4. Scenarios: Interventions in practice
4.1 Protocol update
La toma de muestras fueron tomadas desde el inicio del gran canal en el Valle de México de ahí se siguió el cauce del mismo hasta llegar a la red hidrográfica del Valle del Mezquital (idalgo. La determinaciones físico‐químicas que se realizaron fueron las siguientes:
Tabla24MetodologíadecadaunadelasDeterminaciones.
Determinación Método Referencia
1. pH Potenciómetro marca HANNA Eaton (1995)
2. Conductividad Eléctrica WheatstoneConductimétro con puente celdas de de vidrio Richards(1973)
3. Residuo seco evaporado Gravimetría utilizando estufa hot‐
plate modelo type 2200 Eaton (1995)
4. Sodio y Potasio
Flamometría con flamometro 648 IL
λ=589nm utilizando solución
estándar 140meqL‐1 para Na+ y 5
meqL‐1 para K++
APHA
(1995)
5. Calcio Volumétrico Titulación con EDTA
0.01N
Richard
(1975)
6. Calcio más magnesio 0.01NVolumétrico Titulación con EDTA Richard(1975)
7. Carbonatos Volumétricosulfúrico 0.01N Titulación con ácido Richard(1975)
8. Bicarbonatos Volumétricosulfúrico 0.01N Titulación con ácido Richard(1975)
9. Cloruros Volumétrico Titulación con nitrato
de plata 0.01N
APHA
(1995)
10. Sulfatos PerkinTurbidemetría 35 λ=420 espectrofotómetro nm APHA(1995)
11. Nitratos PerkinTurbidimetría 35 λ=410 espectrofotómetro nm APHA(1995)
12. Boro Turbidimetría espectrofotómetro
Perkin 35 λ=420 nm Azometina‐H
J. Rodier
(1978)
13. Sílice PerkinTurbidemetría 35 λ=650 espectrofotómetro nm APHA(1995)
14. Orto fosfatos PerkinTurbidemetría 35 λ=690 espectrofotómetro nm J.(1978) Rodier
4.3.1. Determinación del pH
El término de p( se define como el logaritmo negativo de la concentración de iones de hidrogeno expresados en moles por litro.
Esto es: pH= ‐log[H+]
El electrodo referencial de calomel se usa para completar el circuito eléctrico y registra una diferencia de voltaje fija entre el electrodo y la solución independiente del p(. La diferencia del voltaje entre dos electrodos se mide por un voltímetro que se a calibrado para leer directamente en unidades de p( siempre que se ajuste inicialmente con una solución tampón de p( conocido.
4.3.2. Determinación de la conductividad eléctrica (CE)
Las sales disueltas en agua se descomponen en iones cargados positivamente y negativamente. La conductividad se define como la capacidad del agua para conducir una corriente eléctrica a través de los iones disueltos. Los iones más positivos son sodio Na+ , calcio Ca+ , potasio K+ y magnesio Mg+ . Los iones más negativos son cloruro Cl‐ , sulfato SO ‐ , carbonato CO ‐ , bicarbonato (CO ‐ . Los nitratos y fosfatos no contribuyen de forma apreciable a la conductividad aunque son muy importantes biológicamente.
La salinidad es una medida de la cantidad de sales disueltas en agua. La salinidad y la conductividad están relacionadas porque la cantidad de iones disueltos aumentan los valores de ambas.
Las sales en el mar son principalmente de cloruro de sodio NaCl . Sin embargo, otras aguas salinas, tales como las de Mono Lake, tienen una salinidad elevada debido a una combinación de iones disueltos como sodio, cloruro, carbonato y sulfato.
La conductividad eléctrica expresa la concentración total de sales solubles contenidas en las aguas de riego.
La medida de la conductividad eléctrica se realiza mediante un conductívimetro provisto de célula de conductividad apropiada.
Las sales y también otras sustancias afectan la calidad del agua potable o de riego. También influyen en la biota acuática y cada organismo tolera una gama de valores de conductividad. La composición iónica del agua puede ser crítica. Por ejemplo, los
cladocerans pulgas de agua son mucho más sensibles al cloruro de potasio que al cloruro de sodio en concentraciones iguales
La conductividad eléctrica se puede expresar en diferentes unidades Siemens cm‐ , Mhos cm‐ y sus equivalencias son las siguientes:
dSm‐ = milimhos cm‐ = µScm‐
4.3.3. Determinación de los Residuos Seco Evaporado
El término sólido hace referencia a la materia suspendida o disuelta en un medio acuoso. Una de las características físicas más importantes del agua es el contenido total de sólidos, esta incluye la materia en suspensión, la materia sedimentable, la materia coloidal y la materia disuelta. La determinación de sólidos disueltos totales mide específicamente el total de residuos sólidos filtrables sales y residuos orgánicos . Los Sólidos Totales Disueltos STD constituyen una medida de la parte de sólidos en una muestra de agua que pasa a través de un poro nominal de . μm o menos en condiciones específicas.
Para determinar los Residuos Secos Evaporados Solidos Totales Disueltos se pesó una capsula de porcelana, se le agregaron ml de alícuota, la capsula con la alícuota se colocó en la plancha precalentada a ˚C. Se dejó la capsula hasta que se evaporó toda el agua y llega a un peso constante y por último se saca la diferencia de pesos para así obtener los residuos.
Este método está recomendado por Eaton
4.3.4. Determinación de los Sodio y Potasio.
Metales del grupo de los alcalinos, junto con el Li, Rb y Cs. El sodio es el más importante y abundante de éste grupo, en el agua. Es un constituyente de las rocas ígneas junto con el potasio. En las rocas carbonatadas se encuentra en pequeñas cantidades. En sedimentos de origen evaporítico es muy importante.
El sodio puede estar presente como una impureza, principalmente en el material cementante, o como cristales de sales de sodio, depositados al mismo tiempo, siendo fácilmente solubilizadas. En sedimentos procedentes de silicatos, dará origen al cambio de bases, precipitando Ca y Mg y solubilizando Na. Las rocas carbonatadas
contiene muy poco sodio, a nivel de impureza. Evaporitas como la (alita NaCl y la mirabilita Na SO · ( O , son una fuente importante de sodio. El sodio puede ser agregado en cantidades importantes por descargas de aguas residuales. En aguas en las cuales el Ca predomina, la solubilidad limitada del CaCO minimiza la presencia de CO = y ayuda a mantener el p( menor a . ; Cuando el sodio predomina, el control del p( disminuye, ya que el Na CO es muy soluble.
Para determinar el sodio y potasio se utilizó el flamometro Aut Cal Flame‐Photometer . Se colocó una solución de Cesio, después se abrió la válvula de gas LP. Antes de colocar las muestras se calibró el equipo con una solución patrón de meqL‐ de sodio y . meq L‐ de potasio. Las muestras se colocaron directamente desde los recipientes y no hubo necesidad de colocarlas en otro recipiente. Este aparato da directamente la lectura en meq L‐ .
4.3.5. Determinación de Calcio
El calcio es el quinto elemento en orden de abundancia en la corteza terrestre, su presencia en las aguas naturales se debe al su paso sobre depósitos de piedra caliza, yeso y dolomita. La cantidad de calcio puede variar desde cero hasta varios cientos de mgL‐ , dependiendo de la fuente y del tratamiento del agua. Las aguas que contienen cantidades altas de calcio y de magnesio, se les da el nombre de " aguas duras ".
Concentraciones bajas de carbonato de calcio, previenen la corrosión de las tuberías metálicas, produciendo una capa delgada protectora. Cantidades elevadas de sales de calcio, se descomponen al ser calentadas, produciendo incrustaciones dañinas en calderas, calentadores, tuberías y utensilios de cocina; también interfieren con los procesos de lavado doméstico e industrial, ya que reaccionan con los jabones, produciendo jabones de calcio insolubles, que precipitan y se depositan en las fibras, tinas, regaderas, etc.
Al añadir ácido etilen‐diamino‐tetracetato EDTA , los iones de calcio y magnesio que contiene el agua se combinan con el EDTA. Se puede determinar calcio en forma directa, añadiendo NaO( para elevar el p( de la muestra entre y unidades, para que el magnesio precipite como hidróxido y no interfiera, se usa además, un indicador que se combine solamente con el calcio.
Se colocan ml de muestra en un vaso de precipitado de ml, se le agrega gotas de solución amortiguadora hidróxido de sodio al N y una pisca de Murexida y posteriormente se titula con EDTA etilen‐diamino‐tetracetato al . N usando una microburetra de ml.
El cambio de color es de rosa o violeta. No debe observarse tinte rojizo al llegar al punto terminal.
Para los cálculos se utilizó la siguiente ecuación:
4.3.6. Determinación de Calcio y Magnesio.
El magnesio no existe libre en la naturaleza. Se encuentra combinado como carbonato, MgCO , constituyendo el mineral llamado magnesita o giobertita. Como sulfato y cloruro forma parte de las sales dobles en diversos yacimientos. Los silicatos más corrientes, donde encontramos el magnesio asociado son, el talco piedra de jabón de fórmula ( Mg SiO , el asbesto, Mg Ca SiO , la sepiolita o espuma de mar de fórmula Mg Si O · ( O, la serpentina, Mg Si O · ( O y el olivino o peridoto, Mg SiO . Se encuentra generalmente en las aguas en cantidades mucho menores que el calcio, pero su importancia biológica es grande.
El punto de equivalencia en una valoración complexométrica se puede determinar mediante la adición de un indicador a la muestra que se complejo más débilmente que el EDTA con los cationes que se quieren valorar y que presente un cambio de color al romperse dicho complejo en presencia del EDTA. En la esta determinación utilizaremos como indicador negro de eriocromo T, un ácido débil cuyo color depende del p( de la disolución. Cuando se adiciona una pequeña cantidad del indicador negro de eriocromo negro T a la disolución de la muestra, ésta reacciona con ambos cationes dando productos de los cuales el más estable es el que origina el Mg + que da un color violeta.
Se colocan ml de muestra en un vaso de precipitado ml, se le agrega gotas de solución amortiguadora cloruro de amonio y una pisca de Eriocromo negro T y posteriormente se titula con EDTA etilen‐diamino‐tetraacetato o Versenato al . N usando una microburetra de ml.
El cambio de color es de violeta a azul o verde. No debe observarse tinte rojizo al llegar al punto terminal.
Con los datos obtenidos de calcio, por diferencia obtenemos Magnesio. Mg= Ca+Mg ‐Ca
4.3.7. Determinación de Carbonato
La alcalinidad en el agua tanto natural como tratada, usualmente es causada por la presencia de iones carbonatos CO ‐ y bicarbonatos (CO ‐ , asociados con los cationes Na+, K+ Ca+ y Mg+ . La alcalinidad se determina por titulación de la muestra con una solución valorada de un ácido fuerte como el ( SO ,mediante dos puntos sucesivos de equivalencia, indicados ya sea por medios potenciométricos o por medio del cambio de color utilizando dos indicadores ácido‐base adecuados.
Se colocan ml de muestra en un vaso de precipitado de ml, se le agrega gota de fenolftaleína al uno porciento. Si la solución adquiere un color rosa, se titula con ácido sulfúrico al . N con ayuda de una microburetra de ml para agregar una gota cada segundos hasta que el color desaparezca.
Para los cálculos se utilizó la siguiente ecuación:
4.3.8. Determinación de Bicarbonato
En la muestra que se utilizó para determinar carbonatos se le agrego gotas de anaranjado de metilo y se titula con ácido sulfúrico con ayuda de una microburetra de
ml. El cambio de color es de anaranjado a color durazno. Para los cálculos se utilizó la siguiente ecuación:
(ay que verificar que la regla de los mililitros gastados se cumpla en caso de no ser así se utilizara la tabla No. .
Tabla25Valoresdetitulación relacionadoacadaion. Resultado de
la titulación
Valor de titulación relacionado a cada ion
hidróxido Carbonato Bicarbonato
P=0 0 0 T P< ½ T 0 2P T‐2P P=½ T 0 2P 0 P>½ T 2P‐T 2(T‐P) 0 P=T T 0 0
P=titulación al punto de vire para fenolftaleína.
T= titulación total al punto de vire del anaranjado de metilo.
4.3.9. Determinación de Cloruros
Las aguas naturales tienen contenidos muy variables en cloruros dependiendo de las características de los terrenos que atraviesen pero, en cualquier caso, esta cantidad siempre es menor que las que se encuentran en las aguas residuales, ya que el NaCl es común en la dieta y pasa inalterado a través del aparato digestivo. El aumento en cloruros de un agua puede tener orígenes diversos. Si se trata de una zona costera puede deberse a infiltraciones de agua del mar. En el caso de una zona árida el aumento de cloruros en un agua se debe al lavado de los suelos producido por fuertes lluvias. En último caso, el aumento de cloruros puede deberse a la contaminación del agua por aguas residuales. Los contenidos en cloruros de las aguas naturales no suelen sobrepasar los ‐ mgL‐ . El contenido en cloruros no suele plantear problemas de potabilidad a las aguas de consumo. Un contenido elevado de cloruros puede dañar las conducciones y estructuras metálicas y perjudicar el crecimiento vegetal.
A la muestra proveniente de la determinación de carbonatos y bicarbonatos, se le agregan gotas de cromato de potasio al por ciento y agítese. Titularse con nitrato de plata al . N agregándole gotas con la ayuda de una microburetra de ml hasta que la muestra cambie de un color amarillo a un rojo ladrillo intenso. Según Richard , la corrección varía según la muestra en el momento que vire, aumentando normalmente de . hasta . ml para aumentos de volumen de hasta ml. Para los cálculos se utilizó la siguiente ecuación:
4.3.10. Determinación de Sulfatos
Los métodos turbidimétricos de análisis tienen como fundamento la formación de partículas de pequeño tamaño que causan la dispersión de la luz cuando una fuente de radiación incide sobre dichas partículas. El grado de dispersión de la luz o turbidez de la solución es proporcional al número de partículas que se encuentran a su paso, lo cual depende de la cantidad de sulfato presente en la muestra. Para esto se toma un cierto volumen de muestra y se le agrega alguna sal que cause la formación de partículas de precipitado. En el caso de determinación de sulfatos por el método turbidimétrico se agrega a un volumen de muestra, solución de cloruro de bario. El bario en presencia de sulfatos precipita como sulfato de bario BaSO , formando flóculos que causan un cierto grado de turbidez en la solución y este grado de turbidez es proporcional a la concentración de sulfatos presentes.
Solución Estabilizadora:
Se mezclan ml de glicerina con una solución que contenga ml de (Cl concentrado, ml de agua destilada, ml de alcohol etílico al por ciento y g de cloruro de sodio.
También se utilizaran los cristales de cloruro de bario BaCl ( O CurvadeCalibración:
Para obtener la curva de calibración, se preparan una serie de estándares de: , , , , , , ppm como sulfatos SO ‐ .
Se toman ml. de muestra y se colocan en un vaso de precipitados. Se le agregan ml. de solución estabilizadora y ml. de solución de cloruro de bario al por ciento. Se agita la muestra para mezclar completamente y esta solución resultante es la que se emplea para lectura en el turbidímetro. La lectura se efectúa minutos después de haber agregado los reactivos y formado el precipitado. El espectrofotómetro se colocó en nm
NOTA: Los estándares de sulfatos pueden prepararse a partir de una solución de ppm como SO ‐ , diluyendo hasta obtener estándares de , , , , , , ppm de sulfatos.
Medición de las Muestras:
Se toman ml. de muestra y se hace el mismo procedimiento que se emplea para cada muestra de estándar. Para obtener la concentración de sulfatos en la muestra
analizada se lee el valor de absorbancia registrada con la curva de calibración para sulfatos previamente obtenida y se encuentra su valor en concentración.
Si la muestra contiene una gran cantidad de sulfatos, la turbidez estará fuera del rango de la curva de calibración, por lo cual deberá diluirse la solución de muestra original hasta un valor adecuado en que pueda leerse la turbidez de la solución resultante.
4.3.11. Determinación de Nitratos (N‐NO3).
El amoníaco, junto con los nitritos y nitratos, es el típico indicador de contaminación del agua. La presencia de amoníaco indica una degradación incompleta de la materia orgánica. Los nitratos existentes en el agua son, habitualmente, consecuencia de una nitrificación del nitrógeno orgánico o proceden de la disolución de los terrenos atravesados por el agua. Pueden provenir de la contaminación orgánica o de la contaminación por abonos químicos. La Organización Mundial de la Salud, OMS, incluye a los nitratos entre los componentes del agua que pueden ser nocivos para la salud. Son peligrosos para los niños en concentraciones superiores a mgL‐ . El efecto perjudicial de los nitratos se debe a que por acción bacteriana se reducen a nitritos en el estómago, éstos pasan a la sangre y son responsables de la formación de metahemoglobina, con lo que el poder de absorción del oxígeno por la sangre disminuye, produciendo asfixia interna.
Para obtener la curva de calibración, se preparan una serie de estándares de: , . , , , , , , , y ppm como N‐NO .
Se pipetean . ml de la muestra o de la serie de la estándares en un tubo de ensayo. Se adiciona ml de la mezcla de ácido salicílico al por ciento p/v en ácido sulfúrico AS‐( SO . Se mezcla inmediatamente los contenidos en un vortex precaución reacción exotérmica . Se adicionan ml de NaO( N, y se mezcla nuevamente. Se dejan enfriar los tubos a temperatura ambiente y se lee en absorbancia a nm.
4.3.12. Determinación de Ortofosfatos (P‐PO4).
Los abonos inorgánicos están constituidos por diversas clases de fosfatos solubles, los más comunes de los cuales derivan de los aniones meta‐ PO − , piro‐ P O − y ortofosfato PO − . Debido a su elevada solubilidad, estos aniones son arrastrados fácilmente por las aguas superficiales hacia ríos, acuíferos, etc. Otra fuente de fosfatos la constituyen los vertidos urbanos que contienen detergentes: para aumentar su eficacia, algunos detergentes utilizan fosfatos inorgánicos en su composición como agentes alcalinizadores. Las aguas naturales contienen normalmente cantidades de fosfatos por debajo de mgL‐ . Cantidades superiores de estos nutrientes favorecen el
crecimiento de algas que consumen el oxígeno del medio acuático y provocan la desaparición de especies vegetales y animales.
El método propuesto para determinar fosfatos se basa en la formación de un heteropoliácido con el reactivo vanado‐molíbdico de color amarillo y soluble en agua cuya absorción de luz se mide a nm.
En esta identificación interfieren concentraciones apreciables de Fe ))) , silicato y arseniato, entre otras especies. Es decir, estas especies absorben luz a la longitud de onda utilizada nm . Para eliminar dicha interferencia se preparará un blanco sin fosfato cuya absorbancia será el cero de las muestras. Adicionalmente, es posible que la absorbancia del complejo se vea afectada por efectos de matriz. La matriz puede potenciar o atenuar la absorbancia de luz por el complejo, lo cual puede conducir a resultados erróneos. Para minimizar este efecto, aplicaremos el método de adiciones estándar, que consiste en la adición de cantidades crecientes del ortofosfato a una cantidad fija de muestra. Éste procedimiento resulta más efectivo que un calibrado externo recta de calibrado con disoluciones patrón cuando la matriz interfiere en la detección.
La limpieza de los recipientes de vidrio es muy importante. No debe utilizarse los detergentes comerciales que contienen fosfatos. Lavarlos con ácido clorhídrico diluido y enjuagarlos con agua destilada.
Procedimiento: introducir mL de la muestra en un matraz aforado de ml. Añadir ml de reactivo mL de ácido sulfúrico al N, mL de molibdato de amónico al por ciento, mL de ácido ascórbico y mL de emético , completar el volumen a mL con agua destilada. Esperar minutos y efectuar las lecturas en el