030 – Química del agua de río

El control de la calidad del agua es uno de los trabajos analíticos más rutinarios del mundo: los laboratorios municipales, las agencias ambientales y las asociaciones de cuencas hidrográficas realizan la misma serie corta de pruebas en muestras de ríos, lagos y pozos, semana tras semana. Cuatro parámetros aportan la mayor parte de la información. El pH fija qué especies químicas pueden existir en el agua y cómo se comportan los metales; el dureza informa sobre la concentración total de calcio y magnesio disueltos, procedente de la roca que el agua ha atravesado; el nitrato y fosfato las concentraciones informan sobre la cantidad de fertilizante, estiércol o agua residual que la cuenca está aportando, debido a que estos dos iones son los nutrientes que limitan el crecimiento de algas. Cada parámetro se mide mediante una familia diferente de métodos: potenciometría y un indicador ácido-base para el pH, una titulación complexométrica con EDTA para la dureza, y dos reacciones de formación de color leídas frente a una tarjeta de colores impresa para los nutrientes. En este laboratorio, recolectarás una muestra de agua de río en la orilla y luego realizarás las cuatro determinaciones en cuatro porciones separadas de 20 mL: leerás el pH a partir de un indicador universal y un pH-metro, titularás una porción tamponada con EDTA 0,010 M usando Negro de Eriocromo T como indicador del punto final, reducirás el nitrato y desarrollarás el colorante azoico de Griess, y desarrollarás el color de fosfomolibdato con molibdato de amonio y ácido ascórbico. A continuación, traducirás las cuatro lecturas brutas en un juicio sobre la salud del río, que es exactamente lo que tiene que hacer el analista que firma el informe.

Objetivos Educativos

Familiarización con el muestreo de campo

• Recoja una muestra representativa de 100 mL de agua superficial y explique por qué el punto de muestreo y el momento del muestreo forman parte del resultado.
• Mida cuatro porciones iguales de 20 mL con una probeta graduada para que las cuatro pruebas se realicen con la misma agua.

Uso del potenciómetro y de tablas colorimétricas

• Añade un indicador, mezcla y compara el color obtenido con una tabla de pH impresa, luego enjuaga y seca el electrodo entre usos.
• Explique por qué una tarjeta de color se lee contra un fondo negro y por qué solo se puede confiar en ella aproximadamente hasta una muestra.

Técnica de titulación complejométrización / Técnica de valoración complejométrica

• Tamponee una muestra por encima de pH 10, añada negro de eriocromo T y agregue EDTA 0,010 M en incrementos de 1 mL hasta que el indicador cambie de color.
• Reconozca el punto final como el momento en que el último Ca libre²⁺ se ha acomplejado y anota la riqueza en mililitros.

Determinación colorimétrica de nutrientes

• Reducir el nitrato a nitrito y desarrollar el colorante azoico de Griess, luego leer la concentración en ppm de NO₃⁻ de la tarjeta.
• Desarrolle el complejo de fosfomolibdato con molibdato de amonio y redúzcalo con ácido ascórbico, luego lea la concentración en ppm de PO₄³⁻.

Tratamiento cuantitativo de los datos

• Convertir un título en una dureza expresada en mg/L de CaCO3₃ y a mmol/L de Ca²⁺.
• Convertir una lectura de nutrientes en ppm del ion a la concentración equivalente de nitrógeno o fósforo.

Interpretación y disciplina de laboratorio

• Compare cada resultado con un valor guía publicado y declare si el agua es aceptable, limítrofe o problemática, con la razón.
• Anote cada lectura en la bitácora a medida que se realice y deseche los cuatro tubos de ensayo en la bandeja de recuperación.

Protocolo

Preparación

Para recolectar agua de río, tienes dos opciones:

• Elección 1: Usando un vaso de precipitados vacío de 100 ml, recolecte una muestra del agua del río a sus pies
• Opción 2: Usar directamente el agua ya recolectada esta mañana en el vaso de precipitados “agua de río”

PARTE A: Medición de pH

1. Con la probeta graduada, mide 20 ml de agua de río.
2. Transfiera los 20 mL de agua de río al tubo de ensayo 1.
3. Con el cuentagotas, añade 2 gotas de indicador universal de pH (pH i) al tubo de ensayo 1.
4. Vacíe el exceso del gotero en la bandeja de recuperación.
5. Sumerja el electrodo del medidor de pH en el tubo de ensayo 1.
6. Utilizando una varilla de vidrio, mezcle el contenido del tubo de ensayo 1.
7. Compare el color obtenido con la tabla de pH.
8. Enjuaga el electrodo del pHmetro con agua destilada.
9. Seque el electrodo del medidor de pH con una toalla de papel.

PARTE B: Medición de la dureza del agua

1. Con la probeta graduada, mide 20 ml de agua de río.
2. Transfiera los 20 mL de agua de río al tubo de ensayo 2.
3. Usando el gotero, agregue 10 gotas de la solución amortiguadora en el tubo de ensayo 2.
4. Vacíe el exceso del gotero en la bandeja de recuperación.
5. Verifique el pH de la solución con el pHmetro. Asegúrese de que sea mayor que 10.
6. Con la pipeta, añade 10 ml de Eriochrome Black (EB) 0,5% al tubo de ensayo n.º 2.
7. Mezclar con la varilla de vidrio y anotar el color de la solución.
8. Con la pipeta, agregue 1 mL de solución de EDTA 0,010 M en el tubo de ensayo 2.
9. Agite la solución con la varilla de vidrio.

Nota: Asegúrese de colocar la muestra frente a un fondo de cartulina negra para distinguir claramente los cambios de color.

10. Repita los pasos 8 y 9 hasta que la solución cambie de color nuevamente. Anote el número de mL añadidos.
11. El volumen de EDTA añadido se encuentra en la tabla de resultados.
12. Según la cantidad añadida, determine la dureza del agua de río.

• Baja dureza: se añadieron 5,0 mL o menos de EDTA (hasta 250 mg/L como CaCO₃)
• Dureza media: más de 5,0 mL y hasta 10,0 mL (250 a 500 mg/L como CaCO₃)
• Alta dureza: más de 10,0 mL y hasta 15,0 mL (500 a 750 mg/L como CaCO₃)
• Muy alta dureza: más de 15,0 mL (superior a 750 mg/L como CaCO₃).

Nota: la escala colorimétrica es aproximada, se requieren pruebas cuantitativas adicionales para determinar el resultado exacto.

13. Asegúrese de que la pipeta esté completamente vacía (0 mL).

PARTE C: Medición de la concentración de nitrato

1. Con la probeta graduada, mide 20 ml de agua de río.
2. Transfiera los 20 mL de agua de río al tubo de ensayo 3.
3. Con el cuentagotas, añada 10 gotas de solución reductora de nitrato (NO3 (R)).
4. Vacíe el exceso del gotero en la bandeja de recuperación.
5. Mezclar con la varilla de vidrio.
6. Usando el cuentagotas, agrega 10 gotas del reactivo de Griess.
7. Vacíe el exceso del gotero en la bandeja de recuperación.
8. Mezclar con la varilla de vidrio.
9. Consulte la escala colorimétrica (ppm NO3) para determinar la concentración de nitrato del agua del río.

Nota: Asegúrese de colocar la muestra frente a un fondo de cartulina negra para distinguir claramente los cambios de color.

Nota: la escala colorimétrica es aproximada, se requieren pruebas cuantitativas adicionales para determinar el resultado exacto.

PARTE D: Medición de la concentración de fosfato

1. Con la probeta graduada, mide 20 ml de agua de río.
2. Transfiere los 20 mL de agua de río al tubo de ensayo 4.
3. Usando el gotero, agregue 10 gotas de solución de molibdato de amonio (MoO42-).
4. Vacíe el exceso del gotero en la bandeja de recuperación.
5. Mezclar con la varilla de vidrio.
6. Con el gotero, añade 10 gotas de la solución de ácido ascórbico (Vit C).
7. Vacíe el exceso del gotero en la bandeja de recuperación.
8. Mezclar con la varilla de vidrio.
9. Consulta la escala colorimétrica (ppm PO4) para determinar la concentración de fosfato del agua del río.

Nota: Asegúrese de colocar la muestra frente a un fondo de cartulina negra para distinguir claramente los cambios de color.

Nota: la escala colorimétrica es aproximada, se requieren pruebas cuantitativas adicionales para determinar el resultado exacto.

10. Vacía los tubos de ensayo en la bandeja de recuperación.

Resultados esperados

Se realizan cuatro determinaciones independientes en la misma agua de río, por lo que el resultado es un pequeño conjunto de datos en lugar de un solo número. Los valores a continuación son los registrados en la sesión de referencia de esta simulación; la lectura de una clase de las tarjetas de color variará aproximadamente un tono a cada lado.

Los tres gráficos de referencia solía leer los tubos 1, 3 y 4:

Lo que significan los cuatro números

pH. El pH es el logaritmo negativo de la concentración de iones hidronio, pH = −log[H₃O⁺], por lo que un pH de 5,9 corresponde a [H₃O⁺] = 10^−5,9 = 1,3 × 10⁻⁶ mol/L, aproximadamente ocho veces el 1,0 × 10⁻⁷ mol/L de agua neutra a 25 °C. El indicador universal es una mezcla de tintes ácidos y básicos débiles cuyos cambios sucesivos de color cubren toda la escala, razón por la cual produce un arco iris continuo en lugar de una transición brusca; cada tinte aporta su color cuando el pH se encuentra aproximadamente a una unidad de su propio pK_a. Debido a que es una mezcla, solo sirve hasta aproximadamente media unidad de pH, razón exacta por la cual el protocolo también indica que sumerja el electrodo de un medidor de pH: el medidor mide el potencial de una membrana de vidrio, E = E⁰ − 0,059 · pH voltios a 25 °C, y resuelve 0,01 unidades.

Dureza por titulación con EDTA. EDTA (el anión Y⁴⁻ de ácido etilendiaminotetraacético) envuelve seis átomos donantes alrededor de un ion metálico divalente y forma un quelato 1:1, por lo que la estequiometría de la titulación es de un mol de EDTA por mol de Ca²⁺ o Mg²⁺: Ca²⁺ + Y⁴⁻ → CaY²⁻. El título por lo tanto se convierte directamente en moles. Con 6.0 mL de EDTA 0.010 M, n(EDTA) = C · V = 0.010 mol/L × 6.0 × 10⁻³ L = 6,0 × 10⁻⁵ mol, y dado que la muestra era de 20,0 mL, la concentración total de iones de dureza es 6,0 × 10⁻⁵ mol ÷ 0.0200 L = 3.0 × 10⁻³ mol/L. La dureza se expresa convencionalmente como si toda ella fuera carbonato de calcio: 3,0 × 10⁻³ mol/L × 100.09 g/mol = 0.300 g/L, es decir 300 mg/L como CaCO₃₃. El mismo 3.0 mmol/L expresado como magnesio sería 3.0 × 10⁻³ mol/L × 24.31 g/mol = 73 mg/L Mg²⁺ — la misma medida con diferente ropa, no un segundo resultado, porque la titulación no puede distinguir el calcio del magnesio.

Por qué el búfer y el indicador se comportan como lo hacen. El negro de eriocromo T es en sí mismo un ácido débil; en su forma libre a pH 10 es azul, y el complejo que forma con el Ca²⁺ y Mg²⁺ es de color rojo vino. El EDTA se une al metal con mucha más fuerza que el colorante, por lo que mientras queden iones metálicos libres, el titulante los extrae de la solución y nada cambia; en el punto de equivalencia, la siguiente gota de EDTA arranca el metal del propio colorante y la solución vuelve al color del indicador libre. El tampón a pH 10 no es opcional: el EDTA es un ácido polirrótico y solo el Y completamente desprotonado⁴⁻ forma quelatos fuertemente, por lo que la constante de estabilidad útil es la condicional, K′ = α_Y · K_CaY, donde α_Y es la fracción de EDTA presente como Y⁴⁻. A pH 10 α_Y ≈ 0.35 y K_CaY = 5,0 × 10¹⁰, dando K′ ≈ 1,8 × 10¹⁰ y un punto final pronunciado; dos unidades de pH más bajo, α_Y cae cuatro órdenes de magnitud y el punto final se difumina. Por encima de un pH de aproximadamente 11 aparece el problema opuesto y el Mg(OH)₂ comienza a precipitar, por lo que el protocolo le pide que confirme que el pH es superior a 10, pero no pide más.

Nitrato por la reacción de Griess. El nitrato en sí es incoloro y no reacciona con el reactivo formador de color, por lo que primero se reduce a nitrito mediante el agente reductor (un reactivo a base de zinc o cadmio): NO₃⁻ + 2 H⁺ + 2 e⁻ → NO₂⁻ + H₂O. El reactivo de Griess realiza entonces dos funciones de forma secuencial: el nitrito diazotiza una amina aromática (sulfanilamida) para dar un ion de diazonio, y ese ion se acopla a un segundo compuesto aromático (N-1-naftiletilendiamina) para dar un colorante azoico intensamente coloreado con un máximo de absorción cerca de 540 nm. El color es proporcional a la cantidad de colorante, y por tanto al nitrato, a través de la ley de Beer-Lambert A = ε · ℓ · c; la tarjeta impresa es simplemente dicha calibración expresada como muestras de color en lugar de un gráfico. Lectura de 60 ppm NO₃⁻ significa 60 mg/L ÷ 62,00 g/mol = 9,7 × 10⁻⁴ mol/L, o 60 × (14.01/62.00) = 13.6 mg/L expresado como nitrógeno, que es la unidad que utilizan la mayoría de las normativas sobre agua potable.

Fosfato por el método del azul de molibdeno. En solución ácida, el ortofosfato se condensa con el molibdato para formar un único heteropoliácido grande: PO₄³⁻ + 12 MoO₄²⁻ + 27 H⁺ → H₃[P(Mo₃O₁₀)₄] + 12 H₂O. Ese complejo es solo levemente amarillo; el ácido ascórbico reduce entonces parte de su Mo(VI) a Mo(V), y el ion de valencia mixta resultante presenta una intensa absorción por transferencia de carga —el “azul de molibdeno” que da al método su nombre y su sensibilidad. Debido a que se reclutan doce átomos de molibdeno por cada átomo de fósforo, el método amplifica una cantidad muy pequeña de fosfato en un color intenso, razón por la cual sigue siendo la determinación estándar para el fósforo en aguas naturales. Leyendo 40 ppm PO₄³⁻ corresponde a 40 mg/L ÷ 94,97 g/mol = 4,2 × 10⁻⁴ mol/L, o 40 × (30,97/94,97) = 13,0 mg/L expresado como fósforo.

Por qué este río fluye de la manera en que lo hace. Las tres señales son consistentes entre sí y cuentan una sola historia. Una dureza total de 3,0 mmol/L significa que el agua ha estado en contacto prolongado con roca carbonatada, disolviéndola mediante el equilibrio CaCO₃ + CO₂ + H₂O ⇌ Ca²⁺ + 2 HCO₃⁻. El nitrato y el fosfato a decenas de mg/L no son geológicos: ambos son la firma de la escorrentía de fertilizantes o de aguas residuales tratadas o no tratadas, y llegan juntos porque ambos se aplican juntos. La única lectura que no encaja en el patrón es el pH, ya que un río con esta dureza normalmente está tamponado por su propio bicarbonato a un pH de 7.5–8.3; un pH de 5.9 en presencia de 3.0 mmol/L de dureza implica una entrada de ácido adicional que el bicarbonato no ha neutralizado por completo, y es el tipo de tensión interna que se le debe pedir a un estudiante que note y explique en lugar de pasar por alto.

Resumen de la asignación por rango de calificación

Grados 9–10

Enfoque: observación, vocabulario y la idea de que un color puede ser una medida. Los estudiantes realizan las cuatro pruebas, describen cada cambio de color con sus propias palabras y colocan cada resultado en la tarjeta impresa. Actividades El pH es la medida de la acidez o alcalinidad del agua en una escala de cero a catorce. La dureza mide la concentración de minerales disueltos, principalmente calcio y magnesio, presentes en el agua. El nitrato es un compuesto de nitrógeno que actúa como nutriente fundamental para el crecimiento de las plantas. El fosfato es un compuesto químico que contiene fósforo y es esencial para los organismos acuáticos. El tubo de ensayo uno recibió el reactivo de pH, el tubo dos recibió el reactivo de dureza, el tubo tres recibió el reactivo de nitrato y el tubo cuatro recibió el reactivo de fosfato. | Parámetro | Lectura | Nivel | Causa potencial en la cuenca | |---|---|---|---| | pH | 7.2 | Normal | Desglose natural de minerales en el suelo | | Dureza | 180 mg/L | Alto | Presencia de formaciones calizas en la zona | | Nitrato | 12 mg/L | Alto | Uso excesivo de fertilizantes agrícolas | | Fosfato | 0.05 mg/L | Bajo | Descargas limitadas de aguas residuales tratadas |.

Undécimo grado

Enfoque: tratamiento cuantitativo. Los estudiantes convierten el título en una concentración y las concentraciones en las unidades utilizadas por las normativas. Actividades calcular n(EDTA) = C · V y, por lo tanto, la dureza en mmol/L y en mg/L como CaCO₃₃; convertir 60 ppm de NO₃⁻ a mol/L y a mg/L como N, y 40 ppm de PO₄³⁻ a mg/L como P; compare cada cifra con el valor de referencia de la tabla anterior; explique por qué el búfer debe mantener el pH por encima de 10; escriba un breve veredicto sobre la calidad del agua citando los cuatro parámetros.

12.º curso / Nivel universitario

Enfoque: derivación, análisis de errores e interpretación independiente. Actividades derivar la constante de formación condicional K′ = α_Y · K_CaY y mostrar cuantitativamente por qué el punto final se degrada a pH 8; utilizar la ley de Beer-Lambert para explicar por qué el método del azul de molibdeno es lo suficientemente sensible para las aguas naturales mientras que el ojo humano no lo es; explicar la tensión interna entre una dureza de 3,0 mmol/L y un pH de 5,9 en términos del sistema tampón de carbonatos; diseñar la campaña de muestreo necesaria para demostrar que la carga de nutrientes proviene de una fuente particular, y especificar los controles y réplicas que requeriría.

Esenciales de laboratorio

Instrumentos

• Vaso de precipitados (100 mL)
• Probeta graduada (25 mL)
• Gotero
• Pipeta (10 mL)
• Varilla de vidrio
• Medidor de pH
• Tubos de ensayo (50 mL) × 4
• Gradilla para tubos de ensayo
• Frasco lavador
• Toalla de papel
• Bandeja de recuperación
• Fondo de cartulina negra

Productos

• Agua de río
• Agua destilada
• Indicador de pH universal
• Solución amortiguadora (pH 10)
• Eriochrome Black T 0,5 % (solución)
• EDTA 0,010 M (solución)
• Agente reductor de nitratos (NO₃ R)
• Reactivo de Griess
• Solución de molibdato de amonio (MoO₄²⁻)
• Solución de ácido ascórbico (Vitamina C)