2 - Da Atmosfera ao Oceano: Soluções na Terra e para a Terra

Água na

Terra

Planeta Terra , um planeta de água – “Planeta Oceano”

Existe uma grande assimetria ÁGUA DOCE/ÁGUA SALGADA

ÁGUA DA CHUVA

Absorvida pelo soloe

pela vegetação

Devolvida à atmosfera

(evapotranspiração)

Escorre para as bacias

hidrográficas(água de

superfície)

A principal fonte de água doce tem origem na precipitação

Infiltra-se no subsolo(águas subterrâneas)

Distribuição de água doce na Terra

Distribuição assimétrica da água

Problemas com a distribuição mundial de água

Escassez de água em grandes áreas do planetaDiminuição da qualidade de água disponível - POLUIÇÃO

Aumento do consumo (doméstico, industrial e agrícola)Dificuldade de remoção da água das reservas

Agravamento

Efeito de estufa

Mudança de hábitos populacionais

Crescimento demográfico

Aumento de industrialização

Contaminação dos recursos hídricos

Esgotamento de reservas de água doce

A média anual do consumo de água é de 600 m3 por pessoa e por ano, sendo cerca de 50 m3 de água potável

Consumo diário de 137 litros de água

Crescimento demográfico

Desenvolvimento industrial

Irrigação

Multiplica as utilizações

da água

Aumentaa sua

procura

Água destinada ao consumo humano e que pode ser consumida sem risco para a saúde.

Consumo de água cresce

Reduzido consumo de água

• Países em vias de industrialização.• Países em que a agricultura irrigada tende

a corresponder a uma fonte de crescimento demográfico.

• Países pré-industriais.

“Gastamos, desperdiçamos e poluímos a água”

“A água não é um bem negociável como os outros, mas um património que é preciso proteger e defender como tal”

“A gestão da água tem de se enquadrar no conceito de desenvolvimento sustentável”

Satisfazer as necessidades do presente sem retirar às futuras gerações a possibilidade de satisfazer as suas

“A água não se renova ao ritmo a que o Homem a poluí”

“Melhorar a qualidade da água requer meios financeiros, técnicos e culturais que a maioria dos países não tem”

“Gastamos, desperdiçamos e poluímos a água”

POLUIÇÃO

Poluição Biológica Poluição Térmica Poluição Química

Microorganismos patogénicos

Águas residuais de centrais térmicas e

arrefecimento industriais

Produtosquímicos

Resolver APSA 1

ÁGUAS NATURAIS

Dissolvem uma infinidade de substâncias

Aniõesdissolvidos

Catiõesdissolvidos

Gasesdissolvidos

Outros constituintes

pH variável entre 5,0 e 8,5

ÁGUA

Água da chuva Água destilada Água pura

Forma-se pela evaporação da água dos mares e lagos que, na atmosfera, se condensa;

dissolve substâncias orgânicas e inorgânicas existentes na atmosfera.

Não é água pura!

Na destilação de uma água normal, já que a

água é um bom solvente, há substâncias que são arrastadas pelo vapor de água ou que podem ser dissolvidas a partir do ar.

Não é água pura!

pH = 7 (T = 25 º C)

Água absolutamente pura não existe!

Água quimicamente pura, isto é, aquela que só contém a substância

água.

Água da Chuva Normal

Água destilada

A água destilada pode obter-se por destilação (vaporização

seguida de condensação). Esta água teoricamente pode ser

considerada pura, mas pode não o ser se a água tiver

dissolvido compostos voláteis com p.e. próximos do da água.

Depois de exposta ao CO2 do ar torna-se ligeiramente ácida. O

seu pH varia numa gama de 5,5 - 6,0.

Destilação Simples

Processo de separação que permite purificar líquidos (separando-os de sólidos ou de outros líquidos com pontos de ebulição não muito

próximos).

água pura

• A água quimicamente pura (ponto de fusão igual a 0

ºC, ponto de ebulição igual a 100 ºC, pH = 7,0, a 25ºC,

e densidade igual a 1,00 g/cm3), isenta de quaisquer

substâncias nela dissolvidas com uma condutividade

aproximada de 0,05 𝜇S/cm, não existe na natureza.

.

Quando no rótulo da água engarrafada se lê “água pura” tal não quer dizer que esta é quimicamente pura, mas somente que do ponto de vista alimentar esta é própria para consumo.

Mas o que mede o pH?

O pH de uma solução é um parâmetro relacionado com a acidez ou basicidade dessa solução.

O pH de uma solução é atualmente definido a partir da concentração em H3O+ dessa solução, expressa em mol/dm3

pH = -log [H3O+]

Sørensen (1868-1939)

Bioquímico dinamarquês

pH= -log10 [H+] e 10-pH = [H+]

10-pH = [H3O+]

Em 1909, Sørensen já sabia que na água a [H+] = [HO-] e definiu o pH por uma função logarítmica da concentração do ião hidrogénio

Quanto maior for o caráter ácido de uma solução, maior a concentração de H3O+ e menor será o valor do seu pH.

1. Calcule o pH das seguintes soluções

Solução A: [H3O+] = 1 x 10-2 mol.dm-3

Solução B: [H3O+] = 1 x 10-3 mol.dm-3

Solução C: [H3O+] = 1 x 10-1 mol.dm-3

2. Coloque-as por ordem decrescente de acidez.

pH = 2

pH = 3

pH = 1

C, A, B

3. Como se relaciona o caráter ácido de uma solução com a concentração de H3O+ e com o valor do pH?

Acidez de soluções

Medidores de pH

pH metro

Indicador universal

Sensor de pHMedidor de pH

Observação

A água (muito pura) é condutora de eletricidade (mas muito pouco).

(Foi testada a condutibilidade elétrica da água muito pura com aparelhos muito sensíveis).

Conclusão: a água é ligeiramente condutora da corrente elétrica.

Então, a água contém iões em pequeníssima quantidade.

Define-se água quimicamente pura como a água com uma condutividade aproximada de 0,05 µS/cm (micro Siemen

por centímetro) e um valor de pH=7 à temperatura de 25ºC.

Como podemos explicar a presença destes iões na água pura?

A água é constituída por moléculas polares que podem sofrer auto-ionização.

H2O (ℓ) + H2O (ℓ) ⇌ H3O+ (aq) + HO- (aq) ião oxónio ião hidróxido

H+

Na água pura verifica-se que: [H3O+] = [HO-]Porquê?

Por cada ião oxónio que se forma também se forma ião hidróxido.

R. endotérmica

Auto-ionização da água

As soluções neutras têm pH =7 a 25ºC, sendo

as concentrações em iões H3O+ e HO- iguais entre si e iguais às concentrações dos mesmos iões na água pura.

A 25ºC verifica-se que:

[H3O+] = [HO-] = 10-7 mol.dm-3

Então, na água pura a 25ºC o

pH = - log [H3O+]

pH = - log 10-7 = 7

As soluções ácidas têm pH < 7 a 25ºC, sendo a concentração

em iões H3O+ maior que a concentração em iões HO-

Uma solução é ácida se [H3O+] > [HO-]

Quando é que se pode afirmar que uma solução é ácida?

Quando é que se pode afirmar que uma solução é básica ou alcalina?

Uma solução é básica ou alcalina se [H3O+] < [HO-]

As soluções básicas ou alcalinas têm pH > 7 a 25ºC, sendo a

concentração em iões H3O+ menor que a concentração em

iões HO-

Soluções neutras a 25ºC

Soluções alcalinas a 25 ºC

Soluções ácidas a 25ºC

pH e pHO

Escala de SørensenNesta escala os valores de pH variam entre 0 e

14 (mas esta escala tem extremidades abertas). Para a temperatura de 25 ºC, se:

pH < 7, a solução é ácidapH = 7, a solução é neutrapH > 7, a solução é básica

A acidez de uma solução será tanto maior quanto menor for o valor do pH e a alcalinidade de uma solução será tanto maior quanto maior for o valor do seu pH.

Auto-ionização da água

A constante de equilíbrio da auto-ionização da água é:

2 H2O (ℓ) ⇌ HO- (aq) + H3O+ (aq)

22

3

OH

HOxOHKc

Como

HOxOHOHxKc 32

2

a concentração da água fica constante e podemos escrever:

Kw = [H3O+(aq)] x [HO-(aq)] e

A constante de equilíbrio para esta reacção, KW , chama-se - produto iónico da água;

constante de auto-ionização ou constante de autoprotólise da água:

NOTA: a água não aparece na expressão de Kw porque não se incluem nas

constantes de equilíbrio as espécies que se encontram nos estados (s) ou (l) pois estas concentrações consideram-se constantes e já estão incluídas nas respetivas constantes.

Auto-ionização da água

Para T = 25 ºC

Kw = 1 x 10-14 já que [H3O+] = [HO-] = 10-7 mol.dm-3

Como pKw = 14 e pH = 7 ; pOH = 7

Então pKw = pH + pOH

Kw = [H3O+(aq)] x [HO-(aq)]

Relação entre H3O+ e OH-,para T diferentes de 25ºC

Aumento de T

Aumento de Kw

Pelo princípio de Le Chatelier a reação de ionização da água evolui de forma a diminuir a T, ou seja, no sentido de absorver energia do exterior - reação endotérmica - sentido direto porque há

Aumento da [H3O+] e [HO-]

ENTÃO:• A reação de auto-ionização da água é endotérmica;• O pH da água diminui com a temperatura• O valor de Kw é da ordem de 10-14, valor esse muito baixo, o que mostra que a

autoprotólise da água ocorre em pequena extensão.

Ao aumentar a temperatura, diminui o pH, mas a água

permanece neutra ([H3O+] = [HO-]) , no entanto a condição

de neutralidade deixa de ser pH = 7, para temperaturas

diferentes de 25 ºC (ou seja, é neutra para pH diferente de

7)

Exercício: Qual é o valor de pH da água, à temperatura de 50ºC

pKw = - log (7,244x10-14)

pKw =13,14

pKw = pH + pOH e pH = pOH

pH = pKw/2

pH = 6,57

Kw = [H3O+] x [HO-] e [H3O+] = [HO-]

[H3O+]2 = 7,244x10-14

[H3O+] = √ 7,244x10-14

[H3O+] = 2,69x10-7 mol dm-3

pH = -log (2,69x10-7)

pH = 6,57

0u

Ácidos e bases – evolução histórica dos conceitos

A palavra ácido provém do latim “acidus”, que significa azedo.

A palavra alcali deriva do árabe “al kali”, que significa cinzas vegetais.

Robert Boyle (1627 – 1691)

Ácido Base• Sabor azedo• Corrosivos (reage com metais)• Mudam a cor do tornesol de azul para vermelho• Tornam-se menos ácidos quando reagem com bases

• Sabor amargo• Escorregadias ao tacto• Mudam a cor do tornesol de vermelho para azul• Tornam-se menos alcalinas quando combinadas com ácidos

Ácidos e bases – evolução histórica dos conceitos

Svante Arrhenius (1859 - 1927)

Associou as propriedades ácidas à presença do ião H+ , ou H3O+ , em solução e as propriedades básicas à presença do ião OH− , propondo em 1887 os seguintes conceitos:

Um ácidoé toda a substância que

em solução aquosa origina iões H+ .

Uma baseé toda a substância que

em solução aquosa liberta iões OH− .

Embora Arrhenius tivesse reconhecido correctamente que as características ácidas e básicas de uma solução se deviam à presença dos iões H+ e OH− , não conseguiu explicar:

o facto de existirem substâncias, como o amoníaco, NH3 , que, não contendo grupos OH- , se comportavam como bases. Para além disso, a sua definição de ácido ou base tinha sido pensada para o caso da água ser o solvente. Ora, existem outros solventes que potenciam as reacções ácido-base;

as reacções entre ácidos e bases em fase gasosa;

a acidez e basicidade de algumas soluções de sais:

• o carbonato de cálcio origina soluções alcalinas

• o cloreto de amónio origina soluções ácidas

Ácidos e bases – evolução histórica dos conceitos

Ácidos e bases

Teoria protónica de Brønsted-Lowry

Um ácidoÉ uma espécie química que cede

protões (H+) a uma base (dadora). Em solução aq. provoca o aumento

da concentração de H3O+

Uma baseÉ uma espécie química que recebe

protões (H+) de um ácido (aceitadora). Em solução aq. provoca o aumento

da concentração de iões OH-

Numa reacção ácido-baseOcorre a transferência de um protão (protólise) de um ácido para uma base.

Ex: HCl (aq) + H2O (l) Cl- (aq) + H3O+ (aq)

H+

O modelo de Bronsted-Lowry produziu o conceito de par conjugado ácido-base

• Pares conjugados ácido-base (espécies que diferem entre si de um protão):

HCl/ Cl - e H3O+ / H20

• Vantagens deste modelo:

• Os ácidos e bases podem ser iões ou moléculas neutras• Explica o papel da água nas reações de ácido-base• Compara força relativa de ácidos e de bases• Pode ser aplicado também a reações em fase sólida ou gasosa e a soluções

com solventes diferentes da água.

Auto-ionização da água

• A água é uma espécie química anfotérica ou anfiprótica, porque tanto se pode comportar como um ácido ou como uma base.

HCl (aq) + H2O (l) Cl- (aq) + H3O+ (aq)

H+

ácido base

NH3 (aq) + H2O (l) NH4+ (aq) + OH- (aq)

H+

ácidobase

FIM

ResolverAPSA 2