DETERMINACIÓN
DE LA ALCALINIDAD Y CAPACIDAD AMORTIGUADORA DEL AGUA
1. Introducción
La alcalinidad es
una propiedad química del agua que expresa su capacidad para neutralizar
ácidos. En la mayoría de las aguas naturales está asociada principalmente con
la presencia de bicarbonato (HCO₃⁻), carbonato (CO₃²⁻) e hidróxido (OH⁻),
aunque otras especies químicas pueden contribuir cuando se encuentran en
concentraciones significativas.
La alcalinidad no
debe confundirse con el pH. El pH describe el estado ácido-base de una muestra
en un momento determinado, mientras que la alcalinidad refleja la cantidad de
especies capaces de consumir protones y, por tanto, la resistencia del agua frente
a la acidificación. Dos muestras pueden presentar valores de pH semejantes y,
sin embargo, responder de manera muy diferente ante la adición de un ácido.
El sistema
carbonato constituye uno de los principales mecanismos de amortiguación en
aguas naturales. El dióxido de carbono disuelto, el ácido carbónico, el
bicarbonato y el carbonato participan en equilibrios que permiten consumir o
liberar protones cuando cambia la composición del medio. Esta capacidad es
especialmente relevante en ecosistemas acuáticos expuestos a aportes ácidos de
origen natural o antropogénico.
La alcalinidad
puede determinarse mediante titulación con un ácido fuerte de concentración
conocida mientras se registra el pH. En esta práctica se utilizará una
titulación potenciométrica y se observará la respuesta de diferentes muestras
ante la adición progresiva de ácido. El resultado de alcalinidad se expresará
convencionalmente en miligramos por litro como carbonato de calcio (mg/L como
CaCO₃).
La comparación
entre la curva de titulación de agua destilada y las curvas correspondientes a
aguas naturales permitirá visualizar experimentalmente el concepto de capacidad
amortiguadora y relacionarlo con la composición química de cada muestra.
2. Objetivos
Objetivo general
Determinar la
alcalinidad de diferentes muestras de agua mediante titulación ácido-base y
evaluar experimentalmente su capacidad amortiguadora frente a la acidificación.
Objetivos específicos
· Explicar la diferencia entre pH,
alcalinidad y capacidad amortiguadora.
· Identificar las principales especies
químicas responsables de la alcalinidad en aguas naturales.
· Aplicar una titulación potenciométrica con
ácido fuerte para determinar la alcalinidad.
· Registrar la variación del pH durante la
adición progresiva de ácido.
· Calcular la alcalinidad y expresarla en
mg/L como CaCO₃.
·
Comparar la capacidad amortiguadora de muestras
de diferente procedencia.
· Relacionar la alcalinidad con los
resultados obtenidos en las prácticas anteriores.
3. Fundamento teórico
3.1. Alcalinidad del agua
La alcalinidad
representa la capacidad de una muestra para aceptar protones. En aguas
naturales de pH cercano a la neutralidad, el bicarbonato suele constituir la
principal especie responsable de esta propiedad. En aguas más alcalinas pueden
adquirir mayor importancia el carbonato y, a valores elevados de pH, el
hidróxido.
De forma
simplificada, la contribución de estas especies puede representarse mediante
las siguientes reacciones de neutralización:
OH⁻(ac) + H⁺(ac) → H₂O(l)
CO₃²⁻(ac) + H⁺(ac) → HCO₃⁻(ac)
HCO₃⁻(ac) + H⁺(ac) → H₂CO₃(ac)
H₂CO₃(ac) ⇌ CO₂(ac) + H₂O(l)
3.2. Sistema carbonato y capacidad amortiguadora
El dióxido de
carbono atmosférico puede disolverse en el agua y participar en un conjunto de
equilibrios ácido-base. Estos equilibrios contribuyen al control del pH en
numerosos sistemas acuáticos:
CO₂(ac) + H₂O(l) ⇌ H₂CO₃(ac)
H₂CO₃(ac) ⇌ H⁺(ac) + HCO₃⁻(ac)
HCO₃⁻(ac) ⇌ H⁺(ac) + CO₃²⁻(ac)
Cuando se añade
ácido a un agua que contiene bicarbonato o carbonato, parte de los protones
adicionados es consumida por estas especies. Como consecuencia, el pH disminuye
de manera menos abrupta que en una muestra con baja alcalinidad. Esta
resistencia al cambio de pH constituye una manifestación de la capacidad
amortiguadora.
3.3. Determinación potenciométrica de la alcalinidad
La alcalinidad
puede determinarse adicionando gradualmente un ácido fuerte de concentración
conocida y midiendo el pH después de cada adición. La representación del pH en
función del volumen de ácido permite observar la curva de titulación e
identificar las regiones donde se producen los principales cambios del sistema
carbonato.
En métodos de
punto final fijo se utiliza con frecuencia un pH cercano a 4.5 para estimar la
alcalinidad total. Sin embargo, el punto de equivalencia real puede variar con
la composición de la muestra. Por esta razón, el registro de la curva completa
proporciona información adicional y permite reconocer las limitaciones de
utilizar un único valor de pH como punto final.
3.4. Expresión de la alcalinidad
Cuando se emplea
un ácido de normalidad conocida, la alcalinidad puede expresarse como
concentración equivalente de CaCO₃ mediante:
donde Vácido es el volumen de
ácido utilizado para alcanzar el punto final seleccionado, en mL; Nácido
es la normalidad del ácido; Vmuestra es el volumen de muestra
analizado, en mL; y 50 000 corresponde al factor de conversión basado en el
peso equivalente del CaCO₃.
3.5. Importancia ambiental
La alcalinidad
contribuye a la estabilidad química de los ecosistemas acuáticos. Un agua con
baja alcalinidad puede experimentar cambios importantes de pH ante aportes
relativamente pequeños de ácido, mientras que una muestra con mayor alcalinidad
puede neutralizar una cantidad superior de protones antes de presentar una
disminución marcada del pH.
Las diferencias de
alcalinidad pueden estar relacionadas con la geología de la cuenca, la
presencia de minerales carbonatados, la interacción con suelos y sedimentos y
determinados aportes antropogénicos. Su interpretación debe realizarse
conjuntamente con otros parámetros como pH, conductividad, SDT y dureza.
4. Materiales y equipos
·
pH-metro
·
Bureta de 25 o 50 mL
· Soporte universal y pinza para bureta
· Pipeta volumétrica de 50 mL o probeta
graduada
· Vasos de precipitados de 100 o 250 mL
·
Matraces Erlenmeyer de 250 mL
·
Probeta graduada
·
Varilla de vidrio o agitador magnético
·
Frasco lavador
·
Pipeta Pasteur o gotero
·
Papel absorbente
·
Etiquetas y marcador permanente
·
Guantes
·
Gafas de seguridad
Reactivos
· Solución estandarizada de ácido sulfúrico
(H₂SO₄) de normalidad conocida, preferiblemente 0.02 N
· Soluciones buffer pH 4.00, 7.00 y 10.00
para calibración del pH-metro
·
Agua destilada
5. Muestras sugeridas
1. Agua potable de la red.
2. Agua embotellada.
3. Agua de pozo.
4. Agua de lluvia.
5. Agua de río, arroyo, laguna o canal.
6. Otra fuente ambiental seleccionada por
el grupo.
Importante: todas las muestras ambientales serán consideradas no aptas para
consumo durante la práctica.
6. Procedimiento experimental
Parte A. Calibración del pH-metro
1. Encienda el pH-metro y permita su
estabilización.
2. Coloque pequeñas porciones de las
soluciones buffer necesarias en recipientes limpios.
3. Enjuague el electrodo con agua
destilada y retire el exceso de agua sin frotar el bulbo.
4. Calibre el equipo comenzando con buffer
pH 7.00 y continúe con pH 4.00 y/o 10.00 según el procedimiento del
instrumento.
5. Enjuague el electrodo entre soluciones
y proceda al análisis una vez finalizada la calibración.
Parte B. Titulación potenciométrica de las muestras
1. Mida 50.0 mL de la muestra y
transfiéralos a un vaso de precipitados o matraz Erlenmeyer limpio.
2. Mida y registre el pH inicial.
3. Llene la bureta con la solución
estandarizada de H₂SO₄ y registre el volumen inicial.
4. Introduzca el electrodo en la muestra y
mantenga agitación suave y constante sin golpear el electrodo.
5. Adicione el ácido en incrementos de
0.50 mL. Después de cada adición, permita la estabilización y registre el pH y
el volumen acumulado de ácido.
6. Cuando el pH se aproxime a 5.0, reduzca
los incrementos a aproximadamente 0.10-0.20 mL para observar con mayor detalle
la región del punto final.
7. Continúe la titulación hasta alcanzar
aproximadamente pH 4.0.
8. Registre el volumen de ácido
correspondiente a pH 4.5. Si no existe una lectura exactamente en 4.5, utilice
los datos más próximos para estimar el volumen correspondiente.
9. Repita el procedimiento con una segunda
alícuota de la misma muestra cuando el tiempo experimental lo permita.
10. Realice el procedimiento para las
demás muestras seleccionadas.
Parte C. Comparación con agua destilada
1. Mida 50.0 mL de agua destilada y
registre su pH inicial.
2. Adicione el mismo ácido en pequeños
incrementos y registre el pH después de cada adición.
3. Compare la rapidez del cambio de pH con
la observada en las muestras ambientales.
4. Utilice esta comparación para discutir
experimentalmente la capacidad amortiguadora de las muestras.
7. Registro de resultados
Tabla 1. Datos de titulación
|
Volumen
acumulado de H₂SO₄ (mL) |
pH
Muestra A |
pH
Muestra B |
pH
Muestra C |
pH
agua destilada |
|
0.00 |
|
|
|
|
|
0.50 |
|
|
|
|
|
1.00 |
|
|
|
|
|
1.50 |
|
|
|
|
|
2.00 |
|
|
|
|
|
2.50 |
|
|
|
|
|
3.00 |
|
|
|
|
|
3.50 |
|
|
|
|
|
4.00 |
|
|
|
|
|
4.50 |
|
|
|
|
|
5.00 |
|
|
|
|
Nota: agregue filas si la titulación
requiere un volumen mayor y registre también los incrementos menores empleados
cerca del punto final.
Tabla 2. Resultados de alcalinidad
|
Muestra |
pH
inicial |
V
muestra (mL) |
V ácido a pH 4.5 (mL) |
Normalidad
del ácido |
Alcalinidad (mg/L como CaCO₃) |
|
A |
|
|
|
|
|
|
B |
|
|
|
|
|
|
C |
|
|
|
|
|
|
Agua destilada |
|
|
|
|
|
8. Análisis e interpretación de resultados
1. Construya para cada muestra una gráfica
de pH frente al volumen acumulado de ácido añadido.
2. Compare la forma de las curvas de
titulación de las muestras ambientales con la obtenida para el agua destilada.
3. Determine cuál muestra necesitó mayor
volumen de ácido para alcanzar pH 4.5.
4. Calcule la alcalinidad de cada muestra
y ordénelas desde la menor hasta la mayor.
5. Identifique cuál muestra presentó mayor
resistencia a la disminución del pH y relacione este comportamiento con su
alcalinidad.
6. Compare el pH inicial con la
alcalinidad y explique por qué un pH elevado no implica necesariamente una
alcalinidad elevada.
7. Relacione los resultados con la dureza,
conductividad y SDT determinados en las prácticas anteriores.
8. Proponga factores geológicos o
antropogénicos que puedan explicar las diferencias entre las muestras.
9. Explique qué muestra sería
potencialmente más vulnerable a un aporte ácido ambiental y justifique su
respuesta a partir de los resultados experimentales.
Nota: la alcalinidad expresa capacidad de neutralización de ácidos y no
constituye, por sí sola, un criterio suficiente para establecer la potabilidad
o la ausencia de contaminación de una muestra.
9. Cuestionario poslaboratorio
1. ¿Cuál es la diferencia entre pH y
alcalinidad?
2. ¿Qué especies químicas son las
principales responsables de la alcalinidad en la mayoría de las aguas
naturales?
3. Escriba las reacciones mediante las
cuales CO₃²⁻ y HCO₃⁻ consumen protones durante la titulación.
4. ¿Por qué el agua destilada suele
presentar menor capacidad amortiguadora que un agua que contiene bicarbonatos?
5. ¿Por qué debe registrarse el pH después
de cada adición de ácido?
6. ¿Qué información aporta una curva de
titulación que no proporciona una única medición de pH?
7. ¿Por qué la alcalinidad se expresa
convencionalmente como mg/L de CaCO₃?
8. Dos muestras presentan pH 7.5, pero una
requiere cinco veces más ácido que la otra para alcanzar pH 4.5. ¿Qué puede
concluirse sobre su capacidad amortiguadora?
9. ¿Cómo podría relacionarse una elevada
alcalinidad con la geología de la zona de procedencia de una muestra?
10. Seguridad y manejo de residuos
· Utilizar bata, gafas de seguridad y
guantes durante toda la práctica.
· Manipular el ácido sulfúrico diluido con
precaución y evitar el contacto con piel y ojos.
· No pipetear con la boca.
· Agregar el ácido lentamente durante la
titulación para evitar salpicaduras y sobrepasar innecesariamente el punto
final.
· Manipular cuidadosamente el electrodo del
pH-metro debido a su fragilidad.
· Enjuagar el electrodo con agua destilada
entre muestras para evitar contaminación cruzada.
· No devolver a los recipientes originales
las porciones de soluciones utilizadas.
· Las soluciones resultantes de las
titulaciones deberán gestionarse de acuerdo con las normas institucionales para
residuos de laboratorio.
· Limpiar el área de trabajo y lavarse las
manos al finalizar.
11. Referencias bibliográficas
American
Public Health Association, American Water Works Association, & Water
Environment Federation. (2023). Standard methods for the examination of water
and wastewater (24th ed.). APHA Press.
Rounds,
S. A. (2012). Alkalinity and acid neutralizing capacity (Version 4.0). In U.S.
Geological Survey, National field manual for the collection of water-quality
data (Techniques of Water-Resources Investigations, Book 9, Chapter A6, Section
6.6). U.S. Geological Survey.
Stumm,
W., & Morgan, J. J. (1996). Aquatic chemistry: Chemical equilibria and
rates in natural waters (3rd ed.). Wiley-Interscience.
