es la inversa de la conductividad y se expresa en ohms centímetro (Ω·cm).
En soluciones acuosas la conductividad es directamente proporcional a la concentración de sólidos disueltos, por lo tanto cuanto mayor sea dicha concentración, mayor será la conductividad. Normalmente en la determinación de los TDS (Sólidos Disueltos Totales) en mg/lse utiliza un factor de correlación de 0,5 respecto del valor de la conductividad en µS/cm. Aunque no es exacto, se acepta este valor con el que la concentración de TDS es casi equivalente a la concentración del cloruro de sodio en aguas naturales. Sin embargo en la mayoría de las aguas naturales el NaCl no es la única sal disuelta en la solución, teniendo cantidades sustanciales de iones Ca, Mg, Na, Si, Cl, HCO3 CO3 cuya combinación nos da un factor más cercano a 0,64 que a 0,5.
PH o potencial de hidrógeno
Indica la concentración de iones de hidrógeno presentes en el agua, es decir si un agua es más ácida o más básica; dicho de otra forma, la escala pH mide la acidez o alcalinidad de cualquier disolución, en nuestro caso concreto del agua. En disolución neutra el pH es igual a 7, en disolución ácida el pH es menor que 7 y en disolución alcalina el pH será mayor que 7. Cuanto más alejado de 7 sea el pH del agua, mayor será su carácter ácido (pH 6,5) o alcalino (pH 8, 9). La determinación del pH del agua es un problema que se plantea con gran frecuencia en los laboratorios y en la industria. Su valor exacto (en general no es posible conocerlo con más de dos cifras decimales) implica la medición del potencial de un electrodo de hidrógeno (procedimiento electrométrico –peachímetros–). Otro procedimiento para determinar el pH con cierta aproximación es el de los indicadores (medición colorimétrica del pH). Un indicador es una sustancia que cambia de color dentro de un pequeño intervalo de pH y que se pueden añadir directamente a la disolución o utilizarlas en forma de tiras de papel llamadas indicadores.
Electrolitos
El agua se considera disolvente universal. Cuando disuelve a un mineral, se producen nuevos materiales a partir de los átomos liberados del mineral. Estas partículas fundamentales se llaman iones. La ruptura de un compuesto químico mediante su disolución en agua forma cationes cargados positivamente y aniones cargados negativamente. En general, un aumento en la temperatura del agua provoca un aumento en la solubilidad de la mayor parte de las sales. Excepciones importantes y notables son el carbonato cálcico CaCO3, sulfato cálcico CaSO4, carbonato magnésico MgCO3 y el hidróxido de magnesio Mg (OH)2; todas ellas se vuelven menos solubles al aumentar la temperatura, lo que constituye una de las causas de la formación de incrustaciones en las tuberías al aumentar la temperatura del agua.
Figura 2.2 Diferencia entre celdas galvánicas y electrolíticas
2.3.1 Celda electroquímica
En ella pueden tener lugar procesos electroquímicos con el paso de una corriente eléctrica. Si la celda electroquímica produce energía eléctrica, causada por el consumo de energía química, se dice que tenemos una celda galvánica o pila. Si, en cambio, la celda electroquímica consume corriente de una fuente de corriente externa, almacenando como consecuencia energía química, se dice que tenemos una celda electrolítica.
Algunas celdas galvánicas reciben nombres especiales. Una celda de corrosión es una celda o pila galvánica en la cual las reacciones electroquímicas que tienen lugar conducen a la corrosión. Una celda de corrosión de dimensiones muy pequeñas (por ejemplo (< 0,1 mm) se conoce como celda de acción localizada o microcelda galvánica. Las celdas locales o micropilas se dan, por ejemplo, en aleaciones multifásicas o en metales con recubrimientos que presentan buena conductividad eléctrica o en inclusiones de óxidos, sulfuras, carbón, etc. La acción de estas celdas a menudo conduce a un ataque localizado, tal como picaduras o corrosión bajo tensión.
Definición de ánodo y cátodo
Para la notación de los dos electrodos en una celda electroquímica (galvánica o electrolítica) son válidas las siguientes definiciones generales: el ánodo es el electrodo en el cual, o a través del cual, la corriente positiva pasa hacia el electrolito. El cátodo es el electrodo en el cual entra la corriente positiva proveniente del electrolito.
Generalmente, se toman como válidas las siguientes reglas:
1. La reacción anódica es una oxidación y la reacción catódica una reducción.
2. Los aniones (iones negativos) migran hacia el ánodo y los cationes (iones positivos) hacia el cátodo. Hay que hacer notar que particularmente en una celda galvánica, por ejemplo en una pila seca (figura 9), la corriente positiva fluye del polo (+) al (-) en el circuito externo; mientras que dentro de la celda, la corriente positiva fluye del (-) al (+).
2.4 Corrosión
2.4.1 Corrosión electroquímica
La corrosión electroquímica es un proceso espontáneo que denota siempre la existencia de una zona anódica (la que sufre la corrosión), una zona catódica y un electrolito, y es imprescindible la existencia de estos tres elementos, además de una buena unión eléctrica entre ánodos y cátodos, para que este tipo de corrosión pueda tener lugar. La corrosión más frecuente siempre es de naturaleza electroquímica y resulta de la formación sobre la superficie metálica de multitud de zonas anódicas y catódicas; el electrolito es, en caso de no estar sumergido o enterrado el metal, el agua condensada de la atmósfera, para lo que la humedad relativa deberá ser del 70%.
Figura 2.3 Reacciones anódicas y catódicas en los procesos electroquímicos
El proceso de disolución de un metal en un ácido es igualmente un proceso electroquímico. La infinidad de burbujas que aparecen sobre la superficie metálica revela la existencia de infinitos cátodos, mientras que en los ánodos se va disolviendo el metal. A simple vista es imposible distinguir entre una zona anódica y una catódica, dada la naturaleza microscópica de las mismas (micropilas galvánicas). Al cambiar continuamente de posición las zonas anódicas y catódicas, llega un momento en que el metal se disuelve totalmente.
Las reacciones que tienen lugar en las zonas anódicasy catódicas son las indicadas en la figura 2.3.
2.4.2 Efectos indeseables de la corrosión
Estudiaremos los efectos corrosivos y sus consecuencias para a continuación considerar los fenómenos de incrustación asociados a la distribución del agua. Aunque en la mayor parte de los casos, en el interior de los conductos especialmente de los metálicos, los dos efectos aparecen asociados, resulta conveniente estudiarlos de manera independiente para intentar esclarecer de este modo, tanto los mecanismos que los originan como las consecuencias de los mismos y sus posibles soluciones.
En definitiva, la prevención y, si procede, la protección anticorrosión así como la evitación de las incrustaciones pueden suponer un ahorro de ingentes cantidades de dinero por la prolongación de la vida útil del equipo, elemento o dispositivos y una mayor seguridad
