UNIVERSIDAD COOPERATIVA DE COLOMBIA

PROGRAMA: INGENIERÍA INDUSTRIAL

ASIGNATURA: INGENIERÍA AMBIENTAL

DOCENTE: CATALINA ALBARRACÍN

SOLUCIONES Y SOLUBILIDAD

Los gases, líquidos y sólidos pueden disolverse en agua para formar soluciones verdaderas. La sustancia que se disuelve se llama soluto, y la sustancia o medio en el cual se disuelve recibe el nombre de disolvente. Una solución puede tener cualquier concentración de soluto bajo cierto límite, que es la solubilidad de esa sustancia en ese medio. Una solución que contiene a una temperatura determinada tanto soluto como puede retener en presencia de la sustancia que se disuelve se conoce como solución saturada. Las soluciones que contienen menos soluto se describen como no saturadas, y las que contienen más (en condiciones especiales) se conocen como sobresaturadas.

Son varios los factores que afectan la solubilidad. Los más importantes son la temperatura y el carácter químico de las sustancias en cuestión. La presión tiene una importancia relativamente menor para los líquidos, excepto en el caso de reservas subterráneas profundas o de las aguas profundas de los océanos. La solubilidad de casi todas las sustancias aumenta con la temperatura, pero hay excepciones importantes por ejemplo la solubilidad del oxígeno en agua se reduce al aumentar la temperatura.

El carácter químico del soluto y del disolvente puede ser de tal naturaleza que se forma una solución con facilidad. Por ejemplo, el alcohol (C₂H₅OH) y el agua se mezclan sin dificultad y sin límite de saturación; es decir, son totalmente miscibles. Por el contrario el mercurio y el agua son casi inmisibles. Las reacciones químicas con el agua o con otros disolventes afectan la solubilidad de muchas sustancias. Por ejemplo, el carbonato de calcio es ligeramente soluble en agua pura, pero tiene una solubilidad aparente mucho mayor si el agua contiene dióxido de carbono (CO₂) a causa de la reacción química entre el CaCO₃ y el CO₂.

La solubilidad de los gases en los líquidos depende de la naturaleza del gas, de la del disolvente, y también de la presión y la temperatura. Por ejemplo, el nitrógeno (N₂), el hidrógeno (H₂) y el oxígeno (O₂) son relativamente insolubles en el agua, en tanto que el amoniaco (NH₃) y el sulfuro de hidrógeno (H₂S) son muy solubles.

Las aguas naturales contienen siempre iones disueltos, mismos que provienen del contacto del agua con minerales como piedra caliza, magnesita, yeso y lechos salinos. Los cationes más comúnmente encontrados en el agua son calcio (Ca⁺²), magnesio (Mg⁺²), sodio (Na⁺) y potasio (K⁺). Los aniones más comunes son bicarbonatos (HCO^-₃), cloruros (Cl^-), los sulfatos (SO^-2₄) y, en menor medida, los nitratos (NO^-₃). En cualquier tipo de agua se conserva la electroneutralidad, de modo que la suma de los cationes debe ser siempre igual a la suma de los aniones.

La actividad humana, principalmente en las descargas de desperdicios industriales, puede incorporar iones a las aguas naturales y algunas veces originar problemas de contaminación generalizada. Los iones de materiales pesados, que pueden ser tóxicos para microorganismos, plantas y animales, son ejemplos destacados.

MÉTODOS PARA EXPRESAR LA COMPOSICIÓN DE LAS SOLUCIONES

Los siguientes dos sistemas son frecuentemente utilizados para expresar la composición de las soluciones:

1. Masa/Masa (peso/peso) o, de manera más explícita, masa de soluto sobre masa de solución. Una unidad típica es mg/Kg, que también se expresa como ppm (partes por millón). Este método no depende de la temperatura.

2. Masa/Volumen (peso/volumen) o, de manera más explícita, masa de soluto sobre volumen de solución. Unidad típica es mg/L. Este método depende de la temperatura, pues el volumen varía con la misma. Por consiguiente, se debe informar la temperatura cuando se expresa la concentración por este método.

Para cada uno de estos dos sistemas existen diversos métodos para expresar concentraciones:

1. Masa/Masa (peso/peso)

a. Porcentaje en peso

Ejemplo: Soluto 1% de NaCl

Disolvente 99% H₂O

b. Partes por millón

Ejemplo: 10.000 partes de NaCl/millón de partes de H₂O

10.000 mg de NaCl/Kg de H₂O

c. Molalidad, m = número de moles de soluto por 1.000 g de disolvente

Ejemplo: Solución de NaCl en agua con una molalidad de 1

1 mol de NaCl (soluto) = 58.5 g

H₂O (disolvente) = 1.000 g

= 1.058,5 g de solución

Un mol es la cantidad de una sustancia que contiene el número de Avogadro de moléculas. Por consiguiente, el mol se refiere a un número fijo de cualquier tipo de partículas, no a un peso. En la práctica no contamos las moléculas o partículas, sino que las pesamos. Así pues, una definición de ingeniería de un mol es la masa de una sustancia (en las unidades apropiadas: g, Kg, lb, ton, etc), numéricamente igual al peso molecular de la sustancia. Por ejemplo, 1 mol de oxígeno = 32g de Oxígeno.

d. Fracción mol, X_i = número de moles de soluto, n

número total de moles, n_i

2. Peso/Volumen

a. mg/L

Ejemplo: 1000 mg de NaCl en 1 L de solución

b. Molaridad, M = número de moles de soluto por 1 L de solución

Ejemplo: Solución de NaCl de molaridad = 1 M, contiene 1 mol o 58,5 g de NaCl por litro de solución.

Las soluciones de igual molaridad tienen el mismo número de moléculas de sustancias disueltas por litro o por cualquier otro volumen unitario.

Molaridad es la que se presenta de un cuerpo disuelto en una mezcla; el número de moles de aquél contenido en un litro de la solución.

Molalidad es el número de moles o moléculas-gramo de un cuerpo por unidad de masa de una fase o sistema, por ejemplo, de un soluto o cuerpo disuelto por kilogramo de diluyente.

c. Normalidad, N = número de pesos equivalentes-gramo de soluto por 1 L de solución (eq/L).

d. meq/L

Para sistemas muy diluidos, en muchos casos es conveniente emplear miliequivalentes por litro (meq/L) en vez de equivalentes (gramo) por litro (eq/L). 1 eq/L = 1000 meq/L y 1 eq/m³ = 1 meq/L.

CÓMO EXPRESAR LA NORMALIDAD

Puesto que una sustancia determinada puede tener más de un peso equivalente-gramo, de acuerdo con la reacción que experimenta, es necesario, al expresar una concentración como normalidad, especificar en cuál reacción o tipo de reacción se va a utilizar la solución. En general,

Peso equivalente (g/eq) = peso atómico o molecular (g)

n (equivalentes)

en donde n es un entero positivo y

n =

- número de protones que se donan (en reacciones ácido-base)

- cambio total del número de oxidación de un compuesto (en reacciones de oxidación-reducción)

Por ejemplo, en las reacciones ácido-base,

H₃PO₄ + NaOH  NaH₂PO4 + H₂O

H₃PO₄ + 2NaOH  Na₂HPO4 + 2H₂O

n = 1, 2 respectivamente.

La ventaja de las soluciones normales es que, si la normalidad de dos soluciones, A y B, es igual, 1 mL de A reacciona con exactamente 1 mL de B. Esto es así porque

V_AN_A = V_BN_B

En donde N_A y N_B son la normalidad de las soluciones A y B, es decir, el número de pesos equivalentes-gramo en 1 L de las soluciones A y B, y V_A y V_B son el volumen de solución A (B) de normalidad N_A (N_B) que reacciona con el volumen V_B (V_A) de normalidad N_B (N_A). Por consiguiente, si N_A = N_B, entonces V_A = V_B. Esta relación sirve para encontrar la normalidad de una solución desconocida.

REACCIONES ÁCIDO-BASE

Las reacciones ácidos-base, quizá la clase más importante de equilibrios químicos, son especialmente importantes en la química del agua. Entre los ejemplos se cuentan el sistema carbónico y su relación con el PH, la acidez y la alcalinidad, la concentración de iones metálicos en agua, el ablandamiento de este líquido, así como ciertas reacciones de precipitación y oxidación-reducción.

DEFINICIÓN DE ÁCIDOS Y BASES SEGÚN LOWRY-BRONSTED

Un ácido es una sustancia que tiene tendencia a ceder o donar un protón (H⁺), y una base es aquella que muestra tendencia a incorporar o aceptar un protón.

LA ESCALA DE pH

La fuerza de un ácido o base se puede indicar por su concentración molar de iones hidrógeno. Se ha establecido la convención de expresar la concentración de ion hidrógeno en términos de su logaritmo negativo, que se conoce como el pH de la solución.

pH = -log[H₃O⁺]

Una solución acuosa neutra (es decir, ni ácida ni básica) tiene por un pH igual a 7. Las soluciones acuosas con un pH menor de 7 se describen como ácidas, y aquéllas con un pH mayor de 7 se conocen como básicas o alcalinas.

EL SISTEMA CARBÓNICO

El sistema ácido-base conjugada más importante en las interacciones aire/agua es el carbónico, el cual controla el pH de la mayor parte de las aguas naturales y se compone de las siguientes especies:

• Dióxido de Carbono, CO₂, en forma gaseosa, CO₂(g), o disuelto en agua, CO₂(ac)

• Ácido Carbónico, H₂CO₃

• Ion Bicarbonato, HCO^-₃

• Ion Carbonato, CO^-2₃

• Sólidos o bases de carbonatos, principalmente de calcio y de magnesio

Entre los ejemplos que tienen importancia en el sistema carbónico en el campo ambiental se cuentan los siguientes:

• La producción CO₂ en la respiración biológica

• El consumo de CO₂ en la fotosíntesis

• La disolución de carbonatos minerales, principalmente CaCO₃ y MgCO₃, por las aguas subterráneas.

• La capacidad amortiguadora de las aguas naturales, que principalmente provienen del sistema carbónico (acidez y alcalinidad)

• Ablandamiento de aguas

• Diversos procesos de tratamiento de aguas y de aguas residuales

• El intercambio entre las formas sólida y disuelta del CaCO₃ (MgCO₃) en el fondo de los lagos.

ACIDEZ Y ALCALINIDAD

La acidez de una muestra de agua es su capacidad para neutralizar bases; la alcalinidad es una medida de la capacidad del agua para neutralizar ácidos.

En las aguas naturales, las fuentes principales de acidez son el dióxido de carbono proveniente de la atmósfera y de la oxidación bacteriana de la materia orgánica, la acidez mineral de los residuos industriales y el drenaje de las minas y de la lluvia ácida. Las aguas ácidas no constituyen una amenaza para la salud humana, pero causan gran preocupación por su capacidad de corrosión y porque trastornan las condiciones ambientales de los lagos

DISPERSIÓN DE PARTÍCULAS

Para describir y tratar las aguas naturales y residuales, el aire, los desperdicios sólidos y los lodos es fundamental el conocimiento del medio y de las partículas y solutos que hay en él. Ciertas propiedades del medio pueden sufrir efectos grandes o sólo muy leves a causa de la presencia de partículas de soluto. Por ejemplo, la densidad de diferentes tipos de agua, incluso las residuales muy contaminadas, se aproxima tanto a la del agua que por lo común se pueden pasar por alto las pequeñas diferencias. Aun el agua de mar, con una concentración total de sólidos disueltos de alrededor de 34.500 mg/L, tiene una densidad sólo 2.5% mayor que la del agua pura. La presencia de partículas o solutos puede afectar en alto grado otras propiedades del medio. Un ejemplo conocido es la pérdida de visibilidad en el aire cuando contiene partículas líquidas (niebla) o sólidas (humo) muy finas.

TAMAÑO, FORMA Y DISTRIBUCIÓN DE LAS PARTÍCULAS

Una partícula se define como cualquier porción concreta (es decir, particulada) de materia sólida, líquida o gaseosa mayor que una sola molécula pequeña {de más de 1 nanómetro (nm) de diámetro}. El agua, el aire y los desperdicios sólidos contienen muchas partículas que varían considerablemente en tamaño.

En agua, se dice que las partículas están en suspensión cuando se pueden eliminar por sedimentación o por filtración a través de papel de filtro. El límite inferior para esto es aproximadamente 0.4 μm.

Las partículas menores a esta dimensión se llaman coloides, y normalmente varían de tamaño entre 1 y 400 nm, así que no son visibles con un microscopio ordinario de alta potencia.

Debajo de 1 nm, con diámetros oscilando entre el de un átomo individual (alrededor de 0.2 nm) y el tamaño de una molécula (alrededor de 1 nm), se encuentran dispersos en el disolvente formando una solución.

 Las unidades comunes: μ, micras (1 x 10^-6m), y mμ, milimicras (1 x 10^-9m) eran comunes antes de la adopción del SI.Unidades del SI: μ se reemplazó por μm, micrómetro (1 x 10^-6m), mμ se reemplazó por nm, nanómetro (1 x 10^-9m)

En pocos casos las partículas de una mezcla o suspensión son de tamaño uniforme o de forma esférica. La descripción analítica de mezclas de partículas es difícil, en especial para residuos sólidos, donde las partículas difieren bastante en cuanto tamaño y forma. Es más fácil caracterizar las partículas pequeñas en el aire o en suspensiones líquidas. La forma irregular, definida por la longitud, la anchura y la altura de la partícula, se relaciona normalmente por medios matemáticos con un diámetro equivalente. Otros métodos se basan en factores de forma, que comparan la superficie de la partícula o su velocidad de sedimentación con la de una esfera equivalente.

DISPERSIONES COLOIDALES

Las dispersiones coloidales se componen de partículas muy pequeñas que varían en tamaño desde 1 hasta 400 nm, separadas por el medio de dispersión. Las partículas coloidales dispersas pueden ser sólidas, líquidas o gaseosas. Aunque existen en medio sólidos, el medio de dispersión de interés en los cambios ambientales es el líquido o el gaseoso.

Nombres Comunes de las Dispersiones:

Las propiedades características de las partículas coloidales son atribuibles a su pequeño tamaño, el cual proporciona  un área superficial muy grande por unidad de volumen.

Las dos propiedades de los coloides que tienen relación con su superficie son por tanto su capacidad de adsorción y su carga electrocinética. La adsorción se refiere a la capacidad de ciertos sólidos para concentrar en su superficie sustancias del medio circundante. La carga eléctrica que poseen todas las partículas coloidales pueden ser positivas o negativas, y su magnitud varía según el material el cual está hecho el coloide. Las partículas de carga similar se repelen mutuamente e impiden la formación de partículas más grandes por aglomeración. Esta repulsión entre partículas dificulta la separación de las mismas del medio de dispersión.

MÉTODOS PARA EXPRESAR CONCENTRACIONES DE PARTÍCULAS

La masa de partículas en una unidad de volumen (o masa) se conoce como concentración de partículas. Existen varias maneras de expresar concentraciones de partículas en aire, agua y aguas residuales.

AGUA Y AGUAS RESIDUALES. La concentración de partículas en agua normalmente se expresa de forma diferente que para aguas residuales. Puesto que en la mayor parte de las aguas naturales hay sólo pequeñas cantidades de partículas, en especial en el agua potable, se utiliza un método óptico en lugar de uno gravimétrico. La turbidez es una expresión de la propiedad óptica que causa que la luz se disperse y se absorba en vez de trasmitirse en línea recta a través de la muestra. La turbidez en el agua se debe a la materia suspendida, como arcilla, lodo, algas, sílice, herrumbre, bacterias y otras partículas. La unidad estándar de medición de turbidez, adoptada por la industria del agua, es la unidad nefelométrica de turbidez (NTU, por sus siglas en inglés), llamada así por el instrumento que se emplea para medirla, el nefelómetro (del griego nephos, nube).

Para aguas residuales y lodos, la concentración de sólidos en suspensión (SS) por lo general es lo suficientemente grande como para preferir los métodos gravimétricos, y las unidades normales son mg/L.

SEDIMENTACIÓN DE UNA PARTÍCULA EN UN FLUIDO

Los principios que gobiernan la sedimentación de una partícula en un fluido son aplicables  para la eliminación de los sólidos en suspensión de un río o lago, el diseño de clarificadores para el tratamiento de aguas o el tratamiento de aguas residuales, y la sedimentación de partículas en el aire.