Carbonato de cálcio
Carbonato de cálcio é uma substância química de fórmula CaCO3, sendo o sal de cálcio do ácido carbônico. Na natureza é uma substância comum, encontrada na forma de calcita e aragonita quando puro, ou na forma de dolomita quando na forma de um carbonato duplo com magnésio, sendo os principais componentes do calcário, podendo ainda ser o principal constituinte de esqueletos e conchas de animais marinhos. Industrialmente é uma das principais fontes de cálcio, sendo usado na indústria de construção civil para a produção de cimento, na agricultura para a correção de acidez do solo, por possuir um pH alcalino em solução, e como abrasivo.
Mineralogia dos carbonatos
[editar | editar código-fonte]Na natureza os minerais de carbonato de cálcio são encontrados em três formas cristalinas:
'Aragonita': Quando seus cristais apresentam a forma ortorrômbica.
'Calcita': Quando seus cristais apresentam a forma romboédrica ou trigonal. É o mineral mais estável dos carbonatos de cálcio.[3]
'Vaterita': Mineral polimorfo menos estável de carbonato de cálcio que se cristaliza no sistema hexagonal. Por ser o menos estável dentre os minerais de carbonato de cálcio ele é o mais escasso em ambientes naturais.[3]
Presença nos oceanos
[editar | editar código-fonte]Carbonato de cálcio na água do mar
[editar | editar código-fonte]No oceano, o carbonato de cálcio tem um papel importante nas reações químicas do sistema carbonato marinho.[4]
- CO2(g) → CO2(aq)
- CO2(aq) + H2O → H2CO3
- H2CO3 → H+ + HCO3-
- HCO3- → H+ + CO32-
- Ca2+ + CO32- → CaCO3(s)
Nas reações acima, o dióxido de carbono (CO2) sequestrado da atmosfera pelos oceanos reage com a molécula de água (H2O) para formar o ácido carbônico (H2CO3). Este é instável e se dissocia liberando prótons (H+) e íons bicarbonato (HCO3-). Os íons bicarbonato se dissociam liberando prótons (H+) e íons carbonato (CO32-). O carbonato pode se ligar ao cálcio (Ca2+) formando carbonato de cálcio (CaCO3). Esse sistema de reações é dinâmico, podendo haver deslocamentos em ambos os sentidos de cada reação química. Na reação do carbonato com o cálcio há a formação de uma substancia sólida, o carbonato de cálcio. Este precipita em direção ao fundo, acumulando no sedimento marinho. A formação do carbonato de cálcio em águas superficiais e sua sedimentação em direção ao assoalho oceânico é importante na transferência do carbono superficial para águas profundas.[4] Além disto, a deposição do carbonato de cálcio no sedimento pode se tornar um importante sistema de acumulação de hidrocarbonetos.[5]
Saturação do carbonato de cálcio na água do mar
[editar | editar código-fonte]O estado de saturação do carbonato de cálcio na água do mar pode ser determinado através da fórmula:[6]
![{\displaystyle \Omega ={\frac {[\mathrm {Ca} ^{2+}][\mathrm {CO} _{3}^{2-}]}{K_{sp}^{*}}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/1b01aba9196bc2546b44bf1d25107c9f51c2b5bc)
onde Ω é o estado de saturação do carbonato de cálcio, [Ca2+] é a concentração do íon cálcio, [CO32-] é a concentração do íon carbonato e Ksp* é o produto de solubilidade do carbonato de cálcio (que é uma função de temperatura, salinidade e pressão).
A saturação do carbonato de cálcio está relacionada com a sua solubilidade na coluna de água. A água do mar está subsaturada (Ω < 1) quando há menos carbonato de cálcio dissolvido do que sua capacidade de dissolução em determinadas condições de temperatura, salinidade e pressão. Por outro lado, a água do mar está supersaturada (Ω > 1) quando há mais carbonato de cálcio dissolvido do que sua capacidade de dissolução. Quando há um equilíbrio termodinâmico entre o que está dissolvido e a capacidade de dissolução da água do mar, o estado de saturação é igual a 100% (Ω = 1).
A profundidade de saturação do carbonato de cálcio (Ω = 1) na água do mar é um conceito diferente da profundidade de compensação do carbonato de cálcio no oceano. A profundidade de compensação do carbonato de cálcio está relacionada com a profundidade na qual praticamente não se encontra carbonato de cálcio no sedimento marinho.[4] Ambas profundidades variam entre os oceanos. Em média, no Oceano Atlântico as profundidades de saturação da calcita e aragonita ocorrem em 4300 m e 1500 m, respectivamente. Já as profundidades de compensação desses dois minerais ocorrem em 5000 m e 2500 m, respectivamente. No Oceano Pacífico, em média, as profundidades de saturação da calcita e aragonita ocorrem em 750 m e 500 m, respectivamente. Já as profundidades de compensação ocorrem em 3000 m e 1000 m, respectivamente.[4] A forma estrutural da aragonita é mais solúvel na água do mar do que a calcita, o que explica a diferença em suas profundidades de saturação e de compensação.
Fatores que influenciam a solubilidade do carbonato de cálcio no oceano
[editar | editar código-fonte]A solubilidade do carbonato de cálcio na água do mar é influenciada por fatores como a temperatura, a pressão e processos respiratórios.[7] A baixa temperatura, a alta pressão e os processos respiratórios aumentam a solubilidade do carbonato de cálcio na água do mar.
A mudança da temperatura altera o equilíbrio químico de uma reação (princípio de Le Châtelier). Quando a reação é exotérmica, como é o caso da dissolução do carbonato de cálcio,[8] temperaturas baixas deslocam o equilíbrio para a direita na reação abaixo, favorecendo a solubilidade do carbonato de cálcio. O aumento da temperatura desloca o equilíbrio para a esquerda favorecendo a formação de carbonato de cálcio:
CaCO3 → Ca2+ + CO32-
Com o aumento da pressão, o equilíbrio da reação é deslocado no sentido da diminuição do número de partículas (princípio de Le Châtelier). No caso da reação de dissolução do carbonato de cálcio, o aumento da pressão desloca essa reação no sentido direto favorecendo sua solubilidade.
Os processos respiratórios no ambiente marinho (ex.: degradação da matéria orgânica) liberam o dióxido de carbono na coluna de água através da reação:
C6H12O6 + 6 O2 → 6 CO2 + 6 H2O
Grandes quantidades de dióxido de carbono (CO2) dissolvido na coluna de água tendem a diminuir o pH, tornando o meio mais ácido. Com o pH ácido, a estabilidade da estrutura cristalina do carbonato de cálcio diminui, favorecendo sua dissolução em íons cálcio (Ca2+) e carbonato (CO32-).
Carbonato de cálcio biogênico
[editar | editar código-fonte]Diversos grupos de organismos marinhos secretam estruturas que contém carbonato de cálcio. Entre eles, destacam-se corais escleractíneos, pterópodos e algas calcárias. A tabela abaixo apresenta alguns grupos de organismos secretores de carbonato de cálcio e a composição percentual de suas estruturas carbonáticas.[9]
| Grupo de organismos | Aragonita (%) | Calcita (%) | Teor de carbonato de magnésio (%) |
|---|---|---|---|
| Escleractíneos | 100 | 0 | < 1 |
| Hidrocorais | 100 (gênero Millepora) | 0 | < 1 |
| Foraminíferos | raro | 85-99 | 1-15 |
| Gastrópodes | 97,6-100 (nos vermetídeos essa porcentagem é variável) | 0 | 0-2,4 |
| Cirripédios | 0 | 95-100 | < 5 |
| Equinodermas | 0 | 83-98 | 2-17 |
| Clorofíceas | 100 (Ordem Codiales) | 0 | < 1 |
| Rodofíceas | 0 | 70-93 | 7-30 |
Ecossistemas carbonáticos marinhos
[editar | editar código-fonte]Recifes de coral
[editar | editar código-fonte]Recifes de coral são construídos através da precipitação de carbonato de cálcio secretado por organismos marinhos em suas estruturas carbonáticas. Assim, o crescimento do recife é dominado por processos biológicos. Os corais construtores de recifes (corais escleractíneos) possuem zooxantelas (dinoflagelados) simbióticas. O processo de calcificação pode ser estimulado pelas zooxantelas que ao utilizar dióxido de carbono para a fotossíntese favorecem a transformação de bicarbonato em carbonato.[7] A fotossíntese aumenta o pH da água, disponibilizando mais íons carbonatos para a precipitação do carbonato de cálcio.[9]
Recifes de arenito
[editar | editar código-fonte]Os recifes de arenito são formados através da precipitação inorgânica de carbonato de cálcio dominada por processos físicos-químicos. Em águas quentes, o carbonato de cálcio tende a se insolubilizar precipitando-se no assoalho submarino.[10] Os cristais de calcita e aragonita são precipitados em regiões impactadas pelas ondas. Quando depositados são armazenados no espaço intersticial dos sedimentos arenosos e retidos pela presença de uma substância viscosa chamada húmus.[10] O húmus tem origem nas matas costeiras (ex.: Mata Atlântica) e atinge as praias através dos rios ou lençóis freáticos, que por sua vez, obtêm o húmus através do solo. Esta substância promove a agregação inicial dos grãos de areia, possibilitando a posterior cimentação por parte do carbonato de cálcio. A interação entre húmus, carbonato de cálcio e eletrólitos marinhos age como uma cola, ou seja, tem poder de agregar e endurecer. O húmus, neste caso, assume o papel de agregador e o carbonato de cálcio faz o papel de cimento que enrijece a estrutura. Assim vai se formando o recife de arenito, camada por camada.
Distribuição geográfica dos recifes de coral
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A distribuição de recifes no globo ocorre tanto em águas tropicais como em águas temperadas. Poucos recifes de corais existem em águas abaixo de 18 ºC.[carece de fontes] A temperatura ótima para o desenvolvimento da maioria dos recifes de coral é de 26-27 ºC.[11] Além disso, a distribuição global dos recifes de coral coincide com as regiões do oceano que possuem as maiores taxas de saturação do carbonato de cálcio. Estas regiões supersaturadas, como é o caso dos mares tropicais, apresentam condições favoráveis para a formação de estruturas carbonáticas[12] como, por exemplo, o exoesqueleto dos corais escleractíneos.
Ver também
[editar | editar código-fonte]Referências
- ↑ a b c Registo de CAS RN 471-34-1 na Base de Dados de Substâncias GESTIS do IFA, accessado em 20 de Agosto de 2008.
- ↑ Catálogo da Merck Carbonato de cálcio acessado em 5. August 2008
- ↑ a b Bessler, Karl E. «Os poliformos de carbonato de cálcio – Uma síntese fácil de aragonita». Química nova
- ↑ a b c d Millero, Frank J. (2006). Chemical Oceanography 3rd edition ed. [S.l.]: CRC Press. p. 496p
- ↑ Tissot, Bernard P (1984). Petroleum formation and occurrence. [S.l.: s.n.]
- ↑ Millero, Frank J. «Dissociation constants of carbonic acid in seawater as a function of salinity and temperature». Marine Chemistry
- ↑ a b Zeller, Edward J. «Factors influencing precipitation of calcium carbonate». AAPG Bulletin
- ↑ Teir, Sebastian. «Dissolution of steelmaking slags in acetic acid for precipitated calcium carbonate production». Energy
- ↑ a b Perreira, Renato (2002). Biologia Marinha 1 ed. Rio de Janeiro: Interciência. ISBN 85-7193-067-8
- ↑ a b Maynard, Barry J (1983). Geochemistry of sedimentary ore deposits 1st ed. [S.l.: s.n.] ISBN 978-1-4613-9493-8
- ↑ Achituv, Yair. «Evolution and Zoogeography of Coral Reefs Ecosystems of the World». Ecosystems of the world
- ↑ Fabry, Victoria J. «Impacts of ocean acidification on marine fauna and ecosystem processes». ICES Journal of Marine Science: Journal du Conseil
