Alcalinitat

De Viquipèdia
Dreceres ràpides: navegació, cerca

L'alcalinitat o AT és una mesura de la capacitat d'un solució per a neutralitzar els àcids als punts d'equivalència del carbonat o el bicarbonat. Aquesta està molt relacionada amb la capacitat de neutralització àcida (CNA) d'una solució, i molt sovint s'utilitza aquest terme incorrectament per a referir-s'hi. La capacitat de neutralització àcida es refereix a la combinació de la solució i els sòlids (ex., materia en suspensió, o sòlids aqüifers), i en alguns casos la contribució dels sòlids pot dominar la CNA (p.ex., amb els minerals carbonats).

L'alcalinitat és igual a la suma estequiomètrica de les bases en solució. En el medi natural, l'alcalinitat de bicarbonats acostuma a representar la major part d'aquesta a causa de l'habitual presència i dissolució de roques carbonatades i del diòxid de carboni de l'atmosfera. Altres components naturals també hi contribueixen, com ara els borats, hidròxids, fosfats, silicats, nitrats, amoníac dissolt, les bases conjudades d'àcids orgànics i els sulfurs. L'alcalinitat normalment es mesura en mEq/l (mil·liequivalents per litre).

L'alcalinitat sovint s'intercanvia equivocadament amb la basicitat. Per exemple, pot abaixar-se el pH d'una solució amb l'addició de CO2. Això en reduïrà la basicitat, però l'alcalinitat romandrà igual.

Tractament teòric de l'alcalinitat[modifica | modifica el codi]

A les aigües subterrànies o marines, l'alcalinitat es mesura com:

AT = [HCO3]T + 2[CO3−2]T + [B(OH)4]T + [OH]T + 2[PO4−3]T + [HPO4−2]T + [SiO(OH)3]T − [H+]sws − [HSO4]

(El subíndex T la concentració total d'espècies en la solució tal com són mesurades. Això contrasta amb la concentració lliure, que té en compte les interaccions d'enllaç iònic que tenen lloc a l'aigua marina. L'alcalinitat pot mesurar-se valorant una mostra amb un àcid fort fins que tota la capacitat amortidora dels ions abans esmentats es consumeixi per sobre del pH del bicarbonat. Aquest punt es defineix a un pH de 4.5, en el qual totes les bases d'interès ja s'han protonat a espècies de nivell zero i ja no poden provocar més alcalinitat. Per exemple, la següent reacció es dóna durant l'addició d'un àcid a una solució típica d'aigua marina:

HCO3 + H+ → CO2 + H2O

CO3−2 + 2H+ → CO2 + H2O

B(OH)4 + H+ → B(OH)3 + H2O

OH + H+ → H2O

PO4−3 + 2H+ → H2PO4

HPO4−2 + H+ → H2PO4

[SiO(OH)3] + H+ → [Si(OH)40]

Com pot veure's de les reaccions de protonació anteriors, la majoria de les bases consumeixen un protó (H+) per a esdevenir llavors espècies neutres, i així augmentar l'alcalinitat d'un per equivalent. El CO3−2, per altra banda, consumirà dos protons abans d'esdevenir una espècie de nivell zero (CO2), augmentant així l'alcalinitat de dos per mol de CO3−2. [H+] i [HSO4] redueixen l'alcalinitat, perquè actuen com a fonts de protons. Sovint es representen en conjunt com [H+]T.

L'alcalinitat es mesura típicament com mg/l de CaCO3. Pot fàcilment convertir-se en mil·liequivalents per litre (mEq/l) dividint-ho per 50 (el pes molecular aproximat del CaCO3/2). Segons la Generalitat de Catalunya els nivells acceptats per a l'aigua de xarxa estan entre 75 i 250 ppm de CaCO3. Uns exemples de T.A.C. són: al Pla de l'Estany, a l'estanyol de la cendra dins el municipi de Banyoles, trobariem uns nivells de 553,02 ppm de CaCO3; o a la font de l'erola, a Les Llosses (Ripollès), on hi ha un nivell de 287,35 ppm de CaCO3 amb una forta presència d'ions bicarbonat. A la zona d'Orriols, en una abandonada bassa de reg l'alcalinitat mesurada en ppm de CaCO3 és de 133.91.

Vegeu també[modifica | modifica el codi]

Enllaços externs[modifica | modifica el codi]