0410378 06 cap 03

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PROPRIEDADES QUÍMICAS E FÍSICO-QUÍMICAS ESTUDADAS 
3 
PROPRIEDADES QUÍMICAS E FÍSICO-QUÍMICAS 
ESTUDADAS 
As propriedades químicas e físico-químicas estudadas neste trabalho foram: 
• Resíduo Total 
• Turbidez 
• Condutividade Elétrica 
• Dureza Total 
• Radioatividade 
• pH 
• Alcalinidade 
• Bicarbonato (HCO3-) e Carbonato (CO3=) 
• Cloreto (Cl-) 
• Sulfato (SO4=) 
• Sódio (Na) 
• Potássio (K) 
• Cálcio (Ca) 
• Magnésio (Mg) 
• Fluoreto (F-) 
• Nitrato (NO3-) 
• Lítio (Li) 
• Ferro (Fe) 
• Sílica (SiO2) 
• Bromo (Br) 
A radioatividade não foi relacionada para a análise estatística por não ter 
sido feita a sua determinação em todas as amostras, porém foi utilizada para a 
caracterização das águas subterrâneas. 
 
 
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3.1 
Resíduo Total 
Os sólidos nas águas correspondem a toda matéria que permanece como 
resíduo, após evaporação da amostra a uma temperatura pré-estabelecida durante 
um tempo fixado. As operações de secagem são as que definem os diversos 
sólidos presentes na água. Os métodos empregados para a determinação de sólidos 
são gravimétricos, utilizando-se uma balança analítica ou de precisão. Porém, 
neste trabalho, foi utilizada a Norma da ABNT 10214:1988 (Águas minerais e de 
mesa - Determinação do resíduo de evaporação, seco a 180º C) para o cálculo do 
resíduo total. 
 
3.2 
Turbidez 
Turbidez é a medida da dificuldade de um feixe de luz atravessar certa 
quantidade de água. É causada por matérias sólidas em suspensão (silte, argila, 
colóides, matéria orgânica, etc). Em alguns casos, águas ricas em íons Fe podem 
apresentar uma elevação de sua turbidez quando entram em contato com o 
oxigênio do ar (Pedrosa e Caetano, 2002). A cor da água também interfere 
negativamente na medida de turbidez devido à sua propriedade de absorver luz. 
Os valores são expressos em Unidade de Turbidez (UT). A turbidez não foi 
relacionada para a análise estatística, pois a maioria dos resultados se apresentou 
abaixo do valor estabelecido (5 UT) para potabilidade. 
 
3.3 
Condutividade Elétrica (CE) 
Os sais dissolvidos e ionizados presentes na água transformam-na num 
eletrólito capaz de conduzir corrente elétrica. Depende das concentrações iônicas 
e da temperatura e indica a quantidade de sais existentes (CETESB, 2005). A 
condutividade aumenta em relação à temperatura e da concentração que compõe a 
amostra, porém basicamente pode-se dizer que para cada aumento de 1º C na 
temperatura da solução, corresponde a um acréscimo de 2% na condutividade. 
Como há uma relação de proporcionalidade entre o teor de sais dissolvidos e a 
condutividade elétrica, pode-se estimar o teor de sais pela medida de 
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condutividade de uma água em uma dada temperatura, ou seja, o seu teor salino é 
aproximadamente dois terços do valor obtido para a condutividade (Pedrosa e 
Caetano, 2002; Pádua, 2005). Uma relação aproximada entre a condutividade e o 
teor de sólidos dissolvidos na água é mostrada na tabela 2 
(www.aplanetaagua.com.br/novo/parametrosanaliticos.asp): 
Tabela 2: Relação entre condutividade elétrica e sólidos dissolvidos. 
 
 
 
 
De acordo com a quantidade dos sólidos dissolvidos, a água pode ser 
classificada em (Mcneelly et al., 1979): doces (STD < 1000 ppm); ligeiramente 
salobras (1000 < STD < 3000 ppm); moderadamente salobras (3000 < STD < 
10000 ppm); salgadas (10000 < STD < 100000 ppm) e salmouras (STD > 100000 
ppm). 
A condutividade também fornece uma boa indicação das modificações na 
composição de uma água, especialmente na sua concentração mineral, mas não 
fornece indicação das quantidades relativas dos vários componentes. À medida 
que mais sólidos dissolvidos são adicionados, a condutividade aumenta. Segundo 
Mestrinho (2006), uma maior condutividade nas águas está associada aos 
calcários e basaltos do que naquelas mais resistentes como granitos e quartzitos. 
Em geral, valores acima de 100 µS cm-1 podem indicar ambientes impactados 
(CETESB, 2005). As unidades usadas nas medidas de condutividade são o 
microMHO (µMHO cm-1) e microsiemens por centímetro (µS cm-1), este último 
do Sistema Internacional de Unidades. 
 
3.4 
Dureza total 
A dureza é definida como a dificuldade de uma água em dissolver sabão 
pelo efeito do cálcio, magnésio e outros elementos como ferro, manganês, cobre, 
bário, etc. Isto ocorre, pois os sais formam precipitados com os ânions da solução 
de sabão. A dureza pode se expressa como dureza temporária, permanente e total. 
Condutividade (µS cm-1) Sólids dissolvidos (ppm)
< 1000 0,68 x condutividade
1000 - 4000 0,75 x condutividade
4000 - 10000 0,82 x condutividade
* Essa relação somente é verdadeira caso o pH da água esteja entre 6,5 e 8,5 
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A dureza temporária é ocasionada pela combinação dos íons cálcio e 
magnésio com os íons bicarbonato e carbonato na presença de aquecimento; os 
compostos formados podem ser eliminados através de fervura. 
A dureza permanente é ocasionada pela combinação dos íons cálcio e 
magnésio com os íons sulfato, cloreto, nitrato e outros, dando origem a compostos 
solúveis que não podem ser retirados pelo aquecimento. 
A dureza total é a soma da dureza temporária com a permanente. A dureza é 
expressa em miligramas por litro (mg L-1), mas também em mili-equivalente por 
litro (meq L-1) de CaCO3, independentemente dos íons que a estejam causando 
(Nollet, 2000; Pedrosa e Caetano, 2002). Na literatura, podemos encontrar várias 
classificações relacionadas à dureza total das águas, porém uma classificação 
genérica, que pode ser tomada como base para água, está relacionada na tabela 3: 
 
Tabela 3: Classificação da dureza total (www.ufv.br/dea/lqa/qualidade.htm). 
 
 
 
 
 
3.5 
Radioatividade 
Segundo o Código de Águas Minerais, as águas radioativas são aquelas que 
contêm radônio em dissolução. A radioatividade é fator adicionado às águas pela 
sua passagem em terrenos radíferos, independente do resto da mineralização. 
Nestas condições, podem figurar em águas bicarbonatadas, cloretadas, sulfurosas 
ou em águas que apresentem outros ânions principais. 
A dosagem e o reconhecimento das substâncias radioativas existentes nas 
águas baseiam-se na propriedade de ionização do ar pelas radiações. A 
radioatividade em águas minerais é resultante dos elementos mais facilmente 
arrastados, tais como; radônio (222 Rn), torônio (220 Rn) e actinônio (219 Rn), sendo 
estes genericamente chamados de emanações, e que por difusão incorporam-se 
aos gases e água que transitam pelas fraturas das rochas. Tanto o rádio como o 
urânio, encontram-se concentrados em rochas graníticas, e as águas ao entrarem 
Dureza Total (mg/L CaCO3) Classificação
< 50 água mole
50 - 150 água moderadamente dura
150 - 300 água dura
> 300 água muito dura
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em contato com essas rochas dissolvem o radônio proveniente da desintegração do 
urânio (Falcão, 1978). 
De caráter temporário, isto é, não se acumula no organismo humano, a 
radioatividade tem ação terapêutica eficaz apenas quando tomada diretamente da 
fonte, por via oral ou através de banhos. Por tanto, após a coleta ou 
engarrafamento de uma água mineral radioativa, a ação medicinal e, por 
conseguinte, o teor de gás radioativo irá decair, chegando a desaparecer após 
poucos dias. 
 
3.6 
pH 
É a medida da concentração de íons H+ na água. O balanço dos íons 
hidrogênio (H+) e hidróxido (OH-) determinam quão ácidaou básica a água é. Os 
pHs ácidos também podem ser decorrentes da decomposição da matéria orgânica 
vegetal presente nos sedimentos aluvionares, que gera ácidos húmicos e fúlvicos, 
os quais, por sua vez, em solução, abaixam o pH (Beato et al., 1999). 
Na água quimicamente pura, os íons H+ estão em equilíbrio com os íons 
OH- e seu pH é neutro, ou seja, igual a 7. O pH das águas subterrâneas varia 
geralmente entre 5,5 e 8,5 (Pedrosa e Caetano, 2002), muitas são levemente 
básicas devido à presença de bicarbonatos e carbonatos alcalinos ou alcalinos 
terrosos (Nollet, 2000), obtidos a partir do gás carbônico dissolvido. O pH 
influencia o equilíbrio geoquímico e a solubilidade de muitas espécies incluindo 
metais na água subterrânea (Wilson, 1995). Em pH < 5, os metais são mais 
facilmente solubilizados e tornam as águas mais tóxicas. Em valores mais 
elevados, os metais tendem a precipitar (Mestrinho, 2006). 
 
3.7 
Alcalinidade 
É a medida total das substâncias presentes numa água capazes de 
neutralizarem ácidos, ou seja, é a quantidade de substâncias presentes numa água 
e que atuam como tampão. Se uma água quimicamente neutra (pH = 7) a 25º C for 
adicionada pequena quantidade de um ácido fraco, seu pH mudará 
instantaneamente. Numa água com certa alcalinidade, a adição de uma pequena 
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quantidade de ácido fraco não provocará a elevação de seu pH, pois os íons 
presentes neutralizarão o ácido. 
Segundo Deutsch (1997), o pH medido em um sistema não fornece 
nenhuma informação sobre a capacidade do sistema em manter (tamponar) esse 
pH quando um ácido ou uma base é adicionado ao sistema. A capacidade de 
tamponamento do sistema é importante por causa dessa habilidade de manter o 
pH. As espécies inorgânicas do carbono são freqüentemente o ânion dominante 
nos sistemas de águas subterrâneas e podem captar ou liberar íons hidrogênio 
como parte de suas reações de especiação. 
As espécies inorgânicas do carbono protegem o pH pelas seguintes reações: 
 
 
De acordo com Deutsch (1997), o pH, a acidez e a alcalinidade de um corpo 
d’água são três conceitos intimamente ligados entre si e relacionados com o 
equilíbrio múltiplo do sistema carbonato: 
(a) 
(b) 
(c) 
(d) 
 
 Embora a maior parte do CO2, dissolvido na água, esteja mais na forma 
solvatada do que como ácido carbônico, o CO2 em solução é representado como 
ácido carbônico. Evidentemente, o pH resultante irá depender da pressão parcial 
de CO2 existente. Em sistemas abertos, em equilíbrio com a atmosfera, pCO2 = 10 -
3,5
 (3,16x10-4) atm. Em sistemas fechados, como o existente em aqüíferos 
confinados ou corpos d’água estratificados, a pressão parcial do CO2 pode ser bem 
superior à atmosférica influenciando a formação de bicarbonato dissolvido, o pH e 
a solubilidade de carbonatos. Para pCO2 = 10-3,5 (3,16x10-4) atm e considerando 
uma temperatura de 25 oC, o pH esperado para a água é de 5,66. Evidentemente, a 
presença de outras espécies em solução pode alterar o pH observado (Drever, 
1997). 
 Embora o conceito de acidez da água esteja, intuitivamente, ligado a um 
pH inferior a 7,0, do ponto de vista operacional, dividi-se a acidez em: 
CO2 (g) + H2O (l) → CO2 (aq) → H2CO3 (aq), KCO2 = 3,39x10-2 
H2CO3 (aq) → HCO3- (aq) + H+ (aq), K1 = 10-6,4 
HCO3- (aq) → CO3-2 (aq) + H+ (aq), K2 = 10-10,3 
CO3-2 (aq) + Ca+2 (aq) → CaCO3 (s), Kps = 3,31x10-9 
H2CO3 (aq) ↔ HCO3- (aq) + H+ (aq) 
HCO3- (aq) ↔ CO3= (aq) + H+ (aq) 
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• acidez devido ao ácido carbônico: existente quando a água apresenta 
um pH entre 3,7 (virada do alaranjado de metila) e 8,3 (virada da 
fenolftaleína), faixa esta que compreende o início da dissociação do 
ácido carbônico em bicarbonato e o início da transformação deste em 
carbonato. Desta forma, a acidez devido ao ácido carbônico é 
determinada através de uma titulação com NaOH até pH 8,3 (virada 
da fenolftaleína). 
• acidez devido à presença de ácidos fortes: quando a água apresenta 
um pH inferior a 3,7. Neste caso, utiliza-se como indicador o 
alaranjado de metila na titulação com NaOH. 
Em águas naturais, esta capacidade de neutralização é, geralmente, função 
do sistema carbonato descrito pelas reações (a) a (d) acima. No entanto, como 
outras espécies podem, eventualmente, estar presentes, tais como ácidos orgânicos 
dissociados, amônia, silicatos, fosfatos, a alcalinidade possui uma definição mais 
ampla (Pedrosa e Caetano, 2002). 
 
 
De modo análogo à acidez, a alcalinidade é determinada através de uma 
titulação com ácido forte (H2SO4). Neste caso, também, são utilizados como 
indicadores o alaranjado de metila e a fenolftaleína. Via de regra, utiliza-se a 
alcalinidade como sendo devido apenas à presença de bicarbonato, carbonato e 
hidróxidos: 
 
A alcalinidade total é a soma da alcalinidade produzida por todos estes íons 
presentes numa água. Águas que percolam rochas calcárias (calcita) geralmente 
possuem alcalinidade elevada. Granitos e gnaisse possuem poucos minerais que 
contribuem para a alcalinidade das águas subterrâneas. A alcalinidade total de 
uma água é expressa em mg L-1 de CaCO3 (Pedrosa e Caetano, 2002). 
Esgotos e efluentes usualmente têm alcalinidades altas devido à presença de 
silicatos e fosfatos. A alcalinidade alta em águas naturais pode impossibilitar seu 
uso para irrigação e pode ser indicação de contaminação por efluentes industrias 
(www.aplanetaagua.com.br/novo/parametrosanaliticos.asp). 
 
Alcalinidade = HCO3- + 2CO3-2 + OH- + silicatos + boratos + fosfatos + ... 
Alcalinidade = HCO3- + 2CO3-2 + OH- 
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3.8 
Bicarbonato (HCO3-) e Carbonato (CO3=) 
Os íons bicarbonato e carbonato são comuns nas águas meteóricas devido ao 
contato com o CO2 da atmosfera, originando as águas carbonatadas e/ou 
bicarbonatas. O H2CO3 produzido devido à dissolução do CO2 é dissociado 
conforme a reação reversível. 
H2CO3 ↔ HCO3- + H+ K = 10-6,4 
O bicarbonato por sua fez se dissocia em: 
HCO3- ↔ CO3= + H+ K = 10-10,3 
O somatório das espécies ácido carbônico, bicarbonato e carbonato é 
chamado de carbono inorgânico total. E, se a alcalinidade total é fruto apenas do 
carbono inorgânico total, então, baseado na medida de pH e da alcalinidade é 
possível calcular o teor de bicarbonato e de carbonato presentes (Deutsch, 1997): 
 
 
 
As águas ácidas devido ao CO2 dissolvido, em contato com rochas 
carbonatadas, principalmente calcário, dissolvem o carbonato formando 
bicarbonato. 
CaCO3 + CO2 + H2O → Ca(HCO3)2 
As águas altamente mineralizadas quando emergem para condições de 
menores pressões, ocorre a decomposição do Ca(HCO3)2 com deposição do 
CaCO3 (Falcão, 1978). 
Ca(HCO3)2 → CaCO3 + CO2 + H2O 
Segundo Scopel et al. (2005), as concentrações de HCO3- podem resultar da 
dissolução dos feldspatos sódico e calcário. Celligoi e Duarte (2002) explicam o 
caráter bicarbonatado das águas pela presença de regiões com relativa densidade 
de vegetação nas áreas de recarga, por meio da dissociação iônica do ácido 
carbônico formado com a produção de CO2 atmosférico e do solo, bem pela 
hidrólise dos minerais cálcio-silicáticos. 
O bicarbonato, quando predominante sobre os outros ânions (sulfato e 
cloreto), indica que a água não é de circulação regional com longos tempos de 
HCO3-(mg/L) = Alcalinidade(mgCaCO3/L)x61/[1+(2x10-10,3/10-pH)x50] 
CO3=(mg/L) = Alcalinidade(mgCaCO3/L)x60/[2+(10-pH/10-10,3)x50] 
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residência, pois a evolução normalde uma água de circulação regional é que 
sucessivamente os seguintes íons dominem: HCO3-, SO4= e Cl- (Beato et al., 
1999). 
Segundo Mestrinho (2006), as águas bicarbonatadas mais superficiais 
transformam-se em cloretadas com a profundidade através da adição de cloreto 
por difusão iônica ou devido à dissolução de halita. 
 
3.9 
Cloretos (Cl-) 
O cloro se encontra em concentrações menores que 100 mg/L. Forma 
compostos muito estáveis e possui uma tendência de se enriquecer, junto com o 
sódio, a partir das zonas de recarga das águas subterrâneas. As concentrações 
elevadas podem ser indicadores de contaminação por água do mar e por aterros 
sanitários (Pedrosa e Caetano, 2002; Zimbres, 2005). 
Segundo Masterton et al. (1990), os metais alcalinos são extraídos de 
cloretos minerais (NaCl, KCl). Estes minerais são encontrados em leitos de lagos 
secos em regiões áridas, ou em depósitos subterrâneos formados pela evaporação 
de mares antigos. As águas drenando folhelhos freqüentemente apresentam Cl- e 
Na+ que podem ser originados do aprisionamento da água do mar durante a 
deposição da rocha (Mestrinho, 2006). 
Uma possível procedência do cloreto, junto ao sulfato, poderia estar 
relacionada com a água da chuva, pois é uma das espécies abundantes na 
precipitação atmosférica. (Menegasse, 2003) ou pode ser proveniente da sodalita 
(Na4(AlSiO4)3Cl) (Peroni, 2003) e da apatita (Ca5(PO4)3(F,OH,Cl) (Pádua, 2005). 
 
3.10 
Sulfatos (SO4=) 
O sulfato na água subterrânea pode ter origem da oxidação das piritas, 
conforme a reação: 
2 FeS2 + 7 O2 + 2 H2O → 2 FeSO4 + 2 H2SO4 
O sulfato ferroso em presença de excesso de oxigênio passa a sulfato 
férrico: 
4 FeSO4 + 2 H2SO4 + O2 → 2 Fe2(SO4)3 + 2 H2O 
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O ciclo pode continuar e o sulfato pode ser reduzido a sulfeto devido à ação 
orgânica. O sulfato férrico hidroliza-se dando o respectivo óxido hidratado, 
permanecendo somente em solução em águas com pH menores que 4. O óxido 
hidratado formado precipitará assim que as águas emergirem. (Falcão, 1978). 
O sulfato também pode resultar da dissolução de gipso (Peroni, 2003; 
Scopel et al., 2005), sendo sulfato de cálcio hidratado (CaSO4.2H2O) distribuído 
nas rochas sedimentares, podendo ser favorecido pela presença de cloreto de 
sódio, e das precipitações atmosféricas, podendo conter sulfatos em torno de 2 
ppm sendo proveniente das poeiras e da decomposição das matérias orgânicas 
pelas bactérias (Pádua, 2005; Menegasse, 2003). 
Muitos dos processos físico-químicos que ocorrem no sistema águas-rocha-
atmosfera têm características óxido-redutoras. Sulfetos insolúveis são oxidados na 
presença de oxigênio a sulfatos. A velocidade de oxidação depende do tamanho 
dos grãos dos sulfetos, fluxo de oxigênio, etc. Este processo de erosão de rochas 
eruptivas dá origem ao enriquecimento das águas subterrâneas com o ânion 
sulfato. 
 
3.11 
Sódio (Na) 
O sódio é o elemento químico mais encontrado nas águas subterrâneas. Suas 
principais fontes são o mineral feldspato plagioclástico (sódico), sendo pouco 
resistente aos processos do intemperismo químico (Pedrosa e Caetano, 2002), e os 
minerais de argila (Pádua, 2005), logo é um mineral dissolvido facilmente com 
redução do gás carbônico (CO2) na água subterrânea (Scopel et al, 2005). 
2 NaAlSi3O8 + 2 CO2 + 11 H2O ↔ 2 Na+ + 2 HCO3- + Al2Si2O6(OH)4 
 
albita
 
coalinita
 
 
A presença do sódio na água subterrânea também pode estar relacionada à 
intrusão salina, ocorrendo nas regiões costeiras onde os aqüíferos estão em 
contato com a água do mar. 
No resíduo, o sódio pode estar na forma de sulfato, carbonato, bicarbonato, 
nitrato e principalmente cloreto (Falcão, 1978). Nas águas subterrâneas, o teor se 
sódio varia entre 0,1 e 100 mg/L, sendo que há um enriquecimento gradativo a 
partir das zonas de recarga (Pedrosa e Caetano, 2002). 
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3.12 
Potássio (K) 
Está geralmente associado ao sódio, mas em concentrações mais baixas nas 
águas naturais já que as rochas que contem potássio são relativamente resistentes 
à ação do tempo (CETESB, 2005). Segundo Falcão (1978), o potássio se 
apresenta em menos quantidade porque, na erosão dos silicatos alcalinos, uma 
parte está retida na solução iônica e a outra pode ser absorvida pelas argilas ou 
formar micas juntamente com o alumínio, e também a vegetação é responsável 
pela absorção de grande quantidade de potássio no solo (Pádua, 2005). 
Suas principais fontes são os fertilizantes usados na agricultura e os 
minerais feldspato potássico, mica muscovita e biotita. Nas águas subterrâneas, 
seu teor médio é inferior a 10 mg/L, sendo mais freqüentes valores entre 1 e 5 
mg/L (Pedrosa e Caetano, 2002). 
As equações seguintes mostram as dissoluções do feldspato potássico e 
mica muscovita (Drever, 1997). 
 
2 KAlSi3O8 + 2 H+ + 9 H2O ↔ Al2Si2O5(OH)4 + 2 K+ + 4 H4SiO4 
 
feldspato K
 
caulinita
 
3 KAlSi3O8 + 2 H+ + 12 H2O ↔ KAl3Si3O10(OH)2 + 2 K+ + 6 H4SiO4 
 
muscovita
 
KAl3Si3O10(OH)2 + H+ + 9 H2O ↔ 3 Al(OH)3 + K+ + 3 H4SiO4 
 
muscovita
 
Para a biotita, a equação de dissolução é (Deutsch, 1997): 
K2[Si6Al2]Mg4Fe2O20(OH)4 + 10 H+ + 6 H2O + ½ O2 ↔ Al2Si2O5(OH)4 + 
Fe(OH)3 + 4 H4SiO4 + 2 K+ 
 
3.13 
Cálcio (Ca) 
O cálcio é, freqüentemente, encontrado em águas devido à riqueza do 
elemento em rochas silicatadas e carbonatadas na litosfera (Falcão, 1978) e está 
geralmente sob a forma de carbonato e bicarbonato. As principais fontes de cálcio 
são calcita, aragonita, dolomita, anidrita e gesso. Nas rochas ígneas e 
metamórficas, as fontes de cálcio são os seguintes minerais: apatita, volastonita, 
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fluorita, os feldspatos cálcicos, os anfibólios e os piroxênios. O carbonato de 
cálcio é muito pouco solúvel em água pura. Devido ao intemperismo, o cálcio é 
solubilizado sob a forma de bicarbonato e sua solubilidade está em função da 
quantidade de gás carbônico dissolvido, que por sua vez, dependerá da 
temperatura e da pressão (Pedrosa e Caetano, 2002). 
 
3.14 
Magnésio (Mg) 
O elemento magnésio possui um comportamento geoquímico semelhante ao 
cálcio e, geralmente, estão sempre acompanhados. Diferente do cálcio, forma sais 
mais solúveis. 
O magnésio pode ser oriundo da dissolução de minerais como biotita, 
anfibólicos (Zimbres, 2005) e ferromagneisanos (piroxênios e olivinas) (Scopel et 
al., 2005). Esses minerais são mais estáveis diante do intemperismo químico do 
que os minerais fornecedores de cálcio, por isso sua concentração nas águas 
subterrâneas é menor do que a concentração do cálcio. Em regiões onde ocorre a 
presença de rochas carbonáticas, o mineral dolomita é grande fornecedor de 
magnésio. O magnésio também pode ter origem a partir do mineral epsomita, 
associado aos minerais sulfatados, o qual está depositado como eflorescência 
sobre as rochas, nas galerias das minas e sobre as paredes das rochas (Peroni, 
2003; Machado et al., 2005). 
Sua presença nas águas subterrâneas ocorre com teores entre 1 e 40 mg/L e 
nas regiões próximas ao litoral (Pedrosa e Caetano, 2002). Algumas relações 
iônicas são usadas para indicar a origem dos constituintes presentes na água, como 
por exemplo, Mg/Ca (Custódioe Llhamas, 1976, retirado de Mestrinho, 2006): 
Mg/Ca ⇒ ≅ 5 para águas oceânicas; entre 0,3 – 1,5 em águas continentais; ≅ 1 
para águas percolando em terrenos calcários ou dolomíticos; > 1 em terrenos 
basálticos, ricos em silicatos magnesianos. Deve-se levar em conta que processos 
de precipitação da calcita, troca iônica, mistura com água do mar e outros, podem 
alterar essa relação e, portanto, pode não refletir a natureza do terreno por onde a 
água percola. 
 
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3.15 
Fluoreto (F-) 
O flúor é um elemento encontrado em pequenas quantidades nas águas 
subterrâneas. Segundo Martins et al. (2002), a mineralização com flúor deve estar 
associada à percolação das águas por veios hidrotermais e, também, pela 
dissolução de minerais como apatita, fluorita, biotita e anfibólios, passando para 
as soluções aquosas na forma de íons fluoreto, de alta mobilidade. 
Pode formar complexos estáveis com elementos como Al, Fe, B e Ca. Deste 
modo, no ciclo geoquímico, o flúor pode ser removido das águas pela co-
precipitação com óxidos secundários de Fe como com o Al na forma de fosfatos. 
O flúor é originado de atividades industriais como siderurgia, fundições, 
fabricação do alumínio, de louças e esmaltados, vidros, teflon, entre outros 
(Zimbres, 2005). Segundo Scopel et al. (2005), devido à falta de uma fonte de 
cloreto no basalto, este íon não é comum em concentrações elevadas na água. 
 
3.16 
Nitrato (NO3-) 
O nitrato ocorre nas águas por dissolução de rochas evaporitos (CETESB, 
2004) ou por oxidação bacteriana de matéria orgânica de origem animal. O nitrato 
é um contaminante que tem vindo a aumentar nas águas subterrâneas devido ao 
crescimento das atividades agrícolas através do uso de fertilizantes, das lixeiras e 
dos esgotos não controlados na superfície dos solos (Duque, 1997). 
Segundo Hindi (2001), a presença de nitrato, cloreto e sódio pode ser 
indicativo de contaminação por efluentes domésticos. O nitrato é facilmente 
dissolvido nas águas subterrâneas e é muito móvel em fluxos subsuperficiais, 
difundindo-se muito rápido através do meio fraturado em subsuperficie (Scopel et 
al., 2005). 
 
3.17 
Lítio (Li) 
O lítio é um elemento encontrado em quantidades muito pequenas na água. 
Segundo Falcão (1978), sua origem não é bem definida podendo ser de origem 
juvenil ou à erosão, resultando da solubilização de minerais litíferos de rochas, 
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como as micas (ambligonita). Pode ter também origem proveniente de evaporitos 
onde substitui o sódio em pequenas quantidades. No resíduo está sob a forma de 
cloreto. Segundo Beato et al. (1999), o lítio se encontra associado aos feldspatos, 
onde substitui o potássio na estrutura mineral. Peroni (2003) relaciona a sua 
presença aos pegmatitos, nos quais está associado ao quartzo e aos minerais 
portadores de lítio. 
O lítio tem uma relação diagonal com o magnésio e é encontrado em 
minerais de magnésio, nos quais substitui o íon magnésio (Atkins e Jones, 2001), 
podendo estar presente em rochas carbonáticas. 
 
3.18 
Ferro (Fe) 
 O ferro é um elemento presente em pequenas concentrações na maioria das 
águas subterrâneas e sua origem está relacionada à presença de sedimentos argilo-
siltosos ricos em matéria orgânica (Beato et al., 1999). Suas fontes são os 
efluentes industrias e os minerais portadores de Fe: magnetita, biotita, pirita, 
micas, piroxênio e anfibólicos. Está sempre acompanhado pelo manganês. O ferro 
aparece principalmente devido à dissolução do minério pelo gás carbônico da 
água, conforme a reação (CETESB, 2005): 
 
A forma mais comum que o ferro solúvel é encontrado em águas é como 
bicarbonato ferroso Fe(HCO3)2. Está presente, nesta forma, em águas subterrâneas 
profundas que, ao saírem do poço, são incolores e limpas, mas ao entrarem em 
contato com o oxigênio do ar sofrem oxidação, originando o hidróxido férrico, 
que é insolúvel e se precipita, fornecendo uma cor amarelada nada agradável à 
água (Morgado, 1999). A reação envolvida é a seguinte: 
 
 
 
A perda da capacidade específica de poços profundos ocorre devido à 
precipitação do ferro presentes nas águas. Estas incrustações são resultantes da 
atividade das ferro-bactérias, provenientes do uso de substâncias orgânicas 
Fe + CO2 + ½ O2 ↔ FeCO3 
4 Fe(HCO3)2 + O2 + 2H2O ↔ 4 Fe(OH)3 + 8CO2 
 
4 Fe(OH)3 ↔ 2Fe2O3 + 6H2O 
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emulsificantes e polifosfatos nos processos de perfuração e desenvolvimento dos 
poços, criando condições favoráveis a sua proliferação (Zimbres, 2005). 
 
3.19 
Sílica (SiO2) 
A maior parte da sílica (SiO2) presente nas águas é resultante do ataque das 
águas aos silicatos. As experiências de Krauskopf provaram que a sílica em 
solução está na maior parte das vezes sob a forma de ácido silícico (H4SiO4) não 
ionizado (Falcão, 1978). 
A sílica, quando apresenta moderadas correlações com o ferro e o níquel, 
pode ter sua origem na dissolução dos minerais ferromagnesianos dos anfibolitos 
e também proveniente dos feldspatos (Beato et al., 1999). Segundo Brown (1967), 
a baixa quantidade de sílica encontrada nas águas se atribui à lenta dissolução dos 
silicatos e a atividade dos organismos que a usam. Celligoi e Duarte (2002) 
consideram que um teor relativamente reduzido de sílica nas águas é proveniente 
de águas de arenitos, com baixo tempo de residência, uma vez que neste tipo de 
rocha a sílica praticamente se encontra de forma livre nos minerais essenciais 
silicáticos como o quartzo, sendo muito menos solúvel do que na forma de sílica 
combinada. Logo, uma grande concentração de sílica pode indicar água 
proveniente de terrenos vulcânicos ou bacias sedimentares formadas a partir da 
erosão das rochas vulcânicas (Pádua, 2005) devido à ação do ácido carbônico 
presentes nas águas. (Peroni, 2003). 
 
3.20 
Bromo (Br) 
Segundo Falcão (1978), quando presentes nas águas, geralmente está 
acompanhado do cloro e tem como este origem marinha. As salgemas possuem 
quantidades de bromo consideráveis. No resíduo, encontra-se sob a forma de 
brometo de sódio ou de magnésio. 
 
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