EQUILIBRIO DE CARBONATOS PATRE 7 PRESENTA: M.C. J. ALFREDO OCHOA G. UNIVERSIDAD DE SONORA División de Ciencias Exactas y Naturales Departamento de Geología.

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1 EQUILIBRIO DE CARBONATOS PATRE 7 PRESENTA: M.C. J. ALFREDO OCHOA G. UNIVERSIDAD DE SONORA División de Ciencias Exactas y Naturales Departamento de Geología MATERIA HIDROGEOLOGIA II

2 CUALES SON LOS MINERALES QUE INCORPORAN CARBONATO EN SU ESTRUCTURA? EL AGUA DE LLUVIA ESTÁ EN EQUILIBRIO CON CO 2 ATMOSFÉRICO (10 -3.5 atm). EN LA ZONA DEL SUELO, LA PRESIÓN DE CO 2 EN EL AGUA SE INCREMENTA DEBIDO A LA RESPIRACIÓN DE LOS ORGANISMOS Y DESCOMPOSICIÓN DE MATERIA ORGÁNICA. La cantidad de CaCO 3 que puede disolverse depende la cantidad de CO 2 inicial y la forma en que ese CO 2 puede reponerse en el agua mediante intercambio con una fase gaseosa. LA CONCENTRACIÓN DE ESPECIES EN EQUILIBRIO CON LA SOLUCIÓN DERIVADAS DE LA DISOLUCIÓN DE CARBONATOS DEPENDE ENTRE OTROS, DE UN FACTORMUYIMPORTANTE:SI EL SISTEMA ES ABIERTO O CERRADO CON RELACIÓN AL CO 2. EQUILIBRIO DE CARBONATOS

3 ÁCIDOS DÉBILES Y BASES FUERTES EN SISTEMAS NATURALES—EL SISTEMA DE CARBONATOS EL ÁCIDO CARBÓNICO ES UNO DE LOS MÁS IMPORTANTES EN LAS AGUAS SUPERFICIALES Y SUBTERRÁNEAS. RESULTA DE LA DISOLUCIÓN DEL DIOXIDO DE CARBONO EN AGUA. CO2 (g)  CO2 (aq)CO2 (g)  CO2 (aq) CO (aq)2CO (aq)2 CO2CO2 CO2CO2 P K CO2 (aq)  H2O  H2CO3CO2 (aq)  H2O  H2CO3 CO (g)  H O  H CO  2223  H CO   23 CO2CO2 KCO2KCO2 P EL ÁCIDO CARBÓNICO SE COMIENZA A DISOCIAR DE ACUERDO CON SU Ka. ES UN ÁCIDO DIPRÓTICO DEBIDO A QUE PUEDE DISOCIARSE DOS VECES.

4 CUAL ES EL pH DEL AGUA DE LLUVIA? PODEMOS PRESENTAR EL AGUA DE LA PRECIPITACIÓN COMO AGUA PURA EN EQUILIBRIO CON EL CO 2 ATMOSFÉRICO (3.6X10 -4 atm) CO 2(acuoso)  H 2 O  H 2 CO 3 CO 2( gas)  CO 2(acuoso) H CO  H   HCO  log K   6.4 K 23312331  HCO  H  3  H CO  2323 1   DE ACUERDO CON ESTAS RELACIONES, POR CADA H + PRODUCIDO, SE GENERA UN HCO 3, LO QUE PERMITE ESTABLECER: H   HCO H   HCO  3 H  H  H  2H  2H  H  H  2H  2  H CO  H CO  10PCO 2 1.51.5 3232232 P CO K 1  2   H 2 CO 3   10 1.51.5 H  H   10  6.4  10  5.67 101.5 P101.5 P CO2CO2 pH= 5.7

5 ÁCIDOS POLIPRÓTICOS Los ácidos polipróticos son lo que tienen más de un protón en su estructura. El más importante en el ambiente acuático es el ácido carbónico. Se deriva de la disolución de rocas carbonatadas y dióxido de carbono. log K 1   6.4 log K 2   10.3 22 HCO3 H CO3HCO3 H CO3 H 2CO3  H HCO3H 2CO3  H HCO3    HCO H  HCO H    H CO  2323 3 K 1   HCO   pHpK   log  2323 3 1 Con base en esta relación, es claro que cuando la solución tiene un Ph menor de 6.0, prácticamente el 100 del carbonato estará presente como ácido carbónico (su proporción sera casi 1.0). Cuando el pH es mayor que el valor de pK 1, el H 2 CO 3 se disocia y su proporción en la solución disminuye notablemente (casi hasta cero).

6 ÁCIDOS POLIPRÓTICOS En forma análoga pero inversa al ácido carbónico, por arriba de pH 6.4 la especie de carbonato presente será HCO 3, bajo ese valor de pH la propoción será prácticamente nula.

7 ÁCIDOS POLIPRÓTICOS La figura está incompleta, ya que falta unir las líneas. A partir de las ecuaciones se determina que el punto de cruce se da cuando H 2 CO 3 =HCO 3 lo que sucede cuando pH=pK1.

8 ÁCIDOS POLIPRÓTICOS Aplicando el mismo procedimiento para la especie CO 3, se tiene la grafica completa en la que se establece la distribución de las diferentes especies en función del pH de la solución.

9 ÁCIDOS POLIPRÓTICOS Intervalo de pH de la mayoría de las aguas naturales

10 ÁCIDOS POLIPRÓTICOS El gas CO 2 que se disuelve en el agua forma CO 2 acuoso que se asocia con las moléculas de agua para formar H 2 CO 3. CO 2( gas)  CO 2(acuoso) CO 2(acuoso)  H 2 O  H 2 CO 3 CO 2( gas)  H 2 O  H 2 CO 3 log K H   1.5 CO 2 (TIC)eslasumadetodaslasespecies: log K 1   6.4 log K 2   10.3 22 HCO3 H CO3HCO3 H CO3 H 2CO3  H HCO3H 2CO3  H HCO3    Lacantidadtotalde H 2 CO 3 +HCO 3 +CO 3 que se pueden disolver en el agua. Por ejemplo, calcular TIC para pH=7 y pH=10 si la presión parcial de CO 2 es igual a 0.01 atm.  H CO   10  1.5 P  HCO    10  6.3   2 H CO 3    CO  2   10  10.3   HCO 3HCO 3 10-0.110-0.1 10-6.110-6.1 100.2100.2 10-2.810-2.8 pH=10 10 -3.5 pH=7 10 -3.5 CO2CO2 H H  H H  3 3 2323  2.72  CO 2  10 pH=7  CO 2  10 0.38 pH=10

11 ALKALINIDAD Y CURVAS DE TITULACIÓN Para el sistema H 2 O-CO 2 la ecuación de balance de cargas es: H   HCO  2CO2  OH  H   HCO  2CO2  OH   3 Para pH= 7 la concentración de H + =OH - ; sin embargo si HCO 3 y CO 3 tienen un valor finito H + deberá ser más grande que OH - y por lo tanto la solución tendrá un pH menor de 7.0. Añadiendo Na al sistema se tiene:  H     Na     HCO    2  CO  2    OH  3 Como se observa no se presentan variaciones en el valor del pH. Para solucionescercanasalaneutralidad,losvaloresdeH +,OH - yCO 3 generalmente son muy bajos comparados con las otras especies, en este caso Na y HCO 3. Na  HCO Na  HCO  3

12 ALKALINIDAD Y CURVAS DE TITULACIÓN A partir de las relaciones previamente descritas se tiene que: H  HCO  K KPH  HCO  K KP 1CO2CO21CO2CO2 3 Esta relación implica que cuando la presión parcial de CO 2 es constante, el pH y HCO 3 están relacionados en forma inversa. En su forma más general, la ecuación de balance de cargas es:  Na     K    2  Ca  2   2  Mg  2  ....   Cl    2  SO  2    HCO    2  CO  2    NO     OH     B  OH      H SiO   ... 343443334333 4 Los iones como el Na, K, Ca, Mg, Cl, SO 4 y NO 3 se denominan conservativos, en el sentido de que no son afectados por cambios en el pH. Con esta definición, la ecuación anterior toma la forma siguiente:  cationes conservativos (meq/l) -  aniones conservativos (meq/l)   HCO -   2  CO  2    B  OH      H SiO     HS     OH     H   33434 Alcalinidad total SUMA DE LAS BASES TITULABLES CON ÁCIDO FUERTE  HCO  H  3   H CO  2323 1 K   H CO   23 CO2CO2 2 CO P K 

13 ALKALINIDAD Y CURVAS DE TITULACIÓN Cuando se disminuye el pH de la solución mediante la adición de un ácido fuerte, los aniones de la derecha de la ecuación se convertirán en especies sin carga (H 2 CO 3, B(OH) 3, H 4 SiO 4, H 2 S, etc. ). La cantidad de ácido utilizada es proporcional a su concentración. EN LA MAYORÍA DE LAS AGUAS NATURALES, ÚNICAMENTE EL CARBONATO Y BICARBONATO SON ESPECIES IMPORTANTES DESDE EL PUNTO DE VISTA DE CONCENTRACIÓN, POR LO QUE: ALCALINIDAD TOTAL= (HCO 3 )+2(CO 3 )= ALCALINIDAD DE CARBONATOS Laalcalinidadesunapropiedadconservativa,independientedel P CO2, únicamente se modifica cuando se añade o moviliza carbón oxidado o por reacciones redox. Sin embargo, es muy importante medirla en campo.

14 CAPACIDAD DE AMORTIGUAMIENTO DEL AGUA CUANDO SE AÑADE LA MISMA CANTIDAD DE ÁCIDO A DIFERENTES TIPOS DE AGUA, LOS VALORES DE pH RESULTANTES SERÁN DIFERENTES. ESTO ES DEBIDO AL AMORTIGUAMIENTO ( buffering ) QUE SE PRODUCE DEBIDO A LOS CONSTITUYENTES QUÍMICOS PRESENTES EN EL AGUA. LA CANTIDAD DE ÁCIDO O BASE QUE PUEDE SER ACEPTADA POR UN AGUA TOMANDO O LIBERANDO PROTONES SE DENOMINA CAPACIDAD DE AMORTIGUAMIENTO. EL EFECTO DE AMORTIGUAMIENTO SE PUEDE ANALIZAR CON UNA CURVA DE TITULACIÓN ENTRE UN ÁCIDO DÉBIL Y UNA BASE (NaOH). CUANDO SE AÑADE NaOH A UNA SOLUCIÓN DE ÁCIDO DILUIDO (ACÉTICO POR EJEMPLO) EN UN PRINCIPIO LA ADICIÓN DE NaOH TIENE UN EFECTO MENOR EN EL pH, YA QUE LA BASE ES AMORTIGUADA POR LOS PROTONES QUE LIBERA ÁCIDO. ESTA REGIÓN CON AMORTIGUAMIENTO SE PRESENTA ALREDEDOR DE pH 4.74, QUE CORRESPONDE CON LA ZONA DONDE pH=pKa.

15 CAPACIDAD DE AMORTIGUAMIENTO DEL AGUA POSTERIORMENTE, CUANDO SE LLEGA AL PUNTO DE EQUIVALENCIA EL pH SE ELEVA RÁPIDAMENTE EN RESPUESTA A LA ADICIÓN DE LA BASE Capacidad de amortiguamiento.- Medida de la cantidad de ácido o base que puede añadirse a una solución antes de que su pH cambie en forma importante  pH   Cb  Cb

16 CAPACIDAD DE AMORTIGUAMIENTO DEL AGUA CON ESTA INFORMACIÓN AHORA ES POSIBLE COMPRENDER PORQUÉ ALGUNOS CUERPOS DE AGUA SON MÁS RESISTENTES A LOS CAMBIOS EN EL pH (por ejemplo debido a la lluvia ácida). EL AGUA QUE DRENA TERRENOS QUE APORTAN POCOS CONTITUYENTES SOLUBLES QUE PUEDEN ACTUAR COMO AMORTIGUADORES TIENE POCA CAPACIDAD DE AMORTIGUAMIENTO POR LO QUE SU pH PUEDE MODIFICARSE FÁCILMENTE. POR OTRO LADO, EL AGUA EN CONTACTO CON MATERIALES GEOLÓGICOS QUE APORTAN SOLUTOS QUE PUEDEN ACTUAR COMO AMORTIGUADORES (ROCAS CALCÁREAS POR EJEMPLO), PUEDEN CONTROLAR EN FORMA EFECTIVA LOS CAMBIOS EN EL pH DEBIDO AL INGRESO DE LLUVÍA ÁCIDA O CONTAMINANTES.

17  H CO   23 CO2CO2 CO2CO2 P K log  H 2 CO 3   log K CO  log P CO   1.47  (  3.5)   4.972 H  HCO H  HCO  3H2CO3 3H2CO3  1 K  log  HCO   log K  pH  log  H CO  3123 log  HCO    6.35  pH  4.97   11.32  pH   3 (1)(1) (2)(2) H  CO2 H  CO2  HCO HCO  K 2  3 3 log CO 3  log K 2  log  HCO 3   pH  2    21.65  2 pH log CO 2 3  K Ca2 CO2 cal3K Ca2 CO2 cal3 log  Ca  log K logCOcal log K logCOcal log  Ca  2    13.32  2 pH 22 3 22 (3)(3) (4)(4) EQUILIBRIO DE CARBONATOS SISTEMA ABIERTO En un sistema abierto, el CO 2 que se utiliza durante la reacción se repone en forma continua en la medida de que es consumido durante la reacción, por lo que la solubilidad de la calcita no está limitada por la disponibilidad de CO 2. POR EJEMPLO, CONSIDERANDO LA PRESIÓN DE CO 2 EN LA ATMÓSFERA (10 -3.5 )

18 Cuando Pco 2 esconocido las (10 -3.5 atm) concentraciones de las especies puede establecerse en función del pH de la solución (1)(1) (2)(2) (3)(3) (4)(4) TAREA: Elaborar un gráfico similar para el caso de Pco 2 igual a 10 -1.5. EQUILIBRIO DE CARBONATOS SISTEMA ABIERTO

19 1 EQUILIBRIO DE CARBONATOS, SISTEMA ABIERTO: DEFINICIÓN DE Ca +2 A PARTIR DEL Pco 2 DISOLUCIÓN DE CALCITA EN AGUA PURA EN CONTACTO CON UNA FASE GASEOSA QUE TIENE UNA CONCENTRACIÓN FIJA (sistema abierto) DE P co2 (H 2 O- CO 2 -CaCO 3 ). CUALES SON LAS ESPECIES QUE SE FORMAN?. H, OH-, H CO, HCO-,CO2,Ca22333H, OH-, H CO, HCO-,CO2,Ca22333 K H  OH  KK H  OH  K w  H CO   23 CO2CO2 CO2CO2 P H  HCO H  CO2 H  HCO H  CO2  3H2CO3 3H2CO3  K  HCO 3HCO 3 3 2 K Ca2 CO2 K Ca2 CO2  3calcal 2Ca2  H   HCO  2CO2  OH  332Ca2  H   HCO  2CO2  OH  333 Como (OH - ), (CO ), (H + ) son pequeños 3 2Ca2  HCO 2Ca2  HCO  3

20  Ca  2  HCO   2  K cal K 1 K CO 2 P CO 2 K2HCO3K2HCO3 3 A PARTIR DE LAS RELACIONES PREVIAMENTE DESCRITAS, ES POSIBLE LLEGAR A LA SIGUIENTE EXPRESIÓN: 2Ca2  HCO 2Ca2  HCO  3 2Ca2 HCO 2Ca2 HCO   22  HCO3HCO3 3 Ca   HCO   2  Ca 2  Ca2Ca2 3      Ca  2  3  K 1 K cal P CO 2 K CO 2 HCO 3   2 Ca 2 4K24K2  EQUILIBRIO DE CARBONATOS, SISTEMA ABIERTO: DEFINICIÓN DE Ca +2 A PARTIR DEL Pco 2 CUAL SERÍA LA CONCENTRACIÓN DE Ca +2 EN EQUILIBRIO CON LA CALCITA PARA UNA Pco 2 10 -2 atm?

21 Cuando soluciones en equilibrio con la calcita, una con Pco 2 de 0.06 atm (A) se mezcla con otra de Pco 2 de 0.006 atm (B), el agua resultante estará subsaturada con relación a la calcita (C). C EQUILIBRIO DE CARBONATOS, SISTEMA ABIERTO: DEFINICIÓN DE Ca +2 A PARTIR DEL Pco 2 A PARTIR DE ESTA RELACIÓN ES POSIBLE ESTABLECER QUE LA MEZCLA DE DOS AGUAS EN EQUILIBRIO CON CALCITA, FRECUENTEMENTE PRODUCEN AGUA QUE ENO ESTÁ EN EQUILIBRIO CON LA CALCITA

22 EQUILIBRIODECARBONATOS,SISTEMACERRADO: DEFINICIÓN DE Ca +2 A PARTIR DEL Pco 2  H CO   23 CO2CO2 CO2CO2 P K H  HCO H  HCO  3H2CO3 3H2CO3  1 K  H  CO2 H  CO2  HCO HCO  K 2  3 3 K Ca2 CO2 cal3K Ca2 CO2 cal3 2Ca2  H   HCO  2CO2  OH  332Ca2  H   HCO  2CO2  OH  333 Como (OH - ), (CO ), (H + ) son pequeños 32Ca2  HCO 332Ca2  HCO 3 Ecuación de balance de cargas: Condición de conservación de especies de carbonato  10atm P CO 22 2 CO   H CO   Ca2  Ca2   H CO    HCO     CO  2    H CO   Ca2  Ca2  233323 inicial 23 inicial 22   CO 2 de disoluciónde CaCO  CO 2   CO 2 3 inicial En un sistema cerrado, el CO 2 se utiliza durante la reacción, por lo que la solubilidad de los carbonatos es limitada. Cuanta calcita podría disolverse en un sistema cerrado si la Pco 2 inicial es 10 -2 atm?. Cual será la Pco 2 final?.

23 EQUILIBRIODECARBONATOS,SISTEMACERRADO: DEFINICIÓN DE Ca +2 A PARTIR DEL Pco 2  H 2 CO 3  inicial  H CO  HCO  Ca2 233 H CO  HCO  Ca2 233 Despejando (H 2 CO 3 ) inicial Dividiendo K1 entre K2 HCO 23HCO 23 K  H CO   CO 2  22332233 1   K Substituyendo K   Ca  2  CO  2  cal3 H CO H CO   H CO  HCO  Ca2 233 H CO  HCO  Ca2 233 3 inicial 2 2Ca2  HCO 2Ca2  HCO  3 4Ca2 34Ca2 3  KK   H CO    Ca  2   2cal23 inicial 1 K Considerando como aproximación que las actividades son iguales a las concentraciones  Ca  2  3  K 1 K cal  Ca  2   K 1 K cal K CO 2  P   0 4K4K4K4K CO2CO2 22 inicialinicial Resolviendoesta ecuaciónpara Pco 2 10 -2 atm  Ca  2   1.39  10  3 m Ca Ca  Ca 2Ca 2 HCO 3  K 1 K cal P CO K CO2 2 4K24K2 3 22  Ca4KCa4K  4.46 1calCO21calCO2 2 22  10 P CO 2 K KKK KK

24 EQUILIBRIO DE CARBONATOS DEFINICIÓN DE Ca +2 A PARTIR DEL Pco 2 El análisis realizado permite establecer que la cantidad deCaCO 3 disuelto las sistema que se dependede condicionesde abiertoocerrado presenten. En esta figura es muy claro como afecta la presencia o ausencia de una fase gaseosa con CO 2 en la concentración de calcio.

25 EQUILIBRIO DE CARBONATOS OTRA RELACIÓN INTERESANTE SE OBTIENE PARA LA CONCENTRACIÓN DE HCO3HCO3 ENEQUILIBRIOCONLACALCITA.ESTARELACIÓNESMUY IMPORTANTEPARAACUÍFEROSENLOSQUEABUNDANMINERALES COMPUESTOS POR CARBONATOS. OBSERVAR LAS DIFERENCIAS EN LAS CONCENTRACIONES DE HCO 3 Y EL pH RESULTANTE PARA LAS CONDICIONES DE SISTEMA ABIERTO Y SISTEMA CERRADO

26 EQUILIBRIO DE CARBONATOS EL EFECTO DEL ION COMUN LA CANTIDAD DE Ca +2 EN EQUILIBRIO CON LA CALCITA PUEDE CAMBIAR SI EL CALCIO O EL BICARBONATO SE DERIVAN DE MINERALES MÁS SOLUBLES QUE LA CALCITA ESTE FENÓMENO SE DENOMINA ION COMÚN DEBIDO A QUE UNO DE LOS IONES ES COMÚNTANTOALMINERALMÁSSOLUBLECOMOALMENOSSOLUBLE,POR EJEMPLO EN EL CASO DE AGUA EN EQUILIBRIO CON CALCITA QUE SE ENCUENTRA YESO O ANHIDRITA. El yeso o anhidrita son más solubles que la calcita, por lo que adicionarán Ca y SO 4 al agua. El Ca constituirá el ION COMÚN. Lo que pasa es que la calcita se sobresaturará y por lo tanto precipitará, removiendo bicarbonato de la solución. Las solubilidades de los dos minerales deben de ser diferentes en al menos porunfactorde3paraqueelefectodelioncomúnseaimportante, supuestamente para el caso de calcita y yeso, este criterio se satisface para temperaturas mayores de 25 o C

27 EQUILIBRIO DE CARBONATOS EL EFECTO DEL ION COMUN ADICIÓN DE BICARBONATO DE SODIO A AGUA EN EQUILIBRIO CON LA CALCITA EN FUNCIÓN DEL Pco 2. Na  2Ca2  HCO Na  2Ca2  HCO  3  Ca  2   Na    2  Ca  2  2  P CO 2 K 1 K cal K CO 2 HCOHCO Ca2Ca2 3 2 K K  LA CONCENTRACIÓN DE Na+ SE INCREMENTA CON RELACIÓN A Pco 2. LA ADICIÓN DE NaHCO 3 EN LA SOLUCIÓN EN EQUILIBRIO CON LA CALCITA OCASIONAN INCREMENTO EN EL IS DE LA SOLUCIÓN Y POR LO TANTO LA PRECIPITACIÓN DE CALCITA QUE SE REFLENA EN ESTE CASO COMO LA DISMINUCIÓN DE Ca +2.

28 EQUILIBRIO DE CARBONATOS DISOLUCIÓN INCONGRUENTE DE CALCITA Y DOLOMITA Cuando a lo largo de la dirección del flujo subterráneo encontramos calcita y dolomita, se puede presentar al mismo tiempo la disolución de uno de ellos y la precipitación del otro. Este proceso se conoce como DISOLUCIÓN INCONGRUENTE. QUE PASARÍA SI EL FLUJO DE AGUA SUBTERRÁNEA SATURADO CON RELACIÓN AL MINERAL DOLOMITA A UNA TEMPERATURA DE 10 o C SE PONE EN CONTACTO CON CALCITA? K Ca2 CO2 cal3K Ca2 CO2 cal3 K   Ca  2  Mg  2  CO  2     Ca  2  CO  2    Mg  2  CO  2   dol333dol333 2 DEBIDO A QUE LAS ACTIVIDADES DE CALCIO Y MAGNESIO EN EQUILIBRIO CON DOLOMITA SERÁN IGUALES,LA CANTIDAD (Ca +2 )(CO 3 -2 ) SERÁ IGUAL A (K dol ) 1/2

29 temptemppKcalpKcalpKdol (pKdol) 1/2 EQUILIBRIO DE CARBONATOS DISOLUCIÓN INCONGRUENTE DE CALCITA Y DOLOMITA De acuerdo con esta tabla (K dol ) 1/2 es igual a K cal para la temperatura de 10 o C, por lo que el agua no será capaz de disolver la calcita. SIN EMBARGO, QUE PASA PARA TEMPERATURAS MAYORES A 10 o C? 08.348.3416.568.280 58.358.3516.638.315 108.368.3616.718.355 158.378.3716.798.395 208.398.3916.898.445 258.408.4017.008.500 308.518.5117.908.950 LA DISOLUCIÓN DE CALCITA INCORPORARÁ CALCIO Y CARBONATO AL AGUA SUBTERRÁNEA, POR LO QUE ESTA SE SOBRESATURARÁ CON RELACIÓN A LA DOLOMITA, POR LO QUE TENDERÁ A PRECIPITAR. LA DISOLUCIÓN DE CALCITA Y LA PRECIPITACIÓN DE DOLOMITA EN FORMA SIMULTÁNEA ES EL PROCESO QUE SE DENOMINA DISOLUCIÓN INCONGRUENTE DE CALCITA.

30 EQUILIBRIO DE CARBONATOS Acuífero Madison confinado, compuesto por carbonatos que incluyen calizas, dolomitas y algo de anhidrita. A lo largo de la dirección del flujo subterráneo, la disolución de anhidrita ocasiona la precipitación de calcita debido al efecto de ion común.

31 EQUILIBRIO DE CARBONATOS LA PRECIPITACIÓN DE CALCITA OCASIONA UN DECREMENTO EN EL pH E INCREMENTO EN LA Pco 2, LO QUE PROVOCA LA DISOLUCIÓN INCONGRUENTE DE DOLOMITA. ESTA DISOLUCIÓN DE DOLOMITA ES INCONGRUENTE DEBIDO A QUE ES SIMULTANEA CON LA PRECIPITACIÓN DE CALCITA, FENÓMENO QUE ES CONOCIDO COMO DEDOLOMITIZACIÓN.

32 EQUILIBRIO DE CARBONATOS ÍNDICESDESATURACIÓNDESATURACIÓN DE CALCITA Y DOLOMITA CON RELACIÓN A LA CONCENTRACIÓN DE SULFATO. QUE ES POSIBLE ESTABLECER A PARTIR DE ESTAS GRÁFICAS?

33 EQUILIBRIO DE CARBONATOS ÍNDICESDESATURACIÓN DE YESO CON RELACIÓN A LA CONCENTRACIÓN DE SULFATO.

34 GRACIAS