A qualidade da água “bruta” (não-tratada), extraída de água superficiais ou subterrâneas, cujo uso final é o consumo humano, varia amplamente, desde a quase pura até a altamente poluída.

O tratamento de água pode ser dividida em três categorias principais:

O tipo de tratamento depende da origem e do destino da água. A água para consumo humano ou animal deve ser desinfectada para eliminar microorganismos patogênicos, mas pode conter níveis consideráveis de cálcio e magnésio dossolvido (dureza). Por outro lado a água utilizada em caldeiras para a geração de vapor pode conter bactérias, mas deve ser abrandada (remoção de sais de cálcio e magnésio) para evitar a formação de incrustações.

A figura seguinte mostra um típico sistema de tratamento de água municipal.

Figura 37. Diagrama de uma estação de tratamento de água para abastecimento público. (Fonte: http://www.vanialima.blog.br/2014/08/tratamento-de-aguaenem.html)

Inicialmente a água é captada em uma fonte (poço, nascente, rio ou lago) e passa por uma etapa de gradeamento para a remoção de resíduos como folhas, ramos, embalagens etc.

As águas subterrâneas podem conter altas concentrações de ferro e por isso podem passar por uma etapa de aeração. O contato com o oxigênio também ajuda remoção de ferro por oxidação de ferro solúvel (Fe⁺²) para ferro insolúvel (Fe⁺³). O contacto da água com o ar também remove solutos voláteis, tais como sulfeto de hidrogênio (H₂S), dióxido de carbono (CO₂), metano (CH₄) e substâncias voláteis.

Águas subterrâneas em áreas que têm leitos de rocha calcárea contêm níveis significativos de Ca⁺² e Mg⁺² (alta dureza), os quais podem ser removidos pela precipitação do sal insolúvel CaCO₃, que pode ser decantado em um tanque de sedimentação primário. O íon carbonato (CO₃^-2) é adicionado na forma de carbonato de sódio (Na₂CO₃ - barrilha). Ou se o íon bicarbonato (HCO₃^-) estiver presente em quantidade suficiente, podem ser adicionados íons hidróxido com objetivo de converter o íon bicarbonato em carbonato:

OH^- + HCO₃^- → CO₃^-2 + H₂O

Ca⁺² + CO₃^-2 → CaCO_{3 (s)}

O íon magnésio (Mg⁺²) precipita como hidróxido de magnésio (MgOH₂) quando a água torna-se suficientemente alcalina. Após remover o CaCO₃ e o MgOH₂ sólidos, o pH da água pode ser reajustado em um valor próximo à neutralidade por borbulhamento de CO₂.

Grande parte do material sólido permanece em suspensão e requer a adição de coagulantes (tais como cloreto de ferro(III) ou sulfato de alumínio) que formam um precipitado gelatinoso. As partículas em suspensão se adsorvem a esse precipitado gelatinoso e se sedimentam em um tanque de decantação. Também podem ser usados sílica ativada ou polieletrólitos sintéticos para estimular a coagulação ou floculação.

A sedimentação ocorre em um segundo tanque de sedimentação. As lamas provenientes ambas os decantadores são transferidas para um tanque com sedimentos. É possível ainda a adição de dióxido de carbono (CO₂) para ajuste do pH. A água é finalmente filtrada, clorada, fluoretada e bombeada para o sistema de distribuição.(Fonte: Manahan - Environmental Chemistry)

Figura 38. Diagrama de uma estação de tratamento de água para abastecimento público a partir de fonte subterrânea. (Fonte: Environmental Chemistry)

Veja uma animação de um típico sistema de tratamento de água na página: http://objetoseducacionais2.mec.gov.br/bitstream/handle/mec/5035/open/file/index.html?sequence=8.

A água é classificada muitas vêzes de “solvente universal” mas a rigor esse não um título muito adequado. Mas ela é de fato um “bom” solvente especialmente para substâncias iônicas e polares.

Há uma grande variedade de substâncias que podem estar presentes em águas naturais, mas um grande número delas estão presentes em quantidades tão pequenas que, na maioria dos casos, não afetam os diversos usos da água.

Mas algumas substâncias estão presentes em concentrações significativas e por isso demandam processos de “condicionamento” (tratamento) para tornar a água adequada para um determinado uso (ou reuso).

Os diversos elementos químicos da Tabela Periódica podem ser classificados, quanto à sua abundância em águas naturais, nas seguintes categorias: elementos majoritários, elementos minoritários, elementos traço, elementos traço poluentes, nutrientes majoritários e raros, conforme a figura 39.

Figura 39. Tabela periódica indicando as diferentes categorias dos elementos com respeito à sua importância para a química da água. (Fonte: adaptado de Water Chemistry, 2011)

Segundo a tabela da figura 39 9 elementos são classificados como “majoritários” e 4 são “minoritários”, por terem concentrações menores do que 1 mg/L (ppm).

Os elementos C (Carbono), N (Nitrogênio) e P (Fósforo) são classificados como nutrientes majoritários, mas a maioria do elementos majoritários e minoritários e até mesmo alguns elementos traço são essenciais para nutrição de organismos aquáticos.

O enquadramento de alguns elementos traço como “poluentes” não é completa pois alguns elementos traço podem ser prejudiciais em altas concentrações (Ex: Cu e Zn) embora sejam nutrientes essenciais em baixas concentrações.

Os elementos classificados como “poluentes” (Ex: Cd e Pb) aparentemente não trazem qualquer benefício, mesmo em baixas concentrações. E costumam estar presentes em águas naturais como resultado da atividade humana.

Em água doce os elementos Al, Fe, Mn e F são considerados minoritários, enquanto que os elementos B, Sr e Br são elementos traço. Mas em água salgada todos eles: Al, Fe, Mn, F, B (presente como ácido bórico - B(OH)₃), Sr e Br são considerados elementos minoritários.

Os três metais (Fe, Mn e Al) são insolúveis no pH (neutro) típico de águas naturais com O₂ dissolvido, em concentrações na faixa de até algumas dezenas de μg/L (ppb). Nessas condições o Fe e o Al estão com estados de oxidação +3 (Fe⁺³ e Al⁺³) e o Mn com estado de oxidação +4 (Mn⁺⁴).

Mas em condições com baixas concentrações de oxigênio dissolvido (Ex: águas subterrâneas) as formas reduzidas do Fe (Fe⁺²) e Mn (Mn⁺²) são mais solúveis e portanto as suas concentrações podem chegar a algumas centenas de μg/L (ppb).

Mas o Alumínio (Al) tem somente um estado de oxidação (Al⁺³) independente do potencial REDOX do meio e suas concentrações ficam na faixa de algumas dezenas de μg/L, em pH > 5, devido à baixa solubilidade do hidróxido de alumínio (Al(OH)₃). No entanto a acidificação de lagos e rios pode aumentar a concentração de Al dissolvido gerando efeitos tóxicos para organismos aquáticos.

O fluoreto (F^-) está presente em níveis de traço (ppb) na maioria das águas de superfície mas em algumas regiões pode estar presente em concentrações > 1 mg/L por razões naturais. No entanto a prática de adicionar Flúor em água de abastecimento (0,7 a 1,0 mg/L) faz com que os efluentes municipais apresentem concentrações de F na faixa de 1,0 mg/L o que contribui para o aumento da concentração de F nos corpos recepetores.

Os diversos elementos químicos não estão presentes na forma “elementar” mas combinados na forma de íons ou em moléculas, o que torna a “Química das Águas Naturais” um assunto complexo. (Ver Água - O que determina a sua Qualidade?)

E portanto, a “qualidade da água”, para os seus diversos usos, é o resultado da presença desses elementos (nas suas diversas espécies), em maior ou menor concentração.

Esses elementos, e suas espécies, podem ser quantificados, de forma isolada ou combinada, permitindo expressar a “qualidade da água” em bases “quantitativas”. A tabela 1 lista os parâmetros físicos e químicos mais comuns de qualidade da água.

Os parâmetros (Físicos, Químicos e Microbiológicos) de qualidade da água podem ser combinados para o cálculo de diferentes “Índices de Qualidade das Águas” (IQA) para finalidades específicas:

Segundo a CETESB: “As principais vantagens dos índices são as facilidades de comunicação com o público leigo, o status maior do que as variáveis isoladas e o fato de representar uma média de diversas variáveis em um único número, combinando unidades de medidas diferentes em uma única unidade. No entanto, sua principal desvantagem consiste na perda de informação das variáveis individuais e da sua interação”.

Apesar da grande diversidade na composição de águas naturais, a fração de inorgânicos dissolvidos consiste principalmente de 4 cátions (Ca⁺², Mg⁺², Na⁺ e K⁺), 3 ânions (HCO₃^-, SO₄^-2 e Cl^-) e, uma espécie não ionizada, no pH típico de águas naturais, de sílica (Si(OH)₄), que no seu conjunto formam 95-99% de todos os solutos inorgânicos dissolvidos em águas naturais.

A ocorrência majoritária dessas espécies em águas naturais é consequência da sua abundância na crosta da terra e da solubidade dos seus sais em água, mas também devido às atividades humanas que influenciam significativamente a concentração desses íons nas águas.

Toda a água do planeta circula através de diferentes compartimentos: atmosfera, hidrosfera, geosfera e biosfera, por diferentes processos, evaporação, precipitação, escoamento superficial e infiltração, no chamado ciclo hidrológico. (Figura 40)

Figura 40. Ciclo hidrológico. (Fonte: http://aguasinteriores.cetesb.sp.gov.br)

Ao longo do ciclo hidrológico não ocorre somente o transporte de água mas também o transporte de inúmeras substâncias que se acumulam ao longo das diferentes etapas do ciclo. E devido à interação da água com os diferentes compartimentos (atmosfera, solo, subsuperfície) e aos diversos processos (bioprocessos e atividades humanas) a composição da água varia significativamente ao longo do ciclo.

Na atmosfera a água entra em equilíbrio com os componentes atmosféricos e ao precipitar traz consigo os gases dissolvidos (CO₂, NH₃, SO₂ e NO_x) em concentrações proporcionais às respectivas solubilidades, e os componentes do aerossol atmosférico formado por partículas sólidas e líquidas (sulfatos, orgânicos, poeira, aerossol marinho, fuligem etc) oriundas de diferentes fontes como mostra a figura 41.

Figura 41. Fontes de gases e partículas do aerossol atmosférico (Fonte: http://www.dca.iag.usp.br/www/material/fornaro/ACA410/MaterialParticulado_junho2013.pdf)

O aerossol marinho é uma fonte “não antropogênica” de cloreto (Cl^-) e sulfato (SO₄^-2).

Devido à dissolução de gases ácidos e componentes ácidos do aerossol atmosférico a água de chuva é uma solução ligeiramente ácida (pH 4,5 - 5,5) contendo ácido carbônico (H₂CO₃) e podendo conter ainda ácido nítrico (HNO₃) e sulfúrico (H₂SO₄).

A acidez da água de chuva (também chamada de água pluvial ou meteórica) facilita a dissolução de Ca⁺², Mg⁺² e bicarbonato (HCO₃^-) ao percolar através de rochas calcáreas, ricas em calcáreo (CaCO₃ - limestone) e dolomita (CaMg(CO₃)₂).

A oxidação de minerais ricos em sulfeto (Ex: FeS₂ - pirita) libera sulfato (SO₄^-2), Fe⁺³ e outros íons metálicos na água.

As águas subterrâneas geralmente apresentam maiores concentrações de sólidos dissolvidos devido, em parte, ao maior tempo de contato com minerais. Enquanto que nas águas de superfície, com menores tempos de contato, a dissolução de minerais tende a ser menor.

E no final do ciclo todos os sólidos dissolvidos se acumulam nas águas dos mares e oceanos.

Processos biológicos também são responsáveis pela composição da água. Por exemplo, a fotossíntese das algas consome o CO₂ dissolvido (CO_2(aq)) elevando o pH e favorecendo a precipitação de CaCO₃. (Ver Reações Ácido-Base na Água e Dureza e a Presença de Cálcio na Água)

Compostos orgânicos produzidos por microorganismos formam complexos com cátions majoritários e metais traço liberados pelo intemperismo das rochas.

A despeito da grande diversidade de processos naturais que afetam os ciclos hidroquímicos, o que se observa na prática é que a concentração de solutos inorgânicos em “águas naturais” não é aleatória mas está restrita a faixas de concentração com diferentes amplitudes para os diferentes íons como mostra a figura 42.

Figura 42. Gráfico de frequência acumulada das concentrações de vários íons (solutos inorgânicos) em águas naturais. (Fonte: http://booksite.elsevier.com/9780123747242/12_Chapter%2012.ppt)

O gráfico da figura 42 mostra uma ampla faixa de concentração que vai de 10^-2 mg/L (ppm) a 10³ mg/L (ppm), mas as distribuições dos íons individuais estão restritas a pequenas faixas de concentração. Por exemplo, 80% dos dados de concentração de íon K⁺ estão na faixa de 1-5 mg/L, e as concentrações de sílica estão em torno de 10mg/L.

Observa-se também que íons menos reativos (Na⁺ e Cl^-) apresentam faixas de concentração maiores do que os íons mais reativos como Ca⁺².

Mas além dos processos naturais, as atividades humanas também alteram os ciclos “hidroquímicos” de várias formas:

A figura 43 ilustra alguns dos muitos processos que podem ocorrer nas águas de superfície.

Figura 43. Alguns exemplos de processos químicos que ocorrem em água de superfície. (Fonte: Água - O que determina a sua Qualidade?)