Alcalinitat

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

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

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

Tractament teòric de l'alcalinitat

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

A_T = [HCO₃⁻]_T + 2[CO₃⁻²]_T + [B(OH)₄⁻]_T + [OH⁻]_T + 2[PO₄⁻³]_T + [HPO₄⁻²]_T + [SiO(OH)₃⁻]_T − [H⁺]_sws − [HSO₄⁻]

(El subíndex T la concentració total d'espècies en la solució tal com són mesurades. Això contrasta amb la concentració lliure, que té en compte les interaccions d'enllaç iònic que tenen lloc a l'aigua marina. L'alcalinitat pot mesurar-se valorant una mostra amb un àcid fort fins que tota la capacitat amortidora dels ions abans esmentats es consumeixi per sobre del pH de l'hidrogencarbonat. Aquest punt es defineix a un pH de 4,5, en el qual totes les bases d'interès ja s'han protonat a espècies de nivell zero i ja no poden provocar més alcalinitat. Per exemple, la següent reacció es dona durant l'addició d'un àcid a una solució típica d'aigua marina:

HCO₃⁻ + H⁺ → CO₂ + H₂O

CO₃⁻² + 2H⁺ → CO₂ + H₂O

B(OH)₄⁻ + H⁺ → B(OH)₃ + H₂O

OH⁻ + H⁺ → H₂O

PO₄⁻³ + 2H⁺ → H₂PO₄⁻

HPO₄⁻² + H⁺ → H₂PO₄⁻

[SiO(OH)₃⁻] + H⁺ → [Si(OH)₄⁰]

Com pot veure's de les reaccions de protonació anteriors, la majoria de les bases consumeixen un protó (H⁺) per a esdevenir llavors espècies neutres, i així augmentar l'alcalinitat d'un per equivalent. L'CO₃^2-, per altra banda, consumirà dos protons abans d'esdevenir una espècie de nivell zero (CO₂), augmentant així l'alcalinitat de dos per cada mol de CO₃⁻². L'H⁺ i l'[HSO₄⁻] redueixen l'alcalinitat, perquè actuen com a fonts de protons. Sovint es representen en conjunt com H⁺_T.

L'alcalinitat es mesura típicament com mg/l de CaCO₃. Pot fàcilment convertir-se en miliequivalents per litre (mEq/l) dividint-ho per 50 (el pes molecular aproximat del CaCO₃/2). Segons la Generalitat de Catalunya^{[cal citació]} els nivells acceptats per a l'aigua de xarxa estan entre 75 i 250 ppm de CaCO₃. ^{[cal citació]} Uns exemples de T.A.C. són: al Pla de l'Estany, a l'Estanyol de la Cendra dins el municipi de Banyoles, trobaríem uns nivells de 553,02 ppm de CaCO₃; o a la Font de l'Erola, a les Llosses (Ripollès), on hi ha un nivell de 287,35 ppm de CaCO3 amb una forta presència d'ions hidrogenarbonat.^{[cal citació]} A la zona d'Orriols, en una abandonada bassa de reg l'alcalinitat mesurada en ppm de CaCO3 és de 133,91. ^{[cal citació]}

Constant de basicitat

Es defineix la Constant de basicitat com el producte de la constant de concentracions per la concentració d'aigua.^[1]

Una base és una substància que conté el grup OH i produeix el ió hidròxid, OH^-, en solució aquosa.

B + H₂O ↔ HB⁺ + OH^-

El valor determinat per la constant d'equilibri Kb estableix la capacitat de protonació d'una base en aigua.

Kb = [HB⁺ · OH^-] / [B]

El valor de la Kb és independent a les concentracions dels compostos en equilibri.

També hem de tenir en compte que la relació entre la constant de basicitat i la d'acidesa estableix que: Ka·Kb= [H3O⁺][OH^-]= Kw

Per tant podem deduir que Kb = Kw / Ka

Vegeu també

Duresa de l'aigua

Referències

↑ «Equilibris químics iònics». Generalitat de Catalunya. [Consulta: 19 desembre 2023].

Enllaços externs

Alcalinitat de l'aigua. Experiment d'un curs escolar.
L'alcalinitat i el KH Arxivat 2007-03-12 a Wayback Machine.. Importància en els aquaris.

[1] «Equilibris químics iònics». Generalitat de Catalunya. [Consulta: 19 desembre 2023].

[1]