QUIMICA DEL AGUA

JORGE ENRIQUE AVILA REYES UNIVERSIDAD INDUSTRIAL DE SANTANDER

2015

“EL AGUA ES LA SANGRE DE LA TIERRA, SILLEGARE A FALTARLE MORIRÍA COMO NOSOTROS”.

NECESIDAD BIOLOGICA DE LOS SERES VIVOS,SIN LA CUAL NO PODRÍA EXISTIR VIDA

MANDAMIENTOS PARA LA CALIDAD AMBIENTAL

Conservarás y cuidarás de la naturaleza como de ti mismoUsarás a la naturaleza cuidando mantener sus ciclos vitalesRecordarás que tu dependes del medio ambiente y él depende de tus obras.

SolucionesSoluto-SolventeTipos de soluciones.- a) Por su estado físico inicial

Estado de la slnComponente 1 Componente 2 resultante Ejemplos Gas Gas Gas Aire Gas Liquido Líquido Agua gaseosa Gas Sólido Sólido Hirógeno en Pd Líquido Líquido Líquido Etanol en agua Solido Líquido Líquido NaCl en agua Sólido Sólido Sólido Bronce(Cu-Zn),Soldadura

b) Por su capacidad para disolver su solutoInsaturadas Saturadas Sobresaturadas

UNIDADES DE CONCENTRACIÓN

Molaridad= moles/litro Molalidad = moles/Kg ste

Normalidad= n°eq-g /Litro Fracción molar= n1/nt

%p/p = g sto/ g sln* 100 %p/v = g sto/vol sln* 100

PROPIEDADES COLIGATIVAS DE LAS SOLUCIONESAumento pto

de ebullición de la

sln.Descenso en

el pto de

congelación de la sln.

Descenso en la presión d

e vapor

de la slnPresión Osmó

tica.

PROPIEDADES COLIGATIVAS DE LAS SOLUCIONES

ColoidesDispersión de partículas de una sustancia (fase dispersa) entre un medio dispersor formado por otra sustancia.Tipos de coloides

Medio Fase Dispersor dispersa Nombre EjemploGas Líquido Aerosol Bruma, nieblaGas Sólido Aerosol HumoLíquido Gas Espuma Crema batidaLíquido Líquido Emulsión MayonesaLíquido Sólido Sol Leche de magnesiaSolido Gas Espuma Espumas plásticasSólido Líquido Gel Gelatina, mantequillaSólido Sólido Sol sólido Acero, Vidrio con metales

dispersos.

Cuando el medio dispersor es el agua, tenemos:

Coloides HIDROFÍLICOS o con atracción por el agua Ej: Proteínas.

Coloides HIDROFÓBICOS SIENTEN REPULSIÓN POR EL AGUA EJ: Jabón

EQUILIBRIO QUÍMICOa) Equilib. Homogéneo.-

N2O4 (g) 2 NO2 (g)

KC = (NO2 )2 / ( N2O4 ) b) Equilib. Heterogeneo.-

CaCO3 (s) CaO (s) + CO2 (g) Kc = ( CO2) Para el agua: H2O + HCl ↔ H3O + + Cl – H2O + NH3 ↔ NH4+ + OH – Se comporta como ácido o como base

SolubilidadMáxima cantidad de soluto que se disuelve en una cantidad dada de solvente a una temperatura específica.El precipitado que se obtiene es un sólido insoluble que se separa de la solución.ej:

Pb(NO3 )2 (ac) + 2 NaI(ac) PbI (s) + 2 NaNO3 (ac)

Existen reglas de solubilidad para compuestos iónicos comunes en agua a 25°C

Así como también hay tablas para las Kps para sales poco solubles

Ejemplo: Kps = [Ag][Br] = 7,7 x 10 -13

Compuestos que tengan una K ps muy pequeña tendrán una solubilidad muy baja

K ps = [Bi]2 [S]3 = 1,6 x 10 – 72

La solubilidad también se ve afectada por el efecto del ión común y el valor del pH.

ANÁLISIS GRAVIMÉTRICO

Acidos y bases fuertes y débiles

Ac. Fuerte: disociación total. Ej: HCl, HNO3,

pH = - log [ H+] pOH = - log [ OH - ] PH + pOH = 14Para el caso del Agua:

Kw = 1x 10 – 14 = [ H+] [OH-] también decimos: [ H +] = 10 – pH [ OH - ] = 10 - pOH

Acidos débiles: disociación parcial. Ej: ac. Acético, ac. Propanoico, HNO2, ( Ka)

[ H + ] = ( Ka x [acido] ) ½ CH3COOH CH3COO - + H +

Calcular el pH de una solución 0,1 M de H2SO4 y el pH de una solución de Acido Acético 0,1 M Ka = 1,8 x 10 – 5. Calcular el % disociación del acodo acético.

H2SO4 2 H + + SO4 =

BASES FUERTES.- Disocian en iones OH – y el respectivo catión, al 100%. Ej. LiOH, NaOH, Ca(OH)2Ejemplo: KOH → K + +

OH –Su [OH-] = [ KOH ] y por tanto pOH = - log [KOH]

• BASES DEBILES.- Disocian parcialmente en iones OH-

con el respectivo catión y tienen además Kb

Ejemplo: NH4OH ↔ NH4+ + OH- Ahora: ________ [OH-] = √ Kb . [base] y el pOH = - log [ OH-Calcular el pH de c/u de las siguientes soluciones: a) Solución 0,3 M de NaOH , b) solución 0,3 M de NH4OH Kb = 1,8 x 10 -5

Soluciones Buffer o Amortiguadoras

Se componen de ácido débil y su sal correspondiente;

[ H + ] = Ka x [ Acido ] / [ Sal] pH = pka + log [sal] / [ Acido]

o base débil y su sal.

[OH-] = Kb x [base] / [sal] POH = pkb + log [sal] / [base]

La característica principal de las soluciones buffer es que al agregar pequeñas cantidades de ácidos o bases fuertes su pH varía muy poco.

HidrólisisLa hidrólisis se presenta para sales que provienen de un ácido o base débil y una base o ácido fuerte. Ej: CH3COONa tiene Ka CH3COOH + NaOH CH3COONa + H2O

CH3COONa CH3COO - + H + CH3COO - + H2O CH3COOH + OH-

[OH - ] = ( Kw x [Sal] ) ½ kaPara el caso del NH4Cl [ H+] = ( kw x [sal] ) ½ kb• Sales que provienen de Ácidos y bases

fuertes NO SUFREN HIDRÓLISIS. Ej: NaCl - KNO3

TITULACIONESTambién llamadas Valoraciones, una solución de concentración exactamente conocida, denominada solución patrón, se agrega en forma gradual a otra solución de concentración desconocida hasta que la reacción química entre las dos soluciones se completa al cambiar un indicador o el potencial.

Si la solución patrón es un sólido: W(g) = V(L) x N res

PM/E*

• Si la sln patrón es otra solución: V1 C1 = V2 C2

ANÁLISIS VOLUMÉTRICO

Titulación: Acido débil Vs Base fuerte

pH

OXIDACIÓN-REDUCCIÓN Cam bio electrónico # de Oxidación

Oxidación Pérdida Aum enta Reducción Gana Dism inuye

Agente oxidante Gana Dism inuye Agente Reductor Pérdida Aum enta Sustancia Oxidada Pérdida Aum enta Sustanc. Reducida Gana Dism inuye

Ejem plo: Fe+2 Cr2O7= → Fe+3 + Cr+3 Fe+2 → Fe+3 + 1 e-

14 H+ + 6 e- + Cr2O7= → 2 Cr+3 + 7 H2O Rx total: 6 Fe+2 + Cr2O7= → 6 Fe+3 + 2 Cr+3 + 7 H2O

Las reacciónes REDOX se rigen por la ganancia o pérdida de electrones y/o en el número de oxidación de algunos elementos.

El área de la química que estudia la interconversión entre la energía eléctrica y la energía química (redox) se denomina la electroquímica .

Existen dos procesos electroquímicos: a) P. Electrolítico. Utiliza la

energía eléctrica para inducir a una reacción química.

b) P. electroquímico o galvánico(celdas o pilas)). En donde la energía liberada por una reacción química se aprovecha para convertirla en Energía eléctrica.

La concentración de electrones puede ser escrita como [ e-] y se da en términos de pE

pE = - log [e-] alto pE implica una baja concentración de electrones.

• La concentración de electrones en solución es realmente medida como un potencial de electrodo desarrollado cuando la muestra es incorporada dentro de una celda química.

• La medida común en la actividad redox es el EH el electrodo del potencial de hidrógeno éste a su vez se relaciona con el potencial estándar redox por medio de la Ecuación de Nernst.

EH = E°H + RT/nF log [especies oxidadas]y / [especies reducidas]x

Y pE = pE° + 1/n log [especies oxidadas]y / [especies reducidas]x

pE = 1/ n log K Cuando la concentración de todas las especies están en las m ism as unidades.

SOLUBILIDAD DEL OXIGENODos gases disueltos, O2 y CO2 juegan el mayor papel en el mantenimiento de los sistemas acuáticosEl O2 usado por animales y plantas, mientras que el CO2 es requerido para la fotosíntesis de las plantasSi disolvemos O2 cuando no está presente en las aguas, muchas formas de vida sobreviviránLos niveles de O2 disuelto varían con la temperatura, y el oxígeno es consumido por la degradación de la materia orgánica en el agua.Muchos reportes de peces muertos en ríos o embalses pueden ser no a causa de la polución, sino debido a la privatización del oxígeno por las fluctuaciones de temperatura y/o a la relación con la materia orgánica biodegradable tales como residuos agrícolas, en el agua.

De Existen procesos NO Naturales que generan oxígeno y también por medios puramente químicos, todo el O2 debe ser consumido por la fotosíntesis o en la atmósfera.

Ninguno de los procesos anteriores se debe tener en cuenta para reemplazar el oxígeno perdido, generado en la fotosíntesis durante el día y perdido durante la noche.

La transferencia de oxígeno a través de la interfase aire-agua es muy baja, pero si existe turbulencia o agitación generalmente se incrementa.

Podemos calcular la concentración del oxígeno en el equilibrio del agua a 25°C usando la ley de Henry. Constante20,95% de aire (en volumen) es oxígeno y

pO2 = 0,2095 atm

[O2]ac = KH . pO2 = 1,28 x 10 -3 x 0,2095

= 2,68 x 10 – 4 mol .L = 8,58 mg. L a 25°C

Observamos que a 35°C es de 7,03 mg . L

• El oxígeno disuelto es el mayor indicador de las características oxidantes y reductoras del agua.

• Los procesos redox del agua,(oxidación del O2 y reducción del H2 )limita el rango de los potenciales redox que son posibles en los cuerpos de agua.

LA OXIDACIÓN – REDUCCIÓN DEL AGUA• La ecuación de oxidación del agua es:

• 2 H2O O2 + 4H+ + 4 e - log K = - 83.1

K = pO2 [H+]4 [e -]4 Sacando log nos da: pE = - 1 logK + 1 log pO2 - pH 4 4

Como la presión parcial del oxígeno en el agua no puede exceder de 1, la condición oxidante más posible será: pE = 83.1/4 + 1/4log 1 - pH

pE = 20,75 - pH

Graficos de pE/pH : pE

pE = 20,75 – pH pH Bajo condiciones adecuadas sobre la línea del grafico cuando pE es muy grande que 20,75- pH, el agua asimismo puede oxidarse.

La reducción del agua: 2 H+ + 2 e- H2 logK = 0

K = pH2[H+]2 [e-]2

pK = - logpH2 - 2 pH - 2 pE

Si el pK = 0 y el valor máximo de pH2 es de 1, entonces: pE = - pH

El gráfico será: pE

pE = - pH

pHEcuaciones de redox dan límites en los cuales no se puede encontrar agua.

A pH = 7.0 por lo tanto, el pE debe estar entre

13,75 y - 7,0. Por encima de pE = 13,75 el agua es oxidada y por debajo de – 7,0 el agua es reducida.

pE = F . EH 2,3 RT

1

23 4

5

6

pE Oxidando 15

Reduciendo 0

0 7 14 pH1. Suelos y ciénagas inundados 2. Desagüe minas ácidas 3. Agua lluvia

4. Rivera de lagos 5. Océanos 6. Sedimentos marinos anóxicos

LAS CONDICIONES REDOX EN AGUA NATURALES

• Ahora estamos en una posición de ser capaces de relacionar la química dentro de un cuerpo de agua con sus orígenes y su condición química.

Las regiones del diagrama pE-pH pueden ser asociadas con la acidez y las características redox de tipos de agua particulares (figura anterior) y de esta asociación se pueden hacer deducciones sobre la naturaleza de las especies químicas que están probablemente en solución. El cuerpo de agua más grande, los océanos del mundo, tienen una composición relativamente constante, es generalmente bien oxigenada (pE alto) y tiene un pH justamente consistente de 8.2. Por lo tanto podemos representar esto, y otros tipos de agua, como áreas en el diagrama pE-pH.

Aunque el agua bien oxigenada tienen altos potenciales redox (oxidación), el agua que esta agotada de oxigeno tendrá más características reductoras.

Este agotamiento ocurre cuando procesos biológicos o químicos gastan el oxígeno disuelto más rápido de lo que puede ser repuesto. Esta será la situación en el agua de la subsuperficie de las turbas, algunas aguas subterráneas, y en las aguas intercaladas de sedimentos anóxicos.

Una gran gama de acidez es también encontrada, que van desde valores pH debajo de 2 en áreas volcánicas hasta las condiciones alcalinas más altas de algunos lagos