1. el agua

EL AGUA
Las aguas naturales muestran en general, las calidades más
características de sus fuentes. Las condiciones climatológicas,
geográficas y geológicas son factores importantes para determinar
la calidad del agua.
Sin embargo, muchos factores producen variaciones en la calidad
de las aguas naturales.
Las fuentes naturales aprovechables de agua pueden clasificarse
como sigue:
1. Neblina.
2. Lluvia y Nieve.
3. Agua de superficie.
a.- Corriente de agua.
b.- Lagunas y lagos naturales.
c.- Embalses.
d.- Mares y océanos.
4. Aguas subterráneas
a.- Manantiales.
b.- Galerías de infiltración.
c.- Pozos poco profundos.
d.- Pozos profundos.
Las aguas naturales forman parte de un ciclo continuo.
En ese ciclo las aguas naturales adsorben:
- Oxigeno.
- Dióxido de carbono.
- Gases del aire.
- Polvo.
- Humos.
- Vapores.
Recogen:
- Bacterias. - Materia Inorgánica
- Esporas. - Limo POLUCION
- Partículas. - Fertilizantes NATURAL
- Lodo. - Estiércol
- Materia orgánica. - Minerales solubles

EL PAPEL DEL ANÁLISIS QUÍMICO DEL AGUA.
Cualquier apreciación que se dé al análisis químico en nuestros
días, debe basarse sobre el convencimiento de que las aguas
naturales son de carácter complejo, que contienen materias en
suspensión y gran número de sustancias disueltas, en
concentraciones pequeñas, pero importantes. Debido a esa
complejidad, hasta los análisis químicos más detallados no pueden
revelar la concentración de todos sus componentes.
Por lo tanto, estos análisis han sido dirigidos hacia fines específicos,
de modo que las pruebas minerales, las sanitarias y las
espectrográficas, dominen la solución empírica de problemas
directamente relacionados con situaciones de tratamiento o de
calidad.
ANÁLISIS DE AGUA Y AGUAS SERVIDAS
IMPORTANCIA DE LAS MEDIDAS CUANTITATIVAS EN LA
PRACTICA DE LA INGENIERÍA SANITARIA Y DEL MEDIO
AMBIENTE.
Las mediciones cuantitativas, son la base de la aplicación de la
ingeniería y de la ciencia en general. La Ingeniería del Medio
Ambiente, es seguramente, la más exigente al respecto, por que
ella no solamente necesita equipos convencionales de medición
aplicados en ingeniería, sino aún más, se deben aplicar técnicas y
metodologías que aplican los químicos, físicos y biológicos.
Cada problemaen ingeniería del medio ambiente debe ser atacado
desde su inicio en forma tal que su solución este definida.
Ese acercamiento necesitadel uso y procedimiento analíticos, en el
campo y en el laboratorio los cuales han sido verificados y probados
por muchas personas y con una amplia variedad de materiales.
Una vez que el problema ha sido definido cuantitativamente, en
ingeniero está usualmente en posición de diseñar o recomendar
una solución satisfactoria.
Después de la construcción de plantas de tratamiento y su puesta
en operación, usualmente se requiere una constante supervisión
empleando procedimientos cuantitativos para mantener un
comportamiento y resultado satisfactorio.

El incremento de la densidad poblacional y nuevas tecnologías
desarrolladas industrialmente están constantemente intensificando
viejos problemas y creando nuevos.
Los ingenieros están constantemente buscando métodos más
económicos para resolver viejos problemas. Las investigaciones
son continuas para encontrar soluciones a los nuevos problemas y
mejores soluciones a los viejos. Los métodos cuantitativos
continuarán sirviendo como base para todos los estudios.
CARACTERÍSTICAS DE LOS PROBLEMAS
EN INGENIERIA AMBIENTAL.
La mayoría de los problemas en la práctica de la Ingeniería del
Medio Ambiente, involucra una relación entre los organismos vivos
y su medio ambiente. Debido a eso, los métodos analíticos que se
necesita para obtener información cuantitativa, son una mezcla
extraña de métodos químicos y bioquímicos y usualmente
relacionada a los efectos sobre los microorganismos o los seres
humanos.
De la misma forma, muchas de las determinaciones utilizadas caen
dentro del reino de los microorganismos debido a la baja cantidad
de contaminantes presente en la muestra.
MÉTODOS Y TÉCNICAS DE ANÁLISIS.
Concurrentemente, con la evolución de la práctica de la Ingeniería
Ambiental, se han desarrollado métodos analíticos para obtener
información de hechos requeridos para resolver y solucionar
problemas.
En muchas casos diferentes métodos han sido propuestos para la
misma determinación, y muchos de ellos han sido modificados de
alguna forma. Como resultado, los datos obtenidos por los
analistas siempre en desacuerdo.
En casos de litigios legales, difícilmente se pueden evaluar hechos
y evidencias en métodos analíticos.

Con el objeto de poner orden al caos, la Asociación Americana de
Salud Pública, designó a un comité, quien, con la colaboración de
muchos laboratorios e investigadores privados, desarrollaron lo que
se denomina Los Métodos Estándar para análisis de Aguas y Aguas
Servidas de la AWWA, cuya técnicas para los análisis de aguas se
aplican en muchos países del mundo entre ellos el Perú.
AGUAS RESIDUALES DE LA INDUSTRIA.
INTRODUCCIÓN
El termino “desechos industriales” es sumamente amplio, pues
incluye todos los desechos sólidos, líquidos y gaseosos que
producen las industrias de trasformación y otras.
Estos desechosvarían tanto en cantidad como en composición, con
el tipo de la industria y con los procesos empleados en la misma.
En muchas ciudades,la cantidad de desechos líquidos proveniente
de las industrias, exceden a la producida por la población y su
poder contaminante es con frecuencia mucho mayor.
Desde el punto de vista del industrial, los desechos que producen
son de su responsabilidad y por ello deberá procurar disponer de
ellos lo más rápidamente posible y al menor costo.
PARA TODOS LOS SERES VIVIENTES Y PARA EL MEDIO
AMBIENTE EN GENERAL, LOS DESECHOS INDUSTRIALES
CONSTITUYEN UN RIESGO PARA LA VIDA.
Se comprende fácilmente que el importante problema de
recolección,tratamiento y disposiciónde desechos industriales, que
a la vez son de gran magnitud y complejidad, no pueden ser
resueltos adecuadamente, a no ser que, se consideran todos los
aspectos del problema.
La solución al problema que origina los desechos industriales,
estriba en la colaboración activa de las industrias interesadas,
ejerciéndose siempre, sin embargo, una razonable y flexible
administración y aplicación de las normas sobre la contaminación
del medio ambiente por las autoridades o instituciones locales o
nacionales.

El problema tampoco puede plantearse ni resolverse mediante
estudios abstractos por parte del gobierno ni por medio de una
inflexible y arbitraria legalización.
ASPECTOS LEGALES DE LA DISPOSICIÓN
DE AGUAS SERVIDAS
Los serios problemas involucrados en la disposición de las aguas
servidas y otros desperdicios por medio adecuados y eficaces que
eliminen toda molestia, sin violar los derechos y bienestar de los
individuos y de las comunidades, ha dado lugar a que se
establezcan leyes y reglamentos que gobiernen tal disposición.
Se supone que en la antigüedad fueron apareciendo lentamente
ciertas costumbres que regulaban la disposiciónde los desechos de
los individuos y de los grupos. Al pasar el tiempo, las costumbres
adquirieron fuerza de ley, dándose lugar a que, con el trascurso de
los años se formularan reglamentos legales, primero como leyes
comunes y después como leyes estatales.
Probablemente la reglamentación más antigua acerca de la
disposición de las aguas servidas y de la contaminación del agua,
estuvo basada en el derecho común relativo al uso de las corrientes
por los propietarios de fincas situadas en las riberas de ellas. Esta
reglamentación especificaba:
a. Todo propietario ribereño tiene derecho a usar en forma
razonable el agua que pasa por su propiedad.
b. Todo propietario ribereño tiene derecho a que, las aguas de
corriente que lleguen a su propiedad estén en condiciones
naturales inalteradas en lo que respecta a su calidad y
cantidad.
Los principios generales del derecho común han sido aclarados y
modificados por muchas leyes estatales específicas y por los
reglamentos relativos a la disposición de las aguas servidas en las
corrientes y otras masas de agua, así como la protección del medio
ambiente en general.

Tales legislaciones se aplican no solamente a la contaminación del
medio ambiente y recursos naturales, sino que controla la
instalación de los medios para el tratamiento, requiriendo la
aprobación del diseño y la supervisión de la operación por parte de
alguna comisión del gobierno. En la legislación se incluye la
disposición de desechos industriales tanto como los desechos de
origen domésticos.
TODAS LAS DISPOSICIONES PARA LA PROTECCIÓN DEL
MEDIO AMBIENTE Y LOS RECURSOS NATURALES ASI COMO
LA PRESERVACIÓN DE LA NATURALEZA Y DE LAS
INSTALACIONES SE ENCUENTRAN EN EL REGLAMENTO DE
DESAGÜES INDUSTRIALES,CÓDIGO DEL MEDIO AMBIENTE Y
LOS RECURSOS NATURALES. LA LEY GENERAL DE
SANEAMIENTO Y LA CONSTITUCIÓN DE LA REPUBLICA.
ALCANCES DEL PRESENTE CAPITULO
AGUAS RESIDUALES DE LA INDUSTRIA
Sería imposible y nada serio intentar enseñar y describir toda la
teoría y métodos de análisis que se requieren para caracterizar los
desechos industriales con o sin tratamiento que se descargan a los
cursos de agua, al suelo o a la atmósfera. Primero, el tiempo no lo
permite y segundo muchas de las determinaciones son altamente
específicas para ciertos desechos industriales.
La selección la haremos teniendo como base nuestra realidad local
y los tipos de descargas más comunes, sin dejar de mencionar, por
supuesto, otros que son muy importantes y que están directamente
relacionadas con sus efectos sobre las instalaciones y en especial,
con el medio ambiente.
Respecto a las características físicas,químicas y microbiológicas de
las aguas residuales de las industrias, podemos señalar las
siguientes:
SUSTANCIAS QUÍMICAS QUE INFLUYEN
SOBRE EL GRADO DE CONTAMINACIÓN

- AMONIACO.
- DETEREGENTES.
- ACEITES Y GRASAS.
- MATERIA ORGANICA TOTAL.
- DEMANDA BIOQUÍMICA DE OXIGENO.
- DEMANDA QUÍMICA DE OXIGENO.
- NITRÓGENO ORGANICO TOTAL.
- ACIDEZ.
- SÓLIDOS TOTALES.
- SÓLIDOS FIJOS.
- SÓLIDOS VOLATILES.
- SÓLIDOS SEDIMENTABLES.
SUSTANCIAS QUÍMICAS TOXICAS
- ARSÉNICO.
- BARIO.
- FLUORUROS.
- CADMIO.
- CROMO TOTAL.
- CIANURO.
- PLOMO.
- MERCURIO.
- NITRATO.
- SELENIO.
- NITRITO.
SUSTANCIAS QUE AFECTAN LA CALIDAD
ESTETICA Y ORGANOLÉPTICA.
- TEMPERATURA.
- TURBIEDAD.
- COLOR.
- OLOR.
- SABOR.
- SÓLIDOS TOTALES DISUELTOS.
- pH.
- DUREZA.
- SULFATOS.
- CLORUROS.
- SODIO.

- ALUMINIO.
- COBRE.
- HIERRO.
- MAGNESIO.
- CALCIO.
- ZINC.
- CLORO RESIDUAL.
SUSTANCIAS QUE AFECTANLA CALIDAD
BACTERIOLÓGICA.
- ORGANISMOS PATÓGENOS.
SUSTANCIAS RADIACTIVAS
OBJETIVO DEL CURSO
Los objetivos del curso son:
1. Dar a conocer a los alumnos la importancia que tiene la
Química en el campo de la Ingeniería Sanitaria.
2. Ampliar los aspectos necesarios de la Química que tienen
relación con la especialidad.
3. Familiarizar al alumno con el manejo de los equipos e
instrumentos de laboratorio.
4. Lograr que los alumnos conozcan las características
sanitarias de los diferentes componentes físicos, químicos
del agua y desagüe.
5. Dar a los alumnos los conocimientos teóricos y prácticos de
los análisis físicos y de los análisis químicos, así como su
interpretación.
6. Estimular en los alumnos su interés, en aquellos aspectos de
la Química que tienen relación con la investigación en el
campo de la Ingeniería Sanitaria.

UTILIDAD DEL CURSO
- El curso prepara al alumno para que conozca las razones por
las cuales, determinado componente se encuentra presente
en el agua o desagüe, su significado sanitario, su análisis y la
aplicación de la información obtenida.
- Estimula y orienta a los alumnos en la importancia que tiene la
Química en la Ingeniería Sanitaria, su aplicación y su uso en
el campo de la investigación.
- Prepara al alumno en el conocimiento de la normas existentes
y en la interpretación de los análisis de aguas y desagües, de
importancia en el campo del Saneamiento.
FACTORES DE CONVERSIÓN
Factores de conversión necesarios e importantes en la Química y
Tratamiento de Agua.
1 kilogramo 2.205 libras.
1 libra 453.6 gramos.
1 libra 7000 granos.
1 libra 16 onzas.
1 onza 28.3495 gramos.
1 gramo 15.432 granos.
1 gramo 0.0353 onzas
1 galón 3.785 litros
1 galón 231 pulgadas3
1 litro 0.2642 galón
1 litro 61.02 pulgadas3
1 litro 1.057 cuartos.
1 cuarto 0.946 litro.
1 metro 39.37 pulgadas.
1 pie 12 pulgadas.
1 pulgada 2.54 cm.
1 pie 0.305 metros.
1 pie cúbico 7.48 galones.
1 pulgada cúbica 16.387 cm3
1 centímetro cúbico 0.061 pulgadas3
.

1 pie cúbico de agua 62.4 libras
1 galón de agua 8.34 libras.
1 miligramo por litro 1 parte por millón.
1 miligramo por litro 8.34 libras/millón de gal.
1 miligramo por litro 0.0584 grano por galón.
1 grano por galón 17.12 partes por millón.
1 grano por galón 142.9 libras/millón de galón.
1 libra/millón de galón 0.1199 partes por millón.
1 pie cúbico por segundo 646,300 galones por 24 horas.
1 pie cúbico por segundo 449 galones por minuto.
1 millón de galones por
24 horas 694 galones por minutos.
1 millón de galones por
24 horas 1.547 pies cúbicos/segundo.
1 acre 43,560 pies cuadrados.
Grados Centígrados (Fahrenheit – 32) x 5
9
Grados Fahrenheit (Grados Centígrados x 9) + 32
5
El agua pura en el sentido estricto de la palabra, no se presenta en
la naturaleza, por que aún la de lluvia contiene gases y partículas
de polvo que arrastra a su paso por la atmósfera. Además, el agua,
tal como se presenta en la naturaleza, tiene muchas posibilidades
de contaminarse con organismos patógenos, siendo por lo tanto, su
uso peligroso para el consumo humano.
Debido a estas condiciones, una fuente de agua, antes de ponerse
al servicio del público debe ser potabilizada, es decir, debe hacerse
apta para el consumo humano.
La potabilización de una agua exige una serie de procesos
químicos, por lo cual la persona encargada de tales operaciones,
debe tener cuando menos un mínimo de conocimientos sobre las
sustancias químicas, así como también debe poseer los principios
fundamentales de la Química, sobre los cuales reposan las
mencionadas operaciones.
SÍMBOLOS Y TÉRMINOS USADOS
EN QUMICA

ELEMENTOS: Se denominan elementos a aquellas que no pueden
ser descompuestas en otras mas sencillas por medios químicos. El
hidrógeno y el oxigeno son elementos, por que de ellos no se
pueden obtener sustancias mas simples. El agua no es un
elemento por que puede descomponerse en hidrógeno y oxigeno.
TABLA 1
ELEMENTOS GENERALMENTE USADOS EN LA
QUÍMICA DEL AGUA
ELEMENTO SIMBOLO PESO
ATÓMICO
VALENCIA
Azufre
Aluminio
Bario
Calcio
Carbono
Cloro
Cobre
Flúor
Fósforo
Hidrógeno
Hierro
Magnesio
Manganeso
Mercurio
Nitrógeno
Oxigeno
Plata
Platino
Potasio
Silicio
Sodio
Yodo
S
Al
Ba
Ca
C
Cl
Cu
F
P
H
Fe
Mg
Mn
Hg
N
O
Ag
Pt
K
Si
Na
I
32.066
26.98
137.36
40.08
12.010
35.457
63.54
19.00
30.975
1.0080
55.85
24.32
54.93
200.61
14.008
16.000
107.880
195.23
39.100
28.09
22.997
126.91
2
3
2
2
2 y 4
1
1 y 2
1
3 y 5
1
2 y 3
2
2
1 y 2
3
2
1
4
1
4
1
1
COMPUESTOS: Son sustancias formadas por dos o mas
elementos, combinados de acuerdo con las leyes químicas. la sal
común es una combinaciónde sodio y cloro; en cambio el moderno
insecticida DDT (dicloro-difenil-tricloretano), es un complicado
compuesto de varios elementos.

CLASIFICACIÓN DE LOS COMPUESTOS QUÍMICOS
Los compuestos químicos se han clasificado de acuerdo con su
composición química y con sus propiedades. Aquellos de
composición y propiedades similares se ha colocado en un mismo
grupo, tal como el grupo de los ácidos, el de las bases y el de las
sales.
Ácidos: Son compuestos que contienen hidrógeno
reemplazables por metales para formar sales. Así, HCl (ácido
clorhídrico) puede ser transformado en NaCl (cloruro de
sodio), simplemente reemplazando el H por Na.
Bases: Los óxidos e Hidróxidos de los metales se denominan
bases, las cuales reaccionan con los ácidos para producir
sales. El término “metal” no indica solamente cobre, plomo,
hierro, plata, oro, etc. sino que también incluye otros
elementos como el potasio, sodio, calcio, magnesio, etc.
Sales: Las sales resultan de la combinación de un ácido con
una base. Pueden ser normales, ácidas o básicas. Una sal
se dice que es normal o neutra cuando no contiene ni
hidrógeno (H+
) ni hidroxilos (OH-
) reemplazables, por ejemplo
el carbonato de sodio (Na2CO3)
Cuando la sal contiene hidrógenos reemplazables (H+
) se
denominan ácidas, por ejemplo: carbonato ácido de sodio y
bicarbonato de sodio (NaHCO3)
Cuando la sal contiene hidroxilos (OH-
) reemplazables, se
denominan básicas o subsal, por ejemplo: nitrato básico de
bismuto (Bi(OH)2NO3).
ATOMO: Cada elemento está formado por un conjunto de
pequeñas partículas llamadas “átomos”. Los átomos de los
diferentes elementos difieren en peso, en tamaño y demás
propiedades fundamentales. El átomo está constituido por un
núcleo cargado positivamente, alrededor del cual giran los demás
electrones que poseen cargas negativas.
Pesos Atómicos: Cada elemento químico tiene su
correspondiente peso atómico, el cual es relativo y basado en
el peso atómico del oxigeno, al cual se le ha asignado el peso
atómico de 16,000. El átomo más liviano es el de Hidrógeno,
tiene un peso de 1,0080.

El concepto de peso atómico es fundamental, por que los
pesos en que dos o más elementos se combinan para formar
un compuesto determinado, son proporcionales a sus
respectivos pesos atómicos.
Valencia: Es la cifra que representa el numero de átomos de
hidrógeno (o su equivalente) que se combinaran con o serán
reemplazados por el átomo en cuestión. Así, se dice que el
Cloro es de valencia 1 por que un átomo de él combina con
uno de Hidrógeno para formar ácido clorhídrico. Como dos
átomos de hidrógeno se combinan con uno de oxigeno para
formar agua, decimos que el oxigeno tiene valencia 2 o que es
bivalente.
Pesos Moleculares: El peso molecular de un compuesto es
igual a la suma de los pesos atómicos de los átomos que lo
forman. El peso molecular del óxido de calcio (CaO) es de
56.08, por que el peso atómico del calcio es 40.08 y el del
oxigeno es de 16.000. el peso molecular del carbonato de
sodio (Na2CO3) es de 106.00 por que 2Na=45.99, C=12.01 y
3O=48.
45.99
12.01
48.00
106.00 PM del Na2CO3
Peso Equivalente: Es un numero que se obtiene dividiendo
el peso atómico de un elemento por su valencia, o el peso
molecular de un compuesto por el numero de hidrógenos del
ácido correspondiente o de oxidrilos en una base. Por
Ejemplo: El oxigeno de peso atómico 16 y valencia 2 tiene un
equivalente de:
16 = 8
2
El Aluminio de peso atómico 26.98 y valencia 3, tiene un
equivalente de:
26.98 = 8.99
3
El Carbonato de Sodio (NaCO3), de peso molecular 106 y
correspondiendo a un ácido con dos hidrógenos tendrá un
equivalente de:
106 = 53
2

El Hidróxido de Calcio (Ca(OH))2 de peso molecular de 74.10
y con 2 hidroxilos tendrá un equivalente de:
74.10 = 37.05
2
CAMBIOS QUE EXPERIMENTA LA MATERIA
La materia puede experimentar cambios químicosy cambios físicos.
En los cambios físicos la composición de la sustancia no se altera,
es decir, la sustancia retiene su identidad como por ejemplo:
cuando se hierve agua, el vapor formado siempre es de agua, no
ocurre nada más que un cambio físico.
En los cambios químicos la sustancia experimenta transformaciones
que la afectan en su composición,siempre se transforman en otra u
otras sustancias, como por ejemplo: cuando encendemos una vela,
las sustancias de que está constituida se van transformando en
anhídrido carbónico (CO2) y agua (H2O).
Los cambios químicos pueden clasificarse así:
i. Los compuestos pueden descomponerse en sus
elementos; por ejemplo: el cloruro de sodio puede
descomponerse pormedio de la corriente eléctrica en
sodio y cloro; muchos compuestos pueden
descomponerse en otros compuestos más sencillos,
por ejemplo: cuando se calcina la piedra caliza
(carbón de calcio) se descompone en cal viva (óxido
de calcio) y gas carbónico (anhídrido carbónico)
CaCO3  CaO + CO2
ii. Combinación: La combinación es el proceso inverso
a la descomposición; en él los elementos o los
descompuestos se unen para formar sustancias más
complejas, por ejemplo: si combinamos hidrógeno
con oxigeno obtenemos agua; si combinamos cal
viva con agua obtenemos cal apagada (hidróxido de
calcio).
CaO + H2O Ca(OH)2

iii. Desplazamiento: En una reacción de desplazamiento
un elemento toma el lugar de otro en el compuesto.
Si se hace pasar una corriente de cloro por una
solución de yoduro de potasio, el cloro se combina
con el potasio y desplaza al yodo.
KI + Cl KCl + I
iv. Doble Descomposición: En este tipo de reacción,
dos sustancias reaccionan para formar dos nuevas
sustancias distintas. Por ejemplo: el nitrato de plata
reacciona con el cloruro de sodio para formar cloruro
de plata y nitrato de sodio:
AgNO3 + NaCl AgCl + NaNO3
PROPORCIONES Y COMBINACIONES QUÍMICAS
En cualquier compuesto, los elementos siempre se combinan
guardando una relación constante y sencilla con los equivalentes
químicos de los elementos que forman este compuesto. Así, para
formar cloruros de sodio (NaCl), se combinaran 23 partes (gramos,
kilogramos, toneladas) de sodio con 35.46 partes de (gramos,
kilogramos, toneladas) cloro.
Ciertos elementos químicos poseen la propiedad de combinarse
con otro elemento en más de una proporción para formar diferentes
compuestos. Así, tenemos al hierro (Fe) que, en ciertas
condiciones actúa como bilavente y en otras como trivalente. Así,al
combinarse con el Cloro, puede formar cloruro ferroso (FeCl2) o
cloruro férrico (FeCl3)
Átomo-Gramo: Es una cantidad de u elemento igual a su
peso atómico tomado en gramos. El peso atómico del calcio
es: 40.08, por lo tango su átomo gramo es de 40.08 gr. de
Calcio.
Molécula-Gramo: Es una cantidad de una sustancia igual al
peso molecular tomado en gramos. El peso molecular del
carbonato de sodio es 106, por lo tanto su molécula-gramo
está constituida por 106 gr. de esa sal.

TABLA II
PESOS MOLECULARES Y EQUIVALENTES-GRAMOS DE
ALGUNOS COMPUESTOS USADOS EN LA QUÍMICA DEL
AGUA
Nombre Fórmula Peso
Molecular
Equivalente-
Gramo (gr.)
Ácido acético
Ácido carbónico
Ácido clorhídrico
Ácido fosfórico (orto)
Ácido molíbdico
Ácido nítrico
Ácido exálico
Ácido sulfhídrico
Ácido sulfúrico
Ácido sulfuroso
Hidróxido de aluminio
Sulfato de aluminio (crist)
Amoniaco
Hidróxido de amonio
Nitrato de amonio
Oxalato de amonio
Sulfato de amonio
Cloruro de bario
Sulfato de bario
Carbonato de calcio
Cloruro hipoclorito de calcio
(cal clorada)
Hidróxido de calcio (cal
apagada)
Hipoclorito de calcio
Sulfato de calcio
Dióxido de carbono
Sulfato de cobre
Sulfato de cobre (crist)
Cloruro férrico
Hidróxido férrico
Sulfato férrico (crist)
Carbonato ferroso
Hidróxido ferroso
Sulfato ferroso amónico
Sulfato ferroso (crist)
Anhídrido fosfórico
Carbonato de magnesio
Cloruro de magnesio
Hidróxido de magnesio
Nitrato de magnesio
Óxido de magnesio
Pirofosfato de magnesio
Sulfato de magnesio
Óxido de manganeso
Peróxido de manganeso
Sulfato de manganeso
Cloruro de plata
Nitrato de plata
Nitrato de plata
Cloruro de platino
CH3CCOH
N2CO3
HCl
H3PO4
H2MoO4
HNO3
H2C2O4
H2S
H2SO4
H2SO3
Al(OH)3
Al2(SO4)3·18H2O
NH3
NH4OH
NH4NO3
(NH4)2C2O4
(NH4)2SO4
BaCl2
BaSO4
CaCO3
CaOCl2
Ca(OH)2
Ca(OCl)2
CaSO4
CO2
CuSO4
CuSO4·5H2O
FeCl3
Fe(OH)3
Fe2(SO4)3·9H2O
FeCO3
Fe(OH)2
FeSO4·(NH4)2SO46H2
O
FeSO4·7H2O
P2O5
MgCO3
MgCl2
Mg(OH)2
Mg(NO3)2
MgO
Mg2P2O7
MgSO4
MnO
MnO2
MnSO4
AgCl
AgNO3
AgNO2
60.05
62.03
36.47
98.04
161.97
63.02
90.02
34.08
98.08
82.08
77.99
666.41
17.03
35.05
80.05
124.10
132.14
208.27
233.42
100.09
126.99
74.10
142.98
136.14
44.01
159.63
249.71
162.21
106.86
562.01
115.85
89.86
392.14
278.01
142.04
84.33
95.23
58.34
148.34
40.32
222.62
120.38
70.93
86.93
150.99
143.34
169.89
153.89
337.06
60.05
31.01
36.47
32.68
80.98
63.02
45.01
17.04
49.04
41.04
26.00
111.07
17.03
35.05
80.05
*62.05
66.07
104.13
116.71
50.04
*63.49
37.05
*35.74
68.07
22.00
79.81
124.85
54.07
35.62
93.67
57.92
44.93
193.07
139.00
23.67
42.16
47.61
29.17
74.17
20.16
55.67
60.19
35.46
43.46
75.49
143.34
169.89
153.89
84.26

Bicromato de potasio
Carbonato de potasio
Cloroplatinato de potasio
Cromato de potasio
Hidróxido de potasio (potasa
cáustica)
Nitrato de potasio
Permanganato de potasio
Tiocianato de potasio
Yoduro de potasio
Óxido de silicio (Sílice)
Bicarbonato de sodio
Bifosfato de sodio (mono)
Carbonato de sodio
Cloruro de sodio
Fosfato de sodio (Di)
Hexametafosfato de sodio
Hidróxido de sodio (soda
cáustica)
Hipoclorito de sodio
Nitrato de sodio
Oxalato de sodio
Solicato de sodio (meta)
Sulfato de sodio
Tiosulfato de sodio (crist)
PtCl4
K2Cr2O7
K2CO3
K2PtCl6
K2CrO4
KOH
KNO3
KMnO4
KSCN
KI
SiO2
NaHCO3
NaH2PO4
Na2CO3
NaCl
Na2HPO4
Na6(PO3)6
NaOH
NaOCl
NaNO3
Na2C2O4
Na2SiO3
Na2SO4
NaS2O3·5H2O
294.21
138.20
486.16
194.20
56.10
101.10
158.03
97.17
166.02
60.06
84.02
120.03
106.00
58.45
142.01
612.10
40.01
74.45
85.01
134.01
122.05
142.05
248.20
*49.03
69.10
243.08
97.20
56.10
101.10
*31.61
97.17
116.02
84.02
60.01
53.00
58.45
71.00
102.01
40.01
*37.22
85.01
67.00
61.02
71.02
*248.20
Los equivalente-gramo marcados con *, son las reacciones de oxidación-reducción.
Equivalente-gramo: Es una cantidad de una sustancia igual
a su equivalente químico tomado en gramos, por ejemplo: el
equivalente químico del oxigeno es 8, su equivalente gramo
es 8 g. El equivalente químico del carbonato de sodio es 53,
el equivalente-gramo será 53 gr. de este compuesto. El
equivalente químico del ácido sulfúrico es de 49.04, su
equivalente-gramo lo formará 49.04 gr. de esta sustancia.
Miliequivalente-gramo: Es igual a la milésima parte del
equivalente-gramo.
SOLUCIONES
SOLUCIÓN NORMAL: Es aquella que contiene un equivalente-
gramo por litro de solución. Por ejemplo: una solución de 1 N
(normal) de ácido clorhídrico contiene en cada litro 36.47 g. de HCl
(un equivalente-gramo de cloruro de hidrógeno); una solución
normal de hidróxido de sodio contiene en cada litro 40.01 g. de
NaOH (hidróxido de sodio). De la misma definición se deduce que
un volumen de ácido normal se neutralizará con un volumen igual
de una solución alcalina normal. Así, por ejemplo: 35.4 ml de
solución normal de hidróxido de sodio.

Para el trabajo corriente en el laboratorio se preparan soluciones de
normalidad fraccionada; así por ejemplo: hay soluciones 0.1 N
(N/10, decimonormal), solución 0.02 N (N/50 quincuagésimo
normal), etc., de ácidos, bases o sales. Una solución 0.02 N de
ácido sulfúrico contendrá:
0.02 x 49.04 = 0.9808 g. de H2SO4 por litro
SOLUCIÓN MOLAR: Es aquella que contiene por litro, una
molécula-gramo de sustancia, por ejemplo; una solución molar de
carbonato de sodio contendrá 106.00 g. de Na2CO3 por litro.
PREPARACIÓN DE LA SOLUCIÓN NORMAL DE ÁCIDO
SULFÚRICO: El equivalente-gramo del H2SO4 = 4904 g.
El ácido sulfúrico puro corriente usado en los laboratorios es de una
concentración de 96% (en peso), lo cual corresponde a un peso
especifico de 1.84. conociendo estos datos (que generalmente
vienen impresos en la etiqueta del frasco),procedemos a calcular el
volumen del ácido a mano que debemos medir para obtener un litro
de solución un poco mas fuerte que la normal.
Si 100 g. de éste ácido contiene 96 g. de H2SO4, para tener los
49.04 g. que se necesitan:
49.04 = 51.08 g.
0.96
pero como es más fácil medir el ácido que pesarlo, calculamos el
volumen correspondiente:
Volumen = Peso = 51.08 = 27.76 ml del ácido
Peso Esp. 1.84
Como es conveniente que la solución quede más bien ligeramente
fuerte que débil, tomamos 30 ml, los cuales se diluyen vertiéndolos
cuidadosamente en más o menos 100 ml de agua destilada (al
manejar ácidos o bases o en general sustancias químicas, debe
tenerse gran cuidado y protegerse principalmente los ojos), como la

solución se calienta, debe enfriarse, luego se diluye con agua
destilada en un balón aforado de un litro.
Valoración de la solución: Una vez preparada la solución
aproximadamente normal, se procede a valorarla utilizando
como base carbonato de sodio purísimo, con el cual se
determina exactamente la normalidad. Se procede del modo
siguiente:
a. Se toma carbonato de sodio químicamente puro, se pone
en una cápsula, se tapa con un vidrio de reloj y se deseca
a 120 ºC durante una hora. Se deja enfriar en el desecador
y se traslada a un frasco de pesadas.
b. Se pesan tres porciones de aproximadamente 1 g. del
carbonato de sodio y se colocan en sendos erlenmeyeres
de 250 ml y se les añade unos 50 ml de agua destilada a
cada uno.
c. Póngase el ácido que se va a valorar en una bureta de 50
ml y usando como indicador anaranjado de metilo,
agréguese ácido a cada una de las tres muestras hasta
que el color del anaranjado sea apenas diferente al que
tenga una cantidad igual puesta en agua destilada.
Calcúlese la normalidad así:
Normalidad = gramos de Na2CO3 x 1.000
ml de ácido usados x equivalente-gramo del
Na2CO3
EJEMPLO:
Pesos de carbonato de sodio:
1) 2) 3)
15,1375 g 14,0231 g 13,0126 g
14,0231 g 13,0126 g 12,0215 g
1,1144 g 1,0105 g 0,9911 g
Titulaciones:
1) 2) 3)
20,75 ml 39,55 ml 18,35 ml
0,00 20,75 ml - 0,00
20,75 ml 18,80 ml 18,35 ml

Cálculo de normalidades:
1) 1,1144 x 1.000 = 1,0133 N
20,75 x 53
2) 1,0105 x 1.000 = 1,0141 N
18.8 x 53
3) 0,9911 x 1.000 = 1,0191 N
18,35 x 53
Tomando el promedio, tendríamos una normalidad de 1,0155.
Otra manera de calcular la normalidad:
a. Dividimos los pesos del carbonato de sodio entre el
miliequivalente de esa sustancia:
1) 2) 3)
1,1144 = 21,026 19,066 = 19,066 0,9911 = 18,700
0,0530 0,0530 0,0530
Los cocientes expresan los volúmenes en ml que se
necesitan de solución normal de ácido para neutralizar esas
cantidades de carbonato de sodio.
b. Como no se ha consumido esos volúmenes sino otros, eso
indica que la solución no es normal, y como el volumen
consumido es inversamente proporcional a la normalidad,
ésta se obtendrá dividiendo el numero de ml que tenía que
haberse gastado, si la solución fuera normal, entre el
numero de ml que se gastaron con la solución en cuestión:
1) 2) 3)
21,026 = 1,0133 19,066 = 1,0141 18,700 = 1,0191
20,75 18,8 18,35
Factor de Normalidad: Es un numero que se obtiene
dividiendo la normalidad de una solución entre la normalidad
deseada
Por ejemplo: Supongamos que deseamos tener una solución
0,02 N (N/50 N) y al prepararla nos resulta con una
normalidad de 0.0205, entonces podemos decir que esa
solución es una solución quincuagésima normal con un factor
de normalidad de:

0.0205 = 1.025
0.02
Este numero sirve para corregir los volúmenes que se
obtengan al hacer una titulación con esa solución y
transformarlos en volúmenes de solución quincuagésimo
normal; para hacer eso, lo único que hay que hacer es
multiplicar el volumen obtenido en la titulación con esa
solución por el factor normalidad. Por ejemplo: supongamos
que hemos hecho una titulación con esa solución y hemos
gastado 35.4 ml:
35,4 x 1,025 = 36,3
que serán ml de solución quincuagésimo normal, o sea el
volumen obtenido si hubiéramos usado en esa titulación
solución quincuagésima normal exacta.
Ajuste de la Solución a la normalidad deseada: En lugar
calcular un factorde normalidad, es siempre más conveniente
ajustar las soluciones a la normalidad exacta; esto se puede
hacer con facilidad cuando las soluciones son un poco más
concentradas que la normalidad que se desea.
Para hacer esto se aplica la fórmula siguiente:
Normalidad deseada x su volumen = Normalidad original x su
Volumen
Por ejemplo:Supongamos que a partir de la solución de ácido
sulfúrico del ejemplo, primero queremos preparar un litro de
solución exactamente normal, tendríamos:
1 x 1,000 = 1,0155 x volumen a diluir
1.000 x 1 = 985 ml
1,0155
Entonces tomamos exactamente 985 ml del ácido 1,0155 N.
Los ponemos en un balón aforado de 1000 ml y ajustamos
hasta la raya del aforo.
Preparación de una Solución de cualquier otra
normalidad: En la misma que hemos preparado una solución

1 N a partir de una 1,0155 N, podemos preparar una 0.02 N a
partir de la normal o de la 1.0155 N.
Si queremos preparar un litro de solución 0.02 N a partir de la
normal o de la 1.0155 N.
Si queremos preparar un litro de solución 0.02 N a partir de la
1.0155 N, aplicando la formula que se dio anteriormente,
tendremos:
1,000 x 0.02 = 19,7 ml
1,0155
Entonces tomamos 19,7 ml de la solución 1,0155,lo ponemos
en un balón aforado a 1000 ml y ajustamos hasta la raya del
aforo.
En estos casos, como en cualquier otro, es conveniente, una
vez que tenga la solución terminada, controlarla, valorándola
contra otra de normalidad conocida y cercana a la que esta
preparando.
EJERCICIOS DE RECAPITULACIÓN
1. Una fiola de 150 ml que sigue las normas del National
Bureau ofStandard,tiene un error absoluto de 0.05 ml.
¿Cuál es el error relativo de la fiola?
Solución:
r = e x 100
M
r = 0.05 x 100
150
r = 0.0333%
Rpta: 0.0333%
2. ¿Qué volumen de una solución 0.5 N de KOH, se
necesita para neutralizar sin exceso 2 litros de una
solución 2 molar de H3PO4?

Solución:
a. Pesos Atómicos: K = 39.1 y P = 30.97
b. Peso Molecular del H3PO4:
H3 = 3.00
P = 30.97
O4 = 64.00
Pm = 97.97
c. Dos molar = 2 x 97.97 = 195.94 gramos/litro
d. 1 N de H3PO4 97.97 gramos/litro
3
x 195.94 gramos/litro
xx == 66 NN
e. V x N = V1
x N1
V x 0.55 = 2 x 6
V = 12 = 120 = 24 litros
0.5 5
Rpta: 24 litros
3. Una solución de NaOH, contiene 30 gramos de esta
sustanciaen 600 ml. Si en una valoración 20 cc de la
solución mencionada son neutralizadas por 30 cc de
una solución de HNO3 de concentración desconocida,
calcule:
a. ¿Cuál es la normalidad de la solución dada?
b. ¿Qué peso de HNO3 contienen 300 cc de dicha
solución? (Peso Atómico del Na es 23 y del N es
14)
Solución:

a. Peso Molecular del NaOH:
Pm de NaOH = 23 + 16 + 1 = 40 gramos
b. Si 30 gramos de NaOH hay en 600 ml
En x gramos de NaOH hay 1000 ml
x = 50 gramos
c. Si 40 gramos NaOH 1 N
En 50 gramos NaOH x
Nb = 1.25 = 5
4
d. Vb x Nb = Va x Na
20 x 5 = 30 x Na
4
Nácido = 5 = 0.833
6
e. Pm del HNO3 es igual a:
Pm = 1 + 14 + 48 = 63
f. 1 N 63 gramos NO3
0.833 x
x = 63 x 0.833 = 52.50 gramos de HNO3 por litro.
g. Si 52.50 gramos HNO3 1000 ml
x 300 ml
x = 15.75 gramos.
Rpta: Na = 0.833
Peso HNO3 = 15.75 gramos
4. Se valoran 14 cm3
de una base con 20 cm3
de un ácido
del que 100 cc reaccionan exactamente con 25 cc de
otra base 2 N. ¿Qué normalidad tiene la primera
base?

Solución:
a. Se tiene N1 x V1 = N2 x V2
De acuerdo a estos:
Nb x Vb = Na x Va
2 x 0.025 = Nácido x 0.1
Nácido = 2 x 0.025 = 0.5
0.1
b. Luego:
Na x Va = Nb x Vb
Nb = 0.71
Rpta: Normalidad Base 0.71
5. Un ácido Nítrico concentrado, de densidad 1.405
gramos/cm3
, contiene 68.1% en peso de HNO3.
Calcular la molaridad y la normalidad de éste ácido.
Solución:
a. Cálculo de la molaridad:
Peso de un litro de disolución:
1.405 gr/cc x 1,000 cc = 1,405 gramos.
Peso del HNO3 por litro de disolución:
Si en 100 gr. de disolución hay 68.1 gr. de HNO3
En 1405 gr. habrá x gr. de HNO3
x = 60.1 x 1405 = 956.5 gramos de HNO3
100
M = Numero gramos por litro
Peso Molecular gramo
M = 956.5 gramos HNO3/litro disolución
63.2 gramos HNO3/mol HNO3

M = 15.18 moles HNO3/litro
b. Cálculo de la Normalidad:
Como una mol de HNO3 es igual a un equivalente-
gramo de HNO3, la normalidad es igual a la
molaridad.
Estos es:
N = 15.18 equivalente-gramo HNO3 por litro de
disolución.
Rpta: Molaridad: 15.18
Normalidad: 15.18
6. Durante una valoración se emplean 15 ml de una
solución de KOH para neutralizar completamente 20
ml de una solución de H2SO4 de concentración
desconocida. Si se sabe que la solución de KOH
contiene 0.42 gramos de ésta sustancia en 10 ml de
solución, diga:
a. ¿Cuál es la normalidad de la solución ácida?
b. ¿Qué peso de H2SO4 contiene 250 ml de dicha
solución? (Peso Atómico del S es 32).
Solución:
a. Se calcula la Normalidad de la base:
Luego: 56.1 gramos KOH/litro 1 N
42.0 gramos KOH/litro x
x = 42 = 1.16
36.1
b. Si Vb x Nb = Va x Na
15 x 42 = 20 x Na
56
Na = 15 x 42 = 0.561
20 x 56.1

Normalidad del ácido = 0.561
c. Peq NaSO4 = 98 = 49 gramos/litro
2
1 N de H2SO4 49 gr/lt.
0.561 N de H2SO4 x
x = 27.489 gramos/litro
d. Si 27.489 gr. 1000 ml
x 250 ml
x = 6.87 gramos de H2SO4 en 250 ml solución
Rpta: 1. Normalidad del ácido: 0.561
2. 6.87 gramos H2SO4 en 250 ml de solución.

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