3B SCIENTIFIC 1021115 [W12720] El manual del propietario
- Tipo
- El manual del propietario
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Análise de água
MACHEREY‑NAGEL
VISOCOLOR® School
nManual
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CONTENUE
1. Introducción ……………………………………………………………………4
2. Indicaciones generales ………………………………………………………5
2.1. Reactivos y materiales de recambio …………………………………………5
2.2. Papeles reactivos adicionales …………………………………………………5
2.3. Símbolos …………………………………………………………………………5
3. Realización de tests ……………………………………………………………6
3.1. Métodos colorimétricos ………………………………………………………6
3.2. Métodos volumétricos …………………………………………………………6
3.3. Eliminación ………………………………………………………………………6
4. Amonio ……………………………………………………………………………7
5. Dureza total …………………………………………………………………… 11
6. Nitrato ………………………………………………………………………… 15
7. Nitrito ………………………………………………………………………… 18
8. Fosfato ………………………………………………………………………… 21
9. Valor pH ……………………………………………………………………… 24
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4
1. Introducción
El análisis del agua como método investigativo tiene su origen en los albores de la
ciencia, entre los siglos XVI y XVIII, especialmente en el trabajo de científicos como
el médico suizo Paracelso, el químico inglés Robert Boyle o el médico alemán Frie-
drich Hoffmann (conocido por las "gotas de Hoffmann"), que fueron los primeros en
describir reacciones de precipitación y coloración para la identificación de sustancias
diluidas en el agua. Por el año 1800 aparecieron los primeros laboratorios portátiles
de agua en el mercado, tales como la "caja de pruebas químicas" de Göttling, un
profesor de química de la Universidad de Jena apadrinado por Goethe. El primer gran
avance en el análisis del agua se produjo en el siglo XIX con el desarrollo de métodos
volumétricos y colorimétricos, así como por el trabajo de Carl Remigius Fresenius,
hasta el día de hoy conocido por su laboratorio químico de Wiesbaden fundado en
1848.
A partir de la segunda mitad del siglo 20, el análisis ambiental – y por consiguiente
el análisis del agua – ha venido adquiriendo cada vez más importancia debido a la
contaminación creciente del medio ambiente. Aún cuando el análisis instrumental ha
experimentado avances importantes, los métodos volumétricos y fotométricos han
conservado su importancia en el laboratorio y especialmente en las aplicaciones en
campo por razones históricas. Los métodos normalizados y por lo tanto oficialmente
reconocidos (normas DIN, EN, ISO) se vienen implementando tanto en tiras reactivas
como en el análisis colorimétrico/fotométrico, y los instrumentos necesarios para lle-
varlos a cabo se ofrecen juntos en maletines portátiles. Reactivos especiales hacen
posible hoy en día la determinación de sustancias específicas al formar con ellas
compuestos coloreados en los que la intensidad del color aumenta en función de la
concentración.
Los kits de ensayo para el análisis del agua se basan en métodos volumétricos y
colorimétricos. En el análisis volumétrico (titulación), la concentración de la sustancia
se determina en base al volumen – por el conteo de gotas – con ayuda de pipetas
de plástico o frascos cuentagotas. En el método colorimétrico se agrega un reactivo
a la solución problema, en la cual se produce un viraje de color. El color resultante
se compara con una escala de colores estándares correspondientes a un valor o
rango de concentración. La comparación se efectúa de manera visual con ayuda de
cartas o discos con una escala continua de colores. Este principio de la comparación
de colores puede usarse igualmente para el análisis de muestras de agua colorea-
das con ayuda de "comparadores". El tubo con la muestra de agua sin reactivo va
deslizándose con ayuda del comparador sobre la fila de círculos de concentraciones
diferentes; y el otro con reactivo sobre la fila de círculos que indica el color propio del
reactivo (blanco). El valor de la concentración es el correspondiente a la posición en
la que en ambos tubos se observa el mismo color. La sensibilidad del método varía
en función del largo del tubo (equivalente al paso óptico de una cubeta en fotometría).
Este método permite detectar de manera relativamente exacta los componentes del
agua, incluso en concentraciones bajas.
Los parámetros básicos que normalmente se analizan cuando se realiza una primera
evaluación de muestras de agua son el valor pH y la dureza total, así como el nitrato,
nitrito, amonio y fosfato – todos indicadores de posible contaminación.
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2. Indicaciones generales
2.1. Reactivos y materiales de recambio
Denominación REF
Kit de recambio para maletín VISOCOLOR® School con todos los
reactivos necesarios para la determinación de amonio, dureza total,
nitrato, nitrito, fosfato y pH
933200
Escala de colores para maletín VISOCOLOR® School 933300
Tubos con tapa roscada, 10 unid. 931151
Comparador deslizante, 2 unid. 931152
Tubo para titulación con marca de 5 mL 915499
Recipiente para la muestra, 25 mL 914498
Cucharilla de plástico negra, 10 unid., 70 mm 914492
Jeringa graduada, 5 mL 914661
Manual de instrucciones (alemán / inglés )
del maletín VISOCOLOR® School
933150
2.2. Papeles reactivos adicionales
El maletín tiene igualmente puesto para un envase de tiras reactivas pH-Fix y un en-
vase de tiras QUANTOFIX®.
Las tiras reactivas pH-Fix son tiras de alta calidad que no destiñen, evitando la con-
taminación de la muestra. Éstas se ofrecen para diferentes rangos de pH y con dife-
rentes intervalos.
Las tiras reactivas QUANTOFIX® han sido concebidas para el análisis visual (escala
de colores) y semicuantitativo de diversos parámetros, tales como el ácido ascórbico,
hierro, etc. Para hacer pedidos o solicitar mayor información, diríjase a su distribuidor
MACHEREY-NAGEL, visite nuestro sitio web (www.mn-net.com) o contáctenos di-
rectamente:
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2.3. Símbolos
Fecha de vencimiento Número de lote
Art. nro. Temperatura de almacenaje
Obsérvense las inst-
rucciones de uso Obsérvense las indicaciones de seguridad
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3. Realización de tests
Los kits de ensayo VISOCOLOR® School son ideales para el uso en escuelas y no
requieren de conocimientos previos especiales. Estos kits se basan en métodos co-
lorimétricos y volumétricos. Los resultados del análisis se leen directamente en mg/L
(miligramos por litro) o en ppm (partes por millón) (ppm = mg/L). Otras unidades co-
rrientemente empleadas son los grados de dureza alemanes (°d ) y mmol/L.
Todos los reactivos VISOCOLOR® School están homologados para el uso en escue-
las en conformidad con la norma GUV-SR 2004.
3.1. Métodos colorimétricos
El análisis colorimétrico se basa en la propiedad de determinados reactivos de formar
compuestos coloreados con ciertas sustancias, aumentando la intensidad del color a
mayor concentración de la sustancia buscada.
La coloración obtenida se compara con una escala de colores estándares. El resul-
tado puede leerse directamente en la escala, al lado del color más cercano o igual.
En los kits de ensayo VISOCOLOR® School ambos tubos se llenan con muestra, pero
los reactivos se agregan sólo al tubo B. Una vez que se han agregado todos los reac-
tivos necesarios y el tiempo previsto para la reacción ha concluido, se va deslizando
el comparador sobre la carta de colores mirando desde arriba hasta que se observe
la misma coloración en ambos tubos. El resultado puede leerse en la lengüeta del
comparador. Los valores intermedios son estimados.
3.2. Métodos volumétricos
No obstante, existe una serie de sustancias difíciles o imposibles de evaluar me-
diante métodos colorimétricos. Muchas de ellas pueden analizarse por volumetría
(titulación): aquí se va agregando a un volumen de muestra exactamente medido
una solución de valor conocido (valorada) gota a gota, la cual contiene una sustancia
que reacciona con la sustancia buscada en la muestra. Una vez que la sustancia de
la muestra ha reaccionado transformándose por completo, no deben agregarse más
gotas de la solución valorada puesto que esto llevaría a un desequilibrio entre ambos
volúmenes. El punto final de la reacción (punto de equivalencia) puede apreciarse
gracias a la adición de un reactivo indicador que produce el viraje de color.
En los kits VISOCOLOR® School para análisis volumétrico, la solución valorada se
va añadiendo gota a gota a exactamente 5 mL de solución problema hasta que el
indicador previamente agregado produce el viraje de color. El número de gotas de
solución valorada necesario para el viraje de color del indicador corresponde a la
concentración de la sustancia buscada en la muestra de agua.
3.3. Eliminación
Después del análisis, las soluciones usadas pueden verterse en el desagüe diluidas
con agua de grifo.
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4. Amonio
Rango de medición
0,2 – 3 mg/L NH4+
Realización del test
Llene ambos tubos con 5 mL de la muestra de agua. Use la jeringa de plástico.
Coloque 1 tubo en la posición A del comparador. ¡Los reactivos se agregan sólo
al tubo B!
Añada 10 gotas de NH4‑1.
Cierre el tubo. Agite.
Añada 1 cucharada al ras de NH4‑2.
Cierre el tubo. Agite hasta que el polvo se haya diluido.
Espere 5 minutos.
Abra el tubo. Agregue 4 gotas de NH4‑3.
Cierre el tubo. Agite.
Espere 7 minutos.
Abra el tubo y colóquelo en la posición B del comparador. Deslice el compara-
dor observando ambos tubos desde arriba y deténgase cuando ambos tengan el
mismo color. Lea el valor en la lengüeta del comparador. Los valores intermedios
pueden estimarse.
2 × 5 mL
de muestra
10 NH4-1
Agitar
1 NH4-2
E
Agitar
F
5’00 min
G
4 NH4-3
H
Agitar
I
7’00 min
J
Lectura del valor
NH4
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8
Después del uso, lave bien los tubos y ciérrelos.
Este método también es apropiado para analizar agua de mar diluida (1 + 9).
Información general
El amoniaco en la naturaleza se forma a partir del nitrógeno y el vapor de agua por la
actividad volcánica y las descargas eléctricas en las capas superiores de la atmósfe-
ra. Otra fuente de amoniaco son los procesos de descomposición o mineralización de
las proteínas nitrogenadas de origen vegetal y animal. En el reino mineral, casi todas
las rocas magmáticas contienen cantidades pequeñas de sales de amonio. En Persia
se descubrieron hace más de 1.000 años enormes depósitos de cloruro de amonio
en los bordes de yacimientos de carbón en combustión a baja temperatura. También
en las inmediaciones de los volcanes Vesubio y Etna hay sales de amonio. Todas las
fuentes mencionadas, así como los gases de escape de automóviles e industriales,
producen enormes cantidades de sales de amonio que regresan al suelo con las
precipitaciones en forma de fertilizantes nitrogenados.
De los excrementos animales y humanos se desprende, además de urea, amoniaco
en forma de compuestos nitrogenados. Para los organismos superiores, el amoniaco
es un veneno celular que debe ser eliminado lo más rápido posible. Éste se forma
en el cerebro, en los músculos, el hígado y los riñones como producto intermedio del
metabolismo. En el hígado se transforma inmediatamente en urea al reaccionar con
dióxido de carbono, y en el cerebro se transforma en glutamina – ambas sustancias
inocuas para el ser humano. Las sales de amonio, a diferencia del amoniaco libre, no
son venenosas.
Los iones amonio también pueden formarse por la reducción microbiana del nitrato e
infiltrarse en las aguas del subsuelo por la lixiviación de fertilizantes o como producto
primario de la descomposición de compuestos orgánicos nitrogenados provenientes
de aguas residuales domésticas. En las aguas puras la concentración de iones amo-
nio es inferior a 0,1 mg/L, mientras que en las aguas contaminadas pueden medirse
concentraciones de hasta 10 mg/L. Desde el punto de vista higiénico-sanitario, debe
observarse el contenido de compuestos de amonio ya que el amoniaco puede ha-
berse formado por la descomposición de excrementos humanos o animales. La urea
se descompone en amoniaco y dióxido de carbono, respectivamente en los iones
amonio e hidrogenocarbonato:
Urea O=C(NH2)2 + H2O + H3O+ 2 NH4+ + HCO3−
Las aguas pantanosas y aquellas aguas subterráneas con un alto contenido de hie-
rro y manganeso (p. ej. las de la llanura septentrional alemana) constituyen casos
especiales con concentraciones de hasta 1 mg/L. En estas aguas, el ácido sulfhídrico
que se ha formado bajo presión a partir de sulfuro de hierro y de dióxido de carbono
reduce el nitrato a amoniaco:
NO3− + H2S + H2O NH4+ + SO42−
El amoniaco, que a partir de 0,5 mg/L tiene efectos tóxicos sobre todo en los peces,
se forma cuando el pH del agua es superior a 7 – ya que el valor pH es el que regula
el equilibrio entre los iones amonio y el amoniaco:
NH4+ + OH− NH3 + H2O
Con un pH de 6 el equilibrio se encuentra casi por completo en el sector izquierdo de
la escala. Con un pH de 8, el contenido del amoniaco ya es del 4 %. Con un pH de
9 alcanza el 25 %, y con pH 10 incluso 78 % (a una temperatura del agua de 17 °C).
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El amoniaco en altas concentraciones afecta en gran medida el contenido de oxígeno
del agua, ya que durante la oxidación bacteriana de amonio a nitrato (nitrificación) se
consume oxígeno.
NH4+ + 2 O2 + H2O NO3− + 2 H3O+
Este proceso representa una parte importante del proceso de autodepuración del
agua, pero puede llevar a una muerte masiva de peces por el consumo de oxígeno.
Durante el proceso de nitrificación, las sales de amonio son oxidadas primero a nitrito
y después a nitrato. De éste último extraen las plantas superiores durante el proceso
de biosíntesis a través de sus raíces y hojas las proteínas necesarias para vivir.
En las plantas biológicas de tratamiento de aguas residuales es de vital importancia
controlar el amonio, el nitrato y el nitrito como parámetros del nitrógeno, ya que la
nitrificación constituye el paso más importante del proceso de depuración. La concen-
tración de amonio en las entradas de las plantas de tratamiento de aguas residuales
determina la demanda de oxígeno. La concentración residual de amonio en las des-
cargas del tanque de nitrificación es un indicador de la eficiencia de la planta.
Principe de la réaction
Los iones amonio reaccionan con el cloro en medio alcalino formando monoclorami-
na. Ésta forma con el timol un colorante de indofenol azul (principio análogo al del
método DIN 38406-E5).
Ecuación de la reacción
R-Cl + NaOH NaOCl + RH
(R-Cl = ácido dicloroisocianúrico) Hipoclorito de sodio
NH3 + NaOCl NaOH + NH2Cl
Monocloramina
CH
3
HO
CH
3
H3C
O
NCI
CH
3
H3C
CH3
+ NH2Cl Na2[Fe(CN)5NO]
Nitroprusiato de sodio
(catalizador)
Timol N-cloro-quinonimina
O
NCI
CH
3
H3C
CH3
CH
3
CH3
CH3
H3C
H3C
O OHN
H
3
C
+ - HCl
OH
CH3
CH3
H3C
TimolN-cloro-quinonimina Azul de indofenol
Interferencias
Las aminas primarias reaccionan como iones amonio produciendo valores más altos.
Las sustancias que consumen cloro pueden, dependiendo de su concentración, pro-
ducir valores más bajos o inhibir por completo la reacción.
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Indicaciones de peligro
PELIGRO
NH4-1 contiene hidróxido de sodio 5 – 20 %. NH4-3 contiene etanol 35 – 55 % y timol
5 – 10 %.
Provoca quemaduras graves en la piel y lesiones oculares.
No respirar los vapores. Llevar guantes y gafas de protección. EN CASO DE INGES-
TIÓN: Enjuáguese la boca. NO provoque el vómito. EN CASO DE CONTACTO CON
LA PIEL (o el pelo): Quitar inmediatamente todas las prendas contaminadas. Aclarar-
se la piel con agua / ducharse. EN CASO DE INHALACIÓN: Transportar a la persona
al aire libre y mantenerla en una posición que le facilite la respiración. EN CASO DE
CONTACTO CON LOS OJOS: Aclarar cuidadosamente con agua durante varios mi-
nutos. Quitar las lentes de contacto, si lleva y resulta fácil. Seguir aclarando. Elimínese
el contenido / recipiente de forma apropiada.
La ficha de datos de seguridad respectiva puede descargarse en wwww.mn-net.
com/SDS.
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5. Dureza total
Rango de medición
1 gota ≜ 1 °d ≜ 17,8 mg/L CaCO3
Realización del test
Llene el tubo con 5 mL de la muestra de agua. Use la jeringa de plástico.
Añada 2 gotas de GH‑1.
Agite para mezclar. La muestra de agua adquiere una coloración roja. Una colo-
ración verde indica que la muestra no contiene sustancias endurecedoras.
Sostenga el frasco GH‑2 en posición completamente vertical y agregue gota a
gota el reactivo mientras agita el tubo con la muestra hasta que ésta se torne
verde.
Vaya contando las gotas. Cada gota corresponde a un grado de dureza total (°d).
5 mL
de muestra
2 GH-1
Mezclar girando
GH-2 hasta el
viraje de color
E
1 ≜ 1 °d
rojo → verde
Lave bien el tubo de la muestra después del uso.
Cierre el frasco cuentagotas inmediatamente después del uso. No toque los tapones
cuentagotas.
Este método también es apropiado para analizar agua de mar previamente diluida
(1 + 29).
Información general
El término dureza se emplea para describir aquella propiedad que tiene principalmen-
te el calcio de formar jabones calcáreos insolubles o difícilmente solubles (= sales de
calcio de ácidos grasos superiores como el ácido palmítico) con un efecto limpiador
reducido. El calcio y el magnesio son considerados los principales endurecedores
del agua. En las aguas naturales se encuentran asimismo sales de estroncio y bario
(también pertenecen al grupo de los metales alcalinotérreos), pero en concentracio-
nes tan pequeñas (debido a la difícil solubilidad de sus carbonatos y sulfatos) que
pueden ser ignoradas.
GH
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12
La suma de las sales de calcio y magnesio se conoce como dureza total. Cuando
estos iones alcalinotérreos se encuentran como hidrogenocarbonatos en el agua, al
calentar el agua éstos precipitan carbonato en forma de incrustaciones:
Ca(HCO3)2 + calor → CaCO3 ↓ + H2O + CO2 ↑
Esta dureza del agua causada por los hidrogenocarbonatos se conoce como dureza
temporaria. Las sales de otros ácidos (como el clorhídrico o el sulfúrico), por el con-
trario, no precipitan al calentar el agua, por lo que representan la dureza permanente
o dureza de sulfatos.
Para indicar la dureza del agua se emplean las siguientes magnitudes:
10 mg/L óxido de calcio (CaO) = 1 °d (grado de dureza alemán) = 7,14 mg/L óxi‑
do de magnesio (MgO)
Hoy en día, los acuerdos internacionales prescriben la indicación de la concentración
molar:
1 mmol/L (milimol / litro) = 56 mg/L óxido de calcio = 5,6 °d
Dependiendo de su contenido de sales de calcio y magnesio, el agua puede clasifi-
carse como dura o blanda, existiendo varios niveles:
Muy blanda: 0 a 3 °d
Blanda: 4 a 7 °d
Ligeramente dura: 8 a 11 °d
Moderadamente dura: 12 a 17 °d
Dura: 18 a 30 °d
Muy dura: más de 30 °d
Casi todas las aguas naturales no contaminadas contienen calcio y magnesio prove-
nientes de dolomitas, mármol, piedra caliza, tiza o yeso, los cuales han sido disueltos
en forma de hidrogenocarbonatos (o de sulfato de calcio) durante procesos geotérmi-
cos por el dióxido de carbono (ácido carbónico). En los yacimientos de dichas rocas
(p. ej. en la cordillera alemana del Jura de Suabia), el agua es muy dura llegando a
superar los 30 °d. El agua de las regiones de arenisca abigarrada contiene, por el
contrario, muy pocos endurecedores. En las aguas ricas en plancton, la asimilación
de ácido carbónico (fotosíntesis) puede producir una descalcificación biológica con
una consiguiente alta dureza del agua. Aquí se da el siguiente equilibrio:
CaCO3 + CO2 + H2O Ca2+ + 2 HCO3−
En general las aguas con una dureza superior a los 25 °d, también aquéllas origina-
das en condiciones geológicas extremas, se consideran como contaminadas. Esta
contaminación puede deberse por ejemplo a infiltraciones provenientes de vertede-
ros. El dióxido de carbono liberado por la putrefacción o descomposición de la materia
vegetal alcanza la capa freática por infiltración con el agua de lluvia. Esto hace posible
la formación de hidrogenocarbonato de calcio a partir de carbonato de calcio en los
suelos calcáreos (la ecuación de formación de incrustaciones se invierte). Las sales
de calcio en las aguas subterráneas pueden provenir igualmente de fertilizantes. En
general, se recomienda que el agua potable presente cierta dureza por dos razones:
la primera es la formación de una capa protectora de carbonato de calcio en las tu-
berías que impide que éstas sean atacadas por el ácido carbónico libre "agresivo"; la
segunda es la demanda de minerales del cuerpo humano, para la cual se considera
ideal una concentración de calcio entre 20 y 60 mg/L. No se recomienda sobrepasar
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concentraciones de 280 mg/L para el calcio y 125 mg/L para el magnesio. El agua
dura sabe más fresca que el agua blanda, e incluso que el agua destilada "pura". El
agua potable de dureza media cubre un 10 % de las necesidades de calcio diarias. El
agua de alta dureza modifica considerablemente el sabor del café y el té.
Como dureza de carbonatos se entiende el contenido de iones alcalinotérreos en
forma de hidrogenocarbonatos o carbonatos. Este término se emplea como sinónimo
de alcalinidad o "capacidad del agua para neutralizar ácidos" (véase Valor pH, página
24). Por lo general, una parte de las sales de calcio y magnesio está diluida en
forma de sulfatos, siendo la dureza de carbonatos menor que la dureza total. El agua
con una dureza de carbonatos inferior a 0,5 es considerada poco fértil, mientas que
aquélla con una dureza a partir de 1,5 es considerada muy fértil. Todas las aguas con
valores bajos de dureza de carbonatos son pobres en cal. El agua de los famosos ríos
de llanura "chalk streams" de Inglaterra, muy ricos en yeso, cuenta con valores muy
altos de dureza total y al mismo tiempo una alta dureza de carbonatos, siendo una de
las mejores del mundo para la cría del salmón. Las aguas pobres en cal, frecuente-
mente ácidas, tienen una población reducida de peces.
Principio de la reacción
Valoración complexométrica
Los iones magnesio y calcio, responsables de la dureza, se asocian con el EDTA
como agente complejante formando quelatos. La determinación se realiza por titu-
lación con un metal como indicador, cuyo color cambia al terminar la reacción de
complejación.
(Fundamento de la reacción análogo al del método DIN 38406-3 E3)
Ecuación de la reacción
2–
O
O
O
O
O
O
O
O
Ca
N
N
Na2[MEDTA] + 2 H+
1. M2+ + Na2H2EDTA
(M = Ca, Mg)
Interferencias
Los iones cobre(II) pueden retardar el viraje del indicador e incluso inhibirlo por com-
pleto en concentraciones más altas. Por lo tanto, si se van a tomar muestras de tube-
rías de cobre, deje correr el agua un rato antes de tomar la muestra.
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Tabla de conversión
°d °e °f mg/L CaO mg/L CaCO3mmol/L CaCO3
1 1,3 1,8 10 18 0,18
2 2,5 3,6 20 36 0,36
3 3,8 5,4 30 54 0,54
4 5,0 7,1 40 71 0,71
5 6,3 8,9 50 89 0,89
6 7,5 10,7 60 107 1,07
7 8,8 12,5 70 125 1,25
8 10,0 14,3 80 143 1,43
9 11,3 16,1 90 161 1,61
10 12,5 17,8 100 178 1,78
Indicaciones de peligro
ATENCIÓN
GH-1 contiene trietanolamina 20 – 45 % y etanol 20 – 35 %.
La ficha de datos de seguridad respectiva puede descargarse en www.mn-net.com/
SDS.
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6. Nitrato
Rango de medición
1 – 90 mg/L NO3–
Realización del test
Llene ambos tubos con 5 mL de la muestra de agua. Use la jeringa de plástico.
Coloque 1 tubo en la posición A del comparador. ¡Los reactivos se agregan sólo
al tubo B!
Añada 5 gotas de NO3‑1.
Cierre el tubo. Agite.
Añada 1 cucharada al ras de NO3‑2.
Cierre el tubo. Agite inmediata y vigorosamente por 1 minuto.
Espere 5 minutos.
Abra el tubo y colóquelo en la posición B del comparador. Deslice el compara-
dor observando ambos tubos desde arriba y deténgase cuando ambos tengan el
mismo color. Lea el valor en la lengüeta del comparador. Los valores intermedios
pueden estimarse.
2 × 5 mL
de muestra
5 NO3-1
Agitar
1 NO3-2
E1’00 min
Agitar vigorosa-
mente
F
5’00 min
G
Lectura del valor
Después del uso, lave bien los tubos y ciérrelos.
Este método también es apropiado para analizar agua de mar (véase la tabla de
conversión).
Información general
De todos los nitratos presentes en la naturaleza, el nitrato de sodio es el más impor-
tante. Los yacimientos más grandes se encuentran en las regiones desérticas del
norte de Chile, por lo que se conoce igualmente con el nombre de salitre de Chile.
También se sabe de la existencia de yacimientos pequeños en Egipto, Colombia y
California. Otro nitrato importante, producto de la eflorescencia de suelos ricos en
NO3
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16
potasio en la India, China y Egipto, es el nitrato de potasio. Los nitratos se forman prin-
cipalmente por la descomposición de proteínas (p. ej. de algas marinas muertas en
el caso de nitrato de sodio) como resultado de la nitrificación microbiana por microor-
ganismos. Un nitrato de formación peculiar es el nitrato de calcio, que aparece como
eflorescencias en los muros. A partir de las proteínas en descomposición se forma
primero amoniaco, que es oxidado por bacterias a ácido nítrico, el cual se convierte
por contacto con la cal de los muros en nitrato de calcio. Existe un grupo de plantas
capaz de indicar la presencia de nitratos en el suelo, y algunas de éstas incluso de
almacenarlos bien, por lo que son llamadas plantas nitrófilas. El epilobio o adelfilla, la
ortiga, la branca ursina y el perifollo silvestre, por ejemplo, son plantas nitrófilas que
suelen crecer abundantemente en suelos anegados y cultivados con un alto conteni-
do de nitratos. En cuanto a las plantas de consumo humano, hay verduras muy ricas
en nitratos, tales como la espinaca, las semillas de soja, la acelga, la remolacha roja
y el rabanillo. Los nitratos en sí no son nocivos para la salud de los animales y las
personas. Su peligro reside en la transformación que sufren dentro del organismo,
específicamente en el tracto gastrointestinal (proceso inducido por la saliva), donde
son convertidos en nitritos por bacterias (véase Nitrito, página 18).
Las aguas naturales no contaminadas tienen una concentración de nitrato entre 0,4
y 8 mg/L, pero una de nitrito de apenas 0,01 mg/L como máximo, es decir, a nivel de
trazas. La concentración de nitrato en el agua puede aumentar considerablemente
por la infiltración de fertilizantes (salitre) o por la descomposición aeróbica de com-
puestos orgánicos nitrogenados (p. ej. de proteínas).
Las aguas contaminadas pueden tener una concentración de nitrato de 50 a 150 mg/L,
o incluso mayor. Una alta concentración de nitrato de origen no geológico (depósitos
de salitre), sobre todo si se trata de aguas subterráneas, es un indicador seguro de
contaminación.
Para poder determinar si el agua tiene la capacidad de autopurificarse, hay que ver
si además de la alta concentración de nitrato ésta tiene concentraciones altas de
amonio y nitrito. Si las concentraciones son bajas, el agua tiene suficiente capacidad
para mineralizar las sustancias orgánicas y autopurificarse. Este principio se aplica
igualmente para las descargas de las plantas depuradoras biológicas. Tanto la Or-
ganización Mundial de la Salud como la UE y la Directiva de Agua Potable alemana
establecen como nivel de nitrato máximo permitido una concentración de 50 mg/L.
Principio de la reacción
Los iones nitrato son reducidos en medio ácido a iones nitrito mediante un agente
reductor inorgánico. El nitrito se diazota con una amina aromática formando seguida-
mente un colorante azoico naranja-amarillo.
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Ecuación de la reacción
NO3–NO2–
Zn
(Agente reductor)
NH2
H
2
N
+
1,3-Fenilendiamina 3-Azoanilina
NO2–
N+N
H
2
N
NH2
H
2
N
+
1,3-Fenilendiamina 3-Azoanilina Colorante azoico amarillo-rojo
N+N
H
2
N
NH
2
NH
2
N
NNH2
Interferencias
Dependiendo de su concentración, las sustancias que consumen oxígeno pueden
arrojar valores más bajos o inhibir por completo la reacción. Las concentraciones de
cloro ≤ 10 mg/L no interfieren.
El nitrito interfiere (misma reacción). Para eliminarlo, agregue ácido sulfámico
(REF 918973). La temperatura ideal de la muestra es de 18 – 30 °C. A temperaturas
inferiores, la reacción se desarrollará de forma mucho más lenta y el test arrojará
resultados inferiores al valor real.
Tabla de conversión
mg/L NO3–mg/L NO3-N
(nitrato-nitrógeno)
mmol/m³
NO3–mg/L NO3–
en agua de mar
1 0,2 16 1
5 1,1 81 5
10 2,3 160 12
20 4,5 320 25
50 11 810 65
90 20 1450 120
Indicaciones de peligro
La ficha de datos de seguridad respectiva puede descargarse en www.mn-net.com/
SDS.
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18
7. Nitrito
Rango de medición
0,02 – 0,5 mg/L NO2–
Realización del test
Llene ambos tubos con 5 mL de la muestra de agua. Use la jeringa de plástico.
Coloque 1 tubo en la posición A del comparador. ¡Los reactivos se agregan sólo
al tubo B!
Añada 4 gotas de NO2‑1.
Cierre el tubo. Agite.
Añada 1 cucharada al ras de NO2‑2.
Cierre el tubo. Agite hasta que el polvo se haya diluido.
Espere 10 minutos.
Abra el tubo y colóquelo en la posición B del comparador. Deslice el compara-
dor observando ambos tubos desde arriba y deténgase cuando ambos tengan el
mismo color. Lea el valor en la lengüeta del comparador. Los valores intermedios
pueden estimarse.
2 × 5 mL
de muestra
4 NO2-1
Agitar
1 NO2-2
E
Agitar
F
10’00 min
G
Lectura del valor
Después del uso, lave bien los tubos y ciérrelos.
Este método también es apropiado para analizar agua de mar.
Información general
La reducción de nitrato a nitrito tiene lugar en los adultos principalmente en el intesti-
no delgado, mientras que en los bebés ésta sucede en el estómago, ya que en ellos
la secreción de ácido gástrico no está completamente desarrollada. El jugo gástrico
impide, entre otras cosas, el asentamiento de bacterias reductoras de nitrato en el
intestino delgado. En el sangre, el nitrito oxida la hemoglobina, la cual es responsable
de transporte de oxígeno. Esto puede provocar estados de asfixia mortales, sobre
todo en niños de corta edad (cianosis = metahemoglobinemia).
NO2
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El nitrito se forma como producto intermedio de la oxidación de iones amonio (véase
Amonio, página 7) o de la reducción del nitrato. Es altamente tóxico para los peces
siendo precursor de los compuestos N-nitrosos carcinogénicos (p. ej. al reaccionar
con las aminas para formar N-nitrosaminas).
Las aguas subterráneas y superficiales tienen una concentración baja de nitrito. Las
aguas residuales pueden tener concentraciones más elevadas debido a contamina-
ciones fecales o por provenir de las industrias del metal y química. Otra fuente de
nitrito son las tuberías de hierro zincado de las instalaciones sanitarias domésticas.
Las concentraciones de hasta 1 mg/L todavía no son consideradas como peligrosas.
La Directiva de Agua Potable alemana prescribe un valor máximo de 0,1 mg/L en las
descargas de las plantas de tratamiento y de 0,5 mg/L en el grifo.
Principio de la reacción
Los iones nitrito forman con la sulfanilamida en medio ácido una sal de diazonio que
se transforma en un colorante azoico rojo-violeta al asociarse con una naftilamina.
Ecuación de la reacción
- 2 H2O
+
Sal de diazonioSulfanilamida
NO2–N N+NH2
S
O
O
NH2
H
2NS
O
O
NH N N
NH
2
SO
O
2 Cl–
N+H2
H
3
N+
+
Sal de diazonio
Colorante azoico
[N-1-naftil]-etilendiamina
N N+NH2
S
O
O
Interferencias
El cromo(VI) y el hierro (II) en concentraciones superiores a los 3 mg/L interfieren
arrojando resultados demasiado altos de nitrito. El cloro interfiere en ya en mínimas
concentraciones.
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20
Tabla de conversión
mg/L NO2–mg/L NO2-N (nitrito-nitrógeno)
0,02 0,006
0,05 0,015
0,1 0,03
0,2 0,06
0,5 0,15
Indicaciones de peligro
La ficha de datos de seguridad respectiva puede descargarse en www.mn-net.com/
SDS.
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8. Fosfato
Rango de medición
0,6 – 15 mg/L PO43–
Realización del test
Llene ambos tubos con 5 mL de la muestra de agua. Use la jeringa de plástico.
Coloque 1 tubo en la posición A del comparador. ¡Los reactivos se agregan sólo
al tubo B!
Añada 6 gotas de PO4‑1.
Cierre el tubo. Agite.
Añada 6 gotas de PO4‑2.
Cierre el tubo. Agite.
Espere 10 minutos.
Abra el tubo y colóquelo en la posición B del comparador. Deslice el compara-
dor observando ambos tubos desde arriba y deténgase cuando ambos tengan el
mismo color. Lea el valor en la lengüeta del comparador. Los valores intermedios
pueden estimarse.
2 × 5 mL
de muestra
6 PO4-1
Agitar
6 PO4-2
E
Agitar
F
10’00 min
G
Lectura del valor
Después del uso, lave bien los tubos y ciérrelos.
Este método también es apropiado para analizar agua de mar.
Información general
El agua pura, sobre todo la de montaña, tiene un contenido de fosfato inferior a
0,1 mg/L – frecuentemente incluso inferior a 0,03 mg/L. El agua solo esta contami-
nada si la concentración es superior a 0,1 mg/L PO43- y otros indicadores de contami-
nación son positivos. Cuando la concentración de fosfato es superior a 0,3 mg/L es
muy probable que el agua esté contaminada. Las aguas pantanosas, cuyo contenido
puede llegar a 1 mg/L, constituyen una excepción. La contaminación por aguas resi-
duales domésticas (con desechos de cocina, pero especialmente con heces) aporta
PO4
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22
grandes cantidades de fosfato al agua (unos 4,5 g/24 h por persona). Una tasa ele-
vada de fosfato es un indicador químico seguro de contaminación por heces fecales.
Los fertilizantes químicos aumentan igualmente la concentración de fosfato en las
aguas subterráneas. Algunos suelos tienen la capacidad de absorber fosfato, de
manera que en las aguas subterráneas más profundas, aún cuando estén conta-
minadas, se miden a veces valores normales. Las altas concentraciones de fosfato
también pueden deberse a causas geológicas; en tales casos el valor se mantiene
siempre constante (hasta 7 mg/L). Cuando los valores altos son por contaminación,
éstos fluctúan con el tiempo.
Si bien sólo en concentraciones de 0,1 a aprox. 1 mg/L, el fosfato es importante en
las redes de aguas agresivas porque forma una capa protectora en las tuberías. La
adición de fosfato exactamente dosificado en las aguas de refrigeración y alimenta-
ción de calderas evita la formación de incrustaciones, ya que éste se une a los iones
calcio. En la Directiva de Agua Potable alemana de 2001 ya no se define ningún valor
límite para el fosfato.
Las concentraciones elevadas de fosfato llevan a la eutrofización o sobreenrique-
cimiento del agua, es decir a un crecimiento acelerado de plantas acuáticas, sobre
todo de algas planctónicas, como consecuencia de la mayor cantidad de nutrientes.
Durante este proceso, conocido también como "floración de algas", se produce un
elevado consumo de oxígeno debido a la descomposición bacteriana de un excesivo
número de algas. Cuando este proceso se da en condiciones anaeróbicas puede
liberarse sulfuro de hidrógeno.
El fósforo se presenta en la naturaleza como fósforo inorgánico (fosfatos, hidrogeno-
fosfatos y polifosfatos) y fósforo orgánico, el cual está ligado a la materia orgánica y
sólo es liberado con la mineralización (degradación) de ésta.
El fosfato juega un papel importante en la formación de los huesos y en el metabo-
lismo energético. No obstante, la concentración de este elemento en el agua potable
debería ser baja, ya que en altas concentraciones puede causar trastornos digestivos.
Principe de la reacción
Los iones fosfato reaccionan con el molibdato amónico formando ácido fosformolíbdi-
co, el cual es reducido a azul de fosfomolibdeno.
(Fundamento de la reacción análogo al del método DIN EN ISO 6878-D11)
Ecuación de la reacción
PO43– + 12 MoO42– + 24 H+ + 3 NH4+ (NH4)3[P(Mo3O10)4] + 12 H2O
Óxido de molibdeno(IV) Ácido fosformolíbdico
Na2S2O5
Reducción Azul de fosfomolibdeno
Interferencias
Las sustancias oxidantes en cantidades grandes inhiben la formación del complejo de
color azul, por lo que tienen que ser eliminadas antes de la determinación.
Los metales pesados en concentraciones a partir de 10 mg/L reducen ligeramente
la intensidad de la coloración. El vanadio aumenta la intensidad de la coloración. El
silicio interfiere en concentraciones superiores a 10 mg/L.
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Tabla de conversión
mg/L PO43– mg/L PO4–P
(fosfato-fósforo)
mg/L P2O5
0,6 0,2 0,5
0,9 0,3 0,7
1,5 0,5 1,1
2,1 0,7 1,6
312
625
937
15 5 12
Indicaciones de peligro
PELIGRO
PO4-1 contiene ácido sulfúrico 5 – 15 %. PO4-2 contiene bisulfito sódico 10 – 25 %.
Provoca lesiones oculares graves.
Llevar guantes y gafas de protección. EN CASO DE CONTACTO CON LOS OJOS:
Aclarar cuidadosamente con agua durante varios minutos. Quitar las lentes de con-
tacto, si lleva y resulta fácil. Seguir aclarando.
La ficha de datos de seguridad respectiva puede descargarse en www.mn-net.com/
SDS.
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24
9. Valor pH
Rango de medición
pH 4,0 – 9,0
Realización del test
Llene ambos tubos con 5 mL de la muestra de agua. Use la jeringa de plástico.
Coloque 1 tubo en la posición A del comparador. ¡Los reactivos se agregan sólo
al tubo B!
Añada 4 gotas de pH‑1.
Cierre el tubo. Agite.
Abra el tubo y colóquelo en la posición B del comparador. Deslice el compara-
dor observando ambos tubos desde arriba y deténgase cuando ambos tengan el
mismo color. Lea el valor en la lengüeta del comparador. Los valores intermedios
pueden estimarse.
2 × 5 mL
de muestra
4 pH-1
Agitar
Lectura del valor
Después del uso, lave bien los tubos y ciérrelos.
Este método también es apropiado para analizar agua de mar.
Información general
Cuando no contiene trazas de otras sustancias, la molécula de agua pura H2O se
separa (disocia) a temperatura ambiente en iones hidrógeno hidratados H3O+, cono-
cidos como iones oxonio, y en el contraión OH– o ión hidróxido:
2 H2O H3O+ + OH−
1 litro de agua tiene una concentración molar de 1/10.000.000 (10–7) del ión hidróge-
no (que corresponde para el H+, cuya masa atómica es 1, a una concentración de una
diezmillonésima de gramo) y de 1/10.000.000 del ión hidróxido (ésta se multiplica por
17 para obtener la masa molecular del OH– en gramos). Para simplificar la notación
de estas concentraciones tan bajas, se usa sólo el exponente para expresar el valor
pH, es decir el número 7 pero como número positivo. Matemáticamente se define el
pH como logaritmo decimal negativo: pH = – lg [H3O+]. Por lo tanto, un pH 7 a tem-
peratura ambiente significa que la concentración de iones hidrógeno es equivalente
a la de una molécula de agua pura disociada (en equilibrio con los iones hidróxido).
Cuando se disuelve en el agua una sal cualquiera, por ejemplo sal de cocina común
(cloruro de sodio NaCl), el valor pH no cambia (o cambia apenas) ya que ni se ganan
nuevos iones hidrógeno ni se pierden los existentes (no forman enlaces). Al mezclar-
se con el agua, la sal de cocina se separa en iones sodio y cloruro, y el agua sigue
considerándose como neutra.
pH
www.mn-net.com 25
Ahora bien, si se disuelve en agua pura (destilada) una cantidad mínima de un ácido
fuerte como el ácido clorhídrico HCl, la concentración de iones hidrógeno del agua
aumentará al pasarse éstos del ácido al agua. El ácido clorhídrico como ácido fuerte
(al igual que su sal sódica) se disocia casi completamente en sus iones hidrógeno y
cloruro. El aumento de la concentración de iones hidrógeno producido por el ácido
clorhídrico se refleja en un descenso del pH. Para mantener el equilibrio arriba descri-
to en la ecuación del agua, es necesario reducir la concentración de iones hidrógeno.
La suma de los exponentes de las concentraciones de iones hidrógeno e hidróxido en
el agua siempre es igual a 14.
La disminución del pH en una unidad implica un aumento de la concentración de
iones hidrógeno en una potencia de 10 (factor 10) y la disminución simultánea de la
concentración de iones hidróxido, también en una potencia de 10.
Los ácidos débiles como el ácido acético no se disocian por completo en sus iones. A
la misma concentración molar (tomando como referencia el hidrógeno en la molécu-
la), éstos reducen el valor pH mucho menos que los ácidos fuertes como el clorhídrico
o el sulfúrico. Con las soluciones alcalinas o bases sucede lo contrario: el ión hidróxi-
do es el que salta, la concentración de iones hidrógeno baja y el pH sube a más de 7.
Igualmente existen algunos compuestos químicos que normalmente no liberan iones
hidrógeno ni iones hidróxido en agua, pero que reaccionan con ésta induciendo cam-
bios en el pH. Cuando el dióxido de carbono del aire se disuelve en agua, se forman
iones hidrogenocarbonato e iones hidrógeno (oxonio) en cantidades pequeñas pero
detectables según la siguiente ecuación:
2 H2O + CO2 H3O+ + HCO3−
A partir del agua y del dióxido de carbono se forman un ión oxonio y un ión hidroge-
nocarbonato. Por lo tanto, el pH del agua, que por estar en contacto permanente con
el aire siempre contiene algo de dióxido de carbono disuelto, se encuentra siempre
por debajo de 7. La solución tiene carácter ácido.
Las sales diluidas en agua también pueden cambiar el pH. Al diluir en agua carbonato
de sodio (soda), el agua reacciona con los iones carbono de la siguiente manera:
CO32− + H2O HCO3− + OH−
Debido a la formación de iones hidróxido, el valor pH sube por encima de 7. La solu-
ción tiene carácter básico.
En este contexto, el término de alcalinidad o "capacidad del agua para neutralizar
ácidos" juega un papel muy importante en la química del agua. La alcalinidad de los
carbonatos se basa en la capacidad de los iones carbonato de enlazar iones oxonio,
es decir en su efecto amortiguador. Esta capacidad amortiguadora de las aguas na-
turales viene determinada en gran medida por el contenido de dióxido de carbono,
hidrogenocarbonatos y carbonatos disueltos (véase Dureza total, página 11).
CO32− + H3O+ HCO3− + H2O
HCO3− + H3O+ 2 H2O + CO2 ↑
(véase Dureza total, página 11, capacidad del agua para neutralizar ácidos)
Al disolver cloruro de amonio en agua se produce entre los iones amonio y las molé-
culas de agua la siguiente reacción:
NH4+ + H2O NH3 + H3O+
El ión amonio cede un ión hidrógeno al agua formando un ión oxonio, el pH baja y la
solución tiene carácter ácido.
www.mn-net.com
26
El ácido carbónico (proveniente del dióxido de carbono del agua) es un ácido débil,
y el amoniaco es una base débil. Por consiguiente, la solución salina resultante de
la reacción del primero con una base fuerte (hidróxido de sodio = lejía de sosa en el
carbonato de sodio) no será neutra sino básica; y la solución salina de la segunda con
un ácido fuerte (ácido clorhídrico en el cloruro de amonio) será ácida. La reacción con
el agua recibe el nombre de hidrólisis.
La escala de pH va de 0 a 14. En un extremo se encuentran los ácidos minerales fuer-
tes como el ácido nítrico, el ácido sulfúrico y el ácido nítrico, y en el otro la lejía de sosa
y la potasa cáustica. La siguiente escala de pH, que comienza con ácido clorhídrico
diluido (concentración 1,0 mol/L = 36,5 g/L = 3,65 %) de pH 0, contiene ácidos, bases
y productos de uso diario:
pH 0: ácido clorhídrico al 3,65 %
pH 0,9 – 1,5: ácido gástrico (igualmente el ácido clorhídrico diluido)
pH 2,3: zumo de limón
pH 3,1: vinagre de cocina
pH 3,2 – 4,6: verduras ácidas
pH 4,5: cerveza
pH 7: agua pura
pH 8,3: agua de mar
pH 8 – 10: agua jabonosa
pH 12,3: agua de cal saturada
pH 14: lejía de sosa al 4,0 %
El valor pH es el parámetro que nos proporciona la primera información general acer-
ca de la calidad del agua. En base a este valor pueden hacerse estimaciones acerca
de la agresividad del agua sobre los materiales de construcción, pero principalmente
acerca de sus efectos sobre la flora y la fauna de los ríos, o en plantas depuradoras.
Los peces sólo pueden vivir en aguas con un rango de pH determinado. Si el agua
tiene un pH hacia el límite de dicho rango, bien sea hacia arriba o hacia abajo, se ve-
rán afectadas su piel y sus branquias. Para la carpa común, por ejemplo, el límite de
acidez es 4,5 y el de alcalinidad es 10,8. Si los peces viven por tiempo prolongado en
aguas con dichos valores de pH, terminarán muriendo. El rango de pH para la trucha
común es todavía más estrecho: de 5,5 a 9,4. El rango de pH ideal para los peces
oscila entre 6,5 y 8. Las tuberías de canalización de hierro y hormigón también son
atacadas fuertemente a un pH por debajo de 5 ó por encima de 10.
Tanto los ácidos provenientes de la lluvia ácida o por infiltración a través del suelo
(nítrico, sulfúrico y clorhídrico) como las bases (p. ej. el amoniaco procedente de la
descomposición de la materia orgánica o el hidróxido sódico de las aguas residuales
industriales) reducen o aumentan el pH del agua. Igualmente, las sales de ácidos
débiles y bases fuertes (como el carbonato de sodio, véase más arriba) así como las
de ácidos fuertes y bases débiles (cloruro de calcio) producen, por la reacción de hi-
drólisis arriba descrita con las moléculas de agua, un corrimiento del pH hacia arriba
o hacia abajo. El cloruro de calcio y el cloruro de magnesio reducen el valor pH: tienen
reacción ácida, así como las sales de hierro y de aluminio de los ácidos sulfúrico,
clorhídrico y nítrico provenientes de las aguas residuales de la industria del metal. Los
www.mn-net.com 27
carbonatos de sodio, potasio, magnesio y calcio tienen reacción básica: éstos pueden
provenir de formaciones rocosas o aguas residuales domésticas.
Las aguas normales tienen un pH entre 6,7 y 7,5. Las desviaciones con respecto al
pH 7 son causadas principalmente por el dióxido de carbono. El dióxido de carbono
en forma de compuesto (carbonatos) aumenta el valor pH, mientras que en forma
libre (ácido carbónico) lo reduce. Las aguas pantanosas tienen un pH ácido debido a
los ácidos orgánicos. Las aguas residuales domésticas por lo general tienen reacción
neutra a ligeramente básica, y las aguas residuales industriales, tales como las de
la industria siderúrgica, generalmente ácida. Un valor pH por debajo de 5 daña el
hormigón. Un pH de 5,5 inhibe por completo la etapa de depuración biológica de las
plantas depuradoras. La depuración biológica se ve afectada tanto a pH 6 como a pH
8. El valor pH recomendado para el agua potable oscila entre 6,5 y 8,5 (máximo de
9,5 según la Directiva de Agua Potable alemana).
Principio de la reacción
Una mezcla especial de indicadores permite obtener un color característico con cada
cambio de pH.
Interferencias
Gracias a la relación favorable entre el volumen de muestra y la cantidad de indicador,
el error del indicador (error ácido-base) es pequeño. Esto permite realizar determi-
naciones de pH fiables en soluciones débilmente tamponadas. Las sales neutras y
coloides en altas concentraciones, así como los disolventes orgánicos en una con-
centración superior al 10 % pueden falsificar el resultado de la determinación.
Nota: Si se requiere un rango de medición más amplio o intervalos de pH más estre-
chos, las tiras reactivas pH-Fix de MACHEREY-NAGEL son la solución ideal. Estas
tiras se ofrecen con diferentes intervalos y el maletín tiene puesto para un envase.
Una lista detallada de las diferentes tiras con su gradación se encuentra en nuestro
catálogo o en www.mn-net.com.
Indicaciones de peligro
PELIGRO
pH-1 contiene etanol 90 – 98 %.
La ficha de datos de seguridad respectiva puede descargarse en www.mn-net.com/
SDS.
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DE Tel.: +49 24 21 969‑0 info@mn‑net.com
CH Tel.: +41 62 388 55 00 sales‑ch@mn‑net.com
FR Tel.: +33 388 68 22 68 sales‑fr@mn‑net.com
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MACHEREY‑NAGEL GmbH & Co. KG
Valencienner Str. 11
52355 Düren · Alemania
A040848 / 053xx
-
1
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