El agua destilada está compuesta por dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno, cuya molécula se representa químicamente por la fórmula H2O.
El agua, de fórmula química H2O, es una sustancia química, inorgánica y polar. El agua pura a temperatura ambiente es un líquido transparente, insípido, inodoro y casi incoloro (aparte de un matiz azul inherente, no apreciable en pequeñas cantidades).
Su fórmula química, H2O, indica que cada una de sus moléculas contiene un átomo de oxígeno y dos de hidrógeno, unidos por enlaces covalentes.
Qué significa la concentración molar del agua destilada
La concentración molar, o molaridad, expresa la cantidad de sustancia en moles por litro de solución y se representa mediante la unidad mol/L o M.
En el caso del agua destilada, la concentración molar puede referirse a dos magnitudes diferentes: la concentración molar total de moléculas de H2O y la concentración molar de los iones producidos por su autoionización.
Cuando se habla de la concentración molar del agua destilada como sustancia pura, normalmente se calcula cuántos moles de H2O hay en un litro de agua.
Cálculo de la molaridad del H2O puro
La densidad máxima del agua es 1,00000 gramos por centímetro cúbico (g/cm3) a 3,98 °C.
Para realizar un cálculo aproximado a temperatura ambiente, puede considerarse que un litro de agua tiene una masa cercana a 1000 gramos.
La masa molar del agua se obtiene sumando las masas atómicas de sus dos átomos de hidrógeno y su átomo de oxígeno:
| Componente | Cantidad de átomos | Masa aproximada |
|---|---|---|
| Hidrógeno | 2 | 2,016 g/mol |
| Oxígeno | 1 | 15,999 g/mol |
| Agua H2O | 1 molécula | 18,015 g/mol |
La molaridad se calcula mediante la relación:
Molaridad = moles de soluto / volumen de solución en litros
Los moles de agua contenidos en un litro se calculan dividiendo la masa entre la masa molar:
moles de H2O = 1000 g / 18,015 g/mol
El resultado es aproximadamente 55,5 moles de agua por litro.
Por tanto, la concentración molar aproximada del agua destilada pura es:
[H2O] ≈ 55,5 mol/L
Esta concentración corresponde a las moléculas de agua presentes en el líquido y no debe confundirse con la concentración de los iones H3O+ y OH−.
Autoionización del agua destilada
Debido a la alta polaridad de las moléculas de agua, se forman puentes de hidrógeno entre ellas y, como consecuencia, una molécula de agua tiene la capacidad de ceder un protón a una molécula vecina y esto hace que la molécula que cedió su protón tenga una carga neta negativa y la molécula de agua que lo acepta tenga una carga positiva.
Esto indica que el agua está ionizada, ya que actúa como ácido al donar protones (H+), también llamados iones de hidrógeno, y como base al aceptarlos, según la teoría de Brønsted y Lowry.
Así, el agua puede encontrarse en dos especies iónicas: el hidronio (H3O+), una molécula de agua que acepta un protón y funciona como ácido, y el hidroxilo OH-, que es la especie que queda cuando la molécula de agua cede su protón, y que funciona como base, ya que puede aceptar protones.
El ion hidronio (H3O+ ) se simplifica como H+ (ion hidrógeno o protón).
La disociación del agua es una reacción de equilibrio.
Esto significa que la velocidad de la reacción directa es igual a la velocidad de la reacción inversa y que la concentración de los reactivos y los productos no cambia en el equilibrio.
La reacción puede representarse de la siguiente manera:
H2O ⇌ H+ + OH−
De forma más precisa, la transferencia de protones se expresa como:
2 H2O ⇌ H3O+ + OH−
Concentración molar de H+ y OH− en agua destilada
Cuando el agua líquida pura está en equilibrio con los iones hidrógeno e hidróxido a 25 °C, la concentración molar de OH- representada como [OH-] es igual a la concentración molar de H3O+ en el agua pura, es decir, [H3O+] = [OH-] = 10-7 M, donde M está en moles/litro o lo que es lo mismo, [H+] = [OH-] = 1,0 × 10-7 mol/L.
| Especie química | Concentración a 25 °C |
|---|---|
| H3O+ o H+ | 1,0 × 10-7 mol/L |
| OH− | 1,0 × 10-7 mol/L |
| H2O molecular | Aproximadamente 55,5 mol/L |
La constante de disociación del agua se indica Kw = [H+] [OH-] = 1,0 · 10-14.
Al sustituir las concentraciones del agua pura en la expresión de Kw:
Kw = (1,0 × 10−7)(1,0 × 10−7) = 1,0 × 10−14
Cualquier solución en la que las concentraciones de H+ y OH- sean iguales se considera una solución neutra (pH = 7).
El agua completamente pura es neutra, aunque incluso pequeñas cantidades de impurezas pueden afectar a estas concentraciones de iones y el agua dejaría de ser neutra.
El Kw es sensible a la presión y a la temperatura, aumentando cuando alguna de ellas aumenta.
Relación entre molaridad, pH y pureza
La concentración molar total del agua, cercana a 55,5 mol/L, representa la cantidad de moléculas de H2O existentes en el líquido.
La concentración molar de los iones H+ y OH− es mucho menor: a 25 °C, cada una es igual a 1,0 × 10−7 mol/L.
Por ello, el hecho de que el agua destilada tenga una concentración aproximada de 55,5 M no significa que sea una solución fuertemente ácida o básica.
La neutralidad depende de la igualdad entre las concentraciones de H+ y OH−, mientras que la molaridad del agua pura depende de la cantidad total de moléculas de H2O por unidad de volumen.
El agua pura a temperatura ambiente es un líquido transparente, insípido, inodoro y casi incoloro (aparte de un matiz azul inherente, no apreciable en pequeñas cantidades).
Cómo se obtiene el agua destilada
El componente líquido ha sido sometido a un proceso de destilación en el que se han eliminado las impurezas e iones del agua de origen.
La naturaleza nos da el mejor ejemplo.
Por efecto del sol el agua contenida en la superficie terrestre (lagos, ríos y mares, entre otros) sufre un proceso de evaporación al aumentar la temperatura.
Luego, a causa del frío en la atmósfera, vuelve a caer en forma de lluvia, nieve o rocío.
Este proceso de evaporación y posterior condensación del vapor es el denominado destilación.
Este tiene mucho que ver con la purificación y limpieza del agua.
Por eso, cuando oímos hablar de agua destilada nos referimos a la obtenida mediante imitación de este proceso natural.
El agua se evapora mediante una fuente de calor, y luego se condensa con aplicación de frío.
Ya sabemos qué es exactamente el agua destilada: es la obtenida mediante el proceso de destilación (evaporación, y posterior recolección del agua condensada).
Este proceso sirve para desproveer al agua de sales minerales, electrolitos, microorganismos y posibles sustancias dañinas disueltas en ella.
Debe tomarse en cuenta que en ocasiones el agua puede tener contaminantes volátiles que luego también se vuelven a condensar.
Agua destilada, agua purificada y agua potable
El agua usada en los laboratorios, mal denominada agua “destilada”, es en realidad agua “purificada” en la que, en mayor o menor grado, se han eliminado diferentes impurezas, tanto orgánicas como inorgánicas.
La destilación elimina la mayor parte de sales, minerales, partículas y numerosos contaminantes.
En relación con el agua dulce, ésta llega a las plantas desde fuentes naturales, donde es tratada previamente antes de ser consumida en los hogares.
Como su nombre lo indica, tiene disuelta muy baja concentración de sales.
El agua potable es la que se considera más apta para el consumo humano y de animales.
Se obtiene mediante procesos de purificación tales como la cloración y ozonificación, entre otros.
La idea es mantener el cuerpo hidratado -beber agua destilada no es lo mismo que beber agua potable- y minimizar el riesgo de contraer enfermedades.
Es posible que contenga residuos físicos del material de las tuberías, así como remanentes de fango provenientes de las plantas de tratamiento.
Por eso conviene tener en casa filtros de ozono y carbón.
El agua dura se reconoce por su gran dificultad para disolver el jabón.
Contiene un nivel muy alto de sales, especialmente de calcio y magnesio; por lo que también se la denomina agua calcárea.
| Tipo de agua | Características principales |
|---|---|
| Agua destilada | Se obtiene mediante evaporación y condensación; contiene una cantidad muy reducida de sales e iones. |
| Agua purificada | Ha sido sometida a uno o varios procesos para eliminar impurezas orgánicas e inorgánicas. |
| Agua potable | Se considera apta para el consumo humano y de animales. |
| Agua dura | Contiene un nivel muy alto de sales, especialmente de calcio y magnesio. |
Propiedades químicas y físicas del agua
La denominación "agua" es también el nombre del estado líquido del H2O (entre 0°C y 100°C) a temperatura y presión estándar.
El agua es una de las pocas sustancias en la Tierra que existe de forma natural en los tres estados de la materia, o estados de agregación, sólido (hielo), líquido ("agua") y gaseoso (vapor de agua).
Es el principal constituyente de la hidrosfera terrestre y de los fluidos de todos los organismos vivos conocidos.
El agua es necesaria para la subsistencia de cualquier forma de vida, a pesar de no aportar, de por sí, ni alimento, ni energía, ni micronutrientes orgánicos.
El punto de fusión del agua es la temperatura a la que pasa de hielo sólido a agua líquida.
La fase sólida y líquida del agua están en equilibrio a esta temperatura.
El punto de fusión depende ligeramente de la presión, por lo que no hay una única temperatura que pueda considerarse el punto de fusión del agua.
Sin embargo, a efectos prácticos, el punto de fusión del hielo de agua pura a 1 atmósfera de presión se aproxima mucho a los 0 °C, que son 32 °F o 273,15 K.
El punto de fusión y el punto de congelación del agua son idealmente iguales, especialmente si hay burbujas de gas en el agua, pero si el agua no tiene puntos de nucleación, el agua puede sobreenfriarse hasta -42 °C (-43,6 °F, 231 K) antes de congelarse.
Así que, en algunos casos, el punto de fusión del agua es considerablemente mayor que su punto de congelación.
El punto de ebullición del agua es de 100 °C o 212 °F a 1 atmósfera de presión (nivel del mar).
Sin embargo, este valor no es constante.
El punto de ebullición del agua depende de la presión atmosférica, que cambia según la altitud.
El agua hierve a una temperatura más baja a medida que se gana altitud (por ejemplo, subiendo a una montaña), y hierve a una temperatura más alta si se aumenta la presión atmosférica (a nivel del mar o por debajo).
El punto de ebullición del agua también depende de su pureza.
El agua que contiene impurezas (como el agua salada) hierve a una temperatura más alta que el agua pura.
Polaridad, enlaces de hidrógeno y capacidad disolvente
El agua (H2O) tiene una estructura molecular simple, contiene un átomo de oxígeno y dos de hidrógeno.
Cada átomo de hidrógeno se encuentra unido al oxígeno mediante un enlace covalente.
El átomo de oxígeno es muy electronegativo, es decir, atrae los electrones compartidos del enlace covalente con mucha más fuerza que el hidrógeno, generando un exceso de carga negativa del lado del oxígeno, y de carga positiva del lado del hidrógeno.
La distribución asimétrica de la densidad electrónica crea un momento dipolar eléctrico, y las moléculas de agua pueden tener fuertes interacciones electrostáticas con otras moléculas polares o átomos cargados.
El elevado momento dipolar del agua y su facilidad para formar "enlaces de hidrógeno" entre sí y con otras moléculas, hacen que el agua sea un excelente disolvente.
El agua disuelve casi todas las sustancias, salvo las “hidrofóbicas” (grasas y aceites).
En particular, es un excelente solvente para los solutos polares e iónicos, que tienen gran afinidad con el agua: sales, azúcares, ácidos, álcalis y algunos gases (como el oxígeno o el dióxido de carbono).
El agua es un disolvente inorgánico, polar y prótico.
Es decir, no contiene carbono (es inorgánico); la molécula presenta un polo positivo y otro negativo separados por una cierta distancia, hay un dipolo permanente (es polar); la molécula dona fácilmente protones a los solutos (es prótico).
Es el disolvente más importante, esencial para los seres vivos, y el líquido que más sustancias disuelve.
Los átomos de hidrógeno no sólo están unidos covalentemente a sus átomos de oxígeno, sino que también son atraídos hacia otros átomos de oxígeno cercanos.
Una molécula o ión es soluble en agua si puede interaccionar con las moléculas del agua mediante enlaces de hidrógeno (también llamados enlaces por puentes de hidrógeno) o interacciones del tipo ión-dipolo.
El agua debe su superioridad como disolvente de sustancias iónicas no solamente a su polaridad y a su elevada constante dieléctrica sino también a su poder de solvatación (capacidad para formar enlaces fuertes con los iones disueltos).
El enlace de hidrógeno o enlace por puente de hidrógeno es un tipo especial de interacción dipolo-dipolo fuerte.
En este tipo de enlace, el hidrógeno unido a un átomo electronegativo (el oxígeno en el caso del agua) es altamente electropositivo.
Este hidrógeno puede combinarse fácilmente con el extremo negativo de una molécula polar o con moléculas con un par solitario de electrones.
Por lo tanto, el enlace de hidrógeno se forma entre las moléculas de las mismas sustancias, entre las moléculas de diferentes sustancias o entre los dos átomos de la misma molécula.
La interacción de un soluto con un solvente conduce a la estabilización (disolución) de las especies del soluto en la solución.
Las sustancias que tienden a interactuar o disolverse con aguas se clasifican como hidrófilas.
Una sustancia hidrófila es polar y suele contener grupos O-H o N-H que pueden formar enlaces de hidrógeno con el agua.
Por ejemplo, la glucosa, con sus cinco grupos O-H, es hidrófila.
Por el contrario, una sustancia hidrofóbica, es decir que repele el agua, tiende a ser no polar y, por tanto, prefiere otras moléculas neutras y disolventes no polares.
Como las moléculas de agua son polares, los hidrófobos no se disuelven bien en agua.
Ejemplos de moléculas hidrofóbicas son los alcanos, los aceites, las grasas y las sustancias grasas en general.
El término hidrofóbico se utiliza a menudo indistintamente con lipofílico, sustancia que tiene afinidad por los lípidos o grasas.
Sin embargo, ambos términos no son sinónimos.
Aunque las sustancias hidrofóbicas suelen ser lipofílicas, hay excepciones, como las siliconas y los fluorocarburos.
Conductividad eléctrica del agua destilada
Otra de las propiedades de las que carece, con respecto al agua de consumo diario, es la de ser buena conductora de la electricidad.
La baja concentración de sales y electrolitos explica su baja conductividad eléctrica en comparación con el agua que contiene sustancias iónicas disueltas.
La presencia de sales minerales, metales, microorganismos o materia orgánica en el agua de red puede alterar reacciones químicas, contaminar muestras o introducir errores en las mediciones.
Sin embargo, la ausencia de impurezas no implica que el agua destilada no pueda contener absolutamente ninguna especie iónica, porque la propia molécula de H2O participa en un equilibrio de autoionización.
Usos del agua destilada
Hemos conocido a grandes rasgos el proceso para obtener agua destilada.
Está limpia de electrolitos, sales minerales, microorganismos y otras sustancias contaminantes (en su composición entran solamente el oxígeno y el hidrógeno).
Esto le da un aspecto muy transparente.
Su pureza la convierte en una solución ideal para el sector industrial, centros hospitalarios, laboratorios, cosmética, hogares y lugares similares.
Los métodos caseros para destilar el agua no garantizan este nivel de pureza absoluto y necesario.
En lo positivo, el agua destilada sirve como reactivo químico, como disolvente y en la medicina se usa para casi todo.
El agua es utilizada ampliamente en laboratorios de todo tipo, en procesos industriales, para usos domésticos, en agricultura, como fuente de energía, como medio para navegación y transporte, etc.
Aparte de su uso como bebida e higiene, es un excelente disolvente para una gran variedad de sustancias tanto minerales como orgánicas.
Las moléculas de cualquier disolvente ejercen su acción al interaccionar con las de soluto dando lugar a una mezcla homogénea (disolución).
Aplicaciones en el laboratorio
El agua es el reactivo más importante dentro del laboratorio y está presente en la mayoría de los procesos y soluciones que se utilizan en el laboratorio.
El agua utilizada en un laboratorio no debe entenderse únicamente como un disolvente, sino como un reactivo que puede afectar al resultado de un ensayo.
La pureza y la calidad del agua usada con fines analíticos tiene una gran repercusión en la fiabilidad y exactitud de los resultados analíticos.
Para obtener agua con la calidad deseada se utilizan distintos métodos como destilación, ultrafiltración, ósmosis inversa, desionización, etc., además de combinaciones entre las técnicas, con el objetivo de transformar el agua común en un reactivo para el laboratorio.
Disponer de agua con la calidad correcta en los laboratorios precisa de una tecnología de purificación avanzada y de un control estricto de las impurezas y de los parámetros que puedan afectar a cada determinación.
Los análisis de alta sensibilidad dependen en gran medida de la alta pureza del agua.
Diferentes organismos normalizadores como ISO (International Organization for Standardization), ACS (American Chemical Society), ASTM (American Society for Testing and Materials), Standard Methods for Analysis of Water and Wastewaters etc., definen las especificaciones del agua usada en los laboratorios analíticos, por ejemplo en la norma ISO 3696 (agua para uso en análisis de laboratorio) o la ASTM D1193 (especificación estándar del agua como reactivo).
Del mismo modo, las farmacopeas, como la farmacopea europea (EP o Ph. Eur.
Algunas de sus aplicaciones van desde el lavado de material y equipos, la preparación de muestras, diluciones, patrones, soluciones volumétricas, soluciones tampón, medios de cultivo, eluyentes, preparación de reactivos en general, hasta para el uso de técnicas de alta sensibilidad como ICP-MS (espectrometría de masas con fuente de plasma acoplado inductivamente), ICP-OES (espectrometría de emisión óptica con plasma acoplado inductivamente), espectrometría de absorción atómica (AA), espectrofotometría UV/VIS, técnicas cromatográficas como HPLC (cromatografía líquida de alto rendimiento), UHPLC (cromatografía líquida de ultra alto rendimiento), LC-MS (cromatografía líquida/espectrometría de masas), GC-MS (cromatografía de gases/espectrometría de masas).
La cromatografía es actualmente el principal método utilizado para la separación de mezclas de especies químicas estrechamente relacionadas entre si.
Se puede emplear para identificación cualitativa y determinación cuantitativa de las especies separadas.
Las diferentes técnicas cromatográficas tienen un papel relevante, entre otros, en la conservación del medio ambiente para el análisis y control de contaminantes en aguas potables, aguas residuales, suelos, lodos de depuradora, muestras de aire, etc.
Algunos de estos contaminantes son hidrocarburos poliaromáticos (PAH), compuestos orgánicos volátiles (VOC), compuestos orgánicos persistentes (COP), bifenilos policlorados o policlorobifenilos (PCB), dioxinas, furanos, plaguicidas en general (insecticidas, herbicidas, fungicidas...), pesticidas organoclorados y organofosforados, nitritos, aminas, fenoles, etc.
Se utiliza también para aplicaciones en biología molecular, electroquímica, electroforesis, cultivo de tejidos, etc.
Grados de pureza según la aplicación
Debido a sus múltiples aplicaciones, es de vital importancia elegir el agua con el grado de calidad apropiado para obtener resultados de alta calidad, fiables y precisos.
Existen diferentes grados de pureza y calidad del agua dependiendo del tipo de análisis, la técnica empleada o la aplicación.
Elegir el agua con el grado de calidad apropiado es de vital importancia en cualquier laboratorio, para obtener resultados analíticos de alta calidad, fiables y precisos.
| Aplicación | Agua indicada |
|---|---|
| Producción de fármacos orales, limpieza de equipos o elaboración de productos cosméticos | Agua purificada (BP, Ph. |
| Equipos UHPLC | Agua para UHPLC Supergradiente |
Agua para UHPLC Supergradiente --> Apropiada para uso en equipos UHPLC.
Esta técnica proporciona un análisis más rápido que el HPLC, una mejor sensibilidad y mayor resolución.
Se requieren disolventes con una alta transparencia a longitudes de onda bajas y una máxima estabilidad de línea de base.
Especificaciones de pureza
Cumple especificaciones Agua Clase 2 según ISO:3696:1987.
Temperatura ambiente.
pH: 5-8
Límite máximo de impurezas ABS en agua, 1 cm λ 254 nm: 0,01
Residuo fijo: 0,0001 %
Resistencia al KMnO4: Conforme ensayo
Residuo de calcinación: 0,0002 %
Cloruro (Cl): 0,00001%
Amonio (NH4): 0,000001%
Fosfato (PO4): 0,000005 %
Sulfato (SO4): 0,0001%
Silicato SiO2: 0,000001%
Conductancia específica a 25°C (Determinada durante el proceso de fabricación): 2,0x10-6ohm-1cm-1
Nitrato (NO3): 0,00002%
Metales pesados (en Pb): 0,000001%
| Metal | Concentración en mg/Kg (ppm) |
|---|---|
| Ag | 0,01 |
| Al | 0,02 |
| As | 0,05 |
| Au | 0,01 |
| B | 0,01 |
| Ba | 0,01 |
| Be | 0,02 |
| Bi | 0,01 |
| Ca | 0,1 |
| Cd | 0,01 |
| Co | 0,01 |
| Cr | 0,01 |
| Cu | 0,01 |
| Fe | 0,01 |
| Ga | 0,01 |
| Ge | 0,01 |
| Hg | 0,05 |
| In | 0,01 |
| K | 0,05 |
| Li | 0,02 |
| Mg | 0,05 |
| Mn | 0,01 |
| Mo | 0,01 |
| Na | 0,1 |
| Ni | 0,01 |
| Pb | 0,01 |
| Pt | 0,01 |
| Sb | 0,01 |
| Se | 0,01 |
| Sn | 0,01 |
| Sr | 0,05 |
| Ti | 0,01 |
| Tl | 0,01 |
| V | 0,01 |
| Zn | 0,05 |
| Zr | 0,01 |
Limitaciones del agua destilada
En contra, podríamos decir que el proceso de destilado es, a nivel energético, muy costoso y poco económico.
Debe tomarse en cuenta que en ocasiones el agua puede tener contaminantes volátiles que luego también se vuelven a condensar.
Los métodos caseros para destilar el agua no garantizan este nivel de pureza absoluto y necesario.
Por último, cabe mencionar que no se recomienda especialmente beber agua destilada.
Frecuencia de destilación y control de calidad
El agua destilada es uno de los reactivos más importantes en cualquier laboratorio.
En Pobel disponemos de una amplia gama de destiladores de laboratorio y accesorios para la producción de agua destilada adaptados a diferentes necesidades de capacidad y grado de pureza.
La frecuencia depende del uso y de la dureza del agua de alimentación.
No. Dependerá de la aplicación.
El agua destilada es mucho más que un simple disolvente.
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