Agua dura

En química, el agua calcárea o agua dura —por contraposición al agua blanda— es aquella que contiene un alto nivel de minerales, en particular sales de magnesio y calcio.^[1] A veces se da como límite para denominar a un agua como dura una dureza superior a 120 mg/L CaCO₃.^[2]

La dureza del agua se expresa normalmente como cantidad equivalente de carbonato de calcio (aunque propiamente esta sal no se encuentre en el agua) y se calcula, genéricamente, a partir de la suma de las concentraciones de calcio y magnesio existentes (miligramos) por cada litro de agua; que puede expresarse en concentración de CaCO₃. Es decir:

Dureza (mg/l de CaCO₃) = 2,50 [Ca⁺⁺] + 4,116 [Mg⁺⁺]. Donde:

[Ca⁺⁺]: Concentración de ión Ca⁺⁺ expresado en mg/l.
[Mg⁺⁺]: Concentración de ión Mg⁺⁺ expresado en mg/l.

Los coeficientes se obtienen de las proporciones entre la masa molecular del CaCO₃ y las masas atómicas respectivas: 100/40 (para el Ca⁺⁺); y 100/24,3 (para el Mg⁺⁺).

Tipos de dureza

En la dureza total del agua se puede hacer una distinción entre dureza temporal (o de carbonatos) y dureza permanente (o de no-carbonatos) generalmente de sulfatos y cloruros.

Dureza temporal

La dureza temporal se produce a partir de la disolución de carbonatos en forma de hidrógenocarbonatos y puede ser eliminada al hervir el agua o por la adición del hidróxido de calcio (Ca(OH)₂).

${CaCO_{3}}{_{(s)}}+{H_{2}}{O}{_{(l)}}+{CO_{2}}{_{(g)}}{\rightleftharpoons }{Ca(HCO_{3})_{2}}{_{(aq)}}$

El carbonato de calcio es menos soluble en agua caliente que en agua fría,^[3] así que hervir (que contribuye a la formación de carbonato) se precipitará el bicarbonato de calcio fuera de la solución, dejando el agua menos dura.

Los carbonatos pueden precipitar cuando la concentración de ácido carbónico se altera, con lo que la dureza temporal disminuye, y si el ácido carbónico aumenta puede aumentar la solubilidad de fuentes de carbonatos, como piedras calizas, con lo que la dureza temporal aumenta. Todo esto está en relación con el pH de equilibrio de la calcita y con la alcalinidad de los carbonatos. Este proceso de disolución y precipitación es el que provoca las formaciones de estalagmitas y estalactitas.

Dureza permanente

Esta dureza no puede ser eliminada al hervir el agua, la causa más corriente es la presencia de sulfatos y/o cloruros de calcio y de magnesio en el agua, sales que son más solubles según sube la temperatura, hasta cierta temperatura, luego la solubilidad disminuye conforme aumenta la temperatura.

Medidas de la dureza del agua

Las medidas de dureza o grado hidrotimétrico del agua son:

mg/l CaCO₃ o ppm de CaCO₃: Miligramos de carbonato cálcico (CaCO₃) en un litro de agua; esto es equivalente a ppm de CaCO₃.
Grado alemán (Deutsche Härte, °dH): Equivale a 17,8 mg/l CaCO₃.
Grado americano: Equivale a 17,2 mg/l CaCO₃.
Grado francés (°fH): Equivale a 10,0 mg/l CaCO₃.
Grado inglés (°eH) o grado Clark: Equivale a 14,3 mg/l CaCO₃.

La forma más común de medida de la dureza de las aguas es por titulación con EDTA. Este agente quelante permite valorar conjuntamente el Ca y el Mg (a pH=10) o solo el Ca (a pH=12), por los complejos que forma con dichos cationes.

Clasificación de la dureza del agua

La clasificación del agua según la dureza, según la OMS^[4] es la siguiente:

Tipos de agua	mg/l	°fH
Agua blanda	≤60	≤6,0
Agua moderadamente dura	60-120	6,0-12,0
Agua dura	120-180	12,0-18,0
Agua muy dura	>180	>18,0

La clasificación del agua según la dureza, según la escala de Merk,^[5] es la siguiente:

De 0 a 79 mgCaCO₃/l, se considera agua muy blanda
De 80 a 149 mgCaCO₃/l, se considera agua blanda
De 150 a 329 mgCaCO₃/l, se considera agua semi dura
De 330 a 549 mgCaCO₃/l, se considera agua dura
Más de 550 mgCaCO₃/l, se considera agua muy dura

Eliminación de la dureza

Las operaciones de eliminación de dureza se denominan ablandamiento o suavizado de aguas y se llevan a cabo con un descalcificador.

La dureza puede ser eliminada utilizando el carbonato de sodio (o de potasio) y cal. Estas sustancias causan la precipitación del Ca como carbonato y del Mg como hidróxido.

Otro proceso para la eliminación de la dureza del agua es la descalcificación de esta mediante resinas de intercambio iónico. Lo más habitual es utilizar resinas de intercambio catiónico que intercambian los iones calcio y magnesio presentes en el agua por iones sodio u otras que los intercambian por iones hidrógeno.

La dureza se puede determinar fácilmente mediante reactivos. La dureza también se puede percibir por el sabor del agua. Es conveniente saber si el agua es agua dura, ya que la dureza puede provocar depósitos o incrustaciones de carbonatos en conducciones de lavadoras, calentadores, y calderas o en las planchas.

Si ya se han formado, se pueden eliminar con algunos productos antical existentes en el mercado, aunque un método muy válido para conseguir disolver los carbonatos es aplicar un ácido débil (acético, cítrico, etc.) en los depósitos. Como dato adicional para eliminar estos residuos de alguna llave de baño, es bueno usar un poco de vinagre blanco, si pueden, sumergir la pieza en el vinagre y dejarla reposar de 20 a 30 minutos; será suficiente frotar con una esponja, así se evitará rayar el cromado de estos artículos.

Problemas de salud

Algunos estudios han demostrado que hay una débil relación inversa entre la dureza del agua y las enfermedades cardiovasculares en los varones, por encima del nivel de 170 mg de carbonato de calcio por litro en el agua. La Organización Mundial de la Salud ha revisado las evidencias y concluyó que los datos eran inadecuados para permitir una recomendación acerca de un nivel de dureza.^[6]

Una revisión posterior por František Kožíšek, M.D., Ph.D. Instituto nacional de la salud pública, República Checa da una buena descripción del asunto^{[cita requerida]}, e inversamente a la OMS, da algunas recomendaciones para los niveles máximos y mínimos de calcio (40-80 mg/l) y magnesio (20-30 mg/l) en agua potable, y de una dureza total expresada como la suma de las concentraciones del calcio y del magnesio de 60-110 mg/L.

Véase también

Referencias

↑ Morcillo, Jesús (1989). Temas básicos de química (2ª edición). Alhambra Universidad. p. 368. ISBN 9788420507828.
↑ Agua. Escrito por Darner Mora Alvarado, p. 20, en Google Libros
↑ Henry, J. G. y Heinke, G. W. (1996) Environmental science and engineering. Prentice Hall. [Versión en español: Ingeniería ambiental (2.ª ed.). México: Prentice Hall Hispanoamericana. 800 págs. 1999 ISBN 970-17-0266-2 (Ver pág. 151)]
↑ «Hardness in Drinking-water».
↑ Dureza del agua. Aguas de Mataró
↑ https://www.theguardian.com/society/2004/jan/15/medicineandhealth.publichealth

Datos: Q22988272

[1] Morcillo, Jesús (1989). Temas básicos de química (2ª edición). Alhambra Universidad. p. 368. ISBN 9788420507828.

[2] Agua. Escrito por Darner Mora Alvarado, p. 20, en Google Libros

[3] Henry, J. G. y Heinke, G. W. (1996) Environmental science and engineering. Prentice Hall. [Versión en español: Ingeniería ambiental (2.ª ed.). México: Prentice Hall Hispanoamericana. 800 págs. 1999 ISBN 970-17-0266-2 (Ver pág. 151)]

[4] «Hardness in Drinking-water».

[5] Dureza del agua. Aguas de Mataró

[6] ttps://www.theguardian.com/society/2004/jan/15/medicineandhealth.publichealth

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