EL EQUILIBRIO CARBÓNICO EN EL ACUARIO

Trataré de enfocar este artículo de la forma más atractiva posible, aunque debido a la cantidad de tecnicismo que hay que emplear, parecerá en algunos momentos aburrido y árido. Espero que sepáis comprenderlo.

El Carbono:
El carbono es un elemento químico perteneciente al grupo de los “no metales”. Su símbolo es C y su número atómico 6. Es el pilar básico de la química orgánica; se conocen cerca de 10 millones de compuestos de carbono, y forma parte de todos los seres vivos conocidos.

Ácido Carbónico:
El ácido carbónico es un ácido anhídrido del dióxido de carbono (CO2). Es el producto de la reacción de agua con el dióxido de carbono (CO2) y existe en equilibrio con este último.
En solución acuosa, el ácido carbónico puede perder uno o dos protones. Disociando el primer protón forma el ion bicarbonato y disociando el segundo protón forma el ion carbonato.
• H2CO3 ? HCO3- + H+ (pKa = 6.35)
• HCO3- ? CO32- + H+ (pKa = 10.33)

Molécula de Ácido Carbónico

Estructura Atómica. Enlace Químico:
Para entender mejor la molécula de agua, nos interesa tener un ligero conocimiento acerca de la estructura del átomo y del enlace entre ellos para crear las moléculas. El enlace entre los elementos químicos se debe a la configuración electrónica particular de cada elemento.

El átomo es la base constitucional de cualquier sustancia. Está compuesto por el núcleo y la corteza. El núcleo del átomo está constituido por protones y neutrones. Los protones son los elementos que le otorgan carácter positivo al núcleo. La masa del átomo se debe a la suma de protones y neutrones. Los neutrones, como su nombre indica, no tienen carga eléctrica. La corteza del átomo está constituida por electrones. Los electrones se encuentran situados alrededor del núcleo en diversas órbitas, según el número que contenga el átomo. La cantidad de electrones de un átomo coincide con la de protones, por lo que la unidad atómica se considera neutra eléctricamente. La cantidad de protones y electrones de cualquier átomo determina su número atómico (ver tabla periódica).

La mayor estabilidad atómica se logra cuando la órbita externa (órbita de enlace o de valencia) está cubierta de electrones. Los gases nobles responden a esta configuración.

El enlace químico se produce entre átomos de un mismo elemento o de elementos distintos con afinidad entre ellos. Para que se produzca dicho enlace es necesario que las órbitas externas de los átomos que intervienen queden totalmente cubiertas de electrones; bien por cesión de uno a otro (a uno le sobra y al otro le falta); bien por compartirlos (entre los dos átomos se consigue que cada uno tenga cubierta de electrones su órbita externa).

Enlace Iónico:
El enlace iónico se produce entre dos átomos en donde a uno le sobra uno o más electrones en la órbita externa y al otro le falta en el mismo número. En el momento del enlace, cada átomo pierde su configuración inicial y toma el nombre de ion. El que gana electrones se llama anión (carga negativa) y el que pierde electrones se llama catión (carga positiva).

Un ejemplo clásico de enlace iónico es el que se produce con un átomo de cloro y otro de sodio, formando sal común. El átomo de cloro tiene un total de 17 electrones (número atómico) repartidos en tres orbitas: 2 en la primera, 8 en la segunda, y 7 en la última. Las dos primeras órbitas están completas, mientras que la externa está a falta de un electrón para conseguir configuración de gas noble. El átomo de sodio tiene un total de 11 electrones (número atómico) repartidos en tres órbitas: 2 en la primera, 8 en la segunda, y 1 en la última. Las dos primeras órbitas están completas, mientras que a la externa le sobra un electrón para conseguir configuración de gas noble. El cloro toma el electrón que le sobra al sodio, formando la molécula de sal común (NaCl). Todas las sales están configuradas a partir de enlaces iónicos.

Enlace Covalente:
A diferencia del enlace iónico, el enlace covalente no se produce por cesión/captación de electrones entre átomos. Dicho enlace se produce cuando dos átomos comparten electrones de su capa externa o capa de valencia. Este enlace se produce entre elementos no metálicos (ver zona derecha de la tabla periódica) por tener muchos electrones en su nivel más externo, teniendo tendencia a ganar electrones más que a cederlos para adquirir la estabilidad de la estructura electrónica de gas noble.

La molécula de agua está formada mediante enlaces covalente entre el oxígeno y los dos átomos de hidrógeno.

La Molécula de Agua:
La molécula de agua está formada por dos átomos de H unidos a un átomo de O por medio de dos enlaces covalentes. El ángulo entre los enlaces H-O-H es de 104'5º.

El tamaño de la molécula de agua es aproximadamente de 2 Amstrong (1 mm. = 10.000.000 Amstrong).

Electronegatividad: La electronegatividad es una medida de fuerza de atracción que ejerce un átomo sobre los electrones de otro en un enlace covalente.

El oxígeno es más electronegativo que el hidrógeno y por ello atrae con más fuerza a los electrones de cada enlace. Esta particularidad nos ayudará a entender la capacidad del agua como disolvente de todos las sustancias iónicas.

Molécula de Agua

La molécula de agua aunque tiene una carga total neutra (igual número de protones que de electrones), presenta una distribución asimétrica de sus electrones, lo que la convierte en una molécula polar; alrededor del oxígeno se concentra una densidad de carga negativa , mientras que los núcleos de hidrógeno quedan parcialmente desprovistos de sus electrones y manifiestan, por tanto, una densidad de carga positiva. Cada molécula de agua se comporta como un dipolo. La polaridad de la molécula de agua hace que sea una sustancia con fuerzas de cohesión entre sí de bastante valor. Se producen interacciones dipolo-dipolo entre las propias moléculas de agua, formándose enlaces por puentes de hidrógeno. La carga parcial negativa del oxígeno de una molécula ejerce atracción electrostática sobre las cargas parciales positivas de los átomos de hidrógeno de otras moléculas adyacentes.

Aunque son uniones débiles, el hecho de que alrededor de cada molécula de agua se dispongan otras tres moléculas unidas por puentes de hidrógeno permite que se forme en el agua (líquida o sólida) una estructura de tipo reticular.

Enlace por Puentes de Hidrógeno

Los puentes de Hidrógenos son los responsables de la capacidad disolvente del agua con las sustancias iónicas. Cada catión de una sal se rodea de moléculas de agua con el oxígeno dirigido hacia él y cada anión lo hace utilizando el hidrógeno a modo de puente de enlace en una acción denominada “Solvatación”.

Solvatación

Ionización del Agua:

El agua, como vimos anteriormente, es una molécula en donde sus átomos se enlazan de forma covalente. Aún así una mínima proporción de ellas se encuentra disociada; es decir ionizada en forma de protones (H+) e hidroxilos (HO-).
H2O < > H+ + HO-.
Para hacernos una idea, de cada 555.555.555 moléculas de agua sólo una se disocia. Para conocer el cálculo basta relacionar la concentración molar del agua con la de protones y/o hidroxilos.

Producto iónico del agua:
Se denomina producto iónico del agua (Kw) al resultado de multiplicar la concentración de protones (H+) y la concentración de hidroxilos (HO-).
Kw = [H+] * [HO-] = 10-14; 10-7 * 10-7 = 10-14
Como por cada molécula disociada hay siempre el mismo número de protones e hidroxilos, la concentración de cada uno de los iones será de 10-7.

Concepto de pH:
Para simplificar los cálculos, en 1909 el químico danés Sörensen ideó una forma bastante más sencilla para evaluar la concentración de protones (H+) de cualquier disolución acuosa, y definió el concepto de pH o potencial de hidrogeniones (H+). Dado que dichas concentraciones son muy bajas y por tanto se pueden expresar como potencias en base decimal con exponente negativo, Sorensen definió el pH como el exponente en base decimal de la concentración de protones, cambiado de signo, que dicho de otra forma es igual al logaritmo decimal con signo cambiado de la concentración de protones. Así, por ejemplo, una disolución acuosa con una concentración de protones = 10-7 tiene un pH = 7.

Soren Peter Lauritz Sorensen (1868 - 1939)

Me gustaría aclarar un tema que surge a menudo en el apartado de química de agua dulce; se trata del pH del agua desmineralizada o agua pura.

El agua pura, exenta totalmente de agentes que puedan repercutir en su acidez/alcalinidad tiene siempre un pH = 7. Es fácil de entender ya que la concentración de protones debe ser idéntica a la de hidroxilos.
Si medimos el pH de un agua procedente de un osmotizador o de cualquier otro dispositivo que logre eliminar todos sus “contaminantes”, y obtenemos un pH diferente a 7, pueden pasar varias cosas: El dispositivo de medida no es fiel o se ha disuelto en ella algún CO2 atmosférico. Si se trata del segundo caso, basta con airearla durante un tiempo y se comprobará que el pH se ha estabilizado en 7.

Ácidos fuertes y ácidos débiles:
Los ácidos fuertes tienen la propiedad de disociarse completamente en disolución acuosa. Tienen el mismo comportamiento que las sales respecto a la ionización. Un ácido fuerte cede al medio acuoso todos sus protones (H+) y todos sus aniones. Los aniones que acompañan a los protones reciben el nombre de “Base Conjugada”.

Los ácidos débiles no se disocian totalmente en disolución acuosa, quedando en ella protones disociados, bases conjugadas disociadas del ácido y moléculas del ácido sin disociar. Cada ácido débil tiene una mayor o menor capacidad de disociación en disolución acuosa. Dicha capacidad está indicada según su constante de acidez o constante de disociación.

Constante de acidez:
La constante de acidez es igual a la concentración molar de protones [H+] en la que las formas ácidas y básicas de un mismo compuesto son idénticas.

Dicha constante se puede expresar según la siguiente ecuación. Ka =[H+]*[A-]/[AH], en donde [A-] es la concentración molar de la base conjugada y [AH] es la concentración molar del ácido sin disociar.

Concepto de pKa:
El pKa se define como el logaritmo decimal de la constante de acidez, con signo cambiado. El pKa es al Ka como el pH es a la concentración molar de protones [H+]. Cuando el pH de una disolución de ácido carbónico y bicarbonato es igual al pKa, las concentraciones son idénticas.

El Ácido Carbónico, responsable del equilibrio que nos ocupa, es un ácido débil. Para todos los ejemplos nos apoyaremos en él y en sus dos bases conjugadas; bicarbonato y carbonato. Para simplificar la exposición se hablará de ácido carbónico (H2CO3) en vez de CO2 + H2O.
El ácido carbónico, al contar con dos protones, disocia el primero dejando libre su primera base conjugada: el bicarbonato. El bicarbonato disocia el protón que le queda dejando libre a la segunda base conjugada del ácido carbónico: el carbonato.

El pKa del ácido carbónico – bicarbonato es igual a 6,35. A pH = 6,35 la concentración molar de H2CO3 es idéntica a la de HCO3-.

El pKa del bicarbonato – carbonato es igual a 10,33. A pH = 10,33 la concentración molar de HCO3- es idéntica a la de CO32-.

Se puede representar dicho equilibrio mediante la siguiente cadena gráfica:
H2CO3 < pk="6,35"> HCO3- < pk="10,33"> CO32-.

Ecuación de Henderson-Hasselbalch:
La ecuación de Henderson-Hasselbalch relaciona la concentración molar de la forma básica de un ácido debil con su forma ácida, respecto al valor de su pKa, en función del valor del pH de la disolución. Con esta ecuación se puede conocer en cada momento la concentración de ácido carbónico y sus dos bases conjugadas. Jugando un poco con ella se aprecia claramente qué le sucede a cada forma cuando modificamos el valor del pH de la disolución.

[A-] es la concentración molar de la forma básica y [AH] de la forma ácida.
Con la ecuación por delante se aprecia bastante bien algo que comenté más arriba sobre la definición del pKa. Decía que el pH es igual al pKa cuando las concentraciones de las formas básica y ácida son idénticas. Para que se cumpla en la ecuación, lo que queda detrás del signo + debe tener valor cero (0). El número cuyo logaritmo es igual a 0 es el 1. Para que la fracción tenga valor 1, numerador y denominador han de ser iguales.

Todo el comportamiento del equilibrio carbónico esta apoyado en esta ecuación: Las tablas de relación pH/kH/CO2; las calculadoras de CO2, etc.

Tampones ácido/base:

Los tampones químicos tienen la facultad de evitar oscilaciones bruscas de pH. Están compuestos de un ácido débil y su base conjugada. El tampón será más eficaz cuanto más parecidas sean las concentraciones molares del ácido y de su base conjugada, así como cuanto más altas sean sus concentraciones.


En acuariofilia, el tampón más importante es el carbónico/bicarbonato y cuanto más cerca de 6,35 sea el valor del pH (pH = pKa) del agua, más estable se mantendrá.

Si en el agua no hay presencia de ningún tampón, todos los protones (H+) que se añadan repercutirán directamente en la bajada del pH, sumándose directamente a la concentración inicial.

Ejemplo:
1 litro de Agua no tamponada a pH =6,35.
Adición de 0,01 milimol de CLH (0,01 milimol de H+).
Resultado: 10-6.35 + 10-5 = 10-4; pH = 4.
Con la adición del ácido el pH ha descendido 2,35 unidades de pH.

Hagamos el mismo ejemplo contando con un tampón H2CO3/HCO3- 0,6 milimolar en concentraciones idénticas.
Se aplica la ecuación de Henderson-Hasselbalch; el pH es igual al pKa = 6,35.
Al añadir 0,01 milimol de H+ debemos de operar de la siguiente forma a partir de la misma ecuación. pH = pKa + log [HCO3-]/[H2CO3].
Sustituimos valores conocidos; pH = 6,35 + log 0,6/0,6 (antes de la adición del ácido).
La concentración de H+ se resta al numerador y se suma al denominador: pH = 6,35 + log (0,6 - 10-2/0,6 + 10-2) = 6,35 + log 0,59/0,61 = 6,35 + log 0,9672 = 6,35 + (-0,01448) = 6,3355.

Con la adición del ácido, la disolución ha descendido 0,0145 unidades de pH.

Con los ejemplos aplicados se ve gráficamente la influencia de un tampón en las variaciones de pH de una solución acuosa. Para un mismo agua la diferencia de contar con un tampón o no es muy significativa; concretamente en relación 2,35/0,0145. Exactamente, el agua tamponada es 162 veces más estable que la no tamponada.

Con el ejemplo se aprecia claramente la necesidad de tener en nuestros acuarios, al menos 2º KH; igual al KH empleado en el ejemplo.

Principio de Le Châtelier:
En 1884 el químico francés Henri-Louis Le Châtelier enunció el siguiente principio:
“Si un sistema en equilibrio es perturbado, el sistema evoluciona para contrarrestar dicha perturbación, llegando a un nuevo estado de equilibrio”.

Henri-Louis Le Châtelier (1850-1936)

Si se disminuye la concentración de un sistema en equilibrio químico, éste se desplazará hacia el lado de la ecuación que ha sido afectado, en cambio, si se aumenta la concentración, el equilibrio se desplazará hacia el lado contrario de la adición.

El equilibrio carbónico está completamente sujeto al principio de Le Châtelier, de forma que si se aumenta la concentración de la forma ácida, automáticamente el equilibrio se desplaza hacia el lado de las formas alcalinas, por tanto un aumento de la concentración de CO2 hace que aumente, tanto la concentración de bicarbonato como la concentración de carbonato. Para conocer el valor cuantitativo de cada forma tras la modificación de la concentración de una de las partes, basta conocer el pH resultante y aplicar la ecuación de Henderson-Hasselbalch.

KH (Karbonate Hardness), Dureza Temporal o Dureza de Carbonatos:
Las siglas KH hacen alusión a las palabras alemanas “Karbonate Hardness” o Dureza de Carbonatos. El KH expresa la concentración de bicarbonato/carbonato que hay disuelto en agua. Para un valor del pKa del ácido carbónico/bicarbonato igual a 6,35, cada grado KH contiene 18,578 mg/l de HCO3-, equivalente a una concentración 0,3046 milimolar del anión.

La dureza de carbonatos recibe el nombre de dureza temporal debido a la inestabilidad que presenta ante algunos fenómenos físicos, como la temperatura o la agitación. Un claro ejemplo de la temporalidad de dicha dureza se hace patente con el fenómeno de la “Precipitación Biogénica”, mediante la cual 1 molécula de bicarbonato cálcico se transforma en una molécula de carbonato cálcico (insoluble) más una molécula de CO2 + H2O. El CO2 se pierde y el CaCO3 precipita, con lo cual se retiran del agua dos moléculas de bicarbonato:

Ca(HCO3)2 > CaCO3 + CO2 + H2O

El KH en nuestros acuarios es el responsable de amortiguar oscilaciones de pH ante la llegada de algún agente ácido o alcalino.

Comportamiento del valor del KH en presencia de una sustancia ácida:
Los protones disociados en agua, procedentes de cualquier ácido excepto el carbónico, hacen descender el valor del KH, según la reacción:

HCO3- + H+ = H2CO3 = CO2 + H2O

Cada protón introducido transforma una molécula de bicarbonato en ácido carbónico que se pierde en forma de CO2, bien por evaporación o por el consumo de la vegetación.

Si el ácido añadido es ácido carbónico, no sólo no disminuye el KH sino que aumenta en cantidades insignificantes. Este fenómeno se interpreta correctamente haciendo uso del principio de Le Chàtelier y se comprueba con el empleo de la ecuación de Henderson-Hasselbalch.

Alberto Sosa. Abril de 2008

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