Medición del ph del agua: ¿cómo determinar el ph de las aguas?

Respuesta a Julio nº 2 (parte 2)

¡ Hola !

Sigo donde me quedé el otro día.

Lo siguiente era comprobar que el efecto se debía sólo a los carbonatos y a nada más. Para ello preparé soluciones con agua purificada, para poder controlar las especies en disolución.

El agua purificada utilizada tiene una conductividad de unos 0,2 µS/cm.

Como ejemplo ilustrativo de la aclaración innecesaria que hice en mi segunda intervención, decir que el agua del grifo utilizada, en las pruebas del otro día, tiene el siguiente contenido aproximado en carbonatos ( según el proveedor ): bicarbonatos 200 mg/l y carbonatos menos de 3 mg/l.

Y ya que hablo de mi segunda intervención, una rectificación que creo es necesaria. Sigue siendo cierto que las soluciones muy diluidas cambian de propiedades muy fácilmente, y normalmente se desechan después de su uso. Pero lo de que una solución acuosa muy diluida, en contacto con el aire, cambie de pH hora tras hora, sólo es cierto si en la disolución hay bicarbonatos.

Hecha la aclaración, vuelvo con el tema.

PRUEBA 2

Soluciones ensayadas:

AP: agua purificada
AP-10 : 250 ml de agua purificada con 10 mg de cítrico
AP-SOD: 250 ml de agua purificada con 50 mg de cloruro de sodio
AP-CAL: 250 ml de agua purificada con 50 mg de cloruro de calcio
AP-BIC: 250 ml de agua purificada con 50 mg de bicarbonato de sodio
AP- BIC-H: 250 ml de agua purificada con 50 mg de bicarbonato de sodio, pero bajando el pH con cítrico.

Todas las disoluciones las puse al ambiente, en vasos iguales y, medí el pH a distintos tiempos.

Disolución..........pH(t=0)...............pH(t=17).............pH(t=91)

AP.....................< 7.........................< 7.........................< 7
AP-10...............3,6..........................3,6.........................3,6

Disolución..........pH(t=0)...............pH(t=75)

AP-SOD............5,6.......................5,6
AP-CAL............5,5.......................5,5
AP-BIC.............8,2........................8,7
AP-BIC-H....... .5,4........................7,6

Siento que con tanta entrega esto parezca un serial, pero el lunes sigo.

 

Una aclaración, pues me parece que hace falta:

Cuando, no sé si por pereza o brevedad, hablo de "carbonatos" sin decir más me refiero siempre a los siguientes productos que son los más frecuentes, en diferentes proporciones según el agua, y que son también los "malos" en la película del pH en el suelo o substrato:

- Carbonato cálcico
- Carbonato magnésico
- Bicarbonato cálcico
- Bicarbonato magnésico

Tengo que decir también que considero que de ellos, los más activos y abundantes en las aguas son los dos bicarbonatos (siempre más el de calcio que el de magnesio). Hasta tal punto que muchos autores, según para que finalidad, consideran solo a los bicarbonatos. Añadiendo que, en esta lista, los dos carbonatos cuando están disueltos en agua van dando lugar lentamente a bicarbonatos. ¡Más bonito todavía!

- - -

En el mensaje inmediatamente anterior, el resultado:
AP-BIC.............8,2........................8,7
creo que confirma lo que ya sabíamos: el carácter básico del bicarbonato sódico disuelto y además que aumenta al darle tiempo para que se disocie todo lo que quiera disociarse.

El resultado:
AP-BIC-H....... .5,4........................7,6
creo que confirma lo que dije acerca de que hay que dejar reposar para que la medición sea estable. O sea, que no es instantáneo. Aunque has empleado bicarbonato sódico en lugar de cálcico, que es el real.

Pues yo había notado que, con la cantidad de ácido que yo había echado hoy el pH se había situado en 6,5 pero mañana volvía a estar en 7 aprox. Entonces volvía a empezar echando a ojo más hoy (sin molestarme en medir hoy) y viendo que mañana me daba un pH=6,5 con lo que deduje que hacía falta tiempo para neutralizar todo lo que llevaba el agua y que había acertado al adivinar la nueva dosis. Incluso una vez me encontré con el agua todavía ácida a la semana siguiente.


Ahora faltaría saber qué resultados encontrarías con agua que lleve bicarbonatos y carbonatos (la real) si en lugar de la dosis de cítrico que empleaste hubieras empleado una dosis incógnita mayor. Es decir si la dosis incógnita hubiera sido el doble o el triple o no sé cuánto más haría falta para que el resultado al cabo de muchas horas (dos o tres días) fuera de pH=6 por ejemplo. Además y en este caso, cuáles serían las lecturas antes de los dos o tres días y cuál sería la lectura al cabo de una semana.

Quedo a la espera del siguiente capítulo.

 

Claro, Julio, hay una diferencia fundamental entre el bicarbonato sódico, empleado en las AP-BIC, y el bicarbonato cálcico predominante en el agua, y es que el primero(sódico), tiene una reacción, en su hidrólisis, mucho más alcalina, que el segundo (cálcico).¿Porqué?. Lo hemos explicado en varias ocasiones: El b.sódico proviene de una base fuerte(hidróxido sódico), y el b.cálcico de una base mucho menos fuerte (hidróxido calcico).Con lo que el primero se disocia mucho más y aporta, por tanto, más OH- a la disolución, que el segundo

Con poco tiempo, también, pero con mucho con interés sigo este tema que, tan interesantemente, llevais clonc y tú.


,

 

Para los apenas iniciados, Julio: ¿podrías hacernos un resúmen en términos fácilmente comprensibles? . Y que abarque sólo aquello que realmente pueda ser de utilidad en nuestros mini-jardines y terrazas.

La verdad es que también he seguido el tema, pero ya me he perdido con tanta terminología técnica
Y me encantan tus explicaciones con las que tanto aprendo.

Gracias.

 

Adelanto la emisión del serial. No iba a contestarte hasta el lunes porque tengo una prueba inacabada.

Estamos de acuerdo con la aclaración. Es evidente que la dureza del agua ( normalmente calculada como cantidad de calcio y magnesio presente en el agua ), proviene en su mayor parte de carbonatos y bicarbonatos; mientras que es muy posible que la mayor parte del sodio provenga de cloruros. Sin embargo en el tema que nos ocupa, el comportamiento ácido-base de los carbonatos en agua, es indiferente la sal que utilice, ya que desde ese punto de vista, tanto calcio, magnesio como sodio, no son más que meros espectadores.

Utilizo carbonatos y bicarbonatos de sodio porque se usan muy frecuentemente. Los bicarbonatos de calcio y magnesio son productos que se utilizan poco. Respecto al carbonato cálcico se utiliza, en disoluciones muy poco, porque es muy insoluble en agua, mientras que el de sodio es muy soluble.

Respecto a lo que dices de que los carbonatos van dando lugar a bicarbonatos, tienes algo de razón, pero es más bien lo contrario lo que aquí ocurre.

Respecto a AP-BIC: Si y no

La quimica de las disoluciones esta regida por equilibrios, en los que las moleculas se disocian en parte, y en los que aunque sea en cantidades despreciables siempre están presentes todos los implicados ( en este caso, ácido carbónico, anhídrido carbónico, bicarbonato y carbonato). Pero para unas condiciones dadas estos equilibrios se alcanzan con rapidez, y existen leyes que predicen como se reajustarán los implicados frente a cualquier alteración externa que se produzca en el equilibrio. El caso del bicarbonato es un caso especial, ya que lo que le ocurre es que es inestable en disolución, lo que hace que se transforme parcialmente en carbonato

Respecto a AP-BIC-H: No

Con AP-BIC y AP-BIC-H, sólo pretendía comprobar que indistintamente de que el pH fuese ácido o básico, el aumento de pH , o sea la conversión parcial del bicarbonato en carbonato, se producía.

Tienes razón en lo de que las mediciones a pH a 6-7 son inestables, pero se debe a que se deja una reaccion química sin concluir, en un punto que es inestable y que por tanto evoluciona. Pero te repito que si yo llevo la reacción hasta el final (muerte de los bicarbonatos) la reacción es instantánea y se puede repetir tantas veces como quieras. Uno de los mejores patrones químicos para valorar ácidos es el bicarbonato sódico: resultados rápidos y fiables garantizados.

Respecto a tu último párrafo, no es posible acidificar mucho para que luego evolucione hasta pH 6 ( mira la PRUEBA 1). A lo mejor por encima de 5 puede ser.

No se si me he explicado bien. Ahora un poco de teoría, que espero ayude:

Vuelvo otra vez sobre el ejemplo de la reacción de la respuesta número 1, entre la sosa y el clorhídrico. Podríamos decir que lo que hago es intentar destruir toda la sosa con adiciones de ácido, lo que consigo al alcanzar el punto de equivalencia. Visto así, podemos definir el punto de equivalencia, como el punto de destrucción total de la sosa. En este caso vemos que dicho punto coincide con el pH neutro ( pH=7 ).

Sin embargo, esto no es así para muchos compuestos. En el caso que nos ocupa, los carbonatos (o por ejemplo los acetatos), que son también bases, si procedemos como antes, e intentamos destruirlos con un ácido, el pH en el punto de equivalencia es ácido. Es decir, neutralización de un compuesto y pH neutro no es lo mismo, aunque en algunos compuestos si coincidan.

Por otra parte, el carbonato reacciona dos veces con el ácido, la primera para pasar de carbonato a bicarbonato con lo que sigue siendo una base; la segunda vez reacciona para morir , dando agua y anhídrido carbónico. El primer punto de equivalencia ( destrucción de los carbonatos) ocurre a un pH en torno a 8.3; el segundo punto (destrucción de los bicarbonatos) ocurre e torno a pH 4.

Un dato interesante sobre el bicarbonato que he encontrado: A temperatura ambiente las soluciones acuosas de bicarbonato se descomponen lentamente con conversión parcial en carbonato; esta conversión se acelera en presencia de calor o agitación.



Fin del capítulo extra.



Buen fin de semena

 

Alicia: Lo siento, soy incapaz de traducir.

De todas maneras, Clonc y yo estamos liados aquí en una discusión cuyo objeto es confirmar lo que sabemos y aprender lo que no sabemos, lo cual lleva la mayor parte de la discusión fuera de los intereses directos y practicones de la jardinería.

También encontarás más información en mi web ¿No te la has leído toda todavía?

- - -

Clonc: ¡Buf! Luego me lo releo con más calma y ya diré algo.

De todas maneras te anticipo que ya me dí cuenta de que echaste mano a los productos que tenías. No es frecuente tener bicarbonato cálcico.

- - -

Niro: ¡Venga, que te echamos de menos! Me acordé de las bases fuertes y débiles al ver al Señor Sodio por allí, por eso dije que se había usado sodio en lugar de calcio (sus bicarbonatos). Pero no me dirás que Clonc no lo está haciendo la mar de bien.

- - -

¡Venga, que no decaiga!

 

Hola amigos, bueno , glup... yo no se que deciros pues todos sabeis mas que yo.
Como que no he repasado los apuntes , de hecho, ni los de Julio... y quiero colaborar pues me meto en todo, jejejeje os coloco una foto:
Julio dice:

.

Y me acordado de como tengo yo el deposito que creé para tener agua con ph mas bajo ( lo qeu agradezco... o no, jejeje a Julio que me metio en saber mas y mas, ya mas....grácias Julio ) .

Fuí a una ferreteria de mi pueblo pidiendo uno de esos recipientes con grifo y tenian este con una salida . Le coloqué una manguera de riego que tenia, vale las de riego por goteo, y al fina una llave también de estas que venden sueltas para riego por goteo.
Está detras de un enorme Myosporum con lo que no se ve. Está colgado de la alambrada por una de sus ansas. La tapa se enrosca por lo que evita entradas de polvo, etc.. y la tapa tiene un agujerito que tapo con una piedrecita,,, no se bien porque.

Tengo las tiras para medir el ph aunque con el tiempo te sabes mas o menos la proporción, pero como que hace relativamente poco que lo uso, aún voy con las trias, cada vez que lo relleno, y a veces, cada vez que uso la agua, para comprobar el ph.

Bueno, ya va, ya va.. joooo , ya añado la foto pesaditos



Besos a todos

IMMA

 

Hola a todos:

Tiene razón Julio cuando dice que es difícil traducir al leguaje de a pié el tema que tan ilustradamente está tratando con clonc. Nadie debería de inquietarse por que, de vez en cuando, surja una exposición “sesuda” o científica sobre algún tema, que, casi siempre, gira en torno a los fundamentos químicos de determinadas reacciones y comportamientos de los productos que utilizamos en nuestra común afición, la jardinería.

Recuerdo que el año pasado surgió una cosa parecida, pero peor, con el tema de los quelatos, y ya quedó claro que estas profundizaciones científicas ni le interesan, ni son necesarias para el jardinero común. Pero permitirnos que, alguna vez, podamos satisfacer y contrastar, eso sí, civilizadamente, nuestros conocimientos científicos, sin que se moleste nadie, de la misma forma que, entre otros grupos de este foro, hay otro tipo de mensajes, que tampoco son de interés común.

Alicia:

Habrás visto a lo largo de tu pertenencia a Infojardín, que el ph de algunas plantas, sobretodo las acidófilas, es muy importante para su desarrollo, así lo explicado Julio, y lo tiene publicado en su web, en términos muy comprensibles para cualquiera. Bueno pues Julio y clonc están profundizando el los mecanismos de reacción que se producen al añadir ácido cítrico al agua de riego para neutralizar la “cal” de ese agua y, además, bajar su ph.

Para que no encuentres el tema lejano y poco práctico en su traslación al dia a día de nuestras plantas, yo si voy a “traducirte” algunos aspectos, y ya veras como no son tan distantes de tus conocimientos.

Mira: el bicarbonato sódico que clonc emplea en la AP-BIC es el mimo que, probablemente, tienes en tu casa y con el que alguien se quita los ardores de estomago al ingerirlo y soltar algún eructo producido por el anhídrido carbónico producido al reaccionar con el ácido de su estomago; o, tambien, el mismo bicarbonato que empleáis en tu casa para echar a los garbanzos en remojo para que cuezan mejor, es decir, quitar, también, la dureza (cal) del agua donde luego se cuecen mejor, y con menos tiempo..

En mi infancia, y como golosina, existía lo que llamábamos: "magnesia", unos polvos blancos, que introducidos en la boca nos producían una placentera efervescencia, pues bien, esos polvos blancos eran una mezcla de bicarbonato sódico y ácido cítrico, que al reaccionar con la saliva (agua) producían anhídrido cábónico, la misma reacción, más concentrada, que describe clonc en la AP-BIC-H.

Ves...?

imma:

Muy práctico el aparatito; pero yo intentaría que fuera más opaco.

 

Imma:

Lo primero que ví fue los depósitos como el tuyo. Mientras me preguntaba cómo iba a remover el contenido cuando estuviera lleno descubrí las papeleras que eran mucho más baratas, incluso que los cubos negros de basura. Luego, sobre la marcha, le encontré la ventaja de que puedo meter la regadera dentro para llenarla, con lo que voy más deprisa.

Además, como dice Niro, las transparencias no son demasiado buenas.

 

Hola soy el hijo de Eduardo, y me ha pedido que os conteste.
Soy estudiante de Ingeniería Química.

Primero de todo, creo que las mediciones que haceis pueden no ser correctas, me explico: puede que estéis cometiendo un pequeño error porque el agua del grifo, de lluvia, de la manguera o similar puede tener algún otro disolvente que modificaría la escala de pH del agua (de esta forma el pH neutro no tiene porque ser 7 -por ejemplo el pH neutro del alcohol o etanol es 9,5- por eso si hay un disolvente orgánico en pequeñas cantidades puede que el pH neutro de ese agua sea un poco mayor, y cuando medís pH7 éste sea ácido)

SUponemos que no es el caso, si usáis un pHmetro tened cuidado porque hay que calibrarlo una vez al día como mínimo, y una cosa muy importante es que hay que limpiarlo con agua desionizada y SIN FROTARLO antes de cada medición.

Respecto al problema de los carbonatos: el agua se carbonata por el efecto del CO2 atmosférico (ocurre igual con otras sustancias como la sosa misma) así que cerrad bien el recipiente, no vale que no sea del todo hermético.

Para solucionar el problema de la acidez, sería mejor usar ácidos fuertes como el ácido clorhídrico HCl (salfumant) porque será suficiente adicionar pequeñas cantidades para conseguir una gran bajada del pH o para neutralizar cualquier especie que provoque basicidad en el agua.

Buena suerte.

 

¡Hola Eduardo junior!

Encantado de que te asomes por aquí y más si aportas algo sobre la Química, en la que muchos andamos bastante flojos.

Me gustaría comentar un par de cosas de tu mensaje. No es que esté en desacuerdo, que no lo puedo estar. Es, principalmente, para que la discusión lleve luz a donde haga falta en beneficio de quienes la necesiten.

Exactitud de las mediciones

De acuerdo con lo que dices y en que cuanto más exacta sea una medición, mucho mejor. Pero yo diría que los supuestos que indicas no nos tienen que preocupar a los jardineros aficionados, que ya hacemos bastante en salir a comprar un puñado de ácido cítrico y unas tiras para medir el pH. Eso los que lo hayamos hecho porque la mayoría no lo ha hecho.

En el caso de querer controlar el pH del substrato de una planta hay que tener en cuenta que hay una larga casuística. Citaré unos pocos factores: la enorme tolerancia de la mayor parte de plantas, los olvidos o irregularidades provocadas por el jardinero, los tipos de abono, los diferentes estados de riego, la variabilidad del comportamiento de los substratos y, finalmente, la modificación del pH por parte de algunas plantas. La casuística citada enmascara y complica las cosas de tal manera que sobrepasa la capacidad normal de un aficionado a la jardinería. De nada sirve ser muy preciso por un lado y errar estrepitosamente en otro.

En estas condiciones y puesto que no estamos tratando de la producción de plantas a gran escala (en cuyo caso están justificados todos los esfuerzos), basta aproximarse un poquitín para que nuestra querida planta nos lo agradezca luciendo mucho mejor que si, llevados de la ignorancia total, lo hiciéramos todo al revés.

A efectos prácticos y en nuestro caso, pues, creo que hay que "hacer algo" pero no hace falta llevar las cosas hasta extremos inverosímiles de exactitud.

Ahora bien, es "muy saludable" aprender cosas nuevas y "el saber no ocupa lugar". A estos efectos considero que tu comentario es muy útil. Gracias.


Manejo del medidor de pH

Por el mercado circulan unos cacharritos de poco valor, quizás unos 6-8 euros, con los que se supone que hay que pinchar un substrato, no te dice si tiene que estar seco, húmedo o mojado y ¡magia! ya tienes el pH del substrato.

No creo en ellos, ni en su teoría ni en sus resultados (he tenido uno). En las instrucciones dice que hay que frotar con una lija fina o viruta de acero antes de hacer la medición. Será para eliminar la capa oxidada superficial de los electrodos de calidad evidentemente mediocre. No dicen que hay que calibrarlo ni tienen provisión para su ajuste.

Si nos metemos en el campo de un medidor de pH serio de valor a partir de quizás 500 euros que ningún aficionado se gastará, entonces entramos en otra dimensión totalmente diferente. Efectivamente no hay que lijar los electrodos, hay que limpiarlos cada vez después de usarlos como dices, hay que calibrarlos a menudo con disoluciones patrón compradas a precio elevado y, finalmente, hay que reemplazar los electrodos cada cierto tiempo. Los electrodos de recambio también son caros. Entiendo que te referías a uno de estos últimos medidores.


Cierre del recipiente y otras cosas

Éste es precisamente el meollo de esta hilera de mensajes.

El primer participante dijo haber observado que después de añadir ácido cítrico al agua del grifo había observado que el pH le quedaba bajo inmediatamente pero que al día siguiente volvía a estar alrededor de 7.

Sabiendo que el principal carbonato del agua de grifo es el bicarbonato cálcico y que el carbonato cálcico suele estar en cuantía bastante inferior, al igual que el bicarbonato y carbonato magnésico, yo atribuía y, de momento, sigo atribuyendo este hecho a que el proceso completo de "neutralización" no es instantáneo, necesitando varias horas. Siempre en el supuesto de haber añadido una cantidad suficiente de ácido, de lo contrario quedan las cosas a medias en pH=7 aprox.

Ahora, tanto después de la primera intervención de Clonc como de la tuya me pregunto lo siguiente: Una vez neutralizados todos los carbonatos con ácido y llevado el pH hasta el valor objetivo de, digamos 6 ó 6,5 ¿con qué velocidad se produce la carbonatación del agua por parte del CO2 atmosférico y, paralelamente, una subida de pH? Supuestamente en un recipiente abierto.

Ya sé que la pregunta no tiene una respuesta precisa, pues depende de muchos factores. Superficie en contacto con el aire, temperatura, agitación, etc. etc. Pero, matizando la pregunta, ¿se puede esperar que las cosas sucedan tan rápido como 24 horas por ejemplo? ¿O bien podríamos suponer que serán varias semanas? Repito, el agua ya estaba acidulada con un ácido (cítrico) supuestamente más fuerte que el carbónico.


Uso de otros ácidos más fuertes

Dudo que el clorhídrico fuera saludable para las plantas, por el cloro.

Los otros tres ácidos fuertes de uso agrícola son el sulfúrico, nítrico y fosfórico que yo prevengo contra su empleo por la peligrosidad de su manejo. Aunque sé que van bien y son más baratos, no se los recomiendo a nadie como medida de su propia seguridad. A partir de aquí ya estamos todos advertidos y que cada uno haga lo que quiera, bajo su responsabilidad.

- - -

Ésta son mis opiniones y dudas, no sé qué te parecerán.

 

Julio: Desde luego que he leído tu página!!!!!!!!! Sólo me quedan un par de puntos para terminarla AL COMPLETO. Me parece estupenda en todos los sentidos: accesible para el apenas iniciado, altamente práctica y muy muy completa. Personalmente me ha influído en dos aspectos: he aprendido mucho sobre las necesidades de las plantas en cuanto a abonos, sustrato, calidad del agua y pH. Y la segunda es que en cuanto acabé de leer todo sobre las fucsias, fuí al catálogo y me encargué ocho que llegarán en marzo (ya las había tenido, pero sin éxito). Esta semana, además, me animo con la azalea (de nuevo). Y como ya te han dicho antes por aquí, anímate y publícalo en forma de libro. Personalmente podría consultarlo más a menudo. (Porque te prometo que lo compraría) (¿Me firmarías el ejemplar?) (ji-ji).

Niro Vizán: Gracias por hacer entendible para mí toda esta conversación (otra cosa es que me vaya a ser de utilidad).

Me gusta leer, aunque me vaya un poco grande, porque al final siempre queda algo que tal vez un día sea de utilidad. Así que disculpad todos si resulto un poquito pesada preguntando tanto.

Gracias de nuevo.

 

En este Foro todavía no he visto a ningún pesado por preguntar.

 

Saludos otra vez:
Les pongo este enlace a ver que les parece.

www.geocities.com/discosmx/Articulos/tampon.htm - 9k

Por favor, no dejen el tema que estamos aprendiendo mucho. A ver si se puede llegar a alguna solución que sea factible para el aficionado.

 

Respuesta a Julio nº 2 (parte 3)


Hola, Gerardo, Julio y demás interesados....si es que a estas alturas hay alguien interesado en el tema. Pero como lo prometido es deuda, aunque sea con mucho retraso, ahí va un intento de explicación.

Las reacciones químicas son procesos reversibles, donde los productos resultantes de una reacción pueden en parte combinarse entre sí, a medida que se van formando, y originar las substancias de partida , hasta que se alcanza un estado de equilibrio. Este estado de equilibrio, referido siempre a unas “condiciones ambientales”y concentraciones iniciales determinadas, se alcanza cuando las velocidades de las dos reacciones ( la que forma producto a partir de los reactivos y la inversa), se igualan y la cantidad de todas las substancias presentes (tanto reactivos como productos), permanecen constantes en el tiempo. En realidad se trata de un equilibrio dinámico, es decir, que a nivel microscópico las moléculas siguen reaccionando, pero las propiedades macroscópicas permanecen constantes.

Este estado de equilibrio se verifica siempre para sistemas cerrados donde no hay influencias externas y todas las condiciones permanecen constantes ( p.e: presión, temperatura, pH...).

Si el sistema es abierto, es decir hay influencias “ambientales”, no se alcanza un equilibrio estable y el sistema evoluciona constantemente. En la práctica cualquier proceso industrial suele realizarse “en abierto”, de un modo completo e irreversible, lo que se consigue por ejemplo, separando los productos de reacción tal y como se van formando, con lo que se fuerza a los reactivos iniciales a formar más productos para intentar alcanzar el estado de equilibrio.

En el caso que nos ocupa, un agua que tiene bicarbonatos y a la que le voy añadiendo un ácido para destruirlos, podríamos decir que el reactivo inicial es el bicarbonato, el producto de interés el anhídrido carbónico ( llamado también dióxido de carbono o CO2) , y la “condición ambiental” determinante el pH de la solución, que depende de la cantidad de ácido añadido.

En este caso un rango de pH entre 8.0 - 4.0 es el que nos puede interesar en la práctica. Para cada pH y cantidad inicial de bicarbonato se alcanzará un equilibrio diferente, pero se cumple siempre que cuanto más alto sea el valor de pH, más grande es la proporción de bicarbonato presente y más pequeña la de anhídrido carbónico; evidentemente, tal y como vayamos disminuyendo el pH, la proporción de bicarbonato disminuye y la de anhídrido carbónico aumenta.

Como decía el hijo de Eduardo en su intervención anterior, el agua absorbe CO2 al entrar en contacto con el aire. También es un efecto muy conocido`por los químicos que muchas bases, sólidas o en disolución, se carbonatan en contacto con el aire. Sin embargo, si el responsable es el anhídrido carbónico, ¿por qué sube pH, si tiene carácter ácido?. La respuesta está en el equilibrio químico.

Decía yo, en una intervención anterior, que este caso era especial, porque suponía que el anhídrido carbónico que se va formando, se evapora puesto que es un gas. En términos de equilibrio, tal y como he dicho antes, esto supone que como hay un déficit de producto de reacción ( ya que el CO2 tal como se genera se evapora), la reacción inversa (formación de bicarbonato) es imposible; aun cuando el aire aporte pequeñas cantidades de CO2 al entrar en contacto con la solución ( la proporción de CO2 en el aire es de aprox. 0.03%) siempre habrá una carencia de anhídrido carbónico . Esta idea venía reforzada por la imagen mental de una pastilla efervescente disolviéndose, dónde se ve la gran cantidad de CO2 que se desprende.

Sin embargo la realidad es que el anhídrido carbónico es un gas muy soluble en agua ( casi 1 ml de gas por ml de agua) por lo que todo el que se genera en la reacción de neutralización ( que es muy poco comparado con el de la pastilla efervescente) queda disuelto en el agua. Visto de un modo práctico, no tendría sentido que el gas generado se evaporase para que luego parte de ese mismo gas, presente en el aire, se volviese a disolver.

Consideremos ahora el ejemplo de la prueba 1 ( publicada el 18/02/04). Podríamos decir que cualquiera de las cinco soluciones, una vez reacciona el ácido (lo que es casi instantáneo) alcanza un equilibrio. Las porciones que mantengo en recipientes cerrados y llenos, son “sistemas cerrados” y por tanto “mantienen su valor de pH inalterable en el tiempo”. Por el contrario, las porciones abiertas al ambiente reciben influencias externas (evaporación, contaminación por partículas de polvo, disolución de gases contenidos en el aire,...) y van variando su pH. De todas estas influencias hay una que (en condiciones normales) y por su importancia, hace despreciable el efecto de las otras: el paso de cierta cantidad de CO2 del aire al seno del agua. Esta absorción de anhídrido carbónico es tan importante porque es el producto de interés de nuestra reacción,(está involucrado directamente en las reacciones del equilibrio químico).

Intentare dar una explicación de lo que creo que ocurre.

Primero es necesario comprender como se comporta el CO2. Es muy soluble en agua, “independientemente” de que el agua inicial tenga carbonatos o no. Además tiene carácter ácido, aunque muy débil. Esta segunda propiedad queda de manifiesto en la prueba 2 (publicada el 20/02/04 ) dónde vemos que soluciones que han sido expuestas mucho tiempo al aire , no sufren variaciones apreciables de pH a no ser que inicialmente contengan carbonatos. Es decir, que el paso de CO2 a la disolución no produce cambios apreciables en el pH a no ser que intervenga directamente en las reacciones del equilibrio químico ( caso de las disoluciones con bicarbonato ).

Conviene recordar ahora lo que decía antes, que a medida que vamos bajando el pH, se van alcanzando nuevos equilibrios, dónde la proporción de CO2 es cada vez mayor y la de bicarbonato menor. Es decir si a un agua con bicarbonatos le añadimos un poco de cítrico, todo es correcto en términos de equilibrio químico, a saber: el pH a bajado, la proporción de CO2 es mayor y la proporción de bicarbonato es menor; por tanto pasamos por así decirlo de un estado de equilibrio a otro.

Cuando a un agua en equilibrio se le pone en contacto con el aire y se disuelve algo de CO2 el sistema detecta que algo no va bien, ya que la proporción de CO2 ha aumentado pero el pH no ha bajado como sería necesario para alcanzar una nueva situación de equilibrio.Por tanto el sistema hace lo posible para alcanzar un nuevo equilibrio y, como no puede acidificarse por si sólo, lo que hace es reconvertir parte del anhídrido carbónico en bicarbonato. Es decir se genera bicarbonato, con lo cual se alcanza un nuevo equilibrio donde todo es correcto: el pH ha aumentado por la generación de bicarbonato, y la proporción de bicarbonato ha aumentado y la de anhídrido ha disminuido.


Esto se aprecia claramente en disoluciones acuosas a pH superior a 5 (más o menos). A pH inferior no se aprecia efecto en los tiempos ensayados. A esos pH la proporción de bicarbonato es muy pequeña y supongo que el proceso de generación de bicarbonato para alcanzar un nuevo equilibrio es extremadamente lento.






Prueba 3

Unos 250 ml de agua del grifo los dejo en contacto con la atmósfera, en un vaso de cristal de boca ancha. Inicialmente le bajo el pH añadiendo gotas de una disolución de cítrico y, a partir de aquí le voy bajando el pH cuando este sube mucho.

El tiempo en horas es acumulado desde el principio del ensayo.

t (horas) pH Gotas añadidas.....Nuevo pH

0 7.7 12 6.4
17................7.1.................5.............................6.4
41................7.3.................3.............................6.4
68................7.3.................2.............................6.3
74................6.5.................1.............................6.1
89................6.6.................1.............................5.8
162..............6.2.................1.............................5.5
192 5.6................---.............................---
210..............5.6................---.............................---
233..............5.7................---.............................---
330..............5.9................---.............................---
401..............6.0................---.............................---
504..............6.4.................1.............................5.5
690..............5.7................---.............................---
858..............6.0.................1..............................5.4



Prueba 4

Distintas porciones de agua del grifo (pH inicial 7.7), igual que antes de 250 ml y en vasos de cristal de boca ancha, se les añade cierta cantidad inicial de la disolución de cítrico utilizada en el apartado anterior

Nº gotas .........pH inicial.............pH (694 horas )

40......................4.3...............................4.3
35......................4.5...............................4.5
30......................4.7...............................4.7
25......................5.2...............................5.4
20......................5.7........(ver evolución en tabla siguiente)


t (horas) pH Gotas añadidas.....Nuevo pH

0..................5.7.................-----......................------
28................6.8..................5............................5.4
46................5.4.................----.......................------
69................5.4................----........................------
166..............5.5................----........................------
237..............5.6................----........................------
340..............5.8................----........................------
526..............6.3................----........................------
694..............7.0.................1..............................5.7


Comentarios

De este ensayo para un agua de grifo bastante dura, se desprende que:

- Para pH inferior a 4.7 el pH se mantiene, la generación de bicarbonato queda inhibida o ralentizada

- A un pH de 5.2 parece observarse un ligerísimo aumento de pH tras casi un mes de observación. Sería conveniente una repetición para comprobarlo.

- A pH= 5.4 y superiores, la generación de bicarbonato en función del tiempo en contacto con el aire es evidente.

-La generación de bicarbonato,es evidente. Por ejemplo, la disolución a la que le añadí 25 gotas al principio, mantiene un pH de 5.4; sin embargo la disolución que al principio sólo le añadí 20 gotas, le tuve que añadir 26 gotas en total y su pH es de 5.7 : aún obviando la pequeña diferencia de pH, como le he añadido más ácido quiere decir que he neutralizado más bicarbonato. Lo mismo ocurre si cogemos la disolución de la prueba 3: para un pH similar (5.4), la cantidad de gotas añadidas es ya de 27.

- Aunque esto es una explicación sui géneris de los principios del equilibrio químico ( principio de Le Chatelier), creo que se acerca bastante a lo que ocurre. No hay que olvidar que las especies presentes son en realidad más y que el bicarbonato se encuentra sujeto a un segundo equilibrio con el carbonato; además también es cierto que las soluciones de bicarbonato son inestables con el tiempo. Sin embargo creo que el efecto principal en lo que nos ocupa, es debido a lo que he intentado exponer.

Un saludo.