030 – Química del agua de los ríos

El monitoreo 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 breve serie 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 la concentración total de calcio y magnesio disueltos, que proviene de la roca por la que ha pasado el agua; la nitrato y fosfato los informes de concentraciones indican cuánto fertilizante, estiércol o agua residual está aportando la cuenca, porque estos dos iones son los nutrientes que limitan el crecimiento de algas. Cada parámetro se mide mediante una familia de métodos diferente: potenciometría y un indicador ácido-base para el pH, una titulación complejométricas con EDTA para la dureza, y dos reacciones formadoras de color leídas frente a una carta de colores impresa para los nutrientes. En este laboratorio recolectarán una muestra de agua de río en la orilla, luego realizarán las cuatro determinaciones en cuatro porciones separadas de 20 mL: leerán el pH a partir de un indicador universal y un potenciómetro, titularán una porción tamponada con EDTA 0,010 M usando Negro de Eriocromo T como indicador del punto final, reducirán el nitrato y desarrollarán el colorante azoico de Griess, y desarrollarán el color de fosfomolibdato con molibdato de amonio y ácido ascórbico. Luego traducirán las cuatro lecturas sin procesar en un juicio sobre la salud del río, que es exactamente lo que tiene que hacer el analista que firma el informe.

Metas educativas

Familiarización con el muestreo de campo

• Recolecte 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 medidor de pH y de las tablas colorimétricas

• Agregue un indicador, mezcle y compare el color obtenido con una tabla de pH impresa, luego enjuague y seque el electrodo entre usos.
• Explique por qué una carta de colores se lee contra un fondo negro y por qué solo se puede confiar en ella hasta aproximadamente una muestra.

Técnica de titulación complejométria

• Ajuste el pH de una muestra por encima de 10 con una solución amortiguadora, añada negro de eriocromo T y agregue EDTA 0.010 M en incrementos de 1 mL hasta que el indicador cambie de color.
• Reconocer el punto final como el momento en que el último Ca²⁺ se ha acomplejado y registre el título 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 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 hidrotimétrico en una dureza expresada en mg/L de CaCO3₃ y en mmol/L de Ca²⁺.
• Convertir una lectura de nutrientes en ppm del ión a la concentración equivalente de nitrógeno o fósforo.

Interpretación y disciplina de laboratorio

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

Protocolo

Preparación

Para recolectar agua de río, tienes dos opciones:

• Opción 1: Usando un vaso de precipitados de 100 mL vacío, 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 del pH

1. Con la probeta graduada, mida 20 mL de agua de río.
2. Transfiera los 20 mL de agua de río al tubo de ensayo 1.
3. Utilizando el gotero, agregue 2 gotas de indicador de pH universal (pH i) al tubo de ensayo 1.
4. Vacíe el exceso del gotero en la bandeja de recuperación.
5. Sumerja el electrodo del pH-metro en el tubo de ensayo 1.
6. Usando una varilla de vidrio, mezcle el contenido del tubo de ensayo 1.
7. Compare el color obtenido con la tabla de pH.
8. Enjuague el electrodo del medidor de pH 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, mida 20 mL de agua de río.
2. Transfiera los 20 mL de agua de río al tubo de ensayo 2.
3. Use el gotero para agregar 10 gotas de solución taquilla en el tubo de ensayo 2.
4. Vacíe el exceso del gotero en la bandeja de recuperación.
5. Verifique el pH de la solución usando el medidor de pH. Asegúrese de que sea mayor a 10.
6. Con la pipeta, agrega 10 mL de Eriochrome Black (EB) 0.5% al tubo de ensayo 2.
7. Mezcle con la varilla de vidrio y anote el color de la solución.
8. Con la pipeta, agregue 1 mL de solución de EDTA 0,010 M al tubo de ensayo 2.
9. Agite la solución con la varilla de vidrio.

Nota: Asegúrese de colocar el espécimen frente a un fondo de cartulina negra para poder 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 agregados.
11. El volumen de EDTA añadido se encuentra en la tabla de resultados.
12. De acuerdo con la cantidad agregada, determine la dureza del agua del río.

• Baja dureza: se agregaron 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)
• Dureza muy alta: más de 15.0 mL (por encima de 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 nitratos

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

Nota: Asegúrese de colocar el espécimen frente a un fondo de cartulina negra para poder 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, mida 20 mL de agua de río.
2. Transfiera los 20 mL de agua de río al tubo de ensayo 4.
3. Use el gotero para agregar 10 gotas de solución de molibdato de amonio ($MoO_4^{2-}$).
4. Vacíe el exceso del gotero en la bandeja de recuperación.
5. Mezcle con la varilla de vidrio.
6. Use el gotero para agregar 10 gotas de solución de ácido ascórbico (Vit C).
7. Vacíe el exceso del gotero en la bandeja de recuperación.
8. Mezcle con la varilla de vidrio.
9. Consulte la escala colorimétrica (ppm PO4) para determinar la concentración de fosfato del agua del río.

Nota: Asegúrese de colocar el espécimen frente a un fondo de cartulina negra para poder distinguir claramente los cambios de color.

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

10. Vacíe 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 conjunto de datos pequeño en lugar de un único 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 en aproximadamente una muestra a cada lado.

Las tres tablas de referencia se usaban para 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, alrededor de ocho veces el 1.0 × 10⁻⁷ mol/L de agua neutra a 25 °C. El indicador universal es una mezcla de tintes de ácidos y bases débiles cuyos cambios sucesivos de color cubren toda la escala, razón por la cual produce un arcoíris continuo en lugar de una sola 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 hace 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 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 de 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. Los mismos 3,0 mmol/L expresados como magnesio serían 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 valorante los extrae de la solución y nada cambia; en el punto de equivalencia, la siguiente gota de EDTA retira el metal del propio colorante y la solución vuelve al color del indicador libre. El amortiguador de pH 10 no es opcional: el EDTA es un ácido poliprótico y solo la Y completamente desprotonada⁴⁻ 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 nítido; dos unidades de pH más abajo, α_Y disminuye 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, razón por la cual el protocolo le pide que confirme que el pH es mayor de 10 pero no pide más.

Nitrato por la reacción de Griess. El nitrato en sí es incoloro e inactivo frente al 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 manera secuencial: el nitrito diazotiza una amina aromática (sulfanilamida) para producir un ion diazonio, y dicho ion se acopla a un segundo compuesto aromático (N-1-naftiletilendiamina) para originar un colorante azoico de color intenso con un máximo de absorción cercano a 540 nm. El color es proporcional a la cantidad de colorante, y por ende al nitrato, mediante la ley de Beer-Lambert A = ε · ℓ · c; la tarjeta impresa es simplemente dicha calibración expresada en muestras de color en lugar de un gráfico. Lectura de 60 ppm de 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 utiliza la mayoría de las normas 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 tenuemente 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 una coloración fuerte, razón por la cual sigue siendo la determinación estándar para el fósforo en aguas naturales. Lectura 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 se lee de la manera en que lo hace. Las tres señales son coherentes 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 amortiguado 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 un aporte de ácido adicional que el bicarbonato no ha neutralizado por completo, y es el tipo de tensión interna que a un estudiante se le debería pedir que note y explique en lugar de pasar por alto.

Resumen de tareas por rango de calificaciones

Grado 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 mide la acidez o alcalinidad del agua en una escala del 0 al 14. La dureza se refiere a la concentración de minerales disueltos, principalmente calcio y magnesio, presentes en el agua. El nitrato es un compuesto químico de nitrógeno que actúa como nutriente clave para las plantas pero puede indicar contaminación. El fosfato es un compuesto basado en fósforo esencial para la vida acuática que a menudo proviene de fertilizantes o detergentes. El tubo de ensayo 1 recibió el reactivo de pH, el tubo 2 recibió el reactivo de dureza, el tubo 3 recibió el reactivo de nitrato y el tubo 4 recibió el reactivo de fosfato. | Parámetro | Lectura | Nivel | Fuente en la cuenca | | :--- | :--- | :--- | :--- | | pH | 8.2 | Alto | Descargas industriales | | Dureza | 150 mg/L | Normal | Filtración natural de rocas y suelos | | Nitrato | 12 mg/L | Alto | Escorrentía de fertilizantes agrícolas | | Fosfato | 0.05 mg/L | Bajo | 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 en la tabla anterior; explique por qué el amortiguador debe mantener el pH por encima de 10; escriba un veredicto breve sobre la calidad del agua citando los cuatro parámetros.

12.º grado / Nivel universitario

Enfoque derivación, análisis de errores e interpretación independiente. Actividades: derivar la constante de formación condicional K′ = α_Y · K_CaY y muestre cuantitativamente por qué el punto final se degrada a pH 8; use la ley de Beer-Lambert para explicar por qué el método del azul de molibdeno es lo suficientemente sensible para aguas naturales mientras que el ojo no lo es; explique la tensión interna entre una dureza de 3.0 mmol/L y un pH de 5.9 en términos del sistema de amortiguación de carbonatos; diseñe la campaña de muestreo necesaria para establecer que la carga de nutrientes proviene de una fuente en particular, y especifique los controles y réplicas que requeriría.

Elementos esenciales para el 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 universal de pH
• 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)