piscina

A estas alturas de verano, y con un poco de suerte, ya habrás podido darte un chapuzón en alguna piscina. Y aunque reconozco que tanto la sensación refrescante como la pseudo-ingravidez que sientes al entrar son en gran parte responsabilidad de la física, sin química las cosas no serían lo mismo. Si te apetece, nos sumergimos…

De lo primero que podríamos ocuparnos es del agua en sí misma. Se podrían decir muchas cosas interesantes sobre el agua, pero de todas ellas me gustaría destacar, por su importancia en esto del baño, una que es aparentemente evidente: el agua es líquida a temperatura ambiente. “¿Para esto leo yo un blog de divulgación?; ¿para que me digan perogrulladas?”… Un momento. Hay algo especial en el agua. Podemos ir a la tabla periódica y fijarnos en el grupo del oxígeno. Le acompañan, en orden descendente, el azufre, el selenio, el teluro, el polonio y el livermorio. Sabemos que los grupos en la tabla periódica (las columnas) constan de elementos con el mismo número de electrones en su última capa, y por tanto con características químicas similares. Pues bien, el compuesto equivalente al agua formado con el elemento más “parecido” al oxígeno, el azufre, es el sulfuro de hidrógeno, que es un gas a temperatura ambiente. No puedes (ni quieres) bañarte en sulfuro de hidrógeno. ¿A qué se debe pues que el agua sea líquida a temperatura ambiente? O, lo que es prácticamente lo mismo… ¿Cuál es la razón química de la existencia de la vida tal como la conocemos? Veamos; en el agua se combinan dos átomos de hidrógeno con uno de oxígeno, que comparten electrones formando enlaces covalentes. El oxígeno es muy electronegativo, o, dicho más sencillo, muy avaricioso con los electrones que comparte con los hidrógenos. Como haría un hermano mayor abusón se los deja poco a los pequeños hidrógenos, de manera que adquiere cierta densidad de carga negativa, mientras que al otro extremo, los hidrógenos se quedan con cierta carga positiva. Esto hace que entre el oxígeno de una molécula y los hidrógenos de otra se pueda establecer una atracción electrostática, llamada “puente de hidrógeno”, que las mantiene más juntitas, haciendo que en lugar de un gas, donde las moléculas van a su bola, el agua sea un líquido a temperatura ambiente, con las moléculas haciendo ese baile verbenero un tanto ridículo en el que enganchas tu brazo al de alguien, das una vuelta con él, te sueltas y acto seguido te enganchas del brazo de otra persona para volver a empezar.

Bueno, ya tenemos el agua. Pero como hemos apuntado antes el agua es el medio perfecto para el desarrollo de la vida tal cual la conocemos en este planeta, y esto, que a lo que es la diversidad de especies le ha venido muy bien, se presenta como un inconveniente cuando queremos mantener el agua limpia. “Hay que echarle cloro”, ¿cuántas veces hemos oído esa frase? Yo, particularmente, sólo unas pocas veces menos que “¡Ponte las zapatillas!”. ¿Por qué hay que “echarle cloro” a la piscina?… En realidad no es el elemento cloro quien tiene la función bactericida que nos interesa, sino un compuesto, el ácido hipocloroso (valencias del cloro, +1,+3,+5,+7, hipo_oso, oso, ico, per_ico, por tanto valencia +1, más la valencia +1 del hidrógeno, se compensan con un sólo átomo de oxígeno y…tachán! HClO). Esta especie es muy oxidante, es decir, tiene mucha capacidad para ceder átomos de oxígeno a otros compuestos. Como hemos dicho antes, el oxígeno tiene mucha ansia por coger electrones, y esto hace que otros elementos del compuesto donde se incorpore se los tengan que ceder, lo que nos lleva al concepto más general de oxidación, el aumento del número de valencia. El caso, que el HClO se aprovecha de que es una especie sin carga (al contrario que el ClO-, que también es oxidante pero que tiene menos efecto bactericida) para atravesar fácilmente la membrana citoplasmática y una vez en el interior de la célula bacteriana hacer la puñeta a proteínas y ácidos nucleicos, oxidando grupos tiol, amino e indol, de manera que quedan inactivados. Y sin proteínas ni ácidos nucleicos no se puede vivir, te pongas como te pongas.

“Todo esto está muy bien, pero mi padre se pone muy neura con el pH de la piscina… ¿a qué viene eso?, ¿es como lo de las zapatillas?”… en realidad no, tiene razón en vigilar muy de cerca el pH, que no es otra cosa que el logaritmo negativo de la concentración de protones: pH = -log [H+]. No sé a quién se le ocurrió que una “p” podría equivaler al logaritmo negativo (-log), probablemente al mismo genio que inventó la vichisuá (vichyssoise). El caso es que, al igual que en esa retorcida sopa fría, todo queda rodeado de confusión y misterio. El pH no es más que una forma de expresar la concentración de protones (núcleos de átomos de hidrógeno, H+). El problema es que como esta concentración puede variar en un intervalo de varios órdenes de magnitud, resulta práctico sacar el logaritmo y tener escalas más manejables. Y la concentración de H+ es importante porque interviene en los siguientes equilibrios químicos:

En la primera reacción tenemos el equilibrio de disociación de nuestro agente antimicrobiano, el ácido hipocloroso. Nos conviene que haya suficiente HClO para mantener el agua limpia, y para eso necesitamos desplazar el equilibrio hacia la izquierda. Le Châtelier, en el Principio que lleva su nombre, nos dice que con las reacciones químicas pasa como con las morcillas. Si aprietas por un lado se sale por el otro. Es decir, que añadir H+ (apretar por la derecha) hará que generemos más HClO. Fácil pues, añadamos H+. Pues hasta cierto punto, porque si aumentamos mucho la concentración de protones (disminuimos mucho el pH, lo hacemos muy ácido) nuestra piel se puede irritar, y, además, estamos empujando por la izquierda en la segunda reacción, que no es otra que la disolución -las especies disueltas se indican con (aq)- del carbonato cálcico que generalmente forma parte del mortero que mantiene unidos los ladrillitos de las paredes de la piscina. Y eso no mola. Aunque en realidad, en zonas de agua muy dura (con mucha concentración de calcio) este problema se atenúa.

Todo esto que puede parecer medianamente sofisticado queda más prosaico al decir que la fuente de especies cloradas es generalmente hipoclorito sódico (NaClO), vulgo lejía, que al disociarse en agua aporta los aniones hipoclorito (ClO-) del primer equilibrio, y que para compensar el consumo de H+ que supone la generación de HClO se añade ácido clorhídrico (HCl), vulgo “salfumán”, o “salfumant” (¿alguien me puede aclarar si esta palabra es de origen local levantino?; me da por pensar que se llama así por su continua emisión de vapores irritantes…). Desde hace unos años han aparecido preparados con otras especies de cloro (cloroisocianuratos, que en su equilibrio de formación de HClO generan ácido cianúrico, que protege al HClO de la degradación por acción de la luz del sol) y otros compuestos floculantes cuya misión consiste en agregar las partículas de sólido en suspensión para que, al ser más grandes, puedan eliminarse por filtración o caigan al fondo donde pueden ser “barridas”.

La próxima vez que entres en una piscina puedes trata de imaginar todos los equilibrios que están produciéndose a tu alrededor… o mejor dile a quien esté haciendo la paella que te acerque las olivas del aperitivo y disfruta, que la química ya trabaja para ti.

Referencias y agradecimientos:

«The Chemistry of Swimming Pool Maintenance» Carl Salter and David L. Langhus. Journal of Chemical Education, 84, 7, 2007.  

A Clara por tantas cosas, y en concreto por la revisión «bio» de esta entrada.