Químicamente, el agua se encuentra formada por dos átomos de hidrógeno y un átomo de oxígeno unidos mediante enlace covalente, el cual es un tipo de unión que se da entre átomos no metálicos en donde se comparten uno o más pares de electrones.

H-O-H

Debido a la mayor atracción electrónica por parte del núcleo del átomo de O₂, los electrones compartidos pasan más tiempo en torno a éste que a los átomos de H₂. Por esta razón, la zona cercana al átomo de O₂ posee una densidad de carga electrónica alta, y la zona cercana correspondiente a cada átomo de H₂ presenta una densidad de carga electrónica baja, que es lo mismo que decir densidad de carga positiva nuclear alta. Así, la molécula de agua, adquiere un carácter polar, con polos positivos y negativos.

Los sistemas biológicos eligen al agua no sólo por ser el solvente por excelencia, sino también por las propiedades inusuales que la misma posee. Una de ellas es la autoionización.

Autoionización del agua

Los iones (átomos o moléculas que se cargan eléctricamente debido a la pérdida o ganancia de electrones) se encuentran hidratados en el agua debido a la atracción que presentan con las moléculas polares de la misma (interacción ion-dipolo). El ion hidrógeno, H⁺_(ac), es un caso especial en si mismo. Si bien, frecuentemente, para abreviar, se emplea la fórmula H⁺_(ac), hay que tener en mente que la fórmula H₃O⁺_(ac) es la que mejor representa la estructura externa del ion hidrógeno hidratado en solución acuosa (ac). Este ion se denomina ion hidronio.

Dos moléculas de agua pueden interactuar entre sí para producir un ion hidronio y un ion hidróxido u oxidrilo (OH^–) por transferencia de un protón desde una molécula de agua a otra.

2H₂O_(l) = H₃O⁺_(ac) + OH^–_(ac)

Esta ecuación química se conoce como reacción de autoionización del agua. El proceso de autoionización del agua es la piedra angular en el concepto actual de comportamiento ácido-base.

Un ácido es cualquier sustancia que puede donar un protón a otra; y una base, cualquiera que acepte un protón de otra.

Hay sustancias denominadas anfipróticas que pueden actuar como un ácido o como una base. Tal es el caso del agua.

El agua se autoioniza, transfiriendo un protón a partir de una molécula de agua a otra y dando lugar a un ion hidronio (H₃O⁺) o bien a un ion hidróxido (OH^–). Debido a que el ion hidróxido es una base mucho más fuerte que el agua y el ion hidronio es un ácido mucho más fuerte que el agua, el equilibrio se encuentra posicionado hacia la izquierda (tiende a formarse agua). Para expresar esta idea de manera más cuantitativa, definimos la constante de equilibrio para esta reacción de autoionización:

K = [OH^–][H₃O⁺]/[H₂O]²

K[H₂O]² = K_w = [OH^–][H₃O⁺]

A esta constante de equilibrio K_w se la conoce como constante de autoionización del agua. En agua pura, al ser el agua la única fuente para estos iones, se puede decir que [H₃O⁺] (concentración de iones hidronio) y [OH^–] (concentración de iones hidróxido) son iguales. Las mediciones indican que estos valores son:

[H₃O⁺] = [OH^–] = 1,0 10^-7 M (moles por litro) a 25ºC

por ende:

K_w = [OH^–][H₃O⁺] = 1,0 10^-14 M a 25ºC

Como las concentraciones de ambos iones son iguales en el agua pura, se dice que esta es neutra, y se extiende tal concepto a toda situación donde la concentración de ion hidronio e ion hidróxido valga 1,0 10^-7 M.

Si se adiciona ácido o base al agua pura, el equilibrio se ve perturbado. El exceso de ácido o base reaccionará con iones hidróxido u iones hidronio para generar agua, disminuyendo la concentración de iones hidróxido u hidronio hasta recuperar los valores de 1,0 10^-7 M.

De esta manera podemos decir que, para soluciones acuosas a 25ºC:

–          en una solución neutra

[H₃O⁺] = [OH^–] = 1,0 10^-7 M

–          en una solución ácida

[H₃O⁺] > [OH^–]

[H₃O⁺] > 1,0 10^-7 M

[OH^–] < 1,0 10^-7 M

–          en una solución básica

[H₃O⁺] < [OH^–]

[H₃O⁺] < 1,0 10^-7 M

[OH^–] > 1,0 10^-7 M

PH

El pH de una solución se define como el valor negativo del logaritmo decimal de la concentración de iones hidronios en una solución acuosa:

pH = – log[H₃O⁺]

Definimos también el pOH de una solución, que consiste en el valor negativo del logaritmo decimal de la concentración de iones hidróxidos en una solución acuosa:

pOH = – log[OH^–]

Sabemos que:

K_w = [H₃O⁺][OH^–]

Aplicando logaritmo a ambos términos y considerando las propiedades del mismo llegamos a que:

pK_w = pH + pOH

En el agua pura, a 25ºC, la concentración de iones hidronios e iones hidroxilos vale 1,0 10^-7 M. Por lo tanto:

pH = – log (1,0 10^-7) = 7,0

pOH = – log (1,0 10^-7) = 7,0

Así:

pK_w = 7,0 + 7,0 = 14,0

Este valor de pK_w se mantiene constante para toda solución, por lo tanto la suma pH + pOH siempre será de 14,0.

De este modo podemos ver que el valor de pH tendrá un mínimo en 0 y un máximo en 14, es decir, su escala variará entre esos dos valores.

Ya obtuvimos el pH del agua neutra, el cual fue de 7,0. Si el pH medido es inferior a 7,0, entonces el agua será ácida, y si el pH es mayor a 7,0, el agua será básica o alcalina.

Al ser la escala del pH logarítmica, un pH de 6,0 es 10 veces más ácido que un pH de 7,0 y 100 veces más ácido que un pH de 8,0. Por esta razón, un cambio repentino en el pH de nuestro acuario es un cambio químico más que importante, lo cual debería evitarse ya que provoca gran estrés en los peces. Lo ideal sería que la variación de pH no supere, aproximadamente, las 0,3 unidades diarias, ya que pequeñas variaciones en el pH pueden ser toleradas gracias a su sistema interno de regulación, que actúa adaptando al pez a las nuevas condiciones. El mantener un pez en condiciones de pH que no son las óptimas para él, supone un estrés continuo para su sistema de regulación y, casi con seguridad, una muerte prematura. Por ello es necesaria, y muy importante, una buena aclimatación de los individuos que entran en un nuevo acuario.

Por suerte, la mayoría de los peces pueden ajustarse y sobrevivir a un pH fuera de su margen óptimo. Entre 6,5 y 7,5 podrán mantenerse la mayoría de las especies sin necesidad de realizar cambios.

Capacidad tampón (buffer)

La capacidad tampón consiste en la facultad que presenta el agua en mantener constante el nivel de pH al añadirse ácidos o bases. Un tampón o buffer, por lo general, radica en sales solubles en agua que son producto resultante de la reacción entre un ácido débil y una base fuerte, como el carbonato de calcio

H₂CO₃ + Ca(OH)₂ ® CaCO₃ + 2H₂O;

o entre un ácido fuerte y una base débil, como el cloruro de amonio

HCl + NH₄(OH) ® NH₄Cl + H₂O.

Los iones de estas sales se combinan con ácidos y bases, neutralizándolos.

Si añadimos un ácido y el agua presenta suficiente capacidad tampón, la misma lo puede absorber y neutralizar sin, prácticamente, modificar el pH. Esta capacidad está limitada, y una vez gastada, el sistema se desequilibra e irremediablemente se torna ácido.

Sabemos, por ejemplo, que en el agua hay una serie de sustancias derivadas del ácido carbónico, como el anión bicarbonato (HCO₃^–) y el dióxido de carbono (CO₂). Si le añadimos un ácido (que contiene H⁺) o una base (que contiene OH^–), o si los iones H⁺ y OH^–aparecen en el acuario por simple descomposición del agua o por reacciones que allí dentro ocurren, sucede lo siguiente:

–          en el caso de un ácido:

HCO₃^–  +  H⁺   «   H₂CO₃   «   CO₂ + H₂O

se tiende a neutralizar los protones y a formar ácido carbónico. Debido a que el ácido tiene la capacidad de liberar protones al medio y acidificarlo, se disocia pues en H₂O y CO₂ (que difunde hacia la atmósfera) logrando así que el pH pueda mantenerse constante;

–          en el caso de una base:

CO₂  +  OH^–   «   HCO₃^–

el equilibrio se desplazará hacia la formación de bicarbonato el cual tenderá a liberar su protón (transformándose en carbonato), de modo que el pH se mantenga constante.

Es necesario medir el kH (dureza de carbonatos) para saber si nuestra agua tiene capacidad tampón. A partir de un kH de 4 nuestro pH está seguro, por lo que aunque existan factores que lo alteren, se mantendrá constante. El kH está relacionado con la cantidad de carbonatos que tenemos en el agua. Cuanto más ácido carbónico, carbonatos, bicarbonatos y dióxido de carbono tengamos, mayor cantidad de ácidos y bases serán posible neutralizar.

Dureza

La dureza de las aguas naturales (gH o dureza general) habitualmente se debe a la presencia de las sales de calcio y magnesio, y en menor proporción a la de hierro, aluminio y otros metales. El agua se describe como dura, si forma una nata insoluble con un jabón en lugar de espuma.

La unidad de medida son los grados de dureza alemana, dH (degree hardness). Una unidad de dH equivale a 17,8 mg/l (ppm) de CaCO₃.

La dureza puede ser temporal o permanente. La dureza temporal o dureza de carbonatos (kH) se da en la naturaleza cuando la lluvia disuelve pequeñas cantidades de CO_2(g) de la atmósfera, constituyendo una solución muy diluida de ácido carbónico. Esta agua, al fluir sobre una roca, ataca a los carbonatos de calcio y magnesio y forma bicarbonatos solubles

CaCO_3(s) + H₂O_(l) + CO_2(g) ® Ca(HCO₃)_2(ac)

Los carbonatos de calcio y magnesio son de muy baja solubilidad. Sólo ante la presencia de dióxido de carbono libre éstas sales se disuelven significativamente como bicarbonatos. Cuando el dióxido de carbono es removido, se forma una precipitación de carbonatos de calcio y magnesio y el kH baja. Por ejemplo, mediante un correcto crecimiento de las plantas que, por fotosíntesis, consumen el dióxido de carbono.

El kH presenta un papel muy importante dentro del acuario, ya que tiene un efecto tampón del pH. A mayor kH, nuestra agua será más estable en lo que a pH se refiere, tendrá una mayor capacidad para neutralizar los desequilibrios que se produzcan, asegurando que el pH no va a variar de manera brusca. Por esta razón, es sumamente importante que el valor de kH se mantenga dentro del rango ideal.

La gran parte de los peces y las plantas prefieren un agua blanda a medianamente dura, variando en un rango aproximado de 4ºdH a 10ºdH.

La dureza permanente se origina en la naturaleza cuando el agua fluye sobre rocas que contienen sulfatos de calcio y magnesio. Estas sales son altamente solubles y constituyen componentes relativamente estables de la dureza del agua. Su presencia es fácil de comprobarse en lugares donde presenten una dureza alta, mediante la acumulación de calcio en forma de sarro, que es bien apreciado en los cristales de las peceras.

Modificar la química de su agua

Acidificar. Bajar pH

Una buena forma de disminuir el pH, es mediante la inyección de dióxido de carbono al acuario, el cual se disuelve en el agua y forma, en parte, ácido carbónico. La formación de este ácido baja el pH, pues al ionizarse libera un H+. Además, el CO2 adicional estimula el crecimiento de las plantas.

También el uso de turba acidifica el agua al añadir ácidos húmicos y tánicos, pero reduce la dureza de carbonatos. Su propiedad acidificante se anula prácticamente, si la dureza del agua es superior a 6ºdh. El principal inconveniente de su uso es el tono amarillento que adquiere el agua.

Otra manera de bajar el pH es utilizando ácido clorhídrico (HCl) a una concentración muy baja, con el objeto de gastar la capacidad tampón del agua. Una vez sucedido esto, disminuir el pH es sencillo. De todos modos, su utilización no es aconsejable si no está seguro de lo que hace.

También puede usar ácido fosfórico (H3P04), trabajando igualmente que el HCl, pero en menor medida, sobre la capacidad tampón de nuestra agua, es decir, el pH se encontrará un poco mejor tamponado a medida su valor va disminuyendo. El gran inconveniente de su uso radica en el aumento de los fosfatos en el acuario, lo que estimula el crecimiento de las algas.

Alcalinizar. Subir pH

En este caso tenemos una mayor concentración de H⁺, por lo que necesitamos de OH^– para neutralizarlos. Una buena solución es el uso de bicarbonato de sodio (NaHCO₃) o carbonato de sodio (Na₂CO₃). En estos compuestos, se produce la ionización del sodio y la liberación de carbonatos o bicarbonatos, los cuales se escinden en CO₂ y OH^–. Estos últimos reaccionan con los H⁺ disminuyendo su número.

También una fuerte aireación ayuda a subir el pH mediante la eliminación del CO₂, y, como se sabe, cuando no hay CO₂ el pH es necesariamente alcalino.

Ablandar el agua. Bajar gH

Uno de los procesos de suavizado del agua consiste en la utilización de resinas intercambiadoras de iones. En estas resinas artificiales existen iones unidos a grupos funcionales que no se encuentran químicamente enlazados, sino que están unidos mediante atracción electrostática. Estos iones pueden ser reemplazados por otros de igual signo que presenten una mayor afinidad electrostática. Teniendo en cuenta el signo de estos iones, se habla de resinas catiónicas (signo positivo) o resinas aniónicas (signo negativo). Cuando se utiliza una resina catiónica para disminuir la dureza del agua, lo que hace es retener los iones de calcio (Ca²⁺) y de magnesio (Mg²⁺) liberando iones de sodio (Na⁺). El problema radica en que la concentración de Na⁺ aumenta por encima de lo normal, lo cual no es del agrado de ciertas especies delicadas de peces, como los discos.

También puede ablandarse el agua diluyéndola con agua destilada o agua de ósmosis inversa (agua purificada con una unidad de ósmosis inversa).

El filtrado con turba también ablanda el agua. El problema es que es difícil de prever la cantidad exacta necesaria, puesto que un exceso daría lugar a una química del agua incorrecta.

Otra opción sería hervir el agua, ya que así disminuye el kH debido a la rápida descomposición de los bicarbonatos y posterior precipitación del carbonato insoluble.

Endurecer el agua. Subir gH

Puede utilizarse para ello sulfato de calcio (CaSO₄) o sulfato de magnesio (MgSO₄), lo cual elevará exclusivamente el gH. Para subir simultáneamente el gH y el kH, puede añadirse al agua CaCO₃ y también mezclar en el material de filtrado algunas conchitas de mar, coral, caliza, mármol, etc. Para subir el kH sin modificar el gH puede incorporarse bicarbonato de sodio (NaHCO₃), el cual lleva el pH hacia un equilibrio de 8,2.