Relatório de Calcio e Magnesio

Professores: Julianna Martins
Data da Prática: 20 de Janeiro de 2014

Sistema de Águas II
Prática 2: Determinação de Cálcio e Magnésio em águas

Turma: CAM 382
Componentes: Mariana Scotellaro
Thayna Nunes
Vanessa Menezes

Introdução
Os íons sulfato SO42- são encontrados na água devido à lixiviação das rochas sedimentares incluindo o xisto. A maior contribuição são os depósitos de Sulfato como gipsita (CaSO4.2H2O) e anidrita (CaSO4), e, além disso, a oxidação de matéria orgânica e os despejos industriais. As concentrações de sulfato além de 250 mg/L não são recomendadas para água de abastecimento público. Teores de sulfato de magnésio além de 150 mg/L podem provocar um efeito laxativo. Salmouras podem exibir concentração de sulfato de 200.000 mg/L e a água do mar contém 2.650 mg/L de sulfato.[1]
O sulfato é o ânion SO4-2, um dos mais abundantes íons na natureza. Surge nas águas subterrâneas através da dissolução de solos e rochas, como o gesso (CaSO4) e o sulfato de magnésio (MgSO4) e pela oxidação de sulfeto (exemplo: pirita, sulfeto de ferro). O enxofre pode ser encontrado na natureza em quatro estados de oxidação que se transformam entre si (sulfeto, enxofre elementar, sulfito, sulfato):

Nas águas superficiais, ocorre através das descargas de esgotos domésticos (por exemplo, através da degradação de proteínas) e efluentes industriais (exemplos: efluentes de indústrias de celulose e papel, química, farmacêutica, etc.). Em águas tratadas o sulfato é proveniente do emprego de coagulantes como o sulfato de alumínio, sulfato ferroso, sulfato férrico e caparrosa clorada.
Nas águas para abastecimento público, o sulfato deve ser controlado porque provoca efeitos laxativos, sendo o padrão de potabilidade fixado em 250 mg/L pela Portaria 518 do Ministério da Saúde.[2]
As concentrações de sulfato em águas naturais variam em geral na faixa de 2 a 80 mg/L, embora possam exceder a 1000 mg/L em áreas próximas a descargas