1
CALIDAD DEL AGUA DEL ACUARIO

Guillermo Sanz Málaga
PERÚ.

Los aficionados, por lo general, se dedican a criar peces que se adaptan a la
calidad del agua de su localidad, pero cuando se desea progresar en la crianza y,
sobre todo, en la reproducción de especies que precisan de una calidad especial de
agua, resulta imprescindible recurrir a medidas relativamente sencillas, pero que
exigen profundizar los conocimientos sobre lo que significa calidad del agua y desde
luego de nuestro sentido común para evitar complicaciones en el momento de
aplicarlos.
Los peces, durante millones de años, se han ido adaptando progresivamente a
las condiciones del agua de su hábitat, generalmente bajo situaciones adversas. Si
bien es cierto, estas circunstancias, les ha permitido no solo sobrevivir sino
desarrollarse y reproducirse, también es cierto que les ha restado la capacidad para
vivir bajo condiciones diferentes; de allí que para ellos es preciso que acondicionemos
el agua con parámetros a los que estaban acostumbrados, puesto que son
determinantes directos de su biología.
Los peces y todos los habitantes del acuario, incluyendo bacterias,
invertebrados y plantas, están íntimamente relacionadas con el medio acuático que los
rodea. De él obtienen los elementos necesarios para poder vivir y realizar sus
funciones vitales y, también, es donde liberan los desechos de su metabolismo
celular. Este intercambio permanente entre el medio interno y el externo, deja
expuesto el medio interno de los habitantes del acuario a los cambios que experimenta
el medio ambiente que los rodea, haciéndolos, por lo tanto, dependientes de él. Dicho
intercambio se realiza principalmente a través de delicadas membranas biológicas
semipermeables, es decir, son selectivas en cuanto dejar entrar y salir determinados
elementos. En los peces, dichas membranas se encuentran en las branquias, piel y
otras estructuras que permiten y regulan el tránsito de determinadas sustancias. Las
branquias tienen una superficie muy extensa, hasta 10 veces mayor que la del cuerpo
del pez. Además de su función de intercambio de gases, cumplen otras funciones
como: intercambio y mantenimiento del balance iónico y ácido-básico del pez, es la
principal fuente de expulsión de los desechos nitrogenados, producto del metabolismo
de las proteínas y a través de ellas se capta directamente el oxígeno disuelto en el
agua mediante el fenómeno de contracorriente: la sangre circula en un sentido y el

2

agua en sentido contrario, lo que permite absorber el 100% de oxígeno necesario.
disuelto en el agua. La epidermis también capta oxígeno directamente del agua.
En los ambientes naturales existen fuerzas opuestas que se equilibran para,
conseguir la estabilidad del medio acuático. Este equilibrio, en el caso del acuario, es
prácticamente imposible de lograr mediante medios artificiales, razón por la cual hay
una permanente alteración de los factores determinantes de la calidad del agua.
El término “calidad del agua”, se presta a diferentes interpretaciones.
Generalmente, en forma errónea, se entiende por calidad del agua a la cantidad de
desechos metabólicos de peces y plantas que se encuentran disueltos en ella.
Sabemos que los peces, como resultado de su metabolismo proteico, expulsan el
nitrógeno en forma de amoníaco (NH3) y de urea [CO (NH2]2 y; mediante la
respiración expelen bióxido de carbono (CO2). Si bien es cierto, el exceso de
metabolitos produce un efecto negativo sobre la calidad del agua, no lo es todo.
Para hablar en forma correcta se debe tener en cuenta muchos aspectos. Por
ejemplo: el agua blanda con pH ácido es adecuada para determinados especies, en
especial los amazónicos y será de pobre calidad para aquellos que necesiten aguas
alcalinas y duras, como los cíclidos africanos del lago del Rift. En otras oportunidades
se puede referir a los niveles de temperatura que cada una de las especies necesita.
Niveles por debajo o por arriba de los límites considerados como adecuados, producen
estrés y por lo tanto favorecen la aparición de enfermedades, etc.
En general podemos decir que cuando hablamos de calidad del agua, no sólo
nos referimos a la sanidad de ésta, sino a que los diferentes factores que la
determinan, sean los adecuados en relación a los requerimientos de cada especie de
peces.
En resumen, y en forma correcta se denomina “Calidad del agua del
acuario” al conjunto de características físicas, químicas y biológicas del agua,
que hacen posible el adecuado mantenimiento de diversas especies de peces, lo
que significa que cada especie tiene exigencias propias de su organismo en
relación al hábitat del cual proviene.
Si bien la calidad del agua es esencial, evidentemente no lo es todo, a ello
debe sumarse un buen mantenimiento del acuario, adecuada iluminación,
mantenimiento de plantas bien desarrolladas y sanas, alimentación variada, elección
de especies compatibles, mantenimiento de una buena filtración, etc. Por lo tanto
controlar unos pocos parámetros del agua puede producirnos una falsa
sensación de seguridad. Además se debe tomar en cuenta que hay una
interrelación muy íntima entre los diferentes parámetros del agua. Si solo nos
preocupamos de ajustar uno o dos parámetros como pH y dureza, por ejemplo, nos

3

estaremos dedicando sólo a una pequeña fracción de los parámetros que pueden
afectar la calidad del agua y con ello la salud de los peces, y estaremos dejando de
lado la constante acumulación de desechos de los productos finales de la biofiltración,
feromonas y otros pululantes del acuario que sólo pueden ser removidos mediante los
cambios del agua llevados a cabo en forma periódica y regular, los que además de
proporcionar agua fresca, ofrecen elementos traza., de allí que los efectos de los
cambios del agua sean definitivamente la mejor medida y la de mayor rendimiento,
que sólo el control de pocos parámetros. Otra ventaja de los cambios de agua es la
reducción del estrés que producen los cambios bioquímicos del agua. Es cierto que
también producen estrés a los peces y plantas, pero siempre es mucho menor que el
sufrido por la acumulación de productos tóxicos. Desde luego que el mantenimiento
uniforme de los parámetros del agua es beneficioso para todos los habitantes del
acuario.
Los peces que actualmente se comercializan, por haber sido domesticados
durante muchos años, son capaces de tolerar cambios algo diferentes a los de su
hábitat, pero sólo dentro de ciertos límites; fuera de los cuales los peces estarán bajo
estrés permanente. Esto no significa que podemos abusar de ello, es de mejor
rendimiento imitar las condiciones del agua lo más cerca posible a los requerimientos
de cada una de las especies. Los factores que determinan la calidad del agua del
acuario son múltiples, también se les llama parámetros. Y son los siguientes;

4

Factores determinantes de la calidad del agua en el acuario
A. CICLO DEL AGUA.
B. FACTORES QUÍMICOS
1. Dureza.
2. pH.
3. Salinidad (total sólidos disueltos) o conductividad)
4. Sistema de carbonatos
5. Cloro
6. Azufre
7. Fósforo y fosfatos.
C. FACTORES FÍSICOS:
1. Temperatura.
2.- Iluminación.
3.- Gases Disueltos en el agua.
D. FACTORES BIOLÓGICOS:
1. Ciclo del nitrógeno.
2. Filtración.
3. Fotosíntesis.
E. FACTORES AGREGADOS:
1. Hacinamiento
2. Sobrealimentación.
3. Medicación y agregados innecesarios
4. Cambios de agua del acuario.
5. Transporte de los peces en bolsas.
pH
El conocimiento de éste parámetro es muy importante pues es otro de los
parámetros de la calidad del agua y además por que los procesos enzimáticos y
bioquímicos en general que mantienen la vida, tanto de peces, como de plantas y
otros residentes del acuario no funcionan adecuadamente fuera de los límites
requeridos. Sin embargo, es un error considerar este parámetro en forma aislada.
Cuando se encuentra alterado se deben investigar todos los factores que afectan la
calidad del agua ya que, es muy posible, que las fluctuaciones del pH no sean el
verdadero problema sino, simplemente, su consecuencia.

5

CONCEPTO. El pH, es otro de los parámetros químicos determinantes de la calidad
del agua del acuario. Lo que conocemos como pH es una abreviatura de lo que
Sörensen denominó potencial de Hidrógeno y su determinación nos informa sobre la
cantidad de iones hidrógeno (H+) que existen en una solución. Es decir mide el grado
de acidez o de alcalinidad de la solución problema. En otras palabras, mide la
intensidad de las reacciones ácidas o alcalinas (básicas). No mide la
concentración total de ácidos o de bases existentes en el agua. Así, la adición de
ácidos fuertes como el sulfúrico (H2SO4) y clorhídrico (HCl) bajan considerablemente
el pH, mientras que las mismas cantidades de ácidos débiles, como el ácido carbónico
(H2CO3), sólo lo bajan ligeramente; lo mismo en relación con los álcalis, en cuanto a
subir el pH.
ESCALA DEL PH. Se trata de una escala arbitraria que va del 0 al l4. Es decir,
desde el cero normal hasta el 0.00000000000001 normal; cuyos logaritmos negativos
o pH se extienden desde el 0 al 14, de donde se deduce que cuanto mayor sea el
grado de acidez, menor será el pH y viceversa.
0 1 3 4 5 6 |7| 8 9 10 11 12 13 14
Ácido (H+) Neutro Alcalino (OH-)
De acuerdo a esta escala el pH 7 es neutro, por debajo de este valor es ácido
y por arriba alcalino.
MEDICIÓN DEL pH. Se puede hacer mediante tiras de papel tornasol o bien
mediante métodos colorimétricos los cuales se pueden obtener en los comercios
especializados. También existen aparatos electrónicos llamados pHmetros de tipo
digital que proporcionan valores exactos e instantáneos, basta introducir el extremo
del sensor dentro del agua para que aparezca el valor exacto de la solución.
Para medir el pH mediante el método colorimétrico se usa el azul de
bromotimol que en contacto con el agua produce cambios de cloración y cubre el
rango de 6 a 7.6, como podemos observar en la siguiente tabla:
Color Valor del pH
amarillo moderadamente ácido (pH: 6)
verde neutro (pH: 7)
azul alcalino (pH: 7.6)

6

La medición del pH debe hacerse a la misma temperatura o, por lo menos, en
el mismo horario; pues el agua con baja temperatura contiene más ácido carbónico
que baja el pH.
Pequemos cambios del pH representan un geram cambio en la química del
agua. Así, por ejemplo, la diferencia entre um pH de 7 com uno de 6, representa uma
concentración de ácido 10 veces mayor. Un pH de 5 es 100 veces más ácido que el
pH 7 y 1,000 veces más ácido que el pH 10. Esto se debe a que la escala del pH es de
tipo logarítmico com base 10.
De donde se deduce que lo que consideramos pequeñas variaciones del
pH, significa cambios importantes en la concentración real de hidrogeniones.
FUENTES DEL HIDRÓGENO (H+) EN EL ACUARIO. Dos son las principales:
• Una es el hidrógeno que queda libre durante el ciclo del nitrógeno. Mientras más
peces y restos orgánicos existan en el acuario habrá más producción de amoníaco
(NH4-NH3) y, por lo tanto, el ciclo del nitrógeno será más activo y las posibilidades
de que el agua se acidifique, en forma gradual, también serán mayores. El ciclo se
inicia con el amoníaco y llega a nitratos (NO3-), para lo cual pierde 3 átomos de
oxígeno (O2) y libera tres hidrogeniones (H+) que son los que acidifican el agua.
• La otra fuente es el bióxido de carbono (CO2) expulsado durante la respiración de
los peces y por las plantas durante la noche, además el procedente de la
atmósfera que en contacto con el agua, forma ácido carbónico (H2CO3) que
acidifica el agua y luego al ionizarse deja libre un hidrógeno, que acidifica el agua.
H2CO3􀃅----􀃆ionización---􀃆 HCO3- + H+
• También en algunos casos, como en la descalcificación biógena, se liberan
hidrogeniones (H+) que rápidamente se combinan con el calcio (Ca). Ésta
descalcificación es dependiente de la luz que aumenta la fotosíntesis de las
plantas y algas y por lo tanto el consumo de CO2 es muy grande y ante su
carencia es tomado de los bicarbonatos ((CO3H)2) con desprendimiento de H+.
Con el objeto de comprender mejor lo que este parámetro significa, creemos
conveniente dar algunos conceptos tales como: lo que se entiende por ácidos y bases
y lo que es la disociación y acción de masas.
CONCEPTO DE ÁCIDOS Y BASES FUERTES Y DÉBILES. Clásicamente se
considera como Ácido a una sustancia que al disociarse libera hidrogeniones (H+) y
como Base (álcali) la que libera iones hidroxilos también llamados oxidrilos (OH-).
Este concepto es preferible reemplazarlo por el desarrollado por Brönted que

7

consiste en que un hidrogenión (H+) es lo mismo que un protón (Protón es un
constituyente del núcleo del átomo y tiene carga positiva). De ello resulta que un
ÁCIDO es toda molécula o especie de moléculas capaz de liberar protones y BASE,
llamada también álcali, es toda molécula o especie de moléculas capaz de aceptar
protones. Ejemplo, el ácido clorhídrico (HCl) y una base el bicarbonato de sodio
(NaHCO3)
HCl + H20􀃅---------------􀃆 ClOH + 2H+
NaHCO3- + H2O􀃅------􀃆 CO3H2 + Na + OHAlgunas
bases como el hidróxido de potasio (KOH) y el hidróxido de sodio
(NaOH) no aceptan protones; sin embargo, funcionan como tales, debido a que al
disociarse liberan aniones oxidrilos que resultan ser la verdadera base y, por lo tanto,
acepta un protón (H+) para formar agua.
NaOH􀃅----------􀃆 Na + OHOH-
+ H+􀃅-----􀃆 H2O
En cambio, el ión amonio (NH4+), que es una base, actúa como un ácido
fuerte, pues al disociarse libera un protón:
NH4􀃅----------􀃆 NH3 + H+
El amoníaco (NH3) sí es una base porque acepta un protón (H+) para formar
otra base que es el amonio (NH4+).
NH3 + H+􀃅-----􀃆 NH4
El hidrogenión (H+) no existe libre en una solución, sino combinado con el
solvente. En el caso que se trate de una solución acuosa está combinado con el agua
formando un ión hidronio (H3O+). Lo mismo sucede con el ión hidroxilo (OH-) el cual
está como H2OOH- . Es decir estos iones estarían hidratados, pero por costumbre
seguiremos usando las expresiones de hidrogenión (H+) y oxidrilo o hidroxilo (OH-).
Los Ácidos Fuertes, llamados así porque se disocian casi completamente,
mientras que los Ácidos Débiles se disocian pobremente. Así, por ejemplo, los ácidos
clorhídrico (HCl), o el sulfúrico (SO4H2), son fuertes: se disocian casi completamente
dando una concentración de hidrogeniones (H+) mayor, mientras que los ácidos
débiles como el carbónico (H2CO3), o el acético (CH3COOH), se disocian pobremente
y por lo tanto la concentración de hidrogeniones será poca.
Las Bases Fuertes son aquellas que derivan de ácidos débiles, por ejemplo
las sales del ácido carbónico que son los carbonatos y bicarbonatos, y las bases
débiles proceden de los ácidos fuertes como el ácido clorhídrico, sulfúrico, nítrico, etc.
que son los cloruros, sulfatos y nitratos. Las bases fuertes, al igual que los ácidos
fuertes, se disocian más que una débil.

8

DISOCIACIÓN O IONIZACIÓN. Para entender el significado del pH, es preciso
recordar que toda solución tiene la capacidad de separarse en sus componentes. Ésta
capacidad es conocida con el nombre de “disociación” o “ionización”. Una pequeña
cantidad de moléculas de agua se ioniza para formar iones hidrógeno (H+) y
oxidrilos (OH-). Estos iones tienen la capacidad de conducir la corriente eléctrica.
Cuando el número de H+ y de OH- es igual se dice que el agua es pura y la solución
es neutra. Si hay más iones H+ es ácida y si hay más OH- la solución es alcalina.
Recordemos lo dicho anteriormente, que un ácido o una base se disocia
espontáneamente en sus respectivos iones cuando se encuentra en una solución
acuosa, pero simultáneamente éstos iones se combinan para restituir la molécula de
origen, mediante una reacción que opera en sentido contrario. De allí que siempre
que se estudian reacciones químicas, para expresarlas, se emplean flechas opuestas
( 􀃅-----􀃆).
En el caso de un ácido fuerte, como el clorhídrico, el equilibrio de la reacción
está desplazado hacia la derecha (), lo que nos indica
que la mayor parte del ácido no está disociado.
H2CO3􀃅---------> H2+ + CO3-
Debe tenerse en cuenta que el grado o fuerza de disociación no sólo
depende de la naturaleza del ácido o de la base, sino también del solvente. Por
ejemplo, en el caso del ácido clorhídrico (HCl) sus hidrogeniones se combinan con el
solvente, el cual actúa como una base. Si el solvente es el agua, los hidrogeniones se
combinan con ella y forman un ión hidronio (H3O2), lo que quiere decir que el
hidrogenión (H+) tiene más afinidad por el agua que por el anión cloro, lo que da lugar
a una disociación prácticamente completa. La situación es diferente si el solvente es
otro y no el agua, por el cual el hidrogenión tenga poca afinidad, en dicho caso el
hidrogenión seguirá unido al anión cloro (Cl-) y por lo tanto la disociación del ácido
clorhídrico será menor.
En el caso nuestro, los acuaristas, el solvente es el agua y por lo tanto los
ácidos y las bases fuertes se disocian casi completamente. Tomemos como ejemplo el
ión bicarbonato (HCO3-) que es más fuerte que el agua, por lo tanto el hidrógeno
continúa unido a ésta base y la disociación del ácido carbónico (H2CO3) es pobre, por
tratarse de un ácido débil. Como los ácidos débiles tienen una disociación muy baja, la
constante de disociación (K) también será baja.

9

Cuando un ácido se disocia lo hace en forma de átomos cargados de
electricidad, es decir, de iones; razón por la que también se habla de ionización.
Esta disociación electrolítica es una reacción química reversible que está sujeta a la
ley de ACCIÓN DE MASAS, la cual señala que la velocidad de la reacción depende
de la concentración de los reactantes. Más concretamente podemos decir que la
velocidad de la reacción es proporcional al producto de las concentraciones de los
reactantes. Supongamos una reacción química reversible, es decir, que puede ocurrir
en ambos sentidos, dependerá principalmente de la concentración de los reactantes.
Así, un ácido (AH) se disociará según la siguiente ecuación:
AH􀃅----------􀃆A- + H+
La velocidad de la reacción hacia la derecha, será proporcional a la
concentración del ácido AH y la reacción hacia la izquierda, será proporcional al
producto de las concentraciones de los iones disociados A- y H+. Lo que quiere decir
que si hay predominio de las moléculas no disociadas (AH), la reacción será
predominantemente hacia la derecha A- + H+:
AH A- + H+
Cuando se alcanza un equilibrio entre las moléculas de ácido no disociado y
los iones, la velocidad de la reacción será igual en ambos sentidos, es decir, se
establece un equilibrio:
AH 􀃅---------------􀃆A- + H+
En resumen podemos decir que cuando se inicia la disociación la reacción que
predomina es hacia la derecha, debido a que la concentración de ácido no disociado
es mayor. Conforme progresa la disociación, aumentan los iones disociados y la
reacción será predominantemente hacia la izquierda. Luego viene un momento de
equilibrio en el cual la velocidad de la reacción es igual en ambos sentidos, es decir, la
proporción de moléculas disociadas y no disociadas se mantiene constante. Esto no
significa que se ha detenido la reacción, sino que ambas reacciones tienen lugar con
igual velocidad y consecuentemente el producto de dicha reacción se mantiene en una
proporción fija entre ellas.
Ahora bien, ya hemos dicho que el agua se disocia en hidrogeniones (H+) e
hidroxilos (OH-).
H20􀃅------􀃆 H+ + OHLa
fracción de moléculas que se disocian es muy baja, alrededor de
0.0000001 (1/10.000.000), lo que es lo mismo 10-7 moles por litro. Esto significa que
10
en un litro de agua a 25ºC existe 10-7 iones hidrógeno (H+) y 10-7 de iones hidroxilo
(OH-). Las aguas en que el número de iones hidrógeno es igual al de los hidroxilos, se
llaman aguas neutras, es decir, su pH es de 7. Cuando el número de iones hidrógeno
(H+) es mayor que el de los oxidrilos (OH-), el valor del pH es inferior a 7, es decir,
es ácido y a la inversa si el número de oxidrilos (OH-) es mayor, el pH es superior a 7
y es alcalino
En algunas publicaciones la concentración de hidrogeniones (H+) y oxidrilos
OH-) las dan en gramos. Por ejemplo, un pH de 7 quiere decir que en un litro de agua
está disuelto 10-7 gramos de hidrógeno, en un pH de 3 habrá 10-3.
En conclusión podemos decir que el grado de acidez de una de una solución
está dado por la concentración de hidrogeniones (H+), de donde se deduce que la
medición de la acidez consiste en medir la concentración de hidrogeniones, lo que en
nuestro caso es el equivalente de hidrogeniones por litro, pero resulta que expresado
así corresponde a cifras tan bajas que su manejo expondría a serios errores y,
además, son cifras muy difíciles de retener en la memoria. La omisión de un solo
cero altera 10 veces la concentración de hidrogeniones. Esta dificultad fue
superada por Sörensen, quien tuvo la idea de utilizar la abreviatura exponencial. Así,
por ejemplo, un ácido cuya normalidad de hidrogeniones por litro sea de 0.0000001, se
representará por 10-7.
En el caso de los ácidos que tienen varios hidrogeniones, que son los llamados
polibásicos, su disociación se realiza por etapas sucesivas y, por lo tanto, cada etapa
tiene su constante de disociación (K). Tomemos como ejemplo el ácido fosfórico
(H3PO4) que frecuentemente es utilizado en acuariofilia.
H3PO4􀃅--------􀃆 H2PO4- + H+
H2PO4 􀃅-------􀃆 HPO4- + H+
HPO4􀃅----------􀃆 PO4 + H+
La disociación de un ácido o de una base, al igual que cualquier otra molécula
ionizable, puede medirse mediante la CONSTANTE DE DISOCIACIÓN (K) que
expresa la relación cuantitativa entre el número de moléculas ionizadas y las no
ionizadas, en estado de equilibrio, razón por la cual también se le llama constante de
equilibrio. Su abreviación es (K).Ya hemos dejado establecido que una vez que se
alcanza el equilibrio de una reacción de disociación, la velocidad de la reacción es
igual en ambas direcciones y la proporción de moléculas disociadas y no disociadas es
constante. A esto es lo que se llama “Constante de Disociación” (K) y en el caso del
ejemplo anterior se expresa así:
(K)= (A-) (H+)AH

11

Esto significa que la constante de disociación (K) es la proporción que existe
entre el producto de las concentraciones de los reactantes (AH) y el producto de
las concentraciones de los productos de dicha reacción (A-) y (H+). Como la
constante (K) no varía, deberá mantenerse constante la proporción, para ello se
produce un reajuste de las proporciones de los reactantes y sus productos. Este
reajuste consiste, principalmente, en que si aumenta el reactante AH, tendrá que
disminuir los productos A- y H+, para en esa forma mantener el producto constante y
viceversa
Sobre la base de que el agua pura a 25ºC tiene una fracción muy pequeña de
moléculas disociadas en iones H+ y OH- y que es de 10-7 de hidrogeniones (+) y, al
mismo tiempo, hay una cantidad igual de hidroxilos (OH-), razón por la cual se
mantiene la neutralidad. Es evidente, entonces, que cualquier solución acuosa se
disocia y si contiene una sustancia ionizable, ésta también se disocia. La fracción
de agua que se encuentra disociada, como lo acabamos de ver, es muy pequeña.
Como el primer factor de la ecuación, prácticamente es constante, se le puede
representar así:
K = (H+) (OH-) = 10-14
Es decir, la constante de disociación del agua es 10-14. En el caso ideal de
agua pura, el pH es neutro (pH 7), lo que quiere decir que tanto la concentración de
H+ como la de OH-, es de 10-7. Este concepto nos permite conocer la concentración
de OH- conociendo la concentración de H+ y viceversa. En niveles de pH 7 se
encuentra igual concentración de H+ y OH-. Cualquier valor de pH que se aparte de 7,
en menos o en más, indica predominio de H+ o de OH-, respectivamente.
En el caso de soluciones ácidas la concentración de iones H+ es menor de
10-7, por lo tanto la concentración de OH- tendrá que aumentar para poder mantener
el producto de 10-14. Lo contrario ocurre en las soluciones básicas (alcalinas). De allí
que conociendo el pH de una solución, el pOH será igual a la diferencia. Así, si el pH
es de 6, el pOH será de 8, y viceversa. Ejemplo: El ácido clorhídrico (HCl), por tratarse
de un ácido fuerte, su disociación prácticamente es completa, de allí que la
concentración de hidrogeniones será de O.1, es decir, su pH será de 1 y el pOH de
13. Como podemos observar los valores de la constante de disociación (K) son muy
bajos, de allí que se acostumbre expresarlos como el logaritmo negativo de ésta
constante que es el pK.
CONCEPTO DEL PK. No es otra cosa que el logaritmo negativo de la constante de
disociación (K). Cuando la constante K es muy pequeña, como sucede por ejemplo en
el caso del bicarbonato que es de 0.000000793, cifra ínfima y muy difícil de retener en

12

la memoria, entonces resulta más conveniente expresarla como su logaritmo negativo,
es decir, por el pK, que para el agua químicamente pura es de 6.8, que resulta ser
igual que el pH del agua destilada. Resulta evidente que cuando la concentración de
hidrogeniones es extremadamente baja, su grado de acidez es pequeño. Por ejemplo:
Ácidos débiles (K) pK
Ácido carbónico 8 x l0-7 6.1
Ácido fosfórico 3 x 10-7 6.8
Ácido acético 2 x 10-5 4.7
Con lo expuesto, hasta aquí, trataremos de explicarnos algunas reacciones que
provocamos en el agua del acuario, por ejemplo:
• Cuando agregamos sal común (cloruro de sodio: NaCl): esta sal que proviene de
un ácido fuerte que es el ácido clorhídrico (HCl), se disocia poco y ninguno de los
iones es capaz de captar una cantidad apreciable de hidrogeniones (H+) o de
hidroxilos (OH-) del agua. Sin embargo, muestra una discreta mayor afinidad por
el hidroxilo (OH-) del agua, por lo tanto deja hidrogeniones libres que pueden bajar
discretamente el pH del agua, y dejar sodio que aumenta la conductividad
(salinidad).
• En cambio cuando agregamos bicarbonato de sodio, éste sí, tiene afinidad por el
hidrogenión (H+) del agua y por lo tanto deja hidroxilos libres (OH-) que, si bien es
cierto, alcalinizan el agua, al dejar libre el sodio (Na), aumenta la salinidad
(conductividad) del agua, lo que puede llegar a ser un inconveniente. En otras
palabras el bicarbonato (HOC3-) es una base fuerte que al combinarse con el ión
hidrógeno da ácido carbónico (H2CO3) que por ser débil se disocia poco, es decir,
fija fuertemente al ión hidrógeno, sustrayéndolo del agua. En cambio el hidroxilo
(OH) tiene poca afinidad por el sodio (Na), quedando por lo tanto libre y eso es lo
que alcaliniza el agua. Lo podemos ver en la siguiente ecuación:
HCO3Na + H20----------􀃆 SO4- + 2H+
De todos los enumerados, la causa más frecuente es el bióxido de carbono
atmosférico disuelto en el agua.
En el agua de la lluvia sobre todo la de las ciudades industrializadas, puede
existir además ácido sulfúrico (H2SO4), debido a la presencia de sulfuros que en
contacto con el agua dan ácido sulfúrico, de allí el nombre de “lluvia ácida” que es
sumamente tóxica para los peces y plantas.
ACIDOSIS. Normalmente ninguno de los procesos que se llevan a cabo en el acuario
causa acidosis, pues con medidas simples como la extracción de restos de materia
orgánica y los cambios periódicos y regulares del agua se le evita, y, porque además
la baja del pH se produce en forma gradual. La acidosis es más frecuente que la
alcalosis.
La acidosis se produce por la disminución súbita y extremadamente
rápida del pH del agua del acuario, generalmente por debajo de 5.5. En ocasiones
en plazos de pocas horas los peces aparecen boqueando en la superficie del agua.
Usualmente la acidosis se produce cuando trasladamos un pez de un acuario
con pH adecuado a otro cuyo pH ácido.
La acidosis afecta la mucosa branquial y la piel que, como sabemos,
desempeñan un papel muy importante, sobre todo las primeras, en el mantenimiento
del equilibrio osmótico del pez y la segunda le sirve además de protección contra las
infecciones externas. Las agallas se ponen turgentes y hay excesiva producción de
mucus por la piel. Las agallas además de verse enrojecidas se ponen edematosas
(hinchadas), pudiendo llegar a necrosarce. También afecta el sistema nervioso central
por lo que los peces realizan movimientos bruscos, se les ve intranquilos y se vuelven
asustadizos. La inflamación de la piel puede llegar a producir úlceras y enrojecimiento
del vientre. La vejiga natatoria también se afecta, lo que les ocasiona pérdida del
equilibrio.
PREVENCIÓN: no introducir demasiados peces en el acuario, evitar la
sobrealimentación, realizar cambios parciales y periódicos del agua en forma regular

15

cada semana o cada 15 días. Cada vez, con más frecuencia, se reporta que los
cambios de agua del 40% semanal son más beneficiosos. Además se debe extraer los
restos de plantas y la materia orgánica depositada en el fondo, ya que su
descomposición produce bióxido de carbono y liberación de hidrogeniones y, por lo
tanto, acidifican el agua. Cuando se traslada el pez a otro acuario comprobar que el
agua tenga un pH muy semejante al que ha estado anteriormente.
TRATAMIENTO: son varias las medidas a tomar en forma alternativa:
• Cambio parcial del agua pudiendo llegar hasta el 50% en casos extremos.
• Monofosfato de sodio al l por mil. Se le agrega en gotas haciendo mediciones
frecuentes del pH. No llegar a cifras normales muy rápidamente. En general se
recomiendo 0.5 por día. En casos extremos se puede proceder más rápidamente,
cada 6 o 12 hrs. por ejemplo.
• Bicarbonato de sodio: seis cucharadas más una cucharada de carbonato de sodio
o de calcio disueltas en un litro de agua. Se va agregando por cucharadas hasta
conseguir en forma lenta y progresiva el nivel deseado.
• Es conveniente cubrir el acuario con un papel o una tela oscura para evitar los
desplazamientos bruscos de los peces que nuestra sola presencia les ocasiona.
• Dejar de administrar alimento por unos días, 3 a 4.
• Reducir el número de peces en el acuario.
ALCALINDAD O BASICIDAD. Ya nos hemos ocupado de ella al hablar de Dureza
del agua. Sin embargo, repetiremos algunos conceptos que nos permitan comprender
su relación con el pH. Es la suma de la concentración de los iones oxidrilo (OH-),
carbonatos (CO3-) y bicarbonatos (HCO3-). No confundir con pH alcalino. La
alcalinidad, mejor llamada dureza de carbonatos (KH), expresa la capacidad tampón
del agua. Mientras más alta sea la alcalinidad, más ácido se necesita para bajar el pH.
En la mayoría de las aguas naturales la alcalinidad está dada por el Sistema de
Carbonatos (carbonatos y bicarbonatos) en especial los de calcio y magnesio y en
menor cantidad boratos, fosfatos y silicatos. Por ejemplo, las aguas subterráneas que
discurren por estratos arenosos la alcalinidad está relacionada con los silicatos.
Cuanto más blanda es el agua las variaciones del pH, tanto a la acidez como a
la alcalinidad, se producen fácilmente debido a que en ellas no existe un sistema
tampón que amortigüe estas variaciones.
En aguas alcalinas el cobre precipita, lo que aumenta su toxicidad. Además
favorecen el crecimiento de algas, de allí que acidificando el agua se les pueda
eliminar.

16

ALCALOSIS. Se presenta cuando el pH es de 9 o más y sobre todo cuando se llega
a estos niveles en forma brusca. Produce “quemaduras” de las aletas y del epitelio
branquial, la piel se opaca y las aletas se deshilachan. Si no se corrige a tiempo se
produce la muerte.
Cuando el valor del pH está por encima de 8, la contaminación del acuario es
tal que el agua desprende un olor fecal. Con pH de 9 el amoníaco (NH3), que se forma
a partir del amonio (NH4), alcanza niveles incompatible con la vida de los peces.
Se piensa que es posible que el estrés causado por la alcalosis condicione que
los peces se coman su propio desove.
PREVENCIÓN. Hay varias maneras de prevenir la alcalosis:
• La mejor manera es mediante los cambios parciales y periódicos del agua del
acuario.
• También se le puede evitar endureciendo el agua mediante la introducción de
piedras calizas que contienen carbonato de calcio (CaCO3) que es insoluble en el
agua. El 1% del CO2 en contacto con el agua, se convierte en ácido carbónico que
ataca al carbonato y lo transforma en bicarbonato que si es soluble y se ioniza
según las siguientes ecuaciones:
(CO3H)2Ca 􀃅------􀃆 2CO3H- + Ca
El ión calcio se hidroliza y desprende dos hidrogeniones que son los que
acidifican el agua:
Ca+ + H2O 􀃅--􀃆 Ca(OH)2 + 2H+
Cuando se introducen conchas marinas o rocas que contengan calcio o
magnesio con la finalidad de endurecer el agua y alcalinizarla, se debe tener presente
que contienen microorganismos que los pueden hacer perder su capacidad, por lo
tanto se les debe desinfectar antes de introducirlas.
TRATAMIENTO. Si los cambios de agua no son suficientes, se puede agregar ácido
ortofosfórico diluido o mejor filtrar el agua a través de turba (carbón mineralizado rico
en restos vegetales) que ablanda y acidifica el agua por lo ácidos húmicos y tánicos
que contiene.
No es recomendable bajar el pH con ácido nítrico (H2NO4) o sulfúrico
(H2SO4), pues se puede llegar rápidamente a rangos fatales, por tratarse de ácidos
fuertes, lo que significa que se disocian casi completamente con gran producción de
hidrogeniones (H+). En especial en aguas blandas que tienen bajo poder tampón.
Cuando el agua es extremadamente alcalina resulta imposible reducir el pH,
debido a que su capacidad tampón absorbe todo el ácido que se agrega. Igualmente

17

si tiene baja alcalinidad (KH) la inducción química para subir el pH puede ser de corta
duración por la producción natural de ácidos que agotan su capacidad tampón.
Hay ocasiones que en forma espontánea el pH del agua cambia sin mayor
intervención nuestra que los cambios periódicos del agua. Esto se debe a que dicha
agua puede tener una baja concentración de dureza de carbonatos (KH).
Se debe evitar que el pH llegue a 9 o más por el desprendimiento de amoníaco,
sumamente tóxico para los peces.
TAMPONES O AMORTIGUADORES DEL pH. También llamados “BUFFERS”,
son soluciones de ácidos débiles o sales de ácidos débiles, que tienen la capacidad de
amortiguar la adición de ácidos o bases fuertes (las bases neutralizan a los ácidos y el
ácido débil a las bases) sin que se produzcan cambios del pH.
CAPACIDAD TAMPÓN (ALCALINIDAD). Es la capacidad del agua para mantener
estable el pH, cuando se le añaden ácidos o bases y depende de la dureza de
carbonatos (KH) también llamada alcalinidad. De allí que el agregar productos
químicos para bajar el pH, implica cambiar la dureza de carbonatos (KH). Si la KH es
muy alta es imposible bajar el pH a niveles compatibles con la vida de los peces.
SISTEMAS TAMPÓN. Son la mezcla de un ácido débil con su sal fuerte o bien un
ácido fuerte con su sal débil. Los principales sistemas tampones en el agua del acuario
son:
Ácido carbónico (H2CO3) Bicarbonato (HCO3-) Bióxido de carbono (CO2)
Bicarbonato (HCO3-) Carbonato (CO3-) Carbonato (CO3-)
Carbonato (CO3-)
Carbonato de Cálcio (CaCO3)
Sin embargo, sólo nos ocuparemos del primero, dejando los demás al
referirnos al sistema de carbonatos ya que para mejor entenderlos se les debe
relacionar con el pH y la dureza del agua (DH).
Supongamos un sistema tampón formado por el ácido carbónico
(H2CO3), que es débil y su sal el bicarbonato de sodio (NaHCO3), que es fuerte:
H2CO3
NaHCO3
Si a éste sistema le agregamos un ácido fuerte como el ácido clorhídrico (HCl),
éste descompone al bicarbonato de sodio (NaHCO3) del sistema tampón en cloruro de
sodio (NaCl) y ácido carbónico (H2CO3) según la siguiente ecuación:
NaHCO3 + HCl 􀃅-----------􀃆 NaCl + H2CO3
Es decir, el ácido fuerte (HCl) ha sido reemplazado por un ácido débil que es
18
ácido carbónico (H2CO3) que se disocia poco y consecuentemente libera pocos
hidrogeniones (H+), por lo tanto la acidez ha sido compensada por el tampón y el pH
no sufre mayores alteraciones.
Si a éste mismo sistema le agregamos una base fuerte como el hidróxido de
sodio (NaOH), ésta se combina con el ácido carbónico (H2C03) del sistema tampón
según la siguiente ecuación:
H2CO3 + NaOH 􀃅-------------􀃆 NaHCO3 + H2O
En éste caso la base fuerte ha sido reemplazada por una base menos fuerte
que es el bicarbonato de sodio (NaHCO3), lo cual, como en el caso anterior, evita la
alteración del pH.
Desde luego que el poder de una solución tampón varía según el pH que se
considere. Cuanto mayor sea la concentración del tampón menor será el cambio del
pH, al agregado de ácidos o bases. Cuando el 50% de una solución tampón está en
forma de su sal, el pH es igual a su pK. Y por lo tanto su poder de amortiguación es
máximo, puesto que en ésta situación el número de moléculas disociadas es igual a
las no disociadas. En cambio cuando el pH de una solución parte del pK. Mayor de 1.5
unidades del pH, la eficacia del tampón es prácticamente nula.
Si a las aguas blandas se les agrega tampones que contengan calcio o
magnesio, endurecen el agua y dañan los espermatozoides y los huevos. Por lo tanto,
en este caso, se debe usar tampones especiales para aguas blandas.
Una solución tampón de uso frecuente en acuariofilia, es la formada por el
fosfato monobásico de sodio (PO4H2Na) que es ácido y por el fosfato bibásico de
sodio (PO4HNa2) que es alcalino.
PO4H2Na
PO4HNa2
Si a éste sistema se le agrega una base fuerte, por ejemplo el NaOH, es
neutralizada por su componente ácido; el OH- es rápidamente captado por el
hidrogenión (H+) para formar agua y, por lo tanto, neutraliza al ión OH- que como
sabemos es fuertemente básico.
Si lo que agregamos a éste sistema es un ácido fuerte, como el clorhídrico, el
ión hidrógeno de éste ácido es captado por el OH- para formar agua y en esa forma
queda neutralizado el hidrogenión que, como sabemos es fuertemente ácido.
Esta solución tampón es muy útil para conseguir el pH que uno desee de
acuerdo a la tabla siguiente:
Monofosfato alcalino Difosfato ácido Valor del pH
de sodio (NA2HPO4) de sodio(NaH2PO4) deseado

19

________%_____________________%___________________________
10 (1ml) 90 (9ml) 5.9
20 (2ml) 80 (8ml) 6.2
30 (3ml) 70 (7ml) 6.5
40 (4ml) 60 (6ml) 6.6
50 (5ml)-------pH=pK 50 (5ml) 6.8
60 (6ml) 40 (4ml) 7.0
70 (7ml) 30 (3ml) 7.2
80 (8ml) 20 (2ml) 7.4
90 (9ml) 10 (1ml) 7.6
Tomado de Aquamar
No importa el pH del agua de partida, pero facilitará las cosas si está cercano a
7. Lo ideal es preparar una solución de 100 gr. De cada reactivo en un litro de agua
(10%), en envases diferentes y bien identificados. Esto significa que 10 ml de la
solución representará 1 gr. del producto. Según el pH que se desea, se agrega a razón
de un ml de la solución tampón escogida por c/50 litros de agua del acuario. Por
ejemplo si se desea obtener un pH de 6.6 se preparará una solución madre con 40 ml
de la solución de monofostato alcalino y 60 ml de la de fosfato ácido y, de ella se
agrega la cantidad indicada más arriba. Desgraciadamente tiene el inconveniente de
elevar los niveles de fosfatos y con ellos favorecer el crecimiento, a veces explosivo,
de algas.
También, si uno lo desea, se puede utilizar estos reactivos sin diluir, solamente
se reemplaza la cantidad indicada en mililitros (ml) por gramos (gr.). Utilizando 1 gr.
de esta mezcla se le disuelve completamente en un recipiente plástico, se le vierte
poco a poco al acuario por cada 50 litros de agua. Por ejemplo si queremos obtener un
pH de 6.8 en nuestro acuario se tomará 5 gr. de cada uno de los reactivos, se mezcla
bien y luego se toma l gr. de esta mezcla, y se le disuelve completamente en un litro
de agua y se vierte en el acuario por cada 50 litros. Estos reactivos, tanto diluido
como en polvo, se degradan por el calor y la luz.
EL pH EN EL ACUARIO En general podemos decir que los subproductos
producen exceso de sustancias ácidas, tanto volátiles como el bióxido de carbono
(CO2), y no volátiles como los llamados ácidos fijos.
Los mecanismos reguladores del pH, en el acuario, están permanentemente
sometidos a la acción de factores que tienden a alterarlo, como ser:
• La constante formación de subproductos provenientes del metabolismo de peces
y plantas.

20

• Del ciclo del nitrógeno.
• De la respiración de los peces y las plantas.
• De restos de alimentos y materia orgánica en general depositados en el fondo del
acuario.
• De peces, plantas y otros organismos muertos dentro del acuario etc.
La inadecuada circulación del agua y la mala aireación permiten la acumulación de
sustancias que alteran el pH, entre ellos el bióxido de carbono y el amoníaco
(NH3).Cualquier sobrecarga de sustancias ácidas o alcalinas (básicas) da lugar a una
serie de reacciones compensatorias que tienden a mantener el pH. Desde luego que
esto sólo sucede dentro de ciertos límites, pasado los cuales el pH se altera, muchas
veces en forma peligrosa
La ACIDIFICACIÓN, es decir, descenso del pH en el acuario reconoce dos vías
bien conocidas:
• La primera se debe al ciclo del nitrógeno (N) que comienza con la expulsión de
las excretas de los peces, de los demás residentes en el acuario, de los restos
de alimentos, de peces y caracoles muertos, etc. a partir de los cuales se forma
amoníaco (NH4-NH3). Además como desecho del metabolismo proteico que
los peces expulsan por las agallas en el 90% y el resto por el riñón. El
amoníaco (NH3) está formado por nitrógeno (N) y tres hidrogeniones (3H+).
Las bacterias nitrosomas reducen los átomos de hidrógeno reemplazándolos
por dos átomos de oxigeno y lo convierten en nitritos (NO2-); luego las
bacterias nitrobacter los convierten en nitratos (NO3-). Los tres átomos de
hidrógeno liberados en este ciclo, contribuyen al descenso del pH.
NH3 + 3O2 = NO3 + H+++
Por lo tanto mientras más peces (sobrepoblación) y más restos de
materia orgánica existan en el acuario, mayor cantidad de átomos hidrógeno
existirá y el pH tendrá más posibilidades de bajar. Desde luego que esto
sucede siempre y cuando las bacterias del ciclo del nitrógeno estén en pleno
funcionamiento, de otra manera habrá acumulación de amoníaco (NH3) que es
muy tóxico. Los nitritos producen descensos del pH por desplazamiento de los
carbonatos y bicarbonatos y formación de ácido nítrico.
El predomino de uno o de otro de los compuestos amoniacales: NH4 y
NH3, depende del pH. Con pH ácido predomina el amonio (NH4) que es poco
tóxico y con pH alcalino predomina el amoníaco que es sumamente tóxico, y
es considerado como uno de las primeras causas de muerte en el acuario. Con
pH 9 llega a la concentración del 25% (5ppm), nivel que es mortal para todos

21

los residentes del acuario. Esto también explica la mortandad que se produce
al hacer cambios de agua en acuarios en los que no se han realizado dichos
cambios. El agua de la llave tiene un pH alrededor de 7, al ser agregada al
acuario con pH ácido éste sube a niveles alcalinos en forma brusca y el amonio
se transforma en amoníaco.
Durante la fermentación ácida de la materia orgánica (fase anaeróbica)
el pH baja por la producción de ácidos orgánicos. En la segunda etapa de la
fermentación (fase metánica) el pH sube debido a que los ácidos formados por
la fermentación ácida se rompen.
• La segunda vía, probablemente, la más importante es el bióxido de carbono
(CO2) expulsado durante la respiración de los peces y el procedente de la
descomposición de la materia orgánica, el cual se combina con el agua y forma
ácido carbónico (H2CO3), parte de éste proceso también forma hidrógeno y
ambos bajan el pH. Las bacterias del ciclo del nitrógeno no se reproducen con
pH por debajo de 5.5.
• Las raíces de las plantas al realizar su absorción en forma activa liberar bióxido
de carbono (CO2), parte del cual se combina con el agua y forma ácido
carbónico el cual se disocia en H+ y CO3, lo que determina que las raíces y el
agua en contacto con ellas tengan alta concentración de H+ y por lo tanto el pH
es ácido en esta zona, lo que facilita su absorción de los nutrientes.
Usualmente ninguno de estos dos procesos causa acidosis debido a
que bajan el pH en forma lenta y progresiva y son neutralizados en parte por los
cambios parciales y periódicos del agua. Sin embargo, no es infrecuente introducir
demasiados peces en el acuario, sobrealimentarlos y olvidar los cambios parciales del
agua.
La ALCALINIZACIÓN del agua en el acuario frecuentemente se produce por:
• Disminución de la concentración de bióxido de carbono (CO2) como sucede
cuando se tiene abundante cantidad de plantas con buena iluminación, la
fotosíntesis que consume el bióxido de carbono (CO2) se intensifica y por lo
tanto la concentración de éste gas disminuye.
• Exagerada aireación que provoca movimiento de la superficie del agua que
favorece la evaporación del bióxido de carbono, lo que hace subir el pH.
• Los incrementos de temperatura estimulan la fotosíntesis en su fase 2 que es
dependiente de ella, pero sólo hasta niveles de 30º C, pasados los cuales se
deprime debido a la desnaturalización de las enzimas, la fotosíntesis no se
realiza y, por lo tanto, los niveles de oxígeno (O2) bajan y los de bióxido de
carbono suben con la consecuente acidificación del agua.

22

• El substrato también es crítico en el mantenimiento del pH, si la grava contiene
calcio (Ca--) o magnesio (Mg--), el agua se endurece y alcaliniza.
EFECTOS DEL pH SOBRE LOS PECES Y LAS PLANTAS. La mayoría de
peces tropicales viven en rangos de pH comprendidos entre 5.5 y 7.3 y en los lagos
africanos el pH oscila entre 7.3 y 8 y algunos encima de estos valores. Los valores de
pH menores de 5 y superiores a 9 son perjudiciales tanto para peces como para
plantas.
El pH no sólo actúa sobre los peces y plantas, sino también sobre todos los
organismos vivos que se encuentran en el acuario, como ser: infusorios, algas,
caracoles, bacterias en general y dentro de éstas las bacterias nitrificantes, siendo
todos ellos muy sensibles a las variaciones bruscas del pH; aunque todos ellos,
incluyendo peces y plantas pueden tolerar variaciones importantes, siempre y cuando
sean graduales y de pequeña magnitud cada vez. Es decir, que para subir o bajar el
pH se debe hacer en forma gradual, por lo general no más de 0.5 por día, salvo casos
extremos.
Cuando los cambios del pH no son muy acentuados y sobre todo si se
producen en forma lenta, no producen mayores alteraciones en los peces, pero desde
luego es causa de estrés: dejan de reproducirse, contraen enfermedades, no lucen sus
colores y finalmente mueren.

23

Las variaciones bruscas, aunque no excedan los límites normales tolerados
por los peces, son más estresantes que las variaciones moderadas y constantes.
El pH alcalino favorece el crecimiento de algas verdes y el ácido a las verdeazules
que en realidad son cianobacterias, que durante la noche compiten con los
peces por el oxígeno.
Por cada unidad de pH hay un aumento de 5.9 milivoltios de Potencial Redox.
Bajos niveles de éste potencial provocan una declinación aeróbica.
Mientras más bajo es el pH los iones metálicos se disuelven más rápidamente
hasta alcanzar niveles tóxicos para los peces.
El pH ligeramente ácido (6.8) favorece la producción de mucus por la piel, el
cual protege a los peces de infecciones externas, además favorece su deslizamiento
por el agua. Desde luego que esto no cuenta para los peces que viven en aguas
alcalinas, que al ser sometidos a pH ácido mueren.