Quimica del acuario -Calcio-

Tema en 'Artículos' iniciado por Kaly, 27 Abr 2018.

  1. Kaly

    Kaly

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    Tengo una serie de articulos guardados (los tengo en ingles, lo tengo que traducir) de "https://www.advancedaquarist.com" sobre la quimica del acuario. Entiendo que no son sencillos de leer, que tienen cierta complegidad y que quizas no resulte una lectura amena, pero me parecen muy interesante para comprender como funcionan nuestros acuarios.

    En este es el primero de una serie. Conforme vaya traduciendolos, lo voy poniendo. Vamos, no lo traduzco yo, los pongo en traductor de Google, me parece un trabajo inecesario por mi parte. Ya tengo suficiente con ir corrigiendo las "cagadas" de google

    Química y el acuario: calcio

    Por Randy Holmes-Farley

    Randy discute el calcio y su papel para ayudar a mantener un acuario marino saludable.



    CONTENIDO

    1. Calcio en agua de mar
    2. Estado químico del calcio en agua de mar
    3. Estado químico del calcio en el agua del tanque
    4. Carbonato de calcio en agua de mar
    5. ¿Cuándo puede precipitarse el carbonato de calcio del agua de mar?
    6. Solubilidad de carbonato de calcio en acuarios marinos
    7. Cambio de acidez de bicarbonato con temperatura
    8. Comparando la solubilidad y los cambios de acidez en la sobresaturación de carbonato de calcio
    9. Disolución de CaCO3 en Aquaria
    10. Conclusión
    11. Referencias bibliográficas para lecturas adicionales.
    El calcio es uno de los iones más hablados en los tanques de arrecife. Es fundamental para la formación de una variedad de estructuras, incluidos los esqueletos y las conchas de muchos corales y otros organismos. Este artículo es el primero de varios que proporcionará una comprensión química detallada del calcio en agua de mar, calcio en suplementos de varios tipos, calcio en estructuras biológicas, calcio en varios tipos de roca y arena, el efecto del calcio en otros iones como fosfato, cómo los organismos absorben y depositan calcio y el control del calcio en los tanques. Este artículo se centrará en la naturaleza del calcio en el agua de mar y en nuestros tanques, y responderá preguntas tales como "¿Por qué ese sólido cubre mi calentador?" y "¿Por qué mi arena se disuelve?".
    Calcio en agua de mar

    El calcio es uno de los principales iones en el agua de mar. Está presente en el agua de mar a aproximadamente 410 ppm en todo el mundo, por lo que comprende poco menos del 1,2% en peso de los sólidos. Las variaciones de esta concentración son a menudo causadas por cambios en la salinidad, donde el calcio sube y baja tal como lo hace la salinidad. Otra causa de variación proviene de la entrada de los ríos, que a menudo están muy enriquecidos en calcio en relación con otros iones como el sodio. El calcio también se enriquece con frecuencia en el agua de ventilación hidrotermal que se libera en el fondo del océano. El calcio se disuelve del basalto caliente a medida que el agua pasa a través de él y se libera al océano.
    Una forma de pensar sobre el calcio en el agua de mar es considerar cuánto tiempo un ion de calcio típico está libre en solución antes de precipitar como un sólido como el carbonato de calcio. Al comparar la concentración conocida de agua de mar y la cantidad agregada por los ríos y respiraderos, se puede estimar el tiempo de residencia típico para el calcio en el océano. Del mismo modo, a partir de la concentración de agua de mar y las tasas de sedimentación conocidas en el océano, uno puede hacer lo mismo. Juntos, estos métodos producen una estimación de unos pocos millones de años para el tiempo de residencia del calcio. En comparación, un ion con poca rotación como el sodio tiene un tiempo de residencia de cientos de millones de años, y un ion que se elimina rápidamente de la columna de agua, como el aluminio, tiene una residencia de alrededor de mil años.
    Por supuesto, el tiempo de residencia para el calcio en los tanques de arrecife es mucho más bajo (tan solo una semana o menos para algunos tanques), y es por eso que estamos tan interesados en él: si no lo seguimos agregando, la concentración pronto disminuirá. Lo mismo no puede decirse del océano. Si toda la entrada de calcio al océano se detuviera hoy, no notaríamos la caída de calcio durante mucho, mucho tiempo. La razón de esta diferencia simplemente se reduce al muy pequeño volumen de agua en nuestros tanques, junto con una alta tasa de deposición de carbonato de calcio en comparación con el enorme volumen de agua en el océano, junto con una tasa de deposición no tan alta en general.
    Un aspecto interesante del calcio en el agua de mar es que la concentración de calcio puede ser mayor en las aguas profundas del océano que en las aguas superficiales. En el Pacífico, por ejemplo, el agua de los océanos profundos contiene aproximadamente un 1% más de calcio que el agua superficial. La razón de este aumento es que el carbonato de calcio se vuelve mucho más soluble a alta presión, evitando la precipitación de carbonato de calcio, e incluso permitiendo la disolución de partículas de carbonato de calcio formadas más arriba en el océano que se asientan en las profundidades.
    La razón para este cambio de solubilidad con presión es bastante esotérica. Cuando los iones de calcio y carbonato se disuelven en agua, varias moléculas de agua se adhieren fuertemente a los iones. Esta hidratación se trata en detalle en la siguiente sección. Sin embargo, en general, el volumen ocupado por carbonato de calcio y agua no disueltos es mayor que el volumen ocupado por los iones calcio y carbonato disueltos en esta misma cantidad de agua. Este cambio de volumen se debe principalmente a la mayor "densidad" que pueden alcanzar las moléculas de agua alrededor de los iones en comparación con el agua pura. Cuando esta disolución tiene lugar bajo las tremendas presiones en el fondo del océano, la disolución puede ser impulsada por la presión, debido al cambio de volumen involucrado, dando como resultado una mayor solubilidad.
    Finalmente, el calcio en el océano puede agotarse localmente en lugares donde la precipitación de carbonato de calcio es especialmente rápida. Esto incluye los Bancos de Bahamas (donde se precipita el aragonito oolítico), en partes del Mar Rojo, y presumiblemente en algunas lagunas donde la calcificación es alta y el volumen de agua es pequeño.


    Estado químico del calcio en agua de mar

    En agua dulce por debajo de pH 11 más o menos, los iones de calcio son esencialmente libres. Es decir, no están muy apegados a nada más que al agua y se mueven independientemente de todos los demás iones de la solución (excepto si el agua tiene ciertos agentes complejantes del calcio, como fosfato o ciertos compuestos orgánicos). La Figura 1 muestra un ion de calcio hidratado con moléculas de agua. Esta esfera de hidratación está fuertemente unida al ion en el agua, con aproximadamente 6-7 moléculas de agua fuertemente unidas. Más allá de esta primera esfera de hidratación, por supuesto, hay otras moléculas de agua en una disposición más flexible, y más allá de eso, todas las otras cosas en solución. Todas estas moléculas de agua alrededor del ion se intercambian muy rápidamente, pero las más cercanas al ion se intercambian más lentamente y se mueven con él a medida que se mueve a través de la solución.
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    Figura 1. Un ion de calcio hidratado que muestra su esfera interna de moléculas de agua hidratante. El calcio se muestra en azul oscuro, el oxígeno en rojo y el hidrógeno en azul claro.

    En el agua de mar, la situación es un poco más complicada. Si bien la mayoría de los iones de calcio todavía están libres, algunos (alrededor del 10-15%) están presentes como un par de iones con sulfato, formando el par de iones neutros CaSO4 (Figura 2). Estos tipos de pares de iones solubles son de corta duración, se forman y se separan con bastante rapidez. Sin embargo, pueden tener un impacto significativo en las propiedades del agua de mar. Este par de iones se hidrata a su vez con moléculas de agua, como se muestra en la Figura 2.
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    Figura 2. Un par de iones de calcio / sulfato que muestra su esfera interna de moléculas de agua hidratante. Los colores son los mismos que en la Figura 1, excepto que el azufre se muestra en amarillo, y los átomos de oxígeno en el sulfato se muestran en verde para que se destaquen de las moléculas de agua. Las moléculas de agua se han eliminado de la parte superior para permitir una mejor visualización del calcio y el sulfato.

    El calcio forma pares de iones de forma similar con carbonato y bicarbonato. Si bien estos comprenden una pequeña fracción del calcio total, el par de iones de carbonato de calcio comprende una porción bastante grande del carbonato total (junto con el magnesio, aproximadamente 2/3 del carbonato). Por lo tanto, estos pares de iones tienden a reducir la concentración libre de carbonato y, por lo tanto, ayudan a inhibir la precipitación del carbonato de calcio y, en consecuencia, a aumentar su solubilidad.
    Finalmente, el calcio forma pares de iones con fluoruro, hidróxido, borato, las diversas formas de fosfato y otros iones de menor tamaño que no son importantes para la concentración de calcio libre, pero pueden afectar las concentraciones libres de estos otros iones (especialmente fosfato, donde el calcio se une a más del 70% de PO4 ---). En casi todos los casos, sin embargo, el efecto del calcio es menor que el efecto del magnesio en estos iones, tanto porque la concentración de magnesio es más alta, y porque en algunos casos interactúa más fuertemente (MgF + en comparación con CaF +, por ejemplo).


    Estado químico del calcio en el agua del tanque

    Se espera que el calcio en el agua del tanque de arrecife sea similar al del agua de mar, con un par de excepciones. En particular, muchos orgánicos combinan fácilmente el calcio y, si están presentes, pueden formar quelatos. Algunos de estos son naturales (como los carbohidratos y las proteínas) y pueden estar presentes en los tanques en niveles que superan con creces los del océano. A veces, los acuaristas añaden agentes de unión a calcio adicionales, ya sea intencionalmente o no. Dichos compuestos incluyen EDTA, ácido cítrico, vitamina C (ácido ascórbico), poligluconato y polifosfatos. En consecuencia, se espera que parte del calcio en los tanques de arrecife se vincule a compuestos orgánicos. Cuánto y de qué tipo variará de un tanque a otro, y tal vez ni siquiera sea importante en la mayoría de los tanques.


    Carbonato de calcio en agua de mar

    Un aspecto muy importante del calcio es que, en el agua de mar, en realidad está sobresaturado. Lo que sobresaturación significa en este contexto es que dadas las circunstancias correctas, se precipitará como carbonato de calcio sólido. Por supuesto, bajo muchas otras circunstancias, no lo hace, y la pregunta de por qué es muy importante. Primero, algunas definiciones.
    La expresión constante de equilibrio para la disolución de carbonato de calcio se muestra a continuación:
    (1) K = [Ca ++] [CO3--]
    Cuando K = Ksp * (el producto de solubilidad constante en agua de mar a cualquier temperatura, presión y salinidad), entonces se dice que la solución está exactamente saturada (ecuación 2)
    (2) Ksp* = [Ca++][CO3--] (saturación)
    Cuando el producto de la concentración de calcio y carbonato excede el Ksp *, se dice que la solución está sobresaturada, y hay "demasiado" calcio y carbonato en solución (ecuación 3)
    (3) Ksp * <[Ca ++] [CO3--] (sobresaturación)
    Cuando el producto de la concentración de calcio y carbonato es menor que el Ksp *, se dice que la solución está subsaturada, y el carbonato de calcio puede disolverse si se coloca en la solución (ecuación 4)
    (4) Ksp *> [Ca ++] [CO3--] (undersaturation)
    En agua de mar normal, la ecuación 3 se cumple (supersaturación). El producto de calcio y carbonato es aproximadamente 3 veces el Ksp * de aragonito y 5 veces el de la calcita (aragonito y calcita son diferentes formas cristalinas de carbonato de calcio, estas diferencias se discutirán más en futuros artículos). En consecuencia, el carbonato de calcio está a punto de precipitarse a partir del agua de mar, dada la oportunidad.
    ¿Cuándo puede precipitarse el carbonato de calcio del agua de mar?

    Una situación en la que el carbonato de calcio puede precipitarse consiste en añadir cristales de siembra de carbonato de calcio de algún tipo al agua de mar. En muchos casos, esta acción iniciará la precipitación de carbonato de calcio (y magnesio también). Esta precipitación normalmente no se produce hasta que se ha eliminado toda la sobresaturación, pero se detiene por algunos otros procesos (ver a continuación).
    Una segunda situación donde ocurre la precipitación es si la sobresaturación es empujada a niveles inusualmente altos. Esto puede ser causado por un aumento en el pH, un aumento en la temperatura (discutido a continuación), o más obviamente, por un aumento en el calcio o el carbonato.
    Después de que algo de carbonato de calcio sólido haya ingresado al sistema (ya sea el océano o un tanque), ya sea por precipitación o por adición del acuarista (por ejemplo, arena de carbonato de calcio), la precipitación comenzará inmediatamente. Curiosamente, varias cosas detienen la precipitación en el agua de mar, lo que permite que el océano esté sobresaturado. Sin estos procesos, es poco probable que el océano permanezca sobresaturado, e incluso podría hacer que sea imposible para los corales mantener los esqueletos sin gastar un esfuerzo considerable para evitar la disolución.
    ¿Qué procesos inhiben la precipitación continua de CaCO3 sobre un cristal en crecimiento? Lo principal que sucede en el agua de mar normal es el impacto del magnesio. Hace dos cosas críticas (discutidas en detalle en este artículo vinculado):
    1.El magnesio retiene los iones de carbonato y reduce su concentración libre, reduciendo así la probabilidad de precipitación en las superficies de carbonato de calcio.
    2.El magnesio llega a la superficie de crecimiento del cristal, esencialmente envenenándolo para una mayor precipitación de carbonato de calcio.
    Tenga en cuenta que si bien estos dos procesos inhiben la precipitación de carbonato de calcio, el primero en realidad aumenta la solubilidad, mientras que el segundo no lo hace. Vale la pena señalar que la solubilidad del carbonato de calcio en el agua de mar es aproximadamente 26 veces mayor que en el agua dulce a la misma temperatura, y este primer efecto del magnesio es una de las razones. El segundo proceso anterior no hace que el carbonato de calcio sea más soluble. En cierto sentido, inhibe la ruta entre los iones solubles de calcio y carbonato, y el carbonato de calcio sólido que se formaría.
    Otros procesos que inhiben el crecimiento de cristales en los tanques de arrecife involucran tanto fosfato como compuestos orgánicos que llegan al cristal en crecimiento, inhibiéndolo tal como lo hace el magnesio. Es probable que estos procesos ocurran también en el agua de mar natural, pero dado que las concentraciones tanto de compuestos orgánicos como de fosfato pueden ser más altas en los tanques, su efecto puede mejorarse. Hay una extensa discusión de estos temas en "Captive Seawater Fishes" por Stephen Spotte (1992).
    Hay varios resultados interesantes de la sobresaturación de carbonato de calcio en nuestros tanques. Uno que mucha gente encuentra rápidamente en el mantenimiento de un tanque de arrecife es que los calentadores y otros objetos calientes (por ejemplo, los impulsores de la bomba) parecen recubrirse de sólidos con el tiempo. ¿Por qué es esto?
    Este sólido es principalmente carbonato de calcio, aunque también tiene otros iones en el cristal (magnesio y otros metales, fosfato y otros aniones, etc.). Las dos razones por las que esto sucede se entienden fácilmente, pero la principal no es para nada obvia.
    Una contribución a la razón por la cual el carbonato de calcio precipita en los calentadores es simplemente que el carbonato de calcio en el agua de mar es ligeramente menos soluble a medida que aumenta la temperatura. Como el carbonato de calcio ya está sobresaturado, el efecto es que cuando el agua se calienta, aumenta la sobresaturación del carbonato de calcio, lo que hace que la precipitación sea más probable.
    La sobresaturación (W) para carbonato de calcio en agua de mar viene dada por:
    (5) W = [Ca ++] [CO3 -] / Ksp *
    Cuando W = 1, la solución está saturada, y cuando W> 1, la solución está sobresaturada. Cuanto mayor es W, más probable es que tenga lugar la precipitación. A S = 35 y 1 atmósfera de presión, el Ksp * disminuye ligeramente a medida que aumenta la temperatura. Millero ("Chemical Oceanography", 1996) proporciona una serie de ecuaciones largas para calcular Ksp * tanto para aragonita como para calcita. Para aragonita, el log Ksp * cae de -6.19 a 25 ° C, a -6.23 a 40 ° C a -6.44 a 80 ° C. En términos relativos, el Ksp * ha pasado de 1 a 0.91 a 0.55 en este rango de temperatura. Del mismo modo para la calcita, la Ksp * relativa ha cambiado de 1 a 0.96 a 0.73 en este rango.
    En consecuencia, si un tanque tiene una sobresaturación de aproximadamente 3 para aragonita y 5 para calcita a 25 ° C (típico para agua de mar), entonces a 40 ° C la sobresaturación ha aumentado a aproximadamente 3.3 y 5.2, respectivamente. A 80 ° C esta sobresaturación ha aumentado a 5.4 y 6.8, respectivamente. Dado que la sobresaturación ha aumentado, la probabilidad de precipitación ha aumentado, y este aumento es parte de la explicación de por qué la precipitación tiene lugar en los calentadores.


    Cambio de acidez de bicarbonato con temperatura

    Una segunda y quizás inesperada contribución a la precipitación del carbonato de calcio en los objetos cálidos tiene que ver con la concentración de carbonato. A medida que se calienta el agua, el equilibrio entre el bicarbonato y el carbonato (ecuación 6) se desplaza hacia el carbonato.
    (6) HCO3- <- -> H + + CO3--
    (7) Ka * = [CO3 -] [H +] / [HCO3 -]
    (8) [CO3--] = Ka * [HCO3 -] / [H +]
    (9) pKa * = -log Ka *
    Este cambio hacia el carbonato se evidencia por el cambio en el agua de mar pKa * para bicarbonato de 9.00 a 25 ° C a 8.68 a 40 ° C y 8.16 a 80 ° C (calculado a partir de las ecuaciones proporcionadas por Millero; el * simplemente indica que está en agua de mar a una determinada temperatura, presión y salinidad).
    De la ecuación 8 (y derivaciones relacionadas), vemos que si el Ka * aumenta, entonces [CO3--] aumentará, [H +] aumentará y [HCO3-] disminuirá. La pregunta es por cuánto.
    Suponiendo que la concentración de carbonato es mucho menor que la concentración de bicarbonato, podemos determinar el cambio en H + con la ecuación 10. La ecuación 10 es simplemente la solución de la ecuación 8 para H +:
    (10) [H +] ~ [Ka * C + Kw *] 1/2
    donde C es la concentración total de especies de carbonato / bicarbonato / ácido carbónico y pKw * es la constante para la autodisociación del agua. [Acerca de la suposición de que la concentración de carbonato es menor que la concentración de bicarbonato: sabemos que esto es cierto para el agua de mar a 25 ° C, pero también es genéricamente demostrado por Pankow ("Aquatic Chemistry Concepts", 1991; p. válido con esta combinación de pKa * (alrededor de 9), pKw * (alrededor de 13) y C (alrededor de 2 mM) para otras temperaturas también].
    Usando los valores de Ka * y Kw * a las temperaturas apropiadas, encontramos que [H +] ha aumentado en un factor de aproximadamente 1.45 entre 25 y 40 ° C. Como curiosidad, esto ha resultado en una disminución en el pH de alrededor de 0.16 unidades.
    Aún así, lo que queremos saber es el cambio en la concentración de carbonato. Volviendo a la ecuación 8 tenemos:
    (11) [CO3 -] 25 = Ka * 25 [HCO3-] 25 / [H +] 25
    para 25 ° C y
    (12) [CO3 -] 40 = Ka * 40 [HCO3-] 40 / [H +] 40
    por 40 ° C. Suponemos, como se indicó anteriormente, que [HCO3-] 25 = [HCO3-] 40 (es decir, que la concentración de bicarbonato es tan alta que tomar un poco de distancia para formar carbonato no afecta significativamente la concentración de bicarbonato). Sustituyendo el cambio conocido en Ka * (Ka * 40 = 2.1Ka * 25) y H + ([H +] 40 = 1.45 [H +] 25), obtenemos
    (13) [CO3 -] 40 = (2.1Ka * 25) [HCO3-] 40 / 1.45 [H +] 25
    Combinando las ecuaciones 11 y 13, y el hecho de que [HCO3-] 40 ~ [HCO3-] 25, obtenemos
    (14) [CO3-] 40 = 1,45 [CO3 -] 25
    En consecuencia, al pasar de 25 ° C a 40 ° C, la concentración relativa de carbonato se ha incrementado en un factor de 1,45. Ahora podemos regresar y confirmar nuestra suposición de que el carbonato todavía está muy por debajo de la concentración de bicarbonato, y claramente lo es, por lo que esa suposición era válida.
    Volviendo a lo que realmente nos importa, la sobresaturación de carbonato de calcio, encontramos que si el carbonato se ha incrementado en un factor de 1.45, entonces la sobresaturación de calcita y aragonita se han incrementado en el mismo factor (ecuación 5).
    Ejecutando los mismos cálculos para 80 ° C (pKa = 8.16) conseguimos que la concentración de carbonato aumente en un factor de 2.4x en comparación con los 25 ° C. El [H +] también aumenta por el mismo factor.


    Comparando la solubilidad y los cambios de acidez en la sobresaturación de carbonato de calcio

    Comparando el aumento en supersaturación debido a la solubilidad y cambios de acidez entre 25 y 40 ° C para aragonito, encontramos un cambio de W = 3.0 a 3.3 debido a la solubilidad, y de 3.0 a 4.4 debido al cambio de bicarbonato pKa. En conjunto, estos efectos producen una sobresaturación de 4.8 para aragonita.
    De manera similar para la calcita, el cambio de solubilidad entre 25 y 40 ° C provoca un aumento en W de 5.0 a 5.2 para el cambio de solubilidad y de 5.0 a 7.3 para el desplazamiento de bicarbonato pKa. En conjunto, estos efectos producen una sobresaturación de 7.5 para calcita.
    Comparando el aumento en supersaturación debido a cambios de solubilidad entre 25 y 80 ° C, encontramos un cambio de W = 3.0 a 5.4 debido a la solubilidad, y de 3.0 a 7.2 debido al cambio de bicarbonato pKa. En conjunto, estos efectos producen una sobresaturación de 13 para aragonita.
    De manera similar para la calcita, el cambio de solubilidad entre 25 y 80 ° C causa un aumento en W de 5.0 a 6.8 para el cambio de solubilidad y de 5.0 a 12 para el desplazamiento de bicarbonato pKa. En conjunto, estos efectos producen una sobresaturación de 16.3 para la calcita.
    ¿Qué significan realmente estos valores? Las siguientes combinaciones de calcio y alcalinidad tienen la misma sobresaturación en agua de mar:
    Agua de mar normal a 80 ° C
    Agua de mar a 25 ° C con calcio elevado a 1300 ppm
    Agua de mar a 25 ° C con la alcalinidad elevada a 8.2 meq / L
    Tiene sentido que las tres situaciones anteriores puedan provocar la precipitación de carbonato de calcio, y eso es exactamente lo que ocurre en la superficie de los objetos calientes en nuestros tanques.


    Disolución de CaCO3 en Aquaria

    Si el carbonato de calcio está sobresaturado en acuarios marinos, ¿cómo puede disolverse? La respuesta radica en el hecho de que, si bien la columna de agua está sobresaturada, otras partes del tanque pueden no estarlo. Específicamente, el agua intersticial de arena y roca suele ser más baja en pH que la columna de agua. Por ejemplo, si pongo una sonda de pH en mi lecho de arena de aragonita oolítico, obtengo un pH en los 7, cuando la columna de agua tiene un pH = 8.4.
    Las razones para que el pH sea más bajo en la arena están más allá del alcance de este artículo, pero se relaciona con la descomposición de compuestos orgánicos (y algunos compuestos de nitrógeno). Tanto la oxidación aeróbica como anaeróbica de los compuestos orgánicos en el agua de mar puede conducir a la producción de ácido, especialmente ácido carbónico derivado del CO2. Este enlace es un hilo que muestra algunas de las reacciones que pueden (y no pueden) producir ácido en lechos de arena.
    A medida que se reduce el pH, el equilibrio entre el carbonato y el bicarbonato se desplaza hacia el bicarbonato (es decir, se desplaza hacia la izquierda en la ecuación 15):
    (15) HCO3- <- -> H + + CO3--
    Este cambio reduce considerablemente la concentración de carbonato. Utilizando la ecuación 8, se puede calcular que la concentración de carbonato cae aproximadamente en un factor de 3 para una caída de pH de 0,5 y en un factor de 10 para una caída de la unidad de pH completo. En consecuencia, aragonita primero se vuelve soluble en agua de mar cuando el pH cae por debajo de 7.7 (este valor podría ser más como 7.5-7.7 en tanques de arrecife donde la alcalinidad es a menudo más alta que en agua de mar). Ese nivel se alcanza en algunas camas de arena, y permite la disolución de parte de la arena.
    La velocidad de disolución es bastante baja, sin embargo, debido a que la velocidad de suministro y degradación de compuestos orgánicos (o ciertos compuestos de nitrógeno) lo suficientemente profundos en la arena para permitir una caída de pH es bastante baja. La tasa, sin embargo, variará de un tanque a otro ya que las diferentes formas de entregar los compuestos orgánicos a partes más profundas de la arena variarán (difusión, movimiento por organismos, muerte de organismos, etc.). Tenga en cuenta que la necesidad de oxidar los compuestos orgánicos en las partes más profundas de la arena para permitir la disolución de la arena no tiene nada que ver con la oxigenación de la arena. Tiene más que ver con el hecho de que en las regiones cercanas a la superficie de la arena, el pH será más cercano al del tanque por transferencia de ácido y base desde la columna de agua, y debe ser lo suficientemente profundo para permitir un pH más bajo. para establecerse.


    Conclusión

    Así comienza el camino hacia una comprensión completa de los muchos aspectos del calcio en los tanques de arrecife. Es un ion complicado con una variedad de aplicaciones críticas en tanques de arrecife. Tener una mayor apreciación de algunas de estas aplicaciones no solo lo dejará mejor informado sobre cómo funciona su tanque, sino también sobre cómo tratar, o mejor aún, prevenir problemas relacionados con el calcio.
     
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  2. devil sea

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    Fantastico articulo !!!!
     
  3. Salva JV

    Salva JV

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    Lo guardo para leerlo más tranquilamente!!
    Muchas gracias por tu tiempo y compartirlo!!
     
  4. Crow

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    muy bueno. gracias por compartirlo
     
  5. da8

    da8

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    Genial aporte de randy holmes.

    Una bestia parda como lo es nuestro ángel morales.

    Gracias por compartirlo
     
  6. patricia.mancillaiglesias

    patricia.mancillaiglesias

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    Muy interesante. Gracias por compartir este artículo.
    Saludos
     
  7. lois

    lois

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    Gracias por compartirlo kaly