . . . . . . 14

Índice de cuadros

1. Constantes de la ley de Henry para algunos gases en agua a 25oC . . . . . 5

2



1. Procesos químicos en el agua

El agua, es sin duda el elemento más abundante de nuestro planeta, esta sustancia nopresenta olor, color ni sabor y se encuentra en la naturaleza en diferentes estados ocupan-do las tres cuartas partes de nuestro planeta. El agua es el epicentro de muchas de lasreacciones químicas y biológicas que se dan en nuestro medio ambiente, algunas de ellas semencionaran a continuación.

2HCO−

3 + Energia−−−−→Solar

+CH 2O + O2 + CO2−3 (1.1)

La reacción de fotosíntesis(1.1) que utiliza energía solar para producir biomasa [Ref. 1]Este proceso es realizado por las planas y algunas algas con el cual se transforma la energíasolar en energía química, consiste básicamente en aprovechar esta energía proveniente delsol para crear azucares, minerales y agua [Ref. 2]. En esta reacción el carbono inorgánicodel ión disuelto HCO−

3 se convierte en carbono orgánico {CH 2O} o biomasa, este producto

es químicamente aprovechable y contribuye a la formación de algunos procesos bioquímicosen otros organismos.

CO2−3 + H 2O → HCO−

3 + OH − (1.2)

Luego del proceso de fotosíntesis se produce un ión carbonato C O2−3 , el cual reacciona

con el agua y libera un ión de hidrógeno H +, con lo cual, se genera un ión de OH −. Eneste proceso el agua se vuelve más básica debido al intercambio de H + y el consumo deOH −, a este tipo de reacciones se les conoce como ácido-bases . El ión carbonato tambiénparticipa en otras reacciones como la reacción en la que se involucra el ión calcio Ca2+

disuelto en agua.

Ca2+ + CO2+3 → CaCO3(s) (1.3)

La reacción (1.3) representa una reacción de precipitación, en donde el carbonatode calcio CaCO3, producido a partir del CO2−

3 , se convierte en piedras de caliza las cualesse evidencian en muchas partes de nuestro planeta. Cuando el ión sulfato S O2−

4 reacciona,pierde oxigeno, es decir, se reduce; este proceso se da comúnmente en aguas naturales yes ocasionado básicamente por bacterias que actúan como agentes oxidantes en las zonasdonde se presenta deficiencia de oxígeno. Principalmente actúan sobre la materia orgánicabiodegradable {CH 2O}

2{CH 2O} + SO2−

4

+ 2H + → H 2S (g) + 2H 2O + 2CO2(g) (1.4)

En este proceso también ocurre una reacción de oxidación en la cual se produce elión S O2−

4 , cuando el H 2S asciende a través de burbujas y reacciona con algunas bacteriasy moléculas oxígeno, generando la oxidación del azufre mediante la adición de átomos deoxígeno, como se muestra a continuación.

H 2S + 2O2 → SO2−4 + 2H + (1.5)

3



2. Gases en el agua

En el agua podemos encontrar de cinco a seis gases disueltos [Ref. 3], estos gases parti-cipan en algunas reacciones biológicas y se diferencian entre ellos por su comportamiento yorigen, entre ellos tenemos: el oxígeno, nitrógeno, bióxido de carbono, sulfuro de hidrogeno,metano y amoniaco. Algunos de estos gases son indispensables para la vida de las especiesacuáticas, otros, podrían ser portadores de muerte. El oxígeno por ejemplo junto con elbióxido de carbono representan respectivamente, una fuente vital para la respiración delas especies y el proceso de fotosíntesis de algunas algas. Por otro lado hay gases como elnitrógeno N 2 que podría causar la muerte a las especies que entren en contacto con él, enzonas de alta concentración.

Debido a la presencia de estos gases en el agua, es conveniente introducir un nuevotema, hablaremos entonces, de la solubilidad de los gases en el agua.La solubilidad es una medida de la capacidad que tiene una sustancia (soluto) de disolverseen otra (solvente); ésta, aumenta en la medida en que aumenta la presión parcial del gas

en contacto con el líquido (ley de Henry). Para un gas "X" esta ley se aplica a equilibriosdel tipo [Ref. 1]

X (g) X (aq ) (2.1)

Sin embargo, con esta fórmula, no se puede dar explicación a aquellos casos en los quelas solubilidades de algunos gases son mucho mayores a las predichas en la ley de Henry ,como las que se muestran a continuación:

NH 3 + H 2O NH +4 + OH − (2.2)

SO2 + HCO−

3 (de la alcalinidad del agua) CO2 + HSO−

3 (2.3)

Matemáticamente la ley de Henry se expresa de la siguiente manera:

[X (aq)] = K P X (2.4)

Donde:[X (aq)]: Es la concentración del gas en la face acuosa.P X : Es la presión parcial del gas.K: Es la constante de la ley de Henry aplicable a un gas en particular a una temperaturadada.

Si las unidades de la concentración molar del gas están en moles por litro, y las presionesparciales en atmosferas, entonces las unidades de K estarán dadas en mol L−1 atm−1. Enel cuadro (1) se muestran los valores de K para algunos gases representativos.Es importante que a la hora de calcular la solubilidad de un gas se haga una correcciónque consiste en sustraer la presión parcial del vapor de agua de la presión total del gas.

A continuación podemos observar un ejemplo (2.5) en el cual la concentración deloxígeno en agua saturada con aire es de 1.00 atm y 25oC, la presión parcial del agua es0.0313 atm a 25oC, y la solubilidad del gas se calcula considerando que el aire seco contiene20.95 % en volumen de oxígeno.

4



Cuadro 1: Constantes de la ley de Henry para algunos gases en agua a 25oC

Gas K,molm × L−1 × atm−1

O2 1.28 × 10−3

CO2 3.38 × 10−2

H 2 7.90 × 10−

4

CH 4 1.34 × 10−3

N 2 6.48 × 10−4

NO 2.0 × 10−4

Ejemplo:

P O2 = (1.0000atm− 0.0313atm) × 0.2095 = 0.2029atm = 2.60 × 10−4molL−1 (2.5)

Como el peso molecular del oxígeno es 32, la concentración de éste, disuelto en agua, enequilibrio con el aire es de 8.32 mg/L u 8.32 ppm Si relacionamos la solubilidad de los gasescon la temperatura podemos llegar a la conclusión que se relacionan de forma inversa, esdecir, si aumenta la temperatura, disminuye la solubilidad del gas; esto se puede calcularpor medio de la ecuación de Clausius-Clapeyron, Ec.(2.7)1

log C 2C 1

= ∆H

2.303R

1

T 1−

1

T 2

(2.6)

2.1. Oxígeno en el agua

Al degradarse la materia orgánica presente en los cuerpos de aguas, se emplea una grancantidad de oxígeno que interviene en este proceso, lo que implica una disminución en eloxígeno disuelto en el agua con el cual se hace posible la vida de las especies. Si el oxígenodisminuye, se limita el proceso de respiración de la especies del medio, razón por la cual segenera la muerte de estas mismas, y esta, es considera una de la principales causas de estehecho.

En el agua encontramos una concentración considerablemente baja de oxígeno, en com-paración con la de la atmosfera; esto se debe a la baja producción de oxígeno en el agua.

El agua se oxigena de dos formas, una de ellas es causada por las algas foto-sintetizadorasque se encargan de producir una cantidad muy baja de oxígeno, sin mencionar que estasmismas demandan este elemento para realizar sus procesos metabólicos, además, al morir,éstas requieren de oxígeno para descomponer su biomasa. Otra forma de oxigenar el aguaes a través del contacto con la atmosfera, a este proceso se le debe la mayor cantidad deloxígeno presente en el agua.

1Fórmulas tomadas del libro guía [Intruduccion a la química ambiental, S.E. Manahan]

5



La solubilidad del oxígeno disminuye a medida que aumenta la temperatura, con lo quepuede esperarse que haya más abundancia de oxígeno en los lugares más fríos y/o en tem-poradas frías. A medida que aumenta la profundidad y por ende la presión, disminuye laconcentración de oxígeno disuelto de lo que podemos concluir que la mayor concentraciónde oxígeno se encuentra en la superficie de los cuerpos de aguas.

Si la materia orgánica de origen biológico se representa por la fórmula {CH 2O}, elconsumo de oxígeno en el agua por la degradación de materia orgánica puede expresarsepor la reacción [Ref. 1]:

{CH 2O} + O2 → CO2 + H 2O (2.7)

Mientras mayor cantidad de material orgánico haya en los cuerpos de aguas, se produ-cirá mayor consumo de oxígeno durante su descomposición; y esto producirá una compli-cación en el proceso de respiración de las especies, ya que se genera una fuerte demandade oxígeno y en consecuencia la muerte de algunas especies.

6



3. Acidez y CO2 en el agua

En el agua se da un intercambio de iones de hidrogeno H +, parte de este proceso se leatribuye a las especies del habitad; unas producen el ión de hidrogeno contribuyendo a laacidez del agua, otras lo absorben el ión actuando como bases. un ejemplo en la química deácido – base, se evidencia con el ión bicarbonato HCO−

3 el cual puede actuar como ácido

y base.

HCO−

3 CO2−3 + H + (3.1)

HCO−

3 + H + CO2(aq ) + H 2O (3.2)

Si nos referimos al agua natural y residual, entonces llamaremos acidez a la capacidadque tiene el agua para neutralizar los iones de OH −; "este concepto es análogo al de al-calinidad, el cual es la capacidad de neutralizar el ión de hidrogeno H +" [Ref. 1]. En larealidad es difícil encontrar aguas ácidas, a menos de que se trate de aguas muy contamina-

das; por lo general la acidez se da por la presencia de ácidos débiles como el C O2, aunqueen ocasiones puede haber otros como H 2SO−

4 , H 2S , proteínas y ácidos grasos. Algunosiones metálicos como el F e3+ también generan acidez.

Si nos referimos a contaminación como tal, podríamos decir que lo que causa una mayorconcentración de esta misma son los ácidos fuertes, entre ellos podríamos mencionar H 2SO4

y el HCl presentes en el agua. Se pueden encontrar algunas aguas muy acidas producto dela minería, podemos notar el caso de:

Al(H 2O)3+6 Al(H 2O)sOH 2+ + H + (3.3)

Algunas actividades como el decapotado del acero, pueden generar desechos de ácidosfuertes y ácidos metálicos y muchos de estos desechos llegan a los cuerpos de aguas.

3.1. Dióxido de carbono en el agua

importante; es resultado de la degradación microbiana de la materia orgánica, por ellose encuentra presente en todo los depósitos de aguas. El dióxido de carbono junto consus derivados de su ionización (HCO−

3 y CO2−3), representan parte fundamental en losprocesos químicos que se dan en el agua, por ejemplo en la síntesis de biomasa de las algas.

CO2(agua) CO2(atmósfera) (3.4)

Y el equilibrio del ion CO2−3 entre la solución acuosa y los minerales carbonatados

sólidos tienen un fuerte efecto amortiguador (“buffer”) sobre el pH del agua [Ref. 1].

MCO3(sal carbonatada ligeramente soluble) M 2+ + CO2−3 (3.5)

La formación de H CO−

3 y C O2−3, contribuyen a la estabilidad de dióxido de carbonoentre la atmosfera y el agua, compensando la baja concentración de este a través delaumento de la solubilidad de CO2 en el agua. Sin embargo la alta concentración de este

7



mismo genera situaciones adversas, principalmente en el proceso de respiración de lasespecies acuáticas llegando a causar incluso hasta la muerte de estas.El CO2 es producido en parte por la degradación de la materia prima, también es consumidodurante el proceso de fotosíntesis de algunas algas; este elemento contribuye a la formaciónde carbonato de calcio al contribuir en su proceso de disolución en el agua.

CaCO3(s) + CO2(aq ) + H 2O Ca2+ + 2HCO−

3 (3.6)

El dióxido de carbono se disuelve ligeramente en agua para formar un ácido débil llamadoácido carbónico, H 2CO3, de acuerdo con la siguiente reacción:

El sistema CO2 − HCO−

3 − CO2−3 en el agua puede describirse por las ecuaciones

CO2(aq ) + H 2O H 2CO3 (3.7)

CO2 + H 2O HCO−

3 + H + (3.8)

K a1 = [H +][HCO−3 ]

[CO2] = 4.45 × 10−7 pK a1 = 6.35 (3.9)

HCO−

3 CO2−3 + H + (3.10)

K a2 = [H +][HCO−

3 ]

[HCO3] = 4.69 × 10−11 pK a2 = 10.33 (3.11)

Donde:

pK a = − log K a. las especies predominantes formadas por el Co2 disuelto en el agua

dependen del pH. el la figura (1), se muestra el diagrama de sitribución de especies, con elpH como variable principal[Ref. 1].

Figura 1: Diagrama de distribución de especies para el sístema CO2 − HCO−

3 − CO2−3 en

el agua

8



Para el CO2 en solución acuosa el diagrama es una serie de gráficas de las fraccionespresentes como CO2, HCO−

3 , y CO2−3 como función del pH. Estas fracciones designadas

como αx, estan dadas por las siguiente expresiones [Ref. 1]:

αCO2 = [CO2]

[CO2] + [HCO

−

3 ] + [CO

2−

3 ]

(3.12)

αHCO−

3 = [HCO−

3 ]

[CO2] + [HCO−

3 ] + [CO2−3 ]

(3.13)

αCO2−3 =

[HCO2−3 ]

[CO2] + [HCO−

3 ] + [CO2−3 ]

(3.14)

Si sustituimos K a1 y K a2 en α

αCO2 = [H +]2

[H +]2 + K a1[H +] + K a1K a2(3.15)

αHCO−

3 = [H +]2

[H +]2 + K a1[H +] + K a1K a2(3.16)

αHCO2−3 =

K a1K a2[H +]2 + K a1[H +] + K a1K a2

(3.17)

Los cálculos de estas ecuaciones dan como resultado:

Para colores de pH significativamente menores que pK a1, αCO2 es prácticamente 1.

Cuando el pH = pK a1, αHCO−

3 = αCO2

Cuando el pH = 1/2( pK a1 + pK a2), αHCO−

3 tiene su valor máximo de 0.98.

El dióxido de carbono se disocia en agua para producir concentraciones iguales de H +

y H CO−

3 :

CO2 + H 2O HCO−

3 + H + (3.18)

Las concentraciones de H + y de H CO−

3 se calculan a partir de K a1:

[H +] = [HCO−3 ] = (1.211 × 10−5 × 4.45 × 10−7)1/2 = 2.32 × 10−6 pH = 5.63 (3.19)

9



4. Alcalinidad

La alcalinidad es una característica que tiene el agua que le permite neutralizar ácidoso aceptar iones H +. Dado que la alcalinidad de aguas superficiales está determinada ge-neralmente por el contenido de carbonatos, bicarbonatos e hidróxidos, ésta se toma comoun indicador de dichas especies iónicas. No obstante, algunas sales de ácidos débiles comoboratos, silicatos, nitratos y fosfatos pueden también contribuir a la alcalinidad de estartambién presentes. El bicarbonato constituye la forma química de mayor contribución a laalcalinidad.Es básico conocer la alcalinidad del agua, con el fin de calcular las cantidades de produc-tos químicos que deben suministrarse para su adecuado tratamiento. Generalmente, lasprincipales especies responsables de la alcalinidad del agua son el ión bicarbonato y elión hidroxilo, aunque también existen otras que contribuyen en un menor grado como elamoniaco, y las bases conjugadas de los ácidos fosfóricos:

HCO−

3 + H + CO2 + H 2O (4.1)

CO2−3 + H + HCO−

3 (4.2)

OH − + H + H 2O (4.3)

la siguiente ecuación, es la ecuación completa de la alcalinidad:

[alc] = [HCO−

3 ] + 2[CO2−3 ] + [OH ]− − [H +] (4.4)

La siguiente ecuación es una reacción de neutralización, donde el peso equivalente delcarbonato de calcio es la mitad

CaCO3 + 2H + Ca2+ + CO2 + H 2O (4.5)

4.1. Contribuyentes a la alcalinidad a diferentes valores de pH

En el agua natural encontramos generalmente una alcalinidad de 1.00 × 10−2 equi-valentes por litro (eq/L), esto quiere decir que los solutos alcalinos en 1 litro del aguaneutralizarán 1.00 × 10−2 moles de ácido. Es importante destacar que las contribucionesde alcalinidad debidas a las diferentes especies dependen del pH.

La alcalinidad es debida a HCO−

3 , siendo [HCO−

3 ] = 1.00 × 10−3 M. para el aguacon la misma alcalinidad, pero a pH de 10, OH −, HCO−

3 y CO2−3 , todos contribuyen

significativamente a la alcalinidad como lo muestra la siguiente ecuación [Ref. 1]:

[alc] = [HCO−

3 ] + 2[CO2−3 ] + [OH ]− = 1.00 × 10−3 (4.6)

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5. Calcio y otros metales en el agua

La teoría de Bronsted-Lowry propone: un ácido es cualquier sustancia que puede donarun protón H + y una base es cualquier sustancia que puede aceptarlo. La acidez de un iónmetálico aumenta con la carga y disminuye con el radio. De acuerdo con la reacción,

F e(H 2O)3+6 FeOH (H 2O)2+5 + H + (5.1)

Las de precipitación,

F e(H 2O)3+6 F e(OH )3(s) + 3H 2O + 3H + (5.2)

y las reacciones de oxidación-reducción:

F e(H 2O)3+6 F e(OH )3(s) + 3H 2O + e− + 3H + (5.3)

Una sustancia sólo se comporta como ácido si otra sustancia simultáneamente se com-porta como base. Es decir, para ser un ácido de Bronsted-Lowry, una molécula o ion debe

tener un hidrógeno que pueda transferir como ion H + y para ser una base, una moléculao ion debe tener un par electrónico sin compartir para aceptar al ion H +.

5.1. Iones metálicos hidratados como ácidos

Los iones metálicos hidratados, particularmente aquellos con carga de +3 o más, tiendena perder el ion H + de la molécula de agua enlazada a ellos en disolución acuosa, ajustándosea la definición de ácidos bronsted, según la cual los ácidos son donantes de H +. La acidezdel ion metálico aumenta con la carga y disminuye con el aumento del radio como semuestra en la reacción:

F e(H 2O)3+6 F e(H 2O)5OH 2+ + H + (5.4)

La tendencia de los iones metálicos a comportarse como ácidos puede tener un efectoprofundo en el medio acuático. Un buen ejemplo es el agua acida de las minas o drenajesácidos de minas que deriva parte de su carácter acido de la naturaleza acida del hierro(iii)hidratado.

F e(H 2O)3+6 F e(OH )3(s) + 3H + + 3H 2O (5.5)

5.2. El calcio en el agua

El calcio es el que se encuentra en mayor concentración en la mayoría de los siste-mas de agua dulce. El calcio es un elemento importante en muchos procesos geoquímicos,constituyendo a los minerales como la principal fuente de este ion en las aguas.

Su presencia en las aguas naturales se debe al paso sobre depósitos de piedra caliza, yeso,la calcita y dolomita. La cantidad de calcio puede variar desde cero hasta varios cientosde mg/l, dependiendo de la fuente y del tratamiento del agua. Las aguas que contienencantidades altas de calcio y de magnesio, se les da el nombre de aguas duras.

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La dureza temporal del agua se debe a la presencia de iones de calcio y bicarbonato yse puede eliminar hirviéndola:

Ca2+ + 2HCO−

3 (s) CaCO3(s) + CO2(g) + H 2O (5.6)

El agua que contiene altos niveles de dióxido de carbono disuelve fácilmente el calcio

de sus carbonatos minerales.


3 (5.7)

Concentraciones bajas de carbonato de calcio, previenen la corrosión de las tuberíasmetálicas, produciendo una capa delgada protectora. Cantidades elevadas de sales de cal-cio, se descomponen al ser calentadas, produciendo incrustaciones dañinas en calderas,calentadores, tuberías y utensilios de cocina; también interfieren con los procesos de lavadodoméstico e industrial, ya que reaccionan con los jabones, produciendo jabones de calcioinsolubles, que precipitan y se depositan en las fibras, tinas, regaderas, entre otros.

{CH 2O} + O2 CO2 + H 2O (5.8)

5.3. Dióxido de carbono disuelto y minerales de carbono de calcio

El equilibrio entre el dióxido de carbono disuelto y los minerales de carbonato de calcioes importante en el valor de varios parámetros químicos, en las aguas naturales, como laalcalinidad, el pH y la concentración de calcio disuelto.

El C O2 disuelto genera protones al medio debido a la hidrólisis del agua y a la disocia-ción del ácido carbónico presente. Estos protones van entonces a reaccionar con los gruposhidroxilo provenientes de la hidrólisis del carbonato de tal forma que, al combinarse paraformar agua, se va a favorecer en ambos casos la formación de bicarbonato. Para agua dulce

natural, los valores típicos para las concentraciones de HCO−

3 y Ca+2 son 1.00 × x10−3

M, en ambos casos.La concentración de CO2 en el agua en equilibrio con el aire, es 1.211×10−5 M. Las otras

constantes necesarias para calcular [HCO−

3 ] y [Ca+2], son las constantes de disociaciónácida del C O2:

K a1 = [H +][HCO−

3 ]

[CO2] = 4.45 × 10−7 (5.9)

La constante de disolución ácida del HCO−

3 :

K a2 = [H +

][CO2−

3 ][HCO−

3 ] = 4.69 × 10−11 (5.10)

Y el producto de solubilidad del carbonatop de calcio (calcita):

K ps = [Ca2+][CO2−3 ] = 4.46 × 10−9 (5.11)

La relación entre el carbonato de calcio y el C O2 disuelto es:


3 (5.12)

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para la cual la expresión de equilibrio es la siguiente:

K = [Ca2+][HCO−

3 ]2

[CO2] =

K psK a1K a2

= 4.24 × 10−5 (5.13)

Para el agua en equilibrio con el carbonato de calcio sólido y el CO2 atmosférico, se

obtienen las siguientes concentraciones:

[CO2] = 1.211 × 10−5M

[HCO−

3 ] = 1.009 × 10−3M

[CO−23 ] = 8.87 × 10−6M

[Ca+2] = 5.04 × 10−4M

[H +] = 5.34 × 10−9M

pH = 8.27

Así pues, la disolución del CO2 dando protones y la del carbonato dando grupos hidro-xilo contribuyen sinérgicamente a una mayor solubilización de la roca caliza. Consecuente-mente, podemos afirmar que un agua con CO2 disuelve mejor el carbonato de calcio, y unagua con carbonato de calcio disuelve mejor el CO2. De hecho, el agua subterránea estásúper saturada de dióxido de carbono como consecuencia de la descomposición biológica,haciendo aumentar mucho la solubilidad del carbonato de calcio. Una vez el agua sale ala superficie tiene lugar la desgasificación y la precipitación del carbonato de calcio que

sobrepasa la saturación del agua en las nuevas condiciones.

6. Complejos y quelatos

Un complejo es una molécula formada por un ion o átomo central rodeado por unconjunto de ligantes, donde el ligante o ligando es cualquier átomo o molécula capaz deactuar como donante en uno o más enlaces coordinados y puede existir independientemente.

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Ahora bien, un compuesto de coordinación es un complejo neutro o un compuesto iónicoen el que al menos uno de los iones sea complejo.

Los complejos son una combinación de un ácido (átomo central) con cierto número debases (ligantes). Los metales forman complejos y son el átomo central del mismo (complejosmetálicos). El átomo en la base que se enlaza al átomo central se denomina átomo donador,

debido a que cede los electrones utilizados en la forma del enlace. El átomo o ion metálico,el ácido del complejo, es el aceptor. Todos los metales de todos los bloques de la tablaperiódica forman complejos.

El efecto quelato es la capacidad de los ligandos multidentados de formar complejosmetálicos más estables que los que pueden formar ligandos monodentados similares a losprimeros, dándose un efecto entrópico favorable a dicha formación.

Los quelatos son compuestos heterocíclicos formados por reacción de un ion metálicocomo ion central, con dos o más grupos funcionales del mismo ligando, y las quelonasson los ligantes quelantes capaces de formar iones hidrosolubles y complejos, con ionesmetálicos. La formación de complejos o la quelación pueden tener varios efectos, incluyendolas reacciones, tanto de los ligandos como de los metales. Entre las reacciones de los ligandos

están las de oxidación – reducción, decarboxilación, hidrólisis y biodegradación.Son diversas las aplicaciones que tienen los quelatos y en diferentes campos, por ejemplo

en ciencias de la salud, en química analítica, en biomedicina, alimentos, ingeniería químicay ambiental, entre otros más.

Figura 2: Quelato de un ion metálico divalente con nitrilotriacetato en una configuracióntetraédrica. También pueden existir estas configuraciones

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La ionización paso a paso del H 3T se describe a continuación:

H 3 T H + + H 2T − (6.1)

K a1 = [H +][H 2T −]

[H 3T ] = 2.18 × 10−2 pK a1 = 1.66 (6.2)

H 2T − H + + HT 2− (6.3)

K a2 = [H +][HT 2−]

[H 2T −] = 1.12 × 10−

3 pK a2 = 2.95 (6.4)

HT 2− H + + T 3− (6.5)

K a3 = [H +][T 3−]

[HT 2−] = 5.25 × 10−11 pK a3 = 10.28 (6.6)

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7. Formación de complejos con sustancias húmicas

La clase de agentes formadores de complejos que existe en la naturaleza son las sustan-cias húmicas. Las cuales se originan de la degradación microbiana de biomoléculas de plan-tas (y posiblemente también de animales), por ejemplo lignina, dispersados en el ambienteluego de la muerte de las células. La materia húmica es una estructura supramolecularde moléculas bio-orgánicas de tamaño relativamente pequeño (con una masa molecular <1000). Su color oscuro se debe, parcialmente, a estructuras quinoides y parcialmente a laabsorción aumentada de la luz por cromoforos asociados.

Puede obtenerse alguna noción sobre la naturaleza de las sustancias húminicas con-siderando la estructura de una molécula hipotética de ácido fúlvico que se muestra acontinuación:

El enlace de los iones metálicos con las sustancias húmicas es una de las cualidadesambientales más importantes. Este enlace puede ocurrir como quelación entre un grupocarboxilo y un grupo hidroxilo fenólico o entre dos grupos carboxílicos, o también como laformación de un complejo con un grupo carboxilo.

8. Reacciones de oxidación – reducción en agua

Una reacción de óxido-reducción se caracteriza porque hay una transferencia de elec-trones, en donde una sustancia gana electrones y otra sustancia pierde electrones:

tancia que gana electrones disminuye su número de oxidación. Este proceso se llamaReducción.

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la sustancia que pierde electrones aumenta su número de oxidación. Este proceso sellama Oxidación. Por lo tanto, la Reducción es ganancia de electrones y la Oxidaciónes una pérdida de electrones.

Si se considera una reacción que ocurre cuando el agua de un pozo que contiene hierro

disuelto como ión Fe+2 se trae a la superficie y el ión Fe+2 pierde un electrón y se oxidapara producir un precipitado de hidróxido de hierro (III) gelatinoso,

F e+2 + 3H 2O → F e(OH )3(s) + 3H + + e− (8.1)

En este caso, el F e3+ en el F e(OH )3(S )se encuentra en un estado oxidado en el productocon respecto al ión F e2+ que se esta en un estado reducido.

9. Tendencias de las reacciones

La dirección en las que ocurren las reacciones de reducción – oxidación, dependen de sus

semi – reacciones para ir hacia a la izquierda o a la derecha. Las cuales, a su vez dependende las concentraciones de los grupos reaccionantes y productos de las semi – reacciones ysus tendencias a ganar o perder electrones. Lo cual, se expresa por el potencial de electrodonormal o estándar, E 0.

A través de la ecuación de Nernst, podemos calcular la tendencia de la reacción haciala derecha, ya que esta incluye las concentraciones de las semi – reacciones participantes yel parámetro E 0.

Cuando dos electrodos se unen mediante un conductor eléctrico, se produce la reacción

2Ag+ + H 2 2H + + 2Ag (9.1)

en la que el hidrógeno gaseoso reduciría al ión zinc a zinc metálico. Esta reacción estacompuesta de las dos semi – reacciones:

2Ag+ + 2e− 2AgE 0 = 0.7994volt (9.2)

−(2H + + 2e−) H 2E 0 = 0.00volt (9.3)

2Ag+ + H 2 2H + + 2AgE 0 = 0.7794volt (9.4)

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9.1. Valores de E 0 y tendencia de las reacciones

Si se consideran algunas de estas semi – reacciones, los valores de E0 de estas expresanla tendencia a ocurrir con respecto a la semi – reacción de reducción, podemos ver queentre más positivo sea el valor de E 0, mayor será la tendencia de la semi – reacción dereducción para que ocurra, mientras más negativo sea E 0, mayor será la tendencia de lasemi – reacción a oxidarse.

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10. Efecto de la concentración: ecuación de Nernst

La ecuación de Nernst se usa para explicar el efecto de diferentes actividades en elpotencial del electrodo. Refiriéndonos a la figura anterior, si la concentración de los ionesCu2+ aumenta manteniendo constante todo los demás, se visualiza pronto que el potencialdel electrodo izquierdo se hará mas positivo porque la mayor concentración de iones C u2+deficientes de electrones, agrupados a su alrededor, tienden a atraer electrones del electrodo.

Algunos efectos de la concentración de E se expresan mediante la ecuación de Nernst

Cu2+ + P b Cu + P b2+ E 0 = 0.463v (10.1)

el potencial de la celda, E, está dado por la ecuación de Nernst

E = E 0 + 2.303RT

nF log

[Cu2+]

[P b2+] = 0.463 +

0.0591

2 log

[Cu2+]

[P b2+] (a25oC ) (10.2)

Donde:R: Constante molar de los gasesT: Temperatura absolutaF: Constante de Faraday

n: Número de electrones.

A 25o C tenemos,

E = 0.463volt + 0.0591

2 log

3.33 × 10−4

0.0137 = 0.415 (10.3)

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11. Diagramas de pE y pH

El pE, es análogo al pH y está definido como el logaritmo negativo de la actividad (a)del electrón:

pE= -log a−e pH= -log aH +

Si encontramos altos valores de pE en el agua indican la presencia de especies oxidantes,si estos son bajos indican la presencia de especies reductoras en equilibrio.

En química acuática, generalmente se usa pE y pE0 en lugar de E y E 0, que se calculansegún:

pE 0 = E 2.303RT

F

= E

0.0591(a25oC ) (11.1)

pE = E 0

2.303RT F

= E

0.0591(a25oC ) (11.2)

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12. Referencias

1. Introducción a la Química Ambiental, S.E. Manahan

2. Dirección de página web:http : //ambitocientificotecnologicoiescm.blogspot.com/2012/04/sonia−monica−

y − juan − luis24.html

3. Pdf-Dirección de página web:http : //www.uprm.edu/biology/profs/massol/manual/p3 − gasdisueltos.pdf

4. (Pdf), Dirección de página web:http : //www.whitman.edu/chemistry/edusolnssoftware/DOS panish.pdf

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resumen de temas de química ambiental