Quimica

A Água (continuação)
2.5.7 – O sistema carbonato

A química ácido-base dos sistemas naturais de água, incluindo rios e lagos, é normalmente dominado pela interacção do ião carbonato, CO32—, uma base moderadamente forte, com o ácido carbónico, H2CO3, um ácido fraco. O ácido carbónico resulta da dissolução do dióxido de carbono atmosférico (gás) em água e também da matéria orgânica em decomposição. CO2(g) + H2O(aq)  H2CO3(aq) (12)

O ácido carbónico está também em equilíbrio, em meio aquoso, com o ião bicarbonato, HCO3—(ou ião hidrogenocarbonato): H2CO3(aq)  H+(aq) + HCO3—(aq) (13)

A principal fonte de ião carbonato são as rochas de calcário que são constituídas essencialmente pelo carbonato de cálcio, CaCO3. Embora seja pouco solúvel, uma pequena quantidade deste sal dissolve-se à medida que a água passa sobre ele. Naturalmente, as águas naturais expostas a rochas calcárias são chamadas águas calcárias. CaCO3(s)  Ca2+(aq) + CO32—(aq) (14)

O ião carbonato dissolvido actua como uma base em água, produzindo o ião bicarbonato e o ião hidróxido, OH—: CO32—(aq) + H2O  HCO3—(aq) + OH—(aq) (15)

Pode observar-se estas reacções, ocorrendo num sistema trifásico (ar, água e rocha) na figura 15.

Química e Ambiente / Univ. Aberta / Fernando Caetano

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CO2(g)

Ar

H2CO3  H+ + HCO3H2O CO32+ Ca2+ CaCO3(s) Rochas, solo, sedimentos + H2O  OH+ HCO3Água

Figura 15 – Reacções do sistema dióxido de carbono / carbonato.

2.5.7.1 - O equilíbrio da água com o carbonato de cálcio

Deve aqui recordar-se o conceito de produto de solubilidade, Ksp, que é o produto das concentrações dos iões de um sal em solução, cada um elevado ao seu coeficiente da equação acertada. Assim para a reacção CaCO3(s)  Ca2+(aq) + CO32—(aq) (16)

Ksp está relacionado com as concentrações de equilíbrio dos iões pela expressão: Ksp = [Ca2+] [CO32—] que é igual a 4.6x10-9 a 25 ºC (para facilidade assumem-se aqui as concentrações sempre em mol/dm3 e a pressão em atmosferas).