Química de las aguas naturales

TEMA 6.

Química de las aguas naturales. Procesos ácido-base en aguas
naturales: el sistema CO2/Carbonato
Las aguas naturales contienen cantidades significativas de CO 2 disuelto como resultado
tanto de la disolución del dióxido de carbono atmosférico como de la descomposición
anaeróbica de la materia orgánica (tratada en el tema anterior). La solubilidad del CO2
en al agua pura a 25°C esde 1,45 g/L, y su variación con la temperatura queda
reflejada en la siguiente gráfica, donde queda patente la gran solubilidad del mismo en
el agua fría (tal y como le ocurre a cualquier gas, como el oxígeno ya visto en el tema
anterior).

Este CO2 que penetra en el agua genera, en primera instancia, ácido carbónico (H 2CO3)
el cual rápidamente entra a formar parte del complejo equilibrioácido-base en el que
participan las diferentes formas carbonatadas presentes en un agua. Así pues, la
química de los procesos ácido-base de un agua natural está dominada por la presencia
del ion carbonato, CO32‒, que es una base moderadamente fuerte, así como del ácido
débil H2CO3, y de sus interrelaciones. Aunque en un agua la mayor parte del CO 2
disuelto está como CO2 rodeado de moléculas deagua, parte estará en la forma de
ácido carbónico, de tal forma que cuando se habla en general de ácido carbónico se
asume también la parte del gas disuelta (CO 2(aq)), a pesar de que es esta última la forma
mayoritaria en la que se encuentra. Así, podemos escribir la primera reacción de
equilibrio que tiene lugar cuando el CO2 pasa a la fase acuosa:
CO2(g) + H2O(l)

H2CO3(aq)

Una vezformado, el ácido carbónico se disocia parcialmente para dar bicarbonato y
protones:
H2CO3

HCO3‒ + H+

Aunque desde un punto de vista más formal deberíamos de decir que el CO 2 disuelto,
que es un ácido de Lewis, hidroliza al agua dando protones al medio, según el proceso
CO2(aq) + H2O(l)

HCO3‒(aq) + H+(aq)

La fuente mayoritaria de bicarbonato en un agua natural no es este proceso,sino el
proveniente del lavado de rocas calizas que hace que parte del carbonato que
contienen pase al agua, aumentando de forma natural el pH de estas aguas, ya que
hidroliza parcialmente al agua dando OH ‒, lo que lo convierte en una base
moderadamente fuerte.

– [1] –

CO32‒ + H2O

HCO3‒ + OH‒

Las aguas naturales expuestas a la caliza se denominan aguas calcáreas, ya que sucontenido en carbonatos/bicarbonatos es notable. De esta forma, estas reacciones
implican equilibrios que tienen lugar entre tres fases: aire, agua y rocas.

Equilibrios trifásicos en el sistema CO2/Carbonato

Pero existen más procesos químicos que interrelacionan estas especies, todos ellos
conducentes a la formación de bicarbonato. Por ejemplo, la reacción directa entre el
ácido carbónico(ácido) y el ion carbonato (base), según el proceso
H2CO3 + CO32‒

2HCO3‒

que a tenor de la 'realidad' química de las especies implicadas sería un proceso mejor
visto como la reacción entre el carbonato y uno de los protones derivados de la
hidrólisis del CO2:
CO32‒ + H+

HCO3‒

Y el CO2, por su parte, puede reaccionar con los OH ‒ derivados de la hidrólisis del
carbonato:
CO2 + OH‒HCO3‒

El ion bicarbonato, que se encuentra como especie química entre el carbonato y el
ácido carbónico en lo que se refiere a captación de protones, puede por tanto
comportarse como ácido (dando protones al medio y pasando a carbonato) o como base
(captando protones del medio y pasando a ácido carbónico). Una sustancia que puede
actuar tanto como ácido como base se conoce como especieanfótera.
En general, un agua va a ser finalmente rica en bicarbonatos ya que todos los
equilibrios conducen a su formación. Que un agua sea finalmente ligeramente básica,
como es lo habitual en un agua natural, se debe básicamente a la existencia de más
carbonatos en disolución que ácido carbónico, lo que hace que el grado de hidrólisis
para dar OH‒ sea superior.
Así, tendríamos a las tres...