Fontes de Obtenção e Minerais

Fonte: http://www.quimlab.com.br/guiadoselementos/fontes_obtencao.htm

Fontes de Obtenção e Minerais
Símbolo Nome Principais Fontes de Obtenção Exemplo de Mineral contendo o elemento
H Hidrogênio Hidrocarbonetos (CH4) e água Gelo – H2O
He Hélio Subproduto do Gás Natural Pechblenda – UO2
Li Lítio Salmouras de poços, Lepidolita e Petalita Lepidolita – Li2Al(Al,Si)3O10(F,OH)2
Be Berílo Berilo Berilo – Be4Si2O7(OH)2
B Boro Borax e Kernita Borax – Na2B4O7·10H2O
C Carbono Madeira, Carvão e Petróleo Diamante – C
N Nitrogênio Ar atmosférico Salitre – NaNO3
O Oxigênio Ar atmosférico Magnetita – Fe3O4
F Flúor Fluotita Fluorita – CaF2
Ne Neônio Ar atmosférico ———
Na Sódio Água do mar Halita – NaCl
Mg Magnésio Água do mar Dolomita – CaMg(CO3)2
Al Alumínio Bauxita Bauxita – Al(OH)3 + AlO(OH)
Si Silício Quartzo Quartzo – SiO2
P Fósforo Apatita Apatita – Ca5(PO4)3(OH, F, Cl)
S Enxôfre Rochas de regiões vulcânicas e gás natural Enxôfre Nativo – S
Cl Cloro Água do mar Carnalita – KMgCl3·6(H2O)
Ar Argônio Ar atmosférico ———
K Potássio Potassa e Silvita Silvita – KCl
Ca Cálcio Calcário Gipsita – CaSO4.2H2O
Sc Escândio Minerais de Terras Raras Thortveitita – (Sc,Y)2Si2O7
Ti Titânio Rutilo e Ilmenita Ilmenita – FeTiO3
V Vanádio Vanadinita e Carnotita Vanadinita – Pb5(VO4)3Cl
Cr Cromo Cromita Cromita – (Fe, Mg)Cr2O4
Mn Manganês Pirolusita Pirolusita – MnO2
Fe Ferro Hematita Hematita – Fe2O3
Co Cobalto Subproduto do extração do níquel e cobre Eritrita – Co3(AsO4)2·8H2O
Ni Níquel Garnierita e Limonita Garnierita – (Ni, Mg)3Si2O5(OH)
Cu Cobre Cuprita, Malaquita e Calcopirita Calcopirita – CuFeS2
Zn Zinco Esfalerita, Smithsonita e Hemimorfita Esfalerita – ZnS
Ga Gálio Em pequena concentrações na Bauxita e em cinzas de carvão Galita -CuGaS2
Ge Germânio Processamente de minérios de zinco e cinzas de carvão Argirodita – Ag8GeS6
As Arsênio Realgar e Ouro Pigmento Ouro Pigmento – As2S3
Se Selênio Sub-produto da produção de cobre, chumbo e prata Ferroselita – FeSe2
Br Bromo Água do mar Bromargirita – AgBr
Kr Criptônio Ar atmosférico ———
Rb Rubídio Lepidolita e Pollucita Rubiclina – (Rb,K)AlSi3O8
Sr Estrôncio Estroncianita e Celestina Celestina – SrSO4
Y Itrio Minerais de Terras Raras Bastnasita Ítrica – YCO3F
Zr Zircônio Zircão Zircão – ZrSiO4
Nb Nióbio Columbita e Pirocloro Pirocloro – (Na,Ca)2Nb2O6(OH,F)
Mo Molibdênio Molibdenita Molibdenita – MoS2
Tc Tecnécio Não encontrado na natureza ———
Ru Rutênio Sub-produto da mineração de platina Laurita – RuS2
Rh Ródio Sub-produto da mineração de platina Cuprorodisita – CuRh2S4
Pd Paládio Sub-produto da mineração de platina, niquel e ouro Cooperita – (Pt,Pd,Ni)S
Ag Prata Argentita e como subproduto da prod. de Chumbo, Cobre e Zinco Argentita – Ag2S
Cd Cádmio Sub-produto da mineração do Zinco Greenockite – CdS
In Indio Sub-produto da mineração do Zinco Roquesita – CuInS2
Sn Estanho Cassiterita Cassiterira – SnO2
Sb Antimônio Estibinita Estibinita – Sb2S3
Te Telúrio Sub-produto do refino de cobre Silvanita – (Ag,Au)Te2
I Iodo Sub-produto da prod. de salitre e em cinzas de algas marinhas Iodargirita – AgI
I Xe Ar atmosférico ———
Cs Césio Pollucita Pollucita – (Cs,Na)2Al2Si4O12·2H2O
Ba Bário Barita Barita – BaSO4
La Lantânio Monazita Monazita – (La,Ce,Nd)PO4
Ce Cério Monazita Monazita – (La,Ce,Nd)PO4
Pr Praseodímio Monazita Kozoita – (Nd,La,Sm,Pr)(CO3)(OH)
Nd Neodímio Monazita Parisita – Ca(Nd,Ce,La)2(CO3)3F2
Pm Promécio Não encontrado na natureza ———
Sm Samário Monazita Françoisita – (Nd,Y,Sm,Ce)(UO2)3(PO4)2O(OH)·6(H2O)
Eu Európio Bastnasita Bastnasita – (Ce, La)CO3F
Gd Gadolínio Bastnasita Churchita – (Dy,Sm,Gd,Nd)(PO42(H2O)
Tb Térbio Monazita Bastnasita – (Ce, La)CO3F
Dy Disprósio Bastnasita Agardita – (Dy,La,Ca)Cu6(AsO4)3(OH)6·3(H2O)
Ho Holmio Bastnasita Bastnasita – (Ce, La)CO3F
Er Érbio Bastnasita Yftisita – (Y,Dy,Er)4(Ti,Sn)O(SiO4)2(F,OH)6
Tm Túlio Bastnasita Bastnasita – (Ce, La)CO3F
Yb Itérbio Monazita Xenotima (Yb) – YbPO4
Lu Lutécio Monazita Monazita – (La,Ce,Nd)PO4
Hf Háfnio Encontrado nos minerais de zircõnio como o Zircão Zircão – ZrSiO4
Ta Tantalio Tantalita e Columbita Tantalita – (Fe, Mn) Ta2O6
W Tungstênio Wolframita e Scheelita Wolframita – (Fe,Mn)WO4
Re Rênio Sub-produto do processamento do molibdênio e cobre Rheniita – ReS2
Os Ósmio Sub-produto da mineração da platina Iridosmina – Os,Ir
Ir Irídio Sub-produto da mineração da platina Iridarsenita – (Ir,Ru)As2
Pt Platina Platina nativa Irarsita – (Ir,Ru,Rh,Pt)AsS
Au Ouro Ouro nativo Calaverita – AuTe2
Hg Mercúrio Cinábrio Cinábrio – HgS
Tl Tálio Como subproduto da produção de Chumbo, Cobre e Zinco Carlinita – Tl2S
Pb Chumbo Galena, Anglesita e Cerussita Galena – PbS
Bi Bismuto Sub-produto do processamento do Chumbo, Cobre, Prata e Estanho Bismutinita – Bi2S3
Po Polônio Minerais de Urânio Pechblenda – UO2
At Astatínio Encontrado como traços no minerais de urânio e tório ———
Rd Radônio Encontrado como traços no minerais de urânio e tório ———
Fr Frâncio Encontrado como traços no minerais de urânio e tório ———
Ra Rádio Minerais de Urânio e Tório Carnotita – K2(UO2)2(VO4)2·3H2O
Ac Actínio Encontrado como traços no minerais de urânio e tório ———
Th Tório Monazita Torianita – ThO2
Pa Protactínio Encontrado como traços no minerais de urânio e tório ———
U Urânio Uraninita e Carnotita Uraninita – UO2

 

Variáveis Químicas

Fonte: http://www.quimlab.com.br/guiadoselementos/variaveis_quimicas.htm

As diversas substâncias químicas que podem ocorrer na água podem ser de origem natural ou antropogênica devido as atividades industriais e agrícolas. Independente de sua origem elas podem ser tóxicas ou não e por isso os seus limites são estabelecidos por diversas legislações, sejam para lançamento de esgotos ou consumo de humanos e animais (potabilidade).
Águas salobras que permitem a vida marinha não são apropriadas para consumo humano devido principalmente ao teor de cloreto de sódio de aproximadamente 35 g/L como na água marinha. Outras águas classificadas como minerais podem apresentar substâncias que em elevadas concentrações são tóxicas como o fluoreto e iodo, mas que em baixas concentrações são importantes para o funcionamento do organismo.

Outras substâncias que são naturalmente ausentes na água como pesticidas e agrotóxicos, devido a contaminação em decorrência da agricultura , apresentam limites bastante baixos geralmente na ordem de μg/L (ppb). Neste sentido as legislações de água são baseada nas concentrações de:

. Substâncias e elementos químicos naturalmente presentes na água. Ex. cálcio, sulfato, alumínio, ferro, cloreto, etc…
. Substâncias químicas perigosas como os agrotóxicos Ex: glifosato, aldrin, DDT, BHC, etc..
. Substâncias químicas usadas ou formadas em processo de tratamento e desinfecção da água.
Ex: Trihalometanos, bromato, clorito, cloramina, etc…
. Substâncias químicas inorgânicas conhecidamente tóxicas. Ex: cianeto, cádmio, chumbo, fluoreto, mercúrio, cromo hexavalente, etc…
. Substâncias químicas orgânicas conhecidamente tóxicas. Ex: fenol, benzeno, estireno, benzopireno, etc…
Ver padrões de potabilidade da Portaria 518 no final deste Guia.

Apesar de somente umas poucas substâncias apresentarem regulamentações, não quer dizer que as outras são permitidas ou não são tóxicas.

O recomendável é que substâncias que não são típicas de água, produzidas em atividades humanas não sejam encontradas e se o forem seus níveis devem ser extremamente baixos.

 

1 – Alumínio

O Alumínio (Al) é o segundo elemento do grupo 13 da tabela periódica, tem número atômico 13, massa atômica de 26,981 e valência 3, sendo sua abundância na crosta terrestre de aproximadamente 8,1%.

No solo pode variar de 0,9 a 6,5%; na água de rios até 0,4 mg/L; na água subterrânea sua concentração é < 0,001 mg/L; na água do mar é 0,005 mg/L. Água potável que geralmente é obtida por processos que empregam sais de alumínio, como o sulfato, devem apresentar concentrações menores que 0,2 mg/L.

Sua concentração na água é fortemente determinada pelo pH, sendo solúvel em pH ácidos ficando na forma do cátion Al3+ e em pH alcalinos como o ânion complexo Al(OH)4-.

Portanto em pH neutro, seus compostos são praticamente insolúveis o que explica sua baixa concentração na água, mesmo sendo um dos elementos mais abundantes na crosta terrestre. O aumento da concentração de alumínio na água pode também estar associado com o período de chuvas e, portanto, com a alta turbidez.

É um elemento não essencial para plantas e animais, mesmo assim sua concentração no corpo humano é de 0, 9 mg/kg . Concentrações acima de 1,5 mg/L são tóxicas e perigosas a vida marinha e níveis abaixo de 0,2 mg/L apresentam baixo risco.

Existe um risco possível de estar associado a danos no tecido cerebral ao a doença de Alzheimer.

A EPA (USA) adota para água potável um limite máximo de 0,2 mg/L que é semelhante ao da Portaria 518 do Ministério da Saúde.

2 – Antimônio

Antimônio (Sb) é o quarto elemento do grupo 15 da tabela periódica, tem número atômico 51, massa atômica de 121,75 e valências de 3 e 5.

A abundância média de Sb na crosta da Terra é de 0,2 ppm; em solos é 1 ppm; nos córregos é 1 μg / L, e em águas subterrâneas é <0,1 mg / L. Antimônio é encontrado às vezes nativo, mas mais comumente como Estibinita (Sb2S3).

É usado em ligas de chumbo em baterias, projeteis, ligas de solda, pirotecnia, semicondutores, na fabricação de tipos de impressão e em catalisadores para produção de PET. As espécies comuns aquosa são SbO2-, HSbO2 e complexos com carbonato, sulfato e tartarato.

Seus sais são muito facilmente hidrolisáveis em água formando oxi-sais insolúveis e por isso é muito raro a presença de antimônio em água potável. Os sais solúveis de antimônio são tóxicos mas alguns são usados em medicina para tratamento da Leishmaniose.

Aespecificação para potabilidade é no máximo 0,005 mg/L pela Portaria 518 do MS.

3 – Arsênio

Arsênio (As) é o terceiro elemento do grupo 15 da tabela periódica, tem um número atômico 33, um massa atômica de 74,92 e valências 3 e 5. Sua abundância média na crosta terrestre é de 1,8 ppm; em solos é 5,5-13 ppm; em córregos é menos de 2 μg/L, e nas águas subterrâneas é geralmente inferior a 100 μg/L. Ocorre naturalmente em minerais sulfetados como a pirita.

O arsênico é usado em ligas com chumbo, em baterias e em munição. Os compostos de arsênio são amplamente utilizados em pesticidas e conservantes na madeira. O arsênio não é essencial para as plantas, mas é um elemento traço essencial em várias espécies animais.

A forma predominante na forma oxidada entre pH 3 e pH 7 é H2AsO4. Entre pH 7 e pH 11 é HAsO4².

Sob condições redutoras é HAsO2 (aq) (ou H3AsO3).

Arsênio aquoso na forma de arsenito, arseniato e arseniacais orgânicos podem resultar da dissolução de minerais, descargas industriais ou a aplicação de pesticidas.

Envenenamento grave pode surgir a partir da ingestão de pequenas quantidades como 100 mg de trióxido de arsênico; feitos crônicos podem resultar do acúmulo de compostos de arsênio no organismo em níveis baixo de consumo.

Propriedades cancerígenas também têm sido imputadas a compostos de arsênio. A toxicidade do arsênio depende da sua forma química.

Arsenito é muitas vezes mais tóxico que o arsenato. Para a proteção da vida aquática, a concentração média de As³+ na água não deve exceder 72μg/L e a máxima não deve exceder 140μg/L.

A Organização das Nações Unidas para Alimentação e Agricultura (FAO) recomenda nível máximo para águas de irrigação de 100 μg/L.

A especificação para potabilidade é 0,01 mg/L pela Portaria 518 do MS.

4 – Bário

Bário (Ba) é o quinto elemento do grupo 2 da tabela periódica. Seu número atômico é 56 e sua massa atômica é 137,33.

Sua valência em todos os compostos é +2. A abundância média do Ba na crosta da Terra é de 390 ppm; em solos é 63-810 ppm; em córregos é 10 mg/L; nos USA sua concentração em água potável é de 49 μg/L; em água subterrâneas pode variar de 0,05 a 1 mg/L .

Seus principais minerais são a barita (BaSO4) e a witherite (BaCO3).

O bário é usado em lamas de perfuração de poços de petróleo, contrastes radiológicos, pigmento branco na industria de papel, fibras e plásticos, na industria de vidros, em pirotecnia para dar chama de coloração verde e em venenos de ratos.

A solubilidade de bário em águas naturais é controlada pela solubilidade do BaSO4 que é a forma mais comum em virtude de ser um dos sais mais insolúveis de bário.

A solubilidade do BaSO4 é de 2,5mg/L a 20ºC mL e como o ânion sulfato é comum em água, esta solubilidade acaba se reduzindo ainda mais.

Concentrações superiores a 1 mg/L são perigosas a vida marinha. A especificação para potabilidade é 0,7 mg/L pela Portaria 518 do MS.

5 – Berílio

O Berílio (Be) é o primeiro elemento do grupo 2 da tabela periódica e possui número atômico 4.

Sua massa atômica é de 9,01 e estado de oxidação de 2.

A abundância média do Be na crosta da Terra é de 2 ppm; em solos é 0,8-1,3 ppm; em córregos que é de 0,2 μg/L, em água potável dos EUA e nas águas subterrâneas sua concentração é <0,1 μg/L.

O Berílio ocorre na natureza em depósitos de berilos em rochas graníticas. Berílio é usado em ligas de alta resistência com o cobre e o níquel, em janelas em tubos de raios X e como moderador em reatores nucleares. Solubilidade do berílio em águas naturais é controlado pela solubilidade do hidróxido de berílio.

A solubilidade em pH 6 é cerca de 0,1 μg/L. Não é essencial para plantas e animais sendo inclusive tóxico e ocasionando a doença pulmonar grave chamada berilose que afeta principalmente lapidadores de pedras.

Para espécies de água doce a toxicidade aguda ocorre em 130 μg/L e crônica em 5 μg/L. A agência FAO da ONU recomendada nível máximo para as águas de irrigação é de
100 μg/L .

Nos USA a EPA estabelece um limite máximo de 4 μg/L para a água potável. No Brasil não existe regulamentação para o Berílio em água.

6 – Bismuto

Bismuto (Bi) é o quinto elemento do grupo 15 da tabela periódica. Possui número de 83 e massa atômica de 208,98.

Suas valências principais são 3 e 5. A abundância média de Bi na crosta terrestre, em 0,08 ppm; em córregos é <0,02 mg/L, e em águas subterrâneas é <0,1mg/L.

Bismuto ocorre em associação com minérios de chumbo e prata, ocasionalmente como elemento nativo. O 210Bi, 212Bi e 214Bi são radioisótopos naturalmente produzidos pelo decaimento do urânio e tório.

O metal é usado em ligas de chumbo, estanho e cádmio e em alguns produtos farmacêuticos na forma de carbonato, subgalato e salicilato de bismuto, principalmente e afecções estomacais.

Não parece ser um elemento essencial a animais e plantas, mas também não é tóxico. Sua concentração em água natural é baixa em virtude do Bi3+ ser altamente hidrolisável em pH neutro.

Íons complexos podem ser formados em meio alcalino e com nitrato o que aumenta sua solubilidade em água. Os compostos de iodeto e telureto são tóxicos por ingestão ou inalação.

Não existe regulamentação para Bismuto em água nem no Brasil e USA.

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7 – Boro

Boro (B) é o primeiro elemento do grupo 13 da tabela periódica, possui número atômico 5 e massa atômica de 10,81.

Seu estado de oxidação principal é 3. A abundância média do boro na crosta da Terra é de 9 ppm; em solos é 18-63 ppm; em córregos que é de 10 μg/L e em águas subterrâneas sua concentração é de 0,01 a 10mg/L.

Seu mineral mais importante é o bórax, que é usado na preparação de vidros resistentes ao calor (Pyrex), detergentes, esmaltes, porcelana, adubos e fibra de vidro. A forma mais comum de boro em águas naturais é como boratos (BO3 3-).

Embora o boro é um elemento essencial para o crescimento das plantas, em excesso acima de 2,0 mg / L na água de irrigação, é deletério para determinadas plantas. Outras plantas pode ser afetado adversamente por concentrações baixas como 1,0 mg / L.

Água potável raramente contêm mais de 1 mg /L de Boro e geralmente menos de 0,1mg/L, que são concentrações consideradas inofensivas para o consumo humano.

Água do mar contém cerca de 5 mg / L de boro e este elemento é encontrado em estuários e salina em associação com outros sais marinhos.

A ingestão de grandes quantidades de boro pode afetar o sistema nervoso central. Ingestão prolongada pode resultar em uma síndrome clínica conhecida como borismo.

O padrão de potabilidade de água para o Boro não é fixado pela Portaria 518 do MS, mas apresenta um valor máximo de 5 mg/L em efluentes pelo Art.1 do CONAMA 397.

8 – Bromo

Bromo (Br) é o terceiro elemento do grupo 17 da tabela periódica e possui número atômico 35 e massa atômica de 79,904.

Suas valências mais comuns em meio aquoso são 1, 3 e 5. A abundância média do Br na crosta da Terra é de 3 ppm; em córregos é de 20 μg/L e na água do mar é de 67 mg/L.

Parece ser um elemento traço essencial aos animais e plantas por ser encontrado em algas vermelhas e no pigmento de moluscos conhecido como púrpura real. Sua concentração no corpo humano é estimada em 3 mg/kg.

Seus principais ânions encontrados em água:

Brometo (Br )
Brometo ocorre em diferentes quantidades em águas subterrâneas e superficiais nas zonas costeiras como um resultado da intrusão da água do mar e precipitação por spray marinho.

O conteúdo de brometo de águas subterrâneas e córregos também pode ser afetado pela infiltração.
Industriais e descargas de salmoura de campo de petróleo podem contribuir para a contaminação de fontes de água.

Em circunstâncias normais, o conteúdo de brometo na água potável é pequeno, raramente superior a 1 mg/L. Mesmo os níveis <100μg/L podem levar à formação de bromato ou subprodutos bromados em águas desinfectadas por ozônio (O3) ou cloro (Cl2).

Não existe regulamentação para Br em água potável ou de lançamento no Brasil.

Bromato (BrO3)
O ânion Bromato é naturalmente ausente na água por ser uma espécie oxidante. É formado principalmente quando a água potável contendo pequenas concentrações de brometo é desinfetada para matar as bactérias e outros microorganismos.

O principal processo de desinfecção da água que leva a formação de bromato é o tratamento com ozônio (ozonização). Mas também pode ser formado por fotoativação quando a água é clorada em presença de luz solar como ocorreu em Los Angeles em 2007 quanto houve grande contaminação de dois reservatórios com a perda de 2,3 milhões de m3 e 4 meses para descontaminação.

O Bromato é prejudicial em doses elevadas. Estudos de doses muito baixas em animais mostraram que o bromato pode causar câncer.

Esses estudos também mostraram que o bromato pode causar mutações em genes ou cromossomos. Em seres humanos, os efeitos dos baixos níveis de bromato na água potável não são bem compreendidos.

O padrão de potabilidade fixado pela Portaria 518 do Ministério da Saúde para o Bromato é de no máximo 0,025 mg/L.

9 – Cádmio

Cádmio (Cd) é o segundo elemento do grupo 12 da tabela periódica, tem um número atômico 48, massa atômica de 112,41, e uma valência de 2.

A abundância média de Cd na crosta da Terra é 0,16 ppm; em solos que é de 0,1 a 0,5 ppm; nos córregos não poluídos é de 1 μg/L; em água pode variar de 1-10 μg/L.

Cádmio ocorre em minerais sulfetados de zinco, chumbo e cobre. O metal é usado em galvanoplastia, baterias, pigmentos, tintas e em ligas com vários outros metais.

O cádmio é geralmente associado com o zinco na proporção de cerca de uma parte para 500 nas maiorias das rochas e solos. A solubilidade do cádmio em águas naturais é controlada pelos equilíbrios de carbonatos presentes e estão ligadas a dureza e alcalinidade da água.

Quanto menor a dureza da água, menor será a concentração de cádmio solubilizado. Aumento na concentração de cádmio nas águas naturais ocorrem devido às descargas de efluentes industriais, principalmente oriundo de galvanoplastias, produção de pigmentos, soldas, equipamentos eletrônicos, lubrificantes e acessórios fotográficos.

A queima de combustíveis fósseis consiste também numa fonte de cádmio para o ambiente. Não apresenta nenhuma função biológica conhecida nas plantas, animais e no homem. O cádmio é extremamente tóxico e se acumula no rins e fígado, com a ingestão prolongada a níveis baixos, pode levar a à disfunção renal. Estudos feitos com animais demonstram a possibilidade de causar anemia, retardamento de crescimento e morte.

O cádmio ocorre na forma inorgânica, pois seus compostos orgânicos são instáveis; além dos malefícios já mencionados, é um irritante gastrointestinal, causando intoxicação aguda ou crônica sob a forma de sais solúveis.

No Japão em Toyama, um aumento de concentração de cádmio de 0,005 mg/L a 0,18 mg/L provocado por uma mina de zinco, causou a doença conhecida como “Doença de Itai-Itai”. A ação do cádmio sobre a fisiologia dos peixes é semelhante às do níquel, zinco e chumbo.

É um metal de elevado potencial tóxico, que se acumula em organismos aquáticos, possibilitando sua entrada na cadeia alimentar.

O cádmio pode ser fator para vários processos patológicos no homem, incluindo disfunção renal, hipertensão, arteriosclerose, inibição no crescimento, doenças crônicas em idosos e câncer. O padrão de potabilidade é fixado pela Portaria 518 em 0,005 mg/L.

10 – Cálcio

Cálcio (Ca) é o terceiro elemento do grupo 2 da tabela periódica.
Possui número atômico de 20, massa atômica de 40,08 e valência 2. A abundância média do Ca na crosta da Terra é de 4,9%; em solos que é de 0,07 para 1,7%; nos córregos é cerca de 15 mg/L, e em águas subterrâneas é de 1 a <500mg/L.

As formas mais comuns de cálcio são o carbonato de cálcio (calcita) e carbonato de cálcio e magnésio (dolomita). Compostos de cálcio são amplamente utilizados na indústria farmacêutica, construção, sais para degelo, pigmentos, fertilizantes e rebocos.

Solubilidade de carbonato de cálcio é controlada pelo pH e CO2 dissolvido. O equilíbrio das espécies CO2, HCO3 e CO32- é o controlador do pH nas águas doces.

O termo conhecido como “Dureza” é baseada na concentração de sais de cálcio e magnésio sendo muitas vezes usado como uma medida da qualidade da água potável. O cálcio é necessário na nutrição animal sendo componente essencial para ossos e estruturas conchas e plantas.

A presença de cálcio no abastecimento de água é oriunda da passagem sobre os depósitos de calcário, dolomita ou gipsita. Pequenas concentrações de carbonato de cálcio combate a corrosão de tubos de metal, estabelecendo uma camada protetora.

A precipitação de calcita em caldeiras, tubos e trocadores de calor pode causar sérios danos materiais e por isso a concentração de cálcio em águas domésticas e industriais é frequentemente controlada empregando métodos de abrandamento químico, com resinas de troca iônica ou osmose reversa.

Não existe no Brasil um padrão de potabilidade de água específico para o Cálcio, mas existe o limite máximo de 500mg/L para a dureza total que é o somatório das concentrações de Ca e Mg calculados como CaCO3.

11 – Carbono

Carbono (C) é o 1º elemento do grupo 14 da tabela periódica.
Possui número atômico de 6, massa atômica de 12,0107 e valência 2,3 e 4.

A abundância média do C na crosta da Terra é de 1800 ppm; nos córregos é cerca de 1,2mg/L; no mar sua concentração é de 28mg/L. É o elemento responsável pela vida e sua concentração no corpo humano é de 23,0%.

Forma extensos depósitos minerais na forma de carbonato de cálcio como a calcita, o mármore, a dolomita (junto com magnésio), siderita (FeCO3) e ocorre em grandes depósitos na forma nativa como o carvão, grafite e diamante.

Na forma orgânica é o elemento essencial na biosfera e também formador do petróleo. Esta presente na atmosfera na forma de CO2 na concentração de 330 ppm, sendo este carbono fixado pelos vegetais em carbono orgânico durante a fotossíntese.

Entra na formação de diversos íons inorgânicos que podem aparecer em água como o carbonato (CO32-), bicarbonato (HCO3 ), cianeto (CN ), cianato (CNO), tiocianato (SCN)
e na forma orgânica pode estar presente em uma infinidade de compostos solúveis e insolúveis como ácido húmico e fulvico resultados da decomposição da matéria orgânica, ácidos carboxílicos, hidrocarbonetos, solventes e etc.

Para determinação da qualidade de água estes são as principais formas de carbono de interesse:

11.1 – Carbonatos
A presença de carbonato em água esta relacionada com a presença do CO2 e do seu equilibrio com o ânion carbonato.

Imagem da relação entre presença e equilíbrio

Todos estes equilíbrios dependem do pH do meio como mostra a figura abaixo:
Gráfico da distribuição do equilíbrio do Carbono

Soluções Volumetria
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Com isso podemos deduzir que se uma amostra de água tem pH <4,4 todo bicarbonato presente estará na forma de ácido carbônico e estará sujeito a decomposição com liberação de CO2 por ser um ácido fraco, se a sua concentração for maior que 1,45g/L a 25ºC.

As espécie CO2(aq) e HCO3 estarão em equilíbrio entre pH 4,4 e 8,2 .

Entre pH 8,2 e 12,2 existe em equilíbrio as espécies HCO3 e CO32- e quanto mais perto de 8,2 maior a concentração de bicarbonato (HCO3) e quanto mais perto de pH 12,2 maior será a concentração de carbonato (CO32-).

Em pH >12,2 praticamente somente existe ânion carbonato no equilíbrio. Desta maneira é possível se determinar quais a espécies estão em equilíbrio somente se conhecendo o pH da água.

Todas as águas de rios, lagos, poços e do mar em contato com a atmosfera absorvem dióxido de carbono e como estas águas entram em contato com rochas e sedimentos logo adquirem íons metálicos, mais comumente de cálcio e magnésio, portanto todas estas águas podem ser consideradas como soluções diluídas desses bicarbonatos, pois seus pHs ficam entre 5 e 8 .

Estas tendem a formar incrustações de carbonatos em tubos e caldeiras. Estas águas ao sofrerem evaporação precipitam o carbonato de cálcio de acordo com a equação abaixo, fazendo a transferência de um depósito calcário de um lugar para outro e são responsáveis também pela formação de estalactites , estalagmites , colunas e outros espeleotemas dentro de cavernas.

A solubilidade do Ca(HCO3)2 a 25ºC é de 166 g/L enquanto que a do CaCO3 é de apenas 0,015g/L.

Ca (HCO3)2 ( aq ) → CO2(g) + H2O(l) + CaCO3(s)

O ataque da rocha (intemperismo) devido ao CO2 dissolvido na água de chuva é chamado de Carbonatação.

Carbono Orgânico Total (TOC)

O carbono orgânico total em água e efluente é composto por uma variedade de compostos orgânicos em vários estados de oxidação.
Alguns destes compostos de carbono pode ser oxidado por processos biológicos ou químicos fornecendo o que chamamos respectivamente de DBO e DQO.

O Carbono orgânico total (TOC) é uma expressão mais conveniente e direta do conteúdo orgânico total do que a DBO e DQO, mas não fornece o mesmo tipo de informação. Se uma relação previsível é estabelecida entre TOC , DBO e DQO para uma amostra específica de um determinado local, o TOC pode ser usado para estimar os valores de DBO e DQO.

Ao contrário da DBO e DQO, o TOC é independente do estado de oxidação da matéria orgânica e não mede outros elementos organicamente ligados, tais como nitrogênio e hidrogênio, e inorgânicos que podem contribuir para a demanda de oxigênio medido pela DBO e DQO.

A medida de TOC não substitui o DBO e DQO. A medição de TOC é de importância vital para o funcionamento de estações de tratamento de água e estações de tratamento efluentes.

A água potável pode apresentar TOCs até 25 mg/L. Águas residuais podem conter altos níveis de compostos orgânicos (TOC> 100 mg / L).

Muitas destas fontes de TOC são provenientes de impurezas iônicas e de matéria orgânica em suspensão.

Para muitas aplicações a presença de contaminantes orgânicos pode degradar de resinas de purificação de água, servir como fonte de nutrientes para o crescimento biológico indesejada e também ser prejudicial para o processo a qual a água se destina.

Para água potável os compostos orgânicos podem reagir com os agentes de desinfecção e produzir compostos com cheiro, odor e potencialmente tóxicos e cancerígenos.

Para determinar a quantidade de TOC as moléculas orgânicas devem ser quebradas e convertidas em uma molécula simples, como o CO2, que pode ser analisada quantitativamente.

Os métodos de determinação de TOC utilizam alta temperatura, catalisadores e oxigênio, ou temperaturas mais baixas (<100 °C), com irradiação ultravioleta e oxidantes químicos como o ânion persulfato.

Combinações destes métodos também podem ser utilizados.
Após a transformação do TOC em CO2 este pode ser expurgados da amostra e transferida com um gás de arraste para um analisador infravermelho não dispersivo, ser titulado ou separado da fase líquida da amostra por uma membrana seletiva de CO2 em uma água de alta pureza em que o correspondente aumento na condutividade está relacionado com o CO2 que passa a membrana.

Para realização de análises de TOCs baseados na formação de CO2, os carbonatos devem estar ausentes o que se consegue ajustando o pH da amostra para <1 e purgando o CO2formado.

Padrões TOC

11.3 – Cianeto
O ânion cianeto é altamente tóxico e não ocorre naturalmente em água, sendo sua origem exclusivamente antropogênica. O ânion cianeto é facilmente convertido a ácido cianídrico, que é gasoso, altamente tóxico e pouco solúvel em água, pela simples redução do pH do meio.

Sua toxicidade a vida animal se deve a característica de se ligar fortemente aos metais formando complexos, como ao ferro do sangue, o que impede que o oxigênio chegue as células.
As principais fontes de contaminação da água por este ânion são as mineradoras de metais preciosos como as de ouro e prata e também as galvanoplastias que empregam o cianeto de potássio ou sódio em cobreamento e prateamento eletrolíticos.

Também pode ser encontrado em resíduo de lavagem de mandioca brava que é utilizada na produção de polvilho. Como esta atividade é realizada pequenas propriedades em zonas rurais, onde existe pouca fiscalização, é altamente danosa aos rios e mananciais de pequenas cidades, como o que ocorreu na cidade de Consolação, no Estado de Minas Gerais, onde seu rio esta atualmente praticamente morto.

Indústrias de plásticos nitrílicos, de monômeros como acrilonitrila, de fibras sintéticas que utilizam acrilonitrila e de nitrocelulose também geram cianeto em seus resíduos industriais.
As legislações estaduais e federais são rigorosas em relação ao cianeto sendo o valor máximo permitido pela Conama 397 Art 01 de 1,0 mg/L para lançamento em esgoto e o Art 19-A do Decreto Estadual 8468 de 0,2 mg/L.

O tratamento de efluentes e resíduos contendo cianeto pode ser realizado pela utilização de cloro ou solução de hipoclorito de sódio. Estes agentes não oxidam somente o carbono, mas também o nitrogênio ao estado molecular na forma de N2.
2 CN + 5Cl2 + 8OH → 2CO2 + N2 + 10 Cl + 4H2O
O padrão de potabilidade para o Cianeto é fixado como valor máximo permissível de 0,07 mg/L pela Portaria 518 do Ministério da Saúde.

12 – Cério

Cério (Ce) é o segundo elemento da família dos elementos lantanídeos ou terras-raras da tabela periódica.
Possui número atômico 58 e massa atômica de 140,116. Suas valências em meio aquoso são 2 e 4.

A abundância média de Ce na crosta da Terra é de 60 ppm; em córregos é de 0,06 μg/L(ppb); na água do mar é 0,0012 μg/L(ppb).

Não foi descoberto até o momento função biológica para o elemento em animais e plantas.
Devido a similaridade química com os demais elementos do grupo, sempre ocorre associado nos seus minerais, sendo a areia monazítica [(Ce,La,Pr,Nd,Th,Y)PO4] e a bastnasita [(Ce,La,Y)CO3F] suas principais fonte de obtenção.

O metal em forma de ligas com La é utilizado na fabricação de pedras de isqueiro e pederneiras e seus compostos como o óxido e usado em polimento de lentes e catalisadores, o nitrato cérico e o sulfato cérico são empregados em sínteses orgânicas por serem oxidantes.

A solubilidade do cério em água natural é determinada pelo pH e presença dos ânions fosfato, carbonato e fluoreto. Estes três ânions formam sais altamente
insolúveis com todos os lantanídeos em pH>5, sendo inclusive insolúveis em meio básico, sem apresentarem tendências a formação de complexos.

Este é um dos principais motivos da formação geológica de depósitos minerais de fosfatos e carbonatos de lantanídeos.

Em equilíbrio aquoso, com estes ânions em excesso, a concentração dos lantanídeos solúveis são extremamente baixas, governadas pela constante de equilíbrios (Kp) dos respectivos sais.

Em meio ácido este sais possuem tendências a solubilização, comportamento parecido com os sais de cálcio. Também formam complexos estáveis com ligantes quelantes como o EDTA, NTA, CDTA, PDTA e DPTA.

A forma estável do cério em solução é como Ce3+ (incolor) ou Ce4+ (alaranjado).
O Ce4+ é bastante ácido e sofre hidrólise com a diminuição da acidez do meio precipitando CeO2. Também por ser oxidante o Ce4+ é facilmente reduzido por matéria orgânica presente na água.

Não existe regulamentação para Cério em água potável ou de lançamento em nenhuma legislação conhecida.

13 – Césio

Césio (Cs) é o sexto elemento do grupo 1 da tabela periódica e possui número atômico 55 e massa atômica de 132,90.
Sua única valência em água é 1.

A abundância média de Cs na crosta da Terra é de 2,6 ppm; em solos que é de 1 a 5 ppm; em córregos é de 0,02 mg /L, em águas subterrâneas é geralmente <0,1 mg /L.

O Césio é encontrado em mica lepidolita e em fontes de água mineral.
O isótopo 137Cs, com meia-vida de 33 anos, é amplamente disperso na superfície da Terra como resultado da precipitação radioativa dos testes de armas nucleares por ser um sub-produto da fissão do urânio.

Compostos de césio são usados em células fotoelétricas, como catalisadores, em ótica e biologia molecular.

Não existe regulamentação para Césio em água potável ou de lançamento no Brasil e nem nos USA.

14 – Chumbo

Chumbo (Pb) é o 5º elemento do grupo 14, possui número atômico de 82 e massa atômica de 207,19.
Seus estados de oxidação são 2 e 4.

A abundância média de Pb na crosta da Terra é de 13 ppm; em solos varia de 2,6-25 mg/L; em córregos e rios é de 0,003 mg/L e em águas subterrâneas é geralmente <0,1 mg/L .

O chumbo é obtido principalmente da galena (PbS). Ele é usado em baterias, munição, solda, tubulações, pigmentos, inseticidas e ligas.
Foi usado também na gasolina por muitos anos como um agente anti-detonante na forma de chumbo tetraetila.

Em água se apresenta principalmente no estado de oxidação +2. A maioria de seus compostos são insolúveis, em água, como o sulfato de chumbo (PbSO4), mas pode formar complexos solúveis com diversos ligantes como o ânion carbonato e hidróxido.

Havendo excesso de sulfato na água e em pH neutro, sua concentração é baixa devido a alta insolubilidade do PbSO4 que é de 42mg/L a 25ºC. O chumbo em água potável pode ser proveniente de resíduos industriais, mineração, dos próprios encanamentos, das bombas, soldas e do latão da qual as torneiras geralmente são fabricadas.

O chumbo não é essencial para plantas e animais. Constitui veneno acumulativo, provocando um envenenamento crônico denominado “Saturnismo”, que consiste em efeitos sobre o sistema nervoso central com conseqüências bastante sérias.

Os sintomas de uma exposição crônica ao chumbo, quando o efeito ocorre no sistema nervoso central, são: tontura, irritabilidade, dor de cabeça, perda de memória, entre outros. Quando o efeito ocorre no sistema periférico o sintoma é a deficiência dos músculos extensores.

A toxicidade do chumbo, quando aguda, é caracterizada pela sede intensa, sabor metálico, inflamação gastrointestinal, vômitos e diarréias. Por este motivos o padrão de potabilidade é fixado como valor máximo permissível de 0,01 mg/L pela Portaria 518 do Ministério da Saúde.

É também padrão de emissão de esgotos e de classificação das águas naturais. Aos peixes, as doses fatais, no geral, variam de 0,1 a 0,4 mg/L, embora, em condições experimentais, alguns resistem até 10 mg/L.

Outros organismos (moluscos, crustáceos, mosquitos quironomídeos e simulídeos, vermes oligoquetos, sanguessugas e insetos tricópteros), desaparecem após a morte dos peixes, em concentrações superiores a 0,3 mg/L. A ação sobre os peixes é semelhante a do níquel e do zinco.

15 – Cloro

Cloro (Cl) é o 2º elemento do grupo 17 da tabela periódica e possui número atômico 17 e massa atômica de 35,453.
Suas valências mais comuns em meio aquoso são 1, 3,4,5 e 7.

A abundância média do Cl na crosta da Terra é de 170 ppm; em córregos é de 8 mg /L e na água do mar é de 19,8g/L. É um elemento que possui várias funções biológicas para as plantas e animais e sua concentração no corpo humano é de 0,12%, sendo encontrado principalmente nos fluidos corporais como sangue, suco gástrico e urina na forma de cloreto.

O cloro elementar (Cl2) é gasoso nas condições ambientais, sendo um oxidante extremamente forte altamente tóxico. Dado sua reatividade somente a forma aniônica como cloreto é encontrada em águas naturais.

Outras formas como hipoclorito (HClO), Clorito (ClO2), Clorato (ClO3) e Perclorato (ClO4) por serem também oxidantes da matéria orgânica, raramente são encontradas em águas naturais. Os ânions hipoclorito e clorito que são produzidos industrialmente, apresentam importância por serem agentes de desinfecção de água potável.

O ânion hipoclorito é formado se dissolvendo o cloro em água ou solubilizando o gás em hidróxido de sódio a frio, que leva a formação do sal hipoclorito de sódio (NaClO), conhecido como água sanitária ou água de lavadeira devido ao ser caráter alvejante.

O cloro na forma de cloreto forma extensos depósitos minerais de cloreto de sódio (sal gema) e é o ânion majoritário na composição salina da água do mar, na forma de cloreto de sódio.

Á industria utiliza quantidades gigantescas do cloro e seus compostos anualmente para a produção dos mais diversos bens materiais como plásticos (PVC), metalurgia (ácido clorídrico) , cloro líquido (tratamento de água), propelentes (percloratos e cloratos), alvejantes (hipoclorito de sódio), alimentos (cloreto de sódio), fertilizantes (cloreto de potássio), solventes (organoclorados) e etc.

Cloreto
O cloreto (Cl), é um dos principais ânions que ocorrem naturalmente na água. O gosto salgado na água pode variar, dependendo da sua composição catiônica. Uma água com 250 mg/L de Cl pode ter o gosto salgado perceptível se o cátion for o sódio.

Águas com 1000 mg/L de cloreto não apresentam sabor salgado se os cátions forem magnésio e cálcio. Na água do mar, ocorre na concentração de aproximadamente 35g/L como cloreto de sódio.

Nas águas superficiais são fontes importantes as descargas de esgotos sanitários, sendo que cada pessoa expele através da urina cerca 6 g de cloreto por dia, o que faz com que os esgotos apresentem concentrações de cloreto que ultrapassam a 15 mg/L.

Diversos são os efluentes industriais que apresentam concentrações de cloreto elevadas como os da indústria do petróleo, mineração, química, farmacêuticas, curtumes, etc. Nas regiões costeiras, através da chamada intrusão da língua salina, são encontradas águas com níveis altos de cloreto.

Nas águas tratadas, a adição de cloro puro ou em solução leva a uma elevação do nível de cloreto, resultante das reações de dissociação do cloro na água.

Para as águas de abastecimento público, a concentração de cloreto constitui-se em padrão de potabilidade, segundo a Portaria 518 do Ministério da Saúde.

Da mesma forma que o sulfato, sabe-se que o cloreto também interfere no tratamento anaeróbio de efluentes industriais, constituindo-se igualmente em interessante campo de investigação científica.

O cloreto provoca corrosão em estruturas hidráulicas, como por exemplo em emissários submarinos para a disposição oceânica de esgotos sanitários, que por isso têm sido construídos com polietileno de alta densidade (PEAD).

Interferem na determinação da DQO e embora esta interferência seja atenuada pela adição de sulfato de mercúrio, as análises de DQO da água do mar não apresentam resultados confiáveis.

Interfere também na determinação de nitratos. A concentração de cloreto pode ser utilizada como indicador da contaminação por esgotos sanitários, podendo-se associar a elevação do nível de cloreto em um rio com o lançamento de esgotos sanitários.

Hoje, porém, o teste de coliformes fecais é mais preciso para esta função. O cloreto apresenta também influência nas características dos ecossistemas aquáticos naturais, por provocarem alterações na pressão osmótica em células de microrganismos.

Cloro Gasoso em água e Hipoclorito

Cl2 + H2O seta dupla HClO + HCl

Cloro aplicada à água em sua forma molecular ou hipoclorito, inicialmente sofre hidrólise para formar cloro livre consistindo de cloro molecular aquoso, o ácido hipocloroso e ânion hipoclorito.
A proporção relativa dessas formas de cloro dependem do pH e temperatura e também da luz solar.
No pH da maioria das águas, ácido hipocloroso e íon hipoclorito vão predominar.

A cloração do abastecimento de água e águas poluídas serve principalmente para destruir microorganismos patogênicos. Um benefício secundário, particularmente no tratamento de água potável, é a melhoria geral na qualidade da água resultante da reação de cloro com ferro, amônia, sulfetos, manganês, e algumas substâncias orgânicas.

Cloração pode produzir efeitos adversos. Gosto e odor características de fenóis e outros compostos orgânicos presentes em uma fonte de água podem ser ntensificados.
Compostos potencialmente cancerígenos conhecidos como trihalometanos podem ser formados durante a cloração.
Cloro combinado pode ser formado na cloração da água contendo amônia (NH3), formando aminas que afetam a vida aquatica.

O cloro livre reage prontamente com certos compostos nitrogenados como a amônia para formar compostos clorados. Com amônia, o cloro reage para formar o cloraminas: monocloramina, dicloramine e tricloreto de nitrogênio.

A presença e as concentrações dessas formas combinadas depende principalmente do pH, temperatura, relação de cloro/nitrogênio inicial, demanda absoluta de cloro e tempo de reação.
Ambos cloro livre e combinado podem estar presentes simultâneamente.

15.3 – Trihalometanos
Trihalometanos (THMs) potencialmente cancerígenos são produzidos durante a cloração da água.
Apenas quatro THM compostos normalmente são encontrados: clorofórmio (CHCl3), bromodiclorometano (CHBrCl2), dibromoclorometano (CHBr2Cl), e bromofórmio (CHBr3).
Outros subprodutos de cloração também podem ser formados como ácidos haloacéticos e halonitriles durante as reações relativamente lentas que ocorrem entre o cloro livre e precursores orgânicos naturais , tais como ácidos húmicos e fúlvicos. Modelos de previsão para estimar e calcular a formação de THM existem, mas a maior dificuldade e que as concentrações de THM eventual não podem ser calculados precisamente a partir de análises convencionais.

Métodos para determinar o potencial de THMs formandos são úteis na avaliação dos processos de tratamento de água ou fontes de água ou para a previsão de concentrações de THM em um sistema de distribuição.
Para obter resultados reprodutíveis e significativos deve ser o controle das variáveis temperatura, tempo de reação, dose de cloro residual e pH.
Formação de THM é reforçada por temperaturas elevadas e pH alcalino e por concentrações crescentes de resíduos de cloro livre, embora a formação de THM tende a estabilizar-se em um nível baixo com cloro livre de 3mg/L.

Um longo tempo de reação geralmente aumenta a formação THM.
Baixas concentrações de brometo podem existir na maioria das águas naturais e são responsáveis pela formação de compostos orgânicos bromados que também são tóxicos.

15.4 – Cloraminas
Cloraminas são compostos inorgânicos formados quando a amônia é adicionada junto com o cloro, com a finalidade de desinfecção da água.

NH3 + HOCl → NH2Cl + H2O

Estes compostos têm um efeito desinfetante mais demorado sobre a água e é especialmente útil para se livrar de patógenos quando a água circula através de tubos e encanamentos domésticos.

A forma mais popular de cloraminas encontrada no abastecimento de água da torneira é monocloramina.
A EPA (USA) limita a concentração de cloramina em 4 mg / L. A EPA prevê que não haverá efeitos adversos à saúde quando as pessoas bebem água contendo cloramina igual ou inferior a 4 mg/L. A EPA acredita que a água cloraminada em valor igual ou inferior 4 mg/L é segura para beber e cozinhar.

No entanto, pessoas que usam água contendo cloramina em níveis acima de 4 mg/L pode experimentar irritação nos olhos e nariz. Água potável que tem cloramina em excesso pode levar à anemia e desconforto estomacal.

Quando os nadadores se queixam de irritação ocular de “muito cloro” a piscina, o problema é um alto nível de cloraminas. A água tratada com cloramina tem um tom esverdeado.
A cloramina da água pode provocar a lixiviação de chumbo das tubulações e que é muito prejudicial a saúde.
A EPA recomenda nestes casos a adição de um inibidor de corrosão para o abastecimento de água. Tal substância forma um revestimento protegendo as parede dos tubos para minimizar a lixiviação de chumbo.

Apesar das cloraminas terem um potencial menor de formação de trihalometanos que o cloro, podem formar um número maior de subprodutos de desinfecção com materiais orgânicos que podem ser mais perigosos a saúde.

A Portaria 518 do Ministério da Saúde adota as seguintes especificações para o cloro e seus compostos em água:

Item Especificação (máx.)
Cloro > 0,2 mg/L (recomendável)
Cloreto 250 mg/L
Clorito 0,2 mg/L
Monocloramina 3 mg/L
Trihalometanos Total 0,1 mg/L
16 – Cobalto

Cobalto (Co) é o segundo elemento do grupo 8 da tabela periódica com número atômico 27 e massa atômica de 58,93. Sua valência em principal em meio aquoso é 2 e 3.
A abundância média de Co na crosta da Terra é de 29 ppm; em solos que é de 1,0 a 14 ppm; em córregos que é de 0,2 μg/L, e em águas subterrâneas que é de 1 a 10 μg/L.

O Cobalto ocorre apenas em poucos minérios como sulfetos e arsenetos e também associado com o níquel em seus minérios, sendo esta sua principal fonte de obtenção.
É amplamente utilizado em ligas de aços diversos, em galvanoplastia, em fertilizantes, rações animais, em porcelana e para dar coloração azul ao vidro.

A solubilidade de cobalto é controlada por co-precipitação ou adsorção por óxidos de manganês e ferro, por precipitação de carbonato, e pela formação de íons complexos.

Cobalto é considerada essencial para algas e algumas bactérias e também para animais e para o homem , já que é um elemento formador da vitamina B12.
A agência FAO da ONU recomenda um nível máximo de Co para as águas de irrigação de 100 μg/L.
No Brasil não existe especificação máxima para o cobalto nem em água potável ou para lançamentos de efluentes.

17 – Cobre

obre (Cu) é o 1º elemento do grupo 11, tem número atômico de 29, massa atômica de 63,54, e valências 1 e 2.
A abundância média de Cu na crosta da Terra é de 68 ppm; em solos é de 9 a 33 ppm; em córregos é 4-12 μg/L, e nas águas subterrâneas é <0,1 mg/L.
Cobre ocorre em seu estado nativo, mas também é encontrado em muitos minerais, o mais importante dos quais são aqueles contendo sulfeto (por exemplo, calcopirita), mas também ocorre como óxidos e carbonatos.

O cobre é amplamente utilizado em fiação elétrica, telhados, ligas metálicas, pigmentos, utensílios de cozinha, tubulações e na indústria química.
Sais de cobre são usados em sistemas de abastecimento de água para controlar crescimentos biológicos em reservatórios e tubulações de distribuição e também para catalisar a oxidação do manganês.
Forma números complexos em águas naturais com ligantes orgânicos e inorgânicos.

Entre as espécies comuns aquosas são Cu2 +, Cu (OH)2 e CuHCO3 +.
A corrosão de ligas de cobre como latão utilizada em torneiras e tubos podem introduzir quantidades mensuráveis de cobre na água encanada. O cobre é considerado um elemento traço essencial para plantas e animais.

Alguns compostos são tóxicos por ingestão ou inalação. Quando em concentrações elevadas, é prejudicial à saúde e confere sabor às águas. Segundo pesquisas efetuadas, é necessária uma concentração de 20 mg/L de cobre ou um teor total de 100mg/L por dia na água para produzirem intoxicações humanas com lesões no fígado.

Alimentos como o trigo contém concentrações variáveis de 190 a 800 mg/kg de cobre, a aveia 40 a 200 mg/kg, a lentilha 110 a 150 mg/kg e a ervilha de 13 a 110 mg/kg.
As ostras podem conter até 2000 mg/kg de cobre.
O cobre, em pequenas quantidades é benéfico ao organismo humano, catalisando a assimilação do ferro e seu aproveitamento na síntese da hemoglobina do sangue humano, facilitando a cura de anemias.

Para os peixes, muito mais que para o homem, as doses elevadas de cobre são extremamente nocivas. Assim, trutas, carpas, bagres, peixes vermelhos de aquários ornamentais e outros, morrem em dosagens de 0,5 mg/L.
Os peixes morrem pela coagulação do muco das brânquias e conseqüente asfixia (ação oligodinâmica).

Os microrganismos perecem em concentrações superiores a 1,0 mg/L. O Cobre aplicado em sua forma de sulfato de cobre, CuSO45H2O, em dosagens de 0,5 mg/L é um poderoso algicida. O padrão de potabilidade é fixado como valor máximo permissível de 2 mg/L pela Portaria 518 do Ministério da Saúde.

18 – Cromo

Cromo (Cr) é o primeiro elemento do grupo 6 da tabela periódica, tem número atômico 24, massa atômica de 51,99 e valências que podem variar de 1 a 6. da média.

Sua abundância média na crosta da Terra é de 122 ppm; em solos varia de 11-22 ppm; em córregos ela atinge cerca de 1 μg/L, e em águas subterrâneas é geralmente de 100 μg/L.

O cromo é encontrado principalmente como o mineral cromita (FeO-Cr2O3).
O cromo é usado em ligas, em galvanoplastia e em pigmentos. Compostos de cromato freqüentemente são adicionados à água de resfriamento para controle de corrosão.

Em águas naturais na forma trivalente existe como Cr3 +, Cr (OH)2 +, Cr (OH)2+ e Cr (OH)4-; na forma de cromo hexavalente em água existe como os ânions cromato (CrO42- ) e como dicromato (Cr2O7 2-) . O Cr3+ pode formar complexos fortes com aminas e ser absorvido pelos minerais argilosos.

Cromo pode existir no abastecimento de água em ambos as formas, embora a forma trivalente raramente ocorre em água potável. O cromo é considerado não-essenciais para as plantas, mas um elemento traço essencial para os animais na forma trivalente.

Compostos hexavalentes têm se mostrado cancerígenas por inalação e são corrosivos para os tecidos. As concentrações de cromo em água doce são muito baixas, normalmente inferiores a 1 μg/L.

É comumente utilizado em aplicações industriais e domésticas, como na produção de alumínio anodizado, aço inoxidável, tintas, pigmentos, explosivos, papel, fotografia.
Na forma hexavalente é tóxico e cancerígeno. Os limites máximos são estabelecidos basicamente em função do cromo hexavalente.

Efluentes contendo cromo hexavalente como cromatos (CrO4 2-) podem ser reduzidos com dióxido de enxofre ou bissulfitos de sódio a cromo trivalente (Cr3+) em pH ácido.
Após esta redução o cromo pode ser precipitado na forma de hidróxido com a elevação do pH, junto com outros metais na estação de tratamento de efluentes. O padrão de potabilidade é fixado como valor máximo permissível de 0,05mg/L pela Portaria 518 do Ministério da Saúde.

19 – Disprósio

Disprósio (Dy) é o décimo elemento da família dos elementos lantanídeos ou terras-raras da tabela periódica. Possui número atômico 66 e massa atômica de 162,50.
Sua valência em meio aquoso é 3. A abundância média do Dy na crosta da Terra é de 6,2 ppm; em córregos é de 0,05 μg/L(ppb); na água do mar é 0,0009 μg/L(ppb).Não foi descoberto até o momento função biológica para o elemento em animais e plantas.

Devido a similaridade química com os demais elementos do grupo, sempre ocorre associado nos seus minerais, sendo a areia monazítica [(Ce,La,Pr,Nd,Th,Y)PO4] e a bastnasita [(Ce,La,Y)CO3F] suas principais fonte de obtenção.
O metal em forma de ligas com Fe é utilizado na fabricação alto-falantes. Também é utilizado em reatores nucleares e em lâmpadas.

A solubilidade do disprósio em água natural é determinada pelo pH e presença dos ânions fosfato, carbonato e fluoreto. Estes três ânions formam sais altamente insolúveis com todos os lantanídeos em pH >5, sendo inclusive insolúveis em meio básico, sem apresentarem tendências a formação de complexos.

Este é um dos principais motivos da formação geológica de depósitos minerais de fosfatos e carbonatos de lantanídeos. Em equilíbrio aquoso, com estes ânions em excesso, a concentração dos lantanídeos solúveis são extremamente baixas, governadas pela constante de equilíbrios (Kp) dos respectivos sais.

Em meio ácido este sais possuem tendências a solubilização, comportamento parecido com os sais de cálcio. Também formam complexos estáveis com ligantes quelantes como o EDTA, NTA, CDTA, PDTA e DPTA.
A forma estável do Dy em solução é como Dy3+ (incolor). As soluções de sais derivados de ácidos fortes como cloreto, sulfato e nitrato são ligeiramente ácidas devido a uma pequena hidrólise do cátion, dando precipitado branco de Dy(OH)3 em pH>7.

Não existe regulamentação para o Dy em água potável ou de lançamento em nenhuma legislação conhecida.

20 – Enxôfre

O Enxôfre é o segundo elemento do grupo 16 da tabela periódica, com número atômico de 16 e massa atômica de 32,065 . Sua valência é 2,4 e 6.
A abundância média do S na crosta da Terra é de 420 ppm; em córregos é de 4 mg /L e na água do mar é de 920 mg/L.

É um elemento essencial aos animais e plantas, participando da formação das proteínas que formam tecidos do corpo, ossos e fluidos. Sua concentração no corpo humano é 0,2%.

Na forma inorgânica forma os ânions sulfato e sulfeto que constituem grande número de minerais. O ânion sulfito também pode ser encontrado na natureza em decorrência da dissolução do dióxido de enxofre na água, mas em presença do oxigênio atmosférico tende a se oxidar o sulfato.

Outros anions contendo enxôfre como o tiocianato, tiossulfato, persulfato, etc, também existem, mas são instáveis e de origem industrial.

Os principais minerais de enxôfre, são o próprio elemento na forma nativa, o gesso (CaSO4) e a pirita (sulfeto de ferro). É usado largamente na produção de ácido sulfúrico que é uma das substâncias químicas mais produzida no mundo, por ser um insumo vital para industria de fertilizantes, explosivos, mineração, metalurgia, tratamento de água e petroquímica.

O Enxôfre desempenha importante papel na indústria de borracha devido ao processo de vulcanização e também na industria de limpeza como tensoativos.
Uma vez que os compostos de enxofre são largamente usados, é um grande poluidor ambiental da água, solo e da atmosfera.

20.1 – Sulfatos (SO42-)
Os sulfatos são comumente encontrados em água natural, principalmente na água do mar na forma de sulfato de cálcio e de magnésio. Também pode ocorrer em concentrações elevadas em diversas águas minerais devido a oxidação de piritas e solubilização de depósitos de gesso.

Sua concentração típica em água de rio é inferior a 10 mg/L, mas devido ao lançamento de efluentes industriais contendo ácido sulfúrico, uma matéria prima largamente utilizada pela indústria química e da lixiviação do solo contendo fertilizantes como sulfato de amônio, esta concentração pode se elevar bastante.

Além disso os sulfatos como o de alumínio e o próprio ácido sulfúrico é largamente empregado em tratamento de água e efluentes, sendo por isso a sua especificação para lançamento na rede de esgoto é de 1000mg/L, o que é relativamente alta se comparada com outras espécies químicas.

Águas com alta concentração de sulfato são incrustantes e podem provocar mau cheiro devido a sua redução a sulfeto por alguns tipos de bactérias.
Para remoção de sulfato quando esta concentração esta acima dos limites permitidos, recomenda-se a utilização de água de cal (hidróxido de cálcio) com o qual reage formando sulfato de cálcio (gesso) que é insolúvel e pode ser removido por filtração ou decantação.

Devido a solubilidade do CaSO4 em água que é de aproximadamente 2g/L o sulfato não pode ser totalmente removido por este método.

Para água potável a Portaria 518 do Ministério de Saúde regulamenta um valor máximo de 250 m/L

20.2 – Sulfeto (S2-)
O sulfeto em água somente ocorre em condições redutoras, já que é facilmente oxidado pelo oxigênio atmosférico. Ocorre em diversas água minerais devido a atividade vulcânica ou hidrotermal, mas é encontrado também em ambientes muito poluídos e caracterizados pelo cheiro de ovo podre, devido a redução anaeróbica de sulfatos por alguns tipos específicos de bactérias como as Desulfobacterales, Desulfovibrionales e Syntrophobacterales.

Compostos orgânicos como proteinas também podem ser fermentadas e produzir gás sulfídrico. Algumas destas bactérias ocorrem na boca e no trato gastrointestinal.
O ânion sulfeto dissociado tende a se precipitar facilmente em água, já que forma sulfetos insolúveis com praticamente todos os metais, como o Fe, Ni e Pb. A sua forma mais comum em água é a forma protonada como ácido sulfídrico (H2S) que apresenta o cheiro de ovo podre, sendo muito tóxica.

A concentração de odor limiar de H2S em água limpa está entre 0,025 e 0,25 μg/L.
O H2S gasoso é muito tóxico e ceifou a vida de numerosos trabalhadores em esgotos. Em níveis tóxicos para os seres humanos interfere com o sistema olfativo, dando uma falsa sensação de ausência de segurança.

Ele ataca metais, direta e indiretamente e tem causado graves corrosões em esgotos e concreto porque é oxidado biologicamente a H2SO4.
O H2S dissolvido é tóxico para peixes e outros organismos aquáticos.

Também o ácido sulfídrico pode ser produzido por atividades industriais, tais como, processamento alimentício, coquerias, fábricas de papel, curtumes e refinarias de petróleo.

O sulfeto de sódio é empregado em tratamento de efluente para remoção de metais pesados, mas o excesso de sulfeto deve ser também tratado com substâncias oxidantes antes de ser despejado na rede de esgoto.
O Decreto Estadual 8468/76 Art 19-A e Conama 397 Art 1 admitem no máximo 1 mg/L.

Para água potável a Portaria 518 do Ministério de Saúde regulamenta um valor máximo de 0,05 m/L.

21 – Erbio

Érbio (Er) é o 12º elemento da família dos elementos lantanídeos ou terras-raras da tabela periódica. Possui número atômico 68 e massa atômica de 167,259. Sua valência em meio aquoso é 3.

A abundância média do Er na crosta da Terra é de 3 ppm; em córregos é de 0,05 µg/L(ppb); na água do mar é 0,0009 μg/L(ppb). Não foi descoberto até o momento função biológica para o elemento em animais e plantas.

Devido a similaridade química com os demais elementos do grupo, sempre ocorre associado nos seus minerais, sendo a areia monazítica [(Ce,La,Pr,Nd,Th,Y)PO4] e a bastnasita [(Ce,La,Y)CO3F] suas principais fontes de obtenção.

Seus compostos são usados na fabricação de fibras óticas e lasers. A solubilidade do Er em água natural é determinada pelo pH e presença dos ânions fosfato, carbonato e fluoreto.
Estes três ânions formam sais altamente insolúveis com todos os lantanídeos em pH >5, sendo inclusive insolúveis em meio básico, sem apresentarem tendências a formação de complexos.

Este é um dos principais motivos da formação geológica de depósitos minerais de fosfatos e carbonatos de lantanídeos. Em equilíbrio aquoso, com estes ânions em excesso, a concentração dos lantanídeos solúveis são extremamente baixas, governadas pela constante de equilíbrios (Kp) dos respectivos sais. Em meio ácido este sais possuem tendências a solubilização, comportamento parecido com os sais de cálcio.

Também formam complexos estáveis com ligantes quelantes como o EDTA, NTA, CDTA, PDTA e DPTA. A forma estável do Er em solução é como Er3+ (rosa).
As soluções de sais derivados de ácidos fortes como cloreto, sulfato e nitrato são ligeiramente ácidas devido a uma pequena hidrólise do cátion, dando precipitado rosa de Er(OH)3 em pH >7.

Não existe regulamentação para o Er em água potável ou de lançamento em nenhuma legislação conhecida.

22 – Escândio

Escândio (Sc) é o 1º elemento do grupo 3 e que abrange também a família dos elementos lantanídeos ou terras-raras da tabela periódica. Possui número atômico 21 e massa atômica de 44,95.
Sua valência em meio aquoso é 3. A abundância média do Sc na crosta da Terra é de 26 ppm; em córregos é de 0,004 μg/L(ppb); na água do mar é 0,0015 μg/L(ppb).

Não foi descoberto até o momento função biológica para o elemento em animais e plantas. Devido a similaridade química com os demais elementos do grupo, sempre ocorre associado nos seus minerais, sendo a euxenita, gadolinita e a thortveitite [(Sc,Y)2Si2O7] suas principais ocorrências.
Seus compostos são usados na fabricação de lâmpadas, ligas leves com alumínio empregada em materiais esportivos e bicicletas.

A solubilidade do Sc em água natural é determinada pelo pH e presença dos ânions fosfato, carbonato e fluoreto. Estes três ânions formam sais altamente insolúveis com todos os lantanídeos em pH >5, sendo inclusive insolúveis em meio básico, sem apresentarem tendências a formação de complexos.

Este é um dos principais motivos da formação geológica de depósitos minerais de fosfatos e carbonatos de lantanídeos. Em equilíbrio aquoso, com estes ânions em excesso, a concentração dos lantanídeos solúveis são extremamente baixas, governadas pela constante de equilíbrios (Kp) dos respectivos sais. Em meio ácido este sais possuem tendências a solubilização, comportamento parecido com os sais de cálcio.

Também formam complexos estáveis com ligantes quelantes como o EDTA, NTA, CDTA, PDTA e DPTA. A forma estável do Sc em solução é como Sc3+(incolor).
As soluções de sais derivados de ácidos fortes como cloreto, sulfato e nitrato são ligeiramente ácidas devido a uma pequena hidrólise do cátion dando precipitado de branco de Sc(OH)3 em pH >7.

Não existe regulamentação para o Tm em água potável ou de lançamento em nenhuma legislação conhecida.

23 – Estanho

Estanho (Sn) é o quarto elemento do Grupo 14 da tabela periódica, possuindo número atômico 50 e massa atômica de 118,69. Sua valências é 2 e 4.
A abundância média na crosta da Terra é de 2,1 ppm; em solos que pode chegar a 10 ppm; e m córregos que é de 0,1 μg /L, e em águas subterrâneas é <0,1 mg / L.

O estanho é encontrada principalmente no mineral de cassiterita (SnO2) e em associação com rochas graníticas. O estanho é utilizado em agentes redutores, solda, ligas metálicas como o bronze e revestimentos para vários metais e latas.

As espécies comuns aquosa são Sn2+, Sn (OH)4, SnO(OH)2 e SnO(OH)3-. O estanho é adsorvido a sólidos em suspensão, sulfetos e hidróxidos.
Estanho pode ser metilado nos sedimentos. Tributilestanho sofre biodegradação rapidamente. Os compostos organoestânicos são tóxicos.

O elemento parece ser um elemento essencial aos animais, tendo sido detectado em pequenas concentrações em ratos. Estima-se sua concentração no corpo humano em 0,2 mg/kg.

O padrão de potabilidade fixado pela Portaria 518 do Ministério da Saúde não é estabelecido para a estanho, mas é de 4,0mg/L pelo CONAMA 397 Art.1.

24 – Estrôncio

Estrôncio (Sr) é o quarto elemento do grupo 2 da tabela periódica, tendo um número atômico 38, massa atômica de 87,62, e valência de 2.
A abundância média de Sr na crosta da Terra é 384 ppm; em solos Sr varia de 3,6-160 ppm; em córregos ela atinge 50 μg/L, e em águas subterrâneas varia de 0,01 a 10 mg / L.

Estrôncio é encontrado principalmente em celestita (SrSO4) e na estroncianita (SrCO3).Compostos de estrôncio são utilizados em pigmentos, cerâmica e em pirotecnia para dar chama avermelhada aos fogos de artifício.
O 90Sr é um produto de fissão de combustíveis nucleares com o urânio e foi amplamente distribuídos na superfície da Terra como resultado da precipitação a partir de testes de armas nucleares.

A espécie comum aquosa é Sr2+. A solubilidade de estrôncio na água é controlado pela presença de carbonatos e sulfatos presentes. É um elemento essencial aos animais por entrar na constituição dos ossos, sendo sua concentração no corpo humano de 4,6 mg/kg.

Alguns compostos são tóxicos por ingestão e inalação.
Não se conhecem limites máximos em água para o elemento em nenhuma regulamentação internacional.

25 – Európio

Európio (Eu) é o 7º elemento da família dos elementos lantanídeos ou terras-raras da tabela periódica. Possui número atômico 63 e massa atômica de 151,96.
Sua valência em meio aquoso é 3, mas pode ocorrer em alguns compostos na valência 2.

A abundância média do Eu na crosta da Terra é de 1,8 ppm; em córregos é de 0,007 μg/L(ppb); na água do mar é 0,00013 μg/L(ppb).
Não foi descoberto até o momento função biológica para o elemento em animais e plantas.

Devido a similaridade química com os demais elementos do grupo, sempre ocorre associado nos seus minerais, sendo a areia monazítica [(Ce,La,Pr,Nd,Th,Y)PO4] e a bastnasita [(Ce,La,Y)CO3F] suas principais fonte de obtenção.
Seus compostos são usados na fabricação de lâmpadas fluorescentes e pigmentos fosforescentes (fósforos). A solubilidade do Eu em água natural é determinada pelo pH e presença dos ânions fosfato, carbonato e fluoreto.

Estes três ânions formam sais altamente insolúveis com todos os lantanídeos em pH >5, sendo inclusive insolúveis em meio básico, sem apresentarem tendências a formação de complexos.
Este é um dos principais motivos da formação geológica de depósitos minerais de fosfatos e carbonatos de lantanídeos.

Em equilíbrio aquoso, com estes ânions em excesso, a concentração dos lantanídeos solúveis são extremamente baixas, governadas pela constante de equilíbrios (Kp) dos respectivos sais.
Em meio ácido este sais possuem tendências a solubilização, comportamento parecido com os sais de cálcio.

Também formam complexos estáveis com ligantes quelantes como o EDTA, NTA, CDTA, PDTA e DPTA. A forma estável do Eu em solução é como Eu3+ (incolor).

As soluções de sais derivados de ácidos fortes como cloreto, sulfato e nitrato são ligeiramente ácidas devido a uma pequena hidrólise do cátion, dando precipitado rosa de Eu(OH)3 em pH >7.

Não existe regulamentação para o Eu em água potável ou de lançamento em nenhuma legislação conhecida.

27 – Ferro

Ferro (Fe) é o primeiro elemento do grupo 8 da tabela periódica, tem um número atômico de 26, massa atômica de 55,85 e valências comuns de 2 e 3.
A abundância média de Fe na crosta da Terra é de 6,22%; em solos Fe varia de 0,5% a 4,3%; em córregos ela atinge cerca de 0,7 mg / L, e nas águas subterrâneas é 0,1 a 10 mg / L.

Ferro ocorre nos minerais hematita , magnetita, limonita e pirita. É amplamente utilizado em aço e em outras ligas.
A solubilidade do íon ferroso (Fe2+) é controlada pela concentração de carbonato porque água subterrânea é frequentemente anóxica (sem oxigênio dissolvido).

Qualquer ferro solúvel nas águas subterrâneas é geralmente no estado ferroso.
Por exposição ao ar ou adição de oxidantes, ferro ferroso é oxidado ao estado férrico (Fe3+) e pode hidrolisar para formar óxido férrico hidratado insolúvel de cor laranja ou avermelhado.
Na falta de agentes complexantes e em meio neutro ou básico o íon férrico é muito pouco solúvel e tende a se precipitar. Não é tóxico sendo inclusive um elemento essencial aos animais e ao homem por participar da formação de hemoglobina do sangue.

Nas águas superficiais, o nível de ferro em suspensão insolúvel aumenta nas estações chuvosas devido ao carreamento de solos e a ocorrência de processos de erosão das margens. Também poderá ser importante a contribuição devida à efluentes industriais, pois muitas indústrias metalúrgicas desenvolvem atividades de remoção da camada oxidada (ferrugem) das peças antes de seu uso, processo conhecido por decapagem, que normalmente é procedida através da passagem da peça em banho ácido.

Nas águas tratadas para abastecimento público, o emprego de coagulantes a base de ferro provoca elevação em seu teor.
O ferro, apesar de não se constituir em um tóxico, traz diversos problemas para o abastecimento público de água. Confere cor e sabor à água, provocando manchas em roupas e utensílios sanitários.

Também traz o problema do desenvolvimento de depósitos em canalizações e de ferro-bactérias, provocando a contaminação biológica da água na própria rede de distribuição.
Por estes motivos, o ferro constitui-se em padrão de potabilidade, tendo sido estabelecida a concentração limite de 0,3 mg/L na Portaria 518 do Ministério da Saúde.

É também padrão de emissão de esgotos e de classificação das águas naturais. No Estado de São Paulo estabelece-se o limite de 15 mg/L para concentração de ferro solúvel em efluentes descarregados na rede coletora de esgotos seguidas de tratamento (Decreto no 8468).

No tratamento de águas para abastecimento, deve-se destacar a influência da presença de ferro na etapa de coagulação e floculação.
As águas que contêm ferro caracterizam-se por apresentar cor elevada e turbidez baixa. Os flocos formados geralmente são pequenos, ditos “pontuais”, com velocidades de sedimentação muito baixa.

Em muitas estações de tratamento de água este problema só é resolvido mediante a aplicação de cloro, a chamada pré-cloração. Através da oxidação do ferro pelo cloro, os flocos tornam-se maiores e a estação passa a apresentar um funcionamento aceitável.

No entanto, é conceito clássico que, por outro lado, a pré-cloração de águas deve ser evitada, pois em caso da existência de certos compostos orgânicos chamados precursores, o cloro reage com eles formando trihalometanos, associados ao desenvolvimento do câncer.

28 – Fluor

O Fluor (F) é o primeiro elemento do grupo 17 da tabela periódica e possui número atômico 9 e massa atômica de 18,998. Sua valência em meio aquoso é 1.

A abundância média do F na crosta da Terra é de 540 ppm; em córregos é de 100 ppb e na água do mar é de 1,3 ppm. É um elemento essencial aos animais e plantas e sua concentração no corpo humano é de 37 ppm, sendo encontrado principalmente nos ossos e dentes.

O flúor é o mais eletronegativo de todos os elementos químicos, tão reativo que nunca é encontrado em sua forma elementar na natureza, sendo normalmente encontrado na sua forma combinada como fluoreto.
Ocorre principalmente na forma dos minerais fluorita (CaF2), fluoroapatita e criolita (Na3AlF6).

É somente encontrado na natureza como fluoreto. Porém, para que haja disponibilidade de fluoreto solúvel, ou seja, disponível biologicamente, são necessárias condições ideais de solo, presença de outros minerais ou outros componentes químicos e água.

Traços de fluoreto são normalmente encontrados em águas naturais e concentrações elevadas geralmente estão associadas com fontes subterrâneas. Em locais onde existem minerais ricos em flúor, tais como próximos a montanhas altas ou áreas com depósitos geológicos de origem marinha, concentrações de até 10 mg/L ou mais são encontradas.

A maior concentração de flúor registrada em águas naturais é de 2.800 mg/L, no Quênia. Alguns efluentes industriais também descarregam fluoreto nas águas naturais.
São os casos das indústrias de vidro, de decapagem de alumínio com a indústria de latas e de fios condutores de eletricidade. No ar, a presença de fluoreto deve-se principalmente a emissões industriais e sua concentração varia com o tipo de atividade.

Estima-se um valor de exposição abaixo de 1μg/L, pouco significativo em relação à quantidade ingerida através da água e de alimentos. Todos os alimentos possuem ao menos traços de fluoreto.

Os vegetais possuem concentrações maiores principalmente devido à absorção da água e do solo. Alguns alimentos tais como peixes, certos vegetais e chá, possuem altas concentrações de fluoreto.

O uso da água fluoretada na preparação de alimentos pode dobrar a quantidade de fluoreto presente. Estima-se uma quantidade diária ingerida de 0,2 a 3,1 mg para adultos e 0,5 mg para crianças de 1 a 3 anos.
Outras fontes de fluoreto são as pastas de dente, gomas de mascar, vitaminas e remédios.

O uso tópico de fluoreto contribui para uma absorção maior. O fluoreto ingerido através da água é quase completamente absorvido pelo corpo humano, enquanto que o flúor presente nos alimentos não é totalmente absorvido; em alguns casos como através de peixes e outras carnes, chega apenas a 25%.

Uma vez absorvido, o fluoreto é distribuído rapidamente pelo corpo humano, grande parte é retida nos ossos, enquanto que uma pequena parte é retida nos dentes. O fluoreto pode ser excretado pela urina e sua excreção é influenciada por uma série de fatores tais como o estado de saúde da pessoa e seu grau de exposição à esta substância. O fluoreto é adicionado às águas de abastecimento público para conferir-lhes proteção à cárie dentária.

O fluoreto reduz a solubilidade da parte mineralizada do dente, tornando mais resistente à ação de bactérias e inibe processos enzimáticos que dissolvem a substância orgânica protéica e o material calcificante do dente.
Constitui-se também em meio impróprio ao desenvolvimento de lactobacilus acidophilus.

Por outro lado, acima de certas dosagens o fluoreto provoca a fluorose dentária, ou seja, o mosqueamento do esmalte dos dentes. O assunto até hoje ainda é polêmico entre os especialistas, sendo que os odontólogos sanitaristas contrários à fluoretação em águas de abastecimento, alertam para a possibilidade de ocorrência de outros problemas como a descalcificação de ossos de idosos, a chamada fluorose óssea.
Frequentemente ocorrem novas propostas para a administração alternativa de fluoreto.

Nesse sentido, a fluoretação das águas deve ser executada sob controle rigoroso, utilizando-se bons equipamentos de dosagem e implantando-se programas efetivos de controle de residual de fluoreto na rede de abastecimento de água, o que nem sempre tem acontecido.

Os benefícios da aplicação de fluoreto em águas para a prevenção da cárie dentária são inquestionáveis. Estudos desenvolvidos nos Estados Unidos demonstram que, para as condições lá existentes, os seguintes resultados podem ser esperados: o índice utilizado é o “c.p.o.”, ou seja, número de dentes cariados, perdidos e obturados por cem crianças.

Os estudos são conclusivos de que para concentrações de fluoreto acima de 1,5 mg/L, ocorre aumento na incidência da fluorose dentária; para concentrações de fluoreto da ordem de 1,0 mg/L, ocorre redução do c.p.o. da ordem de 60% sem ocorrer fluorose; para concentrações de fluoreto menores que 1,0 mg/L, ocorrem menores reduções percentuais na redução da cárie. Na verdade, o que é necessária é a ingestão de 1,5 mg/dia de fluoreto, o que para um consumo de água de 1,2 a 1,6 litros por dia, resulta em concentrações da ordem de 1,0 mg/L.

O fluossilicato de sódio era o composto mais utilizado, tendo sido substituído pelo ácido fluossilícico em diversas estações de tratamento de água.
Apesar da corrosividade do ácido, o fato de se apresentar na forma líquida facilita sua aplicação e o controle seguro das dosagens, condição fundamental para a fluoretação. O fluoreto de sódio é muito caro e o fluoreto de cálcio, pouco solúvel.

A Organização Mundial de Saúde considera 1,5 mg/L o valor máximo permissível que é o mesmo estabelecido no Brasil para água potável pela Portaria 518 do Ministério da Saúde.

29 – Fósforo

O Fósforo (P) é o segundo elemento do grupo 15 da tabela periódica e possui número atômico 15 e massa atômica de 30,973. Suas valências em meio aquoso são 1,3 e 5.

A abundância média do P na crosta da Terra é de 1000 ppm; em córregos é de 20 ppb e na água do mar é de 70 ppb. É um elemento essencial aos animais e plantas e sua concentração no corpo humano é de 1,1%, sendo encontrado principalmente nos ossos e dentes e também no DNA e RNA das células.

Ocorre principalmente na forma dos minerais apatita (fosfato de cálcio) e fluoroapatita. Fósforo ocorre em águas naturais e em águas residuárias quase exclusivamente como fosfatos (PO43-).
Estes são classificados como ortofosfatos, fosfatos condensados (piro-, meta- e outros polifosfatos) e fosfatos organicamente ligados. Estas formas ocorrem em solução, em partículas ou detritos ou nos corpos de organismos aquáticos.

Estas formas de fosfato surgem a partir de uma variedade de fontes. Pequenas quantidades de ortofosfato ou certos fosfatos condensados são adicionados a algumas potável durante o tratamento.
Maiores quantidades dos mesmos compostos podem ser adicionados quando a água é utilizada para lavagem ou limpeza, pois estes materiais são os principais constituintes de muitos preparados de limpeza comerciais. Fosfatos são usados extensivamente no tratamento de águas de caldeira.

Ortofosfatos são usados em agricultura como fertilizantes e são lixiviados para águas superficiais pelas chuvas e em menor grau pela neve derretida. Fosfatos orgânicos são formados principalmente por processos biológicos e atualmente alguns herbicidas como o glifosato apresentam o fósforo nesta forma.

Efluentes domésticos e sanitários também apresentam fosfatos oriundos de dejetos animais e humanos como fezes e urina e também de resíduos de alimentos, principalmente laticínios, e rações.

O tratamento biológico destes efluentes também transformam fosfatos orgânicos em inorgânicos. O fósforo é essencial para o crescimento de organismos e pode ser o nutriente que limita a crescimento biológico de um corpo de água.
Nos casos em que o fosfato é um nutriente limitante do crescimento, a descarga de esgoto bruto ou tratado, drenagem agrícola ou de resíduos industriais pode estimular o crescimento de microorganismos e macroorganismos aquáticos fotossintetizadores o que leva a eutrofização de rios e lagos que recebem estes efluentes.
Fosfatos também ocorrem em sedimentos de fundo e em lodo biológico na forma precipitada tanto na forma inorgânica como incorporada em compostos orgânicos.

Assim como o nitrogênio, o fósforo constitui-se em um dos principais nutrientes para os processos biológicos, ou seja, é um dos chamados macro-nutrientes, por ser exigido também em grandes quantidades pelas células.
Nesta qualidade, torna-se parâmetro imprescindível em programas de caracterização de efluentes industriais que se pretende tratar por processo biológico.

Em processos aeróbios, como informado anteriormente, exige-se uma relação DBO:N:P mínima de 100:5:1, enquanto que em processos anaeróbios tem-se exigido a relação DQO:N:P mínima de 350:7:1.
Os esgotos sanitários no Brasil apresentam, tipicamente, concentração de fósforo total na faixa de 6 a 10 mg /L, não exercendo efeito limitante sobre os tratamento biológicos.

Alguns efluentes industriais, porém, não possuem fósforo em suas composições, ou apresentam concentrações muito baixas. Neste caso, deve-se adicionar artificialmente compostos contendo fósforo como o fosfato de amônio (MAP) que, por ser usado em larga escala como fertilizante, apresenta custo relativamente baixo.

O valor máximo permissível de P não é estabelecido no Brasil para água potável e nem para lançamentos de efluentes.

30 – Gadolínio

Gadolínio (Gd) é o 8º elemento da família dos elementos lantanídeos ou terras-raras da tabela periódica. Possui número atômico 64 e massa atômica de 157,25.

Sua valência em meio aquoso é 3. A abundância média do Gd na crosta da Terra é de 5,2ppm; em córregos é de 0,04 μg/L(ppb); na água do mar é 0,0007 μg/L(ppb). Não foi descoberto até o momento função biológica para o elemento em animais e plantas.

Devido a similaridade química com os demais elementos do grupo, sempre ocorre associado nos seus minerais, sendo a areia monazítica [(Ce,La,Pr,Nd,Th,Y)PO4] e a bastnasita [(Ce,La,Y)CO3F] suas principais fonte de obtenção.

Seus compostos são usados na fabricação de contrastes radiológicos, em granadas e cintiladores de raios-X. A solubilidade do Gd em água natural é determinada pelo pH e presença dos ânions fosfato, carbonato e fluoreto.

Estes três ânions formam sais altamente insolúveis com todos os lantanídeos em pH >5, sendo inclusive insolúveis em meio básico, sem apresentarem tendências a formação de complexos. Este é um dos principais motivos da formação geológica de depósitos minerais de fosfatos e carbonatos de lantanídeos. Em equilíbrio aquoso, com estes ânions em excesso, a concentração dos lantanídeos solúveis são extremamente baixas, governadas pela constante de equilíbrios (Kp) dos respectivos sais. Em meio ácido estes sais possuem tendências a solubilização, comportamento parecido com os sais de cálcio.

Também formam complexos estáveis com ligantes quelantes como o EDTA, NTA, CDTA, PDTA e DPTA. A forma estável do Gd em solução é como Gd3+ (incolor).
As soluções de sais derivados de ácidos fortes como cloreto, sulfato e nitrato são ligeiramente ácidas devido a uma pequena hidrólise do cátion, dando precipitado branco de Gd(OH)3 em pH >7.
Não existe regulamentação para o Eu em água potável ou de lançamento em nenhuma legislação conhecida.

31 – Gálio

Gálio (Ga) tem número atômico de 31, massa atômica de 67,72, e valências de 1, 2 e 3. É o terceiro elemento do grupo 13 da tabela periódica. Sua abundância média na crosta da Terra é de 19 ppm; em solos é 1,9-29 ppm; em córregos é de 0,09 μg/L e em águas subterrâneas é <0,1 mg/L.

Gálio ocorre em minérios associado aos minérios de zinco e também no minério de alumínio bauxita. Compostos de gálio são usados em dispositivos semicondutores como diodos emissores de luz (LEDs) e termômetros para alta temperatura.

O elemento existe na água natural como Ga3+ e sua solubilidade é controlada pela formação do hidróxido.
É considerada não-essenciais para as plantas e animais.
Não existe regulamentação para Gálio em água potável ou de lançamento no Brasil e nem nos USA.

32 – Germânio

O Germânio (Ge) é o terceiro elemento do grupo 14 da tabela periódica. Tem número atômico de 32 e massa atômica de 72,64 e valências de 2 e 4.
A abundância média de Ge na crosta da Terra é de 1,5 ppm; em córregos é 0,03-,1 μg/L e em águas subterrâneas é <0,1 mg/L.

O Germânio é encontrado em raros minerais como a germanita, em certos minérios de zinco e em níveis elevados em certas águas termais. Ligas de germânio são usados em transistores, ligas de ouro, fósforos e dispositivos semicondutores.

Germânio está presente em águas naturais no estado tetravalente e sua distribuição em águas naturais, provavelmente, é controlado por adsorção em superfícies de minerais minerais de argilosos. Não é essencial para as plantas e animais.

Não existe regulamentação para Germânio em água potável ou de lançamento no Brasil e nem nos USA.

33 – Háfnio

O Háfnio (Hf) é o terceiro elemento do grupo 4 da tabela periódica, com número atômico de 72 e massa atômica de 178,49. Sua valência é 4.
A abundância média do Hf na crosta da Terra é de 3,3 ppm; e na água do mar é 0,008 ppb, em córregos e em águas subterrâneas sua concentração é extremamente é baixa devido a tendência que o metal tem de ser hidrolisado em água para formar compostos insolúveis.

Espécies de Hf aquosas são normalmente insolúveis em águas naturais devido a hidrólise, como o Hf4+, que por ser um cátion muito ácido leva a formação de sais básicos e Hf(OH)4, espécies altamente insolúveis, mas que podem ser complexadas em presença do ânion fluoreto formado fluorhafnatos solúveis e não hidrolisáveis.
O elemento é comumente encontrado associado aos minérios de zircônio onde ocorre na proporção de 1 a 3% .

O Háfnio e o Zircônio são os metais com as maiores similaridades químicas e por isso considerados os mais difíceis de serem separados por métodos químicos. O Háfnio é usado na fabricação ligas metálicas resistente a altas temperaturas, reatores nuclear, cerâmica refratária e na indústria eletrônica.

Háfnio não tem finalidade biológica.
Não se conhecem limites máximos em água para o elemento em nenhuma regulamentação internacional.

34 – Hidrogênio

O Hidrogênio (H) é o 1º elemento do grupo 1 da tabela periódica, com número atômico de 1 e massa atômica de 1,008. Sua valência é 1.
A abundância média do Hidrogênio na crosta da Terra é de 0,15%; como é um dos constituintes da formação da água, possui nesta um teor de 11,1% sendo o restante oxigênio.

É o elemento mais abundante no universo, sendo a matéria prima de produção de todos os elementos mais pesados por processos de fusão nuclear que ocorrem na estrelas. Seu teor estimado em termos atômicos no universo é de 93%.

Junto com o carbono é responsável por formar toda a matéria viva que constitui as plantas e animais. Sua concentração em peso no corpo humano é de 10%, um pouco menor que seu teor na água, fato que é explicado pelo corpo conter aproximadamente 90% de água.

Na natureza pode ser encontrado em 3 formas isotópicas: Hidrogênio que contém um próton e um elétron e apresenta massa atômica 1 e abundância de 99,98% ; Deutério (D) que contém um próton, um elétron e um nêutron e apresenta massa atômica 2 e abundância de 0,11%.

Trítio (T) que contém um próton, um elétron e dois nêutron e apresenta massa atômica 2 e por ser radioativo com meia-vida de 12,3 anos não é encontrado naturalmente na água.
A forma mais comum do hidrogênio ser encontrado na terra é como óxido na forma H2O. Por ser um elemento gasoso e muito leve sua concentração na atmosfera é estimada em 0,55 ppm.

Além da forma do óxido (H2O) e de seu peróxido (H2O2), entra na formação de diversos compostos como os ácidos, hidróxidos e hidretos, principalmente com o carbono, boro, fósforo, enxôfre, silício, nitrogênio, halogênios e metais alcalinos.
Com o carbono forma os hidrocarbonetos (petróleo e gás natural) que é uma das principais famílias de compostos empregada pela humanidade para geração de energia e obtenção dos plásticos.

Toda a vida da terra se deve a presença de água e até o momento não se conhece formas de vida que não dependa dela. Neste sentido é importante o conhecimento de suas propriedades físicas e químicas que podem afetar as condições de vida de animais e plantas e o pH é uma destas variáveis mais importantes na qualidade da água, principalmente por controlar as reações bioquímicas que se processam na células, a solubilização de substâncias essenciais ou tóxicas a vida que sempre são trazidas às células em um meio líquido e também para eliminação dos seus resíduos metabólicos.

34.1 – Potencial Hidrogeniônico (pH)
O pH da água é regido pelo equilíbrio químico oriundo da dissociação da água, que é dado pela equação:
Esqução do equilíbrio químico

Esta dissociação ocorre em duas etapas: Na 1ª etapa a água se dissocia para formar um próton (H+) e o ânion hidroxila (OH). Uma vez que o próton sem o elétron não é estável, ocorre a 2ª etapa, que é sua reação com uma outra molécula de água para formar o cátion hidrônio (H3O+).

A medida da quantidade de íons H+ presente na água, ou mais corretamente da atividade de íons hidrônio, é que resulta em seu pH.

Nas condições ambientais a 25ºC o produto das atividades molares de íons OH e H3O+ é um número extremamente pequeno ou seja 0,00000000000001, sendo melhor representado como 10-14, que é conhecida como constante de dissociação da água ou Kw .

Desta forma as atividades molares de íons H3O+ e OH são iguais para água pura e valem aproximadamente 0,0000001 ou 10-7 Molar de cada espécie.
Assim podemos representar o equilíbrio:

Kw = [H3O+] . [OH] = 10-7 x 10-7 = 10-14
Mais precisamente o valor da Kw a 25ºC para a água pura é de 1,006 x 10-14 e pode variar com a temperatura, pressão e força iônica de substâncias dissolvidas.

Dissociação água versus Temperatura Dissociação água versus Pressão
Dissociação água versus Força

Valores de Kw e pK para água pura em função da temperatura
Temperatura(°C) 10 20 25 30 40 50
Kw 2,917×10-15 6,808×10-15 1,006×10-14 1,479×10-14 2,917×10-14 5,470×10-14
pKw 14.535 14.167 13,997 13.830 13.535 13.262

Para se evitar mencionar números de atividades de H3O+, OH e Kw muito pequenos como estes apresentados, convencionou-se expressa-los somente em termos do expoente numérico da grandeza que os representam, que em matemática corresponde a se extrair o logaritmo decimal das atividades dos íons hidrônio, hidroxila e da constante de equilíbrio Kw.
Como o valor destes logaritmos são negativos, também convencionou-se em deixa-los positivos multiplicando-se por -1.

Este número representado pelo módulo do logaritmo decimal da atividade do íon hidrônio é o que chamamos de pH, ou seja:
pH
Transformando os valores da constante de equilíbrio de dissociação da água (Kw) e das respectivas atividades de seus íons em termos de – log10 temos:

Kw = [H3O+] . [OH] = 10-7 x 10-7 = 10-14
10-14 = 10-7 x 10-7
-log10 10-14 =[ -log1010-7] x [–log10 10-7]
Pela convenção anterior :
-log10 Kw = pKw = 14
-log10 [H3O+] = pH = 7
– log10 [OH-] = pOH = 7
Ou seja:
pKw = pH + pOH e como o valor da Kw é 14 o pH é dado pela equação:
pH = 14 – pOH

Com base nestes conceitos podemos verificar que sempre a soma do pH e do pOH de uma solução deverá ser 14 ou o produto das atividades dos íons H3O+
e OH- deverá ser 10-14.

Medindo-se o pH sabemos o pOH.

Atividade Iônica

Para a água que não é pura e contém sais dissolvidos sempre que a atividade do íons hidrônio é maior que a atividade do íon hidroxila dizemos que o meio é ácido (pH<7) e quando a atividade do íons hidrônio é menor que a atividade do íon hidroxila dizemos que o meio é básico (pH>7). Quando são próximas dizemos que o meio é neutro (pH 7).

Quando dizemos que uma amostra é ácida que tem pH <7 o menor valor obtido poderá chegar em torno de pH -1 e para amostras alcalinas o pH pode chegar até 15, respeitando-se que a soma do pH e pOH é sempre 14.

Soluções de ácidos fortes como HCl, H2SO4, HNO3, com concentrações maiores que 1M apresentam valores de pH negativos chegando no máximo para concentrações de 10M a pH próximo de -1.

As soluções alcalinas de NaOH e KOH acima de 1M apresentam pH maiores que 14 e chegando para soluções 10M a pH próximo de 15. Operacionalmente a escala de medição de pH pode variar de -1 a 15.

Qualquer substância que venha a alterar estas proporções de íon hidrônio ou hidroxila da água, conseqüentemente altera seu pH.
Como a escala de pH é logarítmica, cada unidade de variação de pH representa variação de 10 vezes nas atividades dos íons.

A adição de 3,6g de ácido clorídrico na água faz com que o equilíbrio que contém 10-7 M de íon hidrônio seja aumentado para 10-1M, em termos de pH significa uma alteração de pH7 para pH1.

Esta pequena adição de ácido que alterou o pH em 6 unidades, aumentou a atividade do íon hidrônio em 1 milhão (106) de vezes.

Por outro lado adição de 4,0 de hidróxido de sódio na água faz com que o seu equilibrio que contém 10-7M de íon hidroxila seja aumentado para 10-1M, em termos de pH significa uma alteração de pH 7 para pH 13.

Esta pequena adição de hidróxido que alterou o pH em 6 unidades, aumentou a atividade do íon hidroxila também em 1milhão (106) de vezes.

Ordem de GrandezaClique na imagem para ampliar

A medição de pH na água é uma medida fácil de ser realizada em tempo real utilizando técnicas de colorimetria com indicadores ou papeis de pH e modernamente se utiliza com maior precisão os pHmetros, que são voltímetros que respondem a diferença de potencial provocada pela amostra entre dois eletrodos, um de referência e outro de medição.
Desta maneira a escala de pH pode ser relacionada com a diferença de potencial (potenciometria) destes eletrodos de forma linear.

Aproximadamente para a maioria dos equipamentos comerciais a escala potenciométrica de pH a 25ºC é:

Escala Potenciométrica Aproximada de pH a 25ºC.
pH -1 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15
mV +472 +413 +354 +295 +236 +177 +118 +59 0 -59 -118 -177 -236 -295 -354 -413 -472

Todas as formas de vidas terrestres apresentam uma zona de pH ideal para seu desenvolvimento em torno do pH neutro entre pH 6 e 8 e qualquer desequilíbrio neste meio ou seja na água pode indicar fontes de contaminação que irão prejudicar o seu desenvolvimento.
Para finalidade didática mencionaremos as quatro principais categorias de água que ocorrem naturalmente no estado líquido: água do mar , água de chuva, água de rios e água subterrânea.

34.2 – Água do Mar
Naturalmente a água que pode sustentar a vida pode apresentar algumas variações de pH. Por exemplo a variação de pH nos oceanos pode ser vista a seguir e vai de 8 a 8,45.

O pH da água do mar não é tão vulnerável a variações de pH como as águas de rios e lagos. Isso ocorre porque os diferentes sais dissolvidos, principalmente carbonato e bicarbonatos presentes, apresentam efeito tampão, por reagirem com a acidez ou alcalinidade adicional neutralizando-as.
A variação de pH da água do mar é relativamente pequena considerando-se que cobre dois terços da superfície terrestre e se situa em pH 8,2 +/- 0,2.

pH atual da superfície dos oceanos
34.3 – Água de Chuva
A chuva que cai na superfície terrestre é quimicamente pura por apresentar baixíssimas concentrações de sais dissolvidos devido ao processo de evaporação.
Dos poucos contaminantes presentes nesta categoria de água estão os gases dissolvidos e partículas em suspensão.

Sua tamponação é muito pequena e a presença dos 350 ppm de CO2 atmosférico já lhe confere um caráter ligeiramente ácido.
Outros gases presentes na atmosfera como o dióxido de enxôfre (SO2) e os óxidos de nitrogênio (NOx) também podem dar-lhe característica mais acidas que o CO2.

Todos este gases são oriundos principalmente de atividades humanas e são principalmente liberados pela queima de combustíveis fósseis como o carvão e petróleo. Emanações vulcânicas também liberam grandes quantidades de SO2 na atmosfera.

Entre estes gases o SO2 é o maior responsável para ocorrência da “chuva ácida” por se oxidar facilmente e se transforma em ácido sulfúrico. Os NOx produzem o ácido nítrico.

2SO2 + O2 → SO3 + H2O → H2SO4
2NO2 + H2O → HNO3 + HNO2

A chuva ácida é responsável principalmente pela corrosão de metais, fiação elétrica, monumentos, pontes, concreto e também inibição de crescimento de plantas.
Ocorre principalmente em áreas urbanas e de grande atividade industrial.

No Brasil não existe um estudo de mapeamento em todo o território nacional, mas a chuva ácida ocorre principalmente nas áreas metropolitanas das grandes capitais como São Paulo e Rio de Janeiro.
Nos USA ela ocorre principalmente na região leste do pais devido a sua maior industrialização e quantidades de veículos.

O pH típico da água de chuva é em torno de 5,6 devido a presença do CO2 atmosférico, mas em regiões com atmosfera altamente contaminada como as encontradas no leste americano o pH pode chegar a ser menor que 3.
Variação do pH água do Mar

pH da água em precipitações de chuva USA 2002

34.4 – Água de Rios
Quanto aos rios, por terem baixas concentrações de sais dissolvidos, principalmente daqueles que tornam a água menos sensível a variações de pH, conhecidos com sais tampões, como os carbonatos e fosfatos, são muito vulneráveis a alterações, o que torna o pH uma das variáveis mais características para determinação do nível de poluição de um corpo de água doce.

Praticamente todos os esgotos domésticos e industriais possuem substâncias que alteram sensivelmente o pH da água doce como sabões, detergentes, ácidos, alvejantes, restos de alimentos, etc.

O que os tornam necessários a serem submetidos a tratamento prévio de neutralização, antes de serem lançados nos rios ou lagos.
Toda a fauna e flora aquática de rios e lagos são afetadas de uma forma ou outra as variações de pH.

Algumas formas de vida são mais resistentes a variação de pH, algumas sobrevivem mas não se reproduzem, outras são tão sensíveis que morrem em poucas horas.
Por exemplo as algas e macrófitas sobrevivem entre pH de 7 a 12; as bactérias são mais resistentes e podem sobreviver entre pH de 2 a 13; enquanto que os animais como os peixes sobrevivem entre pH 5 até 10; invertebrados aquáticos como as efêmeras, moscas d’agua, lagostins, mexilhões entre pH 6,5 e 9,5.
Escala da pH adequada a vida aquáticaClique na imagem para ampliar

Naturalmente o pH da água dos rios variam devido a presença de minerais e matéria orgânica em decomposição que podem tornar a água mais ácida ou básica e com isso determinar a flora e fauna aquática habitável.

Rios não poluídos apresentam pH geralmente na faixa de 5 a 7,5 como o Rio Amazonas que tem pH de 6,9+/-0,4.
A poluição industrial e lançamentos de esgotos também ocasionam grande alteração de pH nas águas dos rios.

Por exemplo, o Rio Tinto na Espanha, devido principalmente a mineração de cobre, ouro e prata que se faz a séculos, possui pH de 2, mas devido a este longo tempo foi possível a adaptação de bactérias extremófilas em suas águas, devido a presença do ácido sulfúrico formado pela oxidação de sulfetos.

Rios localizados em áreas urbanas como o Rio Tietê em São Paulo, podem apresentar grandes oscilações no seu pH de mais de 2 unidades, em poucos quilômetros ou metros de seu curso normal, devido ao lançamento de esgoto doméstico e produtos químicos.
Ao longo do curso sofre um processo de diluição e depuração dos poluentes e novamente o pH se estabiliza permitindo a existência de peixes e plantas aquáticas dentro da zona habitável de pH.

34.5 – Água Subterrânea:
A água subterrânea é um recurso muito importante para as atividades humanas como no abastecimento público e irrigação, por serem livres de contaminantes microbiológicos patogênicos e “quimicamente puras” devido a quantidade pequenas de sais dissolvidos, se comparadas a água do mar.

O pH deste tipo de água se situa geralmente entre 6,5 e 8,5 e justamente por esta pequena salinidade se torna excelente para a hidratação do corpo humano.
Todas estas características fazem com que a água subterrânea possa ser consumida praticamente sem tratamento algum.

Infelizmente em regiões urbanas onde o subsolo se apresenta contaminado com fossas sépticas e vazamento de redes de esgotos domésticos e industriais, grande parte desta água já se encontra contaminada, sendo necessária ser tratada para se tornar potável.

Sua tamponação devido a presença de carbonatos e bicarbonatos dissolvidos é muito pequena, o que a torna muito susceptível a alteração quando exposta ao ar e contaminações do solo.

Existem locais onde águas subterrâneas não são potáveis por serem muito ácidas, como aquelas que percolam rochas em regiões vulcânicas e podem conter ácido sulfúrico, clorídrico e sulfídrico e consequentemente metais dissolvidos que também tornam-as tóxicas.

Devido ao abaixamento do lençol freático em regiões costeiras pela exploração excessiva deste recurso, podem se tornar salobras e impróprias para o consumo.

34.6 – O pH no tratamento de água e de efluentes
Nos ecossistemas formados nos tratamentos biológicos de esgotos, o pH é também uma condição que influi decisivamente no processo.
Normalmente, a condição de pH que corresponde à formação de um ecossistema mais diversificado e a um tratamento mais estável é a de neutralidade, tanto em meios aeróbios como nos anaeróbios.
Nos reatores anaeróbios, a acidificação do meio é acusada pelo decréscimo do pH do lodo, indicando situação de desequilíbrio.

A produção de ácidos orgânicos voláteis pelas bactérias acidificadoras e a não utilização destes últimos pelas metanobactérias, é uma situação de desequilíbrio que pode ser devido a diversas causas.
O decréscimo no valor do pH que a princípio funciona como indicador do desequilíbrio, passa a ser causa se não for corrigido a tempo.

É possível que alguns efluentes industriais possam ser tratados biologicamente em seus valores naturais de pH, por exemplo, em torno de 5,0. Nesta condição, o meio talvez não permita uma grande diversificação hidrobiológica, mas pode acontecer que os grupos mais resistentes, algumas bactérias e fungos, principalmente, tornem possível a manutenção de um tratamento eficiente e estável.

Mas, em geral, procede-se à neutralização prévia do pH dos efluentes industriais antes de serem submetidos ao tratamento biológico.

Nas estações de tratamento de águas, são várias as unidades cujo controle envolve as determinações de pH. A coagulação e a floculação que a água sofre inicialmente é um processo unitário dependente do pH; existe uma condição denominada “pH ótimo” de floculação que corresponde à situação em que as partículas coloidais apresentam menor quantidade de carga eletrostática superficial.

A desinfecção pelo cloro é um outro processo dependente do pH. Em meio ácido, a dissociação do ácido hipocloroso formando hipoclorito é menor.
A própria distribuição da água final é afetada pelo pH. Sabe-se que as águas ácidas são corrosivas, ao passo que as alcalinas são incrustantes.

Por isso o pH da água final deve ser controlado, para que os carbonatos presentes sejam equilibrados e não ocorra nenhum dos dois efeitos indesejados mencionados.
Outros processos físico-químicos de tratamento como o abrandamento pela cal, são dependentes do pH.

No tratamento físico-químico de efluentes industriais muitos são os exemplos de reações dependentes do pH: a precipitação química de metais pesados ocorre em pH elevado, à oxidação química de cianeto ocorre em pH elevado, a redução do cromo hexavalente à forma trivalente ocorre em pH baixo; a oxidação química de fenóis em pH baixo; a quebra de emulsões oleosas mediante acidificação; o arraste de amônia convertida à forma gasosa se dá mediante elevação de pH, etc.

Desta forma, o pH é um parâmetro importante no controle dos processos físico-químicos de tratamento de efluentes industriais e água potável.
Constitui-se também em padrão de emissão de esgotos e de efluentes líquidos industriais, tanto pela legislação federal quanto pela estadual.
Na legislação do Estado de São Paulo, estabelece-se faixa de pH entre 5 e 9 para o lançamento direto nos corpos receptores (artigo 18 do Decreto 8468/76) e entre 6 e 10 para o lançamento na rede pública seguida de estação de tratamento de esgotos (artigo 19-A).

A legislação federal CONAMA 397 Art. 1 estabelece para lançamentos de efluentes em rios federais pH entre 5 e 9.
Para água potável a Portaria 518 do Ministério da Saúde estabelece valor de pH de 6,6 a 9,5.

35 – Hólmio

Hólmio (Ho) é o 11º elemento da família dos elementos lantanídeos ou terras-raras da tabela periódica.
Possui número atômico 67 e massa atômica de 164,930. Sua valência em meio aquoso é 3.

A abundância média do Ho na crosta da Terra é de 1,2 ppm; em córregos é de 0,01 μg/L(ppb); na água do mar é 0,00022 μg/L(ppb).

Não foi descoberto até o momento função biológica para o elemento em animais e plantas. Devido a similaridade química com os demais elementos do grupo, sempre ocorre associado nos seus minerais, sendo a areia monazítica [(Ce,La,Pr,Nd,Th,Y)PO4] e a bastnasita [(Ce,La,Y)CO3F] suas principais fontes de obtenção.

Seus compostos são usados na fabricação de lasers e vidros óticos. A solubilidade do Ho em água natural é determinada pelo pH e presença dos ânions fosfato, carbonato e fluoreto.

Estes três ânions formam sais altamente insolúveis com todos os lantanídeos em pH >5, sendo inclusive insolúveis em meio básico, sem apresentarem tendências a formação de complexos.

Este é um dos principais motivos da formação geológica de depósitos minerais de fosfatos e carbonatos de lantanídeos. Em equilíbrio aquoso, com estes ânions em excesso, a concentração dos lantanídeos solúveis são extremamente baixas, governadas pela constante de equilíbrios (Kp) dos respectivos sais. Em meio ácido este sais possuem tendências a solubilização, comportamento parecido com os sais de cálcio.

Também formam complexos estáveis com ligantes quelantes como o EDTA, NTA, CDTA, PDTA e DPTA. A forma estável do Ho em solução é como Ho3+ (ligeiramente amarelado).
As soluções de sais derivados de ácidos fortes como cloreto, sulfato e nitrato são ligeiramente ácidas devido a uma pequena hidrólise do cátion, dando precipitado ligeiramente amarelo de Ho(OH)3 em pH <7.
Não existe regulamentação para o Ho em água potável ou de lançamento em nenhuma legislação conhecida.

36 – Indio

Índio (In) é o quarto elemento do grupo 13 da tabela periódica com número atômico 49 e massa atômica de 114,82. Seu estado de oxidação principal é o 3.

A abundância do índio na crosta da Terra é de 0,19 ppm; em córregos é <0,01 μg/L, e em águas subterrâneas é <0,1 mg /L.
O Índio ocorre frequentemente em combinação com minérios de zinco e às vezes com piritas.

O Índio é usado em ligas para mancais, brasagem, solda e em dispositivos eletrônicos como displays. Em água o Índio existe como In3+ e como íons complexos.
Sua solubilidade é controlada pela formação do hidróxido insolúvel. O metal e seus compostos são tóxicos por inalação.

Não existe regulamentação para In em água potável ou de lançamento no Brasil e nem nos USA.

37 – Iodo

Iodo (I) é o quarto elemento do grupo 17 da tabela periódica e possui número atômico 53 e massa atômica de 126,9.
Suas valências mais comuns em meio aquoso são 1, 3, 5 e 7.

A abundância média do I na crosta da Terra é de 0,49 ppm; em córregos é de 5 μg /L e na água do mar é de 60 μg/L.
É um elemento traço essencial aos animais e plantas.

Sua falta ocasiona a doença conhecida como bócio, caracteizada pelo grande crescimento da glândula tireóide. Sua concentração no corpo humano é estimada em 0,2 mg/kg.

É utilizado principalmente em medicina como agente de desinfecção, aditivo alimentar para o sal e em fotografia.
O Iodo elementar não é um constituinte natural das águas naturais. Iodo pode ser adicionado à água potável e de piscinas como desinfetante.

Para águas residuárias, iodo tem aplicação limitada. Uso de iodo geralmente se restringe ao abastecimento de águas pessoais ou remotas, onde a facilidade de aplicação, a estabilidade de armazenamento, e uma inércia para a matéria orgânica são considerações importantes.

Algumas águas da piscina são tratados com iodo para diminuir afecções do olho em nadadores e para fornecer uma desinfecção residual estável menos afetadas por condições ambientais adversas.

O iodo é aplicado na forma elementar ou produzidas in situ através da adição simultânea de um sal de iodeto e um oxidante adequado. Neste último caso, um excesso de iodeto pode ser mantido para servir como um reservatório para a produção de iodo.

O Iodo pode sofrer hidrólise formando ácido hipoiodoso (HIO), que pode dissociar para formar o ânion hipoiodito (IO-) sob condições básicas. O ácido hipoiodoso/ hipoiodito podem desproporcioonar para formar o ânion iodato (IO3-).

Na presença de iodeto em excesso, o iodo pode reagir, formando o íon triiodeto (I3-). A extensão desta reação depende do pH e da concentração de iodeto na solução.

Condições básicas favorecem a formação de hipoiodito e iodato. Condições ácidas e na presença de iodeto favorecem a formação de iodo e triiodeto. Assim, as concentrações relativas das espécies de iodo na solução resultante pode ser bastante variáveis, ácido Hipoiodoso / hipoiodito podem atuar como agentes de iodação , reagindo com compostos orgânicos para formar os compostos orgânicos iodados, como o iodofórmio que é formado em presença de etanol ou acetona.

Não existe regulamentação para concentração de iodo, iodeto e seus sais em água potável e de lançamento no Brasil

38 – Iridio

Irídio (Ir) é um dos metais mais raros na Terra, sendo o oitavo elemento do grupo 9 da tabela periódica. Possui atômica número 77 e massa atômica de 192,2.

Suas valências mais comuns são 1, 3 e 4. A abundância média de Ir na crosta da Terra é provavelmente <0,001 ppm, e nas águas subterrâneas é <0,1 mg /L.
Iridium na forma metálica ocorre em ligas com a platina e outros metais como Ru, Rh, Os e Pd.

É usado em ligas com platina em catalisadores, termopares, eletrodos e fios. A química aquosa é controlada pela formação de complexos, embora a solubilidade em águas naturais é desconhecida, já que o metal somente é atacado por agentes oxidantes muito fortes, que praticamente não existem na natureza.

Seus compostos solúveis são facilmente reduzidos ao metal com agentes redutores e com a matéria orgânica.
Não existe regulamentação para Ir em água potável ou de lançamento no Brasil e nem nos USA.

39 – Itérbio

Itérbio (Yb) é o 14º elemento da família dos elementos lantanídeos ou terras-raras da tabela periódica. Possui número atômico 70 e massa atômica de 173,04.

Sua valência em meio aquoso é 3. A abundância média do Yb na crosta da Terra é de 2,8 ppm; em córregos é de 0,05 µg/L(ppb); na água do mar é 0,0008 µg/L(ppb).

Não foi descoberto até o momento função biológica para o elemento em animais e plantas. Devido a similaridade química com os demais elementos do grupo, sempre ocorre associado nos seus minerais, sendo a areia monazítica [(Ce,La,Pr,Nd,Th,Y)PO4] e a bastnasita [(Ce,La,Y)CO3F] suas principais fonte de obtenção.

Seus compostos são usados na fabricação de lasers alta potência e granadas. A solubilidade do Yb em água natural é determinada pelo pH e presença dos ânions fosfato, carbonato e fluoreto.
Estes três ânions formam sais altamente insolúveis com todos os lantanídeos em pH >5, sendo inclusive insolúveis em meio básico, sem apresentarem tendências a formação de complexos.

Este é um dos principais motivos da formação geológica de depósitos minerais de fosfatos e carbonatos de lantanídeos. Em equilíbrio aquoso, com estes ânions em excesso, a concentração dos lantanídeos solúveis são extremamente baixas, governadas pela constante de equilíbrios (Kp) dos respectivos sais.

Em meio ácido estes sais possuem tendências a solubilização, comportamento parecido com os sais de cálcio. Também formam complexos estáveis com ligantes quelantes como o EDTA, NTA, CDTA, PDTA e DPTA.
A forma estável do Yb em solução é como Yb3+ (incolor). As soluções de sais derivados de ácidos fortes como cloreto, sulfato e nitrato são ligeiramente ácidas devido a uma pequena hidrólise do cátion, dando precipitado branco de Yb(OH)3 em pH >7.
Não existe regulamentação para o Yb em água potável ou de lançamento em nenhuma legislação conhecida.

40 – Itrio

Itrio (Y) é o 2º elemento do grupo 3 e que abrange também a família dos elementos lantanídeos ou terras-raras da tabela periódica.
Possui número atômico 39 e massa atômica de 88,905. Sua valência em meio aquoso é 3.

A abundância média do Y na crosta da Terra é de 29 ppm; em córregos é de 50 μg/L(ppb); na água do mar é 0,013 μg/L(ppb). Não foi descoberto até o momento função biológica para o elemento em animais e plantas.

Devido a similaridade química com os demais elementos do grupo, sempre ocorre associado nos seus minerais, sendo a xenotima (YPO4) e a areia monazítica suas principais ocorrências.
Seus compostos são usados na fabricação de lasers, vidros óticos, cerâmicas, fósforos e gemas atificiais.

A solubilidade do Y em água natural é determinada pelo pH e presença dos ânions fosfato, carbonato e fluoreto. Estes três ânions formam sais altamente insolúveis com todos os lantanídeos em pH >5, sendo inclusive insolúveis em meio básico, sem apresentarem tendências a formação de complexos.
Este é um dos principais motivos da formação geológica de depósitos minerais de fosfatos e carbonatos de lantanídeos. Em equilíbrio aquoso, com estes ânions em excesso, a concentração dos lantanídeos solúveis são extremamente baixas, governadas pela constante de equilíbrios (Kp) dos respectivos sais.

Em meio ácido estes sais possuem tendências a solubilização, comportamento parecido com os sais de cálcio. Também formam complexos estáveis com ligantes quelantes como o EDTA, NTA, CDTA, PDTA e DPTA.

A forma estável do Y em solução é como Y3+ (incolor). As soluções de sais derivados de ácidos fortes como cloreto, sulfato e nitrato são ligeiramente ácidas devido a uma pequena hidrólise do cátion dando precipitado de branco de Y(OH)3 em pH >7.
Não existe regulamentação para o Tm em água potável ou de lançamento em nenhuma legislação conhecida.

41 – Lantânio

Lantânio (La) é o 1º elemento da família dos elementos lantanídeos ou terras-raras da tabela periódica.
Possui número atômico 57 e massa atômica de 138,905. Sua valência em meio aquoso é 3.

A abundância média do La na crosta da Terra é de 34 ppm; em córregos é de 0,2 μg/L(ppb); na água do mar é 0,0034 µg/L(ppb).

Não foi descoberto até o momento função biológica para o elemento em animais e plantas. Devido a similaridade química com os demais elementos do grupo, sempre ocorre associado nos seus minerais, sendo a areia monazítica [(Ce,La,Pr,Nd,Th,Y)PO4] e a bastnasita [(Ce,La,Y)CO3F] suas principais fonte de obtenção.

Seus compostos são usados na fabricação vidros óticos, para remoção de fosfato de água e ligas com cério na fabricação de pederneiras (mischmetal).
A solubilidade do La em água natural é determinada pelo pH e presença dos ânions fosfato, carbonato e fluoreto.

Estes três ânions formam sais altamente insolúveis com todos os lantanídeos em pH >5, sendo inclusive insolúveis em meio básico, sem apresentarem tendências a formação de complexos.
Este é um dos principais motivos da formação geológica de depósitos minerais de fosfatos e carbonatos de lantanídeos.

Em equilíbrio aquoso, com estes ânions em excesso, a concentração dos lantanídeos solúveis são extremamente baixas, governadas pela constante de equilíbrios (Kp) dos respectivos sais.

Em meio ácido este sais possuem tendências a solubilização, comportamento parecido com os sais de cálcio.
Também formam complexos estáveis com ligantes quelantes como o EDTA, NTA, CDTA, PDTA e DPTA.

A forma estável do La em solução é como La3+ (incolor). As soluções de sais derivados de ácidos fortes como cloreto, sulfato e nitrato são ligeiramente ácidas devido a uma pequena hidrólise do cátion, dando precipitado branco de La(OH)3 em pH >7.

Não existe regulamentação para o La em água potável ou de lançamento em nenhuma legislação conhecida.

42 – Lítio

O Lítio (Li) é o segundo elemento do grupo 1 da tabela periódica, conhecido como metais alcalinos. Tem número atômico 3 e massa atômica de 6,94. Seu único estado de oxidação e o 1.

A abundância média de Li na crosta da Terra é de 18 ppm; em solos varia de 14 a 32 ppm; em córregos é de 3 µg/L, e em águas subterrâneas é <0,1 mg/L.
Os minerais mais importantes contendo lítio são lepidolita, espodumênio, petalita e ambligonita.

Compostos de lítio são usadas em produtos farmacêuticos, lubrificantes, sabonetes, baterias, fluxos de solda, cerâmicas, agentes redutores (por exemplo, lítio borihidreto de alumínio e lítio), e cosméticos.

Muitos sais de lítio são apenas ligeiramente solúvel em água como o carbonato e fluoreto. Sua concentração na água é controlada pela incorporação em minerais argilosos dos solos por mecanismos de troca iônica.

O lítio é considerado não essencial para plantas e animais, mas é essencial para alguns microrganismos. Alguns sais de lítio são tóxicos por ingestão.

A agência FAO da ONU recomendada nível máximo de lítio em águas de irrigação de 2,5 mg / L. No Brasil não existe regulamentação para o elemento em água.

43 – Lutécio

Lutécio (Lu) é o 15º elemento da família dos elementos lantanídeos ou terras-raras da tabela periódica.
Possui número atômico 71 e massa atômica de 174,967. Sua valência em meio aquoso é 3.

A abundância média do Lu na crosta da Terra é de 0,56 ppm; em córregos é de 0,008 µg/L(ppb); na água do mar é 0,00015 µg/L(ppb).
Não foi descoberto até o momento função biológica para o elemento em animais e plantas. Devido a similaridade química com os demais elementos do grupo, sempre ocorre associado nos seus minerais, sendo a areia monazítica [(Ce,La,Pr,Nd,Th,Y)PO4] e a bastnasita [(Ce,La,Y)CO3F] suas principais fontes de obtenção.

Seus compostos são usados na fabricação de vidros óticos, cristais para cintiladores e radioisótopos para detecção de tumores. A solubilidade do Lu em água natural é determinada pelo pH e presença dos ânions fosfato, carbonato e fluoreto.
Estes três ânions formam sais altamente insolúveis com todos os lantanídeos em pH >5, sendo inclusive insolúveis em meio básico, sem apresentarem tendências a formação de complexos.

Este é um dos principais motivos da formação geológica de depósitos minerais de fosfatos e carbonatos de lantanídeos. Em equilíbrio aquoso, com estes ânions em excesso, a concentração dos lantanídeos solúveis são extremamente baixas, governadas pela constante de equilíbrios (Kp) dos respectivos sais.

Em meio ácido este sais possuem tendências a solubilização, comportamento parecido com os sais de cálcio. Também formam complexos estáveis com ligantes quelantes como o EDTA, NTA, CDTA, PDTA e DPTA.
A forma estável do Lu em solução é como Lu3+ (incolor).

As soluções de sais derivados de ácidos fortes como cloreto, sulfato e nitrato são ligeiramente ácidas devido a uma pequena hidrólise do cátion, dando precipitado branco de Lu(OH)3 em pH >7.

Não existe regulamentação para o Lu em água potável ou de lançamento em nenhuma legislação conhecida.

44 – Magnésio

Magnésio (Mg) pertence a família dos metais alcalinos terrosos do grupo 2 da tabela periódica.
Possui número atômico de 12 e massa atômica de 24,30. Sua valência é 2.

A abundância média de Mg na crosta da Terra é de 2,1%; em solos que é de 0,03 a 0,84%; nos córregos é 4 mg / L, e em águas subterrâneas é > 5 mg/L .
O Magnésio ocorre comumente nos minerais magnesita e dolomita . O magnésio é usado em ligas, pirotecnia, agentes de secagem, refratários, fertilizantes, produtos farmacêuticos e alimentos.

A espécie comum aquosa é Mg2 +. O equilíbrio do carbonato para o magnésio é mais complexo do que para o cálcio e condições para a precipitação direta de dolomita em águas naturais não são comuns.

Os sais de magnésio, juntamente com os de cálcio ocasionam a “dureza” da água, que é extremamente prejudicial para água de uso industrial, como em caldeiras e trocadores de calor devido a formação de incrustações e também limpeza por reagir com sabões a base de ácidos graxos.

O amolecimento químico da água por abrandamento (precipitação com carbonato de sódio), resinas de troca iônica ou osmose reversa, deixam os níveis de cálcio e magnésio em limites aceitáveis para aplicações industriais e limpezas pessoais e domésticas.

O magnésio é um elemento essencial na clorofila e nas células vermelhas do sangue. Seus sais são utilizados em medicina como purgativos, como o sulfato. O hidróxido além de ser anti-ácido também é purgativo.

Não existe no Brasil um padrão de potabilidade de água específico para o magnésio, mas existe o limite máximo de 500 mg/L para a dureza total que é o somatório das concentrações de Ca e Mg calculados como CaCO3.

45 – Manganês

Manganês (Mn) é o primeiro elemento do grupo 7 da tabela periódica, tendo número atômico de 25 e massa atômica de 54,94.
Suas valências mais comuns em água são 2, 4 e 7 A abundância média de Mn na crosta da Terra é de 1060 ppm; em solos é de 61-1010 ppm; em córregos que é de 7 µg / L, e em águas subterrâneas é <0,1 mg / L.

O manganês é associada com minerais de ferro, e ocorre em nódulos no oceano, águas doces, e solos. Os minérios mais comuns são pirolusita(MnO2) e a psilomelana. O manganês é usado em ligas de aço, baterias e aditivos alimentares.

As espécies comuns aquosa são o Mn2 + e sua forma oxidada pelo oxigênio atmosférico Mn4 +. A química aquosa do manganês é semelhante a do ferro.

Como as águas subterrâneas são muitas vezes anóxicas (sem oxigênio) qualquer manganês solúvel em água subterrânea esta na forma reduzida de Mn2 +. Após a exposição ao ar ou outros oxidantes as águas freáticas contendo Mn2+ formaram o precipitado negro de MnO2.

Níveis elevados de manganês, portanto, podem causar precipitações na tubulações e manchas em lavandarias, pias e utensílios de cozinha. É considerado um elemento traço essencial para plantas e animais.

A agência FAO da ONU recomendada nível máximo de manganês em águas de irrigação de 0,2 mg /L.
O valor máximo permissível de Mn estabelecido no Brasil para água potável pela Portaria 518 do Ministério da Saúde é de 0,1 mg/L.

46 – Mercúrio

Mercúrio (Hg) é o terceiro elemento do grupo 12 da tabela periódica. Tem número atômico 80 e massa atômica de 200,59. Suas valências são 1 e 2.

A abundância média de Hg na crosta da Terra é de 0,09 ppm; em solos é de 30 a 160 ppb, em córregos é de 0,07 µg / L, e em águas subterrâneas é 0,5-1 µg / L.
O mercúrio ocorre livre na natureza, mas a principal fonte é cinábrio (HgS). O mercúrio é utilizado em amálgamas, revestimentos de espelho, lâmpadas fluorescentes, tintas, aparelhos de medição (termômetros, barômetros, manômetros), produtos farmacêuticos, pesticidas, fungicidas e células eletrolíticas para produção de cloro e soda.

As espécies comuns aquosa são Hg2+, Hg (OH)2 , o Hg° e complexos estáveis com ligantes orgânicos.
O mercúrio inorgânico pode ser metilado no sedimento quando sulfetos estão presentes para formar dimetil mercúrio, Hg(CH3)2, que é muito tóxico e pode se concentrar na cadeia alimentar aquática.

Intoxicação por mercúrio ocorreu no Japão na década de 1950 em Minamata como resultado do consumo de mariscos que tinham acumulado mercúrio. Em tempos passados, o mercúrio era utilizado na na fabricação de feltros de chapéu ocasionando a doença Hidrargirismo, popularmente chamada de ”síndrome” do chapeleiro maluco por ocasionar lesões cerebrais.

O mercúrio é considerado não essenciais para as plantas e animais. O mercúrio é largamente utilizado no Brasil nos garimpos, no processo de extração do ouro (amálgama). O problema é em primeira instância ocupacional, pois o próprio garimpeiro inala o vapor de mercúrio, mas posteriormente, torna-se um problema ambiental pois normalmente nenhuma precaução é tomada e o material acaba por ser descarregado nas águas.

Casos de contaminação já foram identificados na região do Pantanal, no norte brasileiro e em outras.
O peixe é um dos maiores contribuintes para a carga de mercúrio no corpo humano, sendo que o mercúrio mostra-se mais tóxico na forma de compostos organometálicos. A intoxicação aguda pelo mercúrio, no homem, é caracterizada por náuseas, vômitos, dores abdominais, diarréia, danos nos ossos e morte.

Esta intoxicação pode ser fatal em 10 dias. A intoxicação crônica afeta glândulas salivares, rins e altera as funções psicológicas e psicomotoras.
O padrão de potabilidade fixado pela Portaria 518 do Ministério da Saúde é de 0,001 mg/L.

Os efeitos sobre os ecossistemas aquáticos são igualmente sérios, de forma que os padrões de classificação das águas naturais são também bastante restritivos com relação a este parâmetro.

47 – Mo