Ciencias Tierra Medio Ambiente - Ciclo del Agua

EL AGUA
EL AGUA ES LA ÚNICA RAZÓN POR LA CUAL AUN NOSOTROS VIVIMOS, CON ELLA NUESTRA
EXISTENCIA HUBIESE SIDO INÚTIL; PUES NUESTRO CUERPO CONSTA EN SU GRAN MAYORÍA DE
ESTA, POR LO MISMO SOMOS VIDA, SOMOS GENTE, SOMOS PERSONAS, SOMOS AGUA. Y NI DE
FUNDAS DECIR QUE ESTO ES UNA CASUALIDAD, ESTO ES UN REGALO, POR LO TAL HAY QUE
CUIDARLA, PROTEGERLA Y AMARLA, PUES EL QUE NO AMA LO QUE ES SUYO, NO SE AMA A SI
MISMO.
CESAR CARDONA
INDICE
TEMA
PAG.
• REFLEXIÓN
2
• INDICE
3
• INTRODUCCIÓN
4
• CICLO DEL AGUA
5
• CAMPO TEORICO
6
• PROPIEDADES FISICAS DEL AGUA
6
• ESTADO FISICO DEL AGUA
6
• PRESIÓN DE VAPOR EN LOS SÓLIDOS
6
• DENSIDAD
7
• CONDUCTIVIDAD ELÉCTRICA Y TÉRMICA
7
• CAPACIDAD CALORÍFICA
7
• PLASTICIDAD DEL HIELO
7
• TENSIÓN SUPERFICIAL
7
• PUNTO DE FUSIÓN
8
• DIAGRAMA DE FASES
8
• SABOR Y OLOR
9
1
• PUNTO DE EBULLICIÓN
9
• PROPIEDADES QUÍMICAS DE EL AGUA
10
• DIFUSIÓN
11
• ÓSMOSIS
11
• CAPILARIDAD
11
• LA ESTRUCTURA MOLECULAR DEL AGUA
12
• ELECTROLISIS DEL AGUA
15
• PURIFICACIÓN DEL AGUA
15
• TIPOS DE AGUA
16
• CONTAMINACIÓN DEL AGUA
17
• IMPORTANCIA DEL PROBLEMA
17
• ALTERACIONES FÍSICAS DEL AGUA
17
• ALTERACIONES QUÍMICAS DEL AGUA
18
• ALTERACIONES BIOLÓGICAS DEL AGUA
20
• CUADRO DE ENFERMEDADES POR PATÓGENOS CONTAMINANTES DE
LAS AGUAS
21
• BILIOGRAFIA
22
INTRODUCCIÓN
Agua, nombre común que se aplica al estado líquido del compuesto de hidrógeno y oxígeno H2O. Los
antiguos filósofos consideraban el agua como un elemento básico que representaba a todas las sustancias
líquidas. Los científicos no descartaron esta idea hasta la última mitad del siglo XVIII. En 1781 el químico
británico Henry Cavendish sintetizó agua detonando una mezcla de hidrógeno y aire. Sin embargo, los
resultados de este experimento no fueron interpretados claramente hasta dos años más tarde, cuando el
químico francés Antoine Laurent de Lavoisier propuso que el agua no era un elemento sino un compuesto de
oxígeno e hidrógeno. En un documento científico presentado en 1804, el químico francés Joseph Louis
Gay−Lussac y el naturalista alemán Alexander von Humboldt demostraron conjuntamente que el agua
consistía en dos volúmenes de hidrógeno y uno de oxígeno, tal como se expresa en la fórmula actual H2O.
Casi todo el hidrógeno del agua tiene una masa atómica de 1. El químico estadounidense Harold Clayton Urey
descubrió en 1932 la presencia en el agua de una pequeña cantidad (1 parte por 6.000) de lo que se denomina
agua pesada u óxido de deuterio (D2O); el deuterio es el isótopo del hidrógeno con masa atómica 2. En 1951
el químico estadounidense Aristid Grosse descubrió que el agua existente en la naturaleza contiene también
2
cantidades mínimas de óxido de tritio (T2O); el tritio es el isótopo del hidrógeno con masa atómica 3.
EL CICLO DEL AGUA
El agua existe en la Tierra en tres estados: sólido (hielo, nieve), líquido y gas (vapor de agua. Océanos, ríos,
nubes y lluvia están en constante cambio: el agua de la superficie se evapora, el agua de las nubes precipita, la
lluvia se filtra por la tierra, etc. Sin embargo, la cantidad total de agua en el planeta no cambia. La circulación
y conservación de agua en la Tierra se llama ciclo hidrológico, o ciclo del agua.
Cuando se formó, hace aproximadamente cuatro mil quinientos millones de años, la Tierra ya tenía en su
interior vapor de agua. En un principio, era una enorme bola en constante fusión con cientos de volcanes
activos en su superficie. El magma, cargado de gases con vapor de agua, emergió a la superficie gracias a las
constantes erupciones. Luego la Tierra se enfrió, el vapor de agua se condensó y cayó nuevamente al suelo en
forma de lluvia.
El ciclo hidrológico comienza con la evaporación del agua desde la superficie del océano. A medida que se
eleva, el aire humedecido se enfría y el vapor se transforma en agua: es la condensación. Las gotas se juntan y
forman una nube. Luego, caen por su propio peso: es la precipitación. Si en la atmósfera hace mucho frío, el
agua cae como nieve o granizo. Si es más cálida, caerán gotas de lluvia.
Una parte del agua que llega a la tierra será aprovechada por los seres vivos; otra escurrirá por el terreno hasta
llegar a un río, un lago o el océano. A este fenómeno se le conoce como escorrentía. Otro poco del agua se
filtrará a través del suelo, formando capas de agua subterránea. Este proceso es la percolación. Más tarde o
más temprano, toda esta agua volverá nuevamente a la atmósfera, debido principalmente a la evaporación.
Al evaporarse, el agua deja atrás todos los elementos que la contaminan o la hacen no apta para beber (sales
minerales, químicos, desechos. Por eso el ciclo del agua nos entrega un elemento puro. Pero hay otro proceso
que también purifica el agua, y es parte del ciclo: la transpiración de las plantas.
Las raíces de las plantas absorben el agua, la cual se desplaza hacia arriba a través de los tallos o troncos,
movilizando consigo a los elementos que necesita la planta para nutrirse. Al llegar a las hojas y flores, se
3
evapora hacia el aire en forma de vapor de agua. Este fenómeno es la transpiración.
Formulas de cambio de estado de la materia:
Sublimación progresiva
Fusión Evaporación
Sólido Líquido Gas
Solidificación condensación
Sublimación regresiva
Fusión: E. Sólido + calor = Estado Líquido
Evaporación: E. Líquido + calor = Estado Gaseoso
Condensación: E. Gaseoso + frío = Estado Líquido
Solidificación: E. Líquido + frío = Estado Sólido
S. progresiva: sustancia sólida anomalía) + calor = E. Gaseoso
S. regresiva: Sustancia Gaseosa(anomalía)+ frío = E. Sólido
CAMPO TEÓRICO
PROPIEDADES FISICAS DEL AGUA
ESTADO FISICO DEL AGUA
Sólido: Generalmente este estado es representado por el hielo. Cuando al H2O se le agrega frío, la cohesión
de las moléculas crece, eliminando la fuerza de repulsión, por lo que las moléculas se unen al máximo creando
un objeto con forma, duro. Este estado no tiene espacios intermoleculares.
Líquido: es el estado en que llamamos al H2O, agua. Esta se representa en estado líquido, ya que ha
diferencia del estado sólido, esta tiene las moléculas mas separadas. Esto es causa de que contiene fuerza de
cohesión acompañada por fuerza de repulsión, lo que no les permite a las moléculas estar muy separadas ni
muy juntas. El H2O, en este estado, se adapta a la forma del recipiente en que es sostenida, y tiene espacios
intermoleculares.
Gaseoso: Lo representamos generalmente con el vapor y las nubes. Se caracteriza por tener una gran fuerza
de repulsión, lo que le da gran poder de expansión imposibilitando la posibilidad de que mantenga una forma.
Las moléculas son muy separadas en este estado, concluyendo así, que es el estado con espacios
intermoleculares más grandes de los 3 estados del H2O.
PRESIÓN DE VAPOR EN LOS SÓLIDOS
Todas las partículas del sólido poseen energía de vibración, siendo constante el valor medio para todas ellas;
pero algunas, situadas en la superficie, pueden en un momento determinado adquirir una energía superior a la
media, que sea suficiente para vencer las fuerzas atractivas de las demás y escaparse del sólido en forma de
4
vapor: se dice que el sólido se sublima.
Si el sólido, en nuestro caso el hielo, se encuentra en un recipiente cerrado, las moléculas de vapor, como
consecuencia de su movimiento desordenado, chocan contra la superficie libre del sólido, y las más lentas
serán retenidas por el hielo, pasando de nuevo a fase sólida (sublimación regresiva. En el momento en que
ambas velocidades de sublimación sean iguales se alcanza un estado de equilibrio−dinámico, en el que las
moléculas en fase gaseosa ejercen una determinada presión, llamada presión de vapor del sólido, que depende,
no sólo de la naturaleza, sino también de la temperatura, creciendo su valor a medida que esta aumenta. Si el
sólido estuviera libre, las moléculas se difundirían en la atmósfera; esto es lo que ocurre en las altas montañas
nevadas, incluso en invierno a temperaturas muy inferiores a 0º C.
No olvidemos distinguir entre temperatura de evaporación (equivalente a sublimación en sólidos) con
temperatura de ebullición; ésta última es la temperatura a la cual la presión de vapor iguala a la presión
exterior. Al alcanzar esta temperatura se forman burbujas, no sólo en la superficie, sino que también en toda la
masa del líquido y se dice que el líquido hierve y el fenómeno se conoce como ebullición. Por tanto, un
ejemplo práctico sería hervir un huevo en altas montañas, tardando menos que en casa porque la presión es
menor y se iguala antes con la de vapor.
La presión de vapor para el agua a 20º C es de 17.54 mm. de Hg.
DENSIDAD
Está claro que una propiedad importante del hielo es que se expande al solidificarse. A 0° C tiene una
densidad relativa de 0,9168 g/cm3 comparada con la densidad 0,9998 g/cm3 del agua a la misma temperatura.
El fenómeno es comentado en el punto anterior y resumiendo hay que decir que se basa principalmente en la
geometría molecular más abierta del hielo(109.28º frente a 104.5º) ocupando un mayor espacio con un mismo
peso. El agua alcanza su densidad máxima a una temperatura de 4º C, que es de 1g/cc.
CONDUCTIVIDAD ELÉCTRICA Y TÉRMICA
El agua absolutamente pura se dice que no es conductora de la electricidad, aunque medidas muy precisas
ponen de manifiesto que incluso el agua bidestilada recogida en un recipiente de platino presenta una pequeña
conductividad, reveladora de la presencia de iones.
La conductividad térmica del agua aumenta ligeramente con la temperatura a presión constante, en el intervalo
que define su punto de fusión y el de ebullición (0º C y 100º C. Por otro lado la conductividad térmica del
hielo a 0º C es cuádruple a la del agua a la misma temperatura pero líquida. La variación de la conductividad
del agua no es lineal, presentando un máximo en 130º C.
CAPACIDAD CALORÍFICA.
Definimos a ésta como la cantidad de calor medida en calorías, que hay que comunicar a un cuerpo para
elevar su temperatura 1º C. Ésta, es superior a la de cualquier otro líquido o sólido, siendo su calor específico
de 1 cal/g esto significa que una masa de agua puede absorber o desprender grandes cantidades de calor, sin
experimentar apenas cambios de temperatura, lo que tiene gran influencia en el clima (las grandes masas de
agua de los océanos tardan más tiempo en calentarse y enfriarse que el suelo terrestre.
PLASTICIDAD DEL HIELO.
Antiguamente se creía que un glaciar avanzaba en masa resbalando por su propio peso sobre el plano
inclinado de su cauce; si esto fuera así, el glaciar no se adaptaría perfectamente como lo hace a todas las
sinuosidades y accidentes de su lecho; sus movimientos se explican porque el hielo es una sustancia plástica
5
que se amolda bajo la presión como si de cera se tratase. Se comprueba experimentalmente cogiendo una
barra sostenida por sus extremos y se ve como se dobla por su propio peso sin que deje de ser compacto y sin
originarse grieta en su masa; si cogemos un cilindro de hielo y lo ponemos sobre un bloque de la misma
sustancia el primero se hunde sobre el segundo. Es de advertir que esta plasticidad de hielo aumenta cuando la
temperatura es de 1 a 5º C.
TENSIÓN SUPERFICIAL.
Las moléculas de la capa superficial del agua son objeto de las fuerzas de cohesión, cuya resultante no nula es
normal a la superficie y está dirigida hacia en interior; así la acción del líquido sobre su superficie es la de
arrastrar las moléculas de la superficie hacia el interior; en una palabra, tiende a reducir la extensión de la capa
superficial.
El agua tiene una alta tensión superficial. Esta es mayor que la de un líquido meloso como el glicerol. La
tensión superficial tiende a generar burbujas y gotas esféricas, y es lo suficientemente fuerte para soportar
objetos livianos, incluyendo algunos insectos (como las arañas de agua. Aún más importante, esto significa
que compuestos biológicos pueden ser concentrados cerca de la superficie, acelerando muchas de las
reacciones importantes de la vida. El caso contrario podemos observarlo cuando introducimos una cuba en
agua boca abajo y la intentamos sacar; la retención del cubo es debida a la fuerte tensión superficial del fluido
PUNTO DE FUSIÓN
A una presión atmosférica de 1 atm. (760 mm de mercurio), el punto de fusión del agua pura es de 0.0074º C
y el punto de ebullición es de 100º C; El punto de fusión del hielo es de 0.0000° C, pero el hielo sólo se
formará a esta temperatura si el agua está turbia o contaminada con polvo u otros objetos. Así, a presiones
más altas, sin embargo, se forman varias modificaciones alotrópicas o alótropos (diferentes formas de un
elemento existentes en el mismo estado físico) del hielo. Así a −10º C de hielo normal ( I) pasamos a hielo V
(4400 atm.) o a hielo VI (6300 atm.); A −30° C se forma el hielo III (2200 atm.), hielo II (3000 atm.) y los
hielos V y VI ( de presión un tanto más elevada. Así el agua salada se hiela a temperatura más baja que la
dulce.
Ahora bien, el cambio de hielo a agua supone una absorción de energía por parte del sólido para fundirse,
mientras que la congelación implicará el proceso inverso. De este modo, se denomina calor latente de fusión
al absorbido en el paso de 1 g. De hielo a agua líquida a temperatura y presión constantes, teniendo un valor
aproximado de 79.8 cal g−1.
DIAGRAMA DE FASES
Si en un mismo sistema de ejes coordenados presión−temperatura representamos, para una sustancia
determinada, la presión de vapor del sólido y del líquido en función de la temperatura y, además la variación
de la temperatura de fusión con la presión, obtenemos un único diagrama, que recibe el nombre de diagrama
de fases. En la Fig. 1 vemos el correspondiente al agua. En él, las curvas las curvas representan las
condiciones del sistema. Así la línea AO (Curva de sublimación) representa la presión de vapor del sólido en
función de la temperatura (equilibrio sólido−gas), la OB la presión de vapor del líquido en función de la
temperatura (equilibrio líquido−gas) y la OC la variación de la temperatura de fusión con la presión
(equilibrio sólido−líquido.
En las regiones delimitadas por las curvas de equilibrio sólo puede existir una fase. Así, en los puntos D, E y
F sólo se pueden existir hielo, agua líquida y vapor de agua, respectivamente.
Las tres curvas de equilibrio se cortan en un punto, O, denominado punto triple, que es el único en que
pueden coexistir en equilibrio las tres fases. Para el agua el punto triple corresponde a 4.58 mm. de Hg. de
6
presión y 0.0098º C de temperatura.
Fig. 1
Las condiciones de un sistema (presión y temperatura) que se pueden modificar libremente se llaman grados
de libertad, L. Acabamos de mencionar que en el punto triple existen tres fases en equilibrio (sólido, líquido
y gas) y no hay condición alguna modificable; por ello, el punto triple L = 0. En las curvas de equilibrio
coexisten dos fases y sólo hay una condición que se pueda modificar libremente (L = 1), ya que si variamos la
temperatura la presión tendrá que adquirir necesariamente el valor correspondiente. Por último, en las
regiones donde hay una sola fase, la presión y la temperatura se pueden modificar libremente (L = 2), dentro
de ciertos límites impuestos por las curvas de equilibrio. Todas estas consideraciones sirven como ejemplo
práctico de la llamada regla de las fases para sistemas heterogéneos en equilibrio, enunciada en 1876 por el
físico americano Josiah Williard Gibbs (1839−1903):
En todo sistema heterogéneo en equilibrio el número de fases (F) más el número de grados de libertad del
sistema (L) es igual al número de componentes (C) más 2: F + L = C + 2
Al calentar un sólido fundirá si la presión es mayor que la del punto triple y sublimará si es menor. En el caso
de que la presión correspondiente al punto triple sea mayor de 1 atm. , la fase no es estable en las condiciones
ordinarias y al calentar el sólido se sublima, sin fundir. Esto también le sucede al dióxido de carbono; si en
estado sólido y a una muy baja temperatura (nieve carbónica) lo calentamos a la presión de 1 atm. , al alcanzar
la temperatura de −78º C se sublima, sin pasar por la fase líquida. Y lo mismo le sucede al hielo si se calienta
a presión inferior a 4.6 mm. de Hg.
SABOR Y OLOR
El carácter inodoro e insípido del agua es bastante relativo así se habla de aguas minerales. Los resultados de
la cata revelan claras diferencias entre las ocho muestras, tanto en apariencia (color y limpidez), como en
criterios olfato−gustativos (olor, cuerpo, sabor, post−gusto. Font Vella, Bezoya y Lanjarón, que ofrecen un
sabor ligero, limpio y fresco y sin defectos, son superiores al resto. En Alzola, la cuarta mejor, se encontró un
ligero post−gusto áspero, como de plástico. En Corconte destacó su sabor salado, quizá debido a su mayor
contenido en cloruros y sodio. En Solares y Betelu señalaron los catadores también esta característica, junto
con notas de post−gusto que recuerdan a amargo, químico o plástico. Por último, en Insalus destaca un
post−gusto amargo, acre y persistente, quizá relacionado con su mayor contenido en sulfatos.
La clasificación de la cata premia a las aguas de mineralización más débil, y, si hacemos caso a su grado de
mineralización, establece dos grupos: Font Vella, Bezoya y Lanjarón por un lado, y Corconte, Solares, Betelu
e Insalus por otro. Alzola (mineralización débil pero no tanto como las tres mejor valoradas en la cata) queda
a medio camino. Pero en el consumidor los gustos pueden decantarse hacia aguas más o menos salinas, más o
menos duras, con más o menos sabor, según sean los hábitos de consumo y las preferencias de cada individuo.
PUNTO DE EBULLICIÓN
7
temperatura a la que la presión de vapor de un líquido se iguala a la presión atmosférica existente sobre dicho
líquido. A temperaturas inferiores al punto de ebullición (p.e.), la evaporación tiene lugar únicamente en la
superficie del líquido. Durante la ebullición se forma vapor en el interior del líquido, que sale a la superficie
en forma de burbujas, con el característico hervor tumultuoso de la ebullición. Cuando el líquido es una
sustancia simple o una mezcla azeotrópica, continúa hirviendo mientras se le aporte calor, sin aumentar la
temperatura; esto quiere decir que la ebullición se produce a una temperatura y presión constantes con
independencia de la cantidad de calor aplicada al líquido.
Cuando se aumenta la presión sobre un líquido, el p.e. aumenta. El agua, sometida a una presión de 1
atmósfera (101.325 pascales), hierve a 100 °C, pero a una presión de 217 atmósferas el p.e. alcanza su valor
máximo, 374 °C. Por encima de esta temperatura, (la temperatura crítica del agua) el agua en estado líquido es
idéntica al vapor saturado.
Al reducir la presión sobre un líquido, baja el valor del p.e. A mayores alturas, donde la presión es menor, el
agua hierve por debajo de 100 °C. Si la presión sobre una muestra de agua desciende a 6 pascales, la
ebullición tendrá lugar a 0 °C.
Los puntos de ebullición se dan dentro de un amplio margen de temperaturas. El p.e. más bajo es el del helio,
−268,9 °C; el más alto es probablemente el del volframio, unos 5.900 °C. Los puntos de ebullición
correspondientes a los distintos elementos y compuestos que se citan en sus respectivos artículos, se refieren a
la presión atmosférica normal, a no ser que se especifique otra distinta.
PROPIEDADES QUÍMICAS DE EL AGUA
Las propiedades del agua obedecen a que comparada con otros líquidos posee puntos de fusión y ebullición,
calor específico y tensión superficial más elevadas. Esto es debido a que en el agua las fuerzas de atracción
entre sus moléculas constituyentes, hidrógeno y oxígeno, son relativamente elevadas, de tal manera que dado
su bajo peso molecular debería ser un gas a la temperatura ambiente y, sin embargo, se encuentra en estado
sólido. La estructura de la molécula formada por dos átomos de H y uno de O, al unirse difieren en 104.5º.
La razón por la cuál las moléculas de agua mantienen esta cohesión interna se debe a que tienen polaridad
eléctrica, es decir, que el átomo de oxígeno posee una pequeña carga parcial negativa libre, mientras que los
átomos de hidrógeno la poseen positiva (Fig. 2. Esto ocurre porque el átomo de oxígeno tiende a atraer los
electrones del átomo de hidrógeno, con lo cual este último adquiere una cierta carga positiva, mientras que el
primero se carga negativamente.
Esta polaridad eléctrica de molécula de agua permite que varias de ellas se unan por la fuerza de atracción
mutua entre el oxígeno negativo y los hidrógenos positivos; este fenómeno se denomina puentes de hidrógeno
y según estudios recientes se cree que se agrupan formando pequeños grupos de tres a 10 moléculas (
polímeros) que coexisten con moléculas libres (Fig. 3)
Fig. 2 Fig. 3
Las uniones electrostáticas entre las moléculas de agua para formar polímeros, es decir, los puentes de
hidrógeno, son mucho más débiles que los enlaces covalentes, por eso se forman y se rompen más
rápidamente que estos últimos.
El hecho de que el agua sea el disolvente universal, es debido a la naturaleza bipolar de sus moléculas. Así, las
sales minerales y otros compuestos iónicos se disuelven con facilidad en el agua gracias a las fuertes
8
atracciones electrostáticas entre los dipolos y los iones de dichas sales, lo que da lugar a que alrededor de cada
ion se forme una nube de moléculas de agua que lo aísla del de signo contrario.
Si ahora hablamos del hielo, la cosa cambia adoptando la siguiente disposición en el espacio: poseyendo una
estructura tetraédrica y estando unida a otras cuatro moléculas vecinas y a su vez generando una estructura
tridimensional abierta. En esta posición, la distancia media O−O es de 0.276 nm., la distancia entre átomos
H−H es de 0.177 nm. Y el ángulo H−O−H es de 109.28º que distan 0.96 A. Con estas características podemos
considerar que la molécula de hielo participa del enlace covalente, con cierta participación del iónico debido a
la diferencia de electronegatividad entre los átomos que la forman.
Por esta causa de espacio, el hielo es menos denso que el agua líquida, ya que esta, al estar empaquetada
ocupa menor volumen mientras que en la del hielo al ser abierta, ocurre el caso contrario.
DIFUSIÓN
Proceso mediante el cual ocurre un flujo de partículas (átomos, iones o moléculas) de una región de mayor
concentración a una de menor concentración, provocado por un gradiente de concentración. Si se coloca un
terrón de azúcar en el fondo de un vaso de agua, el azúcar se disolverá y se difundirá lentamente a través del
agua, pero si no se remueve el líquido pueden pasar semanas antes de que la solución se aproxime a la
homogeneidad.
ÓSMOSIS
Fenómeno que consiste en el paso del solvente de una solución de menor concentración a otra de mayor
concentración que las separe una membrana semipermeable, a temperatura constante. En la ósmosis clásica,
se introduce en un recipiente con agua un tubo vertical con el fondo cerrado con una membrana
semipermeable y que contiene una disolución de azúcar. A medida que el agua pasa a través de la membrana
hacia el tubo, el nivel de la disolución de azúcar sube visiblemente. Una membrana semipermeable idónea
para este experimento es la que existe en el interior de los huevos, entre la clara y la cáscara. En este
experimento, el agua pasa en ambos sentidos a través de la membrana. Pasa más cantidad de agua hacia donde
se encuentra la disolución concentrada de azúcar, pues la concentración de agua es mayor en el recipiente con
agua pura; o lo que es lo mismo, hay en ésta menos sustancias diluidas que en la disolución de azúcar. El nivel
del líquido en el tubo de la disolución de azúcar se elevará hasta que la presión hidrostática iguale el flujo de
moléculas de disolvente a través de la membrana en ambos sentidos. Esta presión hidrostática recibe el
nombre de presión osmótica. Numerosos principios de la física y la química intervienen en el fenómeno de la
ósmosis en animales y plantas.
CAPILARIDAD
Es el ascenso o descenso de un líquido en un tubo de pequeño diámetro (tubo capilar), o en un medio poroso
(por ej. un suelo), debido a la acción de la tensión superficial del líquido sobre la superficie del sólido. Este
fenómeno es una excepción a la ley hidrostática de los vasos comunicantes, según la cual una masa de líquido
tiene el mismo nivel en todos los puntos; el efecto se produce de forma más marcada en tubos capilares, es
decir, tubos de diámetro muy pequeño. La capilaridad, o acción capilar, depende de las fuerzas creadas por la
tensión superficial y por el mojado de las paredes del tubo. Si las fuerzas de adhesión del líquido al sólido
(mojado) superan a las fuerzas de cohesión dentro del líquido (tensión superficial), la superficie del líquido
será cóncava y el líquido subirá por el tubo, es decir, ascenderá por encima del nivel hidrostático. Este efecto
ocurre por ejemplo con agua en tubos de vidrio limpios. Si las fuerzas de cohesión superan a las fuerzas de
adhesión, la superficie del líquido será convexa y el líquido caerá por debajo del nivel hidrostático. Así sucede
por ejemplo con agua en tubos de vidrio grasientos (donde la adhesión es pequeña) o con mercurio en tubos
de vidrio limpios (donde la cohesión es grande). La absorción de agua por una esponja y la ascensión de la
cera fundida por el pabilo de una vela son ejemplos familiares de ascensión capilar. El agua sube por la tierra
debido en parte a la capilaridad, y algunos instrumentos de escritura como la pluma estilográfica (fuente) o el
rotulador (plumón) se basan en este principio.
9
LA ESTRUCTURA MOLECULAR DEL AGUA
¿Hay algo aparentemente más simple que el agua? Pese a su aparente simplicidad este líquido que tan bien
conocemos es complejo y todavía no lo comprendemos bien. El agua está dotada de unas excepcionales
propiedades físico − químicas que constituyen su especificidad. Como pone de manifiesto este artículo, la
estructura microscópica del agua líquida, que está en la base de estas propiedades, es un tema de investigación
que puede aportar algunas novedades.
El agua es uno de los cuatro "elementos" que el filósofo griego Aristóteles había definido como constituyentes
del Universo (los demás son el aire, la tierra y el fuego). Todavía hoy no es el que mejor comprendemos.
Dada nuestra familiaridad con el agua, el hecho no deja de ser sorprendente. Océanos, lagos, ríos,
precipitaciones; abundante en casi todas las regiones de la Tierra, el agua determina en gran parte los paisajes
y los climas. Muy a menudo es sinónimo de vida: el agua es un componente esencial de la estructura y el
metabolismo de todos los seres vivos.
Ciertamente, este papel primordial del agua no hay que atribuirlo al azar sino que deriva de sus excepcionales
propiedades físicas y químicas. Un ejemplo de propiedad biológicamente importante del agua es su efecto
hidrófobo, es decir, el hecho de que los grupos hidrocarbonados CH tienden a ser repelidos por las moléculas
de agua. Este efecto es responsable, en parte al menos, de las complejas estructuras espaciales que presentan
las proteínas, el ADN y las bicapas lipidicas de las membranas celulares.
En ausencia de agua, todas estas estructuras serían inestables. Cabe decir incluso, sin demasiado riesgo de
error, que este efecto pudo desempeñar un papel determinante en la aparición de la vida sobre la Tierra. Pero
el efecto hidrófobo no es la única propiedad interesante del agua. En lo que sigue nos encontraremos con
otras. ¿Por qué es el agua una sustancia química tan privilegiada? La respuesta, claro está, se encuentra en la
molécula y sus interacciones con el medio ambiente. Las moléculas de agua son relativamente bien conocidas
pero las interacciones que se establecen en un grupo de moléculas de agua lo son menos. No obstante, son
éstas las que contribuyen en gran parte a que el agua sea un liquido excepcional.
El agua fue considerada como un cuerpo simple hasta el siglo XVIII. En 1781 el químico (y teólogo) inglés
Joseph Priestley realizó su síntesis por combustión del hidrógeno. Los químicos Antoine−Laurent Lavoisier y
Henrv Cavendish demostraron que el agua estaba formada por hidrógeno y oxigeno. Más tarde, en 1805, el
químico francés Louis−Joseph Gay−Lussac y el sabio prusiano Alexandei− von Humboldt determinaron que
el cociente de volúmenes hidrógeno / oxigeno valía 2, lo cual condujo finalmente a la fórmula molecular
H20. La molécula de agua está formada por dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno.
En la molécula de H,O, cada átomo de hidrógeno está unido al átomo de oxígeno por un enlace covalente. En
este enlace, relativamente fuerte, el átomo de hidrógeno y el átomo de oxígeno ponen en común un electrón
cada uno. Estos átomos adquieren así un electrón añadido: el átomo de hidrógeno se encuentra con dos
electrones en vez de uno y el de oxígeno con ocho electrones periféricos en vez de seis (porque participa en
dos enlaces). Como se sabe, estos números corresponden a capas electrónicas externas completas que
confieren una gran estabilidad a la molécula.
10
El agua, ese liquido excepcional en tantos aspectos, está formada por moléculas H2O de geometría
tetraédrica: los dos enlaces covalentes OH y los dos dobletes electrónicos libres (representados aquí con dos
flechas) del átomo de oxígeno apuntan hacia los vértices de un tetraedro en cuyo centro esta el oxigeno. Las
moléculas de agua pueden agruparse entre si gracias a unos enlaces de tipo electrostático llamados enlaces de
hidrógeno, cuyo papel es determinante para las propiedades del agua. Puede establecerse un enlace de
hidrogeno (B) entre el átomo de hidrogeno de una molécula y el de oxigeno de otra próxima. La configuración
O−H....H es lineal.
La distribución de los electrones en el enlace covalente OH no es simétrica: los electrones están más
fuertemente atraídos por el átomo de oxigeno que por el de hidrógeno.
Como consecuencia, el oxigeno queda cargado negativamente y los hidrógenos positivamente. Este
desequilibrio en la distribución de las cargas eléctricas, añadido a la geometría no lineal de la molécula de
agua se traduce en la existencia de un "momento bipolar − eléctrico". Este desequilibrio eléctrico es
responsable del gran poder disolvente del agua para con los cristales iónicos (determinadas sales, ácidos o
bases). Las moléculas de agua pueden insertarse entre los iones constitutivos del cristal orientando hacia ellos
la parte de carga eléctrica opuesta. El apantallamiento resultante debilita considerablemente la atracción entre
los iones cristalinos, reduciendo la cohesión del cristal y facilitando su disolución.
El enlace de hidrógeno, elemento principal de la estructura del agua.
Pero la clave de muchas propiedades del agua reside en los enlaces que la molécula de agua puede formar con
sus vecinas. Hemos visto ya que en la molécula de H20 el átomo de oxigeno posee ocho electrones
periféricos, de los cuales sólo cuatro están implicados en los enlaces covalentes OH con los dos átomos de
hidrógeno. Los cuatro electrones restantes se agrupan en dos pares llamados dobletes electrónicos libres. Cada
uno de estos dobletes, de carga.
La estructura cristalina del hielo consiste en una red tetraédrica de moléculas H2O unidas entre si por enlaces
de hidrogeno. Los átomos de oxigeno se representan de color rojo y los de hidrogeno de color gris. Los
enlaces de hidrogeno se simbolizan con rayas entre las moléculas. Como señala el autor del articulo, estas
estructuras cristalinas se dan incluso en el agua liquida eléctrica negativa, puede formar un enlace de tipo
electrostático con un átomo de hidrógeno, cargado positivamente, de una molécula de agua vecina; este
"enlace de hidrógenos es lineal: el átomo 0 de la molécula está alineado con el grupo HO de la molécula
vecina. Aunque estable a temperatura ambiente, el enlace de hidrógeno es frágil comparado con el enlace
covalente; no es de extrañar, pues, su importancia en las reacciones bioquímicas, donde las energías puestas
en juego son pequeñas.
Las características del agua derivan en gran medida de la geometría de su molécula. En la molécula de agua,
la geometría formada por las direcciones de los dos enlaces covalentes y los dos dobletes electrónicos libres se
aproxima mucho a un tetraedro centrado en el átomo de oxígeno. De ahí deriva, en el hielo de modo
permanente y en el agua liquida de modo transitorio, la existencia de estructuras de asociaciones en las cuales
los átomos de oxígeno del agua se encuentran en los vértices de una red (cuasi)−tetraédrica.
Una de las propiedades más curiosas del agua consiste en que el hielo flota en agua fría. La densidad del agua
11
aumenta con la temperatura entre 0 ºC y 4 ºC y empieza a decrecer a más altas temperaturas. Esta notable
propiedad del agua puede comprenderse bastante fácilmente en términos de enlaces de hidrógeno; se sabe que
la red tetraédrica del hielo formada por los enlaces de hidrógeno no corresponde al apilamiento más compacto
posible de las moléculas. Cuando el hielo se funde, parte de los enlaces de hidrógeno se rompen, lo cual
permite que las moléculas de agua se acerquen un poco más que cuando todos los enlaces están presentes. De
ahí que aumente la densidad.
Suele atribuirse al físico alemán W.C. Róntgen el mérito de haber sido el primero, en 1892, en proponer la
presencia de estructuras moleculares "glaciformes" en el estado líquido del agua para tratar de explicar las
distintas propiedades de esa sustancia. Pero los auténticos hitos en la investigación moderna de la estructura
del agua son los trabajos de los químicos ingleses J.D. Bernal y R.H. Fowler de la universidad de Cambridge.
Estos trabajos, basados en experimentos de difracción de rayos X, describieron la distribución de las
moléculas de agua alrededor de otra dada tomada como centro.
La figura ilustra los resultados más recientes, que datan de 1967, de A.H. Narten y sus colaboradores de Oak
Ridge, en Estados Unidos. En ellos se estudiaba la función de distribución radial g(R), número medio de
moléculas por unidad de volumen del líquido, situadas a una distancia R de una molécula dada, para un
intervalo de temperaturas comprendido entre 4 ºC y 200 ºC .(3,4) La función de distribución radial, deducida
de los experimentos de difracción por rayos X, es de crucial importancia para el estudio de la estructura del
agua. Esta función posee picos en aquellos lugares en que la densidad electrónica es elevada, es decir, allí
donde se encuentra una molécula de agua. El primer pico, que corresponde a las moléculas más próximas, está
situado a mayor distancia en las moléculas de agua liquida que en el hielo. Pero, como hemos visto, la
densidad del agua, a bajas temperaturas al menos, es mayor que la del hielo.
Ello sugiere que la distancia entre las moléculas más cercanas tendría que ser menor en el agua que en el
hielo. Esta contradicción puede resolverse en el marco de un modelo en el que el agua contiene dos tipos de
moléculas, uno de los cuales no está implicado en los enlaces de hidrógeno. Los grandes picos observados en
la función de distribución radial a mayores distancias corresponden a las moléculas de órdenes de vecindad
más elevados; estos máximos se van haciendo más pequeños a medida que la temperatura aumenta, lo cual
refleja la desaparición del orden en el agua a causa de la agitación térmica. El tamaño del primer pico de la
función de distribución radial da una idea del número medio de vecinos más próximos de una molécula (4,4
en nuestro caso).
El que este número no sea el entero 4, que es el que cabria esperar para una estructura tetraédrica de los
enlaces, es una consecuencia de la naturaleza compleja de la primera capa de moléculas vecinas. Ello refleja
también el hecho de que el agua es más densa que el hielo.
ELECTROLISIS DEL AGUA
La electrólisis es un proceso para generar hidrógeno y oxígeno por medio de electricidad y agua. Dos átomos
de hidrógeno y un átomo de oxígeno son eléctricamente atraídos en una molécula de agua. Cuando la
corriente eléctrica pasa a través del agua se rompe el enlace químico con dos cargas positivas (iones positivos)
y una carga negativa (ion negativo). Las cargas negativas o iones de oxígeno emigran al electrodo positivo
(ánodo) Los iones de hidrógeno cargados positivamente son atraídos por el electrodo negativo(cátodo).La
descomposición que se produce es la siguiente :
Energía eléctrica +2H 2 O −−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−− 2H 2 + O 2
12
La resistencia del agua pura es de 100 ohms / cm. Y puede ser reducida drásticamente en una de las siguientes
formas:
Calentando de 700 a 1000 ºC
Diluyendo cloruro sódico
Con un ácido como el ácido sulfúrico o con una base como el hidróxido potásico o hidróxido sódico.
PURIFICACIÓN DEL AGUA
Las impurezas suspendidas y disueltas en el agua natural impiden que ésta sea adecuada para numerosos fines.
Los materiales indeseables, orgánicos e inorgánicos, se extraen por métodos de criba y sedimentación que
eliminan los materiales suspendidos. Otro método es el tratamiento con ciertos compuestos, como el carbón
activado, que eliminan los sabores y olores desagradables. También se puede purificar el agua por filtración, o
por cloración o irradiación que matan los microorganismos infecciosos. Véase también Depuración de aguas.
En la ventilación o saturación de agua con aire, se hace entrar el agua en contacto con el aire de forma que se
produzca la máxima difusión; esto se lleva a cabo normalmente en fuentes, esparciendo agua en el aire. La
ventilación elimina los olores y sabores producidos por la descomposición de la materia orgánica, al igual que
los desechos industriales como los fenoles, y gases volátiles como el cloro. También convierte los compuestos
de hierro y manganeso disueltos en óxidos hidratados insolubles que luego pueden ser extraídos con facilidad.
La dureza de las aguas naturales es producida sobre todo por las sales de calcio y magnesio, y en menor
proporción por el hierro, el aluminio y otros metales. La que se debe a los bicarbonatos y carbonatos de calcio
y magnesio se denomina dureza temporal y puede eliminarse por ebullición, que al mismo tiempo esteriliza el
agua. La dureza residual se conoce como dureza no carbónica o permanente. Las aguas que poseen esta
dureza pueden ablandarse añadiendo carbonato de sodio y cal, o filtrándolas a través de ceolitas naturales o
artificiales que absorben los iones metálicos que producen la dureza, y liberan iones sodio en el agua (véase
Intercambio iónico. Los detergentes contienen ciertos agentes separadores que inactivan las sustancias
causantes de la dureza del agua.
El hierro, que produce un sabor desagradable en el agua potable, puede extraerse por medio de la ventilación y
sedimentación, o pasando el agua a través de filtros de ceolita. También se puede estabilizar el hierro
añadiendo ciertas sales, como los polifosfatos. El agua que se utiliza en los laboratorios, se destila o se
desmineraliza pasándola a través de compuestos que absorben los iones.
TIPOS DE AGUA
13
El planeta Tierra se distingue como el planeta que más agua contiene en nuestro sistema solar. Esto se debe a
que el planeta está mayormente cubierto por agua.
El 97% por ciento del agua está en los océanos. El agua de los océanos contiene sal al igual que otros
minerales disueltos y se le llama agua salada. Cuando se evapora, se observan principalmente residuos de sal
y otras sustancias, como oxígeno, cloro, hidrógeno, etc. Su temperatura varia entre los 27 grados en la zona
ecuatorial del océano Pacífico y Atlántico y los 0 grados en los mares polares.
Ríos, riachuelos y otros cuerpos de agua tierra adentro no contienen sal y se les llama agua fresca. Al
evaporarse, deja una mancha de residuos sucios debido a las sustancia disueltas en ella. Algunos ríos son
navegables, como el Amazonas. En los ríos también se puede pescar.
También encontramos las aguas de los lagos que son saladas en algunos casos y dulces en otros, según sea la
acumulación de sales disueltas en ellas. En el Perú se encuentra el lago más alto del mundo: el lago Titicaca.
Existen muchas lagunas situadas entre los cerros de nuestra cordillera de los Andes; así, por ejemplo, las
lagunas de Llanganuco, la de Yauricocha y muchas más.
Te estarás preguntando que tipo de agua tomamos nosotros los humanos pues bien, es el agua potable que es
incolora e inodora. No tiene un sabor especial. Los que deja al evaporarse son las sales minerales. El agua que
usamos para tomar proviene de los ríos, pero en una planta especial se le hace pasar capas de arena y es
purificada por acción del cloro, eliminándose así todos los microbios.
Los seres humanos al igual que los animales no podrían sobrevivir sin agua. Imagínate un día de verano sin
tener nada que tomar, ¿ Cómo la pasarías?
CONTAMINACIÓN DEL AGUA
14
IMPORTANCIA DEL PROBLEMA
Los ríos, lagos y mares recogen, desde tiempos inmemoriales, las basuras producidas por la actividad
humana.
El ciclo natural del agua tiene una gran capacidad de purificación. Pero esta misma facilidad de regeneración
del agua, y su aparente abundancia, hace que sea el vertedero habitual en el que arrojamos los residuos
producidos por nuestras actividades. Pesticidas, desechos químicos, metales pesados, residuos radiactivos,
etc., se encuentran, en cantidades mayores o menores, al analizar las aguas de los más remotos lugares del
mundo. Muchas aguas están contaminadas hasta el punto de hacerlas peligrosas para la salud humana, y
dañinas para la vida.
La degradación de las aguas viene de antiguo y en algunos lugares, como la desembocadura del Nilo, hay
niveles altos de contaminación desde hace siglos; pero ha sido en este siglo cuando se ha extendido este
problema a ríos y mares de todo el mundo.
Primero fueron los ríos, las zonas portuarias de las grandes ciudades y las zonas industriales las que se
convirtieron en sucias cloacas, cargadas de productos químicos, espumas y toda clase de contaminantes. Con
la industrialización y el desarrollo económico este problema se ha ido trasladando a los países en vías de
desarrollo, a la vez que en los países desarrollados se producían importante mejoras.
ALTERACIONES FÍSICAS DEL AGUA
Alteraciones físicas
Color
Olor y sabor
Temperatura
Materiales en
suspensión
Radiactividad
Características y contaminación que indica
El agua no contaminada suele tener ligeros colores rojizos, pardos, amarillentos o
verdosos debido, principalmente, a los compuestos húmicos, férricos o los
pigmentos verdes de las algas que contienen..
Las aguas contaminadas pueden tener muy diversos colores pero, en general, no se
pueden establecer relaciones claras entre el color y el tipo de contaminación
Compuestos químicos presentes en el agua como los fenoles, diversos
hidrocarburos, cloro, materias orgánicas en descomposición o esencias liberadas
por diferentes algas u hongos pueden dar olores y sabores muy fuertes al agua,
aunque estén en muy pequeñas concentraciones. Las sales o los minerales dan
sabores salados o metálicos, en ocasiones sin ningún olor.
El aumento de temperatura disminuye la solubilidad de gases (oxígeno) y aumenta,
en general, la de las sales. Aumenta la velocidad de las reacciones del
metabolismo, acelerando la putrefacción. La temperatura óptima del agua para
beber está entre 10 y 14ºC.
Las centrales nucleares, térmicas y otras industrias contribuyen a la contaminación
térmica de las aguas, a veces de forma importante.
Partículas como arcillas, limo y otras, aunque no lleguen a estar disueltas, son
arrastradas por el agua de dos maneras: en suspensión estable (disoluciones
coloidales); o en suspensión que sólo dura mientras el movimiento del agua las
arrastra. Las suspendidas coloidalmente sólo precipitarán después de haber sufrido
coagulación o floculación (reunión de varias partículas)
Las aguas naturales tienen unos valores de radiactividad, debidos sobre todo a
isotopos del K. Algunas actividades humanas pueden contaminar el agua con
isótopos radiactivos.
15
Espumas
Conductividad
Los detergentes producen espumas y añaden fosfato al agua (eutrofización.
Disminuyen mucho el poder autodepurador de los ríos al dificultar la actividad
bacteriana. También interfieren en los procesos de floculación y sedimentación en
las estaciones depuradoras.
El agua pura tiene una conductividad eléctrica muy baja. El agua natural tiene
iones en disolución y su conductividad es mayor y proporcional a la cantidad y
características de esos electrolitos. Por esto se usan los valores de conductividad
como índice aproximado de concentración de solutos. Como la temperatura
modifica la conductividad las medidas se deben hacer a 20ºC
ALTERACIONES QUÍMICAS DEL AGUA
Alteraciones químicas
pH
Contaminación que indica
Las aguas naturales pueden tener pH ácidos por el CO2 disuelto desde la
atmósfera o proveniente de los seres vivos; por ácido sulfúrico
procedente de algunos minerales, por ácidos húmicos disueltos del
mantillo del suelo. La principal substancia básica en el agua natural es el
carbonato cálcico que puede reaccionar con el CO2 formado un sistema
tampón carbonato/bicarbonato.
Las aguas contaminadas con vertidos mineros o industriales pueden tener
pH muy ácido. El pH tiene una gran influencia en los procesos químicos
que tienen lugar en el agua, actuación de los floculantes, tratamientos de
depuración, etc.
Las aguas superficiales limpias suelen estar saturadas de oxígeno, lo que
es fundamental para la vida. Si el nivel de oxígeno disuelto es bajo indica
Oxígeno disuelto OD
contaminación con materia orgánica, septicización, mala calidad del
agua e incapacidad para mantener determinadas formas de vida.
DBO5 es la cantidad de oxígeno disuelto requerido por los
microorganismos para la oxidación aerobia de la materia orgánica
Materia orgánica biodegradable: biodegradable presente en el agua. Se mide a los cinco días. Su valor da
Demanda Bioquímica de Oxígeno idea de la calidad del agua desde el punto de vista de la materia orgánica
presente y permite prever cuanto oxígeno será necesario para la
(DBO5)
depuración de esas aguas e ir comprobando cual está siendo la eficacia
del tratamiento depurador en una planta.
Es la cantidad de oxígeno que se necesita para oxidar los materiales
contenidos en el agua con un oxidante químico (normalmente dicromato
potásico en medio ácido. Se determina en tres horas y, en la mayoría de
Materiales oxidables: Demanda
los casos, guarda una buena relación con la DBO por lo que es de gran
Química de Oxígeno (DQO)
utilidad al no necesitar los cinco días de la DBO. Sin embargo la DQO
no diferencia entre materia biodegradable y el resto y no suministra
información sobre la velocidad de degradación en condiciones naturales.
Varios compuestos de nitrógeno son nutrientes esenciales. Su presencia
en las aguas en exceso es causa de eutrofización.
Nitrógeno total
El nitrógeno se presenta en muy diferentes formas químicas en las aguas
naturales y contaminadas. En los análisis habituales se suele determinar
el NTK (nitrógeno total Kendahl) que incluye el nitrógeno orgánico y el
amoniacal. El contenido en nitratos y nitritos se da por separado.
16
El fósforo, como el nitrógenos, es nutriente esencial para la vida. Su
exceso en el agua provoca eutrofización.
Fósforo total
Aniones:
cloruros
nitratos
nitritos
fosfatos
sulfuros
cianuros
fluoruros
Cationes:
El fósforo total incluye distintos compuestos como diversos ortofosfatos,
polifosfatos y fósforo orgánico. La determinación se hace convirtiendo
todos ellos en ortofosfatos que son los que se determinan por análisis
químico.
Indican salinidad
indican contaminación agrícola
indican actividad bacteriólogica
indican detergentes y fertilizantes
indican acción bacteriológica anaerobia (aguas negras, etc.)
indican contaminación de origen industrial
En algunos casos se añaden al agua para la prevención de las caries,
aunque es una práctica muy discutida.
indica salinidad
sodio
están relacionados con la dureza del agua
calcio y magnesio
contaminación con fertilizantes y heces
amonio
metales pesados
Compuestos orgánicos
De efectos muy nocivos; Sé bioacumulan en la cadena trófica; (se
estudian con detalle en el capítulo correspondiente)
Los aceites y grasas procedentes de restos de alimentos o de procesos
industriales (automóviles, lubricantes, etc.) son difíciles de metabolizar
por las bacterias y flotan formando películas en el agua que dañan a los
seres vivos.
Los fenoles pueden estar en el agua como resultado de contaminación
industrial y cuando reaccionan con el cloro que se añade como
desinfectante forman clorofenoles que son un serio problema porque dan
al agua muy mal olor y sabor.
La contaminación con pesticidas, petróleo y otros hidrocarburos se
estudia con detalle en los capítulos correspondientes.
ALTERACIONES BIOLÓGICAS DEL AGUA
Alteraciones biológicas del agua
Bacterias coliformes
Virus
Animales, plantas, microorganismos diversos
Contaminación que indican
Desechos fecales
Desechos fecales y restos orgánicos
Eutrofización
17
CUADRO DE ENFERMEDADES POR PATÓGENOS CONTAMINANTES DE LAS AGUAS
Tipo de
Enfermedad
Síntomas
microorganismo
Bacterias
Cólera
Bacterias
Tifus
Bacterias
Disentería
Bacterias
Gastroenteritis
Virus
Hepatitis
Virus
Poliomelitis
Protozoos
Disentería amebiana
Gusanos
Esquistosomiasis
Diarreas y vómitos intensos. Deshidratación.
Frecuentemente es mortal si no se trata adecuadamente
Fiebres. Diarreas y vómitos. Inflamación del bazo y del
intestino.
Diarrea. Raramente es mortal en adultos, pero produce la
muerte de muchos niños en países poco desarrollados
Náuseas y vómitos. Dolor en el digestivo. Poco riesgo de
muerte
Inflamación del hígado e ictericia. Puede causar daños
permanentes en el hígado
Dolores musculares intensos. Debilidad. Temblores.
Parálisis. Puede ser mortal
Diarrea severa, escalofríos y fiebre. Puede ser grave si no se
trata
Anemia y fatiga continuas
BIBLIOGRAFÍA
• Encarta 2001
• www.google.com
• www.rincondelvago.com
• www.banrep.gov.co
• http://www.alltheweb.com/
• http://altair.udea.edu.co
• http://www.altavista.com
• http://eicus.com/
• http://www.yahoo.com/
18