Alcalinitat

De Viquipèdia

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

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

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

[edita] 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 del bicarbonat. Aquest punt es defineix a un pH de 4.5, en el qual totes les bases d'interès ja s'han protonat a espècies de nivell zero i ja no poden provocar més alcalinitat. Per exemple, la següent reacció es dóna durant l'addició d'un àcid a una solució típica d'aigua marina:

HCO₃⁻ + H⁺ → CO₂ + H₂O

CO₃⁻² + 2H⁺ → CO₂ + H₂O

B(OH)₄⁻ + H⁺ → B(OH)₃ + H₂O

OH⁻ + H⁺ → H₂O

PO₄⁻³ + 2H⁺ → H₂PO₄⁻

HPO₄⁻² + H⁺ → H₂PO₄⁻

[SiO(OH)₃⁻] + H⁺ → [Si(OH)₄⁰]

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

L'alcalinitat es mesura típicament com mg/l de CaCO₃. Pot fàcilment convertir-se en mil·liequivalents per litre (mEq/l) dividint-ho per 50 (el pes molecular aproximat del CaCO₃/2).