O sulfato de alumínio é o coagulante mais usado no tratamento de água potável pois o mesmo é fácil de transportar e de manejar. Seu custo é baixo, e é produzido em várias regiões brasileiras.
É obtido pelo ataque do ácido sulfúrico sobre a bauxita, resultando um produto cuja fórmula é Al2(SO4)3. Dependendo do método de fabricação e da qualidade da
bauxita utilizada, o produto apresenta maior ou menor grau de pureza. Ainda dependendo do método de fabricação, poderá resultar sulfato de alumínio sólido ou em solução. Quando sólido, é constituído de cristais que podem se aglomerar, formando blocos de material amorfo (COTTON e GEOFFREY, 1978).
O sulfato de alumínio sólido usado no tratamento de água, é obtido nesse estado pela secagem da solução resultante após o ataque da bauxita pelo ácido sulfúrico, aproveitando-se, para isso, o calor desenvolvido pela própria reação. O sulfato de alumínio se cristaliza com 18 moléculas de água, porém o sulfato comercial apresenta a fórmula aproximada de Al2(SO4)3 .14,3 H2O. Um produto puro apresenta 17,0 a 17,2 %
de alumina e cerca de 42,4% de água de cristalização (COTTON e GEOFFREY, 1978).
3.10.1. Efeitos Adversos ao Homem
Segundo SJOEGREN citado por dictionary of substances and their effects (1992), em 1988 uma substância quantitativa de sulfato de alumínio foi acidentalmente jogada num estoque de água potável para o suprimento de 20.000 pessoas nas vizinhanças da Camelford, UK. A exposição da água com sulfato de alumínio causou um fornecimento de água com pH de 3,9 a 5,0 e foi estimado que alguns consumidores receberam concentrações de 10-50 mg/L. Esse incidente causado na água trouxe sérios problemas a saúde da população tais como: distúrbios gastrointestinais, erupções na pele e úlceras.
Um estudo foi realizado para determinar o nível de alumínio no sangue e na urina de trabalhadores envolvidos na produção de sulfato de alumínio. Todos os trabalhadores tinham elevado significativamente a concentração no sangue e na urina, do que um grupo de controle que não ficou exposto.
A ingestão do sulfato de alumínio, pode resultar em úlcera e necrose da mucosa, garganta e esôfago. O efeito sistemático inclui nâusea, vômito, diáreia, dor epigástrica, ânsia, gastroentrite hemorrágica e colapso circulatório (desmaio), (CLAYTON, et al., 1989).
3.10.1.1. Relação do Sulfato de Alumínio com o mal de Alzheimer
O uso do sal de alumínio para o tratamento de feridas, doenças gastrointestinais e purificação de água prolonga-se desde os tempos romanos. A primeira investigação da possível toxicidade de alumínio refere-se que, o ponto de ataque de envenenamento do alumínio é no sistema nervoso central. Entretanto, observações realizadas mostraram que a região neocortical do cérebro afetada pelo mal de Alzheimer comparado com um grupo de controle, aumentou a possibilidade de que as propriedades neurotoxicas do alumínio são capazes de atuar como um promotor para a doença de Alzheimer (McLACHLAN, 1995).
A idéia que o alumínio (Al), tem um poder promotor para o mal de Alzheimer, tem ficado forte com o curso clínico de uma experimental encefatopatia induzida de Al que assemelha-se ao desenvolvimento de sinais em mal de Alzheimer. Quando a concentração de Al no cérebro é aumentada numa ordem de magnitude acima da concentração mínima letal em animais de laboratório, há um prolongamento do período assintomático, mostrando deficits em um curto prazo de retenção e aquisição de resposta prévia para alterações no controle e discriminação sensorial. Esses defeitos são apresentados por alterações no tom do músculo e desordens no controle motor que não tratado resulta em morte. A progressão clínica em certos modelos de laboratório como gatos e ratos é similar, entretanto de pequena duração para que se observe casos de mal de Alzheimer (McLACHLAN, 1995).
A manifestação particular da neurotoxidade do Al pode ser relatada para um raio iônico de 0,51 Å e alta carga (+3), que contribui para a relativa dissociação de ligantes
biológicos, excedendo para 105 o tempo de dissociação para metais envolvendo complexos biológicos como Na, K e Mg. Mais que 200 interações tóxicas com tecido nervoso tem sido identificado.
Essas observações suportam a idéia que o Al é um possível fator patogênico de mal de Alzheimer desde que o metal produza uma progressão clínica nos sinais neurológicos incluindo deficits na memória e alterações elétricas neuronal. Em animais de laboratório a concentração de Al encontrada é na mesma região cerebral do mal de Alzheimer.
O Al não é o causador principal do mal de Alzheimer, mas é responsável por várias transformações moleculares que causam o progresso da doença (McLACHLAN, 1995).
3.10.2. Comportamento químico do Sulfato de Alumínio em meio aquoso
Quando um sal de alumínio é adicionado em meio aquoso, ocorre inicialmente a sua dissociação, seguida pela reação com a água, de modo a permitir a formação de espécies mononucleares e polinucleares. Numerosos estudiosos tem se dedicado a elucidar quais espécies hidrolizadas seriam formadas preferencialmente; no entanto, não há ainda um processo sobre quais são as espécies preponderantes, existindo ainda muita controvérsia sobre o assunto ( FERREIRA e LAGE, 1996).
Segundo BURRIEL et al (1994), o sal de alumínio ao se dissociar e reagir com água forma o hidróxido de alumínio, segundo as reações abaixo:
Al2(SO4)3 Al3+ + SO42-
Al3+ + H2O Al(OH)3 + H+
O Al(OH)3 se dissolve um pouco em água originando, fundamentalmente, as
espécies Al3+, Al(OH)2+, Al(OH)2+, Al(OH)3 e AlO2-
Al3+ Al(OH)2+ Al(OH)2+ Al(OH)3 AlO2-
Pode-se facilmente calcular a concentração de cada uma das espécies em equilíbrio com o precipitado de Al(OH)3, em qualquer pH, conhecendo as constantes
correspondentes.
ß1 = [Al(OH)2+] = 109 ; ß2 = [Al(OH)2+] = 1018,7
[Al3+] [OH-] [Al3+] [OH-]2
ß3 = [Al(OH)3] = 1027 ; ß4= [AlO2-] = 1033
[Al3+] [OH-]3 [Al3+] [OH-]4
Ks = [Al3+] [OH-]3 = 10-33,5
E substituindo o valor de [Al3+] em ß1, ß2, ß3 e ß4 obtém-se as equações
logarítimicas para as demais espécies:
[Al(OH)2+] = ß1 [Al3+] [OH-] = 109 . 10-33,5 [OH-]
[OH-]
log [Al(OH)2+] = 3,5 – 2pH
[Al(OH)2+] = ß2 [Al3+] [OH-]2 = 1018,7 . 10-33,5 [OH-]2
[OH-]3 log [Al(OH)2+] = -0,8 – pH
[Al(OH)3] = ß3 [Al3+] [OH-]3 = 1027 . 10-33,5 [OH-]3
[OH-]3 log [Al(OH)3] = - 6,5
[AlO2-] = ß4 [Al3+] [OH-]4 = 1033,0 . 10-33,5 [OH-]4
log[AlO2-] = -14,5 + pH
Representando estas cinco retas em um diagrama log C-pH se obtém o diagrama de solubilidade, e através deste, encontra-se em qualquer valor de pH, o valor da concentração de cada uma das espécies solúveis em equilíbrio com o precipitado de Al(OH)3.
Por outro lado, como a solubilidade é a soma de todas as espécies em solução. S = [Al3+] + [Al(OH)2+] + [Al(OH)2+] + [Al(OH)3] + [AlO2-]
Figura 8- Diagrama de solubilidade das espécies de alumínio em função do pH
Pode-se comprovar no gráfico que o precipitado de Al(OH)3 se dissolve em
meios ácidos originando fundamente Al3+, também se dissolve em meios básicos formando AlO2-. A solubilidade mínima do Al(OH)3 se representa para valores de pH
compreendidos entre 6,5 e 7,5. Observa-se que a espécie solúvel Al(OH)3, que contém
a mesma estequiometria do precipitado tem uma concentração constante 10-6,5 mol/L, sempre que exista precipitado, em toda margem de pH.
Neste gráfico pode também ser determinado a solubilidade do Al(OH)3 em água.
Como se tem que cumprir o balanço de cargas:
pH 2 4 6 8 10 12 14 - 2 - 4 - 6 - 8 Log C Al 3+ Al(OH)2+ log S OH- H+ Al(OH)3 AlO2- Al(OH)2+
3 [Al3+] + [Al(OH)2+] + [Al(OH)2+] + [H+] = [OH-] + [AlO2-]
comprova-se no gráfico em que ponto se cumpre este balanço, e isto ocorre para: [H+] ~ [OH-]; pH ~ 7; S = 10-6,5 mol/L
A dissolução do Al(OH)3 em água não comunica caráter ácido nem básico a
solução, devido a pequena concentração de íons que libera (BURRIEL et al., 1994).