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ACONDICIONAMIENTO
Equilibrio Carbónico Alcalinidad Indice de saturación Fluoración
El acondicionamiento en el proceso de
tratamiento, comprende las acciones que se llevan a cabo sobre el agua ya
filtrada, que modifican determinados parámetros de calidad, fundamentalmente
comprende el ajuste de pH, la fluoración y remineralización (en escasas
instalaciones) y también puede considerarse como acondicionamiento, la cloración
final o desinfección, ya sea con cloro, cloraminas u ozono.
En cuanto a la modificación del pH,
generalmente implica una elevación de éste, ya que tanto el sulfato de alúmina
empleado como coagulante como el cloro, disminuyen el pH, especialmente en aguas
de baja salinidad, y por otra parte, algunas aguas contienen carbónico disuelto
en exceso sobre el necesario para el equilibrio carbonatos
↔
bicarbonatos, que requieren su eliminación, empleándose, tanto para eliminar
este CO2, como para la elevación del pH algún reactivo alcalino,
siendo el más empleado, una lechada de hidróxido cálcico, esta operación puede
considerarse como una verdadera remineralización.
Dado que el equilibrio carbónico es fundamental en todas las
aguas naturales y tratadas, describimos este fenómemo a continuación.
El anhídrido carbónico en el agua, puede estar, como ya hemos indicado, bien en forma de gas CO2, de ácido carbónico, de bicarbonatos o de carbonatos. A estas dos últimas formas, se les conoce como CO2 combinado. En el siguiente esquema, se muestran las posibles formas en que el anhídrido carbónico se encuentra en el agua CO2 TOTAL: - CO2 LIBRE . CO2 Agresivo(CO2) . CO2 Equilibrante (CO3H2 ) - CO2 COMBINADO . CO2 Semicombinado (Bicarbonatos) . CO2 Combinado (Carbonatos)
Cuando un agua se pone en contacto con carbonatos y en esta agua
hay presente anhídrido carbónico libre, tiene lugar la reacción química de
transformación del carbonato en bicarbonato, hasta alcanzarse el equilibrio
representado en la siguiente reacción:
CO3Ca + CO2
+ H20 ↔ (CO3H)2
Ca (1) Esta reacción es
fundamental en el problema que estamos tratando, ya que regula el equilibrio
carbonato-bicarbonato e influye en el pH del medio.
El equilibrio se alcanzará cuando en la solución no quede CO2,
libre ,agresivo, que como hemos visto anteriormente, es una de las formas en que
se puede encontrar el anhídrido carbónico en el agua, y es precisamente el que
ataca y disuelve a los carbonatos, pero si existe el suficiente CO2
para lograr que en la reacción de equilibrio (1) no haya un desplazamiento hacia
la izquierda transformándose los bicarbonatos en carbonatos, a este último CO2
se le conoce cono anhídrido carbónico equilibrante, que estará formando ácido
carbónico con el agua:
2 CO3H- ↔ CO3= + CO3H2 En este punto de equilibrio, no habrá ni
ataque a los carbonatos ni formación de éstos a partir de los bicarbonatos. A
este punto de equilibrio, corresponde igualmente un pH de equilibrio, tambien
conocido como pH de saturación, por alcanzarse en este punto la saturación del
agua en carbonato. En este punto de equilibrio se consigue, por tanto, que el
agua no sea agresiva ni incrustante.
Se pone como ejemplo en el equilibrio carbónico, las sales
correspondientes de calcio, por ser éste generalmente el más abundante en el
agua, formando los bicarbonatos y carbonatos cálcicos.
Si el CO2 libre es superior al CO2
equilibrante, es decir, al necesario para mantener el bicarbonato cálcico en
solución, este exceso es el conocido como CO2 agresivo a la caliza y
atacará al carbonato, hasta llegar al equilibrio.
Si el CO2 libre es inferior al equilibrante, una parte
del bicarbonato cálcico se descompone, liberando CO2, hasta que se
restablece o consigue el equilibrio carbónico, produciéndose a la vez carbonato
cálcico, que es el causante de las incrustaciones en conducciones, caldera,
etc., (Todas estas formas de CO2, se determinan en laboratorio,
excepto el equilibrante, que se determina por cálculo, relacionado con el pH de
equilibrio). Se dice que un agua es agresiva, cuando el
contenido en CO2 libre es superior al CO2 equilibrante y
es incrustante en el caso inverso.
El agua en equilibrio carbónico y por tanto no agresiva a la
caliza ni incrustante, puede ser corrosiva para materiales metálicos en contacto
con ella, especialmente si el agua está poco mineralizada, así por ejemplo,
puede atacar al hierro y desaparecer el CO2 equilibrante,
ocasionando, como ya hemos dicho, la precipitación de carbonatos. Esta
precipitación de carbonato cálcico, formará una capa protectora junto con el
óxido de hierro, que protejerá al metal de un posterior ataque.
Una elevación de la temperatura del agua al ocasionar un
desprendimiento de CO2, es otra posible causa de formación de
precipitados incrustantes.
La formación de incrustaciones en las conducciones y otros
aparatos en contanto con el agua es debido generalmente a la precipitación de
carbonatos de calcio y magnesio, esta precipitación depende en gran medida de
varios factores como:
-
Alcalinidad total
-
pH
-
Dureza total
-
Anhidrido carbónico disuelto
-
Solidos totales disueltos
-
Temperatura SATURACION Y
PRECIPITACION DE CARBONATO CALCICO
Entre los hechos que pueden
proteger a una conducción de agua de posibles corrosiones , está la
precipitación de carbonato cálcico , formando una capa protectora en el interior
de la conducción. Esta precipitación puede por otra parte llegar a producir
obstrucciones y otros fenómenos indeseables. En el tratamiento y conocimiento de
estos fenómenos, que en definitiva son reacciones químicas, intervienen : la
propia agua (H2O), dioxido de carbono (CO2), ácido
carbónico (CO3H2) y los iones hidroxido (OH)- ,
hidrógeno (H)+, carbonato (CO3)=, bicarbonato (CO3H)-
y calcio (Ca)++.
En la formación del
precipitado de carbonato cálcico :
El precipitado o capa
protectora de carbonato cálcico no se formará con las aguas donde el producto
[CO3= ]. [Ca++ ] sea menor que la constante de
solubilidad. En este ultimo caso las aguas no formaran la capa protectora, sino
que serán corrosivas.
Las aguas en las que el
producto [CO3= ]. [Ca++] es exactamente igual a
la constante del producto de solubilidad, son aguas saturadas. El producto de solubilidad no es constante, decrece con el incremento de la temperatura, de tal forma que un agua que está por debajo de la saturación, a baja temperatura, puede pasar a sobresaturada cundo se eleva su temperatura, es decir que la tendencia de un agua a formar incrustaciones se incrementa con el aumento de la temperatura. Cuando se dice que un agua está justamente sobresaturada, quiere decirse que puede precipitar carbonato cálcico, lo cual no significa que precipitará de forma clara, pues en general el producto de solubilidad debe ser claramente excedido para que la tasa de precipitación del carbonato cálcico sea significativa.
Si lo que se desea es que
partiendo de un agua que está por debajo del punto de saturación , sea capaz de
formar una capa protectora de carbonato cálcico, se le suele añadir generalmente
alguno de estos iones, o ambos, hasta conseguir el punto deseado, es decir,
sobrepasar el punto de saturación.
En el esquema siguiente se
representa el punto de saturación o equilibrio, como la linea que divide la zona
de "precipitación posible" y la zona de "precipitación no posible·. En este
esquema, el agua con las condiciones de la parte idquierda, es decir,
infrasaturada, o de "precipitación no posible", como puede ser el punto A, podrá
pasar a la zona derecha o de saturación, incrementando la concentración de Ca++
o de CO3= , para sobrepasar el producto de solubilidad y
llegar al punto B.
Esquema precipitación carbonato (pinchar para ver mayor)
Si por ejemplo, en el proceso de acondicionamiento del agua , se alcanzara el punto D , de mayor sobresaturación, entonces la precipitación de CO3Ca será mayor y generalmente más rápido.
La alcalinidad de
un agua es debida al contenido de sales del ácido carbónico (bicarbonatos,
carbonatos) e hidróxidos, es una medida o indicación de los componentes básicos
del agua. La alcalinidad de las aguas naturales suele deberse a los carbonatos y
bicarbonatos de calcio, magnesio, sodio y potasio y en algunos casos también se
debe en pequeño grado a boratos, silicatos y fosfatos. El bicarbonato es el
componente que más contribuye a la alcalinidad. La importancia de la alcalinidad
es significativa en los fenómenos de coagulación y ablandamiento, así como en la
prevención de la corrosión. La alcalinidad da un índice de la resistencia del
agua a bajar su pH cuando se le añade ácido. No deben
confundirse los términos alcalinidad y basicidad, es decir, alcalinidad y pH. El
pH es una medida de la intensidad y la alcalinidad es una indicación o medida de
la capacidad de aceptar protones H+ para alcanzar un estado
determinado. Así por ejemplo, para llevar un ion CO3= al estado de CO2 son necesarios dos protones. Para llevan un ión CO3H- al estado de CO2 es necesario un protón: CO3= +H+ D CO3H- ; Constante de disociación : [ CO3= ] [ H+]
K1 = ―—————— =
[ CO3H-]
CO3H- + H+
D CO2 + H2O
; Constante de disociación: K2 = ————————
= 10-6,34
↕↨
{
Si a la suma de las concentraciones moleculares de [ CO3H2],
[CO3=] y [ CO3H-] de la solución,
la llamamos C , C = [ CO3H2] + [CO3=] + [ CO3H-] , podemos determinar entre la ecuacion anterior y las de las dos ecuaciones de las constantes de disociación anteriores K1 y K2, las concentraciones de [ CO3H2], [CO3=] y [ CO3H-] en función de la concentración de [H+], es decir, en función del pH. En la figura siguiente, se representan estos valores, donde se puede observar que los bicarbonatos se encuentran en la zona comprendida entre pH 4,3 y pH 12,6. Por debajo del pH 4,3, sólo existirá ácido carbónico libre. Cuando no existe ácido carbónico, es decir a partir del pH 8,3, empezarán a aparecer los carbonatos. A pH = 6,3 ,existe un 50 % tanto de CO3H2 como de CO3H- . A pH = 10,33 existirá un 50 % de CO3H- y de CO3= .
La alcalinidad debida a carbonatos y bicarbonatos,
se representa por TA (Título alcalinimétrico) y la alcalinidad que incluye
también los hidróxidos, se representa por TAC (Título alcalinimétrico
completo). La alcalinidad
actúa como mecanismo de amortiguación del pH, dentro de unos límites, tal como
ya hemos señalado en las reacciones anteriores si añadimos un ácido, será
neutralizado así:
CO3=+
H+ (acido)
D
CO3H-
CO3H-
+ H+ (acido)
D
CO3H2 D
CO2H + H2O Si lo que añadimos es una base, será neutralizada así:
CO3H-
+ OH- (base) D
CO3= + H2O
CO3H2
+ OH- (base) D
CO3H- + H2O La capacidad amortiguadora del sistema de alcalinidad, está limitada o se anula cuando el ácido o la base añadidas sobrepasan las concentraciones correspondientes al bicarbonato. Medición de
la alcalinidad La alcalinidad se expresa como alcalinidad a la fenolftaleina y la alcalinidad al naranja de metilo o alcalinidad total. Estas caracterizaciones se deben a los virajes o cambios de color de estos indicadores al llegar al punto final en la determinación por titulación con un ácido. La titulación para la determinación de la alcalinidad se hace en dos fases; en la primera fase se realiza la alcalinidad a la fenolftaleina, titulando la muestra hasta pH 8,3 y en la segunda se determina la alcalinidad al naranja de metilo o alcalinidad total, titulando la muestra hasta pH 4,5. En el esquema siguiente, se representan estas fases en la titulación del agua para conocer las alcalinidades a la fenoftaleina y total, puede observarse que a medida que se añade ácido, se produce una caída lenta del pH hasta llegar a 8,5 y a partir de aquí una caída rápida del pH, con una inflexión (no muy bien definida) alrededor del punto de pH 8,3, es aquí donde los CO3 = habrán pasado a CO3H- y el color de la fenolftaleína pasará del rosa a incoloro, al ir añadiendo más ácido, el pH irá disminuyendo hasta alcanzar otro punto de inflexión en el entorno del pH 4,5, donde los CO3H- pasarán a CO2 el color del indicador anaranjado de metilo, pasará del amarillento al rosa pálido.
Se pueden apreciar tres segmentasen la curva (a-b,
c-d, e-f,..) que se corresponden con variaciones débiles de pH y dos tramos
(b-c, d-e) en los cuales, una pequeña cantidad de ácido añadido, lleva a una
fuerte variación de pH. La determinación y relación de la alcalinidad con los dos indicadores, fenolftaleína y anaranjado de metilo, y las atribuídas a os bicarbonatos, carbonatos e hidróxidos, se observa con más detalle en el siguiente gráfico donde se representan las distintas zonas de pH y las correspondientes alcalinidades.
Una vez realizadas las determinaciones de las alcalinidad a la fenolftaleína y la total, con los resultados obtenidos, se pueden obtener las tres principales formas de alcalinidad de las aguas superficiales, como son las debidas a bicarbonatos, carbonatos e hidróxidos. De las relaciones estequiométricas de estas determinaciones, de la alcalinidad con ácido, se puede concluir lo siguiente: 1) Si la alcalinidad a la fenolftaleína (F) es igual a la alcalinidad total (T), la muestra sólo continene hidróxidos en cuantía igual a T. 2) Si la alcalinidad de fenolftaleína (F) es mayor que la mitad de la alcalinidad total (T/2), la muestra contiene carbonatos e hidróxidos (pH>9,4). 3) Si la alcalinidad de fenolftaleína (F) es igual a la mitad de la alcalinidad total (T/2), la muestra no contiene ni bicarbonatos ni hidróxidos, contendrá sólo carbonatos en cuantía 2F. 4) Si la alcalinidad de fenolftaleína (F) es menor que la midad de la alcalinidad total (naranja de metilo) (T/2) la muestra continene bicarbonatos y carbonatos (pH> 8,3) 5) Si la alcalinidad de fenolftaleína (F) es igual a cero, la muestra no contiene ni carbonatos ni hidróxidos, contendrá bicarbonatos en cantidad igual a la alcalinidad total (T)
En el siguiente cuadro se recogen estas relaciones de alcalinidad. Los
resultados se expresan en mg/l de CO3Ca
Se presupone la incompatibilidad de las alcalinidades de hidróxido y bicarbonatos y que los cálculos se hacen o están basados en en una relación estequiométrica, con lo cual, los resultados de la alcalinidad no expresan estrictamente concentraciones reales de iones, es especialmente cuando el pH es mayor de 10.
También es conveniente señalar o recordar algunas premisas tenidas
en cuenta en el análisis y formación de la anterior tabla:
·
En la titulación con ácido, los carbonatos (CO3=)
se convierten primero en bicarbonatos (CO3H-).
·
En la determinación de la alcalinidad a la fenolftaleína, se miden
todos los hidróxidos y la mitad de la alcalinidad que producen los
los carbonatos
(ya que al pH 8,3 de viraje de la fenolftaleína, los carbonatos se transformarán
en bicarbonatos y sólo se habrá consumido la
la mitad del ácido, consumiéndose
posteriormente la otra mitad, al transformarse los bicarbonatos en CO2.
Como ejemplo de lo indicado, supongamos que se ha ensayado una muestra,
obteniendo los siguientes resultados:
Alcalinidad en presencia de fenolftaleína , F = 18 mg/l CO3Ca.
Alcalinidad en presencia de naranja de metilo (Alcalinidad total) T = 5
=50 mg/l.,
que corresponderá a la fila 4ª de la tabla anterior, F < ½ T, es decir, habrá
una alcalinidad por carbonatos que será igual al do doble de la alcalinidad
en presencia de fenolftaleína, o sea: 2 x 18 = 36 mg/l. y la alcalinidad por
bicarbonatos será igual a la alca a
linidad en presencia de na na ranja de metilo,
menos el doble de la alcalinidad en presencia de fenolftaleína, es decir: 50 – 2
x 18 = 14 mg
mg./l. Puede observarse que la suma de la alcalinidad por carbonatos (36 mg/l) más la alcalinidad por bicarbonato (14 mg/l) es igual a la alc alcalinidad total (50 mg/l).
Dureza y
alcalinidad
Considerando la alcalinidad de un agua y su dureza, pueden hacerse las siguientes apreciaciones respecto a sus interrelaciones: Si los componentes básicos del agua (alcalinidad) estuviesen formados sólo por sales de calcio y magnesio, coincidirían la alcalinidad y la dureza, pero puede suceder que hayan otras sales básicas, además de las de calcio y magnesio, como suelen ser las sódicas y potásicas, y en este caso, la alcalinidad será superior a la dureza; también la alcalinidad puede ser inferior a la dureza, en aquellas aguas donde existan sales de calcio y magnesio, no carbonatos, es decir sales neutras, como pueden ser los sulfatos de calcio y magnesio. La dureza del agua está relacionada con los terrenos por los cuales discurre. Las aguas subterráneas son en general más duras que las ag aguas de superficie La dureza total es la suma de las concentraciones de iones calcio y magnesio disueltos. Se expresa en mg./l. de CO3 Ca . La dureza de un un agua puede ser “ permanente”, que es debida principalmente a los sulfatos de calcio y magnesio, solubles,(también cloruros y nitratos os) , los cuales no pueden eliminarse por ebullición del agua, como en cambio le ocurriría a los bicarbonatos cálcico y magnésico, que son los principales constituyentes de la dureza conocida como “temporal”. En la eliminación de los bicarbonatos de calcio y magnesio, y en general en el ablandamiento del agua, se suelen emplear dos métodos: la la aplicación de cal sodada y el intercambio de iones con resinas o zeolitas. Mediante la cal sodada, que es una aplicación de lechada de cal jun junto con una solución de carbonato sódico, se logra precipitar los bicarbonatos de calcio y magnesio (dureza temporal) al reaccionar con la le lechada de cal y con el carbonato sódico se conseguirá la precipitación de los sulfatos de calcio y magnesio (dureza permanente). Los bi ar carbonatos solubles pueden eliminarse igualmente aumentando el pH , ya sea con hidróxido sódico o con solución amoniacal. La dureza de la mayor parte de las aguas es generalmente cálcica. Al calentar las aguas que contienen bicarbonatos pueden precipitar carbonato cálcico, que podrá formar incrustaciones. Como ya se ha expuesto, al aumentar el pH se incrementa la concentración de iones carbonato. Puede decirse por tanto, que la tendencia a formar precipitados e incrustaciones de carbonatos aumenta con los incrementos de los iones calcio, dureza, alcalinidad, pH y temperatura Es importante destacar que para una dureza dada un agua puede producir o no producir precipitaciones e incrustaciones, ya que depen en den también de su alcalinidad, pH y temperatura, es decir si conocemos la dureza de un agua y no conocemos los otros factores, no po podrá predecirse si el agua formará incrustaciones.
Alcalinidad y fotosíntesis
El equilibrio carbónico de un agua y dentro de este el propio CO2
, rige en gran medida el sistema de alcalinidad, y a su vez, da
da do que el
CO2 de una masa de agua es usado por el fitoplancton en el proceso
de fotosíntesis, puede decirse que la alcalinidad juega un pa papel importante en
los resultados de la actividad fotosintética, es decir, la alcalinidad tiene
interacciones en los procesos de fotosíntesis y res respiración.
La influencia de la alcalinidad en los procesos metabólicos que
tienen lugar en las grandes masas de agua, se pone de ma nif nifiesto considerando el
conocido equilibrio carbónico del agua:
CO=3 + Ca++
+ CO2+ H2O
D
2 CO3H- + Ca++ El fitoplancton, al consumir CO2 en el proceso fotosintético, da lugar a que el equilibrio anterior se desplace hacía la izquierda y a que el pH aumente. Este aumento del pH tiene su explicación en el hecho de que al disminuir el CO2 libre disminuye también las concentraciones de iones H+, tal como se desprende de la reacción: CO2 + H2O
D CO3H-
+ H+ .
También al desplazarse el equilibrio carbónico hacía la izquierda,
en los momentos de más actividad fotosintética (crecimientos alg algales), la
concentración de carbonatos, procedentes de los bicarbonatos, aumentará,
disminuyendo igualmente la concentración de H+ de
de acuerdo con la
reacción:
CO3H-
D
CO=3 + H+.
Si en el agua hay presentes iones Ca++
y Mg++, la actividad fotosintética formará precipitados de carbonatos
cálcico y magnésico.
Hay que considerar por otra parte, que si bien el CO2 es
consumido en los procesos de fotosíntesis, también es restituído por difu usi
sión
del CO2 atmosférico hacía el agua y a través del propio sistema de
alcalinidad mediante la disociación de bicarbonatos, también los fen ó ó menos de
respiración generan CO2 que pueden en definitiva, en estos casos,
disminuir el pH y por tanto la concentración de carbonatos. Las aguas de baja alcalinidad (<50 mg/l) pueden experimentar mayores variaciones en su pH que las de más alta alcalinidad (mmás tamponadas) como consecuencia de las variaciones en la concentración de CO2, motivadas por los fenómenos de fotosíntesis y respiración, así por ejemplo, en la siguiente figura, se observa que en las horas diurnas, de más actividad fotosintética (mayor consumo de CO2), el pH puede alcalcanzar valores más altos en las aguas de baja alcalinidad, que en las de más alta alcalinidad. Por el contrario, durante la noche, al dis disminuir el el consumo de CO2 , su mayor contenido se traduce en una bajada del pH.
Los índices de saturación
de carbonato cálcico se utilizan generalmente para determinar la tendencia de un
agua a disolver o formar precipitados. Ya se ha indicado que cuando un agua está
sobresaturada de CO3Ca tenderá a precipitar esta sal y por el
contrario si su contenido es inferior al de saturación , tenderá a disolverla.
Las aguas saturadas, en esta sal, estaran en equilibrio (ni disuelven ni
precipitan CO3Ca).
Entre los índices de
saturación , el más empleado es el Indice de Saturación de Langelier(IS), este
índice se puede determinar mediante cálculo o mediante determinación
experimental.
El índice de saturación
mediante cálculo se determina a partir de la ecuación IS = pH-pHs
, siendo pH = pH medido con un pHmetro
pHs = pH que tendría el agua si estuviera en
equilibrio con CO3Ca , para las concentraciones de esa agua en iones Ca++
y CO3H -
.
Si el pHs es inferior al pH
medido, el índice de saturación es positivo, significando que el agua está
sobresaturada de CO3Ca, ésta agua será incrustante, si el resultado del índice
de saturación es negativo, ésta agua será agresiva hacia el carbonato, si IS =
0, el agua estará en equilibrio con el carbonato.
El pHs se puede calcular
teniendo en cuenta la reacción de equilibrio para la solución del CO3Ca y la
hidrólisis del ácido carbónico:
CO3Ca Û
CO3= + Ca++
CO3H– Û
CO3= + H+
La constante de solubilidad
de la primera reacción de equilibrio es :
Ks = [CO3=].[Ca++]
(1)
y la constante de la
segunda reacción es :
[CO3=].[H+]
K2 =
—————– (2)
[CO3H-]
Sustituyendo en la
ecuación (2) de un agua en equilibrio el valor de [CO3=],obtenido
de la ecuación (1), resultará .
Ks.[H+]
K2 =
—————––– de donde [H+] = K2/Ks. [ Ca++]
. [ CO3H–] (3)
[Ca++].
[CO3H-]
Teniendo en cuenta la
definición de pH, (-log [H+] ), y tomando logaritmos negativos en la expresión
(3), resultará:
-log (H+)
= -logK2 + logKs -log[Ca++] - [CO3H-]
Si designamos por p a -log,
tendremos :
pHs = pK2 - pKs + p[Ca++] + p[CO3H-]
Para el calculo del pHs
dado por la ecuación anterior suele añadirse al segundo miembro un factor
conocido como coeficiente de actividad (fa) para especies
monovalentes, quedando por tanto:
pHs = pK2 - pKs + p[Ca++] + p[CO3H-]
+ 5 fa (4)
a su vez el coeficiente fa
viene determinado en función de la fuerza iónica fi ( fi
=1/2 å
[Xi].Zi2 ) y una constante A que depende de la
temperatura y de la constante eléctrica del agua, ésta constante A suele estar
establecida ya en tablas. La fuerza iónica viene dada por la formula
fa = A
––––––– - 0,3 fi (5)
[Xi] : Constante del
componente i en moles gr./l.
Zi : Carga del
componente o especie i
Si no se dispone de un
análisis completo del agua, se puede utilizar o referir la fuerza iónica en
función del total de sólidos disueltos (TSD), en mg./l. o en función de la
conductividad C, en µmhos/cm. fi = TSD / 40.000 o bien fi = 1,6 x 10–5 x C Si no se conoce el TSD y si la conductividad, se puede estimar los mg./l de TSD, mediante la siguiente tabla de conversión: Conductividad (µmho/cm) TSD (mg./l. CO3Ca) 1.0 0.42 10,6 4,2 21,2 8,5 42,4 17,0 63,7 25,5 84,8 34,0 106,0 42,5 127,3 51,0 148,5 59,5 169,6 68,0 190,8 76,5 212,0 85,0 410,0 170,0 610,0 255,0 812,0 340,0 1008,0 425,0
Por tanto, conocidos los
valores de pK2 y pKs , según la tabla correspondiente (se incluye a
continuación), el valor de la concentración total de calcio [Ca++] en
moles gr./l., la concentración del ión bicarbonato [CO3H–]
,dado por la medida de la alcalinida total, puede finalmente determinarse el
valor del pHs que figura en la ecuación (4).
Valores precalculados para pK
y A , a distintas temperaturas
5 10,55 8,39 0,494
10 10,49 8,41 0,498
15 10,43 8,43 0,502
20 10,38 8,45 0,506
25 10,33 8,48 0,511
30 10,29 8,51 0,515
35 10,25 8,54 0,520
40 10,22 8,58 0,526
–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––
Como ejemplo, sea un agua
con pH =8,2, una temperatura de 15ºC , una cantidad total de sales disueltas de
650 mg./l. y la siguiente composición:
mg./l. mg./mol moles
gr./l.
Sodio
...............….. 40 .........22,9 ......... 1,7x10-3
. Potasio
..........….. 6 ....... 39,1 ........ 1,5x10-4
Calcio
.............….. 164 ...... 40,0 ........ 4,1x10-3
Magnesio
.......….. 28 ....... 24,3 ........ 1,1x10-3
Alcalinidad(en CO3Ca)…110
…… 50,0
.…… 2,2x10-3 (equiv.gr.)
Sulfatos
……………….. 235 ….. 96,0 …… 2,4x10-3
Silice
……………………..10 ……60.0 ……
1,6x10-4
Cloruros ………………… 39
…... 35,4 ……. 1,1x10-3
Los cálculos de los
coeficientes fi (fuerza iónica) y fa (coeficiente de actividad) resultan ser :
fi = 0,025
gr.moles/l. y fa = 0,057
La concentración de [CO3H-],
viene dada por la alcalinidad (2.2x10-3)y de aquí p[CO3H-]
= 2,68
[Ca++] =
4,1x10-3 , por tanto p[Ca++] = 2,39
Los valores de pK2
y pKs, para la temperatura de 15 ºC ,se obtienen de la tabla
anterior, que resultan ser 10,43 y 8,43 respectivamente.
Conocidos los anteriores
valores , el pHs vendrá dado por :
pHs = 10,43 - 8,43 +
2,39 + 2,68 + 5 x
0,057 = 7,35.
El índice de saturación
será : IS = 8,20 - 7,35 = 0,85 .Al ser un índice positivo, nos indicará que el
agua está sobresaturada de carbonato, siendo por tanto incrustante. En la practica se emplea la prueba del mármol (indicador de estabilidad de Enslow) para determinar la alcalinidad y el pH en el punto de equilibrio de un agua determinada . Mediante esta prueba se puede determinar ,en la practica del tratamiento del agua, si es necesario o no incorporar cal al agua tratada. Si, por ejemplo, la alcalinidad de un agua cuando se ha conseguido el equilibrio en la prueba del mármol se ha visto incrementada en 10 ppm y aceptando que cada mg./l. de cal apagada comercial del 90 % de riqueza aumenta la alcalinidad del agua en 1,35 ppm, serían necesarios añadir 10/1,35 = 7,4 ppm de cal. En cuanto al pH alcanzado en el punto de equilibrio, nos va a servir como orientación practica para bajar o subir igualmente la dosis de cal.
Cuando se
Langelier ha reseñado un
método útil para el calculo del pH de equilibrio en aguas con pH menor de 9,5 y
residuo seco menor de 700 mg./l. La formula matemática para calcular el pHs a
una temperatura determinada es :
pHs = C - (log
alcalinidad + log CaO)
donde C es una constante
que depende de la temperatura (11,89 a 0ºC y 11,38 a 20 ºC) y que se muestra en
la siguiente tabla:
El log alcalinidad, viene
dada por los bicarbonatos, expresados en mg./. de CaO y el log CaO es el
contenido en calcio, expresado como mg./l. de CaO.
Aplicando esta fórmula al
ejemplo anterior, resulta un valor, para el pHs, muy similar al antes calculado
de 7,35.
CALCULO GRAFICO DEL
EQUILIBRIO CARBONICO EN EL AGUA
Entre los varios estudios
gráficos existentes para estudiar el equilibrio carbónico de un agua , se emplea
con bastante frecuencia el método gráfico de cálculo del pH de saturación o
equilibrio de Hoover y Langelier , es un método monográfico que necesita para su
aplicación el conocimiento de la temperatura, la salinidad total del agua, (en
función del residuo seco expresado en mg./l.), el contenido del ión Ca++,
en mg./l. y el CO3H- expresado como alcalinidad total (TAC)
en mg./l. de CO3Ca.
Para operar con este método
gráfico se comienza por determinar el punto resultante de aplicar la temperatura
en ordenadas y el total de sales disueltas en abcisas, obteniéndose un punto en
la escala I . Este punto al unirlo con el que expresa el contenido en Ca++
de la escala III, determina un punto de corte en la escala II. La recta de unión
de este punto de la escala II con el valor de la alcalinidad (en mg./l. de CO3Ca)
de la escala V , cortará a la escala IV en un punto que corresponderá al pH de
saturación.
Con este valor del pHs se
puede calcular ahora el índice de saturación.
Aplicando este método
gráfico al caso del agua del ejemplo anterior se obtiene un pHs de 7,6
Experimentalmente el pHs se puede determinar de forma bastante aproximada disponiendo en un matraz cerrado, agua en contacto con CO3Ca y despues de unas horas medir el pH una vez en equilibrio, este pH será practicamente el pH de saturación.
Desendurecimiento :Publicación, en inglés de la Universidad de Nebraska, donde se exponen unas ligeras nociones sobre el proceso y equipos empleados en el tratamiento de aguas duras. Ablandamiento del agua :Publicación, en inglés, dentro de la página del Institute of Agriculture and Natural Resource y la Universidad de Nebraska-Lincoln. Ablandamiento : Página de la North Dakota State University (NDSU Extension Service), con varias consideraciones acerca del ablandamiento de agua duras. Ablandamiento : Página en inglés de Minnesota Rural Water Association. Recoge una introducción a la alcalinidad y dureza y el proceso de ablandamiento con cal y sosa y la eliminación de los lodos generados . Trata también de la relación entre pH y alcalinidad , con ejemplos y calculo de dosis. Finaliza con una breve descripción de los procesos de recarbonatación , cambio de iónes y ablandamiento con zeolitas. Una historia del ablandamiento del agua. Artículo de Peter Meyers publicado por Water C0nditioning & Purification. Indice de Saturación de Langelier. Página, en inglés, de Corrosion-doctors, donde se recoge el equilibrio carbónico, ejemplo de cálculo de Indice de Langelier y otros temas generales sobre corrosión por el agua. Agresividad del dióxido de carbono en el agua. Publicación de la Red Iberoamericana de Potabilización del Agua. Tendencia del agua a formar incrustaciones. Página de Edstrom Industries. INC, en inglés, recogiendo apartados como: ¿Qué es la dureza. Indice de Langelier (Con un calculador automático de este). Ejemplos de indice de Langelier. TECNOLOGÍA INFORMÁTICA PARA EVALUAR LA AGRESIVIDAD DEL BIÓXIDO DE CARBONO EN EL AGUA. Publicación de Red Iberoamericana de Potabilización y Depuración del Agua Los gases mejoran la calidad del agua potable __________________________
La fluoración puede considerarse como otro proceso de
acondicionamiento del agua, en este caso se trata de añadir fluor al agua
potable generalmente en forma de fluoruros hasta conseguir un contenido en fluor
de 0.4 a 1.0 mg/l. Este tratamiento está poco generalizado, ya que son bastantes
las oposiciones a esta práctica, que en definitiva pretende una protección
contra la caries dental de la población, pero a este respecto hay que señalar
que un exceso de fluor podría llegar a producir fluorosis (ataques del esmalte
dental y otras molestias diversas).
La fluoración de las aguas está muy poco extendida en Europa, en
cambio se aplica más en Estados Unidos.
En España están aprobados el empleo de aditivos de fluoración como
el fluoruro sódico, fluorosilicato sódico y ácido hexafluorosilícico, pero son
muy pocas las poblaciones que los emplean.
En determinadas aguas naturales existe en cambio un contenido en
fluor muy elevado y en estos casos lo que procede es una reducción de este fluor,
empleándose para ello un tratmiento con fosfato tricálcico o bien filtrar el
agua sobre alumina activada. La acción beneficiosa del fluor para los dientes, a dosis menores de 1 mg/l, se vuelve en cambio perjudicial para el esmalte de estos, si la dosis se situa entre 1 y 2 mg/l, y muy tóxico a dosis mayores. Estos hechos y otras circunstancias , provocan la disparidad de criterios en cuanto a su aplicación en el agua potable. Los partidarios de la fluoración aducen que sería una medida de salud pública general, pero los que se oponen, alegan razones de bastante peso, tales como que no todas la personas presentan la misma reacción ante la aplicación o administración de determinadas sustancias o medicamentos y la fluoración supondría obligar a toda la población a una medicación general. Se han llegado a exponer po los contrarios a la fluoración , que en las comunidades que la emplean , aumenta la tasa de la fluorosis dental, tambien se ha argumentado y se ha asociado el incrementode fracturas de hueso en los enfermos de osteoporosis, con el fluor añadido al agua.
También se aduce en el aspecto medioambiental, que las aguas fluoradas que
llegan a una depuradora de aguas residuales, producen una importante disminución
de la actividad biológica en los digestores biológicos, produciendo un efluente
con gran cantidad del fluor que se incorporó en la anterior fluoración del agua
potable, con el efecto negativo que este vertido tóxico causaría en los cauces
de los rios. Sea como fuese, el hecho cierto es que su empleo siempre ha suscitado polémicas farmacológicas y médicas entre los partidarios y los contrarios a su empleo, siendo más numerosa la bibliografia por parte de estos ultimos, como se puede comprobar en los enlaces que se relacionan posteriormente.
PAGINAS Y ENLACES FLUOR Filters Remove Needed Flouride Flouride in Water Now Seen as Possible Health Threat Flouride Does Not Cause Bone Loss -- maybe Fluoride : Protected Polluant or Panacea : Página de fluoridation.com (Canada) , citando muchos problemas originados por la fluoración , algunas imagenes y muchos articulos sobre riesgos y beneficios del fluor. No al fluor en el agua :página de " Not fluoride 2000" : Publicada en California, en inglés. Contraria a la fluoración del agua. Sitio muy amplio y especializado en el tema. Incluye bastantes citas al respecto.
Fluoruros y medioambiente : Página de Earth Island Journal, del Earth Island Institute,(Estados Unidos) presenta diversos articulos en contra del empleo del fluor y sus derivados en el consumo humano, ya sea a través de la fluoración del agua o por otras vias. Relación entre la fluoración y altos niveles de plomo en niños de Estados Unidos : Resumen del estudio de la Universidad de Dartmouth relacionando algunas de las sustancias empleadas en la fluoración del agua, con un aparente incremento en la adsorción de plomo y otros metales en niños ( recogido como noticia publicada por "Not fluoride 2000". Fluoruro, dientes y bomba atómica :Articulo de Joel Griffiths y Chris Bryson, perteneciente a Christian Science Monitor no publicado en su dia por razones diversa, donde se describe la "historia de la fluoración".. Este articulo es imprimido en 1997 con los correspondientes permisos por Earth Island Journal. Comienza revelando conexiones entre el fluoruro y los comienzos de la era nuclear En resumen en en este informe se revelan intereses en el consumo de fluoruro en el tratamiento del agua y el empleo de fluoruros dentro del Proyecto Manhattan (fabricación de la bomba atómica), ademas de señalar la gran toxicidad y daños que puede causar el fluor. Fluor, un veneno parecido al arsénico: Documento con citas denunciando el uso del fluor y el daño que el consumo de este producto puede originar. Fluoruro y salud humana: Página sobre la incidencia del fluor en la salud de la Environmental Health Program , de Health Canada. Fluoración : Articulo de Jerry Owen, en la página de la web "thewaterpage", donde tras una introducción y debate se exponen varios temas como : Los efectos de la fluoración. El caso de China. ¿Una violación de derechos?.Conclusiones y Enlaces. Fluoride Action Network : Una colalición internacional para acabar con la cloración del agua y alertar a las personas sobre los riesgos de los fluoruros para la salud y el medioambiente. Efectos adversos del fluoruro : Publicación de National Pure Water Association Ltd , en contra de la fluoración del agua, presentando causas y riesgos. Factibilidad de procesos de defluoración para aguas de abastecimiento. Articulo de Fulvio Mendoza Rosas y Jorge L. De Victorica Almeida sobre un estudio realizado en México (Instituto de Ingenieria, Universidad Nacional Autónoma de México) con objeto de llegar a un procedimiento que reduzca la concentración de fluoruro en las aguas de forma tecnico-económica aceptable. Recogida en la página de CEPIS-OPS-OMS. Fluoracion del agua potable ¿Envenenados por el agua potable? Publicado en el portal chileno de extrados.mforos.com Un vistazo a la Fluoración.Publicación de Metropolitan Water District of Southern California . www.mwdh2o.com Flúor, ¿Nos están envenenando?, en Mundo Parapsicológico. LA FLUORACIÓN DE AGUAS EN LA REGIÓN DE MURCIA. María Dolores Marín Camaches , Francisco Pacheco Martínez , Remedios Martínez Gambín ,Elisa Gómez Campoy y Carolina Gutierrez Molina. Rcv Esp Salud Pública La cuestión del agua fluorada · ELPAÍS.com
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