Qualidade das águas e poluição_Aspectos Físico-químicos

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CAPÍTULO 2 
 
FUNDAMENTOS DE QUÍMICA GERAL: ÁTOMOS E 
MOLÉCULAS, CÁTIONS E ÂNIONS, FORMULAÇÃO QUÍMICA, 
REAÇÕES QUÍMICAS, ESTUDO DAS SOLUÇÕES 
 
 
2.1. INTRODUÇÃO .....................................................................................................................6 
 
2.2. ÁTOMOS E MOLÉCULAS ..................................................................................................7 
 
2.3. FUNÇÕES QUÍMICAS ........................................................................................................9 
 
2.4. OXIDAÇÃO E REDUÇÃO ................................................................................................ 11 
 
2.5. FORMAS DE EXPRESSÃO DA QUANTIDADE DE SOLUTO ........................................ 14 
 
2.6. EXERCÍCIOS RESOLVIDOS – COMPOSIÇÃO QUÍMICA ............................................. 15 
 
2.7. ESTUDO DAS SOLUÇÕES AQUOSAS .......................................................................... 18 
2.7.1. Soluções verdadeiras de sólidos em líquidos ..................................................... 19 
2.7.2. Formas de expressão da concentração das soluções ........................................ 20 
2.7.3. Relações entre as diversas formas de expressão da concentração de uma 
solução ................................................................................................................. 21 
2.7.4. Exercícios resolvidos – concentração das soluções ........................................... 22 
2.7.5. Diluição e mistura de soluções de mesmo soluto ............................................... 25 
2.7.5.1. Diluição de soluções ............................................................................... 25 
2.7.5.2. Mistura de soluções ................................................................................ 26 
2.7.6. Exercícios resolvidos – diluição e mistura de soluções....................................... 27 
2.7.7. Titulação de soluções e princípio de equivalência .............................................. 36 
2.7.8. Exercícios resolvidos – titulação das soluções ................................................... 37 
 
2.8. QUESTÕES PROPOSTAS .............................................................................................. 43 
2.8.1. Composição química ........................................................................................... 43 
2.8.2. Concentração das soluções ................................................................................ 46 
2.8.3. Diluição e mistura de soluções ............................................................................ 47 
2.8.4. Titulação das soluções ........................................................................................ 48 
 
2.9. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS ................................................................................. 49 
 
 
6 
CAPÍTULO 2 
 
 
FUNDAMENTOS DE QUÍMICA GERAL: ÁTOMOS E 
MOLÉCULAS, CÁTIONS E ÂNIONS, FORMULAÇÃO QUÍMICA, 
REAÇÕES QUÍMICAS, ESTUDO DAS SOLUÇÕES 
 
 
2.1. INTRODUÇÃO 
 
Este capítulo, juntamente com os três seguintes, faz parte de um 
conjunto destinado à revisão de conceitos de química básica, que tenham aplicação 
direta nos estudos ou programas de controle da poluição das águas. São apresentados 
conceitos fundamentais associados à formulação química, como as definições de 
átomo, íon, molécula, etc. e os cálculos de peso molecular (ou massa molar), número 
de mols, equivalente grama, etc. 
Em seguida, são apresentadas as formas de expressão da concentração 
das soluções mais usualmente empregadas em saneamento e as relações entre elas. 
Estas noções são fundamentais para o preparo de reagentes utilizados nas análises 
laboratoriais ou nos processos unitários que compõem as estações de tratamento de 
água, esgotos ou de efluentes industriais. 
Posteriormente, são discutidos os conceitos de diluição e mistura de 
soluções, prevendo a realização de balanços de massa de poluentes, atividade 
cotidiana dos agentes de controle da poluição das águas, tendo em vista a necessidade 
de verificação do atendimento aos padrões de qualidade dos corpos receptores de 
efluentes, conforme previsto nas legislações estadual e federal. 
Reconhece-se que os conceitos aqui apresentados e discutidos são 
elementares, absolutamente dispensáveis aos profissionais com formação na área de 
química. No entanto, reconhece-se, por outro lado, que muitos outros profissionais, 
engenheiros, biólogos, etc., que atuam na área do controle da poluição ambiental 
carecem de, pelo menos, de uma “desoxidação” dos conceitos adquiridos há algum 
tempo e não muito bem consolidados. Por tratar-se, uma dosagem de reagente, por 
 
 
7 
exemplo, de atividade fundamental da qual depende uma sucessão de fenômenos, 
estes conceitos básicos se revestem de incalculável importância. 
Deve ser lembrado, contudo, que o objeto deste livro é o controle da 
poluição das águas, a compreensão dos fenômenos que ali ocorrem e dos parâmetros 
utilizados na interpretação da qualidade da água. Procurou-se, assim, evitar 
aprofundamentos ou entendimentos de conceitos de química em assuntos em que não 
se encontrem exemplos de aplicação direta. O objetivo destes 4 capítulos, conforme 
mencionado, não é a formação de químicos e sim apenas o de procurar auxiliar na 
viabilização de certas atividades corriqueiras de controle de poluição, por parte dos 
profissionais que necessitam de atualização dos conceitos aplicados. 
Finalmente, é de grande importância salientar que os conceitos de 
equivalente-grama, número de equivalentes e concentração normal ou normalidade 
não são mais recomendados pela IUPAC - International Union of Pure and Applied 
Chemistry. Embora tenham sido mantidos neste texto em alguns itens, dá-se 
atualmente preferência à concentração expressa em mols/litro. 
 
 
2.2. ÁTOMOS E MOLÉCULAS 
 
O átomo, estrutura fundamental dos materiais, é constituído de prótons, 
nêutrons e elétrons. Quando átomos naturais ou sintéticos, iguais ou diferentes, se 
combinam em proporções variáveis, formam-se as moléculas que caracterizam as 
substâncias químicas. 
Os prótons e os nêutrons possuem aproximadamente o mesmo peso e 
formam o núcleo do átomo. Os prótons são carregados positivamente e os nêutrons 
não possuem carga elétrica. A soma do número de prótons e nêutrons que constituem 
o núcleo de um átomo denomina-se número de massa. 
Os elétrons são muito mais leves que os prótons e os nêutrons e são 
carregados negativamente. Dispõem-se em camadas ao redor do núcleo, constituindo 
no conjunto a eletrosfera. O número máximo de camadas na eletrosfera de um átomo 
é sete. 
 
 
8 
Em seu estado normal o átomo é eletricamente neutro, sendo o número 
de prótons igual ao de elétrons. O número de prótons ou de elétrons de um átomo 
denomina-se número atômico. 
Os elementos químicos são classificados em grupos ou famílias que 
levam em consideração as similaridades entre as suas propriedades físicas e químicas. 
Na tabela periódica, os elementos são arranjados em linhas de número 
atômico crescente, de modo que sejam posicionados na mesma coluna os elementos 
que possuem o mesmo número de elétrons na última camada eletrônica. Os átomos 
interagem entre si, recebendo, cedendo ou compartilhando elétrons da última camada. 
Quando um átomo cede e outro recebe um ou mais elétrons de forma 
definitiva, caracteriza-se uma ligação iônica. Assim, os átomos passam a adquirir 
carga elétrica e passam a ser chamados de íons. O átomo que perde um ou mais 
elétrons resulta com carga elétrica positiva e é chamado de cátion, enquanto o que 
recebe passa a possuir carga elétrica negativa e é chamado de ânion. 
 
Exemplo: 
 CLORO + SÓDIO → CLORETO DE SÓDIO 
Na + Cl → Na+ + Cl- 
 Na+ : Cátion 
 Cl- : Ânion 
 
Exemplos de íons de interesse nos estudos de controle da qualidade de 
águas são:1) Cátions: 
a) FERRO: Fe+2 (íon ferroso), Fe+3 (íon férrico) 
b) MANGANÊS: Mn+2 (íon manganoso), Mn+4 (íon mangânico) 
c) METAIS ALCALINOS: Na+ (sódio), K+ (potássio) 
d) METAIS ALCALINO-TERROSOS: Ca+2 (cálcio), Mg+2 (magnésio) 
e) METAIS PESADOS: Cr+6 (cromo hexavalente), Cr+3 (cromo trivalente), 
Zn+2 (zinco), Pb+2 (chumbo), Cd+2 (cádmio), Hg+2 (íon mercúrico), Ba+2 
(bário), Cu+2 (cobre), Ni+2 (níquel), Sn+2 (estanho), Al+3 (alumínio) 
 
 
 
9 
2) Ânions: 
a) MONOVALENTES: HCO3- (bicarbonato), NO2- (nitrito), NO3- (nitrato), 
F- (fluoreto), Cl- (cloreto), OCl- (hipoclorito) , MnO4
-1 (permanganato) 
b) BIVALENTES: CO3-2 (carbonato), SO4-2 (sulfato), S-2 (sulfeto), CrO4-2 
(cromato), Cr2O7
-2 (dicromato) 
c) TRIVALENTE: PO4-3 (fosfato) 
 
Quando a ligação entre dois átomos de um mesmo não metal formam 
pares eletrônicos, tem-se a ligação covalente. É o caso da formação do nitrogênio 
gasoso (N2) a partir de dois átomos de nitrogênio (N). 
Quando os átomos interagem e permanecem ligados constituem as 
moléculas. Mas podem apenas transformarem-se em íons, isto é, adquirirem ou 
cederem elétrons e permanecerem independentes no meio, podendo formar 
aglomerados. A substância é dita molecular quando todas as ligações no agrupamento 
de átomos são covalentes. A substância é dita iônica quando o aglomerado de átomos 
tiver pelo menos uma ligação iônica ou eletrovalente. 
 
 
2.3. FUNÇÕES QUÍMICAS 
 
Chama-se função química a um conjunto de compostos que possuem 
propriedades químicas semelhantes. Na química inorgânica existem as seguintes 
principais funções químicas: ácidos, bases, sais e óxidos. 
Segundo Arrhenius, ácido é toda espécie química (molécula ou íon) 
que cede prótons (íons H+) em uma reação química, qualquer que seja o meio. 
Os ácidos são neutralizados pela adição de uma base: 
 
ÁCIDO + BASE → SAL + ÁGUA 
Exemplos: 
HCl + NaOH → NaCl + H2O 
H3PO4 + 3NaOH → Na3PO4 + 3H2O 
H2SO4 + 2NaOH → Na2SO4 + 2H2O 
 
 
10 
Os ácidos, quando reagem com metais produzem sais metálicos e 
ocorre a liberação de hidrogênio gasoso: 
 
METAL + ÁCIDO → SAL + HIDROGÊNIO GÁS 
 
Exemplos: 
Zno + 2HCl → ZnCl2 + H2 
Feo + H2SO4 → FeSO4 + H2 
 
Reagem também com óxidos metálicos produzindo sal e água: 
 
ÁCIDO + ÓXIDO METÁLICO → SAL + ÁGUA 
 
Exemplos: 
2HCl + ZnO → ZnCl2 + H2O 
H2SO4 + FeO → FeSO4 + H2O 
 
Os ácidos sofrem dissociação na água ou ionização, o que pode ser 
representado pela seguinte equação química, a título de exemplo: 
 
HCl + H2O → H3O
+ + Cl- 
 
Quando o grau de ionização, isto é, a relação entre o número de 
moléculas ionizadas e o número total de moléculas dissolvidas, é elevado, o ácido é 
chamado de ácido forte. São os casos dos ácidos clorídrico, sulfúrico e nítrico. Os 
ácidos orgânicos, como por exemplo o ácido acético, H3C-COOH, ionizam-se pouco, 
sendo portanto fracos. 
Bases, por sua vez, são compostos que possuem como ânions apenas os 
íons hidroxila (OH-). 
 
Exemplos: 
 
NaOH (hidróxido de sódio, soda caústica) 
 Ca(OH)2 (hidróxido de cálcio, cal hidratada). 
 
 
11 
As bases de metais alcalinos (NaOH, KOH, etc.) são solúveis em água, 
bem como o hidróxido de amônia (NH4OH). Os hidróxidos dos metais alcalino-
terrosos (Ca(OH)2, Mg(OH)2, etc) são pouco solúveis em água. Os hidróxidos de 
metais pesados (Pb(OH)2, Cd(OH)2, etc) também são bastante insolúveis em água, 
constituindo-se a precipitação química de metais pesados na forma de hidróxidos, 
prática comum na redução da concentração destes constituintes tóxicos de efluentes 
industriais. 
As bases de metais alcalinos, alcalino-terrosos e de alguns metais 
pesados conduzem corrente elétrica e são neutralizadas por ácidos. Ionizam-se nas 
águas sob diferentes graus. As bases de metais alcalinos e alcalinos terrosos são fortes 
e todas as demais são fracas. 
Já os sais são compostos iônicos que possuem pelo menos um cátion 
diferente do hidrogênio (H+) e pelo menos um ânion diferente da hidroxila (OH-). 
Como visto, são formados da neutralização mútua entre ácidos e bases. Apresentam 
solubilidades na água bastante variáveis, devendo-se consultar tabelas específicas para 
o conhecimento seguro. 
Quando o sal é formado por um ácido fraco ou uma base fraca, sofre 
hidrólise na água, de acordo com: 
 
SAL + ÁGUA → BASE + ÁCIDO 
Exemplo: 
AlCl3 + 3H2O → Al(OH)3 + 3HCl 
 
Óxidos são compostos binários formados por um elemento químico 
qualquer e pelo oxigênio. Os óxidos de metais são geralmente iônicos. Exemplo: 
CaO, Al2O3. Os óxidos de não-metais e semi-metais são moleculares. Exemplo: CO2, 
NO, SO2. 
 
 
2.4. OXIDAÇÃO E REDUÇÃO 
 
Nas reações anteriormente mencionadas não ocorrem modificações nos 
números de oxidação (valência) dos elementos químicos participantes. Por outro lado, 
 
 
12 
existem reações em que essas mudanças ocorrem. A oxidação consiste, 
essencialmente, no aumento do número de oxidação ou perda de elétrons, e redução 
significa redução no número de oxidação ou ganho de elétrons. Por tratar-se de um 
problema de transferência de elétrons, sempre que um elemento é oxidado, um outro é 
reduzido. Não há oxidação sem redução. A substância que contém o elemento que é 
oxidado é chamada agente redutor, uma vez que é responsável pela redução do outro 
elemento. De forma inversa, uma substância que causa aumento de valência é 
chamada agente oxidante e contém o elemento que é reduzido. 
Exemplos: 
 
Cu + 2H2SO4 → CuSO4 + SO2 + 2H2O 
      
 Nox: 0 6 2 6 4 
 
 
Elemento oxidado: Cu 
Elemento reduzido: S 
Agente oxidante: H2SO4 
Agente redutor: Cu 
 
 
H2S + I2 → S + 2H
+ + 2I- 
      
 Nox: 1 -2 0 0 -1 
 
 
Elemento oxidado: S 
Elemento reduzido: I 
Agente oxidante: I2 
Agente redutor: H2S 
 
 
2Fe+3 + H2SO3
 + H2O → 2Fe
+2 + SO4
-2 + 4H+ 
 
Elemento oxidado: S 
Elemento reduzido: Fe 
Agente oxidante: Fe+3 
Agente redutor: H2SO3 
 
 
13 
MnO4
- + 5Fe+2 + 8H+ → Mn+2 + 5Fe+3 + 4H2O 
 
Elemento oxidado: Fe 
Elemento reduzido: Mn 
Agente oxidante: MnO4
- 
Agente redutor: Fe+2 
 
Muitas são as aplicações das reações de óxido–redução empregadas no 
campo do controle da poluição das águas. Por um lado, existem análises laboratoriais 
para a quantificação de certos constituintes na água que recorrem a esta técnica e, por 
outro, existem diversos processos físico-químicos de tratamento de águas para 
abastecimento e residuárias à base de oxidação e redução. No campo das análises 
laboratoriais, são bastante conhecidas as reações de óxido–redução que ocorrem nas 
determinações de concentração de oxigênio dissolvido (OD) e demanda química de 
oxigênio (DQO). No método químico para a determinação de OD emprega-se a 
iodometria, em que o oxigênio dissolvido na água é primeiramente fixado na forma de 
óxido de manganês (MnO2), que participa da reação de óxido-redução de 
“deslocamento” de iodo. Nesta reação, enquanto o manganês se reduz de tetra para 
bivalente positivo, o iodeto (estado de oxidação –1) oxida-se à forma molecular 
(estado de oxidação zero), sendo que a quantidade de iodo molecular liberado é 
proporcional à concentração de oxigênio dissolvido da amostra. Posteriormente, o 
iodo liberado é quantificado através de nova reação de óxido – redução, em que se 
emprega o tiossulfato de sódio como titulante. Também na análise de DQO, em 
primeiro lugar a matéria orgânica presente na amostra é oxidada pelo dicromato de 
potássio, K2Cr2O7. Nesta reação, enquanto a matéria orgânica se oxida,o cromo se 
reduz de hexa para trivalente. Na parte final da análise, o excesso de dicromato não 
consumido é reduzido através de reação com sulfato ferroso amoniacal. Estas reações 
serão mostradas no capítulo referente à determinação dos níveis de concentração de 
matéria orgânica em águas. No campo do tratamento de águas e efluentes são 
inúmeras as aplicações de agentes oxidantes como cloro, ozônio, peróxido de 
hidrogênio, etc., para a oxidação de ferro, sulfeto, cianeto, fenol, dentre outros íons e 
moléculas poluentes das águas. Também processos de redução podem ser 
empregados, como é o caso da redução de cromo hexavalente à forma trivalente, antes 
 
 
14 
de sua precipitação na forma de hidróxido. Agentes redutores como o metabissulfito 
de sódio ou o sulfato ferroso são comumente empregados. 
 
 
2.5. FORMAS DE EXPRESSÃO DA QUANTIDADE DE SOLUTO 
 
Antes da proposição das formas de se expressar a concentração de uma 
solução, é necessária a revisão das seguintes definições: 
 
1) Peso molecular de um composto: é o resultado da somatória dos pesos atômicos 
dos elementos que o compõem multiplicados pelo número de vezes em que se 
apresentam na fórmula química. É expresso em gramas, relativas ao isótopo 12 
do carbono. 
Exemplo: Cálculo do peso molecular do carbonato de cálcio, CaCO3. 
Pesos atômicos: Ca: 40 g C: 12 g O: 16 g 
P.M. (CaCO3) = 40 + 12 + 3 x 16 = 100 g 
 
2) Número de mols de um composto. É a relação entre a massa do composto e seu 
peso molecular. 
Exemplo: Calcular o número de mols de CaCO3 presentes em 1,0 g do 
composto. 
n de moles
massa
peso molecular
moles = = =
10
100
0 01
.
, 
 
2) Equivalente-grama de um composto. É a relação entre seu peso molecular e o 
número “” que representa a sua “valência” ou reatividade. Os valores de  são: 
 
a) ácidos: número de hidrogênios ionizáveis 
• Ácido clorídrico: HCl  = 1 
• Ácido sulfúrico: H2SO4  = 2 
• Ácido nítrico: HNO3  = 1 
• Ácido acético: H3C-COOH  = 1 
• Ácido oxálico: H2C2O4  = 2 
 
 
 
 
 
15 
b) bases: número de hidroxilas ionizáveis 
 
• hidróxido de sódio: NaOH  = 1 
• hidróxido de cálcio: Ca(OH)2  = 2 
• hidróxido de amônia: NH4OH  = 1 
 
c) sais: valência total do cátion ou do ânion 
• cloreto de sódio: NaCl  = 1 
• cloreto de cálcio: CaCl2  = 2 
• carbonato de sódio: Na2CO3  = 2 
 
 
3) Número de equivalentes-grama de um composto. É a relação entre sua massa e 
seu equivalente grama. 
 
Exemplo: Quantos equivalentes-grama existem em 10 g de ácido sulfúrico, 
H2SO4 
n de equivalentes grama
massa
Eq grama
eq − = = =
.
, .
10
98
2
0 204
 
 
2.6. EXERCÍCIOS RESOLVIDOS – COMPOSIÇÃO QUÍMICA 
 
1) Quantos átomos grama de hidrogênio e oxigênio existem em 100 g de água? 
 
Solução: 
 
Peso Molecular (M) da água: (2x1) + (16x1) = 18 g 
Se em 18 g de água tem-se duas gramas de hidrogênio, em 100 g ter-se-á: 
(2 . 100) / 18 = 11,1 g de hidrogênio. 
 
2) Um composto apresentou em sua análise 75% de carbono e 25% de hidrogênio. 
Qual é a sua fórmula empírica? 
 
 
16 
 
 
Solução: 
 
Pode ser escrito que: 
xC + yH → CxHy 
12x y → 12x + y (pois C = 12 g e H = 1 g ) (massas atômicas) 
 
Relações de massa entre o hidrogênio e o composto formado: 
 
y ⎯ 12x + y 
25 ⎯ 100 
 
Portanto, y = 0,25 (12x + y) e portanto y = 4x. Para x = 1 , y = 4 e o 
composto é o CH4. 
 
3) Qual o peso molecular da dextrose, C6H12O6 ? 
 
Solução: 
 
Peso molecular (M) = (6x12) + (1x12) + (6x16) = 180 g 
 
4) Quais dos compostos possui a maior porcentagem de nitrogênio, Ca(NO3)2, 
Ca(CN)2 ou (NH4)2SO4 ? 
 
Solução: 
 
a) Ca(NO3)2 
 
• Peso molecular (M) = (40x1) + (14x2 ) + (16x6) = 164 g 
• % N = (14x2).100 / 164 = 17,07 % 
 
 
 
17 
b) Ca(CN)2 
 
• Peso molecular (M) = (40x1) + (12x2) + (14x2) = 92 g 
• % N = (14x2).100 / 92 = 30,4 % 
 
c) (NH4)2SO4 
 
• Peso molecular (M) = (2x14) + (8x1) + (1x32) + (4x16) = 132 g 
• % N = (2x14).100 / 132 = 21,2 % 
 
Portanto, o cianeto de cálcio apresenta o maior teor de nitrogênio. 
 
5) Calcular a massa de 1 mol de cloro, 5 mols de HCl e 10 mols de MgSO4. 
 
Solução: 
 
a) l mol Cl2 = 1x2x35,5 = 71 g 
b) 5 mols HCl = 5x(1 + 35,5) = 182,5 g 
c) 10 mols MgSO4 = 10x(24 + 32 + 16x4) = 1200 g 
 
 
6) Calcular a porcentagem de CaO encontrada no CaCO3. 
 
Solução: 
 
a) Peso molecular do CaCO3 = (40 + 12 + 3x16) = 100 g 
b) Peso molecular do CaO = 40 + 16 = 56 g 
c) % CaO = 100 x (56 / 100) = 56% 
 
7) Uma galvanoplastia produz efluentes líquidos com as seguintes características: 
 
Vazão: 20 m3/d 
Cobre: 5 mg/L 
Níquel: 10 mg/L 
Zinco: 12mg/L 
 
 
18 
Quantos equivalentes iônicos de metais pesados são descarregados por dia? 
 
Solução: 
 
a) Cálculo dos equivalentes grama: 
 
ECu+2 = 58 / 2 = 29 g 
ENi+2 = 56 / 2 = 28 g 
EZn+2 = 60 / 2 = 30 g 
 
b) Cálculo das concentrações normais: 
 
N = C / E 
 
Cobre: N = 0,005 g/L / 29 g = 1,72.10-4 eq / L = 0,172 meq / L 
Níquel: N = 0,010 g/L / 28 g = 3,57.10-4 eq / L = 0,357 meq / L 
Zinco: N = 0,012 g/L / 30 g = 4,00.10-4 eq / L = 0,400 meq /L 
 
c) Cálculo do número total de mili-equivalentes metálicos presentes no 
efluente: 
 
Total = 0,172 + 0,357 + 0,400 = 0,929 meq / L 
 
d) Cálculo do número de equivalentes descarregados por dia: 
 
0,929 meq / L x 20.000 L / dia = 18.580 meq / dia ou 18,58 eq / dia 
 
 
2.7. ESTUDO DAS SOLUÇÕES AQUOSAS 
 
Os estudos de caracterização da qualidade das águas normalmente 
envolvem o conhecimento dos graus em que as substâncias encontram-se 
 
 
19 
disseminadas nas massas líquidas e das formas de expressão das suas proporções 
quantitativas. 
Nas determinações laboratoriais, por exemplo, há a necessidade do 
preparo de reagentes em concentrações pré-estabelecidas, de proceder-se a diluições e 
misturas e de se valer dos princípios da estequiometria para o conhecimento final de 
certas propriedades de uma amostra de água. Estes problemas podem ser extrapolados 
para situações em escala ampliada, como por exemplo as dosagens de soluções 
durante o tratamento de águas para abastecimento e residuárias. Outro uso clássico 
dos conceitos aqui apresentados refere-se ao cálculo dos efeitos de lançamento de 
despejos sobre os corpos receptores, objetivando a observação do atendimento aos 
padrões de qualidade destes. 
 
 
2.7.1. Soluções verdadeiras de sólidos em líquidos 
 
As soluções verdadeiras são aquelas em que uma substância (soluto) 
encontra-se disseminada na fase líquida (solvente), formando um sistema homogêneo 
e unifásico. 
Os diversos tipos de partículas que se encontram na água podem ser 
classificados de acordo com seus tamanhos, dos quais resultam propriedades 
importantes sob o ponto de vista do tratamento de água. Na Figura 2.1. apresenta-se o 
esquema geral de classificação do sistema de partículas. 
 
Figura 2.1. Classificação e faixas de tamanho das 
partículas presentes na água. 
 
 
20 
Nas soluções verdadeiras, a fase sólida é constituída de íons ou 
moléculas muito pequenas, inferiores a 1nm. São praticamente cargas elétricas 
dispersas no meio, uma vez que a relação área superficial/volume é muito elevada. 
No tratamento de águas para abastecimento, as partículas em solução 
verdadeira (dissolvidas) são as mais difíceis de serem separadas. Contaminantes 
químicos como metais pesados e pesticidas não são removidos no tratamento 
convencional utilizado pelos municípios. Para a remoção destes sólidos dissolvidos na 
água são necessários processos à base de troca-iônica, osmose reversa, ultrafiltração, 
entre outros, que são muito sofisticados e caros, inviabilizando o uso da água 
quimicamente contaminada para uso público. A eliminação desses resíduos deve ser 
feita prioritariamentena fonte (indústrias), isto é, durante a fase de tratamento de água 
residuária industrial, antes de sofrer diluição no corpo receptor. 
Já as partículas presentes em estado coloidal apresentam maior 
facilidade na remoção do que as anteriores, representando o limite da capacidade das 
estações de tratamento de águas municipais. Este estado coloidal é formado por 
partículas resultantes da decomposição de vegetais e das descargas de certos efluentes 
industriais. Apresentam também relações área superficial/volume elevadas e 
manifestam cargas elétricas superficiais que originam campos eletrostáticos ao redor 
das partículas. Esta estabilidade das partículas coloidais na água pode, no entanto, ser 
reduzida mediante a introdução de coagulantes e produtos auxiliares, na fase inicial do 
tratamento da água. 
No outro extremo da classificação do sistema de partículas encontram-
se os sólidos em suspensão. São partículas de diâmetros superiores a 100 mµ, 
removíveis por sedimentação simples. 
 
 
2.7.2. Formas de expressão da concentração das soluções 
 
Existem diversas formas de se expressar as proporções entre soluto e 
solvente e soluto e solução. A transformação de uma forma em outra consiste em 
necessidade constante nos problemas relativos às dosagens de soluções. 
 
 
 
21 
1) Concentração “propriamente dita”, C: é a relação entre a massa do soluto e o 
volume da solução. Unidades: mg/L, g/L, kg/m³ 
2) Concentração molar ou “molaridade”, M: É a relação entre o número de mols 
do soluto e o volume da solução. Unidade: mol/L = “molar” 
3) Concentração normal ou “normalidade”, N: É a relação entre o número de 
equivalentes-grama do soluto e o volume da solução. Unidades: eq/L = 
“normal” ou meq/L (milésimos de equivalentes por litro). 
4) Título ou porcentagem em peso,  : É a relação entre a massa do soluto e a 
massa da solução, expressa em porcentagem. 
 
 
2.7.3. Relações entre as diversas formas de expressão da 
concentração de uma solução 
 
Pode ser facilmente demonstrado, a partir das definições de número de 
moles e de número de equivalentes-grama que: 
 
C(mg/L) = M(moles/L) x (P.M.)soluto(mg) 
e que: 
C(mg/L) = N(equiv./L) x Egsoluto(mg) 
 
São comuns também as expressões de concentrações de partículas na 
água através de “partes por milhão” (ppm) e “partes por bilhão” (ppb). Deve ser 
lembrado que estas expressões são relações massa/massa e quando se estabelecem 
equivalências entre mg/L e ppm, levam-se em consideração que a densidade da 
solução “água” é igual a 1, o que é bastante razoável. 
Definindo-se densidade de uma solução como sendo a relação entre 
sua massa e seu volume, pode-se estabelecer as correspondências entre o título da 
solução e as demais formas de expressão, que relacionam as quantidades de soluto 
com os volumes de solução. Pode ser escrito que: 
 
C =  . d 
 100 
onde: 
 
 
22 
C é a concentração em g/L ou mg/L; 
 é o título da solução em %; 
d é a densidade da solução; g/mL, mg/L, etc... 
 
Esta relação é útil, por exemplo, para o preparo de soluções ácidas. 
Nos rótulos dos ácidos p.a., aparecem as seguintes inscrições: 
 
Ácido Sulfúrico : H2SO4 p.a., densidade: 1,84g/mL, título: 96,5 - 98% 
Ácido Clorídrico: HCl p.a., densidade: 1,19 g/mL, título: 36 - 38% 
Ácido Nítrico: HNO3 p.a., densidade: 1,40 g/mL, título: 65% 
 
Para se saber a correspondência em g/L de uma solução, por exemplo, 
de ácido clorídrico a 37%, tem-se: 
 
C
x
g mL ou g L= =
37 119
100
0 44 440
.
, / / 
A concentração normal correspondente será de: 
 
 N
g L
N=
+
=
440
35 5 1
1
12
/
( , )
 
 
 
2.7.4. Exercícios resolvidos – concentração das soluções 
 
1) Dissolveu-se 3 g de ácido acético, H3C – COOH, em 2,0 L de água. Qual a 
concentração da solução resultante em mg/L, molar e normal? 
 
Solução: 
 
a) Concentração em mg/L: 
 
C = m1 / V3 
 
 
23 
onde: 
C = Concentração da solução, em mg/L 
m1 = massa do soluto. m1 = 3 g = 3.000 mg 
V3 = Volume da solução, em L. V3 = 2,0 L 
C = 3.000 / 2,0 = 1.500 mg/L 
 
b) Concentração molar: 
 
• Peso molecular do ácido acético (M1): 
M1 = (4x1) + (12x2) + (16x2) = 60 g 
• Número de mols (n1) presentes em 3 g do ácido: 
n1 = m1 / M1 = 3,0 / 60 = 0,05 mols 
• Concentração Molar (M): 
M = n1 / V3 = 0,05 / 2 = 0,025 mols / L = 0,025 M 
 
c) Concentração normal: 
 
• Equivalente grama do ácido acético (E1): 
E1 = M1 / v 
V = 1 (número de hidrogênios ionizáveis) 
E1 = 60 / 1 = 60 g 
• Número de equivalentes grama (ne1) em 3 g do ácido: 
ne1 = m1 / E1 = 3 / 60 = 0,05 eq. 
• Concentração normal (N): 
N = ne1 / V3 = 0,05 / 2,0 = 0,025 N 
 
Nota: quando v = 1, o peso molecular do soluto é igual ao seu equivalente 
grama e o valor da concentração molar coincide com o da concentração 
normal. 
 
2) Qual é a massa de carbonato de sódio, Na2CO3, necessária para o preparo de 
500 mL de solução 0,02 N? 
 
 
 
24 
Solução: 
 
a) Peso molecular do composto (M1): 
M1 = (23x2) + (12x1) + (16x3) = 106 g 
 
b) Equivalente grama (E1): 
E1 = M1 / v , onde v = 2. Portanto: E1 = 106 / 2 = 53 g 
 
c) Concentração da solução (C ): 
C = N x E1. Portanto, C = 0,02 x 53 = 1,06 g /L ou 1060 mg / L 
 
d) Cálculo da massa (m1): 
C = m1 / V3. Portanto, m1 = C x V3. Mas V3 = 500 mL = 0,5 L. 
Portanto, m1 = 1060 x 0,5 = 530 mg 
 
Nota: O Carbonato de Sódio é um padrão primário utilizado na 
padronização de ácidos. 
 
3) Calcular a concentração em g / L, molar e normal de uma solução de ácido 
sulfúrico, H2SO4, cujo título é  = 96 % e cuja densidade é d = 1,84 g / mL. 
 
Solução: 
 
a) Concentração (C), em g / L: 
C = ( x d) / 100 
C = ( 96 x 1,84 ) / 100 = 1,766 g / mL = 1766 g / L 
 
b) Concentração molar ( M ): 
• Peso molecular do ácido (M1): 
M1 = ( 2x1 ) + ( 32x1) + ( 16x4 ) = 98 g 
• Concentração molar (M): 
M = C / M1 = 1766 / 98 = 18 M 
 
 
 
25 
c) Concentração normal (N): 
 
• Equivalente grama do ácido: 
E1 = M1 / v = 98 / 2 = 49 g 
 
• Concentração normal: 
N = C / E1 = 1766 / 49 = 36 N 
 
 
2.7.5. Diluição e mistura de soluções de mesmo soluto 
 
Estes conceitos são importantes, tanto para o preparo de reagentes em 
laboratório, como para estudos ambientais, como, por exemplo, a determinação das 
características de um rio ou lago após sofrer as descargas de esgotos, ou das águas de 
um córrego poluído, visando o atendimento aos seus padrões de qualidade. 
 
 
2.7.5.1. Diluição de soluções 
 
Este procedimento é importante em laboratório para o preparo de 
soluções padrão (diluídas) a partir de soluções estoque (concentradas), utilizadas em 
operações analíticas como titulações, ou em determinações instrumentais como as 
espectrofotométricas ou cromatográficas. 
A diluição de uma solução é feita utilizando-se, basicamente, um balão 
volumétrico de volume igual ao da solução diluída desejada. O volume da solução 
estoque a ser transferido para o balão é calculado, devendo-se escolher uma pipeta de 
volume compatível. Após esta operação, basta completar o volume útil do balão com 
água destilada ou deionizada, dependendo do caso. 
O princípio fundamental da diluição é o de que a quantidade de soluto 
da solução estoque (pipeta), expressa em massa, número de moles ou de equivalentes-
grama, é a mesma da solução diluída (balão volumétrico). Assim, recorrendo-se às 
definições de concentração, molaridade e normalidade, podem ser deduzidas as 
seguintes expressões que são utilizadas nos cálculos de diluições: 
 
 
 
26 
CA.VA = CB.VB 
MA.VA = MB.VB 
NA.VA = NB.VB 
 
onde: 
índice A: solução estoque 
índice B: solução diluída 
C: concentração da solução em mg/L ou g/L 
N: normalidade da solução 
M: molaridade da solução 
 
 
2.7.5.2. Mistura de soluções 
 
O princípio básico da mistura é que a quantidade de soluto da solução 
final é igual à soma das quantidades de soluto das soluçõesiniciais. Expressando-se a 
quantidade do soluto em massa, por exemplo, pode ser escrito que: 
 
M
A A B B
A B
C
C V C V
V V
onde=
+
+
, : 
índices A e B: soluções iniciais 
índice M: solução final (mistura) 
C: concentração em mg/L ou g/L 
 
Generalizando-se para a mistura de n soluções de mesmo soluto, 
temos: 
M
i
i
n
i
i
i
nC
CV
V
=
=
=


1
1
 
 
Existem várias aplicações do conceito de mistura em estudo de 
qualidade das águas, como as dosagens de produtos químicos em ETAs ou cálculo 
dos efeitos do lançamento de esgotos sanitários e efluentes industriais nos corpos 
 
 
27 
receptores. Nestes casos, tratam-se de misturas contínuas e para o cálculo da 
concentração final, os volumes devem ser substituídos por vazões. Assim, tem-se: 
 
M
i
i
n
i
i
i
nC
C Q
Q
=
=
=


1
1
 
 
Isto porque, na realidade, o cálculo de uma mistura é um balanço 
pontual de massa. Este balanço deve incluir as descargas (massa por unidade de 
tempo) dos diversos constituintes considerados à entrada e à saída do ponto de 
mistura. O produto entre vazão e concentração representa este fluxo de massa por 
unidade de tempo. 
 
 
2.7.6. Exercícios resolvidos – diluição e mistura de soluções 
 
1) Em uma casa de química de uma estação de tratamento de água, deseja-se dosar 
cal hidratada, Ca(OH)2, de forma a resultar em uma concentração de 20 mg/L na 
água. A estação trata 200 L/s de água. Qual o volume necessário de tanques de 
preparo e qual a capacidade do sistema de dosagem? 
 
Solução: 
 
a) Concentração da suspensão da Ca(OH)2 no tanque de preparo: 
Será considerado o preparo da suspensão com  = 20%. 
A densidade da suspensão é d = 1,2 g/mL. A concentração resultante será de: 
 
C = ( x d ) / 100 = 0,20 x 1,2 = 2,4 g/mL = 240 000 mg/L 
 
b) Cálculo da vazão necessária da suspensão: 
Pelo princípio da mistura: 
Q1C1 + Q2C2 = (Q1 + Q2).C3, 
 
 
 
28 
onde: 
Q1 - vazão de água da ETA = 200 L/s 
C1 = Concentração de Ca(OH)2 na água bruta C1 = 0 
Q2 = Vazão necessária de suspensão de Ca(OH)2 
C2 = Concentração da suspensão de Ca(OH)2 = 240.000 mg/L 
C3 = Dosagem de Ca(OH)2 = 20 mg/L 
 
 200 x 0 + Q2 x 240.000 = (200 + Q2) x 20 
 Q2 = 0,0167 L/s ou 1,0 L/min 
 
c) Volume útil dos tanques de preparo: 
Considerando-se o emprego de dois tanques de preparo operando 
alternadamente a cada 24 horas, o volume de cada tanque será: 
 
V = 0,0167 L/s x 86400 s/dia = 1443 L ou 1,443 m3 
 
Comentário: O volume útil do tanque, na prática, deverá ser acrescido de 10% 
para o acúmulo de insolúveis. O dosador de suspensão de cal normalmente 
empregado é o rotativo de canecas. Fazem parte ainda do projeto do tanque: o 
material a ser utilizado, o equipamento de mistura, o cocho de dissolução da 
cal hidratada, as tubulações e acessórios, etc. 
 
 
2) Um córrego poluído de vazão igual a 5 L/s, DBO igual a 50 mg/L, concentração 
de oxigênio dissolvido igual a 2 mg/L e temperatura de 26C, descarrega suas 
águas em rio de vazão igual a 45 L/s, DBO igual a 5 mg/L, oxigênio dissolvido 
igual a 6,5 mg/L e temperatura de 20C. Supondo-se que a 50m a jusante a 
mistura já tenha sido completada, quais as características das águas do rio nesse 
ponto? 
 
 
 
29 
Solução: 
 
a) Cálculo da DBO da mistura: 
 
DBOmistura = Qrio x DBOrio + Qcór. x DBOcór. 
 Qrio + Qcór. 
 
DBOmistura = 45 x 5 + 5 x 50 = 9,5 mg/L 
 45 + 5 
 
b) Cálculo do oxigênio dissolvido da mistura: 
 
O.D.mistura = Qrio x O.D.rio + Qcór. x O.D.cór. = 6,05 mg/L 
 Qrio + Qcór. 
 
c) Cálculo da temperatura da mistura: 
 
Tmistura = Qrio x Trio + Qcór. x Tcór. = 20,6 °C 
 Qrio + Qcór. 
 
3) Em uma cidade, são reservadas para o abastecimento público conjuntamente águas 
de três procedências: 
 
a) Estação de Tratamento de Água: vazão: 20L/s 
pH : 8,0 
b) Poço Artesiano: vazão: 5L/s 
pH : 9,0 
c) Fonte com Cloração: vazão: 5L/s 
pH : 6,0 
 
Calcular o valor do pH das águas distribuídas. 
 
 
 
30 
Solução: 
 
Considerando-se o conceito de pH, a ser definido posteriormente: pH = - log [H+], 
pode ser calculada a concentração hidrogeniônica [H+] = 10-pH da mistura, através 
de: 
 
[H+]MIST = QETA x [H
+]ETA + Qpoço x [H
+]poço + Qfonte x [H
+]fonte . 
 QETA + Qpoço + Qfonte 
 
[H+]MIST = 20 x 10
-8 + 5 x 10-9 + 5 x 10-6 = 1,735 x 10-6 
 20 + 5 + 5 
 
(pH)MIST = - log(1,735 x 10
-6) = 6,76 
 
4) Delinear o procedimento para se determinar a vazão de um rio em um ponto de 
difícil acesso para a medição direta, através do lançamento de uma solução de 
cloreto de sódio. 
 
Solução: 
 
Deverá ser preparada a solução de cloreto de sódio concentrada (salmoura) e 
lançada continuamente nas águas do rio. Conhecendo-se a vazão de lançamento da 
solução e sua concentração e medindo-se as concentrações de cloreto nas águas do 
rio antes do ponto de lançamento e após a ocorrência da mistura completa, pode-
se calcular a vazão do rio através de: 
 Q1C1 + Q2C2 = (Q1 + Q2).C3, 
onde: 
Q1 = Vazão do rio, a ser determinada 
C1 = Concentração de cloretos nas águas do rio, a montante do ponto de 
lançamento em mgCl-/L 
Q2 = Vazão da solução concentrada de NaCl 
C2 = Concentração da solução de NaCl, em mg Cl
-/L 
 
 
31 
C3 = Concentração de cloretos nas águas do rio, a jusante do ponto de lançamento, 
em mgCl-/L 
Nota: Esta técnica foi substituída pelo uso de traçadores radioativos, que podem 
ser detectados em concentrações bem mais baixas. 
 
5) Os efluentes líquidos de uma indústria de celulose apresentam as seguintes 
características: 
 
a) Vazão média: 1800 m3/h = 0,5 m3/s 
b) Demanda Bioquímica de Oxigênio DBO5,20C = 300 mg/L 
c) Cor: 2.000 mg/L (Pt) 
d) Temperatura: 60C 
e) Oxigênio Dissolvido: 0 mg/L 
f) pH = 4,5 
 
Estes efluentes serão descarregados em um rio classe II, que apresenta as 
seguintes características: 
 
a) Vazão mínima: 100 m3/s 
b) Demanda Bioquímica de Oxigênio DBO5,20C: 4 mg/L 
c) Cor: 15 mg/L Pt 
d) Temperatura: 22C 
e) Oxigênio Dissolvido: 5,5 mg/L 
f) pH: 7,0 
 
Exigências para o lançamento: 
 
a) Padrões de emissão: 
• DBO5,20C: inferior a 60 mg/L ou 80% de remoção 
• Temperatura: inferior a 40C, elevação inferior à 3C 
• pH: entre 5,0 e 9,0 
 
 
 
32 
b) Padrões das águas classe II: 
• DBO5,20C: inferior à 5,0 mg/L 
• Cor: inferior à 75 mg/L 
• Oxigênio Dissolvido: superior a 5,0 mg/L 
• pH: entre 6 e 8 
 
Determinar os graus de tratamento necessários para que o lançamento seja 
permitido. 
 
Solução: 
 
a) Verificação dos padrões de emissão: 
• DBO5,20C 
Para a obtenção de uma DBO5,20C inferior à 60mg/L, a eficiência necessária 
de tratamento será E = (300 – 60) x 100 / 300 = 80%. 
 
Normalmente são empregados processos biológicos aeróbios como os sistemas 
de lodos ativados e lagoas aeradas mecanicamente seguidas de lagoas de 
decantação para o tratamento, resultando em eficiências na remoção de DBO 
superiores a 90%. 
 
• Temperatura 
Para que a elevação de temperatura das águas do rio (T) não seja superior à 
3C, a temperatura máxima dos efluentes industriais poderá ser calculada 
através de: 
 T RIO x QRIO + TEFL x QEFL . - TRIO 
 QRIO + QEFL 
 
T = Elevação máxima, 3C 
TRIO: Temperatura das águas do rio à montante do lançamento 
QRIO: Vazão mínima do rio 
TEFL: Temperatura dos efluentes industriais 
QEFL: Vazão média dos efluentes industriais (1.800m
3/h=0,5m3/s) 
T = 
 
 
33 
3 = 22 x 100 + TEFL x 0,5 . - 22 
 100 + 0,5 
 
 TEFL = 625C 
Portanto, para atender ao requisito de elevação máxima de temperatura no rio 
após o lançamento, o efluente teve que ter uma temperatura máxima de 625ºC, 
o que não ocorre. Entretanto, a temperatura máxima dos efluentes industriais 
não poderá ser superior a 40C, para atendimento ao padrão de emissão. O 
própriotratamento biológico exige temperaturas inferiores a 40C para 
facilitar a dissolução do oxigênio na água. 
 
• pH 
O pH dos efluentes não atende aos padrões de emissão, mas o tratamento 
biológico por si só exige pH próximo a 7,0. 
 
b) Verificação dos requisitos da Classe II: 
 
• DBO5,20C 
Para que a DBO das águas do rio não ultrapasse 5mg/L, a DBO máxima dos 
efluentes industriais pode ser calculada através de: 
 
QRIO x DBORIO + QEFL x QEFL= (QRIO + QEFL) x DBOCLASSE 2 
onde: 
QRIO = vazão mínima do rio = 100m
3/s 
DBORIO=DBO5,20 das águas do rio à montante do lançamento=4mg/L 
QEFL = vazão média dos efluentes industriais = 0,5m
3/s 
DBOEFL = DBO5,20C máxima dos efluentes industriais 
DBOCLASSEII = DBO5,20C máxima permitida para rio classe (5mg/L) 
 
Assim: 
100 x 4 + 0,5 x DBOEFL = (100 + 0,5) x 5 
 DBOEFL = 205 mg/L 
 
 
 
34 
Portanto a eficiência necessária será de 80%, para atender ao padrão de 
emissão. 
• Cor 
Para que a cor das águas do rio não ultrapasse a 75 mg/L, a cor máxima dos 
efluentes industriais pode ser calculada através de: 
 
 QRIO x CORRIO + QEFL x COR EFL= (QRIO + QEFL) x CORCLASSEII 
onde: 
QRIO = vazão mínima do rio: 100 m
3/s 
CORRIO = cor das águas do rio, a montante do ponto de lançamento: 15 mg/L 
Pt 
QEFL = vazão média dos efluentes industriais 0,5 m
3/s 
COREFL = cor máxima a ser apresentada pelos efluentes industriais 
CORCLASSEII = cor máxima permitida para as águas de Classe II (75 mg/L) 
 
Assim: 
100 x 15 + 0,5 x COREFL = (100 + 0,5) x 75 
 COREFL = 12075 mg/L 
 
Lançando-se os efluentes com cor = 2000 mg Pt/L, a cor da mistura será: 
 
CORMIST = (100 x 15 + 0,5 x 2000) / 100,5 = 15,9 mg/L 
 
• Oxigênio Dissolvido 
Para que a concentração de oxigênio dissolvido nas águas do rio não seja 
inferior a 5,0 mg/L, a concentração mínima de oxigênio dissolvido nos 
efluentes industriais pode ser calculada através de: 
 
QRIO x ODRIO + QEFL x ODEFL = (QRIO + QEFL) x ODCLASSEII 
onde: 
QRIO = vazão mínima do rio = 10 m
3/s 
ODRIO: oxigênio dissolvido nas águas do rio à montante do ponto de 
lançamento (5,5 mg/L) 
 
 
35 
QEFL : vazão média dos efluentes industriais (0,5 m
3/s) 
ODEFL = oxigênio dissolvido mínimo nos efluentes industriais 
ODCLASSEII = oxigênio dissolvido mínimo para rios Classe II 
 
Assim: 
100 x 5,5 + 0,5 x ODEFL = (100 + 0,5) x 5 
 ODEFL = -95 (impossível) 
 
Lançando-se os efluentes com OD = 0, o OD da mistura será: 
 
ODMIST = (100 x 5,5 + 0 ) / 100,5 = 5,47 mg/L 
 
No entanto os efluentes dos sistemas de tratamento aeróbios apresentam O.D. 
na faixa de 1 a 2 mg/L, pelo menos. 
Para que o pH das águas do rio não caia abaixo de 6, o pH mínimo dos 
efluentes industriais (pHEFL) pode ser calculado através de: 
 
QRIO[H
+]RIO + QEFL[H
+]EFL = (QRIO + QEFL) x [H
+]CLASSE II 
 
Assim: 
100 x 10-7 + 0,5 x [H+]EFL = (100 + 0,5) x 10
-6 
 [H+]EFL = 18 x 10
-4  pHEFL = 3,74 
 
Lançando-se os efluentes com pH = 4,5, após a mistura teremos: 
 
[H+]MIST = ( 100 x 10
-7 + 0,5 x 10-4,5 ) / 1100,5 = 2,57 x 10-7  pHMIST = 6,59 
 
No entanto, para o próprio processo biológico de tratamento é necessária a 
neutralização da acidez dos despejos. 
 
 
 
 
36 
2.7.7. Titulação de soluções e princípio de equivalência 
 
A titulação é uma operação bastante utilizada nas análises da qualidade 
química das águas. Além do uso na padronização de reagentes, diversos parâmetros 
podem ser determinados através de titulação tais como acidez e alcalinidade (titulação 
de neutralização ácido-base), dureza (titulação de complexação) e oxigênio dissolvido 
(titulação de óxido-redução). 
As análises através de titulação são muito úteis em pequenos 
laboratórios onde o uso de instrumentação mais sofisticada não é possível. 
O princípio fundamental da titulometria é o de que o número de 
equivalentes-grama do soluto transferidos da solução titulante é igual ao número de 
equivalentes-grama do soluto da solução problema (amostra). Isto porque as reações 
se processam de equivalente para equivalente. Deste princípio decorre a equação 
fundamental da titulometria: 
NA . VA = NB . VB 
onde: 
NA = Concentração normal da solução problema 
VA = Volume utilizado da solução problema 
NB = Concentração normal da solução titulante 
VB = Volume gasto da solução titulante 
 
A titulação é realizada transferindo-se para um frasco Erlenmeyer certo 
volume da solução a ser padronizada. A solução titulante é transferida através de 
Becker e funil para uma bureta. A reação se desenvolve dispensando-se 
gradativamente o conteúdo da bureta no Erlenmeyer, sob mistura manual ou 
eletromagnética. O ponto final da reação (ponto de equivalência) é evidenciado 
mediante o emprego da solução indicadora adequada que altera sua coloração ou 
forma precipitado quando a reação se completa, sem interferir em seu curso. Pode 
também ser indicado por instrumentos tais como potenciômetros, como é o caso das 
titulações de neutralização ácido-base controladas através de pHmetros. 
 
 
 
37 
2.7.8. Exercícios resolvidos – titulação das soluções 
 
1) Delinear o procedimento completo para a determinação da acidez de uma amostra 
de água através de titulação com solução de NaOH 0,02 N. 
 
Solução: 
 
a) Preparo da solução estoque de NaOH 
Será considerado o preparo de 1 litro de solução estoque a 0,15N. Esta 
solução poderá ser utilizada também para outras análises. 
 
• Massa de NaOH a ser pesada: 
 
N = 0,15 N 
V = 1 L 
C = N. Eq. gSOLUTO = 0,15 x (23 + 16 + 1) / 1 = 6 g/L 
 
Portanto deverão ser pesadas 6g de NaOH. 
 
• Procedimento: 
O hidróxido de sódio deverá ser pesado em balança analítica e pré-
dissolvido em água desionizada utilizando-se um Becker e um bastão de 
vidro. Em seguida deverá ser transferida para um balão volumétrico de 1 
litro que terá seu volume completado com água deionizada. Após a 
homogeneização, a solução deverá ser transferida para um frasco de 
reagentes de 1 litro, devidamente etiquetado. 
 
b) Preparo da solução de NaOH 0,02N 
 
• Diluição da solução de NaOH 0,15N: 
A solução preparada deverá ser diluida para aproximadamente 0,02 N, que 
será utilizada na análise. O cálculo do volume necessário da solução de 
 
 
38 
NaOH 0,15N, para o preparo de solução aproximadamente 0,02N será, 
adotando um volume de solução a ser preparada de 500 ml: 
NA.VA = NBVB 
0,15 x VA = 0,02 x 500 mL 
VA = (0,02 x 500) / 0,15 = 66,7 mL 
 
O procedimento será: 67mL da solução 0,15N deverão ser pipetados no 
balão volumétrico de 500mL que terá seu volume completado com água 
desionizada. A solução preparada deverá ser em seguida padronizada antes 
do uso na análise da amostra de água. 
 
• Preparo da solução de ácido oxálico 0,02 N: 
O ácido oxálico é um padrão primário normalmente utilizado na 
padronização de bases. Apresenta-se no estado sólido. Fórmula química: 
C2O4H2.2H2O (peso molecular = 126g; equivalente-grama = 63g). 
Adotando-se um volume de solução de ácido oxálico 0,02N a ser preparada 
de 1000 mL, a massa de ácido oxálico a ser dissolvida será: 
C = N.Eq.g C = 0,02 x 63 = 1,26 g/L, 
Como será preparado 1L de solução, a massa a ser pesada é de 1,26g. 
Procedimento: O ácido oxálico deverá ser pesado em balança analítica e pré-
dissolvido em água desionizada utilizando-se um Becker e bastão de vidro. 
Em seguida deverá ser transferido para o balão volumétrico de 1000 mL, 
utilizando-se funil. O balão deverá ter o seu volume completado com água 
desionizada, sob agitação. A solução preparada deverá ser transferida para o 
frasco de reagentes etiquetado. 
 
• Padronização da solução de NaOH aproximadamente 0,02N: 
A padronização será através da titulação da solução de NaOH ~ 0,02N: 2,5 
mL da solução de NaOH a ser titulada deverão ser transferidos para o 
erlenmeyer, conjuntamente com a solução indicadora (fenolftaleína em 
álcool). A bureta deverá ser preenchidacom a solução de ácido oxálico 
0,02N. O ponto final de reação é indicado pelo desaparecimento da 
coloração rosa da solução no Erlenmeyer. O volume gasto de solução de 
 
 
39 
ácido oxálico deverá ser anotado e a normalidade real calculada através de 
NA = (NB x VB) / VA. A solução de NaOH padronizada deverá ser transferida 
para o frasco de reagente etiquetado com o valor da normalidade calculada. 
 
c) Determinação da acidez da amostra de água 
Será visto posteriormente que a acidez da água é sua capacidade de neutralizar 
uma base forte, devido à presença de gás carbônico dissolvido, ácidos 
orgânicos (ex: ácido acético), ácidos minerais (ex: ácidos clorídrico, sulfúrico 
e nítrico). A determinação da acidez da água é feita titulando-se a amostra com 
solução de NaOH 0,02N. A fenolftaleína pode ser usada como solução 
indicadora para a obtenção da acidez total e o alaranjado de metila para a 
determinação da acidez devida a ácidos fortes. 
A titulação deve ser desenvolvida da mesma forma que as anteriores, 
calculando-se a normalidade da amostra através de NA = (NB x VB) / VA. Para 
se expressar os resultados de acidez em mg/L, há a necessidade de se definir 
um soluto de referência para o uso de seu equivalente-grama para o cálculo da 
concentração de ácidos em mg/L. Isto porque a acidez da água é provocada 
por uma mistura desconhecida de solutos. O soluto de referência utilizado é o 
carbonato de cálcio, CaCO3, que tem equivalente-grama igual à 50g ou 
50.000mg (peso molecular igual a 100g). Deve ficar claro que apesar de o 
resultado da acidez da água ser expresso em mg/L de CaCO3, isto não 
significa que seja este o composto produtor da acidez, o que, neste caso, nem 
seria possível. 
Quando se tem a solução de NaOH exatamente 0,02N e se utilizam 100 mL da 
amostra de água, a acidez pode ser calculada através de: 
 
Acidez (mg/L CaCO3) = 0,02 x VGASTO NaOH x 50 000 = 10 x VGASTO NaOH 
 100 
 
Ou seja, para o cálculo da acidez em mg/L de CaCO3, basta multiplicar o valor 
lido na bureta por dez. 
 
 
 
40 
2) Em um acidente, 200 litros de ácido sulfúrico concentrado, H2SO4 18M, foram 
descarregados em um lago de 1.7x107 litros de volume, cujas águas apresentavam 
pH igual a 7,0. Sabendo-se que os peixes do lago sobrevivem apenas em águas 
com pH > 5, verificar se ocorrerá mortandade de peixes. Em caso afirmativo, 
determinar a massa de cal virgem necessária para que as águas do lago retornem 
às condições anteriores. 
 
Obs: H2SO4  2H
+ + SO4
-2 
 18M 36M 
 
a) Cálculo do novo pH das águas do lago: 
 
 
   
+
+ +
=
+
+
H
V H V H
V VMIST
LAGO LAGO
LAGO
H SO H SO
H SO
.
2 4
2 4
2 4
 
 
[H+]MIST = 1,7 x 10
7 x 10-7 + 200 x 36 
 1,7 x 107 + 200 
 
[H+]MIST = 4,0 x 10
-4  pHMIST = 4,0 
 
b) Cálculo da massa necessária de CaO: 
 
CaO + H2SO4 → CaSO4 + H2O 
56g  98g 
m (H2SO4) = 18 moles/L x 200L x 98 g/mol = 352800g = 352,8 kg 
mCaO = 352,8 x 56 / 98 = 201,6 kg 
 
3) Um curso de água tem um espelho de largura média igual a 2m. Neste curso de 
água é lançada através de uma indústria de refrigerantes, uma vazão de 1L/s de 
uma solução de soda cáustica de concentração igual a 40g/L. Na seção do 
lançamento o rio apresenta uma vazão de 155 L/s e um nível de concentração de 
CO2 de 5 mg/L. Se admitirmos que a taxa de reintrodução de CO2 a jusante do 
lançamento é de 2 mg/s.m2 de espelho, pergunta-se: 
 
 
41 
a) A que distância toda a soda estará neutralizada? 
b) Qual será o consumo de solução de ácido clorídrico, título igual a 36,2% e 
densidade 1,15g/mL, necessário para que toda a soda seja neutralizada antes 
de atingir o rio? 
c) Qual será a elevação da concentração de cloreto nas águas do rio, se a medida 
de neutralizar a soda for adotada? 
 
Solução: 
a) Cálculo da distância (L) em que toda a soda estará neutralizada pelo CO2 das 
águas do rio: 
• Descarga de CO2 nas águas do rio (D’CO2) 
D’ CO2 = 0.005g/L x 155L/s = 0,775 g/s 
• Parcela da solução de NaOH neutralizada no ponto de lançamento 
(D’NaOH): 
Através da equação da reação de neutralização: 
CO2 + 2NaOH → Na2CO3 + H2O 
 44g → 80g 
 
podemos concluir que: 
44g ⎯ 80g 
0,775g/s ⎯- D’NaOH 
D’NaOH = ( 0,775 x 80 ) / 44 = 1,41 g/s 
 
• Parcela de NaOH a ser neutralizada ao longo do rio (D’’NaOH): 
D’’NaOH = DNaOH - D’NaOH = 40 - 1,41  38,6 g/s 
• A.4. Descarga de CO2 necessária para neutralizar a parcela 
remanescente de NaOH (D’’CO2): 
Novamente, através da equação da reação de neutralização, podemos 
escrever que: 
 
D’’CO2 = 38,6 x 44 / 80 = 21,23 g/s ou 21230 mg/s 
• Cálculo da distância (L): 
 
 
42 
A descarga necessária D’’CO2 é igual ao produto entre a taxa de 
reintrodução de CO2 e a área de espelho de água até o ponto de 
neutralização. 
Largura do espelho de água: 2 m 
Comprimento até a neutralização: L 
Área até a neutralização: 2 L 
 D’’CO2 = 21230 mg/s = 2 mg/s.m2 x 2 L → L = 5307,5 m 
 
b) Consumo de Ácido Clorídrico 
• Concentração da solução de HCl, em g/L: 
C =  x d / 100 = 36,2 x 1,15 / 100 = 0,416 g/cm3 = 416 g/L 
 
• Consumo de HCl: 
Através da equação da reação de neutralização: 
HCl + NaOH → NaCl + H2O 
 36,5 g – 40 g 
Podemos concluir que a descarga de HCl (DHCl) 
 36,5 g ⎯ 40 g 
 DHCl ⎯ 40 g/s 
DCl- = 36,5 g/s 
 
e a vazão (QHCl) necessária será: 
 
QHCl = DHCl / C = 36,5 g/s / 416 g/L = 0,08774 L/s ou 787,72 L/hora 
 
c) Elevação da concentração de cloreto nas águas do rio: 
Através da equação da reação de neutralização: 
HCl + NaOH → NaCl + H2O 
   
36,5 g 35,5g 
 
Podemos concluir que a descarga de cloretos (DCl-) será: 
 
 
43 
 36,5 g ⎯ 35,5 g 
 36,5 g/s ⎯ DCl- 
 
 DCl- = 35,5 g/s 
 
e a concentração de cloretos (CCl-) será: 
CCl- = DCl- / QRIO = 35,5 / (155 + 1 + 0,0877) = 0,228 g/L ou 228 mg/L 
 
4) Uma indústria lança uma vazão de 0,2L/s de uma solução contendo ácido acético 
em um rio. A solução apresenta uma concentração de 0,2g/L. Qual o consumo 
anual de oxigênio das águas do rio, sabendo-se que a equação da reação de 
decomposição é: 
H3C - COOH + 2O2 → 2CO2 + 2H2O 
60 g  64 g 
 
Solução: 
a) Descarga de ácido acético (DAAC): 
 
DAAC = 0,2 x 0,2 = 0,04 g/s 
 
b) carga de O2 necessária para a decomposição: 
 
 60 g ⎯ 64 g 
 0,04 g/s ⎯ DAAC 
 
 DAAC = 0,0427 g/s 
 
c) consumo anual de O2 = 0,0427 g/s x 365 x 86400 = 1345,5 kg 
 
 
2.8. QUESTÕES PROPOSTAS 
 
2.8.1. Composição química 
 
1. Qual é o símbolo e a carga elétrica do: íon de sódio, íon de cobre I, íon de ferro 
III, íon de níquel e íon de chumbo II? 
 
 
44 
 
2. Indique os símbolos dos elementos: 
 
Elemento Símbolo Elemento Símbolo 
Cálcio Oxigênio 
Magnésio Sódio 
Prata Potássio 
Cloro Manganês 
Flúor Enxofre 
Carbono Nitrogênio 
Hidrogênio Ferro 
Zinco Cobre 
Silício Alumínio 
Fósforo Mercúrio 
 
 
3. Preencher os espaços em branco: 
 
Elemento Ca O H U Cl 
Número 
atômico 
 1 92 17 
Massa 
atômica 
 16 238 35 
Número 
de prótons 
20 0 
Número 
de 
nêutrons 
20 
Número 
de 
elétrons 
 8 
 
4. Dê os símbolos e as cargas elétricas dos seguintes íons: 
 
Íon Símbolo e carga Ion Símbolo e carga 
Carbonato Permanganato 
Bicarbonato Hipoclorito 
Sulfato Sulfito 
Sulfeto Tiossulfato 
Amoníaco Nitrito 
Dicromato Nitrato 
 
 
 
45 
5. Dê nome aos compostos: 
 
Composto Nome Composto Nome 
NH3 HNO3 
CO H2S 
H2SO4 H3PO4 
 
6. Quantos átomos existem exatamente em 12 g de carbono? 
7. Que nome é dado a esse número? 
8. Que nome é dado para a quantidade de substâncias que tem esse número de 
partículas? 
9. Se o número de oxidação para o hidrogênio é +1 e para o oxigênio é –2, determine 
o número de oxidaçãodos elementos ou radicais nos seguintes compostos: 
 
Composto Número de oxidação Composto Número de oxidação 
HNO3 NO3 
H2SO4 SO4 
H3PO4 PO4 
Fe2O3 Fe 
CO2 C 
 
10. Escreva as fórmulas dos seguintes compostos: 
Composto Fórmula 
Cloreto de Sódio 
Sulfato de Alumínio 
Hidróxido de Cálcio 
Ácido Clorídrico 
Óxido de Ferro III 
 
11. Calcular a porcentagem de ferro no Fe2(SO4)3. 
12. Calcular a porcentagem de alumínio no Al2O3. 
13. Calcular a porcentagem de cloro no cloro-platinato de potássio, K2PtCl6. 
14. Deseja-se dosar fósforo em uma estação de tratamento de efluentes industriais de 
tal forma a manter nos despejos uma relação DBO:P igual a 100:1. O composto a 
ser utilizado apresenta 52 % de P2O5 em massa. Sabendo-se que a vazão dos 
efluentes é de 500 m3/h e que a DBO é igual a 1.000 mg/L, qual será o consumo 
diário do produto? 
 
 
 
 
46 
15. Completar a seguinte tabela: 
 
Fórmula Nome Cátion Ânion Peso 
molecular (g) 
Equivalente 
grama (g) 
NaOH Hidróxido de Sódio Na+ (OH)- 40 40 
NH4OH 
Na2CO3 
NaHCO3 
CaCO3 
Ca(HCO3)2 
MgCO3 
Mg(HCO3)2 
Al (OH)3 
Fe(OH)3 
Pb(OH)2 
Cd(OH)2 
FeCl3 
FeSO4 
FeS 
Na2S 
Na2SO4 
NaCl 
BaCl2 
BaSO4 
CaSO4 
NaClO 
Ca(ClO)2 
AgCl 
K2Cr2O7 
K2CrO4 
Na2S2O3 
Na2S2O5 
KMnO4 
KCl 
H2O2 
 
 
2.8.2. Concentração das soluções 
 
1. Calcular as massas necessárias de soluto para o preparo das seguintes soluções: 
 
a) 500 mL de Na2SO4 0,01 N 
b) 250 mL de AgNO3 0,0141 M 
c) 1000 mL de Ca(OH)2 50 g / L 
 
 
47 
 
2. Completar a seguinte tabela: 
 
 
Soluto Massa Soluto 
(mg) 
Vol. Solução 
(mL) 
Concentração 
mg / L Mol/L=M Eq/L=N 
Al2(SO4)3.18H
2O 
40.000 2.000 
FeSO4.7H2O 10.000 5.000 
NaOH 600 1.000 
BaCl2 25 250 
 
 
3. Calcular a concentração em g / L, molar e normal de uma solução de ácido nítrico, 
cujo título é T = 65% e cuja densidade é d = 1,40 g / mL. 
 
 
2.8.3. Diluição e mistura de soluções 
 
1. Deseja-se verificar a possibilidade de lançamento em rio classe 2 de um despejo 
industrial cujas características são: 
 
a) Vazão: 450 m3/h 
b) DBO: 2.500 mg/L 
c) Temperatura: 60oC 
d) pH: 4,5 
e) Cor: 1.200 U.C. 
f) Oxigênio dissolvido: zero 
 
O rio, a montante do lançamento em questão, apresenta as seguintes 
características: 
a) Vazão: 10 m3/s 
b) DBO: 3,5 mg/L 
c) Temperatura: 21oC 
d) pH: 6,5 
e) Cor: 30 U.C. 
f) Oxigênio Dissolvido: 5,5 mg/L 
 
 
48 
Os limites impostos pela legislação para rios classe 2, são: 
 
a) DBO: menor que 5 mg/L 
b) Temperatura: Variação menor que 3oC 
c) pH: entre 5 e 9 
d) Cor: menor que 75 U.C. 
e) Oxigênio dissolvido: maior que 5 mg/L. 
 
Pergunta-se: Qual (is) parâmetro (s) deverá (ão) ser modificado(s) e com que 
redução (ões) percentual (is)? 
 
 
2.8.4. Titulação das soluções 
 
1. Quantos mols de ácido sulfúrico são neutralizados por 4 equivalentes de hidróxido 
de sódio? (Resposta: 2 mols) 
2. Tem-se 0,98 g de ácido sulfúrico em 1 L de solução. Qual é a concentração molar? 
Qual é a concentração normal? (Resposta: 0,01 M ; 0,02 N) 
3. Tem-se 3,7 g de hidróxido de cálcio em 5 L de solução. Qual é a concentração 
molar? Qual é a concentração normal? (resposta: 0,01 M ; 0,02 N) 
4. (a) Quantos equivalentes de hidróxido de bário existem em 200 mL de uma 
solução 0,1 N? (b) Quantos mols? (c) Quantos equivalentes de ácido clorídrico são 
necessários para a sua neutralização? (d) Quantas gramas? (Resposta: (a )0,02 ; (b) 
0,01 ; (c) 0,02 ; (d) 0,73 g) 
5. Se 10 mL de certa solução de ácido sulfúrico neutralizou 20 mL de uma solução 1 
N de hidróxido de potássio, qual é a sua concentração em (a) equivalentes por litro 
(b) mols por litro (c) gramas por litro? (Resposta: (a) 2 N ; (b) 1 M ; (c) 98 g/L) 
6. Se 25 mL de um ácido 0,2 N neutralizou uma base, quantos equivalentes de base 
existiam? Quantas gramas de base existiam se ela fosse (a) hidróxido de sódio; (b) 
hidróxido de cálcio? (Resposta: 0,005 ; (a) 0,2 g ; (b) 0,185 g) 
7. Se 10 mL de hidróxido de amônia N / 5 neutralizam 20 mL de ácido sulfúrico, qual 
a concentração deste? (Resposta: 0,1 N) 
 
 
49 
8. Quantos mL de ácido 0,2 N são necessários para neutralizar 25 mL de alcalinidade 
0,25 N? (Resposta: 62,5 mL) 
9. Quantos mL de solução 0,2 M de HCl neutralizam 0,02 moles de: (a) KOH; (b) 
Ba(OH)2, cada um dissolvido em 500 mL de água? (Resposta: (a) 100 ; (b) 200 ) 
10. (a) Quantos equivalentes de ácido oxálico, H2C2O4, são necessários para 
neutralizar 1 equivalente de KOH? (b) quantos mols de ácido oxálico por mol de 
KOH? (c) Quantas gramas? (Resposta: (a) 1 eq. ; (b) 0,5 mols ; (c) 0,8 g) 
 
 
2.9. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
 
1. GENDA, A. “ÁTOMO”. “Química Sanitária I” do Curso de Saúde Pública para 
Graduados. Faculdade de Saúde Pública – USP, 1972. 
2. HILDEBRAND, J.H., “Principles of Chemistry”. The Macmillan Company, New 
York, 4th ed. 1940. 
3. KATO, M.T. Curso “Qualidade da Água, do Ar e do Solo”, Escola de Engenharia 
Mauá, 1983. 
4. MAHAN, B. H., “UNIVERSITY CHEMISTRY”. Addison–Wesley Publishing 
Company, Inc., 2nd ed., 1972. 
5. MOORE, W.J., “Physical Chemistry”. Prentice-Hall, Inc., 2nd ed. 1955. 
6. PIVELI, R. P. “Qualidade da Água”. Curso de Especialização em Engenharia em 
Saúde Pública e Ambiental da Fac. Saúde Pública – USP, 1996. 
7. POVINELLI, J. Curso “Técnicas Experimentais em Saneamento Ambiental”. 
Escola de Engenharia de São Carlos, 1979. 
 
 
CAPÍTULO 3 
 
CINÉTICA E EQUILÍBRIO QUÍMICO APLICADOS AOS ESTUDOS 
DE CONTROLE DA QUALIDADE DAS ÁGUAS 
 
3.1. CINÉTICA QUÍMICA .................................................................................................................. 51 
3.1.1. Considerações iniciais ................................................................................................... 51 
3.1.2. Conceito......................................................................................................................... 51 
3.1.3. Reações irreversíveis .................................................................................................... 52 
3.1.4. Ocorrência das reações ................................................................................................ 53 
3.1.5. Concentração ativa (atividade) ...................................................................................... 56 
3.1.6. Fatores que influem na velocidade das reações ........................................................... 58 
3.1.6.1. Concentrações dos reagentes .......................................................................... 58 
3.1.6.2. Temperatura ..................................................................................................... 64 
3.1.7. Exercícios Resolvidos ................................................................................................... 66 
 
3.2. EQUILÍBRIO QUÍMICO .............................................................................................................. 67 
3.2.1. Conceito......................................................................................................................... 67 
3.2.2. Cinética do equilíbrio ..................................................................................................... 69 
3.2.3. Exercícios Resolvidos ................................................................................................... 73 
3.2.4. Fatores que afetam o equilíbrio (deslocamento do equilíbrio) ...................................... 77 
3.2.4.1. Efeito da concentração ..................................................................................... 77 
3.2.4.2. Efeito da temperatura ....................................................................................... 78 
3.2.4.3. Presença de catalisadores............................................................................... 81 
3.2.4.4. Pressão ............................................................................................................. 83 
3.2.4.5. Energia luminosa (radiante) e elétrica .............................................................. 83 
3.2.4.6. Estado físico e estado nascente ....................................................................... 83 
3.2.5. Exemplos de equilíbrios químicos de interesse em saneamento ................................. 84 
3.2.5.1. Ionização de ácidos e bases fracas ................................................................. 84 
3.2.5.2. Titulação de ácidos e bases fortes ................................................................... 86 
3.2.5.3. Titulação de ácidos e bases fracos .................................................................. 88 
3.2.5.4. Íons complexos ................................................................................................. 89 
3.2.5.5. Produto de solubilidade .................................................................................... 90 
3.2.5.6. Efeito do íon comum ......................................................................................... 91 
 
3.3. QUESTÕES PROPOSTAS ........................................................................................................ 92 
 
3.4. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS ........................................................................................... 94 
 
 
51 
51 
 
CAPÍTULO 3 
 
 
CINÉTICA E EQUILÍBRIO QUÍMICO APLICADOS AOS ESTUDOS 
DE CONTROLE DA QUALIDADE DAS ÁGUAS 
 
 
 
3.1. CINÉTICA QUÍMICA 
 
3.1.1. Considerações iniciais 
 
A cinética química é o estudo da velocidade das reações. A identificação das 
leis que regem as variações das concentrações das várias espécies químicas em função do 
tempo é particularmente importante nos sistemas onde ocorrem reações lentas. No campo 
do saneamento básico e ambiental, são várias as aplicações, (i) nos estudos sobre o 
tratamento de águas para abastecimento: cinética da floculação e cinética da redução do 
índice de coliformes através da cloração; (ii) nos estudos sobre o tratamento de esgotos: 
cinética da biodegradação de esgotos sanitários e de efluentes industriais, e cinética da 
remoção de outros poluentes; (iii) nos estudos de controle da poluição das águas naturais: 
cinética de remoção de DBO e de outros constituintes. 
 
 
3.1.2. Conceito 
 
As concentrações das diversas espécies químicas que tomam parte de uma 
reação variam com o tempo. A temperatura, a pressão, a presença de catalisadores, são 
fatores que alteram a velocidade da reação. Em geral, podemos escrever para a reação 
A→B +C: 
 
 
 
52 
52 
     







=
−
=
+
=
+A
t
B
t
C
t
 
 
Em um caso mais geral, a velocidade relativa de variação da concentração 
de cada espécie é influenciada pelo coeficiente estequiométrico da equação química. Por 
exemplo, na equação: NH4
+ + 3/2 O2 → NO3
- + 4H+, o íon hidrogênio está sendo formado 
quatro vezes mais depressa do que a amônia está desaparecendo. Assim, o valor numérico 
da velocidade depende de ser expressa em termos de amônia, oxigênio, nitrato ou 
hidrogênio. Por isso, as pesquisas demonstram que a velocidade global da reação química 
pode ser definida através das relações entre as variações das concentrações em função do 
tempo e os coeficientes estequiométricos. Assim, para o sistema: aA + bB → cC + dD, 
podemos escrever: 
 
       









=
−
=
−
=
+
=
+1 1 1 1
a
A
t b
B
t c
C
t d
D
t
 
 
Para cada reação, a determinação experimental das concentrações em função 
do tempo permite traduzir completamente sua evolução. 
 
 
3.1.3. Reações irreversíveis 
 
São aquelas que se completam, levando a uma completa transformação dos 
reagentes em produtos. Exemplo: NaOH + HCl → NaCl + H2O. 
Quanto à duração, as reações podem ser classificadas em: 
 
• Instantâneas: apresentam durações da ordem de micro-segundos. São reações 
iônicas, algumas inclusive são explosivas. Exemplo: AgNO3 + Cl
- → AgCl + NO3
−
. 
• Momentâneas: apresentam durações entre milésimos de segundos e segundos. São 
reações de óxido-redução. Exemplo: Mn(OH)2 + 1/2 O2 → MnO2 + H2O. 
 
 
53 
53 
• Lentas: apresentam durações da ordem de minutos ou mais. Geralmente são reações 
moleculares (orgânicas). Exemplo: (S) + (E) → (S) (E) → (P) + (E). Esta equação 
representa a metabolização de um substrato (S) através das enzimas (E) produzidas 
pelos microrganismos, formando um complexo intermediário (S) (P) e, 
posteriormente, os produtos (P), ocorrendo também a regeneração das enzimas (E). 
 
 
3.1.4. Ocorrência das reações 
 
Para que uma reação se verifique, é necessário: 
 
a) Afinidade entre os reagentes 
Este conceito está ligado ao conceito de espontaneidade da termodinâmica 
química. É uma lei fundamental da natureza que um sistema químico tende a dirigir-se, a 
uma transformação irreversível, a partir de um estado inicial, desequilibrado, a um estado 
final de equilíbrio. Uma vez que o equilíbrio tenha sido atingido, nenhuma transformação 
adicional ocorrerá, a menos que o sistema seja sobrecarregado de alguma forma. 
Considerando-se a reação hipotética aA + bB  cC + dD, para determinar se esta reação é 
possível, as substâncias A e B devem ser misturadas e as concentrações de A e B 
(desaparecimento) e C e D (aparecimento) devem ser monitoradas. Se a posição do 
equilíbrio desloca-se para a direita, então a reação acima é dita espontânea. Quando os 
reagentes apresentam grandes quantidades de energia relativamente aos produtos, a reação 
ocorrerá espontaneamente. Desta forma, uma reação espontânea é um processo em que a 
matéria move-se em direção a um estado mais estável. 
Para se descrever o equilíbrio em termos termodinâmicos, é necessário 
definir uma propriedade dos sistemas químicos, que relaciona o estudo de equilíbrio com as 
concentrações das diversas espécies presentes no instante em que ele ocorre. Para a 
identificação deste parâmetro, considere-se que a variação de quantidade de calor durante 
uma reação química é proporcional à variação de entalpia (H). Quando uma reação libera 
uma grande quantidade de calor (isto é, apresenta uma variação de entalpia grandemente 
negativa), é dita fortemente exotérmica. Por outro lado, quando uma reação absorve grande 
 
 
54 
54 
quantidade de energia, é dita endotérmica. As reações fortemente exotérmicas ocorrem 
espontaneamente e as fortemente endotérmicas não. Contudo, algumas reações levemente 
endotérmicas ocorrem espontaneamente e algumas reações levemente exotérmicas não. Isto 
implica que a variação de entalpia não pode ser usada isoladamente para julgar a 
espontaneidade da reação. 
Tem sido notado que uma variação no grau de desordem (variação de 
entropia) está envolvida na ocorrência das reações. Quando uma dada espécie química 
encontra-se no estado gasoso (onde as moléculas estão altamente desordenadas, umas em 
relação às outras), a entropia desta espécie é muito maior do que quando se encontra no 
estado sólido (onde as moléculas estão altamente ordenadas). Para um dado estado, a 
entropia depende de fatores tais como os movimentos de translação, vibração e rotação e 
das forças de atração entre átomos e moléculas. A força real que governa uma reação 
química é uma combinação das variações de entalpia e entropia. Esta força é chamada 
variação de energia livre ou de Gibbs (G da reação). A expressão de G que inclui 
entalpia e entropia pode ser derivada da segunda lei da termodinâmica: 
 
G = H - TS 
onde: 
G = variação de energia livre 
H = variação de entalpia 
S = variação de entropia 
 T = temperatura absoluta 
 
As observações experimentais mostram que o decréscimo na energia livre 
está associado com reaçõesque ocorrem espontaneamente, enquanto que uma reação com 
variação de energia livre positiva ocorrerá apenas se for introduzida energia no sistema. Se 
G 0 a reação é chamada endergônica. No equilíbrio: G = 0. 
 
 
 
55 
55 
b) Contato entre os regentes 
Havendo afinidade termodinâmica entre os reagentes, o passo seguinte é o 
fornecimento de energia para promover as colisões entre as partículas e, conseqüentemente, 
a ocorrência das reações. Mas os choques deverão ocorrer com efetividade, isto é, as 
partículas podem colidir e não reagirem. De acordo com o conceito de Arrhenius, as 
partículas que colidem reagem somente quando apresentam uma quantidade de energia pelo 
menos igual a um certo nível mínimo exigido para cada reação. Essa energia é a energia de 
ativação. Isto porque as reações químicas passam por um estágio intermediário de formação 
de complexo ativado, cujo nível de energia é maior do que o dos reagentes, configurando 
uma barreira energética contra o desenvolvimento da reação. Assim, por exemplo, a reação 
da formação do ácido clorídrico a partir do hidrogênio e do cloro, pode ser esquematizada e 
interpretada da seguinte forma: 
 
 H2 + Cl2 → 2HCl 
 
 
 
 
 
Nota-se a formação do complexo ativado com o nível energético E2, que é 
maior do que E1. Para que a reação ocorra é necessário introduzir-se uma quantidade de 
energia maior do que EA = E2 – E1. O fluxo energético que ocorre nas reações pode ser 
representado pelos gráficos (Figura 3.1): 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 3.1. Fluxo energético em reações. 
E1 
E2 E3 
+ 
 
 
56 
56 
3.1.5. Concentração ativa (atividade) 
 
Na expressão da velocidade da reação, 
 



=
A
t
, o termo [A] deve 
representar as concentrações ativas e não simplesmente as concentrações molares, isto 
porque, quanto mais concentrado em íons for o meio, maior será sua força iônica ou as 
interações eletrostáticas que fazem com que nem toda a quantidade de reagente introduzida 
para uma reação específica esteja de fato totalmente disponível para essa finalidade. Desta 
forma, deverá ser introduzido o coeficiente de atividade   1,0, de modo que: 
 
[A] = .[C] 
onde, 
[A] = concentração “ativa” 
[C] = concentração molar 
 = coeficiente de atividade 
 
Para soluções não eletrolíticas e soluções eletrolíticas muito diluídas, o que é 
o caso da maioria das águas utilizadas para abastecimento,  = 1,0. Para soluções de 
eletrólitos com a força iônica do meio I < 0,1 M e 0 < T < 40C, o valor de  pode ser 
calculado por: 
log = −
+






2
1
AZ
I
I
 
onde: 
I: força iônica do meio 
I = 0,5 
i
n
i iC Z
=

1
2
 
onde: 
Ci: concentração molar da i-ésima espécie iônica 
Zi: carga elétrica da i-ésima espécie iônica 
 
 
57 
57 
Para águas com teores de sólidos dissolvidos CS < 500mg/L, a força iônica 
pode também ser calculada através de: 
 
I = 2,5 x 10-5 CS 
 
A constante A, pode ser determinada através de: 
 
A = 1,82 x 106 (DT)-3/2 
 
onde: 
T = temperatura da solução (K) 
D = constante dielétrica da água = 78,3 
Para 25C  A = 0,51 
 
Para soluções de eletrólitos com I < 0,005M, o coeficiente  pode ser 
calculado através de: 
log = −
2
AZ I 
 
Exemplo: Calcular as atividades dos íons em uma solução 0,01M de CaSO4 e 0,015M de 
MgCl2. 
 
ÍON C Z CZ2 LOG   [A] 
Ca 0,010 +2 0,04 -0,451 0,35 0,0035 
SO4 0,010 -2 0,04 -0,451 0,35 0,0035 
Mg 0,015 +2 0,06 -0,451 0,35 0,0053 
Cl 0,030 -1 0,03 -0,113 0,77 0,0231 
 =0,17I=0,5 x 0,17= 0,085 < 0,1M 
 
Exercício proposto: Calcular as atividades dos íons em solução quando são misturadas 
212,5 mg de NaNO3 com 131 mg de ZnCl2. 
 
 
 
 
58 
58 
Resposta: 
 
 Na NO3 Zn Cl 
Conc. Ativa (moles/L) 0,0045 0,0045 0,0013 0,0036 
 
 
3.1.6. Fatores que influem na velocidade das reações 
 
3.1.6.1. Concentrações dos reagentes 
 
Aumentando-se o número de partículas, aumenta-se o número de choques. O 
efeito da concentração dos reagentes pode ser analisado através da Lei de Guldberg Waage 
ou lei da ação das massas: “Em um sistema homogêneo, a velocidade de uma reação é, a 
cada instante, proporcional ao produto das concentrações ativas dos reagentes presentes 
naquele instante”. Assim, para o sistema hipotético: aA + bB → cC + dD, podemos 
escrever:  = k [A]a[B]b. 
Este conceito está ligado ao conceito de ordem de uma reação com relação a 
determinado reagente. A velocidade de uma reação com relação ao reagente A pode ser 
expressa através de:  =  k [A]n, onde n é a ordem da reação e k é a constante da 
velocidade da reação. A determinação das constantes n e k constitui-se em problema prático 
muito importante na interpretação das transformações lentas que ocorrem nas águas 
naturais, como por exemplo, a decomposição biológica dos compostos orgânicos. Obtidas 
as constantes da reação, o fenômeno encontra-se equacionado, podendo-se obter os valores 
das concentrações residuais após qualquer intervalo de tempo. 
Nos estudos em escala de laboratório para a determinação da ordem de uma 
reação e da constante da velocidade, são obtidos diversos pares de valores de concentração 
em função do tempo. Para que a reação seja de ordem zero, é necessário que, representando 
em gráfico os dados de concentração em função do tempo, obtenha-se uma reta. A 
inclinação desta reta é a constante da velocidade da reação. Isto pode ser demonstrado 
através de: 
 
 


A
t
k A= −
0
, onde o sinal negativo representa que o reagente A está 
desaparecendo ao longo do curso da reação. 
 
 
59 
59 
 
 
 
 
 
   
 = −
= −
 − =  = −
 
 
 
A k t
A k t
A A k t A A kt onde
A
A t
.
. [ ] [ ] ,
0 0
0 0
 
 
onde, 
[A] = concentração do reagente A para qualquer valor de t 
[A]0 = concentração inicial do reagente A 
k = constante da velocidade da reação [massa/tempo x volume] 
t = tempo 
 
Esta reação pode ser representada pelo seguinte gráfico (Figura 3.2): 
 
 Figura 3.2. Reação de ordem zero 
 
Por outro lado, para que uma reação seja de primeira ordem é necessário que 
ao se lançar em gráfico os dados de logaritmo natural de concentração em função do tempo, 
obtenha-se uma reta. A inclinação desta reta representa a constante da velocidade da reação 
que tem, neste caso, a dimensão 1/tempo ou tempo-1. 
 
 
 
60 
60 
Demonstração: 
:
 
 
 
 
 
 
 
   






[ ]
.
ln . . ,
[ ]
.
A
t
k A
A
A
k t
A
A
k t
A
A
k t A A e
t
A
A
k t
= −
=
= −
 = −  =

−
0
0
0
0
 
 
que é a equação de uma reação de primeira ordem. Da equação anterior podemos ainda 
escrever que: 
ln[A] - ln[A]0 = - kt ou 
 
ln[A] = ln[A]0 - k.t 
 
o que demonstra que ao se lançar em gráfico os valores de ln[A] contra os valores de tempo 
obtém-se uma reta, cuja declividade é igual a -k. Graficamente, tem-se (Figura 3.3): 
 
 
 Figura 3.3. Reação de primeira ordem 
 
Por sua vez, para que uma reação seja de segunda ordem, é necessário que se 
obtenha uma reta quando se lança em gráfico os valores do inverso das concentrações com 
o tempo, pois: 
 
 
61 
61 
 
 
 
 
 
  
 






A
t
k A
A
A
k t
A
A
k t
t
A
A
= −
=
= − 
2
2
2
00
. 
 
 
 
   
−




= −  = +
1 1 1
0
0A
k t
A A
k t
A
A
. . . 
 
que é a equação de uma reação de segunda ordem, que graficamente pode ser representada 
através de (Figura 3.4): 
 
 
 
 
 
 
Figura 3.4. Reação de segunda ordem 
 
Exemplo de aplicação: Adicionou-se glicose a um meio de cultura de microrganismos e a 
sua remoção foi monitorada. Foram obtidos os resultados no quadro abaixo. Determinar a 
ordem da reação. 
Tempo (minutos) Concentração de Glicose (mg/L) 
0 180 
5 155 
12 95 
22 68 
31 42 
40 26 
 
 
 
6262 
Solução: Construindo-se o quadro abaixo, 
t [A] ln[A] 1/[A] 
0 180 5,2 0,00550 
5 155 5,0 0,00645 
12 95 4,6 0,01050 
22 68 4,2 0,01470 
31 42 3,7 0,02380 
40 26 3,3 0,03846 
 
e lançando-se em gráfico [A] x t, ln [A] x t e 1/[A] x t, obtém-se que a curva ln[A]xt 
aproxima-se de uma reta, o que indica que a reação em questão é de 1ª ordem. 
Pesquisar-se uma a uma as diversas ordens de reação pode ser um 
procedimento muito exaustivo. Pode-se determinar aproximadamente a ordem de uma 
reação, tendo como ponto de partida a reação de ordem n, genérica, através do seguinte 
desenvolvimento: 
 
 
 
 
 




A
t
k A
A
t
k A
n
n
= −
−
= .
 
 
Aproximando-se os diferenciais em intervalos, tem-se: 
 
 −
=








− −

A
t
k A onde A
n
, 
 
representa a concentração média do reagente no intervalo considerado. 
 
 
 
63 
63 
 

−




 =










−
log log


A
t
k A
n
 
 

−




 = +




−
log log log ,


A
t
k n A 
 
de onde se observa que lançando-se em gráfico os valores de 
 
log
−







A
t
 contra log A
−



 a 
curva resultante deverá ser aproximadamente uma reta, cuja inclinação é a ordem da 
reação. Graficamente tem-se (Figura 3.5): 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 3.5. Determinação geral da ordem de reação 
 
No exemplo anterior, construiu-se o seguinte quadro: 
t [A] [A] t 

[ ]A
t
  log


A
t





 log A
−



 
0 180 
 -25 5 -5,00 0,70 2,22 
5 155 
 -60 7 -8,57 0,93 2,10 
12 95 
 -27 10 -2,70 0,43 1,91 
22 68 
 -26 9 -2,89 0,46 1,74 
31 42 
 -16 9 -1,78 0,25 1,53 
40 26 
 
log 
 
 
64 
64 
E lançando-se em gráfico os valores de 
 −







A
t
 contra os valores de log 
A
−



, observa-se que a reta resultante apresenta inclinação aproximada de 45, o que 
demonstra que a reação é de primeira ordem, em que pese o baixo coeficiente de correlação 
da reta ajustada a partir dos resultados experimentais. 
 
 
3.1.6.2. Temperatura 
 
De uma maneira geral, aumentando-se a temperatura do sistema, aumenta-se 
a energia das moléculas que participam de uma determinada reação, que tem a sua 
velocidade aumentada. O efeito da temperatura sobre a velocidade das reações pode ser 
preliminarmente avaliado através da regra experimental de Van’t Hoff: “As velocidades das 
reações dobram ou triplicam para um aumento de 10C no valor da temperatura”. Embora 
não se deva esperar que esta regra se aplique a todos os casos e para todas as faixas de 
temperatura, um exemplo típico em que este comportamento se verifica são os digestores 
anaeróbios de lodos, onde o rendimento praticamente duplica quando se eleva a 
temperatura do lodo de 25C para 35C. 
Para se estimar de forma mais precisa o efeito da temperatura, pode-se 
utilizar a lei de Van’t Hoff-Arrhenius. Influir na velocidade da reação significa alterar o 
valor da constante da velocidade k. A citada lei prevê a seguinte expressão para a variação 
de k: 
 


ln
.
,
k
T
E
R T
= 2 
onde: 
k: constante da velocidade da reação 
T: temperatura absoluta 
E: energia de ativação, varia de 2 000 a 20 000 cal/g.mol 
R: constante dos gases 
 
 
65 
65 
Integrando-se a equação acima entre dois limites de temperatura, tem-se: 
 
( ) 


ln
ln / . .
k
k
k
E
R
T
T
T
E R
T
k
k
T T T T
=
 = −
 
1
2
1
2
2
2
1
2 1 1 2
 
 
e fazendo-se: 
E
R
C
T T1 2.
= , 
tem-se: 
( )2
1
2 1
k
k
C T T=
−
 
 
e fazendo-se 
C
temos =  , : 
( )
2 1
2 1k k T T=
−
. 
 
onde: 
k1 e k2: constantes da velocidade da reação às temperaturas T1 e T2. 
: coeficiente de temperatura; de uma maneira geral, pode-se atribuir os seguintes valores 
para o coeficiente  = 1,136 (4 a 20C);  = 1.056 (20 a 30C). 
 
Na equação de Streeter-Phelps (autodepuração dos cursos d’água) utiliza-se 
 = 1,047 e em reatores para o tratamento de esgotos atribuem-se valores específicos. Por 
exemplo, em sistemas de lodos ativados e de filtros biológicos costuma-se utilizar  = 1,08. 
 
 
66 
66 
3.1.7. Exercícios Resolvidos 
 
1. Um resíduo apresenta uma taxa de decomposição k = 0,1 d-1 a 20C. Quanto tempo 
levaria para decompor 90% deste resíduo de concentração total igual a 1200 mg/L. A 
temperatura ambiente é de 30C. 
 
Solução: 
a) Correção do valor da constante k, para a temperatura de 30C: 
k30C = k20C . 1056
(30-20) 
 k30C = 0,1 x 1,056
10 = 0,17d-1 
 
b) Cálculo do tempo para decompor 90%: 
Como a dimensão da taxa k apresentada é d-1, subentende-se que a reação em questão é 
de primeira ordem. Portanto: 
[A] = [A]0 . e
-k.t 
[A]0 = 1200 mg/L 
k = 0,17d-1 
[A] = 0,1 x 1200 = 120mg/L (90% de decomposição) 
 120 = 1.200 . e-0,17 x t  t = 13,5 dias 
 
2. Através dos seguintes dados experimentais procedentes de um reator, em batelada, 
determinar o coeficiente de temperatura. 
TC k(d-1) 
15,0 0,53 
20,5 0,99 
25,5 1,37 
31,5 2,80 
39,5 5,40 
 
 
 
67 
67 
Solução: 
Partindo-se da equação diferencial do efeito da temperatura sobre k, 
( )

ln k
T
E
R T
=
1
2 , 
integrando-se tem-se: 

constante
Bln
T
1
R
E
lnk +
−
= 
Portanto, lançando-se em gráfico os valores de lnk contra 
1
T
 (lembrar que T é a temperatura 
absoluta, em K), os pontos alinhar-se-ão aproximadamente e a inclinação da reta é 
numericamente igual ao valor de -E/R (o sinal negativo indica que a reta é descendente). 
 
ln k 1/T (1/K) 
-0,634 3,472 x 10-3 
-0,010 3,407 x 10-3 
+0,315 3,350 x 10-3 
+1,030 3,284 x 10-3 
+1,686 3,200 x 10-3 
 
Lançando-se em gráfico estes dados, encontrou-se E/R = 8593; portanto, para T1 = 15C 
(288K) e T2 = 40C (313K):  = e
8593/(288)(313) = 1,100 
 
 
3.2. EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
3.2.1. Conceito 
 
Para se introduzir os princípios do equilíbrio químico, uma reação química 
será analisada quantitativamente, de modo a se mostrar que o estado de equilíbrio realmente 
 
 
68 
68 
ocorre. Considerando a seguinte reação química que se supõe ocorrer em uma solução 
aquosa: 
A B C D+  +
2
1
 
O sentido duplo da seta indica que tanto a reação da esquerda para a direita, 
como a inversa, podem ocorrer. Suponhamos que as espécies A e B sejam misturadas em 
uma solução aquosa e que se monitora as concentrações de C em função do tempo, 
conforme mostrado na Figura 3.6a: 
 
 Figura 3.6. Equilíbrio químico 
 
Esta figura indica que depois de um período de tempo a concentração de C 
torna-se constante. Uma vez que se considera que o estado de equilíbrio existe quando 1 = 
2, induz-se a considerar que o equilíbrio foi atingido quando a concentração de C não varia 
mais com o tempo. Isto pode não ser verdadeiro. Na realidade, o equilíbrio só pode ser 
assumido se a mesma concentração de C for desenvolvida na reação inversa, para a mesma 
concentração total de C na solução. Portanto, para se verificar o estabelecimento do 
equilíbrio do sistema, deve-se misturar C e D em uma solução aquosa e monitorar a 
concentração de C em função do tempo. Se uma resposta similar à apresentada na Figura 
3.6b for obtida, pode-se admitir que o estado de equilíbrio foi alcançado. As Figuras 3.6a e 
3.6b podem ser superpostas, produzindo a Figura 3.7: 
 
 
69 
69 
 
Figura 3.7. Equilíbrio químico 
 
 
 
3.2.2. Cinética do equilíbrio 
 
Todas as reações químicas se processam segundo uma velocidade ou taxa 
característica que depende da concentração dos reagentes, da temperatura da solução e da 
presença de catalisadores, etc. Considerando-se novamente a reação hipotética: 
 
BADC
DCBA
DCBA
++
++
++
→
→
2
1
1
2
 
 
Se o mecanismo da reação é tal que, a colisão entre uma única partícula de A 
e uma única partícula de B é necessária para que a reação ocorra no sentido 1, e que a 
colisãoentre uma única partícula de C e uma única partícula de D é necessária para que a 
reação ocorra no sentido 2, então, no início, a velocidade da reação no sentido 1 será maior 
 
 
70 
70 
do que no sentido 2, porque as concentrações iniciais de A e B são maiores do que as de C 
e D e, portanto, a freqüência de colisões é maior. Assim, se a concentração de A ou B for 
dobrada, o número de colisões entre A e B por unidade de tempo deverá dobrar e, portanto, 
a velocidade de reação no sentido 1 também deverá dobrar. Por outro lado, se as 
concentrações de A e B forem dobradas, o número de colisões entre A e B será 
quadruplicado, o que também ocorrerá com a reação no sentido 1. Esta linha de raciocínio 
sugere que para uma reação do tipo A B C D+  +
2
1
, as velocidades das reações nos 
sentidos 1 e 2 podem ser expressas matematicamente através de: 
 
1 = k1 [A] . [B] 
2 = k2 [C] . [D] 
 
onde: 
1: velocidade da reação no sentido 1 
2: velocidade da reação no sentido 2 
k1 k2: constantes de velocidade, que consideram todos os fatores que afetam a velocidade, 
exceto as concentrações dos reagentes. 
[A], [B], [C], [D]: concentrações dos reagentes, em moles/litro 
As variações das velocidades nos sentidos 1 e 2 são ilustradas na 
Figura 3.8: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Figura 3.8. Cinética do equilíbrio 
 
 
71 
71 
Nesta Figura 3.8, o ponto em que 1 = 2 (velocidade líquida igual a zero) é o 
ponto de equilíbrio. Assim, o equilíbrio químico representa um estado dinâmico em que 
duas ou mais reações opostas tomam lugar ao mesmo tempo e à mesma velocidade. No 
equilíbrio, a seguinte relação é válida para o sistema hipotético considerado: 
 
1 = 2  k1[A][B] = k2[C][D] 
( )
k
k
C D
A B
K
C D
A Beq
1
2
=  =
[ ].[ ]
[ ].[ ]
[ ][ ]
[ ][ ]
 
 
onde: 
(K)eq é denominada constante de equilíbrio de concentração ou constante de equilíbrio 
aparente. 
Neste caso, foi considerado que o mecanismo da reação é tal que é 
necessária a colisão de uma única partícula de A com uma única de B para que a reação 
ocorra (sentido 1) e idem para C e D (sentido 2). Considerando-se agora um mecanismo em 
que é necessária a colisão simultânea de duas partículas de A com uma de B (sentido 1) e 
de duas de C com uma de D (sentido 2), ou seja: 
 
2 2
2
1
A B C D+  + 
Seguindo o mesmo raciocínio: 
1 = k1[A]
2[B] 
2 = k2 [C]
2[D] 
 
No equilíbrio: 
1 = 2 e ( )K
C D
A Beq
=
[ ] . [ ]
[ ] . [ ]
2
2 
 
 
 
72 
72 
E generalizando-se para: aA + bB  cC + dD, onde a, b, c e d representam 
os coeficientes estequiométricos de partículas de A, B, C e D, envolvidos na reação 
balanceada, a constante de equilíbrio pode ser calculada por: 
 
( )K
C D
A Beq
c q
a b=
[ ] . [ ]
[ ] . [ ]
 
 
Esta é a representação matemática da lei do equilíbrio químico cuja forma 
geral pode ser aplicada em muitos tipos de reações de interesse no campo do saneamento, 
tais como as de dissociação, ionização, precipitação (solubilidade) e formação de 
complexos. Notar que o mecanismo real da reação pode diferir consideravelmente da 
estequiometria geral. Contudo, as propriedades do equilíbrio de um sistema não dependem 
da intensidade (nível) em que é alcançado e que a equação acima só pode ser aplicada para 
o estado de equilíbrio. Deve ser notado também que o uso de concentrações ativas é mais 
correto do que o uso da concentração analítica real (concentração molar). 
Há três pontos na equação acima que devem ser compreendidos: 
 
1) As concentrações de A, B, C e D são concentrações no equilíbrio. No entanto, existem 
infinitas combinações que correspondem ao estado de equilíbrio. 
2) A convenção é a de que o valor numérico de (K)eq é a relação entre os produtos das 
concentrações das espécies químicas que se encontram no lado direito da equação 
química e as do lado esquerdo. Assim, um pequeno valor de k significa que o equilíbrio 
é alcançado depois que apenas uma pequena fração dos reagentes é convertida em 
produtos, e vice-versa. 
3) As concentrações iniciais dos reagentes e produtos são importantes para se determinar a 
direção em que a reação irá ocorrer até que o equilíbrio se estabeleça. Por exemplo, 
mesmo que K seja elevado, uma reação poderá ocorrer da direita para a esquerda, se as 
concentrações iniciais dos produtos forem grandes em relação às dos reagentes. 
 
 
73 
73 
Deve ser notado que o conceito de equilíbrio químico não providencia 
informação sobre a velocidade em que o mesmo foi atingido em um sistema químico, nem 
estabelece a direção em que foi atingido. 
 
 
3.2.3. Exercícios Resolvidos 
 
1. Em uma experiência, mediu-se a concentração dos componentes da reação a 490C, no 
equilíbrio: 
H2 + I2  2HI 
[H2] = 0,000862 mol/litro 
[I2] = 0,00263 mol/litro 
[HI] = 0,0102 mol/litro 
Qual o valor da constante de equilíbrio desta reação a 490C? 
Solução: 
( )
K
HI
H I x
= = =
[ ]
[ ].[ ]
,
, ,
,
2
2 2
2
0 0102
0 000862 0 00263
45 9 
 
2. Um mol de H2 e um mol de I2 são introduzidos em um frasco de 1,0 litro de 490C. 
Quais as concentrações finais quando se estabelece o equilíbrio? 
 
Solução: 
Concentrações Iniciais: 
[H2] = 1 mol/litro 
[I2] = 1 mol/litro 
[HI] = 0 
Concentrações no equilíbrio: 
[H2] = (1-n) mol/litro 
[I2] = (1-n) mol/litro 
(HI] = 2 n 
 
 
74 
74 
( )
( ) ( )
 = =
− −
 =K
n
n n
n45 9
2
1 1
0 772
2
, , 
 as concentrações no equilíbrio serão: 
[H1] = 2 x 0,772 = 1,544 mol/litro 
[H2] = [I2] = 1 - 0,772 = 0,228 mol/litro 
 
3. Calcular a constante de equilíbrio para a reação abaixo, a 700oC, sabendo-se que nesta 
temperatura existem em equilíbrio 1,02 mol/L de N2; 1,60 mol/L de H2 e 0,10 moles/L 
de NH3. 
 
Solução: 
N2 (g) + 3H2 (g) = 2NH3 
K = [NH3]
2 / [N2] . [H2]
3 
K = (0,10)2 / (1,02) . (1,60)3 = 2,4 x10-3 
 
4. Aqueceram-se duas moléculas grama de cloreto de fósforo V em um recipiente com 
capacidade de 2,0 L. Atingido o equilíbrio, o composto se encontrava 40 % dissociado 
em cloreto de fósforo III e cloro. Calcular a constante de equilíbrio àquela temperatura. 
 
PCl5 = PCl3 + Cl2 
 
Solução: 
 
 PCl5 PCl3 Cl2 
Quantidades iniciais 
(moles) 
2 0 0 
Quantidades que 
reagiram ou foram 
produzidas (moles) 
0,80 0.80 0,80 
Quantidades no 
equilíbrio (moles) 
2 – 0,80 O,80 0,80 
Conc. Molar no 
equilíbrio p/ V = 2 L 
0,60 0,40 0,40 
 
 
 
75 
75 
Cálculo da constante de equilíbrio: 
K = [PCl3].[Cl2] / [PCl5] = (0,40 x 0,40) / 0,60 = 0,26 
 
5. Calcular a constante de equilíbrio para a reação abaixo, a 700oC, sabendo-se que nesta 
temperatura existem em equilíbrio 1,02 mol/L de N2; 1,60 mol/L de H2 e 0,10 mol/L de 
NH3. 
 
Solução: 
N2 (g) + 3H2 (g) = 2NH3 
K = [NH3]
2 / [N2] . [H2]
3 
K = (0,10)2 / (1,02) . (1,60)3 = 2,4 x10-3 
 
6. A equação da dissociação do ácido hipocloroso, HClO, agente desinfetante que resulta 
da aplicação do cloro na água, é: HClO  ClO- + H+. 
Portanto, estabelece-se um equilíbrio químico dependente do pH entre o ácido 
hipocloroso não dissociado e o íon hipoclorito ClO-. O íon hipoclorito também é agente 
desinfetante, porém seu poder de desinfecção é menor do que o do ácido hipocloroso. 
Com base na constante de equilíbrio da reação, estudar o efeito do pH no processo de 
desinfecção das águas através da aplicação de cloro. 
 
Valores de Ka (Constante de equilíbrio da dissociação do ácido): 
temp.(C) 0 5 10 15 20 25 
Ka 1,5x10-8 1,7x10-8 2,0x10-8 2,2x10-8 2,5x10-8 2,7x10-8 
 
Solução: 
 
Considerando-se a temperatura do estudo igual a 20, Ka = 2,5x10-8 
 
 
76 
76 
   
 
 
 
 
Ka
H ClO
HClO
Ka
H
ClO
HClO
=
 =
+
−
+
−
.
 
expressando-se as concentrações de HCl e de ClO em porcentagens, temos: 
 
Ka
H
HClO
HCl+
=
−100 %
%
 
 
E lembrando-se que [H+] = 10-pH pode-se construir a seguinte tabela, arbitrando-se 
valores de pH e calculando-se asporcentagens de HClO: 
 
pH [H+] % HClO 
 3,0 10-3,0 99,99 
 4,0 10-4,0 99,98 
 5,0 10-5,0 99,75 
 5,5 10-5,5 99,22 
 6,0 10-6,0 97,56 
 6,5 10-6,5 92,67 
 7,0 10-7,0 80,00 
 7,5 10-7,5 55,85 
 8,0 10-8,0 28,57 
 8,5 10-8,5 11,29 
 9,0 10-9,0 3,85 
 9,5 10-9,5 1,25 
10,0 10-10,0 0,40 
 
De onde se observa que quanto menor for o pH, maior será a porcentagem de ácido 
hipocloroso não dissociado, o que é interessante sob o ponto de vista da desinfecção. No 
entanto, observa-se que para valores de pH ligeiramente inferiores a 7,0, as porcentagens de 
HClO são bastante elevadas, representando uma situação satisfatória. 
 
 
 
77 
77 
3.2.4. Fatores que afetam o equilíbrio (deslocamento do equilíbrio) 
 
O princípio de Le Chatelier estabelece que se uma carga é aplicada a um 
sistema em equilíbrio, este reagirá no sentido de aliviar a carga e restabelecer o equilíbrio 
sob novas condições. Considerando-se o equilíbrio hipotético: aA bB cC dD+  +
2
1
, de 
acordo com o princípio de Le Chatelier, se a concentração de A ou B for aumentada, o 
equilíbrio se deslocará para a direita (aumentando a velocidade da reação no sentido 1), 
enquanto que se forem aumentadas as concentrações de C ou D, o equilíbrio desloca-se 
para a esquerda. O equilíbrio se desloca sempre na direção que reduz a concentração da 
espécie química adicionada. Em outras palavras, quando as concentrações de uma ou mais 
espécies químicas existentes em um sistema em equilíbrio são alteradas, as concentrações 
de todas as espécies químicas irão variar e uma nova composição do equilíbrio será 
estabelecida. A posição do equilíbrio é também afetada pela presença de catalisadores e 
pelas variações na pressão e na temperatura. 
 
 
3.2.4.1. Efeito da concentração 
 
Na derivação da lei do equilíbrio químico usando a cinética, foi demonstrado 
que: i) as velocidades das reações nos sentidos 1 e 2 são dependentes das concentrações dos 
reagentes e ii) quando o equilíbrio é estabelecido, as velocidades 1 e 2 são iguais. Para a 
reação hipotética: 
aA bB cC dD+  +
2
1
, 
1 = k1.[A]
a.[B]b 
2 = k2 [C]
c.[D]d 
 
No equilíbrio, 1 = 2 e as concentrações de A, B, C e D são as 
concentrações de equilíbrio. Depois que o equilíbrio foi alcançado, se a concentração de 
uma das espécies for alterada, a velocidade da reação em um sentido irá variar de acordo 
 
 
78 
78 
com a equação química e o sistema não se encontrará mais em equilíbrio. Por exemplo, se a 
concentração de A for aumentada, a velocidade da reação no sentido 1 irá aumentar. O 
sistema tenderá a um novo estado de equilíbrio, onde as concentrações de equilíbrio dos 
reagentes serão diferentes das observadas no estado de equilíbrio anterior. Contudo, a 
relação entre as concentrações dada por ( )
   
K
C D
A Beq
c d
a b= [ ] [ ]
 permanecerá inalterada. Uma vez 
que as concentrações de equilíbrio são diferentes para o novo estado, as velocidades nos 
sentidos 1 e 2 serão diferentes de seus valores anteriores, mas iguais entre si no equilíbrio. 
Resumindo-se através de um exemplo, dada a reação AB  A + B, se 
aumentarmos a concentração de AB, o que acontecerá? O problema pode ser abordado 
através de: 
 
1) Constante de equilíbrio: como a constante deverá permanecer inalterada, as 
concentrações de A e B deverão aumentar para a manutenção do equilíbrio. 
2) Princípio de Le Chatelier: qualquer sistema em equilíbrio, quando submetido a uma 
força externa, tende a se alterar para fugir a esta força. 
3) Cinética: aumentando-se a concentração, aumenta-se a probabilidade de choques e a 
velocidade aumenta (teoria das colisões). 
 
 
3.2.4.2. Efeito da temperatura 
 
Na maioria dos casos, as reações de interesse nos processos químicos são 
desenvolvidas em temperaturas diferentes de 25C. Além disso, para se computar a posição 
do equilíbrio de uma reação ou sistema de reações, é necessário ajustar as constantes de 
equilíbrio para as condições de temperatura não padronizadas. Van’t Hoff propôs a seguinte 
relação para a variação da constante de equilíbrio com a temperatura absoluta: 


l n K
T
H
RT
eq REAÇÃO
 ( )
=
 0
2
 
que integrada resulta: 
 
 
79 
79 
ln( ) .K const
H
RTeq
REAÇÃO
= −
 0
 
 
onde R é a constante dos gases e H é a variação de entalpia da reação. 
 
Se a reação no sentido 1 for endotérmica, então a reação no sentido 2 é 
exotérmica. O princípio de Le Chatelier estabelece que a posição do equilíbrio varia no 
sentido de aliviar a carga imposta. Isto significa que se é adicionado calor em um sistema 
químico em equilíbrio, a posição deste irá variar de modo que uma parte da energia térmica 
adicionada ao sistema possa ser utilizada. Assim, se é adicionado calor ao sistema 
mencionado, a posição do equilíbrio é deslocada para a direita (favorecendo a reação 
endotérmica), o que significa que o valor da constante aumenta. O efeito da temperatura 
sobre a constante de equilíbrio é ilustrado na Figura 3.9 a seguir. 
 
 
Figura 3.9. Efeito da temperatura no equilíbrio químico 
 
Pode-se observar que a declividade depende do sinal de H. Assumindo-se 
que H permanecerá constante na faixa de temperatura entre T1 e T2, a integração da 
equação anterior resulta: 
ln
.
k
k
H
R
T T
T T
REAÇÃO2
1
0
2 1
1 2
=
−






 
 
Se k1 é conhecido, é possível a determinação de k2. 
 
 
80 
80 
 
Exemplo: A precipitação de carbonato de cálcio é o mecanismo utilizado no processo de 
abrandamento da água através da cal. A 25C, a constante de equilíbrio para esta reação é 
10-8,34. Contudo, o abrandamento na maioria das ETAs se dá em temperatura diferentes de 
25C. Determinar o efeito sobre a remoção de cálcio a 10C. 
 
CaCO3  Ca
+2 + CO3
-2 
 
1) Cálculo do H da reação: 
 
Espécie química Hformação (Kcal/mol) 
 CaCO3 -288,45 
 Ca+2 -129,77 
 CO3
2− -161,63 
Hreação = [(-129,77) + (-161,63) - (-288,45)] = -2,95 Kcal 
 
2) Determinação de k a 10C 
 
( )
( )
22,8
10
34,8
10
25
21
12
10
10
10log
)298)(283)(98,1)(303,2(
2982832950
log
log
303,2
log
−

−


=
+
−−
=
+
−
=
C
C
CC
k
k
k
TT
TT
R
reaçãoH
k
 
 
 
81 
81 
3.2.4.3. Presença de catalisadores 
 
Foi visto que quando os reagentes apresentam maiores quantidades de 
energia em relação aos produtos, a reação química deverá ocorrer espontaneamente, e que a 
força que leva à reação é uma combinação das variações de entalpia e entropia do sistema 
(variação de energia livre ou de Gibbs). As observações experimentais têm demonstrado 
que o decréscimo de energia livre (G < 0) está associado com reações que ocorrem 
espontaneamente. Apesar disso, a velocidade de algumas reações espontâneas é tal que 
pode levar anos para que seja detectada alguma alteração nas concentrações dos reagentes. 
Este comportamento pode ser explicado com base na teoria da velocidade absoluta de 
reação. 
Esta teoria propõe que, antes que as moléculas reajam, passam por uma 
configuração de transição (complexo ativado), que apresenta um nível de energia maior do 
que os dos reagentes e dos produtos. Para que a reação possa ocorrer, deve ser adicionada 
energia ao sistema. A energia adicionada tem que ser suficiente para elevar o nível de 
energia dos reagentes ao nível do complexo ativado (energia de ativação). Existe uma 
relação inversa entre a energia de ativação e a velocidade da reação. De acordo com a teoria 
da velocidade absoluta, a velocidade da reação é função da concentração do complexo 
ativado, significando que a cinética representa a estequiometria do estado de transição e não 
dos reagentes. Contudo, para a maioria das reações químicas, a concentração do complexo 
ativado pode ser expressa em função da concentração dos reagentes. 
Um catalisador pode ser definido como uma substância que aumenta a 
velocidade de uma reação química, mas que não aparece na equação química balanceada.Sob o ponto de vista termodinâmico, o catalisador aumenta a velocidade da reação química 
baixando a energia de ativação. Isto ocorre através do aumento do número de moléculas 
ativadas e reativas. A reação catalisada e a não catalisada apresentam o mesmo G da 
reação, indicando que o catalisador não altera o estado final da reação, mas reduz a energia 
de ativação e aumenta a velocidade com que o estado final é obtido. 
A catálise através de ácidos e bases é comumente utilizada nos processos 
químicos (exemplo: uso de ácido sulfúrico, na análise de DQO). As seguintes regras 
básicas governam o uso de catalisadores: 
 
 
82 
82 
 
1) não há criadores de reações 
2) os catalisadores permanecem inalterados ao final da reação 
3) os catalisadores agem em pequenas quantidades em relação ao sistema 
4) os catalisadores não alteram o estado de equilíbrio 
a) catalisador positivo: aumenta a velocidade da reação; exemplo: 
H2 + H2O2 
Pt
⎯ →⎯ H2O 
b) catalisador negativo: diminuem a velocidade da reação; exemplo: 
H2O2 
H +
⎯ →⎯ H2O + ½ O2 
c) catálise homogênea: reagentes e catalisador na mesma fase 
d) catálise heterogênea: mais de uma fase; pode ocorrer uma adsorção prévia dos 
reagentes na superfície de um catalisador sólido, seguida pela formação de 
compostos superficiais intermediários e produtos finais conforme o esquema 
geral do processo; exemplo (hidrogenação catalítica): 
 CnH2n + H2 (Pt)→ CnH2n+2 
e) promotores: catalisadores de catalisadores; exemplo: 
nCO + (2n + 1) H2 
Fe O2 3⎯ →⎯⎯ CnH2n+2 + nH2O 
promotores: potássio (K), tungstênio (W), molibdênio (Mo), etc. 
f) inibidores: inibem a reação; exemplo: 
SO2 + H2O2 
V O2 5⎯ →⎯⎯ SO3 
Se entrar H2S o processo pára por envenenamento do V2O5. Em saneamento, são 
comuns os efeitos de toxicidade de substâncias químicas sobre os processos 
biológicos de decomposição da matéria orgânica. 
 
 
 
83 
83 
3.2.4.4. Pressão 
 
Aumentando-se a pressão, diminuem-se as distâncias, possibilitando a 
ocorrência de maior número de colisões. 
 
 
3.2.4.5. Energia luminosa (radiante) e elétrica 
 
Exemplos de energia luminosa e elétrica são: 
 
1) luminosa: 
Ag Cl → Ag0 + H2Cl2 (fotografia) 
)(666CO 2612622 sefotossínteOOHC
clorofila
OH ++

 
 
2) elétrica: 
3O2 ⎯⎯⎯⎯ →⎯
eflúvios 2O3 (eflúvios: descargas silenciosas na atmosfera) 
 
3.2.4.6. Estado físico e estado nascente 
 
O estado físico está relacionado com a maior superfície de contato: os gases 
apresentam reações mais rápidas do que os líquidos e os líquidos do que os sólidos. No 
caso do estado nascente tem-se: O3 → O2 + [O] (agente desinfetante). 
 
 
 
 
 
84 
84 
3.2.5. Exemplos de equilíbrios químicos de interesse em 
saneamento 
 
Segundo Arrhenius, todos ácidos, sais e bases se dissociam formando íons 
quando em solução aquosa. Ele observou também que soluções equivalentes de compostos 
diferentes variam grandemente na condutividade, isto é, no seu grau de ionização. 
 
 
3.2.5.1. Ionização de ácidos e bases fracas 
 
A teoria da ionização de Arrhenius explica a diferença de comportamento 
que ocorre entre ácidos e bases fortes e fracos dissolvidos na água. Todos os ácidos e bases 
fortes ionizam-se 100% em solução diluída. Os fracos, contudo, ionizam-se muito pouco, 
não sendo possível expressar-se em porcentagens. 
 
Exemplos: 
 
1) Monoácido (ácido acético) 
 
HAc  H+ + Ac- 
 
KA = [H
+] x [Ac-] / [HAc] = 1,75 x 10-5(25°C) pKA = 4,7 
 
A concentração de ácido acético é um parâmetro importante no controle de 
reatores anaeróbios para o tratamento de esgotos. Se o reator encontra-se equilibrado, esta 
concentração deve ser baixa, indicando que os mesmos estão sendo utilizados pelas 
bactérias metanogênicas, a medida que são produzidos pelas bactérias formadoras de 
ácidos. 
 
 
 
85 
85 
2) Base típica (amônia) 
NH3 + H2O  NH4
+ + OH- 
 
Kb = [NH4
+] x [OH-] / [NH3] = 1,75 x 10
-5(25°C) pKb = 4,7 
 
O estudo do equilíbrio entre as formas molecular (NH3) e iônica (NH4
+) em 
que a amônia se apresenta na água é importante nos estudos de toxicidade aos organismos 
aquáticos (a amônia molecular é mais tóxica) e nos sistemas de separação de amônia gasosa 
da água através de arraste com ar (com elevação prévia do pH para converter o íon 
amoníaco em amônia molecular). 
 
3) Outros 
a) gás sulfídrico 
H2S  H
+ + HS- 
 
K1 = [H
+] x [HS-] / [H2S] = 1,3 x 10
-13(25°C) pK1 = 12,9 
 
O gás sulfídrico decorrente da decomposição anaeróbia da matéria orgânica 
relaciona-se com problemas de exalação de maus odores, de toxicidade e de corrosão. 
 
b) ácido hipocloroso 
HOCl  H+ + OCl- 
 
KA = [H
+] x [OCl-] / [HOCl] = 2,7 x 10-8 pKA = 7,5 
 
O ácido hipocloroso (HOCl) é o agente desinfetante que resulta da aplicação 
do cloro puro na água. Este equilíbrio é importante, porque o poder de desinfecção do íon 
hipoclorito (OCl-) é menor que o do ácido hipocloroso não dissociado. 
 
 
 
 
86 
86 
c) carbonatos e bicarbonatos 
 
CO3
-2 + H2O  HCO3
- + OH- 
K1 = [HCO3
-] x [OH-] / [CO3
-2] = 2,1 x 10-4(25°C) pK1 = 3,7 
 
HCO3
- + H2O  H2CO3
 + OH- 
K2 = [H2CO3] x [OH
-] / [HCO3
-] = 2,3 x 10-8(25°C) pK2 = 7,6 
 
As alcalinidades de bicarbonatos e carbonatos constituem condição 
ambiental importante para os ecossistemas aquáticos e também são parâmetros importantes 
para a caracterização de águas a serem tratadas para abastecimento público, participando 
efetivamente do processo de floculação química. 
 
 
3.2.5.2. Titulação de ácidos e bases fortes 
 
Quando uma base forte é titulada com um ácido forte, o pH inicial da base é 
muito alto, geralmente na faixa entre 12 e 13. A medida que o ácido vai sendo adicionado, 
o pH varia muito pouco no começo, caindo lentamente até 10. A partir daí, o pH cai muito 
rapidamente até um valor em torno de 4,0; a partir daí a variação torna-se novamente lenta 
e gradual. O comportamento inverso pode ser percebido na titulação de ácidos fortes (ver 
Figura 3.10 a seguir). 
 
 
87 
87 
 
 Figura 3.10. Titulação de ácidos e bases fortes 
 
A curva é essencialmente vertical na faixa de pH entre 10 e 4, sendo que o 
ponto de equivalência (pH=7), encontra-se neste intervalo. 
 
Exemplo: 500mL de ácido clorídrico, HCl 0,01M são titulados com hidróxido de 
sódio, NaOH 0,5M. Calcular o pH em diferentes pontos, relacionando-os com os volumes 
gastos de NaOH. 
NaOH + HCl → H2O + Na
+ + Cl- 
 
Solução: 
 
1) volume necessário de NaOH = 500 x 0,01 / 0,5 = 10 mL 
 
2) início da titulação: [H+] = 0,01M = 10-2M → pH = 2,0 
 
3) após 1 mL gasto de NaOH (10% de HCl neutralizado): 
[H+] = 0,9x0,01 = 0,009M → pH = 2,041 
 
 
 
88 
88 
4) após 5mL gastos de NaOH (50% de HCl neutralizado): 
[H+] = 0,5x0,01M → pH = 2,3 
 
5) após 9mL gastos de NaOH (90% de HCl neutralizado): 
[H+] = 0,1x0,001 = 10-3 → pH = 3,0 
 
6) ponto de equivalência (todo HCl neutralizado): 
pH = 7,0 (só NaCl) 
 
7) após 11 mL de NaOH (excesso de 1 mL de NaOH): 
 
[OH-] = 0,5 x 10-3 / 0,5 M 
pois: 1 L ⎯ 0,5 moles 
 1 mL ⎯ 0,5 x 10-3 moles 
[OH-] = 10-3  pOH = 3 e pH = 11 
 
8) outros: quando o pH ultrapassa 4, 99% do ácido está neutralizado. Este é o ponto de 
equivalência utilizado na prática (pH=4,0). Após este ponto, apenas 0,2mL de NaOH 
eleva o pH para 10,0. 
 
 
3.2.5.3. Titulação de ácidos e bases fracos 
 
Quando os ácidos fracos são titulados com uma base forte, o comportamento 
é diferente do que o dos ácidos fortes. Não ocorre o trecho praticamente vertical na faixa de 
pH entre 4 e 10. As variações de pH em relação aos volumes gastos da base titulante são 
mais uniformes e a curva apresenta estágios ou patamares em número de acordo com o 
número de hidrogênios ionizáveis presentes no ácido fraco. Na Figura 3.11 abaixo 
apresenta-se a curva de titulação da mistura hidróxido-carbonato. 
 
 
89 
89 
 
 
Figura 3.11. Titulação de ácidose bases fortes 
 
 
 
3.2.5.4. Íons complexos 
 
Íons complexos são substâncias solúveis formadas pela combinação de 
espécies mais simples em solução. Por exemplo, se Hg+2 e Cl- estão presentes na água, eles 
irão se combinar, formando HgCl2(aq). O cloreto pode se combinar com o mercúrio em 
outras proporções formando uma variedade de complexos: 
 
Hg+2 + Cl-  HgCl+ K1 = 5,6 x 10
6 (25C) 
HgCl+ + Cl-  HgCl2 K2 = 3,0 x 10
6 
HgCl2 + Cl
-  HgCl3
- K3 = 7,1 
HgCl3 + Cl
-  HgCl4
-2 K4 = 10 
 
 
 
90 
90 
Importância: este efeito é utilizado na análise da DQO em que se adiciona 
sulfato de mercúrio para eliminar interferência de íons cloreto. 
 
A constante de equilíbrio neste caso é chamada constante de estabilidade e o 
íon Cl-, ligante. Exemplos de ligantes: H+, OH-, CO3
-2, NH3, F
-, CN-, S2O3
-. 
 
 
3.2.5.5. Produto de solubilidade 
 
Todos os sólidos são solúveis em algum grau. Por exemplo, cloreto de prata, 
AgCl, e sulfato de bário, BaSO4, são considerados pouco solúveis. Contudo, em contato 
com a água eles se dissolvem, numa certa extensão, de acordo com os equilíbrios: 
 
 AgCl  Ag+ + Cl- BaSO4  Ba
+2 + SO4
2− 
 K = [Ag+] . [Cl-] / [AgCl] K = [Ba+2] . [SO4
-2] / [BaSO4] 
 
As concentrações [AgCl] e [BaSO4] podem ser consideradas constantes, por 
se tratar de equilíbrios heterogêneos onde apenas a superfície externa do sólido é que está 
em equilíbrio com a solução. Desta forma, pode-se introduzir o produto de solubilidade 
através de: 
Kps = [Ag
+] . [Cl-] 
Ca3(PO4)2 Kps = [Ca
+2]3 . [PO4]
2 
 
 Exemplos: 
 
 1) Al (OH)3  Al3 + 3 OH
- Kps = 10
-32 (20 C) 
Importância: floculação da água com sulfato de alumínio 
 
2) Fe (OH)3  Fe
+3 + 3 OH- Kps = 6.10
-38 (20 C) 
Importância: floculação da água com cloreto férrico 
 
 
 
91 
91 
3) AgCl  Ag+ + Cl- Kps = 3.10
-10 (20 C) 
Importância: determinação de cloreto em águas 
 
4) BaSO4  Ba
+2 + SO4
-2 Kps = 10-10 (20 C) 
Importância: determinação de sulfato em águas 
 
Assim, pode-se definir as seguintes condições: 
1) solução saturada [A+].[B-] = Kps 
2) solução insaturada [A+] [B-] < Kps (não precipita) 
3) solução supersaturada [A+] [B-] > Kps (precipita) 
 
Exemplo: Misturando-se volumes iguais de NaCl 0,004M e AgNO3 0,02M, 
ocorrerá precipitação de prata? 
Solução: 
[NaCl] = 0,004M 
[AgNO3] = 0,02M 
 
Misturando-se as duas soluções de mesmo volume as concentrações de cada sal 
reduzir-se-ão à metade e a concentração de cada espécie iônica será: 
[Na+] = 0,008M 
[Cl-] = 0,008M 
[Ag+] = 0,01M 
[NO3
− ] = 0,01M 
Ag+ + Cl-  AgCl 
[Ag+].[Cl-]=0,01x0,008=8x10-5>Kps=3,0x10-10→precipitará AgCl. 
 
 
3.2.5.6. Efeito do íon comum 
 
Consideremos uma solução saturada de BaSO4: 
[Ba+2] = [SO4
-2] = 10-5 M (20°C). 
 
 
92 
92 
Adicionando-se cloreto de bário, a concentração de Ba+2 aumentará e a 
concentração de sulfato deverá diminuir para que o Kps permaneça constante, e a 
quantidade de BaSO4 precipitado aumentará. 
 
 
3.3. QUESTÕES PROPOSTAS 
 
 
1. Um rio recebe descarga contínua de um poluente em determinado ponto, a partir do qual 
sua concentração foi monitorada no trecho de jusante, tendo-se obtido os seguintes 
resultados: 
 
Distância (m) 0 1080 2160 3240 4320 5400 6480 8640 
Conc. (mg/L) 40 30 22 16 12 9 6,5 3,5 
 
Sabendo-se que a velocidade das águas do rio é 0,1 m/s qual (a) a ordem e (b) a taxa da 
reação que leva à redução progressiva na concentração deste poluente ao longo do rio? 
(c) Qual o tempo necessário para a redução em 90 % da concentração deste poluente e a 
que distância do ponto de lançamento ocorrerá? 
Resposta: (a) 1a ordem ; (b) 0,1 h-1 e (c) 23 horas 
 
2. Em um ensaio de desinfecção de águas obteve-se os seguintes resultados: 
 
Tempo (minuto) 00 03 06 09 12 15 18 21 24 27 
Conc. Remanes. 
Escherichia Coli 
(org./100mL) 
 
13494 
 
4537 
 
1808 
 
713 
 
276 
 
109 
 
43 
 
16 
 
06 
 
03 
 
Determinar a ordem e a taxa da reação, e tempo necessário para reduzir em 99 % a 
contagem bacteriana após o tratamento. 
 
3. Dada a reação: NH3 + H2O → NH4
+ + OH- ( K = 1,75x10-5) (25oC), calcular 
as porcentagens de amônia gasosa (NH3) para valores de pH variando de 6 a 12, a 25
oC. 
 
 
 
93 
93 
Resposta: 
pH 6 7 8 9 10 11 12 
% NH3 0,06 0,6 5,4 36,4 85,1 98,3 98,8 
 
 
4. Com base no sistema do ácido carbônico na água: 
 
CO3
-2 + H2O = HCO3
- + OH- K1 = 2,1x10
-4 (25oC) 
HCO3
- + H2O = H2CO3 + OH
- K2 = 2,3x10
-8 (25oC) 
 
Construir tabela e gráfico mostrando as variações percentuais nas concentrações de CO2 
(CO2 + H2O = H2CO3), bicarbonato (HCO3
-) e carbonato (CO3
-2) na água, para a 
faixa de pH entre 4 e 10. 
 
5. Qual a porcentagem de ácido acético que se dissocia na água para para T = 25oC, em 
(a) pH = 4 e (b) pH = 7. Dado: HAc = H+ + Ac- (Ka = 1,75x10
-5) (25oC) 
Resposta: (a) 14,9 % ; (b) 94,6 % 
 
6. Determinar as porcentagens de H2S liberadas a 25
oC para pH variando de 10 a 14. Dado: 
H2S = H
+ + HS- (K = 1,3x10-13) (25oC) 
Resposta: 
pH 10 11 12 13 14 
% H2S 99,9 98,7 88,5 43,5 7,1 
 
7. Conhecidas as seguintes reações de equilíbrio: 
 
a) 2 NO2 (g) = N2O4 + Q calorias 
b) 2 HI (g) = H2 (g) + I2 (g) + Q calorias 
 
Predizer em que sentido é deslocado o equilíbrio quando se diminui a temperatura ou se 
eleva a pressão. Justificar as respostas. 
 
 
 
 
94 
94 
3.4. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
 
1. GENDA, A. “Equilíbrio Químico”. Curso “Química Sanitária I” do Curso de Saúde 
Pública para Graduados. Faculdade de Saúde Pública – USP, 1977. 
2. HILDEBRAND, J.H., “Principles of Chemistry”. The Macmillan Company, New York, 
4th ed. 1940. 
3. KATO, M.T., Curso “Qualidade da Água, do Ar e do Solo”, Escola de Engenharia Mauá, 
1983. 
4. MAHAN, B. H., "UNIVERSITY CHEMISTRY”. Addison–Wesley Publishing 
Company, Inc., 2nd ed., 1972. 
5. MOORE, W.J., “Physical Chemistry”. Prentice- Hall, Inc., 2nd ed., 1955. 
6. PIVELI, R.P. “Qualidade da Água”. Curso de Especialização em Engenharia em Saúde 
Pública e Ambiental da Fac. Saúde Pública – USP, 1996. 
7. POVINELLI, J., Curso “Técnicas Experimentais em Saneamento Ambiental”. Escola de 
Engenharia de São Carlos, 1979. 
8. ROSSIN, A.C., “Cinética Química”. Curso de Especialização em Engenharia em Saúde 
Pública. Faculdade de Saúde Pública – USP, 1982. 
9. WEBBER, W. “Physico-Chemical Processes”. Mc Graw–Hill, 1979. 
 
CAPÍTULO 4 
 
FUNDAMENTOS DE QUÍMICA COLOIDAL E DE 
ELETROQUÍMICA APLICADOS AOS ESTUDOS DE CONTROLE 
DA QUALIDADE DAS ÁGUAS 
 
 
4.1. CONSIDERAÇÕES INICIAIS ............................................................................................... 96 
 
4.2. ESTUDO DOS SISTEMAS COLOIDAIS .............................................................................. 97 
4.2.1. Conceituação básica ............................................................................................... 97 
4.2.2. Propriedades gerais dos colóides ........................................................................... 97 
4.2.2.1.Tamanho das partículas ................................................................................ 97 
4.2.2.2. Relação área superficial/volume elevada .................................................... 98 
4.2.2.4. Adsorção superficial ..................................................................................... 98 
4.2.2.5. Diálise .............................................................. Erro! Indicador não definido. 
4.2.2.6. Movimento browniano .................................................................................. 99 
4.2.2.7. Efeito Tyndall ................................................................................................99 
4.2.3. Fatores de estabilidade das partículas coloidais .................................................... 99 
4.2.3.1. Potencial zeta ............................................................................................. 101 
4.2.4. Fator de "instabilidade" e esquema das partículas coloidais ................................ 102 
4.2.5. Mecanismos de coagulação ................................................................................. 103 
4.2.6. Considerações a respeito da floculação ............................................................... 106 
4.2.7.Ensaios de floculação ............................................................................................ 108 
4.2.8. Principais coagulantes utilizados .......................................................................... 108 
4.2.8.1. Reações químicas – Estequiometria .......................................................... 109 
 
4.3. FUNDAMENTOS DE ELETROQUÍMICA ........................................................................... 110 
4.3.1. Conceito de potencial de eletrodo ........................................................................ 110 
4.3.2. Conceito de corrosão ............................................................................................ 114 
4.3.2.1. Formas e meios de corrosão ...................................................................... 116 
4.3.2.2. Potenciais de eletrodo irreversíveis ........................................................... 117 
4.3.3. Proteção contra a corrosão ................................................................................... 118 
 
4.4. QUESTÕES PROPOSTAS ................................................................................................ 119 
 
4.5. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS ................................................................................... 120 
 
 96 
CAPÍTULO 4 
 
 
FUNDAMENTOS DE QUÍMICA COLOIDAL E DE 
ELETROQUÍMICA APLICADOS AOS ESTUDOS DE CONTROLE 
DA QUALIDADE DAS ÁGUAS 
 
4.1. CONSIDERAÇÕES INICIAIS 
 
A dificuldade de remoção de partículas da água é função de seus 
tamanhos. Partículas em suspensão, que possuem diâmetro médio superior a 1 m, 
podem ser removidas por sedimentação simples. Intermediariamente, as partículas 
coloidais, visíveis através de microscopia eletrônica, com diâmetros variando na faixa 
de 1 nm a 1 m, exigem a coagulação e floculação antes de sua separação por operação 
unitária como a sedimentação ou flotação. Isto ocorre até mesmo em processos 
biológicos de tratamento de águas residuárias onde, em última análise, a interação entre 
microrganismos e matéria orgânica resulta na formação de flocos. Na teoria mais 
moderna voltada à explicação desse fenômeno, considera-se que os microrganismos, 
durante suas atividades metabólicas ao degradar matéria orgânica, produzem polímeros 
extra-celulares responsáveis pela floculação. Constitui a chamada floculação biológica. 
Aliás, até mesmo a antiga teoria da coagulação e floculação de natureza físico–química, 
complexa em seus conceitos de eletroquímica, ainda não pode ser considerada 
devidamente esclarecida. A teoria da dupla camada de Stern é a mais aceita, mas não 
pode, segundo alguns autores, ser considerada absoluta na elucidação desse fenômeno. 
Finalmente, as partículas com diâmetro inferior a 1 nm, dissolvem-se na água em nível 
de solução verdadeira e são muito estáveis, praticamente cargas elétricas dispersas na 
água, removíveis apenas através de processos especiais de tratamento, como os que 
recorrem ao emprego de membranas semi-permeáveis e os processos à base de troca 
iônica. 
A importância de se planejar e executar bem um processo de coagulação 
e floculação é muito grande, uma vez que normalmente são unidades iniciais de 
tratamento e o seu mau funcionamento pode prejudicar o funcionamento das unidades 
 97 
subseqüentes. É a tradicional idéia de uma estação convencional ou clássica de 
tratamento de água para abastecimento público, em que, quando se tem problemas nas 
etapas de coagulação e floculação, ocorre mau funcionamento dos decantadores, 
podendo levar a sobrecargas nos filtros. Se chegar-se a tal ponto de prejuízo em que 
ocorra escape de flocos dos filtros, a água poderá ser distribuída contaminada, mesmo 
sofrendo processo de desinfecção através de cloração. 
 
 
4.2. ESTUDO DOS SISTEMAS COLOIDAIS 
 
4.2.1. Conceituação básica 
 
Em suas experiências realizadas em 1861, Graham observou que certas 
partículas, como as de gelatina, possuíam grande mobilidade na água e sofriam diálise, 
separação através de membranas, enquanto que outras não, como as partículas de sal ou 
açúcar. Chamou as primeiras de colóides e as segundas de cristalóides. Depois, 
observou que algumas substâncias, a princípio coloidais, possuíam comportamento de 
cristalóide na água, enquanto que partículas de ouro, grafite e enxofre, cristalóides, 
comportavam-se na água como dispersão coloidal. Deste fato, resulta a conclusão 
bastante importante de que existem sistemas coloidais e não simplesmente substâncias 
coloidais. Colóides representam, portanto, um estado particular da matéria. 
 
 
 4.2.2. Propriedades gerais dos colóides 
 
4.2.2.1.Tamanho das partículas 
 
Conforme mencionado anteriormente, as partículas coloidais apresentam 
diâmetro variando na faixa de 1 nm a 1 m. Esta propriedade é a base para o 
desenvolvimento de todas as outras. 
 98 
4.2.2.2. Relação área superficial/volume elevada 
 
Quanto mais se reduz o tamanho de uma partícula, mais se aumenta a 
relação área superficial/volume. Um cubo de 1 cm de aresta possui área superficial de 6 
cm2 e volume de 1 cm3. Se fracionarmo-lo em pequenos cubículos de  m de aresta, a 
área superficial total é aumentada para 600 m2, enquanto que o volume total se mantém 
em 1 cm3. As partículas em estado coloidal são suficientemente pequenas, de forma a 
possuir relação área superficial/volume bastante elevada, isto é, estas partículas 
manifestam grandes áreas expostas ao meio onde se inserem, podendo intercambiar com 
ele, gerando o que se conhece pelos chamados “fenômenos de superfície”. 
 
 
4.2.2.3. Propriedades elétricas e eletrocinéticas 
 
São as propriedades mais importantes que decorrem desta anterior, que 
resulta no fato de que todas as partículas coloidais são carregadas eletricamente. Águas 
com pH entre 5 e 10, o que compreende a grande maioria das águas naturais, 
apresentam predomínio de partículas com saldo de carga negativa, gerando um 
potencial médio estimado em – 30 mV. Quando imergimos eletrodos na água, isto é, 
aplicamos uma diferença de potencial, as partículas coloidais migram para o polo de 
sinal oposto, propriedade eletrocinética conhecida por eletroforese. 
 
 
4.2.2.4. Adsorção superficial 
 
Devido à grande área superficial das partículas coloidais, o poder de 
adsorção é grande. Ocorre seletividade na adsorção de íons pelos colóides e esta é a 
base fundamental da estabilidade das dispersões coloidais, entendendo-se por 
estabilidade a dificuldade na remoção da água, ou seja, estas barreiras de natureza 
eletrostática impedem que as partículas se aglutinem e formem flocos que possam ser 
posteriormente separados por operação física. 
 
 99 
4.2.2.5. Diálise 
 
As partículas coloidais podem ser separadas por membranas semi-
permeáveis. Hoje em dia, o avanço tecnológico tem permitido a separação de partículas 
mais finas, até mesmo íons podem ser separados da água através da osmose reversa, que 
é um processo de separação por membrana. 
 
 
4.2.2.6. Movimento browniano 
 
As moléculas de água permanecem em estado constante de vibração. 
Este fato faz com que as partículas coloidais sejam “bombardeadas” pelas moléculas de 
água que, desta forma, impõem um movimento desordenado às partículas coloidais que 
têm massas relativamente pequenas, conhecido como movimento browniano. Este efeitoé visível através de ultra-microscopia e é considerado favorável ao processo de 
floculação. 
 
 
4.2.2.7. Efeito Tyndall 
 
As partículas coloidais, embora pequenas, são suficientemente grandes 
de modo a interferir na passagem da luz, provocando o seu espalhamento (difração), o 
que é conhecido por efeito Tyndall. Este conceito é análogo ao conceito da turbidez, que 
é provocada em maior escala por partículas mais grosseiras como os sólidos em 
suspensão. 
 
 
4.2.3. Fatores de estabilidade das partículas coloidais 
 
Existem dois principais fatores que dificultam a aglutinação das 
partículas coloidais: a camada de solvatação e a carga elétrica. A camada de solvatação 
é uma fina película de água fortemente aderida à partícula coloidal. A afinidade dessas 
partículas pela água resulta da presença de certos grupos polares como OH, COOH e 
NH2 em sua superfície. Os colóides que possuem camada de solvatação são chamados 
 100 
hidrófilos ou hidrofílicos e são mais difíceis de flocular. Os colóides que não possuem 
camada de solvatação são chamados hidrófobos e são mais fáceis de flocular, por não 
possuírem esta barreira contrária à ação dos agentes empregados para a sua 
desestabilização. 
A carga elétrica que se manifesta na superfície das partículas coloidais é 
chamada carga elétrica primária. Ela pode ser originada da dissociação de grupos 
reativos presentes nas extremidades das moléculas contidas na estrutura da micela do 
colóide, ou simplesmente pela adsorção seletiva de íons dispersos na água. A carga 
elétrica primária de colóides hidrofílicos resulta principalmente da dissociação de 
grupos como COOH e NH2, por exemplo, da seguinte forma: 
 
PROTEÍNA-COOH + H2O → [ PROTEÍNA-COOH ]
 - + H3O
+ (solução verdadeira) 
 
PROTEÍNA-NH2 + H2O → [ PROTEÍNA-NH3 ]
+ + OH- (solução verdadeira) 
 
Observa-se, através dessas reações de dissociação, que ocorrem efeitos 
sobre o pH da água. A seguinte experiência poderia ser feita em laboratório: dissolver 
uma certa quantidade de proteína em um copo contendo água com pH inicial igual a 7,0. 
Se o pH após a dissociação se reduzir, foi porque havia um saldo de grupamentos 
carboxílicos em relação ao grupo amina. Continuando a experiência, adicionando-se 
agora sucessivamente gotas de uma solução diluída de ácido clorídrico, o valor do pH 
da água continuará diminuindo. Com base na lei de Chatelier, ou o princípio do 
deslocamento do equilíbrio, pode-se imaginar que se chegará a um valor de pH em que 
a dissociação de grupos amina igualar-se-á à dos grupos carboxilícos, pois a introdução 
de ácido no meio inibirá esta última. Este pH é conhecido por ponto isoelétrico da 
partícula. O inverso também poderá ocorrer: adicionar a proteína à água e o pH subir. 
Neste caso ocorreu saldo de grupos amina e a elevação adicional de pH com hidróxido 
de sódio levará ao ponto isoelétrico dessa partícula. O conceito de ponto isoelétrico é 
importante nos estudos de coagulação e floculação, demonstrando claramente a 
importância do pH da água nestes fenômenos sequenciais. O ponto isoelétrico da 
partícula é um valor de pH bastante favorável para a aplicação de agentes coagulantes, 
por reduzir as barreiras eletrostáticas. Alguns efluentes industriais floculam em alguns 
casos mediante apenas a variação de pH, notadamente efluentes contendo metais e que 
são alcalinizados durante o tratamento. 
 101 
À medida que a partícula coloidal manifesta sua carga primária, passa em 
seguida a atrair contra-íons, formando um campo eletrostático ao redor do núcleo da 
partícula e de sinal contrário ao da carga primária. Quanto mais próximo o contra-íon 
estiver da superfície da partícula, maior a força de atração. Assim, forma-se uma 
primeira camada de contra-íons que, na teoria da dupla camada de Stern, chama-se 
camada compacta. Os íons mais afastados são atraídos mais fracamente, e a camada que 
se inicia após o final da camada compacta e se estende até o meio neutro, onde a força 
de atração pela partícula é praticamente zero, chama-se camada difusa. É esta 
configuração que faz com que, quando se colocam duas partículas coloidais de mesmo 
sinal próximas entre si, ocorra a interação entre os campos eletrostáticos que se formam 
ao redor de cada uma, resultando em forças de repulsão que impedem a coagulação. 
 
 
4.2.3.1. Potencial zeta 
 
Quando a partícula coloidal é submetida a uma diferença de potencial, 
ela migra para o polo de sinal contrário à sua carga primária. Os contra-íons que se 
encontram na camada compacta estão fortemente atraídos à partícula e são capazes de 
migrarem junto com ela. Mas os que estão na camada difusa, nem todos possuem esta 
capacidade. Pode-se imaginar um plano no interior da camada difusa que corresponde 
ao limite desta capacidade de acompanhamento da partícula, isto é, as cargas que estão 
até este plano são capazes de acompanhar a partícula e as que estão fora não. Este plano 
é chamado de plano de cisalhamento. O potencial máximo de repulsão eletrostática 
ocorre exatamente na superfície da partícula; é ele que tem que ser neutralizado para a 
desestabilização da partícula, mas é muito difícil de ser medido. O que pode ser medido 
é o potencial manifestado no plano de cisalhamento, que é o chamado potencial zeta, 
porque corresponde ao potencial das cargas que estão dentro do plano de cisalhamento e 
pode ser medido por eletroforese, uma vez que estas cargas migrarão com a partícula 
para o polo de sinal contrário. Certamente este potencial zeta é menor que o total, mas 
por poder ser medido mais facilmente, serve de referência para as intervenções nas 
estações de tratamento de água, como o estabelecimento das dosagens de coagulantes. O 
potencial zeta é dado por: 
Z = 4dq / D 
 102 
Em que: 
q= carga da partícula 
d = espessura da zona de influência da carga da partícula 
D = constante dielétrica do líquido 
 
 
4.2.4. Fator de "instabilidade" e esquema das partículas 
coloidais 
 
Favoravelmente ao processo de coagulação, atuam sobre as partículas 
coloidais as forças de Van der Waals. São interações moleculares que se manifestam 
como forças atrativas nos três estados físicos da matéria. Atuam em distâncias em que 
há pouca ou nenhuma sobreposição ou troca de elétrons e geralmente envolvem fracas 
energias. São de natureza elétrica. Em última instância, são devidas ao fato de a matéria 
ser composta de núcleos carregados positivamente envolvidos por elétrons carregados 
negativamente. Envolvem três tipos de interações: dipolo-dipolo, dipolo-dipolo 
induzido e interações de dispersão (moléculas polares e apolares). A molécula de água 
forma um dipolo e quando uma partícula coloidal se posiciona ao seu redor, ficará 
sempre do lado do polo de sinal contrário. Assim, de acordo com a lei de Coulomb da 
eletrostática, em que as forças desta natureza são inversamente proporcionais ao 
quadrado da distância, as forças de Van der Waals resultarão sempre em atração, uma 
vez que a distância entre as cargas de sinal contrário será sempre maior do que a 
distância entre as cargas de mesmo sinal. Desta forma, as forças de Van der Waals 
atuarão sempre favoravelmente em relação ao processo de coagulação; mas, 
infelizmente, se reduzem mais depressa com a distância do que as forças repulsivas, 
devendo-se trazer as partículas o mais próximo entre si quanto for possível, além de 
principalmente reduzir as forças de repulsão por algum mecanismo, para se vencer a 
barreira de energia naturalmente criada e para que seja possível a ocorrência da 
coagulação. 
Com base nesses conceitos anteriores, pode-se ilustrar esquematicamente 
uma partícula coloidal da forma da Figura 4.1 a seguir. 
 
 103 
 
 
Figura 4.1. Esquema de uma partícula coloidal. Fonte: CAMPOS(1972), 
VIANNA (1992). 
 
 
4.2.5. Mecanismos de coagulação 
 
Na química como um todo, mecanismos de coagulação como a ebulição 
ou o congelamento,podem ser aplicados. A ação do aquecimento sobre a dispersão 
coloidal hidrófoba não é atribuída à redução no potencial superficial e sim a uma 
modificação no grau de hidratação das partículas ou aumento na energia cinética, 
 104 
permitindo que as partículas ultrapassem a barreira energética que as separa. Mas é uma 
solução cara demais para as aplicações em saneamento ambiental, como é o caso do 
tratamento de grandes vazões de água para o abastecimento de uma cidade. Por outro 
lado, durante o processo de congelamento são formados cristais de água relativamente 
pura. Assim, os materiais de natureza coloidal ou cristalóide são forçados a uma 
condição mais concentrada. Dois efeitos que resultam em coagulação podem ocorrer: à 
medida que a suspensão coloidal torna-se mais concentrada, aumenta-se a oportunidade 
para um contato mais efetivo entre as partículas. Ao mesmo tempo, a concentração de 
eletrólitos aumenta, resultando em um decréscimo na espessura da camada difusa; mas 
também é inviável economicamente para as aplicações em saneamento. 
A precipitação mútua é também um mecanismo de coagulação não 
utilizado em saneamento devido aos grandes volumes de água a serem tratados. Ocorre 
quando colóides de cargas opostas são misturados. Se forem adicionados em 
quantidades equivalentes em termos de cargas eletrostáticas, a coagulação ocorre quase 
que completamente. Os colóides carregados positivamente que resultam das adições de 
sais de alumínio ou ferro trivalentes podem, de certa forma, agir desta maneira e 
remover os colóides carregados negativamente. 
Nas estações de tratamento de água para abastecimento público e no 
tratamento de certos efluentes industriais por processo físico-químico à base de 
coagulação e usados sais simples como o cloreto férrico e o sulfato de alumínio, que são 
chamados de coagulantes e funcionam como eletrólitos. 
Os principais mecanismos de coagulação que decorrem da ação de 
eletrólitos são: 
 
• Compressão da camada dupla das partículas coloidais: Se uma concentração 
elevada de um eletrólito é adicionada a uma dispersão coloidal, a concentração 
de íons em sua camada difusa aumentará e sua espessura, consequentemente, 
diminuirá. Isto resultará em uma diminuição mais acentuada da carga com a 
distância à interface da partícula, resultando em um decréscimo ou, talvez, a 
eliminação da barreira de energia. 
 
• Neutralização da carga: De fato, um modo como os eletrólitos agem é a 
compressão da camada dupla. Uma concentração suficiente de íons 
monovalentes, tal qual os decorrentes da adição de NaCl, podem promover a 
 105 
coagulação dessa maneira. Contudo, foi notado que sais contendo íons 
bivalentes de carga oposta à da partícula coloidal possuem maiores poderes de 
coagulação. Os sais contendo íons trivalentes de carga oposta são ainda mais 
eficientes. Este conceito é decorrente da regra de Schulze-Hardy: “a precipitação 
de um colóide é afetada pela adição de eletrólitos contendo íons de carga oposta 
e o efeito aumenta significativamente com a carga do íon”. Aproximadamente, 
um íon bivalente é cerca de 20 a 30 vezes mais eficiente que um monovalente e 
um trivalente é cerca de 100 vezes mais eficiente que um bivalente. Na Tabela 
4.1 a seguir são apresentados os poderes relativos de coagulação de diversos 
eletrólitos: 
 
Tabela 4.1. Poderes relativos de coagulação de alguns eletrólitos 
 
ELETRÓLITO PODER RELATIVO DE COAGULAÇÃO 
Colóides Positivos Colóides Negativos 
NaCl 1 1 
Na2SO4 30 1 
Na3PO4 1000 1 
BaCl2 1 30 
MgSO4 30 30 
AlCl3 1 1000 
Al2(SO4)3 30 >1000 
FeCl3 1 1000 
Fe2(SO4)3 30 >1000 
Obs: Valores aproximados e para soluções de concentrações iônicas equivalentes. 
Fonte: Sawyer & McCarty (1994) 
 
Considera-se que os íons multivalentes e de carga oposta são capazes de 
penetrar na camada difusa da partícula coloidal e neutralizar, em parte, a carga primária. 
Os sais trivalentes, Fe+++ e Al+++, são os mais usados como coagulantes. 
 
• Adsorção em um precipitado: Quando uma quantidade suficiente de sal de um 
metal como alumínio e ferro são adicionados a uma solução, eles podem 
combinar-se com os hidróxidos disponíveis no meio formando precipitados de 
hidróxidos metálicos, como os hidróxidos de alumínio, de ferro, etc., que se 
precipitam. Os hidróxidos metálicos são bastante solúveis e, neste caso, 
precipitam-se de forma polimerizada, formando moléculas de peso molecular 
elevado e ainda mais insolúveis. Ao se precipitarem estes complexos insolúveis 
 106 
polinucleares, que geralmente possuem carga positiva, adsorvem e neutralizam 
carga, ou simplesmente aprisionam partículas coloidais que se sedimentam 
conjuntamente. Este mecanismo, denominado floculação por varredura, é um 
dos mais atuantes em diversos casos de tratamento de águas naturais, superando 
até mesmo a neutralização de carga. A quantidade de hidróxidos metálicos 
positivamente carregados geralmente é maior que a necessária para reagir com 
as partículas coloidais negativas que tenham escapado da neutralização de carga 
pelos cátions metálicos trivalentes. O excesso de hidróxido metálico coloidal 
deve ser coagulado de alguma maneira. É aí que os ânions associados aos metais 
assumem importância. Esses íons, preferivelmente sulfato ou cloreto, 
comprimem a camada difusa do colóide e ajudam a completar a coagulação do 
sistema. O entrelaçamento do colóide original no sal metálico enquanto coagula 
e se sedimenta, serve para promover uma remoção adicional dos colóides. A 
adição de polieletrólitos isolados ou em conjunto com os eletrólitos metálicos 
pode aumentar a eficiência dos processos de coagulação e floculação. 
 
• Formação de pontes entre partículas: Os polieletrólitos, polímeros naturais ou 
sintéticos de cadeia longa e carregados eletricamente, podem desestabilizar as 
partículas coloidais formando uma ponte entre um colóide e outro. Uma carga 
situada ao longo da cadeia do polímero pode aderir ou adsorver um colóide, 
enquanto que o restante da molécula se estenderá pela solução podendo adsorver 
outros colóides em outros pontos, removendo a ambos conjuntamente. Os 
polieletrólitos, além de cadeia longa, possuem agrupamentos de cargas elétricas 
distribuídos de forma assimétrica ao longo da molécula. O saldo de carga poderá 
ser positivo (polieletrólitos catiônicos), negativo (polieletrólitos aniônicos) ou 
nulo (polieletrólitos não iônicos), mas de qualquer forma, os colóides são 
removidos em pontos específicos de suas moléculas e a estrutura se sedimenta 
como um todo porque, devido ao longo comprimento da cadeia do polímero, 
partículas de mesmo sinal não se repelem significativamente pois podem ser 
mantidas em distâncias relativamente grandes. 
 
4.2.6. Considerações a respeito da floculação 
 
 107 
Coagulação e floculação não são sinônimos e sim, fenômenos 
seqüenciais. Coagular significa desestabilizar a partícula coloidal, diminuir as barreiras 
eletrostáticas entre partículas pelos mecanismos anteriormente descritos. Nas estações 
de tratamento de água este processo ocorre logo no início em algum ponto onde se tenha 
gradiente de velocidade elevado que permita a rápida dispersão do coagulante 
empregado. Esta etapa do tratamento chama-se mistura rápida e normalmente não é 
necessária a construção de um tanque específico para este fim, utilizando-se pontos de 
estrangulamento no canal de chegada da água na estação, como a calha Parshall, 
dispositivo de medição de vazão onde ocorrem velocidades elevadas. 
Uma vez que as partículas estejam desestabilizadas, a etapa seguinte é a 
formação dos flocos. Para isso é necessário que se introduza energia ao meio de forma 
adequada. Deficiência de energia provoca a formação de flocos com más características 
de sedimentação. Energia excessiva provoca a ruptura de flocos formados e o 
fornecimento adequado de energia provoca a formação de flocos grandes e densos 
contendo ramificaçõesque promovem entrelaçamentos entre os flocos formando 
estruturas maiores e mais pesadas. Nas estações de tratamento de água a etapa de 
floculação é chamada de mistura lenta. Os floculadores hidráulicos são tanques com 
chicanas onde o grau de mistura é controlado pelo espaçamento entre elas produzindo 
perda de carga adequada. Nos floculadores mecânicos, os tanques são munidos de 
turbina sendo o grau de mistura comandado pela potência do motor. 
O principal parâmetro de controle da energia para mistura é o chamado 
gradiente de velocidade, que está associado à variação da velocidade do escoamento, 
ponto a ponto, segundo uma direção perpendicular a ele. Expressando-se 
matematicamente, G = dv/dy , sendo v a velocidade e y o eixo perpendicular ao 
escoamento. A dimensão do gradiente de velocidade é 1 / tempo e normalmente é 
expresso em s-1. 
Nos estudos de floculação, além do gradiente de velocidade, o tempo de 
mistura tem influência decisiva nos resultados. Por isso criou-se o número de Camp, o 
adimensional igual a G . t , cujos valores são utilizados na interpretação da adequação 
do grau de mistura a ser imposto no tanque de floculação. 
Além da energia para a mistura, a floculação é influenciada pelas 
características físicas e químicas da água como o pH, a alcalinidade, a temperatura e a 
distribuição de partículas. Neste último caso, é importante a presença de partículas 
 108 
maiores, sólidos em suspensão, que atuem como núcleos para a formação de flocos 
grandes e densos. 
 
 
4.2.7.Ensaios de floculação 
 
As condições de floculação a serem empregadas em uma estação de 
tratamento de água ou de efluentes industriais podem ser previstas em escala de 
laboratório utilizando-se equipamentos conhecidos como aparelhos de Jar Test, ou Teste 
de Jarros. Estes jarros possuem sistema de mistura e permitem a escolha do tipo de 
coagulante e dosagem ideal, pH de floculação, gradiente de velocidade e tempo de 
mistura, influência das adições de polieletrólitos, etc. Após cada condição ensaiada, 
pode-se medir a qualidade da água tratada após a separação dos sólidos floculados, 
através de sedimentação ou filtração. 
 
 
4.2.8. Principais coagulantes utilizados 
 
Conforme discutido, os coagulantes necessitam ter propriedades 
desejáveis, como as capacidades de reagir com álcalis e produzir compostos floculentos, 
e de produzir em solução cátions metálicos de grande poder de redução do potencial 
eletrostático, manifestado pelas partículas coloidais. Além disso, precisam apresentar 
baixo custo e facilidade de obtenção, não podendo também trazer prejuízos para a saúde 
pública. 
O sulfato de alumínio é um dos coagulantes mais empregados por 
apresentar baixo custo, ser fácil de transportar e por ser produzido em diversas regiões 
brasileiras. Em condições normais, sua aplicação é mais eficiente na faixa de pH de 5 a 
8. O sulfato ferroso é indicado para o tratamento de águas com pH elevado, uma vez 
que a faixa ideal de pH para a sua aplicação é de 8,5 a 11. O sulfato férrico é 
recomendado para águas com cor elevada ou ácidas. A faixa de pH indicada para a sua 
aplicação vai de 5 a 11. O cloreto férrico é também bastante usado, atuando em uma 
faixa ampla de pH, que vai de 5 a 11. O sulfato ferroso clorado, também chamado de 
 109 
caparrosa clorada, atua a partir de valores de pH superiores a 4 e é obtido pela reação do 
cloro com o sulfato férrico, de acordo com a equação: 
 
6 FeSO4.7H2O + 3 Cl2 → 2 Fe2(SO4)3 + 2 FeCl3 + 7 H2O 
 
 
4.2.8.1. Reações químicas – Estequiometria 
 
 As principais reações com os dois principais coagulantes utilizados, são: 
 
a) Sulfato de Alumínio 
 
• Com a alcalinidade natural das águas: 
 
Al2(SO4)3.18H2O + 3Ca(HCO3)2 → 3CaSO4 + 2Al(OH)3 + 6CO2 + 18H2O 
 666,4 g 300 g 408 g 156 g 264 g 
 
Ou seja, 1 mg/L de sulfato de alumínio requer 0,45 mg/L de alcalinidade em CaCO3, 
converte 0,45 mg/L de dureza temporária em dureza permanente e provoca a liberação 
de 0,4 mg/L de CO2. 
 
• Reação do sulfato de alumínio com a cal adicionada: 
 
Al2(SO4)3.18H2O + 3Ca(OH)2 → 2Al(OH)3 + 3CaSO4 + 18H2O 
 666,4 g 232 g 156 g 408 g 
 
Cada mg/L de sulfato de alumínio requer 0,33 g de Ca(OH)2 (ou 0,25 mg/L CaO), e 
eleva a dureza permanente em 0,45 mg/L. 
 
• Reação do sulfato de alumínio com a barrilha: 
 
Al2(SO4)3.18H2 O + 3Na2CO3 + 3H2O → 3Na2SO4 + 2Al(OH)3 + 3CO2 + 18H2O 
 666,4 g 118 g 
 
Portanto, l mg/L de sulfato de alumínio requer 0,48 g de barrilha. 
b) Compostos de Ferro 
 
 110 
• Reação do sulfato ferroso com a cal: 
 
FeSO4.7H2O + Ca(OH)2 → CaSO4 + Fe(OH)2 + 7H2O 
 278 g 56gCaO 136 g 90 g 
 
• Reação do cloreto férrico anidro com a alcalinidade: 
 
2FeCl3 + 3Ca(HCO3)2 → 3CaCl2 + 2Fe(OH)3 + 6CO2 
 325 g 300gCaCO3 408 g 214 g 
 
• Reação do sulfato férrico anidro com a alcalinidade: 
 
Fe2(SO4)3 + 3Ca(HCO3)2 → 3CaSO4 + 2Fe(OH)3 + 6CO2 
 
 
4.3. FUNDAMENTOS DE ELETROQUÍMICA 
 
4.3.1. Conceito de potencial de eletrodo 
 
Potencial de eletrodo é a diferença de potencial que se manifesta entre 
um metal e o meio, quando é imerso em uma solução aquosa contendo íons desse metal 
(Figura 4.2). O valor do potencial padrão depende da natureza do metal e da 
concentração de seus íons em solução. 
 
 
ΔV 
 
Me+n 
Figura 4.2. Potencial de eletrodo 
Me 
 111 
O potencial de eletrodo é dado pela equação de Nernst: 
 
E = Eo – ( RT/nF ) x Log (AMe
+n / AMe ) 
 
Sendo: 
E = Potencial padrão (Volts) 
F = Constante de Faraday = 96 500 Coulomb 
E = Potencial de eletrodo 
Eo = Potencial padrão do eletrodo 
R = Constante dos gases = 8,314 Joule / oK . mol 
T = Temperatura em oK 
n = Número de elétrons envolvidos no processo 
AMe = Atividade do metal 
AMe
+n = Atividade do íon metálico na solução 
 
 
Conforme visto anteriormente, para soluções diluídas os valores de 
concentração ativa e molar são praticamente coincidentes. Para a temperatura de 25oC 
pode ser escrito: 
E = Eo - ( 0,0592 / n ) . Log [ Me
+n ] 
 
Podem ser encontrados valores de Eo tabelados para grande número de 
reações de oxidação diferentes. Por definição, o potencial padrão do H2 a 1 atm é 
considerado igual a zero. Quando a concentração de íons metálicos na solução é igual a 
1 M, o segundo termo da equação de Nernst é nulo e E = Eo. Na Tabela 4.2 a seguir são 
apresentados valores de potencial padrão de oxidação: 
 
Tabela 4.2. Potenciais padrão de oxidação 
 
Reação Potencial Padrão ( V ) 
Mg = Mg++ + 2e + 2,370 
Al = Al+++ + 3e + 1,660 
Zn = Zn++ + 2e + 0,736 
Fe = Fe+++ + 3e + 0,440 
Sn = Sn++ + 2e + 0,136 
Pb = Pb++ + 2e + 0,126 
H2 = 2H
+ + 2e 0,000 
 112 
Cu = Cu++ + 2e - 0,337 
Ag = Ag+ + 2e - 0,799 
Hg = Hg++ + 2e - 0,854 
2H2O = O2 + 4H
+ + 4e - 1,229 
2Cl- = Cl2 + 2e - 1,370 
 Fonte: Agudo (1988) 
 
Quando dois eletrodos diferentes se combinam, forma-se uma pilha 
eletrolítica cuja força eletromotriz (FEM) é dada por: 
 
FEM =Potencial do Anodo (oxidação) – Potencial do Catodo (redução) 
 
Exemplo 1: Quando combinamos um eletrodo padrão de cobre com outro de ferro, 
ocorre a seguinte reação: 
Cu+2 + Fe → Cu + Fe+2 
 
Qual o sentido da reação espontânea? 
 
a) Cu+2 + 2e → Cu Redução Eo = + 0,337 V 
 Fe → Fe+2 + 2e Oxidação Eo = + 0,440 V 
 ------------------------- -------------------------------- 
Cu+2 + Fe → Cu + Fe+2 FEM = + 0,777 V 
 
b) Cu → Cu+2 + 2e Oxidação Eo = - 0,337V 
 Fe+2 + 2e → Fe Redução Eo = - 0,440 V 
--------------------------------- ------------------------------- 
Cu + Fe +2 → Cu+2 + Fe FEM = - 0,777 V 
 
A reação espontânea é aquela que possui uma força eletromotriz positiva. 
 
Exemplo 2: Qual o potencial de oxidação para a meia pilha Pb = Pb++ + 2e, quando a 
concentração de Pb++ for igual a 0,001 M? Dado Eo = + 0,126 V. 
 
E = Eo - ( 0,0592 /2 ) . Log (0,001) E = + 0,215 V 
 
 113 
Exemplo 3: Qual o potencial desenvolvido por uma pilha eletrolítica formada com Zn / 
Zn++ (0,01 M) e Cu / Cu++ (0,1 M)? Qual será a reação produzida? Dados: Eo (Zn) = + 
0,763 V e Eo (Cu ) = - 0,337 V (Figura 4.3). 
 
Eletrodo de Zinco: 
 
E = 0,763 - ( 0,0591 / 2 ) . Log 10-2 = 0,822 V 
 
Eletrodo de Cobre: 
E = - 0,337 - ( 0,0591 / 2 ) . Log 10-1 = - 0,307 V 
 
Para que a FEM da pilha seja positiva, o zinco deverá sofrer oxidação e o 
cobre redução. 
 
FEM = 0,8222 - ( - 0,307 ) = + 1,129 V 
 
Zn + Cu++ = Zn++ + Cu 
FEM = ( FEM )o - ( 0,059 / n ) . Log {oxid.] / {reduz.]} 
 
V 
 
Zn+2 SO4
-2 
Zn Zn+2 
Cu+2 Cu 
NH4NO3 
Ponte Salina 
1 2 
Zn+2 (aq.) 
 
SO4
-2 (aq.) 
Cu+2 (aq.) 
 
SO4
-2 (aq.) 
Figura 4.3.: Pilha eletrolítica formada por zinco e cobre 
 114 
Caso se deseje que a reação ocorra no sentido contrário, deve-se aplicar 
uma diferença de potencial externa superior a 1,129 V, de maneira a neutralizar o 
potencial da pilha e inverter o sentido de funcionamento, constituindo uma célula 
eletrolítica. 
 
 
4.3.2. Conceito de corrosão 
 
Define-se corrosão como sendo o resultado da ação química e física 
destrutiva do meio ambiente sobre os materiais, sobretudo peças metálicas, além de 
concreto, plástico, borracha, etc. O material atacado constitui-se em um sistema que 
apresenta maior energia livre do que os produtos da reação, daí a espontaneidade. O 
fenômeno da corrosão acontece toda vez que se estabelece uma pilha com força eletro-
motriz positiva. O exemplo mais tradicional é o da formação da ferrugem (Figura 4.4). 
Reações: 
 
Fe → Fe+2 + 2e- (anodo) 
Fe+2 
Fe 
2e- 
Fe3C 
2e- 
H2O 
OH- 
½ O2 
Atmosfera 
Ferrugem 
Figura 4.4.: Formação de ferrugem 
 115 
H2O + ½ O2 + 2e
- → 2OH- 
 
Ferrugem: 
 
Fe+2 + 2 OH- → Fe(OH)2 
2Fe(OH)2 + ½ O2 + H2O → 2Fe(OH)3 → Fe2O3 
 
A corrosão pode ocorrer em diversas situações, tais como: contato de 
metais diferentes (diferença de potenciais padrão), ligas metálicas com composição 
diferente, um mesmo metal em contato com soluções de concentrações diferentes 
(pilhas de concentração), um mesmo metal em contato com soluções onde existem áreas 
com diferentes concentrações de oxigênio dissolvido (pilhas com aeração diferencial), 
ou em metais sujeitos a temperaturas diferentes. 
Para os meios corrosivos aquosos mais comuns, os processos catódicos 
mais importantes são: 
 
a) Quando o meio está em equilíbrio com o ar atmosférico, o processo catódico mais 
comum é: 
2H2O + O2 → 4 OH- (transferência de 4 e-) ou 
4 H+ + O2 → 2 H2O (transferência de 4 e-) 
 
O potencial de eletrodo é dado por: 
 
E = Eo - ( 0,059 / 4) . Log ( pO2 / [H
+]4 ) 
E = Eo - 0,015 Log pO2 + 0,059 pH 
 
A reação de corrosão será: M (s) + H2O + ½ O2 = M (OH)2 
 
b) Quando o meio não contém ar ou oxigênio dissolvido, o processo catódico mais 
comum é representado por: 
2 H+ + 2e- = H2 
 
 116 
O potencial de eletrodo é dado por: 
 
E = Eo - ( 0,059 / 2 ) . Log [ H
+] / pH2 
E = Eo - 0,03 pH2 - 0,059 . Log {H
+] 
 
A reação de corrosão será: 
 
 M(s) + 2 H2O = M(OH)2 (s) + H2 
 
Exemplo: Um reservatório de cobre contendo uma solução 0,2 M de CuSO4 a pH 6,7, 
em equilíbrio com o ar atmosférico poderá ser corroído? Dado: pO2 = 0,2 atm. 
 
Ecatodo = - 1,229 - 0,015 .Log 0,2 + 0,059. 6,7 = - 0,822 V 
Eanodo = - 0,337 - 0,059 /2 . Log 0,2 = - 0,316 V 
FEM = Eanodo - Ecatodo = - 0,316 - (-0,822 ) = + 0,506 V 
 
Portanto, o reservatório poderá sofrer corrosão. 
4.3.2.1. Formas e meios de corrosão 
 
Os processos de corrosão podem ser classificados quanto ao mecanismo 
eletrônico em (i) corrosão química, em que há transferência direta de elétrons; (ii) 
corrosão eletroquímica, que é indireta a partir da geração de corrente elétrica por 
reações químicas heterogêneas que ocorrem geralmente na superfície de separação entre 
o metal e o meio corrosivo; e (iii) corrosão por eletrólise, onde o material estabelece 
ligação elétrica com o polo positivo de um gerador de corrente contínua. Quanto à 
natureza do agente físico concomitante, tem-se corrosão sob fricção, erosão, fadiga, 
cavitação, tensão, radiações, etc. 
Os meios corrosivos mais comuns são a atmosfera, as águas naturais, 
água do mar, solo, produtos químicos, etc. A ação corrosiva da atmosfera é influenciada 
pela poeira, gases e umidade. A poeira pode influenciar de diferentes maneiras. Quando 
o material é não metálico, pode criar condições de aeração diferencial. Quando o 
material é higroscópico, isto é, retém umidade, favorece a corrosão. Caso seja de 
natureza metálica, óxidos, sulfatos, etc, podem formar pilhas de eletrodos diferentes. 
 117 
Alguns dos gases contaminantes da atmosfera possuem poder corrosivo. O mais 
importante é o dióxido de enxofre que pode ser oxidado a trióxido pelo oxigênio 
atmosférico e que, com a umidade, forma ácido sulfúrico. Por esse motivo, em 
atmosferas secas os processos de corrosão são menos acentuados. 
Dependendo das impurezas que as águas naturais contenham, os 
materiais metálicos que entram em contato com elas estão sujeitos à corrosão. Gases 
dissolvidos como O2, CO2, SO2, H2S, etc, sais dissolvidos como o cloreto de sódio, 
bicarbonatos de cálcio e magnésio, cloreto de ferro, etc, matéria orgânica e 
microrganismos, são exemplos, e o efeito corrosivo é dependente do pH e da 
temperatura da água também. Dentre as águas naturais, a água do mar merece atenção 
especial, onde a elevada concentração de sais, que funcionam como um eletrólito forte, 
a torna um dos agentes corrosivos naturais mais enérgicos. 
Com relação ao solo, existem algumas características relacionadas com a 
sua capacidade corrosiva. A porosidade, associada com a aeração, condutividade 
elétrica, sais dissolvidos, umidade, pH, e a presença de microrganismos são exemplos 
importantes. Como em geral o solo não é uniforme, é muito comum encontrar-se áreas 
com diferentes características em contato com o mesmo corpo metálico, possibilitando a 
formação de pilhas diferenciais. A corrosão devida ao solo é de grande importância, 
vista a grande quantidade de estruturas metálicas que permanecem enterradas como, por 
exemplo, as adutoras de água. 
Quanto ao efeito observado no material, pode ou não ocorrer desgaste 
aparente. Quando o material apresenta desgaste aparente, este pode ser uniforme como, 
por exemplo, o enferrujamento à atmosfera; localizado, como por detrito sob o metal ou 
a corrosão galvânica; por “pitting”, que são pequenos alvéolos de largura e 
profundidade variáveis em diversos pontos da peça, e seletivo, onde a corrosão ocorre 
apenas em um dos metais da liga, como é o caso da zincificação do latão. Quando não 
há desgaste aparente do material, a corrosão ocorre de forma intergranular, produzindo 
hidrogênio atômico, tornando o material quebradiço e levando-o à fratura. 
 
 
4.3.2.2. Potenciais de eletrodo irreversíveis 
 
 118 
No estudo da corrosão, em geral não se tem o caso de potenciais 
reversíveis e sim metais imersos em soluções de íons diferentes dele como, por 
exemplo, ferro metálico em contato com íons Cl-,Na+, H+, OH-, etc. Os potenciais de 
oxidação obtidos nestes casos são chamados de potenciais de oxidação irreversíveis, e 
sobre eles não se aplica a equação de Nernst. Os valores dos potenciais irreversíveis são 
obtidos experimentalmente e são chamados potenciais de corrosão. 
 
 
4.3.3. Proteção contra a corrosão 
 
 Os objetivos básicos da proteção contra a corrosão são o de diminuir a 
energia livre, fator termodinâmico como a proteção catódica, ou o de diminuir o fator 
cinético, que pode ser feito através de revestimentos. Na prática, objetiva-se aumentar a 
resistência do material metálico, diminuir a corrosividade do meio através de tratamento 
ou interpor uma barreira entre o material e o meio. 
Proteger um sistema contra a corrosão significa evitar a formação de 
pilhas galvânicas ou, eventualmente, forçar a criação de uma pilha controlada que 
ataque apenas um eletrodo especial que é colocado no sistema com essa finalidade. 
O primeiro mecanismo consiste em escolher os materiais metálicos que 
não formem pilhas, ou protegê-los superficialmente com material que impeça a 
corrosão, como é o caso de tintas, compostos betuminosos, epoxi, galvanização, 
cromeação, etc. 
O segundo mecanismo consiste na proteção catódica, aplicável a todos os 
metais, na qual, para proteger estruturas de ferro, coloca-se um eletrodo de zinco ou de 
magnésio, para serem corroídos no lugar do ferro. A proteção catódica pode ser feita 
ligando a estrutura a ser protegida no polo negativo de um gerador de corrente contínua, 
que é a chamada proteção catódica imposta ou com corrente impressa, ou ligando a 
estrutura a um material metálico garantidamente anódico, que consiste na chamada 
proteção catódica galvânica ou com eletrodos de sacrifício (Figura 4.5). 
 
 
 
 
 119 
 
 
 
4.4. QUESTÕES PROPOSTAS 
 
1. O que é ponto isoelétrico de um sistema coloidal? 
2. Quais os principais fatores de estabilidade de uma partícula coloidal na água? 
3. Conceituar potencial zeta. 
4. Qual a diferença entre coagulação e floculação? 
5. Que mecanismos de coagulação ocorrem quando se aplica na água um eletrólito 
como o sulfato de alumínio? 
6. Qual o papel dos polieletrólitos em um processo de floculação? 
7. O que se entende por floculação por varredura? 
8. Qual a importância da realização de ensaios de “Jar Test”? 
9. Explicar o que se entende por potencial de eletrodo. 
10. Conceituar corrosão. 
11. Explicar o mecanismo da formação da ferrugem. 
12. Que substâncias podem ser encontradas na água, no ar e no solo e que tornam esses 
meios corrosivos? 
13. Que principais grupos de medidas podem ser tomadas para a atenuação de processo 
corrosivo de determinado material? 
Correntes de fuga 
trilho 
Eletrodo de sacrifício 
Cu / CuSO4 
Figura 4.5.: Proteção catódica 
 120 
14. Que tipo de proteção contra a corrosão pode ser dada a uma tubulação de ferro ao 
atravessar sob uma via ferroviária? Explicar. 
15. Calcular a força eletromotriz que se desenvolve ao se construir uma pilha com Sn / 
Sn++ (0,05 M) e Cu / Cu++ (0,2 M)? 
16. A que valor de pH deve ser mantido um reservatório de cobre contendo solução 0,3 
M de CuSO4 em equilíbrio com o ar atmosférico para que não seja corroído? 
 
 
4.5. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
 
1. AGUDO, E.G., “Eletroquímica, Corrosão e Proteção”. Fundamentos Químicos do 
Saneamento, Curso de Pós-Graduação em Saneamento Ambiental – 
Universidade Mackenzie. 1988. 
2. CAMPOS, J.R., “Ensaios Sobre a Aplicação de Polieletrólitos na Floculação de 
Águas de Abastecimento”. Dissertação de Mestrado. Escola de Engenharia de 
São Carlos – USP, 1972. 
3. SAWYER, C.N. & McCARTY, P.L., “Chemistry for Environmental Engineers”. Mc 
Graw Hill Book Company, 4th ed, 1994. 
4. SCHUKIN, E.D., PERTSOV, A.V., “Química Coloidal”. Editorial Mir Moscú. 
Tradução de K. Steinberg, 1988. 
5. VIANNA, M.R., “Química para Tratamento de Água: Fundamentos”. Hidráulica 
Aplicada às Estações de Tratamento de Água. Instituto de Engenharia Aplicada 
Editora. 2ª Edição. 1992. 
 
 
CAPÍTULO 5 
 
CONCEITOS DE QUÍMICA ORGÂNICA APLICADOS AOS 
ESTUDOS DE CONTROLE DA QUALIDADE DAS ÁGUAS 
 
 
5.1. CARACTERÍSTICAS FUNDAMENTAIS .................................................................................. 122 
 
5.2. PRINCIPAIS GRUPOS DE COMPOSTOS ORGÂNICOS ....................................................... 124 
5.2.1. Compostos alifáticos ................................................................................................... 124 
5.2.1.1. Hidrocarbonetos ............................................................................................... 124 
5.2.1.2. Álcoois .............................................................................................................. 129 
5.2.1.3. Ácidos orgânicos .............................................................................................. 132 
5.2.1.4. Ésteres ............................................................................................................. 133 
5.2.1.5. Éteres ............................................................................................................... 133 
5.2.1.6. Compostos alifáticos nitrogenados .................................................................. 134 
5.2.2. Compostos aromáticos ........................................................................................ 134 
 
5.3. QUESTÕES PROPOSTAS ...................................................................................................... 136 
 
5.4. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS ......................................................................................... 140 
 
 
 122 
CAPÍTULO 5 
 
 
CONCEITOS DE QUÍMICA ORGÂNICA APLICADOS AOS 
ESTUDOS DE CONTROLE DA QUALIDADE DAS ÁGUAS 
 
 
5.1. CARACTERÍSTICAS FUNDAMENTAIS 
 
A química orgânica é a parte da química dedicada ao estudo dos compostos 
de carbono. Originou-se em 1685 quando se compreendia que os compostos orgânicos 
eram derivados apenas de seres vivos, plantas e animais. Este pensamento se verificou até 
1828 quando ocorreu acidentalmente a primeira síntese de composto orgânico. Após o 
advento da química orgânica moderna, muitos compostos puderam ser produzidos através 
de reações químicas, sendo que hoje são conhecidos mais de um milhão de compostos 
orgânicos diferentes. 
Os compostos orgânicos contêm carbono ligado a outros elementos. Os 
hidrocarbonetos contêm apenas carbono e hidrogênio, e muitos outros compostos possuem 
apenas carbono, hidrogênio e oxigênio. Em compostos orgânicos naturais, o carbono 
associa-se a nitrogênio, fósforo e enxofre. Os compostos orgânicos sintéticos contêm 
carbono associado a halogênios (cloro, flúor, bromo e iodo) ou a certos metais e diversos 
outros elementos. 
Os compostos orgânicos são diferentes dos inorgânicos sob diversos 
aspectos, que podem ser sintetizados pelas seguintes principais propriedades: 
 
• peso molecular: os compostos orgânicos possuem pesos moleculares elevados 
• combustão: muitos compostos orgânicos são combustíveis 
• pontos de fusão e ebulição: os compostos orgânicos possuem baixos pontos de fusão e de 
ebulição 
• solubilidade: os compostos orgânicos são pouco solúveis em água 
• isomeria: diversos compostos orgânicos diferentes podem apresentar a mesma fórmula 
química 
 123 
• reações: os compostos orgânicos apresentam reações moleculares geralmente de baixa 
velocidade 
• energia: os compostos orgânicos apresentam em geral elevado nível energético, servindo 
como nutrientes para bactérias e outros organismos. 
 
Os compostos orgânicos podem ser naturais, como por exemplo óleos 
minerais e vegetais, açúcares, celulose, etc, podem ser obtidos em processos fermentativos, 
como os álcoois, ou por síntese, de onde se origina uma variedade muito grande de 
compostos. 
O carbono tetravalente apresenta a singular propriedade de formar cadeias 
atravésde ligações covalentes. Estas cadeias podem ser abertas com ou sem ramificações, 
ou fechadas. Estas cadeias, compostas fundamentalmente por átomos de carbono, podem 
conter outros elementos, como é o caso freqüente do nitrogênio. 
 
Exemplos: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 124 
As possibilidades de combinação são muitas. Alguns compostos podem se 
apresentar com mesma fórmula molecular, onde se identifica apenas quais os átomos que 
tomam parte do composto e as quantidades de cada um, e configurações ou arranjos 
diversos que podem levar até mesmo a diferentes funções químicas. Esta propriedade é 
conhecida por isomeria. Por isso, há a necessidade da definição da fórmula espacial do 
composto, nas questões da química orgânica. Esta fórmula pode também ser apresentada de 
forma simplificada. 
Exemplo: ácido acético 
 
fórmula molecular: C2H4O2 
 
fórmula espacial: 
 
fórmula espacial simplificada: H3C-COOH 
 
 
5.2. PRINCIPAIS GRUPOS DE COMPOSTOS ORGÂNICOS 
 
Existem três grupos principais de compostos orgânicos: os alifáticos ou de 
cadeia aberta, os aromáticos, que são formados por anéis contendo seis carbonos com 
ligações simples e duplas alternadamente, e os heterocíclicos, quando estes anéis contêm 
outros elementos que não o carbono. 
 
 
5.2.1. Compostos alifáticos 
 
5.2.1.1. Hidrocarbonetos 
 
Os hidrocarbonetos apresentam apenas o hidrogênio além do carbono. São 
chamados de saturados quando apresentam apenas ligações simples, e insaturados quando 
apresentam ligações duplas ou triplas. 
H C
H
H
C
OH
O
 125 
Os hidrocarbonetos saturados podem variar de um até muitos átomos de 
carbono na cadeia, caracterizando uma série de compostos chamados de alcanos ou 
parafinas. Provêm principalmente do petróleo. Gasolina e óleo diesel, por exemplo, são 
misturas de alcanos. As indústrias petroquímicas produzem muitos outros compostos. 
Exemplos: 
Metano: CH4 
 
 
 
Etano: C2H6 
 
 
 
Propano: C3H8 
 
 
A partir de quatro carbonos ocorre isomeria. 
Exemplos: 
 
normal butano ou n-Butano: 
 
 
 
isobutano: 
 
 
n-pentano: 
 
 
isopentano: 
 
 
C H
H
H
H
C C H
H
HH
H
H
C C C H
H
H
H
H
H
H
H
C C
H
HH
H
CH3H3C
C
H
CH3
CH3
H3C
C
H
H3C C C CH3
H
H
H H
H
C
H
H3C C
H
H
CH3
CH3
 126 
O prefixo normal ou n significa cadeia linear e o prefixo iso, ramificada. 
Os compostos desta série podem ser expressos genericamente por CnH2n+2. 
Os hidrocarbonetos são caracterizados pelas seguintes propriedades físicas: 
não possuem cor, praticamente não possuem odor, são bastante solúveis em água, 
especialmente aqueles que possuem mais de cinco carbonos na cadeia, são solúveis em 
solventes orgânicos e, em condições normais de temperatura e pressão, são gases até o 
pentano, líquidos de C5 a C17 e sólidos acima de C17. Os compostos desta série costumam 
ser expressos na forma de “séries homólogas”, genericamente notados por CnH2n+2. 
Devido à propriedade de isomeria, uma mesma fórmula estrutural de 
hidrocarboneto pode representar mais de um composto. Portanto, foi preciso estabelecer 
uma nomenclatura para que cada composto pudesse ser definido exatamente, introduzindo-
se o conceito de radical, que é uma parte do composto com uma ligação livre. São notados 
substituindo-se o sufixo ano dos compostos completos pelo sufixo il. 
 
Exemplos: 
 
 ou = metil 
 
 
 
 ou = etil 
 
 
 
Reações químicas dos hidrocarbonetos saturados: nas condições normais de temperatura e 
pressão, os hidrocarbonetos saturados não reagem com bases fortes, ácidos ou agentes 
oxidantes. A temperaturas elevadas, o ácido sulfúrico oxida esses compostos em CO2 + 
H2O. É a chamada digestão química, empregada em diversas determinações de 
constituintes na água. É o caso das determinações de nitrogênio orgânico e amoniacal. 
 
Podem ser consideradas importantes as seguintes outras reações: 
 
a) Oxidação com o oxigênio do ar: 
 
CH2 + 2 O2 → CO2 + H2O 
  
C
H
H
H
C
H
H
CH2H3C
C
H
H
H
H3C
 127 
b) Substituição do hidrogênio por halogênios: 
 
CH4 + Cl2 → HCl + ClCH3 
 
Esta reação não ocorre em meio aquoso, não sendo de interesse nos estudos de 
controle da qualidade das águas. 
 
c) Pirólise ou “cracking”: É a quebra de longas cadeias de hidrocarbonetos em outras 
menores pela ação do calor. Este processo é usado na indústria do petróleo para a 
obtenção de produtos de baixo ponto de ebulição para serem vendidos como gasolina. 
 
d) Oxidação biológica: Os hidrocarbonetos saturados são oxidados por bactérias e outros 
microrganismos em condições aeróbias. Esta oxidação se dá em vários estágios. No 
primeiro, os átomos de carbono de extremidade são atacados e os hidrocarbonetos são 
convertidos em álcoois, conforme: 
 
2 CH3CH2CH3 + O2 → 2 CH3CH2CH2OH 
 
Os microrganismos aproveitam energia dessa oxidação e, através de outros estágios, 
convertem finalmente o hidrocarboneto em CO2 e H2O. Estas reações são, certamente, de 
grande interesse nos estudos do tratamento biológico de águas residuárias. 
 
Já os hidrocarbonetos insaturados são classificados através das séries dos 
etilenos e dos acetilenos. O eteno é o primeiro composto da série dos etilenos e emprestou 
o nome a esse grupo de hidrocarbonetos. Cada componente da série, exceto o metano, pode 
ter dupla ligação com o carbono adjacente na cadeia. 
 
 - etileno ou eteno 
 
 - propeno ou propileno 
 
 
 - buteno ou butileno 
 
 
CH2H2C
H3C C CH2
H
H3C C
H
C
H
CH3
 128 
O nome de todos os compostos desta série termina com o sufixo eno. São, 
por isso, também chamados de alcenos ou oleofinas. O etileno, o propileno e o butileno são 
formados em grande parte durante o fracionamento do petróleo. Os compostos alifáticos 
que possuem duas ligações duplas são chamados de dioleofinas e os que contêm mais de 
duas são chamados de polienos. 
A série dos alcinos, por sua vez, é caracterizada pela presença de uma tripla 
ligação em sua cadeia carbônica. Aparecem em efluentes industriais, como os da indústria 
de borracha sintética. Exemplo: HCCH 
 
Reações químicas dos hidrocarbonetos insaturados: Os compostos insaturados reagem 
com certa facilidade, sendo oxidados em meio aquoso pelo permanganato de potássio. 
Podem também ser reduzidos: sob certas condições de temperatura e pressão e na presença 
de catalisador, o hidrogênio poderá ser adicionado nas duplas ou triplas ligações. Estas 
reações são importantes comercialmente, pois resultam na conversão de óleos vegetais em 
gorduras sólidas, como a margarina. Sofrem também adição de hidrogênio nas ligações não 
saturadas: 
 OH Cl 
   
H3C – C = CH + HOCl → H2C – C – CH 
     
 H H H H 
 
 
 
 
Os hidrocarbonetos insaturados sofrem também polimerização, isto é, 
moléculas de certos compostos de ligação não saturada combinam-se entre si formando 
polímeros de pesos moleculares maiores, a altas pressões e temperaturas: 
n. ( H2C = CH2 ) → ( C2H4 )n n varia de 70 a 700. 
 
Reações semelhantes a estas servem como base para a síntese de muitos 
produtos sintéticos como resinas, fibras, borracha, detergentes, etc. 
 129 
Finalmente, em geral os hidrocarbonetos insaturados são mais propensos à 
oxidação biológicado que os correspondentes saturados, pela maior facilidade de oxidação 
das ligações duplas. 
 
5.2.1.2. Álcoois 
 
Formam-se a partir da oxidação de hidrocarbonetos. 
 
Exemplos: 
 
- álcool metílico ou metanol: 
CH4 + ½ O2 → H3C-OH 
- álcool propílico ou propanol: 
H3C-CH2-CH3+ ½O2 → H3C-CH2-CH2OH 
 
A química dos álcoois é decorrente da presença do grupamento OH, 
podendo ser genericamente designados por R-OH, seno que R representa um radical 
orgânico, metil, etil, propil, etc. 
Os álcoois são classificados em primários, quando o grupo OH está ligado a 
um carbono de extremidade da molécula; secundários, quando o grupo OH está ligado a 
outros dois e, terciários, quando o grupo OH está ligado a um carbono ligado a outros três. 
 
Exemplos: 
- álcool primário: 
 
 
- álcool secundário: 
 
 
- álcool terciário: 
 
H3C CH2 C OH
H
H
H3C CH2 C
H
CH3
OH
H3C C CH3
CH3
OH
 130 
 
O álcool metílico é largamente usado na síntese de compostos orgânicos, o 
mesmo ocorrendo com o álcool etílico, usado na produção de bebidas e produtos 
farmacêuticos. O álcool para bebida pode ser produzido pela fermentação do milho, trigo, 
arroz, batata ou centeio. Ocorre a seguinte seqüência de reações: 
 
 enzima 
Amido + H2O  maltose 
 de malte 
 
 enzima 
C12H22O11 + H2O  2 glucose 
(maltose) e centeio 
 
 fermentação 
C6H12O6  2 CO2 + 2 C2H5OH 
 
Os álcoois de cadeia curta são completamente solúveis em água. Os que têm 
moléculas com mais de 12 carbonos são cerosos, incolores e muito pouco solúveis em água. 
 
Nomenclatura. Os álcoois são designados pelo sufixo ol: 
 
CH3OH = álcool metílico = metanol 
CH3CH2OH = álcool etílico = etanol 
CH3CH2CH2OH = álcool n propílico = 1 propanol 
 
 
 
 
= 
 
álcool isopropílico 
 
= 
 
2 propanol 
 
 
Reações químicas dos álcoois: Ocorrem dois tipos principais de reações com os álcoois 
que são de interesse no campo do saneamento ambiental: 
 
a.) Reações com ácidos formando ésteres: 
 
a.1.) Ácidos inorgânicos: 
 
OHCH
H3C
H3C
 131 
H3C C CH3
OH
O1/2 2H O2 H3C C CH3
O
+ +
ROH + H2SO4 → H2O + ROSO3H 
álcool ácido éster 
 inorgânico inorgânico 
 
a.2.) Ácidos orgânicos: 
 
ROH + R1CO2H → H2O + R1CO2R 
 ácido éster 
 orgânico orgânico 
 
 
b.) Oxidação 
 
Na presença de oxidantes fortes ou de microrganismos sob condições 
aeróbias, os álcoois são rapidamente oxidados: 
 
b.1.) álcoois primários em aldeídos: 
 
R-CH2OH + ½ O2 → H2O + R1CO2R 
álcool prim. Aldeído 
 
 
Dependendo do oxidante, a reação poderá prosseguir transformando o álcool 
em ácido. 
 
b.2.) Álcoois secundários em cetonas: 
 
 
 
 2 propanol acetona 
 
As cetonas não são facilmente oxidáveis e podem ser recuperadas 
completamente. 
Os álcoois terciários apenas sob forte oxidação são convertidos a CO2 e 
H2O. Os microrganismos aeróbios oxidam rapidamente álcoois primários e secundários a 
CO2 e H2O, tendo como produtos intermediários aldeídos e cetonas. 
 
 132 
5.2.1.3. Ácidos orgânicos 
 
Correspondem ao nível mais oxidado em que os compostos orgânicos 
podem se apresentar. Este fato é representado pela seqüência: 
 
 CH4 → CH3OH → H2C=O → HCOOH → H2O + CO2 
hidrocarboneto álcool aldeído ácido matéria inorgânica 
 
Os ácidos orgânicos caracterizam-se pela presença do grupamento 
carboxílico, ou –COOH. 
São classificados em mono ou policarboxílicos, em função do número 
presente deste grupo. Podem ser ainda saturados ou não. 
Dos ácidos monocarboxílicos, os saturados são em geral constituintes de 
gorduras, óleos e graxas. Exemplos: ácido metanóico: HCOOH; ácido etanóico: 
CH3COOH; ácido propanóico: C2H5COOH; ácido butanóico: C3H7COOH. 
Os ácidos monocarboxílicos insaturados também são encontrados em 
materiais gordurosos e denominam-se ácidos graxos. 
Os ácidos policarboxílicos são os que possuem mais de um grupo COOH. 
Por exemplo, o ácido oxálico é utilizado como padrão primário para a padronização de 
bases: 
 
 
 
Propriedades físicas: Os ácidos orgânicos com 1 a 9 carbonos na cadeia são líquidos. 
Todos os outros são sólidos, como as graxas. Os ácidos fórmico, acético e propiônico 
apresentam odores penetrantes. Os outros apresentam maus odores, como o butírico e o 
valérico. O ácido butírico pode estar presente nos efluentes de laticínios, trazendo o 
problema de odor. Todos os ácidos orgânicos são fracos sob o ponto de vista de ionização. 
O ácido fórmico é o mais forte de todos. 
Todos os ácidos orgânicos são de grande interesse no campo do tratamento 
de efluentes líquidos por processos anaeróbios, onde representam estágios intermediários 
desta via metabólica. Utiliza-se como nomenclatura para os ácidos orgânicos o sufixo óico. 
 
CC
O
OHHO
O
 133 
Exemplos: 
 
HCOOH = fórmico = metanóico 
CH3COOH = acético = etanóico 
C2H5COOH = propiônico = propanóico 
C3H7COOH = butírico = butanóico 
C4H9COOH = valérico = pentanóico 
 
 
As propriedades químicas dos ácidos orgânicos são determinadas pelo grupo 
carboxílico. Todos formam sais metálicos que são largamente utilizados comercialmente. 
 
 
5.2.1.4. Ésteres 
 
São compostos formados a partir de reações entre ácidos e álcoois. 
Corresponde aos sais da química inorgânica. São geralmente representados por: 
 
 
 
A reação é reversível e no sentido inverso representa a hidrólise de ésteres. 
São utilizados em indústrias de perfumarias. 
 
Equação genérica: 
 
R – CO – OH + H – OR1 → H2O + RCOOR1 
 Ácido álcool éster 
 
5.2.1.5. Éteres 
 
Os éteres são formados através de forte desidratação de ésteres. São 
designados genericamente por R-O-R’, e frequentemente são utilizados como solventes. 
CR O R´
O
 134 
São muito resistentes à degradação biológica, muito embora sejam facilmente separados da 
água, devido à sua baixa solubilidade. Na reação de desidratação de álcoois formando um 
éter, uma molécula de água é liberada de duas moléculas de álcool: 
 
RO-H + HO-R1 → R-O-R1 + H2O 
 
5.2.1.6. Compostos alifáticos nitrogenados 
 
 Classificam-se em aminas, amidas e cianidas ou nitrilas. As aminas são 
formadas pela ligação entre amônia e radicais alquil, subdividindo-se em primárias, 
secundárias e terciárias: 
 
 
 
 
As amidas são derivadas da reação entre ácidos orgânicos e amônia. 
Designação genérica: 
 
A uréia é um exemplo de amida de grande importância ambiental. 
As nitrilas apresentam como fórmula genérica R-CN, sendo R um radical 
saturado ou não. São de importância industrial para a produção de fibras sintéticas. 
Apresentam problemas de toxicidade. 
 
5.2.2. Compostos aromáticos 
 
Estes compostos possuem anéis ou grupamentos cíclicos em suas estruturas 
moleculares. Os átomos de carbono apresentam apenas uma ligação livre. O composto mais 
simples é o benzeno: 
 
 
 
 
Amina primária 
R NH2 R N H
R'
R N
R"
R'
Amina secundária Amina terciária 
NH2C
O
R
C
C
C
C
C
C
H
H
H
H
H
H
 ou
 135 
Podem possuir um ou mais hidrogênios substituídos produzindo outros 
compostos: 
 
 
C6H5Cl – monoclorobenzeno 
 
 
 
1-3 cloronitrobenzeno ou metaclorobenzeno 
 
 
Observação: Designações das posições dos hidrogênios substituídos: 
 
 1-2: orto 
 1-3: meta 
 1-4: para 
 
Os fenóis são compostosaromáticos de grande interesse ambiental: 
 
 
 
 
Os cresóis dão seqüência à série de fenóis: 
 
 
 
 
 o-Cresol m-Cresol p-Cresol 
 
São conhecidas duas séries homólogas desses compostos: a série do benzeno 
e a série dos polinucleares. A série do benzeno é formada por um radical alquil na 
substituição de um ou mais hidrogênios do anel de benzeno. Exemplos: benzeno, tolueno e 
Cl
Cl
NO2
2
3
4
5
6
1
OH
OH
CH3
OH
CH3
OH
CH3
 136 
xileno. Esta série de produtos é largamente utilizada como solvente e na síntese de produtos 
químicos. Os hidrocarbonetos polinucleares são constituídos de diversos anéis de benzeno 
interligados. 
 
 
5.3. QUESTÕES PROPOSTAS 
 
1. Diferenciar química orgânica e química inorgânica. Qual delas possui maior número de 
compostos conhecidos? Por quê? 
 
2. Classifique os compostos abaixo em orgânicos ou minerais: 
 
Composto Classif. Composto Classif. 
Éter – C4H10O Gesso – CaSO4 
Ác. Sulfúrico – H2SO4 DDT – C14H9Cl5 
Ác. Oxálico – H2C2O4 Ác. Acético – H3C-COOH 
Vitamina A – C20H30O Cal virgem – CaO 
Salitre – NaNO3 Metano – CH4 
 
3. Completar as ligações que estão faltando: 
 
 
 
 
4. Dar a classificação das cadeias abaixo: 
 
a) b) 
 
 
 
c) 
 
 
C CH3
H
H
C C
H
C
H
H C
H3C C CH3
H
H
H2C C C CH3
OH
HCH3
H3C C O CH3
O
 137 
H3C C C CH3
H
H
H
H
H2C C CH3
H
H C C H
H2C C C CH3
H
H3C C C CH3
CH3
OH
H
H
H3C C C
CH3 H
HCH3
C O
H
5. Relacionar: 
 
1. 
 
Alcino CnH2n 
2. Alceno CnH2n + 2 
3. Alcano CnH2n - 2 
 
 
6. Dar o nome oficial do composto: 
 
a) 
 
 
 
b) 
 
 
c) 
 
 
d) 
 
 
7. Dê exemplo de um álcool primário. 
 
8. Dar o nome dos compostos: 
 
 
a) 
 
 
 
b) 
H3C CH2 CH3
H3C C C H
H2C CH2
 138 
H3C C C
H
HH
H
C
H
C O
OHCH2
CH3
H3C C C
H
H
O
O C CH3
H
H
OHR
C OH
O
R
C
O
OR R1
C
O
R R
1
C
O
HR
R R
1
O
C OH
O
R
 
 
c) 
 
 
 
d) 
 
 
 
 
e) 
 
 
 
9. Reconhecer as funções: 
 
a) 
 
b) 
 
 
c) 
 
 
d) 
 
 
e) 
 
f) 
 
 
g) 
 
H3C C C
HO
CH3
C
CH3
H
CH3
 139 
10 Completar: 
 
a.) Hidrocarbonetos com cadeia alifática saturada pertencem à classe dos 
_________________________________________________. 
 
b.) Hidrocarbonetos com cadeia alifática insaturada com dupla ligação pertencem à classe 
dos ________________________________________. 
 
c.) Hidrocarbonetos com cadeia alifática insaturada com tripla ligação pertencem à classe 
dos ________________________________________. 
 
d.) Hidrocarbonetos com cadeia alicíclica saturada pertencem à classe dos 
___________________________________________________________. 
 
e.) Hidrocarbonetos com cadeia alicíclica com uma dupla ligação pertencem à classe dos 
__________________________________________________. 
 
f.) Hidrocarbonetos com cadeia aromática pertencem à classe dos 
__________________________________________________________. 
g.) Álcool é um composto resultante de um hidrocarboneto, pela substituição de 
_______________________________________________________. 
 
h.) Aldeído é um composto resultante de um hidrocarboneto, pela 
__________________________________________________________. 
 
i.) Cetona é um composto resultante de um hidrocarboneto, pela 
___________________________________________________________. 
j.) Ácido carboxílico é um composto resultante de 
__________________________________________________________. 
 
k.) O grupo funcional - O – caracteriza um ________________________. 
 
l.) Substituindo-se o hidrogênio do grupo COOH de um ácido carboxílico por um radical 
monovalente derivado de hidrocarboneto, obtém-se um composto da função 
__________________. 
 140 
 
 
5.4. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
 
1. GENDA, A., “Química Orgânica – Conceitos Básicos”. Curso de Saúde Pública para 
Engenheiros. Faculdade de Saúde Pública, 1972. 
 
2. ROSSIN, A.C., Química Sanitária I, do Curso de Especialização em Engenharia em 
Saúde Pública da Faculdade de Saúde Pública – USP, 1988. 
 
 
CAPÍTULO 6 
 
CARACTERÍSTICAS FÍSICAS DAS ÁGUAS: COR, TURBIDEZ, 
SÓLIDOS, TEMPERATURA, SABOR, ODOR 
 
 
6.1. INTRODUÇÃO .................................................................................................................. 142 
 
6.2. COR DAS ÁGUAS ............................................................................................................. 142 
6.2.1. Definição ............................................................................................................... 142 
6.2.2. Importância nos estudos de controle de qualidade de águas .............................. 143 
6.2.3. Determinação da cor ............................................................................................. 144 
6.2.4. Cor real e cor aparente ......................................................................................... 146 
6.2.5. Remoção de cor .................................................................................................... 147 
 
6.3. TURBIDEZ DAS ÁGUAS ................................................................................................... 147 
6.3.1. Definição ............................................................................................................... 147 
6.3.2. Importância nos estudos de controle de qualidade das águas............................. 148 
6.3.3. Determinação da turbidez ..................................................................................... 149 
6.3.4. Remoção da turbidez ............................................................................................ 150 
 
6.4. SÓLIDOS EM ÁGUAS ....................................................................................................... 151 
6.4.1. Considerações iniciais .......................................................................................... 151 
6.4.2. Definições das diversas frações ........................................................................... 151 
6.4.3. Classificação ......................................................................................................... 152 
6.4.4. Importância nos estudos de controle de qualidade das águas............................. 153 
6.4.5. Determinação analítica ......................................................................................... 155 
6.4.6. Remoção de sólidos .............................................................................................. 160 
 
6.5. TEMPERATURA ................................................................................................................ 161 
 
6.6. SABOR E ODOR ................................................................................................................ 163 
 
6.7. QUESTÕES PROPOSTAS ................................................................................................ 164 
 
6.8. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS ................................................................................... 166 
 142 
CAPÍTULO 6 
 
 
CARACTERÍSTICAS FÍSICAS DAS ÁGUAS: COR, TURBIDEZ, 
SÓLIDOS, TEMPERATURA, SABOR, ODOR 
 
 
6.1. INTRODUÇÃO 
 
Os principais parâmetros utilizados para caracterizar fisicamente as 
águas naturais são a cor, a turbidez, os níveis de sólidos em suas diversas frações, a 
temperatura, o sabor e o odor. Embora sejam parâmetros físicos, fornecem indicações 
preliminares importantes para a caracterização da qualidade química da água como, por 
exemplo, os níveis de sólidos em suspensão (associados à turbidez) e as concentrações 
de sólidos dissolvidos (associados à cor), os sólidos orgânicos (voláteis) e os sólidos 
minerais (fixos), os compostos que produzem odor,etc.. 
As suas aplicações nos estudos e fenômenos que ocorrem nos 
ecossistemas aquáticos e de caracterização e controle de qualidade de águas para 
abastecimento público e residuárias, tornam as características físicas indispensáveis à 
maioria dos trabalhos envolvendo qualidade de águas. 
 
 
6.2. COR DAS ÁGUAS 
 
6.2.1. Definição 
 
A cor de uma amostra de água está associada ao grau de redução de 
intensidade que a luz sofre ao atravessá-la (e esta redução dá-se por absorção de parte da 
radiação eletromagnética), devido à presença de sólidos dissolvidos, principalmente 
material em estado coloidal orgânico e inorgânico. Dentre os colóides orgânicos pode-se 
mencionar os ácidos húmico e fúlvico, substâncias naturais resultantes da decomposição 
 143 
parcial de compostos orgânicos presentes em folhas, dentre outros substratos. Também 
os esgotos sanitários se caracterizam por apresentarem predominantemente matéria em 
estado coloidal, além de diversos efluentes industriais contendo taninos (efluentes de 
curtumes, por exemplo), anilinas (efluentes de indústrias têxteis, indústrias de 
pigmentos, etc), lignina e celulose (efluentes de indústrias de celulose e papel, da 
madeira, etc.). 
Há também compostos inorgânicos capazes de possuir as propriedades e 
provocar os efeitos de matéria em estado coloidal. Os principais são os óxidos de ferro e 
manganês, que são abundantes em diversos tipos de solo. Alguns outros metais 
presentes em efluentes industriais conferem-lhes cor mas, em geral, íons dissolvidos 
pouco ou quase nada interferem na passagem da luz. 
 
 
6.2.2. Importância nos estudos de controle de qualidade de 
águas 
 
Com relação ao abastecimento público de água, a cor, embora seja um 
atributo estético da água, não se relacionando necessariamente com problemas de 
contaminação, é padrão de potabilidade. O valor máximo permitido para a cor aparente 
é de 15 unidades Hazen (1 uH = 1 mg Pt-Co/L), pela Portaria n° 518, de 2004, do 
Ministério da Saúde). A presença de cor provoca repulsa psicológica pelo consumidor, 
pela associação com a descarga de esgotos. 
Também a Resolução n° 357 do Conselho Nacional de Meio Ambiente - 
CONAMA, de 2005, que dispõe sobre os níveis de qualidade das águas naturais do 
território brasileiro, inclui a cor como padrão de classificação de águas doces. Para 
águas classe 1, esta resolução impõe “cor verdadeira: nível de cor natural do corpo de 
água em mg Pt/L” e para águas classes 2 e 3 o limite imposto é de 75 mg Pt/L. Esta 
limitação é importante, pois nas águas naturais associa-se a problemas de estética, às 
dificuldades na penetração da luz e à presença de compostos recalcitrantes (não 
biodegradáveis, isto é, de taxas de decomposição muito baixas) que em geral são tóxicos 
aos organismos aquáticos. Embora existam técnicas mais específicas para a 
identificação de substâncias tóxicas na água, a presença de cor verdadeira pode ser 
indicadora dessa possibilidade. No entanto, a não inclusão como padrão de emissão 
(artigo n° 34 da resolução n° 357 do CONAMA) permite que determinadas indústrias 
 144 
contem com as diluições sofridas no corpo receptor e possam não necessitar tratamento 
adicional específico para a remoção da cor residual de efluentes tratados por processos 
biológicos. Por outro lado, este tratamento adicional, via de regra físico-químico em 
nível terciário, à base do emprego de coagulantes, apresenta custo elevado devido ao 
grande consumo de produto químico e à grande produção de lodo a ser desidratado e 
disposto em aterro. 
No controle da qualidade das águas nas estações de tratamento para 
abastecimento público, a cor é um parâmetro fundamental, não só por tratar-se de 
padrão de potabilidade, como também por ser parâmetro operacional de controle da 
qualidade da água bruta, da água decantada e da água filtrada, servindo como base para 
a determinação das dosagens de produtos químicos a serem adicionados, dos graus de 
mistura, dos tempos de contato e de sedimentação das partículas floculadas. Por serem 
parâmetros de rápida determinação, a cor e a turbidez são muito úteis nos ensaios de 
floculação das águas nos aparelhos denominados “Jar Test” (Figura 6.1.) e nos ensaios 
de sedimentação em colunas e de filtração em leitos granulares. 
 
 
Figura 6.1.: Aparelho de “Jar Test”. 
 
6.2.3. Determinação da cor 
 
A cor das águas tem sido historicamente medida através de comparação 
visual, empregando-se soluções padrão de cor e fonte de luz. 
 145 
Para os controles rotineiros de estações de tratamento de água e em 
estudos limnológicos, o uso do comparador visual (Figura 6.2.) é bastante razoável. 
Neste, a amostra é disposta em um tubo de Nessler, enquanto que em um outro 
adiciona-se água destilada. Ligando-se a lâmpada do aparelho, vai-se observar uma 
mancha escura no campo referente à amostra, devida à absorção de parte da radiação 
luminosa, enquanto que no campo da água destilada a imagem é bastante clara. Em 
seguida, deverá ser pesquisada no disco comparador de cor qual a posição que leva à 
coincidência entre as manchas. O disco de cor contém uma solução sólida de 
cloroplatinato de potássio (K2PtCl6) em cloreto de cobalto (CoCl2), daí o nome de 
método platina-cobalto. Esta solução tem uma tonalidade esverdeada, tal como as águas 
do rio europeu que era estudado quando o parâmetro foi introduzido. Assim, uma água 
com cor 5, apresentará sombreamento semelhante ao produzido pela água destilada 
quando se posiciona sobre ela o disco na posição 5, que contém a solução com 5 mg/L 
de platina. 
 
 
Figura 6.2.: Aparelho comparador de cor. 
 
Quando os valores da cor são muito elevados, como é o caso de efluentes 
industriais, devem ser preparadas diluições prévias da amostra até reduzir a cor abaixo 
do alcance do disco; mas, para este caso, o método espectrofotométrico é mais 
recomendado. 
Deve ser observado que este método de comparação visual é de certa 
forma subjetivo, dependendo da sensibilidade do operador. Além disso, as diversas 
 146 
águas apresentam colorações muito diferentes da solução de cloroplatinato, dificultando 
a comparação. 
Quanto ao resultado da cor, cinco unidades de cor ou 5 UC representa o 
mesmo que 5 mg/L Pt-Co, ou 5 uH. 
É importante fornecer o pH da amostra quando se utiliza este método 
para a avaliação da cor de águas naturais, não sendo apropriado para águas 
contaminadas por resíduos industriais. 
A cor pode ser determinada por espectrofotometria visível, quando esta 
propriedade é expressa pelo comprimento de onda () dominante na transmissão da luz 
em um equipamento apropriado a tais medidas (espectrofotômetro). Dessa forma, cobre-
se todo o espectro luminoso e não apenas tons amarelos e marrons. 
Águas naturais possuem intensidade de cor que varia entre 0 e 200 
unidades pois, acima disso, já seriam águas de brejo e pântano com elevada 
concentração de matéria orgânica dissolvida. Coloração abaixo de 10 unidades quase 
não é perceptível. No Brasil, aceita-se para água bruta, isto é, antes do seu tratamento e 
distribuição em sistemas urbanos, valores de até 75 unidades de cor (Resolução 
CONAMA nº 357, de 2005). 
 
6.2.4. Cor real e cor aparente 
 
Na determinação da cor, a turbidez da amostra causa interferência, 
absorvendo também parte da radiação eletromagnética. Esta coloração é dita aparente 
pois é como o ser humano a vê, mas é, na verdade, em parte resultado da reflexão e 
dispersão da luz nas partículas em suspensão. A diferenciação entre a cor verdadeira e a 
cor aparente, que é incrementada pela turbidez, é dada pelo tamanho das partículas, isto 
é, pode ser generalizado que partículas com diâmetro superior a 1,2 m causam 
turbidez, já que partículas coloidais e dissolvidas causam cor. Para a obtenção da cor 
real ou verdadeira há a necessidade de se eliminar previamente a turbidez através de 
centrifugação, filtração ou sedimentação. Acentrifugação é o método mais aconselhável 
porque na filtração ocorre adsorção de cor da amostra no papel de filtro e, na 
sedimentação, existem sólidos em suspensão que se sedimentam muito lentamente e não 
são removidos. A filtração da amostra é bastante utilizada nos ensaios de tratabilidade 
de águas para abastecimento público, sem maiores problemas. 
 147 
6.2.5. Remoção de cor 
 
Os métodos tradicionais de remoção de cor de águas para abastecimento 
público e residuárias industriais são à base de coagulação e floculação. Os tipos e as 
dosagens de coagulantes, bem como os efeitos dos auxiliares de floculação 
(polieletrólitos), variam de acordo com as características das águas. No tratamento de 
águas para abastecimento, as dificuldades na floculação ocorrem quando a água 
apresenta cor elevada e turbidez baixa. Neste caso, a falta de partículas maiores 
(superiores a 1,2 m), que possibilitem a ocorrência de nucleação, torna-os pequenos e 
de baixa velocidade de sedimentação. Isto tem sido motivo frequente do uso da pré-
cloração das águas para abastecimento público, isto é, a aplicação de cloro na etapa de 
coagulação e floculação para a oxidação de compostos coloidais e conseqüente melhora 
na floculação. Devido à possibilidade de formação de trihalometanos (THMs) durante 
este processo, outros processos oxidativos têm sido estudados, como por exemplo o 
emprego da ozonização da água. Neste caso, a formação de aldeídos é que pode ser 
problemática. Os THMs são compostos orgânicos halogenados, neste caso clorados, 
associados ao sério problema de saúde pública que é o desenvolvimento do câncer no 
organismo humano. Estudos de remoção de cor à base de outros agentes oxidantes ou 
através de radiações, também têm sido desenvolvidos. 
 
 
6.3. TURBIDEZ DAS ÁGUAS 
 
6.3.1. Definição 
 
Turbidez de uma amostra de água é o grau de atenuação de intensidade 
que um feixe de luz sofre ao atravessá-la (e esta redução se dá por absorção e 
espalhamento, uma vez que as partículas que provocam turbidez nas águas são maiores 
que o comprimento de onda da luz branca), devido à presença de sólidos em suspensão, 
tais como partículas inorgânicas (areia, silte, argila) e de detritos orgânicos, algas e 
bactérias, plâncton em geral, etc.. A erosão das margens dos rios em estações chuvosas 
é um exemplo de fenômeno que resulta em aumento da turbidez das águas e que exige 
 148 
manobras operacionais, como alterações nas dosagens de coagulantes e auxiliares, nas 
estações de tratamento de águas. A erosão pode decorrer do mau uso do solo, em que se 
impede a fixação da vegetação. Este exemplo mostra também o caráter sistêmico da 
poluição, ocorrendo interrelações ou transferência de problemas de um ambiente (água, 
ar ou solo) para outro. 
Os esgotos sanitários e diversos efluentes industriais também provocam 
elevações na turbidez das águas. Um exemplo típico deste fato ocorre em conseqüência 
das atividades de mineração, onde os aumentos excessivos de turbidez têm provocado 
formação de grandes bancos de lodo em rios e alterações no ecossistema aquático. 
 
 
6.3.2. Importância nos estudos de controle de qualidade das 
águas 
 
A turbidez também é um parâmetro que indica a qualidade estética das 
águas para abastecimento público. O padrão de potabilidade (Portaria n° 518 de 2004) é 
de 5,0 UT (unidade de turbidez). 
Nas estações de tratamento de água, a turbidez, conjuntamente com a 
cor, é um parâmetro operacional de extrema importância para o controle dos processos 
de coagulação-floculação, sedimentação e filtração. Há uma preocupação adicional que 
se refere à presença de turbidez nas águas submetidas à desinfecção pelo cloro. Estas 
partículas grandes podem abrigar microrganismos, protegendo-os contra a ação deste 
agente desinfetante. Daí a importância das fases iniciais do tratamento para que a 
qualidade biológica da água a ser distribuída possa ser garantida. E é por isso também 
que a cloração de esgotos sanitários tem seus efeitos limitados. 
Nas águas naturais, a presença da turbidez provoca a redução de 
intensidade dos raios luminosos que penetram no corpo d’água, influindo decisivamente 
nas características do ecossistema presente. Quando sedimentadas, estas partículas 
formam bancos de lodo onde a digestão anaeróbia leva à formação de gases metano e 
gás carbônico, principalmente, além de nitrogênio gasoso e do gás sulfídrico, este 
malcheiroso, com odor característico, de ovo deteriorado. 
 149 
O movimento ascencional das bolhas de gás ocasiona o arraste de partículas orgânicas 
não totalmente degradadas, aumentando a demanda de oxigênio na massa líquida 
(demanda bentônica). 
A resolução n° 357 do CONAMA impõe limites de turbidez de 40 UNT 
para águas doces classe 1 e de 100 UNT para as classes 2 e 3. 
Nos problemas relativos às águas residuárias, os parâmetros cor e 
turbidez não são normalmente utilizados, dando-se preferência às medidas diretas dos 
valores de sólidos em suspensão e sólidos dissolvidos. Este fato é possível porque as 
faixas de concentração de sólidos são elevadas, permitindo obter uma precisão 
significativa na análise gravimétrica. Em águas de abastecimento, por outro lado, o uso 
da turbidez é muito mais expressivo do que a concentração de sólidos em suspensão 
medida diretamente. 
Embora não seja muito freqüente o emprego da turbidez na 
caracterização de esgotos, é comum dizer-se, por exemplo, que uma água residuária 
tratada por processo anaeróbio apresenta turbidez mais elevada do que se o fosse por 
processo aeróbio mecanizado, devido principalmente ao arraste de sólidos provocado 
pela subida das bolhas de gases resultantes da fermentação. Também para os processos 
aeróbios, um aumento na turbidez do esgoto tratado é indicativo de problemas no reator 
biológico onde ocorre a floculação. 
 
6.3.3. Determinação da turbidez 
 
A determinação da turbidez em águas iniciou-se com o turbidímetro de 
vela de Jackson. Este turbidímetro é constituído de um tubo de vidro graduado sob o 
qual se posiciona uma vela acesa. À medida em que se adiciona amostra ao tubo e se 
observa pela outra extremidade em relação à vela, a chama reduz de intensidade 
progressivamente até desaparacer por completo, quando deverá ser efetuada a leitura na 
escala. Este método obedece ao princípio da “turbidimetria”, ou seja, a fonte de luz e o 
observador encontram-se em posições opostas (ângulo de 180°) e os resultados são 
expressos em UJT (Unidade Jackson de Turbidez). 
Este método, no entanto, apresenta a limitação de não determinar valores 
baixos de turbidez (abaixo de 25 UJT), como é o caso da água tratada, porque partículas 
muito pequenas não dispersam a luz na faixa amarelo-vermelho do espectro 
 150 
eletromagnético, que corresponde à chama da vela. Assim, foi necessário desenvolver 
outros métodos, que são chamados de nefelométricos (Turbidímetro da Figura 6.3.), 
mais sensíveis, que consistem em um equipamento dotado com uma fonte de luz 
(filamento de tungstênio), que incide na amostra, e um detector fotoelétrico capaz de 
medir a luz que é dispersa em um ângulo de 90o em relação à luz incidente. A turbidez 
assim medida é fornecida em unidades nefelométricas de turbidez (UNT), comparável à 
UJT. 
 
Figura 6.3.: Turbidímetro de bancada. 
 
Antes da determinação do valor da turbidez da amostra, a escala 
apropriada deverá ser escolhida e calibrada. Para esta calibração, são utilizadas 
suspensões-padrão de formazina (contém sulfato de hidrazina e hexametilenotetramina) 
ou de sílica. Desta forma, os resultados de turbidez podem também ser expressos em 
termos de mg/L de formazina ou sílica, dependendo do padrão utilizado na calibração. 
Os resultados expressos desta forma são equivalentes àqueles representados por UNT. 
 
 
6.3.4. Remoção da turbidez 
 
As partículas que provocam turbidez nas águas são as mais fáceis de 
serem separadas, por tratar-sede sólidos em suspensão sobre os quais, devido às baixas 
relações área superficial/volume apresentadas, ocorre a predominância de fenômenos 
gravitacionais. Desta forma, a turbidez pode ser removida através de sedimentação 
 151 
simples, utilizando-se decantadores, sendo também possível e interessante em alguns 
casos o emprego da flotação por ar dissolvido. A filtração pode ser entendida como um 
processo complementar aos anteriores, ou ser empregada diretamente em casos de águas 
de baixa turbidez. 
Nos projetos dos decantadores, um dos parâmetros mais importantes a ser 
definido é a taxa de escoamento superficial (vazão aplicada por área em planta do 
decantador). Para esta finalidade, são conduzidos ensaios em colunas de sedimentação, 
onde o principal parâmetro de controle é a turbidez remanescente (residual) em função 
do tempo. 
 
 
6.4. SÓLIDOS EM ÁGUAS 
 
6.4.1. Considerações iniciais 
 
Em saneamento, sólidos nas águas correspondem a toda matéria que 
permanece como resíduo, após evaporação, secagem ou calcinação da amostra a uma 
temperatura pré-estabelecida durante um tempo fixado. Em linhas gerais, as operações 
de secagem, calcinação e filtração são as que definem as diversas frações de sólidos 
presentes na água (sólidos totais, em suspensão, dissolvidos, fixos e voláteis). Os 
métodos empregados para a determinação de sólidos são gravimétricos (utilizando-se 
balança analítica ou de precisão), com exceção dos sólidos sedimentáveis, cujo método 
mais comum é o volumétrico (uso do cone Imhoff). 
 
 
6.4.2. Definições das diversas frações 
 
a) Sólidos totais (ST): Resíduo que resta na cápsula após a evaporação em banho-
maria de uma porção de amostra e sua posterior secagem em estufa a 103-105°C 
até peso constante. Também denominado resíduo total. 
b) Sólidos em suspensão (ou sólidos suspensos) (SS): É a porção dos sólidos totais que 
fica retida em um filtro que propicia a retenção de partículas de diâmetro maior ou 
igual a 1,2 µm. Também denominado resíduo não filtrável (RNF). 
 152 
c) Sólidos Voláteis (SV): é a porção dos sólidos (sólidos totais, suspensos ou 
dissolvidos) que se perde após a ignição ou calcinação da amostra a 550-600°C, 
durante uma hora para sólidos totais ou dissolvidos voláteis ou 15 minutos para 
sólidos em suspensão voláteis, em forno mufla. Também denominado resíduo 
volátil. 
d) Sólidos Fixos (SF): É a porção dos sólidos (totais, suspensos ou dissolvidos) que 
resta após a ignição ou calcinação a 550-600°C após uma hora (para sólidos totais 
ou dissolvidos fixos) ou 15 minutos (para sólidos em suspensão fixos) em forno-
mufla. Também denominado resíduo fixo. 
e) Sólidos Sedimentáveis (SSed): É a porção dos sólidos em suspensão que se 
sedimenta sob a ação da gravidade durante um período de uma hora, a partir de um 
litro de amostra mantida em repouso em um cone Imhoff. 
 
6.4.3. Classificação 
 
Considere-se a seguinte chave de classificação (Figura 6.4.): 
J
J
 
Figura 6.4. Classificação das frações de sólidos em águas 
 153 
No laboratório, em trabalhos de rotina, as determinações realizadas são 
as dos sólidos totais (A), sólidos em suspensão (B), sólidos fixos (E), sólidos em 
suspensão fixos (G) e os sólidos sedimentáveis (J). As demais frações são determinadas 
por diferença. 
 
 
6.4.4. Importância nos estudos de controle de qualidade das 
águas 
 
Nos estudos de controle de poluição das águas naturais e principalmente 
nos estudos de caracterização de esgotos sanitários e de efluentes industriais, as 
determinações dos níveis de concentração das diversas frações de sólidos resultam em 
um quadro geral da distribuição das partículas com relação ao tamanho (sólidos em 
suspensão e dissolvidos) e com relação à natureza (fixos ou minerais e voláteis ou 
orgânicos). Este quadro não é definitivo para se entender o comportamento da água em 
questão, mas constitui-se em uma informação preliminar importante. Deve ser 
destacado que, embora a concentração de sólidos voláteis seja associada à presença de 
compostos orgânicos na água, não propicia qualquer informação sobre a natureza 
específica das diferentes moléculas orgânicas eventualmente presentes que, inclusive, 
iniciam o processo de volatilização em temperaturas diferentes, sendo a faixa 
compreendida entre 550-600C uma faixa de referência. Alguns compostos orgânicos 
volatilizam-se a partir de 250C, enquanto que outros exigem, por exemplo, 
temperaturas superiores a 1000C. 
No controle operacional de sistemas de tratamento de esgotos, algumas 
frações de sólidos assumem grande importância. Em processos biológicos aeróbios, 
como os sistemas de lodos ativados e de lagoas aeradas mecanicamente, bem como em 
processos anaeróbios, as concentrações de sólidos em suspensão voláteis nos lodos dos 
reatores têm sido utilizadas para se estimar a concentração de microrganismos 
decompositores da matéria orgânica, isto porque as células vivas são, em última análise, 
compostos orgânicos e estão presentes formando flocos em grandes quantidades 
relativamente à matéria orgânica abiótica (substratos ou alimentos dos esgotos) nos 
tanques de tratamento biológico de esgotos. Embora não representem exatamente a 
fração ativa da biomassa presente, os sólidos voláteis têm sido utilizados de forma a 
 154 
atender as necessidades práticas do controle de rotina. Imagine-se as dificuldades que se 
teria, se fosse utilizada, por exemplo, a concentração de DNA para a identificação da 
biomassa ativa nos reatores biológicos! 
Algumas frações de sólidos podem ser inter-relacionadas, produzindo 
informações importantes. É o caso da relação SSV/SST que representa o grau de 
mineralização de lodos. Por exemplo, determinado lodo biológico pode ter relação 
SSV/SST = 0,8 e, depois de sofrer processo de digestão bioquímica, ter esse valor 
reduzido abaixo de 0,4. 
Os níveis de concentração de sólidos sedimentáveis e de sólidos em 
suspensão são relacionadas entre si, constituindo-se em outro parâmetro prático de 
grande importância no controle operacional dos sistemas de tratamento biológico de 
esgotos, conhecido por índice volumétrico de lodo (IVL). O IVL representa o volume 
ocupado por unidade de massa de lodo: 
 
1000x
(mg/L)suspensãoemsólidos
(ml/L)eissedimentávsólidos
IVL(mL/g)= 
 
Os lodos que se apresentam em boas condições de sedimentabilidade 
apresentam valores de IVL baixos. Por exemplo, os processos de lodos ativados 
convencionais apresentam IVL em torno de 100 quando em boas condições de 
funcionamento, sendo este valor ainda menor quando se utiliza oxigênio puro. Os 
processos com aeração prolongada apresentam valores de IVL maiores, uma vez que a 
ocorrência em maior extensão de fase endógena no sistema leva à formação de flocos 
menores e mais leves. 
O nível de sólidos sedimentáveis nos efluentes finais descarregados pelas 
indústrias é também extremamente importante por se tratar de parâmetro da legislação. 
No Estado de São Paulo, por exemplo, o limite máximo é de apenas 1 mL/L para a 
descarga direta no corpo receptor e de 20 mL/L para a descarga no sistema público de 
esgotos provido de estação de tratamento (Decreto Estadual n 8468). Também na 
Resolução n 357 do CONAMA aparece como padrão de emissão 1 mL/L de sólidos 
sedimentáveis (artigo 34), ou ausência virtual no caso de lançamentos em lagos e lagoas 
cuja velocidade de circulação seja praticamente nula 
 155 
As concentrações de sólidos em suspensão são medidas importantes no 
controle de decantadores e outras unidades de separação de sólidos. Constituem 
parâmetro utilizado em análises de balanço de massa. 
Com relação ao abastecimento público de água, a Portaria n 518/2004 
do Ministério da Saúde estabelece como padrão de potabilidade 1.000 mg/L de sólidos 
totais dissolvidos. No caso da Resolução CONAMA nº 357, o valor máximo é de 500 
mg/L para as águas doces classe 1, 2 e 3. Isto valetambém para águas de irrigação, uma 
vez que excesso de sólidos dissolvidos pode levar a graves problemas de salinização do 
solo. A presença de sólidos dissolvidos relaciona-se também com a condutividade 
elétrica da água. 
Deve-se salientar que a determinação das frações de sólidos é muito mais 
recomendada para águas fortemente poluídas e esgotos do que para águas limpas. Pouco 
são usadas nas estações de tratamento de água para abastecimento público, exceto as 
mais modernas que recuperam águas de lavagem de filtros e tratam e destinam 
adequadamente os lodos separados nos decantadores. 
Nas ETAs, parâmetros indiretos como a cor e a turbidez devem ser 
preferivelmente usados, uma vez que a análise gravimétrica apresenta baixa precisão 
para níveis reduzidos de sólidos, além do tempo relativamente longo necessário para a 
execução da mesma. 
 
 
6.4.5. Determinação analítica 
 
a) Sólidos sedimentáveis 
O cone Imhoff (Figura 6.5.) graduado deverá ter as suas paredes internas 
lavadas com água de torneira e em seguida deverá receber 1,0 litro da amostra 
homogeneizada que deverá permanecer em repouso. Após 45 minutos, o cone deverá 
sofrer suave rotação de 360 utilizando-se as duas mãos. Esta operação tem por objetivo 
promover o desprendimento dos sólidos aderidos à parede do cone e não pode ser 
vigorosa para que não ocorra a re-suspensão de sólidos sedimentados. Após um tempo 
de 60 minutos, a leitura final poderá ser realizada (posição da interface lodo/líquido 
sobrenadante), anotando-se o resultado em mL/L. 
 156 
 
Figura 6.4.: Cone Imhoff. 
 
No fluxograma da Figura 6.6. são resumidas as principais operações. 
 
CONE IMHOFF → LAVAGEM → AMOSTRA → SEDIMENTAÇÃO → 
 
→ AGITAÇÃO AOS 
45 min. 
→ LEITURA AOS 
60 MIN. 
 
Figura 6.6. Fluxograma das operações para determinação de sólidos sedimentáveis 
 
 
b) Sólidos totais, fixos e voláteis 
Inicialmente a cápsula de porcelana numerada com capacidade para 100 
mL deverá ser preparada, sendo lavada com água destilada, calcinada em forno mufla 
durante uma hora a 550-600C e armazenada em dessecador com sílica-gel antes da 
pesagem em balança analítica. 
Após a anotação do valor P0, peso da cápsula vazia, a mesma deverá ser 
armazenada em dessecador até o instante do seu uso na análise. A amostra 
homogeneizada deverá ser introduzida na cápsula através de um cilindro graduado 
(proveta) de 100 mL, sofrendo em seguida evaporação em banho-maria e secagem final 
em estufa a 103-105C até peso constante. A evaporação em banho-maria tem por 
objetivo acelerar o processo de secagem, podendo ser suprimida. A cápsula retirada da 
estufa deverá ser armazenada em dessecador com sílica-gel até o instante da pesagem 
 157 
em balança analítica. O valor da massa da cápsula com o resíduo seco, P1, deverá ser 
anotado e o nível de sólidos totais será ST = 1 0P P
V
−
, onde V é volume de amostra 
utilizado (100 mL). Para a determinação das frações de fixos e voláteis, a cápsula com o 
resíduo deverá ser introduzida em seguida em um forno mufla, permanecendo ali 
durante uma hora a 550-600C. A esta temperatura, os sólidos orgânicos se volatilizarão 
e, após retenção de umidade em dessecador com sílica-gel e pesagem em balança 
analítica, o valor P2 deverá ser anotado. P2 deverá estar compreendido entre P0 e P1 e a 
concentração de sólidos fixos poderá ser calculada por: 
 
SF = 2 0P P
V
− 
A fração dos sólidos voláteis terá sua concentração calculada por: 
SV = 1 2P P
V
− 
V
=
VV
=SV
ouSFST=SVSV+SF=ST
pppppp
210201
 -- -
 -
 
 
No fluxograma da Figura 6.7. estas operações são resumidas. 
 
CÁPSULA → LAVAGEM → FORNO MUFLA → DESSECADOR → BALANÇA → 
  
 P0 
 
→ DESSECADOR → AMOSTRA → BANHO-
MARIA 
→ ESTUFA → DESSECADOR → 
 
→ BALANÇA → FORNO 
MUFLA 
→ DESSECADOR → BALANÇA 
   
 P1 P2 
 
Figura 6.7. Fluxograma de operações para determinação de sólidos totais, fixos e 
voláteis 
 
 
Na Figura 6.8. são mostrados os principais equipamentos utilizados na 
determinação de sólidos em águas. 
 
 158 
 
 
 
 
 
Figura 6.8.: Dessecador de sílica-gel com cápsulas de procelana, estufa de secagem, 
forno mufla e balança analítica. 
 
c) Sólidos em suspensão, totais, fixos e voláteis 
Para a determinação destas frações, deverá ser utilizado um filtro-
membrana de fibra de vidro com poros de 1,2 m. Este filtro resiste à calcinação a 550-
600C sem perder massa. O filtro deverá ser previamente preparado: umedecido com 
água destilada no conjunto de filtração a vácuo (Figura 6.9.), calcinado durante 15 
minutos a 550-600C, disposto em dessecador com sílica-gel, pesado em balança 
analítica (P0) e retornado para o dessecador de até o instante da análise. Quando o filtro 
não é de boa qualidade, danifica-se durante a calcinação. 
 159 
 
Figura 6.9.: Conjunto de filtração a vácuo. 
 
Dando prosseguimento à análise, a amostra deverá ser filtrada à vácuo, 
normalmente utilizando-se 100 mL ou volumes menores para amostras ou lodos 
concentrados. O filtro contendo o resíduo em suspensão é em seguida levado para uma 
estufa durante uma hora a 103-105C, sendo sempre manuseado com pinças e suportado 
por cápsula de porcelana devidamente identificada. Em seguida, o filtro com o resíduo 
seco é armazenado em dessecador até a pesagem em balança analítica (P1). O valor de 
sólidos em suspensão totais pode ser calculado por: 
 
SS
V
P P=
−
1 0 
onde V é o volume de amostra. Para a determinação dos níveis de sólidos em suspensão 
fixos, a membrana é a seguir calcinada em forno mufla durante 15 minutos após ser 
atingida a temperatura de 550-600C, sendo posteriormente armazenada em dessecador 
e pesada (P2). O valor referente aos sólidos em suspensão fixos pode ser calculada por: 
 
SSF
V
e SSV SS SSFP P=
−
= −2 0 . 
As frações sólidos dissolvidos totais, fixos e voláteis podem ser 
calculadas por diferença através de: 
SD = ST - SS 
SDF = SF - SSF 
SDV = SV - SSV 
 160 
 
Em estudos onde não é exigido um grau de precisão elevado, pode-se 
eliminar o uso do filtro-membrana (cujo custo é relativamente alto), executando-se o 
procedimento inverso, isto é, filtrando-se a amostra em papel de filtro comum e 
analisando-se o filtrado recolhido em cápsula de porcelana (sólidos dissolvidos), 
repetindo-se o procedimento descrito para sólidos totais. Neste método, o menor grau de 
precisão atingido deve-se ao fato de que os poros do papel de filtro mais fino são 
maiores do que os do filtro-membrana, permitindo assim maior passagem de material 
durante esta operação analítica. No fluxograma da Figura 6.10. são delineados os passos 
descritos para a determinação de sólidos em suspensão. 
 
 
FILTRO → LAVAGEM → FORNO MUFLA → DESSECADOR → BALANÇA → 
  
 P0 
 
→ DESSECADOR → AMOSTRA → FILTRAÇÃO → ESTUFA → DESSECADOR → 
 
→ BALANÇA → FORNO MUFLA → DESSECADOR → BALANÇA 
   
 P1 P2 
 
Figura 6.10. Fluxograma de operações para determinação de sólidos suspensos. 
 
 
 
 
6.4.6. Remoção de sólidos 
 
Embora os sólidos, sob o ponto de vista de tamanho, sejam classificados 
apenas em sólidos em suspensão e sólidos dissolvidos, existem três faixas de tamanho 
com comportamentos distintos sob o ponto de vista do tratamento. Os sólidos em 
suspensão (partículas com diâmetro médio superior a 1m), são os mais fáceis de serem 
separados da água. Prevalecem sobre eles fenômenos de massa (gravitacionais), e 
geralmente são removidos por sedimentação simples. Intermediariamente, os sólidos 
presentes no estado coloidal (diâmetro médio na faixa 1 nm - 1m), já são 
suficientemente pequenos de forma a apresentar relações área superficial/volume que os 
 161 
tornam estáveis na água devido aos campos eletrostáticos desenvolvidos. Desta forma, 
são removíveis por sedimentação, desdeque precedida de processo de coagulação e 
floculação. Os flocos que apresentam baixas velocidades de sedimentação nos 
decantadores podem ser separados em filtros de areia ou filtros de camada dupla de 
areia e carvão antracito. A dificuldade maior sob o ponto de vista de tratamento consiste 
na separação de moléculas muito pequenas e íons dissolvidos na água. Nestes casos, 
apenas processos especiais de tratamento apresentam boa capacidade de remoção. 
Dentre estes processos, destacam-se aqueles que têm como princípio os fenômenos de 
adsorção, troca-iônica, precipitação química e osmose reversa. 
Nas estações de tratamento de esgotos sanitários e de efluentes 
industriais predominantemente orgânicos, ocorrem reduções nas concentrações de 
sólidos voláteis dos despejos que são tratados por processos biológicos, além de parcela 
considerável dos sólidos em suspensão totais em decantadores. É interessante observar 
que o crescimento de algas em lagoas fotossintéticas promove a reposição 
compensatória de grande parte dos sólidos em suspensão removidos do esgoto. 
 
 
6.5. TEMPERATURA 
 
A temperatura é uma condição ambiental muito importante em diversos 
estudos relacionados ao monitoramento da qualidade de águas. Sob o aspecto referente à 
biota aquática, a maior parte dos organismos possui faixas de temperatura "ótimas" para 
a sua reprodução. Por um lado, o aumento da temperatura provoca o aumento da 
velocidade das reações, em particular as de natureza bioquímica de decomposição de 
compostos orgânicos. Por outro lado, diminui a solubilidade de gases dissolvidos na 
água, em particular o oxigênio, base para a decomposição aeróbia. Estes dois fatores se 
superpõem, fazendo com que nos meses quentes de verão os níveis de oxigênio 
dissolvido nas águas poluídas sejam mínimos, freqüentemente provocando mortandade 
de peixes e, em casos extremos, exalação de maus odores devido ao esgotamento total 
do oxigênio e conseqüente decomposição anaeróbia dos compostos orgânicos 
sulfatados, produzindo o gás sulfídrico, H2S. Desta forma, a definição da temperatura de 
trabalho nos estudos de autodepuração natural faz-se necessária para a correção das 
 162 
taxas de desoxigenação e de reaeração, normalmente obtidas para a temperatura de 
referência de 20 C. 
No campo do tratamento biológico de esgotos, as temperaturas mais 
elevadas registradas nos países do hemisfério sul levam a comportamentos diferentes 
dos registrados em sistemas existentes no hemisfério norte. Os reatores utilizados no 
tratamento anaeróbio de efluentes industriais podem, no Brasil, operar à temperatura 
ambiente, enquanto que na Europa necessitam de controle a 35 C. Os sistemas de 
lagoas de estabilização são também bastante favorecidos por este aspecto. Até mesmo 
entre as diferentes regiões do território brasileiro, as cargas orgânicas admissíveis nos 
sistemas de lagoas variam de acordo com as temperaturas médias registradas. No 
nordeste e centroeste, por exemplo, as cargas aplicáveis são maiores do que nas regiões 
sudeste e sul. 
Os processos físico-químicos em que ocorre equilíbrio, como por 
exemplo a dissociação do cloro e os processos de precipitação química, são também 
dependentes da temperatura, mas o efeito não é tão significativo como nos processos 
biológicos. 
A temperatura da água é normalmente superior à temperatura do ar, uma 
vez que o calor específico da água é bem maior do que o do ar. 
Devido às importantes influências da temperatura sobre a configuração 
dos ambientes aquáticos, normalmente este parâmetro é incluído nas legislações 
referentes ao controle da poluição das águas. Na Resolução 357 do CONAMA, é 
imposto como padrão de emissão de efluentes, a temperatura máxima de 40 oC, 
lançados tanto na rede pública coletora de esgotos como diretamente nas águas naturais. 
Além disso, nestas últimas não poderá ocorrer variação superior a 3 oC com relação à 
temperatura de equilíbrio. Isto é importante para efluentes industriais produzidos a 
quente, como os de tinturarias, galvanoplastias, indústrias de celulose, etc. 
A temperatura das águas é medida de maneira bastante simples através 
de termômetros de mercúrio. A temperatura do ar, variável controlada em diversos 
estudos ambientais, pode também ser medida através dos termômetros de máximas e 
mínimas, que registram as temperaturas limites durante determinado período, por 
exemplo, 24 horas. 
A temperatura de efluentes industriais pode ser reduzida através do 
emprego de torres de resfriamento. Qualquer outro processo que provoque aumento da 
superfície de contato ar/água pode ser usado, como aspersores, cascateamento, etc. Em 
 163 
muitos casos, apenas o tempo de detenção hidráulico dos efluentes em tanques de 
equalização é suficiente para promover a redução desejada de temperatura. 
 
6.6. SABOR E ODOR 
 
A água pura não produz sensação de odor ou sabor nos sentidos 
humanos. Uma das principais fontes de odor nas águas naturais é a decomposição 
biológica da matéria orgânica. No meio anaeróbio, isto é, no lodo de fundo de rios e de 
represas e, em situações críticas, em toda a massa líquida, ocorre a formação do gás 
sulfídrico, H2S, que apresenta odor típico de ovo podre, de mercaptanas e amônia, esta 
última ocorrendo também em meio aeróbio. Águas eutrofizadas, isto é, águas em que 
ocorre a floração excessiva de algas, devido à presença de grandes concentrações de 
nutrientes liberados de compostos orgânicos biodegradados, podem também manifestar 
sabor e odor. Sabe-se que certos gêneros de algas cianofíceas (algas azuis, resistentes às 
condições de severa poluição, atualmente classificadas como cianobactérias) produzem 
compostos odoríficos, em alguns casos até mesmo tóxicos. É, por exemplo, o problema 
cíclico que ocorre em São Paulo na Represa do Guarapiranga, manancial que recebe 
esgotos e abastece parte da região metropolitana. Vários episódios ocorreram, sendo que 
há alguns anos uma floração de Anabaena sp provocou odor semelhante ao do BHC, 
sendo que a Companhia de Saneamento Básico do Estado de São Paulo-SABESP, 
encontrou grandes dificuldades para contornar o problema na fase de captação, onde 
foram testados diversos algicidas, e na fase do tratamento (emprego de adsorção em 
carvão ativado). 
Outra fonte que causa problemas de sabor e odor nas águas para 
abastecimento público refere-se à presença de fenóis. Esses compostos, mesmo quando 
presentes em quantidades diminutas (o padrão de potabilidade no Brasil era de 0,1 g/L, 
a título de recomendação), reagem com o cloro residual livre formando clorofenóis que 
apresentam odor característico e intenso. 
Além destas fontes principais, existe ainda o gosto na água proveniente 
de metais, acidez ou alcalinidade pronunciadas, cloreto (sabor salgado), etc. 
Na legislação brasileira aparece apenas a designação “não objetável” 
para sabor e odor, o que representa certa subjetividade. A legislação paulista é talvez 
rigorosa demais, condenando a presença de qualquer tipo de odor senão o de cloro. Nos 
 164 
Estados Unidos é utilizada a técnica do odor limite para quantificar o problema, que 
consiste em proceder-se a diluições da amostra até que o odor não seja mais detectado. 
Se, por exemplo, apenas com diluições superiores a 1:5 os odores não podem mais ser 
percebidos, diz-se que aquela amostra de água apresenta odor limite 5. É óbvio que é 
uma técnica que também envolve subjetividade e imprecisões, mas é uma maneira de se 
aproximar melhor à questão, que pode ser interessante em diversos estudos. Para uma 
identificação precisa das concentrações dos compostos aromáticos presentes na água, 
técnicas analíticas sofisticadas como a cromatografia gasosa ou cromatografia/ 
espectrometria de massa podem ser necessárias. 
A adsorção em carvão ativado granular ou em pó é a técnica mais 
empregada e eficiente no controle de odor. Em casos particulares, como no importante 
problemada liberação de H2S de processos anaeróbios, perceptível pelo olfato humano 
em concentrações da ordem de apenas 1 ppb, técnicas oxidativas empregando-se cloro, 
peróxido de hidrogênio e ozonização, entre outras, ou técnicas de precipitação química 
com sais de ferro, podem ser testadas. Essa medida, no entanto, deverá ser bem 
planejada, devendo ser primeiramente testada em menor escala para a verificação da 
eficiência real e para a identificação de problemas operacionais como a descarga de 
oxidante residual que possa resultar em efeito tóxico ao meio. 
A inibição da proliferação de odores intervindo-se na atividade biológica 
tem sido aplicada com sucesso. Muitas cidades, principalmente as de clima quente, 
sofrem com o problema da exalação de maus odores pela rede coletora de esgotos. A 
origem desse problema é a redução anaeróbia do sulfato para sulfeto, com conseqüente 
liberação do H2S. Aplicada continuamente uma solução de nitrato de sódio, ocorre 
preferencialmente a redução do nitrato em nitrogênio gasoso, inibindo-se o crescimento 
das bactérias redutoras de sulfato e a exalação do gás sulfídrico. 
 
 
6.7. QUESTÕES PROPOSTAS 
 
1. Qual a diferença entre cor e turbidez? 
2. Qual a diferença entre cor real (verdadeira) e cor aparente? 
3. Dê exemplos de partículas que provocam cor nas águas. 
 165 
4. Dê exemplos de partículas que provocam turbidez nas águas. 
5. Qual a importância do parâmetro turbidez no controle operacional de uma estação 
de tratamento de água para abastecimento público? 
6. Qual a importância do parâmetro cor nos estudos de controle da poluição das águas 
naturais (rios, lagos,etc.)? 
7. Pode uma água natural apresentar cor elevada e turbidez baixa? Justifique. Que 
comportamento apresenta essa água com relação à coagulação e floculação? 
8. Qual a importância da fração sólidos sedimentáveis no controle da poluição por 
efluentes líquidos industriais? 
9. Qual a importância da fração sólidos em suspensão voláteis no controle das 
estações de tratamento de efluentes por processos biológicos? 
10. Que características físicas das águas de um lago podem ser afetadas pelo 
desenvolvimento excessivo de algas? Explique. 
11. Que características físicas das águas de um rio podem ser influenciadas pelo 
lançamento de um efluente industrial com elevado teor de matéria orgânica 
biodegradável? 
12. Lançando-se continuamente uma carga constante de matéria orgânica 
biodegradável em um lago natural, a maior possibilidade de esgotamento total do 
oxigênio dissolvido ocorrerá quando se tiver temperatura do ar de 0oC ou 40oC? 
Justificar. 
13. Em uma análise de amostra de lodo de digestor anaeróbio foram obtidos os 
seguintes resultados: 
Massa do filtro (membrana) após filtração de 25 mL do lodo e secagem a 104 oC: 
3,2437 g 
Massa do filtro-membrana após calcinação a 600 oC: 2,6982 g 
Determinar a concentração de sólidos em suspensão voláteis da amostra. 
14. Em uma análise do teor de sólidos de uma amostra de efluente industrial foram 
obtidos os seguintes resultados: 
Massa da cápsula preparada: P0= 101,9794 g 
 166 
Massa da cápsula após secagem a 104 oC de 1000 mL da amostra: P1 = 102,0406 g 
Massa da cápsula após calcinação a 600 oC: P2 = 101,9522 g 
Determinar a porcentagem de matéria volátil na amostra. 
15. Na análise de uma água natural foram obtidos os seguintes resultados: 
Cor: 5 U.C. 
Turbidez: 2 UNT 
Sólidos totais: 350 mg/L 
Sólidos fixos: 150 mg/L 
Sólidos voláteis: 250 mg/L 
Sólidos em suspensão totais: 280 mg/L 
Sólidos em suspensão fixos: 60 mg/L 
Sólidos em suspensão voláteis: 200 mg/L 
Sólidos dissolvidos totais: 100 mg/L 
Sólidos dissolvidos fixos: 20 mg/L 
Sólidos dissolvidos voláteis: 80 mg/L 
Sólidos sedimentáveis: 40 mL/L 
Comentar sobre a coerência dos resultados. 
16. Qual a diferença entre nefelometria e turbidimetria? 
17. Que aspectos podem influenciar na precisão dos resultados da determinação da cor 
de amostras de água através do método da comparação visual? 
 
 
6.8. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
 
1. AGUDO, E.G. Curso “Fundamentos Químicos do Saneamento”, Universidade 
Mackenzie, 1988. 
 167 
2. APHA, AWWA, WEF – “Standard Methods for the Examination of Water and 
Wastewater”, 20th ed., 2000. 
3. BEYRUTH, Z. et al. – “Toxic Algae in Freshwaters of São Paulo State”. In: Algae 
and Environment: A General Aproach. Sociedade Brasileira de Ficologia, São 
Paulo, 1992. 
4. CONAMA, “Resolução no 357/2005”. Ministério do Meio Ambiente, Conselho 
Nacional de Meio Ambiente. Brasília, 2005. 
5. KATO, M.T. Curso “Qualidade da Água, do Ar e do Solo”, Escola de Engenharia 
Mauá, 1983. 
6. MINISTÉRIO DA SAÚDE, “Portaria 518/2004. Controle e Vigilância da Qualidade 
da Água para Consumo Humano e seu Padrão de Potabilidade”. Brasília, 
Fundação Nacional da Saúde, 2004. 
7. PIVELI, R.P. “Qualidade da Água”. Curso de Especialização em Engenharia em 
Saúde Pública e Ambiental da Fac. Saúde Pública – USP, 1996. 
8. POVINELLI, J. Curso “Técnicas Experimentais em Saneamento Ambiental”. Escola 
de Engenharia de São Carlos, 1979. 
9. SAWYER, C.N., Mc CARTY, P.L. e PARKIN, G.F. “Chemistry for Environmental 
Engineering”, Mc Graw-Hill International Editions, Civil Engineering Series, 
4th ed., 1994. 
 
 
 
CAPÍTULO 7 
 
CARACTERÍSTICAS QUÍMICAS DAS ÁGUAS: 
pH, ACIDEZ, ALCALINIDADE E DUREZA 
 
 
7.1. pH ....................................................................................................................................... 166 
7.1.1. Conceito ................................................................................................................ 166 
7.1.2. Importância nos estudos de controle de qualidade de águas .............................. 167 
7.1.3. Determinação de pH ............................................................................................. 169 
7.1.4. Correção de pH ..................................................................................................... 172 
 
7.2. ACIDEZ DAS ÁGUAS ........................................................................................................ 173 
7.2.1. Definição analítica ................................................................................................. 173 
7.2.2. Fontes de acidez nas águas ................................................................................. 173 
7.2.3. Importância nos estudos de controle de qualidade de águas .............................. 174 
7.2.4. Determinação da acidez das águas ...................................................................... 175 
7.2.5. Controle da acidez das águas .............................................................................. 176 
 
7.3. ALCALINIDADE DAS ÁGUAS ........................................................................................... 176 
7.3.1. Definição analítica ................................................................................................. 176 
7.3.2. Fontes de alcalinidade nas águas ........................................................................ 177 
7.3.3. Importância nos estudos de controle de qualidade das águas............................. 177 
7.3.4. Determinação da alcalinidade ............................................................................... 179 
7.3.5. Controle da alcalinidade das águas ...................................................................... 182 
 
7.4. DUREZA DAS ÁGUAS ....................................................................................................... 183 
7.4.1. Definição ............................................................................................................... 183 
7.4.2. Fontes de dureza nas águas ................................................................................ 183 
7.4.3. Importância nos estudos de controle de qualidade das águas............................. 184 
7.4.4. Graus de dureza................................................................................................... 185 
7.4.5. Tipos de dureza .................................................................................................... 185 
7.4.6. Relação entre alcalinidade e dureza ..................................................................... 186 
7.4.7. Pseudo-dureza ...................................................................................................... 186 
7.4.8. Determinação da dureza ....................................................................................... 186 
7.4.9. Remoção da dureza .............................................................................................. 188 
 
7.5. QUESTÕES PROPOSTAS ................................................................................................ 190 
 
7.6. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS ................................................................................... 191 
 
 
166 
 
CAPÍTULO 7 
 
 
CARACTERÍSTICAS QUÍMICAS DAS ÁGUAS: 
pH, ACIDEZ, ALCALINIDADE E DUREZA 
 
7.1. pH 
 
7.1.1. Conceito 
 
O primeiro equilíbrio químico de interesse que ocorre na água é a 
dissociação de sua própria molécula, que pode ser representada através da seguinte 
equação química: 
 
H2O  H
+ + OH- 
 
Mais propriamente, o íon hidrogênio, H+, permanece associado à própria 
molécula de água na forma do íon hidrônio, de modo que este equilíbrio pode ser 
melhor representado pela seguinte equação química: 
 
2H2O  H3O
+ + OH- 
Voltando à forma anterior mais simplificada de se expressar tal 
equilíbrio, a constante de equilíbrio da reação, Keq, pode ser expressa por: 
 
Keq = [H].[OH
-] 
 [H2O] 
 
A concentração molar de água, [H2O], é constante e igual a 1000g/18 = 
55,5 mol / L, definindo-se uma nova constante de equilíbrio, Kw, que é o produto iônico 
da água: 
Kw = [H
+].[OH-] 
 
 
167 
 
 
O valor de Kw, medido à 25C, é 1,1 x 10
-14. Em decorrência da 
dificuldade de se trabalhar com números muito pequenos, tanto para se expressar 
concentrações molares como constantes de equilíbrio, introduziu-se na química a 
notação p(x) = - log x. Em 1909, Sörensen criou a escala de pH, ou de potencial 
hidrogeniônico, grandeza que define o fator de intensidade de acidez, que se baseia no 
antilogaritmo das concentrações de H+, ou seja: pH = - log [H+] 
Na equação anterior, extraindo-se o logaritmo decimal de ambos os 
membros, tem-se: 
- log Kw = - log [H
+] - log[OH-] 
 p Kw = pH + pOH 
 a 25C  pH + pOH = 14, 
de onde se deduz que o ponto neutro correspondente ao valor de pH = 7 pois teríamos, 
para pKw = 14, pOH = 7 e portanto pH = pOH. Note-se que para outros valores de 
temperatura, o valor de pKw varia e a neutralidade não corresponde a pH = 7,0. 
Para 0C, por exemplo, o ponto neutro ocorre em pH = 6,5 e, a 60C, 
corresponde ao pH = 7,5. 
Conclusivamente, o pH representa a atividade do íon hidrogênio na água, 
de forma logaritmizada, resultante inicialmente da dissociação da própria molécula da 
água e posteriormente acrescida pelo hidrogênio proveniente de outras fontes como 
efluentes industriais (ácido sulfúrico, clorídrico, nítrico, etc), dissociação de ácidos 
orgânicos como o ácido acético, que resulta da “fase ácida” da decomposição anaeróbia 
da matéria orgânica, bem como outras substâncias que venham a apresentar reação ácida 
com o solvente (água). 
 
7.1.2. Importância nos estudos de controle de qualidade de 
águas 
 
Por influir em diversos equilíbrios químicos que ocorrem naturalmente 
ou em processos unitários de tratamento de águas, o pH é um parâmetro importante em 
muitos estudos no campo do saneamento ambiental. 
 
 
168 
 
A influência do pH sobre os ecossistemas aquáticos naturais dá-se 
diretamente devido a seus efeitos sobre a fisiologia das diversas espécies. Também o 
efeito indireto é muito importante, podendo determinadas condições de pH contribuírem 
para a precipitação de elementos químicos tóxicos como metais pesados; outras 
condições podem exercer efeitos sobre a solubilidade de nutrientes. Desta forma, as 
restrições de faixas de pH são estabelecidas para as diversas classes de águas naturais, 
tanto de acordo com a legislação federal (Resolução n 357 do CONAMA, de março de 
2005), como pela legislação do Estado de São Paulo (Decreto n 8468), que permitem 
moderados afastamentos do valor de pH = 7,0, tomado como referëncia. O valor de pH 
é também um resultado importante para a composição dos chamados “índices de 
qualidade de águas”. No cálculo do IQA utilizado pela CETESB, o pH é um dos nove 
parâmetros escolhidos. Os critérios de proteção à vida aquática fixam o pH entre 6 e 9. 
Nos ecossistemas formados nos tratamentos biológicos de esgotos o pH é 
também uma condição que influi decisivamente no processo. Normalmente, a condição 
de pH que corresponde à formação de um ecossistema mais diversificado e a um 
tratamento mais estável é a de neutralidade, tanto em meios aeróbios como nos 
anaeróbios. Nos reatores anaeróbios, a acidificação do meio é acusada pelo decréscimo 
do seu pH, indicando situação de desequilíbrio. A produção de ácidos orgânicos voláteis 
pelas bactérias acidificadoras e a não utilização destes últimos pelas metanobactérias é 
uma situação de desequilíbrio que pode ser devido a diversas causas. O decréscimo no 
valor do pH, que a princípio funciona como indicador do desequilíbrio, passa a atuar 
como causa, se não for corrigido a tempo. Nos reatores aeróbios, a nitrificação do 
esgoto (ou oxidação da amônia a nitrato, conforme será visto adiante), que é um efeito 
desejável, leva a um consumo de alcalinidade do meio e à queda de pH, exigindo, em 
certas circunstâncias, a alcalinização artificial. 
É possível que alguns efluentes industriais possam ser tratados 
biologicamente em seus valores naturais de pH, por exemplo, em torno de 5,0. Nesta 
condição, o meio talvez não permita uma grande diversificação hidrobiológica, mas 
pode acontecer que os grupos mais resistentes, algumas bactérias e fungos, 
principalmente, tornem possível a manutenção de um tratamento eficiente e estável; 
mas, em geral, procede-se à neutralização prévia do pH dos efluentes industriais antes 
de serem submetidos ao tratamento biológico. 
Nas estações de tratamento de água, são várias as unidades cujo controle 
envolve as determinações de pH. A coagulação e a floculação que a água sofre 
 
 
169 
 
inicialmente é um processo unitário dependente do pH; existe uma condição 
denominada “pH ótimo” de floculação que corresponde à situação em que as partículas 
coloidais apresentam menor quantidade de carga eletrostática superficial. A desinfecção 
pelo cloro é um outro processo dependente do pH. Em meio ácido, a dissociação do 
ácido hipocloroso formando íon hipoclorito é menor, sendo o processo mais eficiente, 
conforme será visto. A própria distribuição da água final é afetada pelo pH. As águas 
ácidas são corrosivas, ao passo que as alcalinas são incrustantes. Por isso o pH da água 
final deve ser controlado, para que os carbonatos presentes sejam equilibrados e não 
ocorra nenhum dos dois efeitos indesejados mencionados. A água levemente alcalina 
resulta numa tênue película de carbonato na parede interna da tubulação, que se impõe 
como barreira a processos corrosivos, sem formar incrustações expressivas. 
 O pH é padrão de potabilidade, recomendando-se que as águas para 
abastecimento público apresentem valores entre 6,0 e 9,5, de acordo com a Portaria 
518/2004 do Ministério da Saúde. Outros processos físico-químicos de tratamento, 
como o abrandamento pela cal, são dependentes do pH. 
No tratamento físico-químico de efluentes industriais, muitos são os 
exemplos de reações dependentes do pH: a precipitação química de metais pesados 
ocorre em pH elevado; a oxidação química de cianeto ocorre em pH elevado; a redução 
do cromohexavalente à forma trivalente ocorre em pH baixo; a oxidação química de 
fenóis em pH baixo; a quebra de emulsões oleosas mediante acidificação; o arraste de 
amônia convertida à forma gasosa se dá mediante elevação de pH, etc. Desta forma, o 
pH é um parâmetro importante no controle dos processos físico-químicos de tratamento 
de efluentes industriais. Constitui-se também em padrão de emissão de esgotos e de 
efluentes líquidos industriais, tanto pela legislação federal quanto pela estadual. Na 
legislação do Estado de São Paulo, estabelece-se faixa de pH entre 5 e 9 para o 
lançamento direto nos corpos receptores (artigo 18 do Decreto 8468), mesmos limites 
impostos pela RESOLUÇÃO 357 do CONAMA, e entre 6 e 10 para o lançamento na 
rede pública seguida de estação de tratamento de esgotos (Decreto 8468, artigo 19-A). 
 
 
7.1.3. Determinação de pH 
 
Para a determinação de pH são disponíveis os seguintes métodos: 
 
 
 
170 
 
a) método eletrométrico (eletrodo de pH ou pH-metro) 
b) método comparativo utilizando-se o papel indicador universal de pH 
c) “kits” utilizados em piscinas (indicadores colorimétricos em solução 
líquida) 
 
O método eletrométrico é mais preciso e portanto, mais recomendável 
para as aplicações em laboratório e para o controle dos sistemas de uma maneira geral. 
Para algumas condições de campo em que não é exigida grande precisão, o papel 
indicador de pH pode ser utilizado para estimativas preliminares. 
O pH-metro (Figura 7.1.) consiste em um potenciômetro, um eletrodo de 
vidro, um eletrodo de referência e um dispositivo de compensação de temperatura. 
Quando os eletrodos são imersos na solução, um circuito é formado através do 
potenciômetro. O eletrodo de referência consiste em uma semi-célula que gera um 
potencial de eletrodo constante. Geralmente são utilizados eletrodos de prata/cloreto de 
prata e, em menor escala, cloreto de mercúrio (chamado calomelano). O eletrodo 
indicador é constituído por um bulbo de vidro especial (borossilicato de sódio) contendo 
uma concentração fixa de HCl ou uma solução tampão com pH conhecido em contato 
com um eletrodo de referência interno. Quando se imerge o eletrodo na solução, a 
superfície externa do bulbo se hidrata, promovendo-se assim a troca de íons sódio com 
íons H+ da solução, de modo a formar uma camada superficial de íons hidrogênio. Este 
fato se associa à repulsão de ânions, como sítios de silicatos negativamente carregados, 
por exemplo, produzindo um potencial na interface da solução (vidro), que é função da 
atividade dos íons H+ na solução. 
Os pH-metros devem ser calibrados com “soluções tampão”, antes da sua 
utilização, apresentando uma variação de 55 a 59 mV/unidade de pH, em ambas as 
faixas de calibração. O bulbo do eletrodo deve ser sempre bem conservado, mantido 
imerso em solução de cloreto de potássio. A imersão em água destilada provoca diluição 
da solução interna, não sendo procedimento recomendado. Existem pH-metros portáteis, 
que podem ser utilizados em campo, alimentados por baterias. Além dos pH-metros de 
laboratório, existem os industriais, cujas sondas podem ser imersas diretamente nos 
tanques de tratamento, emitindo informações contínuas em tempo real. 
 
 
 
171 
 
 
Figura 7.1. pH – metro de bancada 
 
Os indicadores de pH são substâncias químicas que apresentam 
mudanças bruscas de coloração em função da variação do pH do meio. Existem 
compostos químicos capazes de cobrir toda faixa de variação de pH, conforme indicado 
na Tabela 7.1. 
 
 
Tabela 7.1. Soluções indicadoras de pH. 
INDICADOR FAIXA DE pH 
COR EM MEIO 
ÁCIDO 
COR EM MEIO 
BÁSICO 
Alaranjado de Metila 3,1 - 4,6 Vermelho Laranja 
Verde de Bromocresol 3,8 - 5,4 Amarelo Azul 
Vermelho de Metila 4,4 - 6,2 Vermelho Amarelo 
Tornassol 4,5 - 8,3 Vermelho Azul 
Azul de Bromotimol 6,0 - 7,6 Amarelo Azul 
Vermelho Cresol 7,2 - 8,8 Amarelo Vermelho 
Vermelho Fenol 6,8 - 8,4 Amarelo Vermelho 
Azul de Timol 8,0 - 9,6 Amarelo Azul 
Fenolftaleína 8,2 - 9,8 Incolor Vermelho 
Timolftaleína 9,3 - 10,5 Incolor Azul 
Amarelo Alizarina 10,1 - 11,1 Amarelo Lilás 
 
 
172 
 
 
7.1.4. Correção de pH 
 
Em muitas situações de tratamento, ocorre a necessidade de se alterar o 
valor do pH das águas, de forma a atender a determinadas exigências. Para a elevação 
de pH, os compostos mais utilizados são a soda cáustica (hidróxido de sódio), a cal 
hidratada (hidróxido de cálcio) e a barrilha (carbonato e bicarbonato de sódio). 
A soda cáustica apresenta como principal vantagem a sua elevada 
solubilidade, possibilitando uma operação mais simples do sistema de dosagens. A cal é 
mais barata, mas a sua baixa solubilidade e a presença de impurezas como a areia, que 
provoca corrosão em sistemas de recalque, prejudicam o seu uso. Existe uma cal 
especial para uso no tratamento de águas, com pureza elevada. A cal tem a vantagem, 
em relação à soda, de apresentar o íon cálcio, que é bivalente. Isto pode ser importante 
quando se deseja a ocorrência de floculação, além da alteração do pH. A barrilha é mais 
cara, mas apresenta a vantagem de produzir “efeito tampão”, sendo utilizada em 
reatores anaeróbios desequilibrados, onde além da elevação do pH se deseja sua 
manutenção naquele patamar mais elevado. 
Para o abaixamento do pH normalmente empregam-se ácidos minerais, 
como o clorídrico e sulfúrico. Normalmente o ácido clorídrico comercial (muriático) é 
mais barato, além do que, quando se trata de um efluente industrial a ser lançado na rede 
pública de esgotos, a presença de sulfato é mais preocupante por poder ser reduzido a 
sulfeto em meio anaeróbio, trazendo problemas de odor, toxicidade e corrosividade. 
Assim, constitui-se a concentração de sulfato em padrão de emissão de esgotos (artigo 
19-A do Decreto 8468 – Estado de São Paulo). E óbvio que, por outro lado, o uso do 
ácido clorídrico não é recomendável quando se antevê problemas com o residual 
excessivo de cloreto nas águas. 
Cresce atualmente muito em termos de aplicação industrial a utilização 
do gás carbônico, que apresenta vantagens econômicas, podendo inclusive ser 
produzido na própria unidade industrial, além da vantagem técnica de eliminar o 
manuseio de ácidos minerais que são corrosivos. O gás carbônico não apresenta 
capacidade quando se necessita de acidificações extremas. 
 
 
 
173 
 
7.2. ACIDEZ DAS ÁGUAS 
 
7.2.1. Definição analítica 
 
Acidez de uma água pode ser definida como sua capacidade de reagir 
quantitativamente com uma base forte até um valor definido de pH, devido à presença 
de ácidos fortes (ácidos minerais: clorídrico, sulfúrico, nítrico, etc.), ácidos fracos 
(orgânicos: ácido acético, por exemplo, e inorgânicos: ácido carbônico, por exemplo) e 
sais que apresentam caráter ácido (sulfato de alumínio, cloreto férrico, cloreto de 
amônio, por exemplo). 
 
 
7.2.2. Fontes de acidez nas águas 
 
O gás carbônico é um componente habitual da acidez das águas naturais. 
Vale lembrar que o gás carbônico dissolvido na água representa o ácido carbônico, 
através do seguinte equilíbrio químico: 
CO2 + H2O  H2CO3 
Portanto, embora o gás carbônico não chegue a provocar profundas 
condições de acidez nas águas, é um componente importante por estar sempre presente, 
mediante sua dissolução na água proveniente da atmosfera, por diferença de pressão 
parcial (Lei de Henry) ou por resultar, em caso de águas poluídas, da decomposição 
aeróbia ou anaeróbia da matéria orgânica. Isto ocorre também no hipolímnio de lagos 
estratificados e em águas subterrâneas, especialmente aquelas com níveis reduzidos de 
carbonatos, pois estes reagem com o gás carbônico formando bicarbonatos. O gás 
carbônico é bastante solúvel na água, podendo normalmente ser encontrada 
concentração deste gás bem superior às de oxigênio dissolvido. 
Os ácidos minerais surgem em águas naturais principalmente através de 
descargas de efluentes industriais nãoneutralizados. São muito os ramos industriais que 
utilizam-se de ácidos em seus processos industriais, destacando-se as metalurgias e a 
siderurgia, onde são freqüentes os processos de decapagem ácida. A decapagem é em 
muitos casos necessária para a remoção da camada oxidada (ferrugem) das peças, antes 
de seu uso ou de seu recobrimento por outro metal (etapa de galvanoplastia). Em águas 
 
 
174 
 
naturais, a acidez mineral pode ser formada através da oxidação de sulfetos, como 
indicado nas equações químicas: 
2 So + 3 O2 + 2 H2O → 2 H2SO4 
FeS + 3½ O2 + H2O → FeSO4 + H2SO4 
 
Estas reações podem ser enzimáticas. Também a hidrólise de sais de 
alguns metais pode levar à formação de acidez mineral nas águas, como ocorre nas 
estações de tratamento de águas para abastecimento público na etapa de coagulação, por 
exemplo, com cloreto férrico ou sulfato de alumínio, conforme indicado nas equações 
químicas: 
FeCl3 + 3 H2O  Fe (OH)3 + 3 H
+ + 3 Cl- 
Al2 (SO4)3 + 6 H2O  2 Al (OH)3 + 6 H
+ + 3 S04
-2 
Os hidróxidos metálicos formados são insolúveis, precipitando-se e 
promovendo a floculação por varredura. 
 
7.2.3. Importância nos estudos de controle de qualidade de 
águas 
 
Não há praticamente nenhuma relação da qualidade da água com o gás 
carbônico, sob o ponto de vista da saúde pública. Os ácidos minerais que possivelmente 
teriam, são identificados pela manifestação de sabor azedo em concentrações 
relativamente baixas. 
A grande importância no controle da acidez das águas reside nos estudos 
de corrosão, que pode ser provocada tanto pelo gás carbônico (presente em águas 
naturais) como pelos ácidos minerais (presentes em efluentes industriais). O parâmetro 
“acidez” não se constitui, apesar de sua importância, em qualquer tipo de padrão, seja de 
potabilidade, de classificação das águas naturais ou de emissão de esgotos; o efeito da 
acidez é controlado legalmente pelo valor do pH. 
A acidez quantificada em mg CaCO3/L tem seu uso restrito ao controle 
dos processos de tratamento. É o caso, por exemplo, do parâmetro “ácidos voláteis”, 
 
 
175 
 
utilizado no controle de reatores anaeróbios de tratamento de esgotos. Sabe-se que, 
nestes, a concentração de ácidos voláteis deve ser mantida baixa e que um aumento 
representa desequilíbrio entre a fase de fermentação ácida e a metanogênese. As 
metanobactérias utilizam os ácidos voláteis e, quando seus crescimentos encontram-se 
inibidos, ocorre acúmulo de ácidos no sistema e o pH cai. 
O gás carbônico também está envolvido com o consumo de cal no 
processo de abrandamento de água pelo processo conhecido por “cal e soda” (neste caso 
“soda” representa a soda-barrilha, carbonato de sódio). Em diversas etapas deste 
processo, o gás carbônico reage com a cal, precipitando carbonato de cálcio. 
 
 
7.2.4. Determinação da acidez das águas 
 
Basicamente, a determinação da acidez de uma amostra de água consiste 
em uma titulação de neutralização ácido/base, empregando-se solução de hidróxido de 
sódio 0,02 mol/L como titulante. O final da reação pode ser indicado 
potenciometricamente, imergindo-se o eletrodo do pH-metro na amostra e anotando-se 
os volumes gastos de NaOH quando são atingidos valores preestabelecidos de pH (8,3 e 
4,5). Pode também o ponto final ser determinado utilizando-se indicadores 
colorimétricos. Historicamente tem-se utilizado a fenolftaleína, que apresenta ponto de 
viragem em pH de cerca de 8,3 e o alaranjado de metila, cuja viragem ocorre em pH de 
cerca de 4,5. O “Standard Methods”, em sua 18ª edição, propôs a alteração dos 
indicadores para púrpura de metacresol (pH 8,3) e verde de bromocresol (pH 4,5). Em 
ambos os casos ocorre viragem de azul para amarelo. 
Trata-se, portanto, de análise de fácil execução e que não exige 
instrumentação sofisticada. 
Para a determinação da acidez total da amostra é necessário titular-se até 
o pH 8,3, pois somente neste valor de pH garante-se a total neutralização do gás 
carbônico presente na amostra, prevalecendo apenas o equilíbrio entre bicarbonatos e 
carbonatos. Já os ácidos minerais prevalecem em faixas mais baixas de pH, 
normalmente em valores inferiores a 4,0, enquanto que o gás carbônico está presente na 
faixa 4,5-8,3. 
 
 
176 
 
Para a neutralização destes ácidos minerais basta o pH ser elevado até 4,5 
(ver curva de titulação de ácidos fortes). Este segundo limite é utilizado para se fazer a 
distinção entre a acidez mineral e a devida ao CO2, conforme o diagrama (Figura 7.2.): 
 
 
Figura 7.2. Diagrama de acidez total, mineral e devida a CO2. 
 
Os resultados de acidez das amostras são expressos em mg/L de CaCO3. 
Esta é a forma de expressão usual, pois a acidez representa um conjunto de substâncias, 
e não necessariamente uma única. Por isso, é necessário utilizar-se um soluto de 
referência, para transformar dados de concentração molar em mg/L, sendo que o CaCO3 
é utilizado universalmente, permitindo a comparação entre resultados em mg/L. 
 
7.2.5. Controle da acidez das águas 
 
Controlar acidez significa adicionar substâncias neutralizadoras, as 
mesmas indicadas para a elevação de pH. 
 
 
7.3. ALCALINIDADE DAS ÁGUAS 
 
7.3.1. Definição analítica 
 
Alcalinidade de uma amostra de água pode ser definida como sua 
capacidade de reagir quantitativamente com um ácido forte até um valor definido de pH. 
 
 
177 
 
 
 
7.3.2. Fontes de alcalinidade nas águas 
 
Os principais componentes da alcalinidade são os sais do ácido 
carbônico, ou seja, bicarbonatos e carbonatos, e os hidróxidos. Outros sais de ácidos 
fracos inorgânicos, como boratos, silicatos, fosfatos, ou de ácidos orgânicos, como sais 
de ácido húmico, ácido acético, etc., também conferem alcalinidade às águas, mas seus 
efeitos normalmente são desconsiderados por serem pouco representativos. Além disto, 
esta particularização permite o cálculo dos três componentes da alcalinidade, 
individualmente. 
Os bicarbonatos e, em menor extensão, os carbonatos, que são menos 
solúveis, dissolvem-se na água devido à sua passagem pelo solo. Se este solo for rico 
em calcáreo, o gás carbônico da água o solubiliza, transformando-o em bicarbonato, 
conforme a reação: 
CO2 + CaCO3 + H2O  Ca (HCO3)2 
Os carbonatos e hidróxidos podem aparecer em águas onde ocorrem 
florações de algas (eutrofizadas), sendo que em período de intensa insolação o saldo da 
fotossíntese em relação à respiração é grande e a retirada de gás carbônico provoca 
elevação de pH para valores que chegam a atingir 10 unidades. A principal fonte de 
alcalinidade de hidróxidos em águas naturais decorre da descarga de efluentes de 
indústrias, onde se empregam bases fortes como soda cáustica e cal hidratada. Em águas 
tratadas, pode-se registrar a presença de alcalinidade de hidróxidos em águas 
abrandadas pela cal. 
 
 
7.3.3. Importância nos estudos de controle de qualidade das 
águas 
 
A alcalinidade das águas não representa risco potencial à saúde pública. 
Provoca alteração no paladar e a rejeição da água em concentrações inferiores àquelas 
que eventualmente pudessem trazer prejuízos mais sérios. A alcalinidade não se 
 
 
178 
 
constitui em padrão de potabilidade, ficando este efeito limitado pelo valor do pH. 
Também não é padrão de classificação de águas naturais nem de emissão de esgotos, 
sendo que a importância deste parâmetro se concentra no controle de determinados 
processos unitários utilizados em estações de tratamento de águas para abastecimento e 
residuárias. Na etapa de floculação de águas para abastecimento público, a alcalinidade 
da água assume fundamental importância na ocorrência do fenômeno denominado 
floculação por varredura, que muitas vezes é o mecanismo de floculação mais atuante. 
Neste processo, o coagulante reage com a alcalinidade da água formando hidróxidos 
metálicos polimerizados altamente insolúveis (de alumínio ou de ferro, dependendo do 
coagulanteutilizado), que arrastam partículas coloidais em seus percursos de 
sedimentação. São previstas relações estequiométricas entre dosagem de coagulantes e 
alcalinidade necessária. Em alguns casos, observa-se que, apesar de a água apresentar 
alcalinidade natural suficiente para reagir com o coagulante, ainda assim adiciona-se cal 
hidratada no processo de floculação que, para esta função, pode ser considerado 
desnecessário, podendo até mesmo trazer efeitos adversos ao tratamento. 
No campo do tratamento de esgotos, é bastante antiga a aplicação da 
digestão anaeróbia de lodos. Neste digestores, considera-se necessária a presença de 
alcalinidade de bicarbonatos elevada, entre 1000 e 5000 mg/L em CaCO3, para produzir 
efeito tampão suficiente para impedir queda brusca de pH em caso de desequilíbrio. 
Mais recentemente, com o desenvolvimento de reatores anaeróbios de alta taxa para o 
tratamento de esgotos, este conceito evoluiu no sentido de que a alcalinidade é uma 
condição de segurança, embora nem sempre indispensável, tendo-se operado reatores 
anaeróbios de fluxo ascendente e manto de lodo e filtros anaeróbios em faixas de pH 
mais baixas. O importante é a manutenção de uma relação alcalinidade/ácidos voláteis 
elevada. Diversos pesquisadores observaram, inclusive, a produção natural de 
alcalinidade em reatores anaeróbios devido à formação de sais de ácidos voláteis. Nestes 
casos, o pH dos efluentes tratados é superior ao registrado na entrada do reator, sem que 
se tenha adicionado alcalinizante artificialmente. 
A alcalinidade das águas associa-se à dureza, como será visto adiante, 
sendo responsável pela precipitação de carbonatos principalmente em sistemas de águas 
quentes, provocando a formação de incrustações. 
 
 
 
 
179 
 
7.3.4. Determinação da alcalinidade 
 
A alcalinidade das águas é determinada através de titulação de 
neutralização ácido/base, empregando ácido sulfúrico 0,01 mol/L. A titulação também 
neste caso pode ser acompanhada potenciometricamente ou com o emprego de 
indicadores ácido-base. Os limites de pH ou as soluções indicadoras são os mesmos 
utilizados para a determinação da acidez da água. Entretanto, trata-se do processo 
inverso, ou seja, a água apresenta alcalinidade até o valor inferior de pH igual a 4,5, que 
corresponde ao limite da conversão de bicarbonatos em gás carbônico. Desta forma, a 
água pode possuir acidez e alcalinidade simultaneamente na faixa de pH entre 4,5 e 8,3 
devido ao equilíbrio gás carbônico/bicarbonato/carbonato, podendo neutralizar uma 
ação externa através do deslocamento deste equilíbrio de dois estágios, sem que o pH 
varie demasiadamente (efeito tampão). 
Os limites de pH utilizados na determinação da alcalinidade são 
mostrados no diagrama (Figura 7.3): 
 
Figura 7.3. Diagrama de Alcalinidade Total (T) e à Fenolftaleína (P). 
 
Também no caso da alcalinidade, no “Standard Methods” se encontra 
proposto a alteração dos indicadores, recomendando o verde de bromocresol (pH = 4,5) 
e a púrpura de metacresol (pH = 8,3). 
Portanto, podem ser determinados dois valores, P e T, e com estes 
resultados existem procedimentos para que se possa calcular os três componentes da 
alcalinidade, hidróxidos, carbonatos e bicarbonatos, individualmente. Neste método 
empírico, são formuladas três hipóteses: 
 
 
 
180 
 
1) Alcalinidades de hidróxido e de bicarbonato não podem coexistir em uma amostra, 
pois a alcalinidade devida a hidróxido é típica de meio com pH superior a 10, 
situação em que prevalece a forma de carbonato e não bicarbonato. Desta primeira 
hipótese, decorrem cinco situações possíveis. As amostras poderão conter: 
 
a) Só alcalinidade de hidróxido. É o caso de amostras com pH elevado (superior a 
10). A titulação é essencialmente completada em pH 8,3 e a alcalinidade total 
é igual a alcalinidade à fenolftaleína. 
b) Só alcalinidade de carbonato. Neste caso, a amostra deverá apresentar pH 
superior a 8,3 e a titulação ao ponto da fenolftaleína é exatamente igual à 
metade da titulação total. 
c) Alcalinidade de hidróxido e carbonato. Este caso também corresponde à 
amostras com pH elevado, bem superior a 10. A titulação entre os pontos 8,3 
e 4,5 representa metade da alcalinidade de carbonato. 
d) Alcalinidade de carbonato e bicarbonato. Neste caso o pH da amostra deverá 
estar compreendido entre 8,3 e 11,0 e a titulação ao pH 8,3 representa metade 
da alcalinidade de carbonato. 
e) Só alcalinidade de bicarbonato. Ocorre em amostras com pH inferior a 8,3. 
Neste caso a alcalinidade de bicarbonato coincide com a alcalinidade total. 
 
2) Alcalinidade de hidróxido ocorre até pH 8,3. Na verdade, com base na curva de 
titulação de bases fortes, observa-se que o pH igual a 10 seria suficiente. Esta 
hipótese está a favor da segurança e a coincidência com o limite da conversão de 
carbonato em bicarbonato (pH 8,3) facilita a obtenção dos resultados. 
 
3) Os carbonatos são 50% neutralizados até pH igual a 8,3. Isto porque até o pH 8,3 
ocorre apenas a transformação em bicarbonatos, necessitando-se de igual 
quantidade do titulante para a conversão final dos bicarbonatos em gás carbônico. 
Estas hipóteses podem ser sintetizadas por meio do diagrama da Figura 7.4. 
 
 
181 
 
 
Figura 7.4. Diagrama esquemático das situações de alcalinidade. 
 
 
Interpretando-se este diagrama, obtém-se a Tabela 7.2 utilizada para o 
cálculo dos componentes da alcalinidade: 
 
Tabela 7.2. Cálculo dos componentes da alcalinidade. 
RESULTADO DA 
TITULAÇÃO 
HIDRÓXIDO CARBONATO BICARBONATO 
P = 0 0 0 T 
P < ½ T 0 2P T - 2P 
P = ½ T 0 2P 0 
P > ½ T 2P-T 2(T-P) 0 
P = T T 0 0 
 
Os resultados de alcalinidade são também expressos em mg/L CaCO3 por 
tratar-se de mistura de componentes, como no caso da acidez. Caso sejam calculados os 
três componentes, aí sim é possível expressar-se o resultado em termos de mg/L de 
hidróxido, carbonato ou bicarbonato. 
 
EXEMPLO: Foram tituladas 04 (quatro) amostras de água com H2SO4 0,01 mol/L. 
Foram utilizados 100 mL de amostra em cada titulação, tendo-se obtido os seguintes 
resultados (Tabela 7.3.): 
 
 
 
182 
 
Tabela 7.3. Resultados de titulação em exemplo de cálculo de alcalinidade 
AMOSTRA pH INICIAL mL DE H2SO4 GASTOS NA TITULAÇÃO 
 F.F. A.M. 
A 11,0 10,0 15,5 
B 10,0 14,4 38,6 
C 11,2 8,2 8,4 
D 7,0 0 12,7 
 
Solução: 
Cáculo das alcalinidades: 
,000.100x
SOH
=)CaCOL/mg(dealcalinida
V
M
AMOSTRA
3
42
 
onde o número 100.000 representa o peso molecular do CaCO3 expresso em mg. Para 
VM AMOSTRAe01,0=SOH 42 = 100 mL, pode-se concluir que para a cálculo da 
alcalinidade, para estas condições, basta multiplicar o resultado da titulação por 10. 
Assim, tem-se (Tabela 7.4.): 
 
Tabela 7.4. Resultados do cálculo de alcalinidade 
 
Amostra 
Alcalinidade 
(mg/LcaCO3) 
Hidróxido 
(mg/L CaCO3) 
Carbonato 
(mg/L CaCO3) 
Bicarbonato 
(mg/L CaCO3) 
P T 
A 100 155 45 110 0 
B 144 386 0 288 98 
C 82 84 80 4 0 
D 0 127 0 0 127 
 
 
7.3.5. Controle da alcalinidade das águas 
 
A redução da alcalinidade das águas é feita mediante a adição de 
substâncias neutralizadoras, as mesmas indicadas para o abaixamento de pH. 
 
 
183 
 
 
7.4. DUREZA DAS ÁGUAS 
 
7.4.1. Definição 
 
Dureza de uma água é a medida da sua capacidade de precipitar sabão, 
isto é, nas águas que a possuem, os sabões transformam-se em complexos insolúveis, 
não formando espuma até que o processo se esgote. É causada pela presença de cálcio e 
magnésio, principalmente, além de outros cátions como ferro, manganês, estrôncio, 
zinco, alumínio, hidrogênio, etc, associados a ânions carbonato (mais propriamente 
bicarbonato, que é mais solúvel) e sulfato, principalmente, além de outros ânions como 
nitrato, silicato e cloreto. São quatro os principais compostos que conferem dureza às 
águas: bicarbonato de cálcio, bicarbonato de magnésio, sulfato de cálcio e sulfato de 
magnésio.7.4.2. Fontes de dureza nas águas 
 
A principal fonte de dureza nas águas é a sua passagem pelo solo 
(dissolução da rocha calcárea pelo gás carbônico da água), conforme as reações: 
 
H2CO3 + CaCO3 → Ca (HCO3)2 
H2CO3 + MgCO3 → Mg (HCO3)2 
 
Desta forma, é muito mais freqüente encontrar-se águas subterrâneas 
com dureza elevada do que as águas superficiais. O mapa geológico do território 
brasileiro permite a observação de regiões que apresentam solos com características de 
dureza como no nordeste, centro-oeste e sudeste, mas o problema é muito mais grave 
nos Estados Unidos e Europa onde muitas regiões estão sujeitas a graus bastante 
elevados de dureza nas águas devido à composição do solo. 
 
 
184 
 
A poluição das águas superficiais devido à atividade industrial é pouco 
significativa com relação à dureza, embora os compostos que a produzem sejam 
normalmente utilizados nas fábricas. As águas tratadas em estações convencionais 
apresentam dureza geralmente um pouco superior à das águas brutas devido ao uso da 
cal hidratada. A cal reage com o sulfato de alumínio, formando sulfato de cálcio. Mas as 
dosagens são relativamente pequenas em relação aos níveis de dureza necessários para 
implicar em problemas para os usos da água tratada. 
 
7.4.3. Importância nos estudos de controle de qualidade das 
águas 
 
Para o abastecimento público de água, o problema se refere inicialmente 
ao consumo excessivo de sabão nas lavagens domésticas. Há também indícios da 
possibilidade de um aumento na incidência de cálculo renal em cidades abastecidas com 
águas duras, o que traduz um efetivo problema de saúde pública. A Portaria n 
1469/2000 do Ministério da Saúde, limita a dureza em 500 mg/L CaCO3 como padrão 
de potabilidade. Este padrão não é muito restritivo, pois uma água com 500 mg/L de 
dureza é classificada como “muito dura” mas, por outro lado, uma restrição muito 
severa pode inviabilizar muitos abastecimentos públicos que utilizam água dura, por não 
disporem dos recursos necessários para a remoção da dureza ou abrandamento da água. 
Para o abastecimento industrial, a grande dificuldade da presença de 
dureza nas águas está em seu uso em sistemas de água quente como caldeiras, 
trocadores de calor, etc. Com o aumento da temperatura, o equilíbrio se desloca no 
sentido da formação de carbonatos que precipitam e incrustam, o que já levou diversas 
caldeiras à explosão. 
Nas águas naturais, a dureza é uma condição importante, por formar 
complexos com outros compostos, modificando seus efeitos sobre os constituintes 
daquele ecossistema. Por isso, a dureza é um parâmetro tradicionalmente utilizado no 
controle de bioensaios de avaliação de toxicidade de substâncias ou de efluentes. 
 
 
 
 
185 
 
7.4.4. Graus de dureza 
 
Existem diversas escalas de dureza, como a alemã, por exemplo. 
Entretanto, apresenta-se aqui uma escala de origem americana, já que ela é utilizada 
internacionalmente (Tabela 7.5.): 
 
Tabela 7.5. Grau de dureza das águas 
mg/L CaCO3 GRAU DE DUREZA 
 0 - 75 branda ou mole 
 75 – 150 moderadamente dura 
150 – 300 Dura 
acima de 300 muito dura 
 
 
7.4.5. Tipos de dureza 
 
A dureza é classificada quanto aos cátions e quanto aos ânions 
associados a estes. 
Estas classificações são importantes para as previsões de tipos e 
dosagens de reagentes, nos processos de abrandamento. 
Quanto ao cátion, a dureza é classificada em dureza ao cálcio e dureza ao 
magnésio. A dureza total é a soma da dureza ao cálcio com a dureza ao magnésio. Não 
se trata de uma simples soma, pois a dureza é expressa em mg/L CaCO3, havendo 
necessidade de transformação de equivalentes. Assim, uma água com 20 mg/L de cálcio 
e 5 mg/L de magnésio apresentará a seguinte dureza: 
 
Dureza (mg/L CaCO3) = 20 x 50 + 5 x 50 70, 
 20 12 
 
onde os números 50, 20 e 12 representam, respectivamente, os equivalentes-grama do 
CaCO3, Ca
+2 e Mg+2. 
 
 
186 
 
Quanto ao ânion associado, a dureza é classificada como dureza 
temporária e dureza permanente. A dureza temporária é aquela em que o cálcio ou o 
magnésio encontram-se associados a carbonatos (ou bicarbonatos). É assim chamada 
por ser removível por fervura, incrustando-se em chuveiros, destiladores e outros 
sistemas de água quente. A dureza é dita permanente quando o cálcio e o magnésio 
encontram-se associados a sulfatos. A dureza total é a soma da dureza temporária com a 
permanente. 
 
7.4.6. Relação entre alcalinidade e dureza 
 
A alcalinidade de bicarbonatos (e carbonatos) é equivalente à dureza 
temporária, sendo válidas as seguintes relações: 
 
a) Se alcalinidade de bicarbonatos < dureza total  dureza temporária  
alcalinidade de bicarbonatos e existe dureza permanente na amostra. 
b) Se alcalinidade  dureza temporária  dureza permanente  zero 
 
7.4.7. Pseudo-dureza 
 
A pseudo-dureza é provocada pela presença de íons sódio, através do 
efeito de “íon comum”, em águas do mar e em águas salobras. 
 
7.4.8. Determinação da dureza 
 
A determinação da dureza pode ser feita por espectrofotometria de 
absorção atômica ou através de titulometria. Utilizando-se o espectrofotômetro de 
absorção atômica, obtêm-se diretamente as concentrações de cálcio e magnésio na 
amostra, somando-se os resultados após transformação dos equivalentes-grama para a 
 
 
187 
 
composição da dureza total. É o método mais preciso, porém este equipamento é caro e 
geralmente não disponível em laboratórios com poucos recursos. 
O método titulométrico mais utilizado é a complexometria com EDTA 
sódico. A reação de complexação é representada na Figura 7.5. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 7.5. Reação de complexação com EDTA para determinação de dureza 
 
A titulação é feita com EDTA 0,01 mol/L sendo que a amostra tem seu 
pH elevado para 10 através da adição de solução tampão. O indicador metalocrômico é 
o negro de Eriocromo T (NET), que apresenta viragem de vermelho (vinho) para azul 
(escuro), quando a reação de complexação se completa. 
O resultado da dureza é expresso em mg/L CaCO3, através da relação: 
 
Dureza (mg/L CaCO3) = MEDTA . VEDTA x 100 000 
 VAMOSTRA 
 
O número 100.000 representa o peso molecular do CaCO3 expresso em 
miligramas e VEDTA representa o volume gasto de EDTA na titulação de determinado 
volume de amostra, descontando-se o volume gasto na prova em branco (titulação com 
C
O
HO
C
H
H
H
C
H
C
O
HO
N C
H
H
C
H
H
N
C
H
C
O
O
H
C
H
C
O
O
H
Na 
Na
+ Ca+2+
C
O
HO
C
H
H
H
C
H
C
O
HO
N C
H
H
C
H
H
N
C
H
C
O
O
H
C
H
O
O
C
H
C
Na +a 2
+
 
 
188 
 
EDTA da água desionizada utilizada na determinação, segundo o mesmo procedimento 
utilizado com a amostra). 
Os componentes da dureza podem ser obtidos determinando-se a dureza 
ao cálcio e calculando-se a dureza ao magnésio por diferença. Para a determinação da 
dureza ao cálcio, o mesmo procedimento descrito para a dureza total deve ser utilizado, 
apenas diferindo pelos fatos de que o pH deve ser elevado para 13 (para precipitar o 
magnésio na forma de hidróxido), utilizando-se hidróxido de amônio, e de que os 
indicadores recomendados são o Azul Preto de Eriocromo R (viragem de vermelho para 
azul) ou o Murexida (purpurato de amônio - viragem de rosa para púrpura). 
Nestas determinações titulométricas de dureza, o analista deve ter certa 
experiência, pois as viragens dos indicadores não são muito nítidas. O método fica 
bastante prejudicado quando se tem amostras de águas poluídas, sobretudo as que 
possuem cor elevada. O pré-tratamento das amostras com suspensão de hidróxido de 
alumínio, procedimento recomendado, geralmente não é capaz de remover totalmente a 
cor, permanecendo interferência residual 
 
7.4.9. Remoção da dureza 
 
O abrandamento das águas pode ser feito por precipitação química ou por 
troca-iônica. De uma maneirageral, os processos à base de troca-iônica são mais 
eficientes, podendo eliminar totalmente a dureza da água ou permitir que se trate apenas 
parte da vazão para compor a dureza que se deseje na água tratada. Os processos são 
automatizados e produzem pouco lodo. No entanto, esses processos são caros, pelo 
menos no que se refere a implantação dos sistemas. Os sistemas à base de precipitação 
química são menos eficientes, não sendo capazes de eliminar totalmente a dureza da 
água por obedecer aos princípios do equilíbrio químico. A produção de lodo é maior e 
exigem-se técnicos especializados para a realização das operações de tratamento. São 
menos sensíveis à qualidade da água bruta, sendo que, nos processos à base de troca 
iônica, impurezas da água como matéria orgânica servem como substrato e propiciam o 
desenvolvimento de microrganismos que atacam as resinas trocadoras promovendo os 
seus desgastes, exigindo reposições temporárias de resina. 
Historicamente, os processos à base de troca iônica, que hoje permitem a 
desmineralização completa da água através do uso de resinas orgânicas sintéticas 
 
 
189 
 
catiônicas e aniônicas, iniciaram-se com o abrandamento da água. Inicialmente foram 
descobertos os zeólitos, minerais naturais constituídos de silicatos de alumínio e sódio. 
Sabe-se que nos solos, as bactérias, têm comportamento de trocadores iônicos. As 
colunas preenchidas com zeólitos desenvolvem o abrandamento, que pode ser 
representado pela equação: 
 
Ze-Na2 + Ca (ou Mg) → Ze-Ca (ou Mg) + 2 Na 
 
Ou seja, para cada íon cálcio ou magnésio retirado da água dura, são 
expelidos dois íons sódio, que não provocam dureza. Quando as colunas têm as suas 
capacidades de troca esgotadas, procede-se à regeneração, que pode ser feita com 
solução concentrada de cloreto de sódio (salmoura), de acordo com a reação: 
 
Ze-Ca (ou Mg) + 2 NaCl → Ze-Na2 + CaCl2 
 
Apesar da eficiência elevada dos processos de troca utilizando-se 
zeólitos, seus usos tornaram-se limitados devido aos desgastes sofridos pelo trocador em 
função da qualidade da água a ser tratada. As resinas sintéticas apresentam maior 
resistência à ação agressiva da água. 
O processo à base de precipitação química mais conhecido é o processo 
da cal e soda, onde a cal empregada é a cal hidratada e a soda-barrilha é o carbonato de 
sódio. Neste processo, ocorrem as seguintes reações: 
 
Ca(HCO3)2 + Ca(OH)2  CaCO3  + H2O 
Mg (HCO3)2 + Ca(OH)2  CaCO3  + MgCO3 
MgCO3 + Ca(OH)2  Mg(OH)2  CaCO3  
MgSO4 + Ca(OH)2  Mg(OH)2  + CaSO4 
CaSO4 + Na2CO3  CaCO3  + Na2SO4 
 
 
 
190 
 
7.5. QUESTÕES PROPOSTAS 
 
1. Cite exemplos de aplicação do parâmetro pH em: a) ETAs , b) ETEs e c) Controle 
da poluição de um lago eutrofizado. 
2. Misturando-se quantidades iguais de duas águas, uma com pH igual a 6,0 e outra 
com pH igual a 8,0 , qual será o pH resultante? 
3. Comentar sobre a influência do pH nos seguintes processos unitários: a) 
Precipitação química de metais pesados em efluentes industriais, b) Solubilidade da 
amônia em águas naturais e c) Tratamento anaeróbio de esgotos sanitários. 
4. Na análise de uma água natural foram obtidos os seguintes resultados: 
pH: 6,0 
Alcalinidade de bicarbonatos: 10 mg/L (CaCO3) 
Alcalinidade de carbonatos: 5 mg/L (CaCO3) 
Alcalinidade de hidróxidos: 5 mg/L (CaCO3) 
Acidez total: 20 mg/L (CaCO3) 
Dureza total: 15 mg/L (CaCO3) 
Dureza permanente: 15 mg/L (CaCO3) 
Cálcio: 10 mg/L (Ca) 
Magnésio: 5 mg/L (Mg) 
Apontar as incoerências existentes neste laudo. 
5. Qual a vantagem do emprego da barrilha no controle de pH de um reator anaeróbio 
desequilibrado? 
6. Pode uma água natural conter acidez e alcalinidade ao mesmo tempo? Justifique. 
7. Qual a importância do parâmetro alcalinidade na etapa de floculação de uma estação 
de tratamento de água para abastecimento público? 
8. O que é dureza de uma água? Qual a principal forma em que a dureza pode ser 
introduzida em uma água natural? 
 
 
191 
 
9. Explicar a influência da dureza no uso de uma água para abastecimento público e 
industrial. 
10. Na determinação dos componentes da alcalinidade de uma amostra de água, através 
da titulação de 100 mL de amostra com H2SO4 0,01 mol/L, foram obtidos os 
seguintes resultados: 
pH inicial da amostra: 9,5 
volume gasto de ácido até pH = 8,3: 6,3 mL 
volume gasto de ácido até pH = 4,5: 8,4 mL 
Calcular as alcalinidades de carbonatos, bicarbonatos e hidróxidos da amostra. 
 
7.6. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
 
1. APHA, AWWA, WEF, “Standard Methods for the Examination of Water and 
Wastewater”. 20th ed. Washington. 2000. 
2. CETESB, “Legislação Estadual, Controle da Poluição Ambiental”. Série Legislação. 
São Paulo, 1991. 
3. CETESB, “Legislação Federal, Controle da Poluição Ambiental”. Série Legislação. 
São Paulo, 1991. 
4. CONAMA, “Resolução no 357/2005”. Ministério do Meio Ambiente, Conselho 
Nacional de Meio Ambiente. Brasília, 2005. 
5. KATO, M. T. “Acidez”. Curso Qualidade da Água, do Ar e do Solo. Escola de 
Engenharia Mauá. São Caetano do Sul/SP, 1983. 
6. KATO, M. T. “Alcalinidade”. Curso Qualidade da Água, do Ar e do Solo. Escola de 
Engenharia Mauá. São Caetano do Sul/SP, 1983. 
7. KATO, M. T. “Dureza”. Curso Qualidade da Água, do Ar e do Solo. Escola de 
Engenharia Mauá. São Caetano do Sul/SP, 1983. 
8. KATO, M. T. “pH”. Curso Qualidade da Água, do Ar e do Solo. Escola de 
Engenharia Mauá. São Caetano do Sul/SP, 1983. 
9. MINISTÉRIO DA SAÚDE, “Portaria 518/2004. Controle e Vigilância da Qualidade 
da Água para Consumo Humano e seu Padrão de Potabilidade”. Brasília, 
Fundação Nacional da Saúde, 2004. 
 
 
192 
 
10. POVINELLI, J. Curso “Técnicas Experimentais em Saneamento Ambiental”, Pós-
Graduação em Hidráulica e Saneamento. Escola de Engenharia de São Carlos – 
USP, 1979. 
11. SAWYER, C.N., Mc CARTY, P.L. e PARKIN, G.F. “Chemistry for Environmental 
Engineering”, Mc Graw-Hill International Editions, Civil Engineering Series, 
4th ed., 1994. 
 
CAPÍTULO 8 
 
ÂNIONS DE INTERESSE EM ESTUDOS DE CONTROLE DE 
QUALIDADE DAS ÁGUAS: SULFATO, SULFETO, CLORETO, 
CIANETO 
 
 
8.1. SULFATO EM ÁGUAS ............................................................................................. 194 
8.1.1. Fontes de sulfato nas águas ....................................................................... 194 
8.1.2. Importância nos estudos de controle de qualidade das águas .................. 195 
8.1.3. Determinação da concentração de sulfato em águas ................................ 197 
8.1.4. Eliminação de sulfato .................................................................................. 197 
 
8.2. SULFETO ................................................................................................................. 198 
8.2.1. Fontes nas águas naturais ......................................................................... 198 
8.2.2. Importância nos estudos de controle da qualidade das águas .................. 199 
8.2.3. Determinação da concentração de sulfeto em águas ................................ 201 
8.2.4. Medidas para o controle de sulfeto............................................................. 202 
 
8.3. CLORETO EM ÁGUAS ............................................................................................ 205 
8.3.1. Fontes nas águas naturais ......................................................................... 205 
8.3.2. Importância nos estudos de controle de qualidade das águas ................ 206 
8.3.3. Determinação da concentração de cloreto em águas ................................ 207 
8.3.4. Remoção de cloreto .................................................................................... 207 
 
8.4. CIANETO ................................................................................................................. 208 
8.4.1. Fontes nas águas naturais .........................................................................208 
8.4.2. Importância nos estudos de controle de qualidade de águas .................... 208 
8.4.3. Determinação da concentração de cianeto em águas ............................... 209 
8.4.4. Remoção de cianeto ................................................................................... 210 
 
8.5. QUESTÕES PROPOSTAS ...................................................................................... 211 
 
8.6. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS ........................................................................ 211 
 
 
194 
CAPÍTULO 8 
 
 
ÂNIONS DE INTERESSE EM ESTUDOS DE CONTROLE DE 
QUALIDADE DAS ÁGUAS: SULFATO, SULFETO, 
CLORETO,CIANETO 
 
 
8.1. SULFATO EM ÁGUAS 
 
8.1.1. Fontes de sulfato nas águas 
 
O sulfato é o ânion SO4
-2, um dos mais abundantes íons na natureza. 
Surge nas águas subterrâneas através da dissolução de solos e rochas, como o gesso 
(CaSO4) e o sulfato de magnésio (MgSO4) e pela oxidação de sulfeto (exemplo: pirita, 
sulfeto de ferro). O enxofre pode ser encontrado na natureza em quatro estados de 
oxidação que se transformam entre si (sulfeto, enxofre elementar, sulfito, sulfato): 
 
S-2  S0  SO3
-2  SO4
-2 
 
Nas águas superficiais, ocorre através das descargas de esgotos 
domésticos (por exemplo, através da degradação de proteínas) e efluentes industriais 
(exemplos: efluentes de indústrias de celulose e papel, química, farmacêutica, etc.). 
Em águas tratadas o sulfato é proveniente do emprego de coagulantes 
como o sulfato de alumínio, sulfato ferroso, sulfato férrico e caparrosa clorada. 
 
 
 
 
195 
8.1.2. Importância nos estudos de controle de qualidade das 
águas 
 
Nas águas para abastecimento público, o sulfato deve ser controlado 
porque provoca efeitos laxativos, sendo o padrão de potabilidade fixado em 250 mg/L 
pela Portaria 518 do Ministério da Saúde. 
As concentrações de sulfato em águas naturais variam em geral na faixa 
de 2 a 80 mg/L, embora possam exceder a 1000 mg/L em áreas próximas a descargas 
industriais ou em regiões áridas onde sulfatos minerais, tal como o gesso, estão 
presentes. 
Nas águas para o abastecimento industrial, o sulfato provoca incrustações 
em caldeiras e trocadores de calor. 
É bastante conhecido o problema da ocorrência da corrosão em coletores 
de esgoto de concreto, motivada pela presença de sulfato, conforme mostra a Figura 8.1: 
 
 
 
Figura 8.1. Corrosão em coletores de esgotos pela presença de sulfatos. 
 
Em trechos de baixa declividade onde ocorre depósito de matéria 
orgânica em situação de anaerobiose, as bactérias redutoras de sulfato transformam-no 
 
 
196 
em sulfeto, ocorrendo a exalação de gás sulfídrico (H2S). O H2S predomina em meio 
ácido, constituindo-se em 80% em pH = 7. Utiliza-se como técnica de controle de 
odores de esgotos a elevação de pH, pois em pH > 10 praticamente todo enxofre se 
encontra na forma S-2. No trecho aeróbio do tubo e em contato com a umidade da parede 
interna, ocorre a reação de formação de ácido sulfúrico que ataca o concreto. 
Além do problema da corrosão, o gás sulfídrico traz o problema do odor 
em rede coletora de esgotos, além de exercer efeito tóxico, tendo sido responsável por 
alguns acidentes com os operadores não devidamente equipados. Por este motivo, o 
artigo 19-A do Decreto n 8468 do Estado de São Paulo, impõe como limites máximos 
para as descargas de esgotos na rede pública 1000 mg/L para sulfato e 10 mg/L para 
sulfeto. 
Outro problema relativamente recente refere-se aos prejuízos que a 
presença de sulfato pode trazer para o tratamento anaeróbio de efluentes industriais que 
os contêm. A partir da década de 70, começaram a surgir novos modelos de reatores 
anaeróbios para o tratamento de esgotos sanitários e efluentes industriais, como o reator 
anaeróbio com manto de lodo e fluxo ascendente (UASB), reator de leito fluidizado, 
filtro anaeróbio, etc, tornando os processos anaeróbios mais competitivos para diversas 
aplicações. Uma preocupação está exatamente na presença de sulfato que, reduzido a 
sulfeto, inibe o desenvolvimento das metanobactérias, além de as sulfo-bactérias 
competirem com elas pelo uso do substrato que é constituído de ácidos voláteis. Não se 
têm limites seguros de concentração de sulfeto nos diversos efluentes que possam 
determinar a possibilidade ou não de emprego do tratamento anaeróbio. Depende 
inclusive das concentrações relativas de outros componentes nos despejos, como por 
exemplo a matéria orgânica biodegradável ou metais, sendo que estes últimos 
precipitam o sulfeto. De uma maneira geral, constitui-se num importante tema de 
investigação no campo do tratamento anaeróbio de esgotos, o estudo dos efeitos de 
elevadas concentrações de sulfato. Na literatura, alguns autores recomendam processos 
em dois estágios, sendo que no primeiro espera-se a redução de sulfato a sulfeto e, no 
segundo, após a precipitação intermediária do sulfeto com sais de ferro, espera-se a 
redução na concentração de matéria orgânica biodegradável. 
 
 
 
197 
8.1.3. Determinação da concentração de sulfato em águas 
 
A concentração de sulfato nas águas pode ser determinada por meio de 
precipitação com cloreto de bário, conforme: 
BaCl2  Ba
+2 + 2Cl- 
(meio ácido → HCl) 
Ba+2 + SO4
-2  BaSO4 
 
Os cristais de sulfato de bário formados são uniformizados e mantidos 
em suspensão mediante a introdução da “solução condicionante para sulfato”, e a 
concentração de sulfato é determinada por turbidimetria ou espectrofotometria. Em 
ambos os casos, é necessária a construção de curvas de calibração, empregando-se como 
padrão solução de sulfato de sódio. Para amostra de águas poluídas, é necessário 
também o pré-tratamento com suspensão de hidróxido de alumínio. 
O sulfato pode também ser determinado por gravimetria, com secagem 
ou ignição do resíduo, método trabalhoso envolvendo uma grande quantidade de 
operações analíticas sobre a amostra, para a remoção de interferentes tais como 
silicatos, fosfatos, etc.. Também pode ser usada para a análise de sulfato em águas a 
cromatografia de íons ou o método automatizado do azul de metil timol. Para amostras 
de esgotos, o método mais utilizado é o gravimétrico, com ignição do resíduo. 
 
 
8.1.4. Eliminação de sulfato 
 
Por tratar-se de íon solúvel em água, o sulfato só pode ser removido por 
processos especiais, como por exemplo a troca-iônica (resinas aniônicas) e a osmose 
reversa. Estes processos normalmente inviabilizam economicamente o uso da água para 
o abastecimento público. Para o tratamento de efluentes, pode-se também utilizar a 
própria precipitação com sal de bário, o que não é recomendado, pois a eficiência pode 
não atingir valores suficientemente elevados (o processo baseia-se no equilíbrio 
químico), e principalmente por gerar lodo contaminado com bário. É um caso de difícil 
 
 
198 
solução, devendo-se em primeiro lugar procurar reduzir na fonte os efluentes com 
concentrações excessivas de sulfato. Para pequenas vazões, pode ser viável a técnica de 
cristalização de sulfato, à base de processo de destilação. 
 
 
8.2. SULFETO 
 
8.2.1. Fontes nas águas naturais 
 
A principal fonte de sulfeto em águas naturais é o lançamento de esgotos 
sanitários e de efluentes industriais que contenham sulfato, em condições anaeróbias. 
Como visto, devido à ação biológica, ocorre a redução do sulfato. Em menor proporção, 
o íon sulfeto pode também ser gerado da decomposição biológica de matéria orgânica 
contendo enxofre, notadamente as proteínas albuminóides. A seguinte equação química 
representa a redução de sulfato a sulfeto em meio anaeróbio pelas bactérias do gênero 
Desulphovibrio desulphuricans: 
 
SO4
-2 + 2 C + 2 H2O → 2 HCO
-
3 + H2S 
 
Pela estequiometria da reação pode-se calcular que 96 g de sulfato são 
reduzidas a 36 g de sulfeto. Além do sulfato, o sulfito, o tiossulfato e o enxofrelivre 
podem também ser reduzidos a sulfetos. 
Nas tubulações de esgotos sanitários, o sulfeto é formado em películas 
que se formam na parte submersa do tubo e que chegam a ter até cerca de 3 mm de 
espessura. O oxigênio do esgoto, se houver, penetra nesta película por difusão. As 
bactérias consomem-no e a camada em contato com o tubo se torna anaeróbia. Estas 
camadas possuem baixa atividade biológica devido à falta de matéria orgânica e de 
nutrientes. O sulfato e os nutrientes orgânicos são utilizados em uma fina camada de 
apenas cerca de 0,25 mm. Quando a parte mais externa da película se encontra em 
condições aeróbias, o sulfeto formado na zona aeróbia é oxidado ao passar para a zona 
aeróbia. Se a concentração de oxigênio dissolvido no esgoto for baixa, não será 
suficiente para oxidar todo o sulfeto gerado e o excedente será transferido para o esgoto. 
 
 
199 
A faixa de concentração limite de oxigênio para evitar o acesso do sulfeto ao esgoto é 
de 0,1 a 1,0 mg/L, dependendo da temperatura e do grau de turbulência. Se o esgoto 
apresentar-se estacionário ou movimentando-se muito lentamente, o oxigênio estará 
ausente próximo à parede do tubo e o sulfeto pode escapar da película, mesmo que o 
esgoto possua concentração de oxigênio dissolvido acima de 1,0 mg/L. Se houver 
sólidos em suspensão junto às paredes do tubo, a situação será ainda mais crítica e 
ocorrerá o desprendimento de gás sulfídrico mesmo que altas concentrações de oxigênio 
dissolvido estejam presentes. 
Alguns efluentes industriais possuem sulfeto diretamente, isto é, sem ser 
oriundo da redução de sulfato. São os casos dos efluentes de curtumes, indústrias de 
celulose e refinarias de petróleo. 
 
 
8.2.2. Importância nos estudos de controle da qualidade das 
águas 
 
O sulfeto provoca problemas de toxicidade aguda em operadores de rede 
coletora de esgotos, conforme já comentado. Vários acidentes fatais foram registrados. 
A maioria dos autores considera que a concentração de 300 ppm de sulfeto no ar pode 
ser letal e que concentrações inferiores provocam irritação nos olhos e no aparelho 
respiratório, dores de cabeça e cegueira temporária. Conforme também mencionado no 
sub-item referente ao sulfato, que é a principal fonte de sulfeto nas águas, este último é 
responsável também pela corrosão de estruturas, especialmente as de cimento, 
reduzindo sua vida útil. O gás sulfídrico liberado para a atmosfera do tubo é absorvido 
pela umidade da parede não submersa, transformando-se em ácido sulfúrico. As 
bactérias do gênero Thiobacillus (Thiobacillus concretivorus, Thiobacillus thioparus, 
Thiobacillus neopolitamus e Thiobacillus thiooxidans) são responsáveis por esta 
conversão e se mantêm ativas em concentrações de ácido sulfúrico de até 7% e pH de 
1,35. 
O ataque do ácido sulfúrico à parte não submersa do cimento resulta na 
formação de sulfato de cálcio, que se aglomera junto com o material inerte formando 
uma massa pastosa, de acordo com a equação: 
H2SO4 + Ca (OH)2 → CaSO4 + 2 H2O 
 
 
200 
A corrosão do tubo não se configura de forma uniforme, devido às 
correntes de ar que controlam a taxa de transferência de H2S para a sua parede. O fluxo 
de ar na direção do escoamento do esgoto, aliado às diferenças de temperatura, provoca 
o aparecimento de correntes transversais. Como a temperatura da parede do tubo é 
menor que a do esgoto, ocorre o resfriamento do ar que tende a descer. O ar aquecido 
pelo esgoto sobe na parte central, resultando, em conjunto com o escoamento axial, um 
movimento helicoidal duplo. O deslocamento do ar provoca a taxa de transferência 
máxima de H2S no topo do conduto. 
Outro fator que contribui para a distribuição desigual da corrosão é a 
migração do ácido sulfúrico para o esgoto, que remove o sulfato de cálcio e as demais 
impurezas, deixando a parede suscetível a novos ataques, quando o nível do esgoto na 
tubulação diminui. 
Também foi observado o importante incômodo causado pelo H2S devido 
ao seu odor característico de ovo podre. Segundo a literatura, o limite de concentração 
de percepção de H2S pelo olfato humano está entre 0,025 e 0,25 g/L. É interessante 
observar que, por outro lado, concentrações elevadas deste gás provocam efeitos 
anestésicos sobre as mucosas nasais, dificultando a sua percepção, agravando os 
problemas de acidentes devido à sua toxicidade. 
Na literatura pertinente ao tratamento biológico de esgotos pelo processo 
de lodos ativados, comenta-se que a presença de sulfeto nos despejos produz 
intumescimento filamentoso do lodo, devido, principalmente, à presença da bactéria 
Thiothrix, que é químio-autotrófica, obtendo energia através da oxidação dos sulfetos. 
O sulfeto provoca efeitos inibidores sobre o tratamento anaeróbio de 
efluentes industriais. Embora os limites de tolerância não tenham ainda sido bem 
definidos, tem-se observado que concentrações da ordem de 100 a 150 mg/L são 
inibitórias. Cabe aqui ser lembrado o importante efeito antagônico que a presença de 
sulfeto exerce sobre a toxicidade de metais pesados. Sendo os sulfetos metálicos 
bastante insolúveis, precipitam-se mutuamente, diminuindo os efeitos tóxicos de ambos 
por tornarem-se indisponíveis. 
Nas águas naturais, o gás sulfídrico provoca a morte de peixes em 
concentrações na faixa de 1 a 6 mg/L, além do efeito indireto do consumo de oxigênio 
ao se oxidar. Este fenômeno é conhecido por demanda imediata de oxigênio. 
 
 
 
 
201 
8.2.3. Determinação da concentração de sulfeto em águas 
 
O sulfeto pode se apresentar na água na forma de sais metálicos 
insolúveis ou dissolvidos, como H2S e como HS
-. As concentrações destes últimos são 
variáveis, dependendo do pH, conforme a equação química: 
 
H2S  HS
- + H+ 
 
A forma iônica S-2 está presente em quantidade pouco significativa, 
menor que 0,5% do sulfeto dissolvido em pH igual a 12,0 e menor do que 0,05% em pH 
menor do que 11,0. Sob o ponto de vista analítico, os sulfetos são divididos em três 
categorias: 
 
a) Sulfeto total, incluindo as formas dissolvidas e particuladas; 
b) Sulfeto dissolvido, definido como a forma de sulfeto que permanece na água após a 
remoção através de coagulação e floculação com cloreto de alumínio e 
sedimentação; e 
c) Sulfeto de hidrogênio não ionizável, calculado a partir da concentração de sulfeto 
dissolvido, do pH da amostra e da constante de dissociação do H2S. 
 
Basicamente, existem dois métodos para a quantificação de sulfeto em 
águas: 
 
a) Método colorimétrico do azul de metileno, mais utilizado para águas não poluídas e 
com concentrações de sulfeto inferior a 20 mg/L. Este método é baseado na reação 
do sulfeto com o cloreto férrico e a dimetil-p-fenilenodiamina, produzindo o azul de 
metileno. O fosfato de amônio é adicionado para o desenvolvimento da cor e para a 
remoção da coloração do cloreto férrico. Para que este método possa ser aplicado, a 
solução de sulfeto deve ser padronizada por titulometria com iodo. 
b) Método titulométrico com iodo, que é exato para concentrações de iodo acima de l 
mg/L, na ausência de interferentes e se a perda de H2S for evitada. Este método pode 
 
 
202 
ser evitado, desde que as interferências sejam removidas. Baseia-se no fato de que o 
iodo reage com o sulfeto em solução ácida, oxidando-o a enxofre. 
Inicialmente, antes da realização da determinação propriamente dita, 
devem ser removidas as substâncias interferentes como tiossulfato, sulfito e matéria 
orgânica, e o sulfeto deve ser concentrado. Para isto, faz-se a precipitação do mesmo 
com acetato de zinco e remove-se o sobrenadante, que é substituído por água destilada. 
 
 
8.2.4. Medidas para o controle de sulfeto 
 
Nas tubulações de esgotos sanitários, certamente a primeira medida é 
adotar como critério de projeto tensão trativa superior a 1,5 Pa em interceptores e 1,0 Pa 
em coletores tronco. A medida corretiva mais utilizadaé a adição do nitrato de sódio. O 
nitrato funciona como aceptor de elétrons nas reações de oxidação biológica, em 
detrimento do sulfato, pois a reação é favorecida termodinamicamente. 
Consequentemente o sulfato não é reduzido a sulfeto e os problemas de 
corrosão ou de proliferação de odor não ocorrem. 
Outra ação corretiva a ser considerada é a introdução de oxigênio, seja 
através da injeção de oxigênio comercial em linhas de recalque ou tubulações de 
escoamento livre, ou através de compressores de ar em linhas de recalque. Introduzindo-
se oxigênio nas tubulações, garante-se a ausência de sulfetos. A introdução de ar 
comprimido em linhas de recalque é recomendada quando estas têm inclinação 
acentuada e são sempre ascendentes. O oxigênio comercial deve ser preferido quando o 
perfil da linha de recalque é irregular ou quando a altura de recalque é pequena, 
tornando difícil a dissolução do oxigênio pela injeção de ar. A adição de oxigênio em 
coletores por gravidade é recomendada quando não há estação elevatória. Uma parcela 
do esgoto é pressurizada, recebendo o oxigênio na tubulação ou em um tanque, de tal 
forma que o tempo de contato seja suficiente para sua dissolução. Após este tempo de 
contato, a parcela de esgoto com o oxigênio dissolvido é conduzida ao fluxo líquido por 
meio de difusores. 
A adição de produtos químicos é outra medida corretiva que pode ser 
considerada. Pode-se recorrer tanto à oxidação do sulfeto com cloro ou peróxido de 
 
 
203 
hidrogênio, ou convertê-lo em uma forma não volátil através de precipitação química 
com sais metálicos ou através da elevação de pH. 
O cloro oxida o sulfeto através da reação: 
 
HS- + 4 Cl2 + 4 H2O → SO4
-2 + 9 H+ + 8 Cl- 
 
Estequiometricamente, para cada parte de sulfeto, são necessárias 9 
partes em massa de cloro. No entanto, as dosagens não podem ser previstas 
estequiometricamente, uma vez que o cloro oxida outras substâncias, sobretudo matéria 
orgânica. Para esgoto sanitário, recomendam-se dosagens de cloro da ordem de 10 a 15 
partes por parte de sulfeto. Além de oxidante, o cloro age como inibidor do crescimento 
de bactérias redutoras de sulfato e as que consomem oxigênio na decomposição de 
matéria orgânica; entretanto, esta vantagem na rede coletora pode causar prejuízos para 
os processos biológicos de tratamento, devido justamente pela presença do cloro 
residual. A adição do peróxido de hidrogênio resulta nas seguintes vantagens: é estável, 
não corrosivo, facilmente manuseável, específico, não produz sub-produtos tóxicos, é 
miscível com os esgotos e aumenta a biodegradabilidade de alguns compostos 
orgânicos. Em pH igual a 7,0 ocorre a seguinte reação: 
 
H2S + H2O2 → S 
0 + 2 H2O 
 
Esta reação demonstra a necessidade de uma parte de peróxido por parte 
de sulfeto. Em pH acima de 9,0 ocorrem as seguintes reações: 
 
S-2 + 4 H2O2 → SO4
-2 + 4 H2O 
HS- + 4 H2O2 → HSO4
-1 + 4 H2O 
 
Portanto, são necessárias 4 partes de peróxido para oxidar uma parte de 
sulfeto. 
Na introdução de sais metálicos para o controle de sulfeto, o mais usado 
é uma combinação de ferro II e ferro III, na proporção de 1:2. A reação de precipitação 
pode ser representada pela seguinte equação: 
 
 
204 
Fe+2 + 2 Fe+3 + 4 HS- → Fe3S4 + 4 H
+ 
Com esta medida, a concentração de sulfeto dissolvido no esgoto se 
reduz a 0,2 mg/L. 
Outra medida para evitar o desprendimento de sulfeto é a elevação do pH 
do esgoto, que faz com que o equilíbrio seja deslocado no sentido da maior formação de 
sulfeto na forma ionizada. Normalmente, é feito um tratamento de choque elevando-se o 
pH dos esgotos para 12,0, medida que também provoca efeito inibidor sobre as 
bactérias. Este método é adequado apenas para pequenas vazões. 
A ventilação pode também ser usada para combater a diminuição da 
concentração de oxigênio na tubulação de esgotos, reduzir as concentrações de gás 
sulfídrico, secar a parede do coletor, prevenir atmosferas letais ou explosivas ou como 
medida de controle de odor. 
No campo do tratamento de efluentes industriais, o sulfato ferroso é 
bastante empregado na remoção de sulfeto de águas residuárias de curtumes. A adição 
deste composto provoca redução de pH do despejo e a precipitação de sulfeto de ferro. 
A cal, presente na água residuária, deposita-se sob a forma de sulfato de cálcio. As 
proteínas coloidais são também removidas por precipitação, devido ao abaixamento de 
pH. A parcela de sulfeto que não precipita pode ser removida por aeração. O uso de sal 
de ferro apresenta ainda a vantagem de o sal ser resíduo da operação de decapagem de 
chapas, reduzindo os custos de aquisição, além do fato de o lodo produzido apresentar 
boas condições de filtrabilidade em máquinas desaguadoras como os filtros-prensa. 
Além dos sais de ferro, pode ser empregado o bissulfato de sódio, que é um subproduto 
da produção do ácido clorídrico: 
 
Na2S + 2 NaHSO4 → 2 Na2SO4 + H2S 
 
Para 9 g de sulfeto de sódio presente nos despejos da caleação, são 
necessários 32 g de bissulfito de sódio. Outro processo empregado em curtumes é a 
carbonatação, em que o gás carbônico, proveniente dos gases queimados das caldeiras, é 
introduzido nos despejos para provocar redução no pH: 
 
CO2 + Na2S + H2O → Na2CO3 + H2S 
 
 
205 
Em ambos os casos, ocorre a formação de gás sulfídrico, que pode ser 
parcialmente absorvido em água de cal, formando sulfidrato de cálcio. A outra parcela 
deste gás é queimada, formando SO2, que é utilizado na destruição do H2S que 
permaneceu no despejo, convertendo-se em enxofre elementar, conforme: 
2 H2S + SO2 → 2 H2O + 3 S
o 
Outro processo de remoção de sulfeto é o arraste com ar ou vapor, que 
pode ser realizado em colunas de bandejas ou recheadas. A água residuária entra no 
sistema pela parte superior e o vapor ou ar é introduzido na parte de baixo, circulando 
em contra-corrente. Anteriormente, procede-se à acidificação dos despejos para 
provocar o deslocamento do equilíbrio no sentido de maximizar a quantidade de gás 
sulfídrico. No tratamento de águas residuárias provenientes de refinarias de petróleo 
obtém-se cerca de 96 a 100% de eficiência na remoção de sulfeto através deste 
processo, sendo sua concentração no despejo tratado inferior a 5 mg/L. 
Nos processos de tratamento biológico aeróbio, o sulfeto é removido por 
oxidação ou por volatilização. 
 
 
8.3. CLORETO EM ÁGUAS 
 
8.3.1. Fontes nas águas naturais 
 
O cloreto é o ânion Cl- que se apresenta nas águas subterrâneas através 
de solos e rochas. Nas águas superficiais são fontes importantes as descargas de esgotos 
sanitários, sendo que cada pessoa expele através da urina cerca de 6 g de cloreto por dia, 
o que faz com que os esgotos apresentem concentrações de cloreto que ultrapassam a 15 
mg/L. Diversos são os efluentes industriais que apresentam concentrações de cloretos 
elevadas, como os da indústria do petróleo, algumas indústrias farmacêuticas, curtumes, 
etc. Nas regiões costeiras, através da chamada intrusão da língua salina, são encontradas 
águas com níveis altos de cloreto. Nas águas tratadas, a adição de cloro puro ou em 
solução leva a uma elevação do nível de cloreto, resultante das reações de dissociação 
do cloro na água. 
 
 
 
206 
8.3.2. Importância nos estudos de controle de qualidade das 
águas 
 
Para as águas de abastecimento público, a concentração de cloreto 
constitui-se em padrão de potabilidade, segundo a Portaria 518/2004 do Ministério da 
Saúde. O cloreto provoca sabor “salgado” na água, sendo o cloreto de sódio o mais 
restritivo por provocar sabor em concentrações da ordem de 250 mg/L, valor este que é 
tomado como padrão de potabilidade. No caso do cloreto de cálcio, o sabor só é 
perceptível em concentrações de cloreto superior a 1000 mg/L. Embora hajam 
populações árabes adaptadasao uso de águas contendo 2.000 mg/L de cloreto, são 
conhecidos também seus efeitos laxativos. 
Da mesma forma que o sulfato, sabe-se que o cloreto também interfere 
no tratamento anaeróbio de efluentes industriais, constituindo-se igualmente em 
interessante campo de investigação científica. 
O cloreto provoca corrosão em estruturas hidráulicas como, por exemplo, 
em emissários submarinos para a disposição oceânica de esgotos sanitários, que por isso 
têm sido construídos com polietileno de alta densidade (PEAD). Interferem na 
determinação da DQO e, embora esta interferência seja atenuada pela adição de sulfato 
de mercúrio, as análises de DQO da água do mar não apresentam resultados confiáveis. 
Interfere também na determinação de nitratos. 
Antigamente o cloreto era utilizado como traçador, para a determinação 
de vazão em rios em locais de difícil acesso, impossível de se instalar equipamentos de 
medição direta. Eram lançadas salmouras de conhecida concentração de cloreto e eram 
retiradas amostras das águas do rio, em pontos estratégicos para que, a partir dos 
resultados das determinações de cloreto e de estudos de balanço de massa, fosse 
determinada a vazão. Hoje esta aplicação foi substituída pelo emprego de traçadores 
radioativos, detectáveis com boa precisão em concentrações bem menores. Também 
eram utilizados como indicadores da contaminação por esgotos sanitários, podendo-se 
associar a elevação do nível de cloreto em um rio com o lançamento de esgotos 
sanitários. Hoje, porém, o teste de coliformes fecais é mais preciso para esta função. 
O cloreto apresenta também influência nas características dos 
ecossistemas aquáticos naturais, por provocar alterações na pressão osmótica em células 
de microrganismos. 
 
 
 
207 
8.3.3. Determinação da concentração de cloreto em águas 
 
Existem alguns tipos de análises titulométricas para a determinação do 
nível de cloreto em amostras de água. A mais difundida é conhecida por método de 
Mohr, que consiste em uma titulação com nitrato de prata 0,0141mol/L. O cloreto tem 
mais afinidade pela prata que o nitrato, ocorrendo a precipitação de cloreto de prata, 
conforme a reação: 
 
Ag+ + Cl-  AgCl 
 
O indicador utilizado é o cromato de potássio, que também apresenta 
maior afinidade pela prata que o nitrato, porém menor que o cloreto. Assim, quando se 
esgota todo o cloreto da amostra, a prata passa a reagir com o cromato, conforme a 
reação: 
 
2Ag+ + CrO4
-2  Ag2CrO4 
 
Assim, ocorre imediatamente a viragem de amarelo para uma cor 
comumente identificada por “tijolo”. O meio deve ser ligeiramente alcalino para que 
não ocorra a formação de hidróxido de prata (pH elevado) ou transformação do cromato 
em dicromato (pH baixo). 
Neste método, existe a alternativa de uso de indicador por adsorção, a 
diclorofluoresceína, que produz um precipitado rosa. Há também um método alternativo 
através de titulação com nitrato de mercúrio, utilizando-se difenilcarbazona como 
indicador. 
 
 
8.3.4. Remoção de cloreto 
 
Por se tratar de mais um caso de íons em solução verdadeira da água, os 
cloretos são muito estáveis, não sendo removidos em estações convencionais de 
tratamento de águas. Exigem processos especiais como os de membrana (osmose 
 
 
208 
reversa), destilação (como, por exemplo, a destilação solar) e processos à base de troca-
iônica. Infelizmente estes processos são complexos e caros, sendo em geral inviáveis 
para o emprego no abastecimento público de água no Brasil. Recentemente, os custos do 
processo têm-se reduzido; unidades mais compactas têm sido desenvolvidas e utilizadas 
em pequenos sistemas de abastecimento com água salobra. Estas instalações são 
frequentes no tratamento de águas que abastecem algumas modalidades de indústrias 
bastante exigentes em termos de qualidade da água. 
 
 
8.4. CIANETO 
 
8.4.1. Fontes nas águas naturais 
 
O cianeto é o ânion (CN)- que aparece nas águas naturais devido a 
descargas de efluentes industriais, principalmente os provenientes de seções de 
galvanoplastias. Também as fecularias de mandioca apresentam efluentes contaminados 
com cianeto. As galvanoplastias são atividades industriais em que se faz o recobrimento 
de uma peça metálica por outro metal, para conferir-lhe proteção contra a corrosão ou 
embelezamento, ou então para aumentar a resistência mecânica. O recobrimento é feito 
geralmente por eletrodeposição, por incursão de corrente elétrica em um banho. O 
cianeto é um dos eletrólitos comumente presentes nos banhos alcalinos. Embora muitos 
esforços tenham sido feitos no campo da Engenharia Química para a substituição deste 
componente tóxico, esta é ainda a situação encontrada no Brasil. 
 
 
8.4.2. Importância nos estudos de controle de qualidade de 
águas 
 
O cianeto é um ânion tóxico, prejudicando o abastecimento público de 
água, bem como os ecossistemas naturais e os dos reatores para o tratamento biológico 
de esgotos. A dosagem máxima diária suportada pelo homem é de 0,05 mg/kg e o 
padrão de potabilidade fixado pela Portaria 518/2004 do Ministério da Saúde é de 0,07 
mg/L. Os peixes são sensíveis à presença de cianeto, sendo que poucas miligramas por 
 
 
209 
litro são suficientes para causar a morte de certas espécies em menos de uma hora. A 
Resolução n 357 do CONAMA impõe limites para a concentração de cianeto para as 
diversas classes de águas nacionais interiores e costeiras. Podem também ocorrer 
problemas de inibição nas estações de tratamento de esgotos municipais. No Estado de 
São Paulo, o Decreto n 8468 estabelece o limite máximo de 2,0 mg/L para a 
concentração de cianeto em efluentes industriais ligados à rede pública provida de 
sistema de tratamento. Para a descarga de efluentes diretamente no corpo receptor, tanto 
a legislação federal (Resolução n 357 do CONAMA), quanto a do estado de São Paulo, 
impõem 0,2 mg/L como padrão de emissão. 
No caso das águas naturais, a concentração do íon cianeto é reduzida 
pelo ácido carbônico e outros ácidos transformando a forma iônica em ácido cianídrico, 
que é volátil. No entanto, o principal mecanismo de diminuição dos níveis de cianeto 
em águas é a oxidação, incluindo a oxidação bioquímica, seguida pela hidrólise: 
 
 2 CN- + O2  2 CNO
- 
2 CNO- + 2 H2O  NH4
+ + CO3
-2 
 
A forte radiação solar e estações úmidas favorecem a oxidação 
bioquímica causando, por conseguinte, a redução da concentração dessa espécie em 
águas. O cianeto, essencialmente em sua forma iônica, é facilmente adsorvido pelo 
material particulado suspenso e sedimento de fundo. 
 
 
8.4.3. Determinação da concentração de cianeto em águas 
 
Os íons cianeto podem ser determinados através de método colorimétrico 
ou através do uso de eletrodo de íons específico. 
 
 
 
210 
8.4.4. Remoção de cianeto 
 
O cianeto é removido das águas por oxidação ou troca iônica. Os 
processos oxidativos são mais empregados por razões de simplicidade e economia, 
embora a troca iônica seja ambientalmente mais recomendável. É curioso notar que, 
quando o cianeto se encontra em concentrações baixas, relativamente à concentração de 
matéria orgânica biodegradável, como é o caso dos efluentes de fecularias de mandioca, 
até mesmo a oxidação biológica é possível, tendo sido demonstrada a sua 
biodegradabilidade em processos de lodos ativados. 
Os efluentes predominantemente inorgânicos e com concentrações de 
cianeto relativamente altas são tratados por oxidação química em meio alcalino, 
empregando-se cloro ou peróxido de hidrogênio e soda cáustica. Mais recentemente, 
tem-se investigado o uso da ozonização. O uso do cloro é ainda mais comum devido ao 
custo mais baixo. Devido ao fato de as vazões de efluentes galvânicos serem geralmente 
pequenas, o uso de compostos clorados é preferível em relação ao cloro-gás, por razão 
de maior simplicidade das instalações. Geralmente emprega-se solução de hipocloritode 
sódio que oxida o cianeto, conforme a seqüência de reações: 
 
NaCN + Cl2 → CNCl + NaCl 
 CNCl + 2 NaOH → NaCNO + NaCl + H2O 
2 NaCNO + 4 NaOH + 3 Cl2 → 6 NaCl + 2 CO2 + 2 H20 + N2 
 
A segunda reação é a mais restritiva em termos de pH, exigindo um valor 
em torno de 11,5. Até a segunda reação, obtém-se a transformação do cianeto a cianato, 
que é mil vezes menos tóxico. Mas para a destruição total do cianeto em gás carbônico e 
nitrogênio é necessária a ocorrência da terceira reação, consumindo-se cerca de o dobro 
da dosagem de cloro necessária para as duas primeiras reações. Como há dificuldade em 
se prever estequiometricamente as dosagens necessárias, o tratamento é feito 
empiricamente, monitorando-se o residual de cianeto ou potencial de óxido-redução em 
função das dosagens aplicadas. 
 
 
211 
Existem casos mais difíceis de tratamento, que são aqueles em que o 
cianeto se encontra complexado. A aplicação de processos à base de eletrodeposição é o 
recomendável para estas situações. 
 
 
8.5. QUESTÕES PROPOSTAS 
 
1. Que problemas podem ser advindos das descargas de efluentes industriais com 
elevadas concentrações de sulfato no sistema público de coleta e tratamento de 
esgotos? 
2. Que tipos de efluentes industriais podem conter cianeto? Que princípios de 
tratamento podem ser considerados para a remoção destes constituintes das águas? 
3. Que dificuldades podem ser previstas no abastecimento de água de uma comunidade 
a partir de uma fonte em que a água natural apresenta elevados níveis de cloreto 
(água salobra)? 
4. Comentar sobre a confiabilidade dos resultados das determinações de DQO usadas 
no controle da poluição por matéria orgânica em águas marinhas e em efluentes 
industriais com elevados níveis de cloreto. 
5. Discorrer sobre as técnicas para o controle de odor devido a sulfeto em sistemas de 
esgotos sanitários. 
 
 
8.6. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
 
1. APHA, AWWA, WEF, “Standard Methods for the Examination of Water and 
Wastewater”. 20th ed. Washington. 2000. 
2. CETESB, “Legislação Estadual, Controle da Poluição Ambiental”. Série Legislação. 
São Paulo, 1991. 
3. CETESB, “Legislação Federal, Controle da Poluição Ambiental”. Série Legislação. 
São Paulo, 1991. 
4. CONAMA, “Resolução no 357/2005”. Ministério do Meio Ambiente, Conselho 
Nacional de Meio Ambiente. Brasília, 2005. 
 
 
212 
5. KATO, M.T. “Cloretos”. Curso Qualidade da Água, do Ar e do Solo. Escola de 
Engenharia Mauá. São Caetano do Sul/SP, 1983. 
6. KATO, M.T. “Sulfatos”. Curso Qualidade da Água, do Ar e do Solo. Escola de 
Engenharia Mauá. São Caetano do Sul/SP, 1983. 
7. METCALF & EDDY, “Wastewater Engineering: Treatment, Disposal, Reuse. 3rd 
ed. New York. Mc Graw-Hill Book Company, 1991. 
8. MINISTÉRIO DA SAÚDE, “Portaria 518/2004. Controle e Vigilância da Qualidade 
da Água para Consumo Humano e seu Padrão de Potabilidade”. Brasília, 
Fundação Nacional da Saúde, 2004. 
9. MORITA, D.M., “Sulfetos”, em: Caracterização de Águas Residuárias. Curso 
elaborado para a Companhia de Saneamento Básico do Estado de São Paulo – 
SABESP. São Paulo. Janeiro, 1996. 
10. MORITA, D.M. e PIVELI, R. P., “Ânions de Interesse nos Estudos de Controle da 
Qualidade das Águas”. Em: Caracterização de Águas Residuárias. Curso 
elaborado para a Companhia de Saneamento Básico do Estado de São Paulo – 
SABESP. São Paulo. Janeiro, 1996. 
11. POVINELLI, J., Curso “Técnicas Experimentais em Saneamento Ambiental. Pós-
Graduação em Hidráulica e Saneamento. Escola de Engenharia de São Carlos – 
USP, 1979. 
12. SAWYER, C.N., Mc CARTY, P.L. e PARKIN, G.F. “Chemistry for Environmental 
Engineering”, Mc Graw-Hill International Editions. Civil Engineering Series, 
4th ed., 1994. 
13. TAKAHASHI, A., “Sulfetos em Interceptores de Esgotos: Ocorrência, Medidas 
Preventivas e Corretivas”. São Paulo, 1983, 108p. Dissertação (Mestrado) 
Escola Politécnica – USP. 
CAPÍTULO 9 
 
FERRO, MANGANÊS E METAIS PESADOS EM ÁGUAS 
 
 
9.1. FERRO EM ÁGUAS ........................................................................................................... 214 
9.1.1. Fontes de ferro nas águas .................................................................................... 214 
9.1.2. Formas em que o ferro pode se apresentar nas águas ........................................ 215 
9.1.3. Importância nos estudos de controle de qualidade das águas............................. 215 
9.1.4. Determinação da concentração de ferro em águas .............................................. 216 
9.1.5. Remoção de ferro ................................................................................................. 217 
 
9.2. MANGANÊS NAS ÁGUAS ................................................................................................. 217 
 
9.3. METAIS PESADOS EM ÁGUAS ........................................................................................ 218 
9.3.1. Definição ............................................................................................................... 218 
9.3.2. Fontes de metais pesados nas águas naturais .................................................... 218 
9.3.3. Importância nos estudos de controle de qualidade das águas............................. 219 
9.3.3.1. Chumbo ...................................................................................................... 220 
9.3.3.2. Bário ........................................................................................................... 221 
9.3.3.3. Cádmio ....................................................................................................... 221 
9.3.3.4. Arsênio ....................................................................................................... 222 
9.3.3.5. Selênio ........................................................................................................ 222 
9.3.3.6. Cromo hexavalente .................................................................................... 222 
9.3.3.7. Mercúrio ...................................................................................................... 223 
9.3.3.8. Níquel ......................................................................................................... 223 
9.3.3.9. Zinco ........................................................................................................... 224 
9.3.3.10. Alumínio.................................................................................................... 224 
9.3.3.11. Estanho .................................................................................................... 225 
9.3.3.12. Prata ......................................................................................................... 225 
9.3.3.13. Cobre ........................................................................................................ 225 
9.3.4. Determinação da concentração de metais pesados em águas ............................ 226 
9.3.5. Remoção de metais pesados das águas .............................................................. 229 
 
9.4. QUESTÕES PROPOSTAS ................................................................................................ 232 
 
9.5. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS ................................................................................... 233 
 
 214 
CAPÍTULO 9 
 
 
FERRO, MANGANÊS E METAIS PESADOS EM ÁGUAS 
 
 
9.1. FERRO EM ÁGUAS 
 
9.1.1. Fontes de ferro nas águas 
 
O ferro aparece principalmente em águas subterrâneas devido à 
dissolução do minério pelo gás carbônico da água, conforme a reação: 
 
Fe + CO2 + ½ O2 → FeCO3 
 
O carbonato ferroso é solúvel e frequentemente é encontrado em águas 
de poços contendo elevados níveis de concentração. 
Nas águas superficiais, o nível de ferro aumenta nas estações chuvosas 
devido ao carreamento de solos e à ocorrência de processos de erosão das margens.Também poderá ser importante a contribuição devida a efluentes industriais, pois muitas 
indústrias metalúrgicas desenvolvem atividades de remoção da camada oxidada 
(ferrugem) das peças antes de seu uso, processo conhecido por decapagem, que 
normalmente é procedida através da passagem da peça em banho ácido. 
Nas águas tratadas para abastecimento público, o emprego de 
coagulantes à base de ferro provoca elevação em seu teor. 
 
 215 
9.1.2. Formas em que o ferro pode se apresentar nas águas 
 
Basicamente, o ferro pode se apresentar nas águas nos estados de 
oxidação Fe+2 e Fe+3. O íon ferroso (Fe+2) é mais solúvel do que o férrico (Fe+3). 
Portanto, os inconvenientes que o ferro traz às águas devem ser atribuídos 
principalmente ao ferro “ferroso”, que, por ser mais solúvel, é mais freqüente. Quando 
se pretende determinar apenas a fração solúvel, as amostras de água são filtradas antes 
de serem submetidas à determinação da concentração de ferro. Este parâmetro é 
denominado “ferro solúvel”. É também comum o uso da expressão “ferro coloidal”, 
pois as partículas de ferro podem apresentar tal comportamento na água. 
 
 
9.1.3. Importância nos estudos de controle de qualidade das 
águas 
 
O ferro, apesar de não se constituir em um tóxico, traz diversos 
problemas para o abastecimento público de água. Confere cor e sabor à água, 
provocando manchas em roupas e utensílios sanitários. Também traz o problema do 
desenvolvimento de depósitos em canalizações e de ferro-bactérias, provocando a 
contaminação biológica da água na própria rede de distribuição. Por estes motivos, o 
ferro constitui-se em padrão de potabilidade, tendo sido estabelecida a concentração 
limite de 0,3 mg/L na Portaria 518/2004 do Ministério da Saúde. É também padrão de 
emissão de esgotos e de classificação das águas naturais. No Estado de São Paulo, 
estabelece-se o limite de 15 mg/L para concentração de ferro solúvel em efluentes 
descarregados na rede coletora de esgotos seguidos de tratamento (Decreto n 8468), 
mesmo limite estabelecido pela Resolução 357 do CONAMA para descarga em corpos 
de água naturais. 
No tratamento de águas para abastecimento, deve-se destacar a influência 
da presença de ferro na etapa de coagulação e floculação. As águas que contêm ferro 
caracterizam-se por apresentar cor elevada e turbidez baixa. Os flocos formados 
geralmente são pequenos, ditos “pontuais”, com velocidade de sedimentação muito 
baixa. Em muitas estações de tratamento de água este problema só é resolvido mediante 
a aplicação de cloro, a chamada pré-cloração. Através da oxidação do ferro pelo cloro, 
 216 
os flocos tornam-se maiores e a estação passa a apresentar um funcionamento aceitável. 
No entanto, é conceito clássico que, por outro lado, a pré-cloração de águas deve ser 
evitada, pois, em caso da existência de certos compostos orgânicos chamados 
precursores, o cloro reage com eles formando trihalometanos, associados ao 
desenvolvimento do câncer no organismo humano. 
 
 
9.1.4. Determinação da concentração de ferro em águas 
 
O ferro é determinado em água através de método espectrofotométrico, 
através de reação de complexação com a ortofenantrolina, que reage com o ferro ferroso 
produzindo um complexo avermelhado, obedecendo a Lei de Beer-Lambert, podendo-se 
fazer calibração em espectrofotômetro UV – Visível (Figura 9.1.) com leituras a 530 
nm. 
Para a determinação de Fe+2, basta se adicionar a ortofenantrolina (1,10 
C12H8O2) e acetato de amônio às amostras e às diluições da solução-padrão de ferro 
(geralmente se emprega o sulfato ferroso amoniacal como solução-padrão), lendo-se o 
valor da absorbância correspondente no comprimento de onda adotado. Ocorrem, neste 
método, interferências de cor e turbidez e da presença de agentes oxidantes. 
Quando se deseja determinar a concentração de ferro total ou de ferro 
trivalente, há a necessidade de se proceder à redução do Fe+3 a Fe+2, antes da 
determinação espectrofotométrica propriamente dita. Esta redução é feita adicionando-
se hidroxilamina em meio ácido (NH2OH.HCl) à amostra, sob aquecimento em chapa, 
controlando-se a reação pela quantidade de amostra evaporada. 
Existem no mercado atualmente “kits” colorimétricos que permitem um 
resultado aproximado através de comparação visual. 
 217 
 
Figura 9.1.: Espectrofotômetro UV - Visível 
 
 
9.1.5. Remoção de ferro 
 
Os processos mais comuns de remoção de ferro em águas baseiam-se na 
oxidação Fe+2 → Fe+3, seguida da precipitação do Fe+3. O processo de oxidação mais 
simples é realizado através de aeração, empregando-se aeradores de cascata, de 
tabuleiro ou bocais que lançam jatos de água para a atmosfera. Muitas vezes, a aeração 
não é suficiente para produzir bons resultados, necessitando-se empregar um oxidante 
químico forte, normalmente o hipoclorito de sódio ou outro composto clorado. O uso de 
polieletrólitos pode causar uma melhoria na eficiência do processo, provocando 
aumento no tamanho dos flocos e na velocidade de sedimentação. 
 
 
9.2. MANGANÊS NAS ÁGUAS 
 
O comportamento do manganês nas águas é muito semelhante ao do 
ferro em seus aspectos os mais diversos, sendo que a sua ocorrência é mais rara. O 
manganês desenvolve coloração negra na água, podendo se apresentar nos estados de 
oxidação Mn+2 (forma mais solúvel) e Mn+4 (forma menos solúvel). 
 218 
A concentração de manganês quando menor que 0,05 mg/L é desejável 
em mananciais, devido ao fato de não ocorrerem, nesta faixa de concentração, 
manifestações de manchas negras ou depósitos de seu óxido nos sistemas de 
abastecimento de água. O manganês constitui-se em padrão de potabilidade, tendo sido 
estabelecida a concentração limite de 0,1 mg/L na Portaria 518/2004 do Ministério da 
Saúde. 
 
 
9.3. METAIS PESADOS EM ÁGUAS 
 
9.3.1. Definição 
 
Metais pesados são elementos químicos que apresentam número atômico 
superior a 22. Também podem ser definidos por sua singular propriedade de serem 
precipitados por sulfetos. Entretanto, a definição mais difundida é aquela relacionada 
com a saúde pública: metais pesados são aqueles que apresentam efeitos adversos à 
saúde humana. 
 
 
9.3.2. Fontes de metais pesados nas águas naturais 
 
Os metais pesados surgem nas águas naturais devido aos lançamentos de 
efluentes industriais tais como os gerados em indústrias extrativistas de metais, 
indústrias de tintas e pigmentos e, especialmente, as galvanoplastias, que se espalham 
em grande número nas periferias das grandes cidades. Além destas, os metais pesados 
podem ainda estar presentes em efluentes de indústrias químicas, como as de 
formulação de compostos orgânicos e de elementos e compostos inorgânicos, indústrias 
de couros, peles e produtos similares, indústrias do ferro e do aço, lavanderias e 
indústria de petróleo. 
 
 
 219 
9.3.3. Importância nos estudos de controle de qualidade das 
águas 
 
Os metais pesados constituem contaminantes químicos nas águas, pois 
mesmo em pequenas concentrações trazem efeitos adversos à saúde. Desta forma, 
podem inviabilizar os sistemas públicos de água, uma vez que as estações de tratamento 
convencionais não os removem eficientemente e os tratamentos especiais necessários 
são muito caros. Os metais pesados constituem-se em padrões de potabilidade 
estabelecidos pela Portaria 518/2004 do Ministério da Saúde. Devido aos prejuízos que, 
na qualidade de tóxicos, podem causar aos ecossistemas aquáticos naturais ou de 
sistemas de tratamento biológico de esgotos, são também padrões de classificação das 
águas naturais e de emissão de esgotos, tanto na legislação federal quanto na do Estado 
de São Paulo. Nesta última, são definidos limites para as concentrações de metais 
pesados em efluentes descarregados na rede pública de esgotos seguidos de estação de 
tratamento de forma diferenciada dos limites impostos para os efluentes lançados 
diretamente nos corpos receptores,que são mais rígidos. 
Nas águas naturais, os metais podem se apresentar na forma de íons 
hidratados de complexos estáveis (como os formados com ácido húmico e fúlvico), de 
partículas inorgânicas formando precipitados (como, por exemplo, os precipitados de 
hidróxidos e sulfetos metálicos) que se mantêm em suspensão, podem ser absorvidos 
em partículas em suspensão que se mantêm na massa líquida, ou se misturam nos 
sedimentos do fundo. Podem também ser incorporados por organismos vivos. Os 
caminhos preferenciais pelos quais os metais são transportados na água dependem de 
diversos fatores de naturezas físicas, químicas e biológicas. De uma maneira geral, as 
águas que recebem efluentes contendo metais pesados apresentam concentrações 
elevadas destes no sedimento de fundo. Quando lamas insolúveis contendo metais são 
lançadas em grandes quantidades, estes podem sofrer transformações químicas, 
inclusive sob ações biológicas, sendo lançados lentamente na corrente líquida. 
Alguns metais pesados como o chumbo, por exemplo, podem ser 
absorvidos através das raízes das plantas e se acumularem nas folhas, sendo devolvidos 
para as águas quando estas se desprendem. 
Os metais pesados atingem o homem através da água, do ar e do 
sedimento, tendendo a se acumular na biota aquática. Alguns metais são acumulados ao 
longo da cadeia alimentar, de tal forma que os predadores apresentam as maiores 
 220 
concentrações. No entanto, os invertebrados são os organismos que apresentam 
concentrações mais elevadas. O chumbo e o cádmio solúvel se acumulam 
preferencialmente em macroinvertebrados, fito e zooplâncton e em peixes. O mercúrio 
solúvel se acumula mais intensamente em peixes. 
As características gerais dos principais metais pesados são apresentadas 
nos itens a seguir. 
 
 
9.3.3.1. Chumbo 
 
O chumbo está presente no ar, no tabaco, nas bebidas e nos alimentos, 
nestes últimos, naturalmente, por contaminação e na embalagem. Está presente na água 
devido às descargas de efluentes industriais como, por exemplo, os efluentes das 
indústrias de acumuladores (baterias), bem como devido ao uso indevido de tintas e 
tubulações e acessórios à base de chumbo. Constitui veneno cumulativo, provocando 
envenenamento crônico denominado saturnismo, que consiste em efeito sobre o sistema 
nervoso central com conseqüências bastante sérias. 
O chumbo é padrão de potabilidade, sendo fixado o valor máximo 
permissível de 0,01 mg/L pela Portaria 518/2004 do Ministério da Saúde, mesmo valor 
adotado nos Estados Unidos. É também padrão de emissão de esgotos e de classificação 
das águas naturais. Nestes, para as classes mais exigentes os valores estabelecidos são 
tão restritivos quanto os próprios padrões de potabilidade, prevendo-se que o tratamento 
convencional de água não remove metais pesados consideravelmente. Aos peixes, as 
doses fatais, no geral, variam de 0,1 a 0,4 mg/L, embora, em condições experimentais, 
alguns resistam até 10 mg/L. Outros organismos (moluscos, crustáceos, mosquitos 
quironomídeos e simulídeos, vermes oligoquetos, sanguessugas e insetos tricópteros) 
desaparecem após a morte dos peixes, em concentrações superiores a 0,3 mg/L. A ação 
sobre os peixes é semelhante à do níquel e do zinco. 
 
 
 
 
 221 
9.3.3.2. Bário 
 
O bário pode ocorrer naturalmente na água, na forma de carbonatos em 
algumas fontes minerais. Decorre principalmente das atividades industriais e da 
extração da bauxita. Não possui efeito cumulativo, sendo que a dose fatal para o homem 
é considerada de 550 a 600 mg. Provoca efeitos no coração, constrição dos vasos 
sanguíneos elevando a pressão arterial e efeitos sobre o sistema nervoso. O padrão de 
potabilidade é 0,7 mg/L (Portaria 518/2004 do Ministério da Saúde). 
Os sais de bário são utilizados industrialmente na elaboração de cores, 
fogos de artifício, fabricação de vidro, inseticidas, etc. 
 
 
9.3.3.3. Cádmio 
 
O cádmio se apresenta nas águas naturais devido às descargas de 
efluentes industriais, principalmente as de galvanoplastias. É também usado como 
inseticida. Apresenta efeito agudo, sendo que uma única dose de 9,0 gramas pode levar 
à morte e efeito crônico, pois concentra-se nos rins, no fígado, no pâncreas e na tireóide. 
O cádmio não apresenta nenhuma qualidade, pelo menos conhecida até o presente, que 
o torne benéfico ou essencial para os seres vivos. Estudos feitos com animais 
demonstram a possibilidade de causar anemia, retardamento de crescimento e morte. O 
padrão de potabilidade é fixado pela Portaria 518/2004 (MS) em 0,005 mg/L.O cádmio 
ocorre na forma inorgânica, pois seus compostos orgânicos são instáveis; além dos 
malefícios já mencionados, é um irritante gastrointestinal, causando intoxicação aguda 
ou crônica sob a forma de sais solúveis. A literatura, no entanto, registra o caso de 
quatro pessoas que, por longo tempo, ingeriram água com teor de 0,047 mg/L de 
cádmio, nada apresentando de sintomas adversos. No Japão, um aumento de 
concentração de cádmio de 0,005 mg/L a 0,18 mg/L, provocado por uma mina de zinco, 
causou a doença conhecida como doença de “itai – itai” (dói – dói). A ação do cádmio 
sobre a fisiologia dos peixes é semelhante às do níquel, zinco e chumbo. 
 
 
 222 
9.3.3.4. Arsênio 
 
Traços deste metalóide são encontrados em águas naturais e em fontes 
termais. É usado como inseticida, herbicida, fungicida, na indústria da preservação da 
madeira e em atividades relacionadas com a mineração e com o uso industrial de certos 
tipos de vidros, tintas e corantes. É encontrado em verduras e frutas; em moluscos, até 
100 mg/kg. A ingestão de 130 mg é fatal. Apresenta efeito cumulativo, sendo 
carcinogênico. O padrão de potabilidade é 0,01 mg/L, estabelecido pela Portaria 
518/2004 do Ministério da Saúde. 
 
 
9.3.3.5. Selênio 
 
Este não-metal se apresenta nas águas devido às descargas de efluentes 
industriais. É tóxico tanto para o homem quanto para os animais. Provoca a chamada 
“doença alcalina” no gado, cujos efeitos são permanentes. Aumenta a incidência de 
cáries dentárias e suspeita-se que seja potencialmente carcinogênico, de acordo com os 
resultados de ensaios feitos com cobaias. O padrão de potabilidade é 0,01 mg/L 
(Portaria 518/2004 MS). 
 
 
9.3.3.6. Cromo hexavalente 
 
O cromo é largamente empregado nas indústrias, especialmente em 
galvanoplastias, onde a cromeação é um dos revestimentos de peças mais comuns. Pode 
ocorrer como contaminante de águas sujeitas a lançamentos de efluentes de curtumes e 
de circulação de águas de refrigeração, onde é utilizado para o controle da corrosão. A 
forma hexavalente é mais tóxica do que a trivalente. Produz efeitos corrosivos no 
aparelho digestivo e nefrite. O padrão de potabilidade para o cromo fixado pela Portaria 
518/2004 é 0,05 mg/L. 
 
 
 223 
9.3.3.7. Mercúrio 
 
O mercúrio é largamente utilizado no Brasil nos garimpos, no processo 
de extração do ouro (amálgama). O problema é em primeira instância ocupacional, pois 
o próprio garimpeiro inala o vapor de mercúrio, mas, posteriormente, torna-se um 
problema ambiental, pois normalmente nenhuma precaução é tomada e o material acaba 
por ser descarregado nas águas. Nas águas naturais, reage com matéria orgânica, 
resultando em formas metiladas, substancialmente mais tóxicas. Casos de contaminação 
já foram identificados na região do Pantanal e norte do Brasil. O mercúrio é também 
usado em células eletrolíticas para a produção de cloro e soda e em certos praguicidas 
ditos mercuriais, atualmente proibidos. Pode ainda ser usado em indústrias de produtos 
medicinais, desinfetantes e pigmentos. 
É altamente tóxico ao homem, sendo que doses de 3 a 30 gramas são 
fatais. Apresenta efeito cumulativo e provoca lesões cerebrais. É bastante conhecido o 
episódio de Minamata no Japão, onde grande quantidade de mercúrio orgânico, o metil 
mercúrio, que é mais tóxico que o mercúrio metálico,foi lançada por uma indústria, 
contaminando peixes e habitantes da região, provocando graves lesões neurológicas e 
mortes. O padrão de potabilidade fixado pela Portaria 518/2004 do Ministério da Saúde 
é de 0,001 mg/L. Os efeitos sobre os ecossistemas aquáticos são igualmente sérios, de 
forma que os padrões de classificação das águas naturais são também bastante 
restritivos com relação a este parâmetro. 
 
 
9.3.3.8. Níquel 
 
O níquel é também utilizado em galvanoplastias. Estudos recentes 
demonstram que é carcinogênico. Não existem muitas referências bibliográficas quanto 
à toxicidade do níquel; todavia, assim como para outros íons metálicos, é possível 
mencionar que, em soluções diluídas, estes elementos podem precipitar a secreção da 
mucosa produzida pelas brânquias dos peixes. Assim, o espaço inter-lamelar é obstruído 
e o movimento normal dos filamentos branquiais é bloqueado. O peixe, impedido de 
realizar as trocas gasosas entre a água e os tecidos branquiais, morre por asfixia. Por 
outro lado, o níquel complexado (niquelcianeto) é tóxico quando em baixos valores de 
 224 
pH. Concentrações de 1,0 mg/L desse complexo são tóxicas aos organismos de água 
doce. 
 
 
9.3.3.9. Zinco 
 
O zinco é também bastante utilizado em galvanoplastias na forma 
metálica e de sais tais como cloreto, sulfato, cianeto, etc. A presença de zinco é comum 
nas águas naturais, excedendo em um levantamento efetuado nos EUA a 20 mg/L em 95 
dos 135 mananciais pesquisados. O zinco é um elemento essencial para o crescimento, 
porém, em concentrações acima de 5,0 mg/L, confere sabor à água e uma certa 
opalescência à águas alcalinas. Os efeitos tóxicos do zinco sobre os peixes são muito 
conhecidos, assim como sobre as algas. A ação desse íon metálico sobre o sistema 
respiratório dos peixes é semelhante à do níquel, anteriormente citada. As experiências 
com outros organismos aquáticos são escassas. Entretanto, é preciso ressaltar que o 
zinco em quantidades adequadas é um elemento essencial e benéfico para o 
metabolismo humano, sendo que a atividade da insulina e diversos compostos 
enzimáticos dependem da sua presença. A deficiência do zinco nos animais pode 
conduzir ao atraso no crescimento. Nos EUA, em populações consumindo águas com 11 
a 27 mg/L não foi constatada qualquer anormalidade prejudicial à saúde. Os padrões 
para águas reservadas ao abastecimento público fixam em 5,0 mg/L como o valor 
máximo permitido, conforme Portaria 518/2004. 
 
 
9.3.3.10. Alumínio 
 
O alumínio é abundante nas rochas e minerais, sendo considerado 
elemento de constituição. Nas águas naturais doces e marinhas, entretanto, não se 
encontra concentrações elevadas de alumínio, sendo esse fato decorrente da sua baixa 
solubilidade, precipitando-se ou sendo absorvido como hidróxido ou carbonato. Nas 
águas de abastecimento e residuárias, aparece como resultado do processo de 
coagulação em que se emprega sulfato de alumínio. Aparece nas frutas e em outros 
vegetais em concentrações superiores a 3,7 mg/kg e em alguns cereais em quantidades 
 225 
maiores que 15 mg/kg. O total de alumínio na dieta normal é estimado de 10 a 100 
mg/dia. Pequenas quantidades de alumínio do total ingerido são absorvidas pelo 
aparelho digestivo e quase todo o excesso é evacuado nas fezes. O total de alumínio 
presente no organismo adulto é da ordem de 50 a 150 mg. Existem estudos que o 
associam à ocorrência do mal de Alzheimer. O valor máximo permitido para a água, 
como padrão de aceitação para consumo humano é de 0,2 mg/L, de acordo com a 
Portaria 518/2004. 
 
 
9.3.3.11. Estanho 
 
O estanho é um dos metais usuais, de cor branca, relativamente leve e 
muito maleável. O estanho é inalterável ao ar e encontrado na natureza, sobretudo sob a 
forma de óxidos. Este metal apresenta baixa solubilidade em águas, mesmo com 
aquecimento. Em soluções concentradas de hidróxidos alcalinos, reage desprendendo 
hidrogênio. Praticamente não existe bibliografia sobre a sua toxicidade aos organismos 
aquáticos, bem como quanto aos seus possíveis efeitos à saúde humana. 
 
 
9.3.3.12. Prata 
 
A prata ocorre em águas naturais em concentrações baixas, da ordem de 
0 a 2,0 g/L, pois muitos de seus sais são pouco solúveis; a não ser no caso de seu 
emprego como substância bactericida ou bacteriostática, ou ainda em processos 
industriais, esse elemento não é muito abundante nas águas. A prata tem ação 
oligodinâmica, assim como o cobre. Esse elemento é cumulativo, não sendo 
praticamente eliminado do organismo. A dose letal para o homem é de 10 g como 
nitrato de prata. A ação da prata sobre a fauna ictiológica é semelhante às do zinco, 
níquel, chumbo e cádmio. 
 
9.3.3.13. Cobre 
 
 226 
O cobre ocorre geralmente nas águas, naturalmente, em concentrações 
inferiores a 20 g/L. Quando em concentrações elevadas, é prejudicial à saúde e confere 
sabor às águas. Segundo pesquisas efetuadas, é necessária uma concentração de 20 
mg/L de cobre ou um teor total de 100 mg/L por dia na água para produzirem 
intoxicações humanas com lesões no fígado. No entanto, concentrações de 5 mg/L 
tornam a água absolutamente impalatável, devido ao gosto produzido. Interessante é 
notar, todavia, que o trigo contém concentrações variáveis de 190 a 800 mg/kg de cobre, 
a aveia 40 a 200 mg/kg, a lentilha 110 a 150 mg/kg e a ervilha de 13 a 110 mg/kg. As 
ostras podem conter até 2000 mg/kg de cobre. O cobre em pequenas quantidades é até 
benéfico ao organismo humano, catalisando a assimilação do ferro e seu aproveitamento 
na síntese da hemoglobina do sangue, facilitando a cura de anemias. Para os peixes, 
muito mais que para o homem, as doses elevadas de cobre são extremamente nocivas. 
Assim, trutas, carpas, bagres, peixes vermelhos de aquários ornamentais e outros, 
morrem em dosagens de 0,5 mg/L. Os peixes morrem pela coagulação do muco das 
brânquias e consequente asfixia (ação oligodinâmica). Os microrganismos perecem em 
concentrações superiores a 1,0 mg/L. O cobre aplicado em sua forma de sulfato de 
cobre, CuSO4.5H2O, em dosagens de 0,5 mg/L é um poderoso algicida. O Water 
Quality Criteria (EUA, 1968) indica a concentração de 1,0 mg/L de cobre como 
máxima permissível para águas reservadas para o abastecimento público. Já a Portaria 
518/2004 do Ministério da Saúde fixa o máximo permitido em 2 mg/L. 
 
 
9.3.4. Determinação da concentração de metais pesados em 
águas 
 
Todos os metais pesados podem ser quantificados em água através de 
fotometria de chama, por espectrofotometria de absorção ou emissão atômica e por meio 
de métodos clássicos da química analítica, como os colorimétricos. A escolha do 
método a ser usado depende do grau de precisão necessário, do número de amostras a 
serem processadas e, obviamente, da disponibilidade dos recursos materiais e humanos. 
O método mais usual para a determinação de metais pesados em 
amostras de água é a espectrofotometria de absorção atômica por chama, com pré-
tratamento das amostras, que consiste em uma digestão química para a remoção de 
matéria orgânica. Nesta digestão são empregadas misturas de ácidos, como sulfúrico e 
 227 
nítrico, nítrico e clorídrico ou nítrico e perclórico. Recentemente, tem-se recomendado a 
pré-digestão das amostras com o emprego de microondas, uma vez que a digestão ácida 
não remove totalmente a matéria orgânica e provoca a perda de metais por volatilização. 
A absorção atômica é uma técnica altamente versátil para a determinação 
química de diversos elementos metálicos e alguns não metálicos. Para a determinação 
direta da concentração de um elemento por absorção atômica, devem ser considerados 
quatro componentes fundamentais do equipamento: 
• Fonte luminosa de linhas definidas e intensas, que emita radiação ressonante 
característica do elemento a ser determinado. 
• Sistema atomizador, para atomizar a amostra na chama. 
• Monocromador, que isole a linhade ressonância de outras linhas que emita a fonte. 
• Sistema detetor, que converta a radiação luminosa em corrente elétrica que, uma vez 
convenientemente amplificada, possa ser lida no instrumento indicador. 
A função do atomizador é converter a amostra em vapor atômico. 
Geralmente uma chama aquece e excita os átomos para a absorção. O atomizador e a 
chama são posicionados entre a fonte luminosa e o monocromador. O vapor atômico 
absorve parte da radiação ressonante emitida pela fonte, geralmente uma lâmpada de 
cátodo oco, cuja absorção da intensidade de radiação pela amostra é proporcional à 
concentração do analito, isto é, de acordo com a lei de Beer - Lambert. 
A absorção atômica com forno de grafite é, provavelmente, um dos mais 
sensíveis métodos capaz de determinar elementos na faixa de picogramas (10-12 
gramas). Em muitos casos, evita-se o pré-tratamento da amostra, eliminando-se os 
problemas de contaminação provenientes dessa fase. 
Na espectrofotometria de absorção atômica com forno de grafite 
trabalha-se com um volume de amostra normalmente na faixa de dez a cem microlitros, 
injetado em um orifício existente no centro de um tubo de grafite ou depositado numa 
plataforma acondicionada nesse tubo. O tubo de grafite, que é construído de grafite de 
alta densidade, está contido em dois anéis de grafite. A alíquota da amostra, quando 
colocada no tubo de grafite, passa por vários estágios de aquecimento, denominados 
secagem, pirólise ou carbonização e atomização. Para cada uma dessas etapas, aplica-se 
uma voltagem adequada nos anéis cilíndricos. Controlando-se a corrente elétrica que 
flui pelos anéis e, consequentemente, pelas paredes do tubo ou da plataforma, pode-se 
obter a temperatura desejada para cada uma das etapas, até um máximo de 3000 oC. As 
temperaturas utilizadas nessas fases dependerão da matriz e do elemento que se 
 228 
determina. A temperatura externa do forno é mantida a nível seguro por circulação de 
água ao redor do sistema de grafite. Internamente, devido às altas temperaturas 
alcançadas, evita-se a oxidação do tubo de grafite pelo ar e sua consequente destruição, 
fluindo gás inerte, normalmente argônio, controlando ainda o efeito da matriz. O gás 
interno é introduzido pelas extremidades abertas do tubo de grafite e escapa pelo seu 
orifício central. O fluxo desse gás é interrompido depois de cada medida para que se 
possa introduzir a próxima amostra. 
Na etapa de atomização, este fluxo é interrompido e pode-se utilizar um 
pequeno fluxo de gás, normalmente 50 mL por minuto. A interrupção desse fluxo na 
atomização é fator importante na sensibilidade do método. Um fluxo de gás externo, 
normalmente argônio, elimina eficientemente os materiais da matriz volatilizados 
durante a etapa de pirólise ou de carbonização da amostra. 
A amostra no forno de grafite é aquecida em uma seqüência programada 
de temperatura e tempo. Em cada temperatura programada há um desdobramento do 
tempo: (i) em tempo de rampa – a temperatura passa para um outro valor rapidamente, e 
(ii) tempo de espera – a temperatura permanece um tempo mais longo antes de atingir 
uma outra fase do aquecimento da amostra. 
A primeira etapa do aquecimento é a secagem da amostra. Ela é 
normalmente desdobrada em duas, sendo que na primeira utiliza-se uma temperatura 
menor que o ponto de ebulição da matriz e, na segunda, a temperatura é maior que o 
ponto de ebulição da matriz. Controla-se esta fase observando-se o aquecimento com 
um espelhinho de dentista colocado na janela de quartzo por onde penetra luz 
monocromática proveniente da lâmpada de catodo oco, para que se possa verificar se 
não está ocorrendo espalhamento da amostra para fora do tubo. 
O segundo estágio de aquecimento é o de pirólise ou pré-atomização. 
Neste momento, todo material orgânico ou qualquer matriz é carbonizado. Esta etapa é 
de fundamental importância porque elimina em grande parte as interferências. Deve-se 
tomar cuidado para que a temperatura não cause a volatilização do analito, antes da sua 
determinação na etapa de atomização. 
A fase seguinte é a de atomização com uma temperatura alta o suficiente 
para atomizar o analito e produzir a absorção atômica. O sinal de absorção resultante é 
de natureza transitória, com a quantidade de luz absorvida dependendo somente da 
quantidade total do analito existente na alíquota e não da concentração. 
 229 
Pode-se ainda acrescentar duas etapas após a atomização: a limpeza e o 
resfriamento. Com uma temperatura ligeiramente maior que a da atomização, garante-se 
a limpeza quanto a qualquer resíduo de analito que tenha se condensado em alguma 
parte do tubo. O resfriamento é necessário antes de se recomeçar o ciclo, evitando-se 
que a nova amostra se espalhe fora do tubo ao encontrar sua superfície quente. 
 
 
9.3.5. Remoção de metais pesados das águas 
 
O processo mais eficiente para a remoção de metais pesados é o que se 
baseia no fenômeno de troca iônica, empregando-se resinas catiônicas em sua forma 
primitiva de hidrogênio ou na forma sódica. Este processo permite uma remoção 
percentual bastante significativa dos metais presentes na água, viabilizando seu uso para 
finalidades industriais específicas e permitindo também o reuso de efluentes industriais. 
Quando as resinas têm suas capacidades de troca esgotadas, tem-se que se proceder às 
suas regenerações. Nesta fase, os metais podem até mesmo ser separados e recuperados 
para reutilização no processo industrial; mas os custos do processo são ainda elevados 
no Brasil para uso no tratamento de efluentes. As resinas são importadas e, além do alto 
investimento inicial, há necessidade de reposições temporárias, devido aos desgastes 
sofridos motivados pela presença de substâncias agressivas na água. 
No campo do tratamento de efluentes, o processo mais utilizado é o da 
precipitação química na forma de hidróxidos metálicos. Estes precipitam em faixas de 
pH diferentes, conforme mostrado na Figura 9.1. 
 230 
 
Figura 9.1. Solubilidade de hidróxidos e sulfetos metálicos 
na água em função do pH . FONTE: EPA (1978). 
 
Cada íon metálico tem o seu valor de pH ótimo de precipitação como 
hidróxido, de forma que, quando se têm misturas de diversos metais, pode ser 
necessário que se trabalhe em mais de uma faixa de pH. Como normalmente as vazões 
de efluentes são baixas, os tratamentos são desenvolvidos de forma estática, em regime 
de batelada, o que facilita o uso de mais de uma faixa de pH. Nos processos contínuos, 
ter-se-ia que utilizar uma série de sistemas de mistura e decantação. 
Os desvios dos valores esperados teoricamente são grandes, de forma 
que sempre devem ser feitos ensaios de tratabilidade antes do uso em escala industrial. 
A presença de agentes complexantes é o principal fator de baixa eficiência do processo. 
Pré-tratamento à base de floculação química pode ser necessário. O uso de 
polieletrólitos ou a filtração final dos efluentes tratados podem resolver problemas 
decorrentes da má sedimentabilidade das partículas formadas. 
O cromo hexavalente constitui uma particularidade em termos de 
tratamento. Devido ao fato de não precipitar bem, todos os efluentes contaminados com 
cromo hexavalente devem ser segregados dos demais para serem encaminhados ao pré-
 231 
tratamento, que consiste em redução do cromo à forma trivalente. São empregados 
como agentes redutores o sulfato ferroso ou o metabissulfito de sódio. O pH da reação é 
mantido em torno de 2,5-3,0 pela adição de ácido sulfúrico. Completada a redução, os 
efluentes poderão sofrer em seguida o processo de precipitação através de elevação de 
pH ao valor recomendado. 
Foi desenvolvido nos Estados Unidos o processo de precipitação dos 
metais pesados na forma de sulfetos. Além de serem mais insolúveis do que os 
hidróxidos, são menos sujeitos à ação de agentes complexantes e podem ser precipitados 
em um único valor depH. Foi desenvolvido o processo com sulfeto solúvel, 
empregando-se o sulfeto de sódio e o processo com sulfeto insolúvel, utilizando-se um 
reagente à base de sulfeto ferroso. Embora os resultados sejam melhores do que os 
obtidos no processo hidróxido, há o risco no manuseio de sulfetos, podendo-se produzir 
compostos tóxicos. O processo ainda não é recomendável para ser adotado em indústrias 
brasileiras que têm grandes dificuldades operacionais, normalmente não designando 
técnicos químicos especializados para executar as operações de tratamento e controle. 
Uma alternativa a ser investigada seria o emprego do processo sulfeto como polimento 
do processo hidróxido, trabalhando-se desta forma com dosagens menores de sulfetos; 
mas a necessidade de um bom controle das reações persiste. 
Um outro problema importante dos processos à base de precipitação 
química que deve ser levado em consideração é a produção de quantidades 
relativamente grandes de lodos contaminados com metais. Estes devem ser 
encaminhados a sistemas adequados de tratamento ou disposição final, que nem sempre 
encontram-se disponíveis. 
Os recentes avanços tecnológicos na área do tratamento de águas 
apontam a possibilidade do emprego de processos de membrana, como a osmose 
reversa, para a remoção de metais pesados das águas, o que pode ser usado como 
tratamento final, ou polimento sequencial a outros processos mais simples, de forma a 
preservar as membranas do ataque de outros constituintes presentes nos efluentes, 
reduzindo-se assim os custos operacionais do sistema. 
 
 232 
9.4. QUESTÕES PROPOSTAS 
 
1. Qual a principal fonte de ferro nas águas naturais? 
2. Quais as formas em que o ferro pode se apresentar na água e como elas influem nos 
processos analíticos e nos processos de remoção? 
3. Quais as implicações da presença elevada de ferro em águas para: a) uso doméstico. 
b) tratamento para abastecimento público? 
4. Quais as semelhanças e contrastes em relação à presença de ferro e manganês nas 
águas naturais? 
5. Quais as principais fontes de descarga de metais pesados nas águas naturais? 
6. Como a presença de metais pesados em uma água natural pode influir em seu uso 
para abastecimento público? 
7. Qual a influência da presença de metais pesados em sistemas de esgotos sanitários, 
em relação ao comportamento do tratamento biológico? 
8. Quais os princípios de tratamento que podem ser aplicados para a remoção de metais 
pesados de efluentes líquidos industriais? Comentar sobre as vantagens e 
desvantagens de cada um. 
9. Na análise de uma água natural a ser utilizada para abastecimento público foram 
obtidos os seguintes resultados: 
pH: 10 
Cor: 5 mg Pt / L 
Sólidos dissolvidos: 600 mg/L 
Ferro solúvel: 2,3 mg/L 
Chumbo: 9,7 mg/L (Pb) 
Cádmio: 1,2 mg/L (Cd) 
Pergunta-se: 
a) Existem incoerências neste laudo? Se sim, quais? 
 233 
b) O que pode ser dito sobre a tratabilidade desta água para abastecimento público, 
de forma a atende aos padrões de potabilidade estabelecidos pela recente 
Portaria 518/2004 do Ministério da Saúde? 
 
 
9.5. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
 
1. APHA; AWWA; WEF. “Standard Methods for the Examination of Water and 
Wastewater”. American Public Health Association, 20th ed., Washington, 2000. 
2. BRAILE, P.M.; CAVALCANTI, J.E.W.A. ”Manual de Tratamento de Águas 
Residuárias Industriais”. São Paulo, CETESB,1993. 
3. BRANCO, S.M. “Hidrobiologia Aplicada à Engenharia Sanitária”. CETESB, São 
Paulo, 2ª ed., 1987. 
4. CETESB. Legislação Estadual, Controle da Poluição Ambiental, Estado de São 
Paulo. Série Legislação, São Paulo, 1991. 
5. CETESB. Legislação Federal, Controle da Poluição Ambiental, Estado de São 
Paulo. Série Legislação, São Paulo, 1991. 
6. CONAMA, “Resolução no 357/2005”. Ministério do Meio Ambiente, Conselho 
Nacional de Meio Ambiente. Brasília, 2005. 
7. ENVIRONMENTAL PROTECTION AGENCY. “Technology for Treatment of 
Effluents of Metal Finishing Industries: Sulfide Precipitation”. Technology 
Transfer Series, Washington, E.P.A., 1978. 
8. FEDERAL WATER POLLUTION CONTROL ADMINISTRATION. “Report of 
the National Advisory Committee to the Secretary of the Interior”. 
Washington, Water Quality Criteria, 1968. 
9. GUIMARÃES, F.P. “Veiculação Hídrica das Doenças”. Em: Curso de 
Epidemiologia e Profilaxia das Doenças de Veiculação Hídrica. IES – 
SURSAN, Rio de Janeiro, 1967. 
 234 
10. MINISTÉRIO DA SAÚDE, “Portaria 518/2004. Controle e Vigilância da Qualidade 
da Água para Consumo Humano e seu Padrão de Potabilidade”. Brasília, 
Fundação Nacional da Saúde, 2004. 
11. MORITA, D.M.; GARCIA Jr., A.D. “Metodologia Analítica Básica para Águas”. 
Em: Curso Gerenciamento de Recursos Hídricos, Fundação Centro 
Tecnológico de Hidráulica, 1993. 
12. ROCHA, A.A., “Efeitos dos Poluentes Encontrados nos Efluentes de uma 
Galvanoplastia”. REVISTA DAE nº 130 (42): 89-93, 1982. 
13. ROCHA, A.A., “Poluição, Proteção e Usos Múltiplos de Represas”. São Paulo, 
CETESB, 1977. 
14. SALGADO, M.J.M. “Influência dos Metais Pesados nas Águas Interiores”. 
Faculdade de Saúde Pública da USP, 1980. 
15. SAWYER, C.N., Mc CARTY, P.L. e PARKIN, G.F. “Chemistry for Environmental 
Engineering”, Mc Graw-Hill International Editions. Civil Engineering Series, 
4th ed., 1994. 
CAPÍTULO 10 
 
A QUÍMICA DO CLORO E DO FLÚOR NAS ÁGUAS 
DE ABASTECIMENTO PÚBLICO 
 
 
10.1. O CLORO NAS ÁGUAS ................................................................................................... 236 
10.1.1. Reações do cloro na água e definições das formas residuais ........................... 236 
10.1.1.1. Dissociação do cloro na água .................................................................. 236 
10.1.1.2. Reações do cloro com a amônia .............................................................. 238 
10.1.1.3. Reações do cloro com outros compostos ................................................ 241 
10.1.2. Importância nos estudos de controle de qualidade das águas .......................... 241 
10.1.3 Determinação de cloro residual em águas .......................................................... 243 
10.1.4. Remoção de cloro ............................................................................................... 244 
 
10.2. FLUORETO EM ÁGUAS .................................................................................................. 244 
10.2.1. Fontes de fluoreto nas águas ............................................................................. 244 
10.2.2. Importância nos estudos de controle de qualidade das águas .......................... 247 
10.2.3. Determinação da concentração de fluoreto em águas ....................................... 249 
10.2.4. Remoção de fluoreto ........................................................................................... 249 
 
10.3. QUESTÕES PROPOSTAS .............................................................................................. 249 
 
10.4. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS ................................................................................. 250 
 
 
 
236 
236 
 
 
CAPÍTULO 10 
 
 
A QUÍMICA DO CLORO E DO FLÚOR NAS ÁGUAS 
DE ABASTECIMENTO PÚBLICO 
 
 
10.1. O CLORO NAS ÁGUAS 
 
10.1.1. Reações do cloro na água e definições das formas 
residuais 
 
10.1.1.1. Dissociação do cloro na água 
 
O cloro puro, o gás Cl2, quando adicionado à água, se dissocia, segundo 
a reação: 
Cl2 + H2O  HClO + H
+ + Cl- 
 
Esta reação praticamente se completa em pH acima de 4,0, ou seja, todo 
cloro é transformado em ácido hipocloroso e ácido clorídrico. O agente desinfetante, 
isto é, aquele que tem a capacidade de destruir a enzima triosefosfato di-hidrogenase, 
essencial na oxidação da glicose e portanto ao metabolismo de microrganismos, é o 
ácido hipocloroso. O ácido clorídrico não tem efeito sobre a desinfecção. 
Porém, o ácido hipocloroso também se dissocia, produzindo na água oíon hipoclorito, conforme a reação: 
 
HOCl  H+ + OCl- 
Pode-se observar que este caso é o de um equilíbrio químico dependente 
do pH. Para valores de pH acima de 7,0 prevalece o íon hipoclorito e, abaixo de 7,0, o 
ácido hipocloroso não dissociado. Isto é importante porque o ácido hipocloroso é um 
 
 
237 
237 
 
desinfetante muito superior quando comparado com seu íon. Portanto, deve-se procurar 
pH inferior a 7,0 para a cloração das águas, porém apenas ligeiramente, pois em pH 6,5 
a porcentagem de HOCl é superior a 90%. É importante que não se ultrapasse o valor de 
7, pois o processo se inverte e a desinfecção perde eficiência. O estudo deste equilíbrio, 
através dos valores de sua constante em função da temperatura, resulta nas seguintes 
proporções entre as duas frações, em função do pH (Figura 10.1): 
 
 
Figura 10.1. Efeito do pH na distribuição de ácido hipocloroso e 
íon hipoclorito na água. Fonte: CETESB (1978). 
 
Em pequenas estações tratamento de água (ETA) é preferível o uso do 
cloro em solução do que o cloro puro, evitando-se o manuseio dos cilindros contendo o 
gás sob pressão e os riscos de acidentes nos sistemas de dosagem. O hipoclorito de 
sódio e o de cálcio são utilizados nestes casos e tem-se as seguintes reações: 
 
NaOCl + H2O  Na
+ + OCl- + H2O 
Ca(OCl)2 + H2O  Ca
+2 + 2 OCl- + H2O 
 H+ + OCl-  HOCl 
 
 
238 
238 
 
Do cloro aplicado, ou cloro dosado na água, parte é consumida 
satisfazendo a sua ação oxidante, o que é chamado cloro consumido ou demanda de 
cloro, e parte permanece como residual. Define-se cloro residual livre como sendo o 
cloro presente na água, após a ação oxidante na ETA, nas formas do ácido hipocloroso 
ou do íon hipoclorito. 
 
 
10.1.1.2. Reações do cloro com a amônia 
 
Se a amônia estiver presente na água, poderão ocorrer reações 
sequenciais de formação de cloraminas. Inicialmente, o cloro reage com a amônia 
formando a monocloramina, conforme a reação: 
 
NH 4
+ + HOCl  NH2Cl + H2O + H
+ 
 
Prosseguindo-se a adição de cloro, a monocloramina se converte em 
dicloramina, conforme a reação: 
 
NH2Cl + HOCl  NHCl2 + H2O 
 
Adicionando-se mais cloro, a dicloramina converte-se em tricloramina ou 
tricloreto de nitrogênio, conforme a reação: 
 
NHCl2 + HOCl  NCl3 + H2O 
 
Em valores de pH superiores a 8,5 prevalece praticamente só 
monocloramina. Abaixo deste valor, ocorrem dicloramina e tricloroamina, sendo que a 
dicloramina prevalece quase exclusivamente na faixa de pH entre 4,5 e 5,5. Em pH 
abaixo de 4,5 prevalece somente tricloramina. 
Define-se cloro residual combinado como sendo o cloro presente na água 
nas formas de mono, di e tricloramina. Na cloração com cloro combinado, deve-se 
 
 
239 
239 
 
procurar otimizar a formação de dicloraminas que são melhores desinfetantes. Em uma 
escala mais ampla de poder de desinfecção, tem-se, em ordem decrescente: dióxido de 
cloro (ClO2), ácido hipocloroso, íon hipoclorito, dicloramina, monocloramina e 
tricloreto de nitrogênio cujo poder desinfetante é praticamente nulo. 
Continuando-se a marcha de aplicação de dosagens crescentes de cloro 
em águas contendo amônia, a monocloramina decompõe-se na presença de excesso de 
cloro, segundo a reação: 
 
2NH2Cl + HOCl  N2 + 3HCl + H2O 
 
Quando existe apenas dicloramina, esta tende a se decompor, formando 
HOCl, conforme: 
 
2NHCl2  N2 + 2HCl + Cl2 
Cl2 + H2O  HOCl + HCl 
 
Quando existe mono e dicloramina, ocorre também decomposição, 
havendo tendência de desaparecimento da forma que estiver presente inicialmente em 
menor quantidade: 
 
NH2Cl + NHCl2  N2 + 3HCl 
 
Quando existem em solução quantidades apreciáveis de monocloramina, 
o NCl3 se decompõe, segundo a reação: 
 
NCl3 + H2O  NHCl2 + HCl 
 
De uma maneira global, pode-se representar a destruição das cloraminas 
pelo excesso de cloro, através da reação simplificada: 
 
2NH3 + 3Cl2  N2 + 6HCl 
 
 
240 
240 
 
Os fenômenos acima descritos podem ser representados graficamente, 
conforme a Figura 10.2. 
 
 
Figura 10.2. Curva de cloro residual mostrando um "break-point" 
típico. Conteúdo de nitrogênio amoniacal na água, 1,0 
mg/L. Fonte: CETESB (1978). 
 
Nesta figura, o ramo ascendente da curva de cloração indica que as 
cloraminas estão sendo formadas e o trecho descendente mostra sua destruição, ou seja, 
a transformação em compostos inertes sob o ponto de vista da desinfecção. 
Há situações em que se pode desejar clorar uma água com cloro residual 
combinado. São os casos onde a rede de distribuição é longa, e o cloro livre, por ser 
mais instável, é consumido antes de chegar aos pontos de consumo mais desfavoráveis, 
ou o caso de águas contendo fenóis, cresóis ou tanino, pois, após a cloração, os 
clorofenóis formados desenvolvem sabor e odor na água tratada. Nestes casos, deve-se 
dosar cloro até o ponto de formação máxima das cloraminas. 
Por outro lado, nos casos em que, embora a água contenha amônia, se 
deseja clorar com cloro residual livre, deve-se dosar cloro até o ponto de inflexão 
 
 
241 
241 
 
correspondente à destruição total das cloraminas. Esta técnica é denominada cloração ao 
“break-point”. 
 
 
10.1.1.3. Reações do cloro com outros compostos 
 
O cloro reage com outros compostos orgânicos e inorgânicos, em 
decorrência de sua ação oxidante, como são os casos do ferro, manganês, nitrito e 
sulfeto. Para este último a reação é: 
 
H2S + 4Cl2 + 4H2O  H2SO4 + 8HCl 
 
O cloro oxida também compostos orgânicos, conforme o exemplo: 
 
 Cl Cl 
 | | 
- C = C - + Cl2  - C - C - 
 | | | | 
 H H H H 
 
10.1.2. Importância nos estudos de controle de qualidade das 
águas 
 
O cloro é um agente desinfetante largamente utilizado no Brasil, onde 
desinfecção praticamente confunde-se com cloração. Pode ser aplicado em diversos 
pontos do sistema de tratamento de águas, com diferentes finalidades. Assim, na etapa 
de coagulação e floculação, recorre-se à sua ação oxidante para melhorar a formação 
dos flocos, por exemplo, em águas contendo ferro e, consequentemente, cor elevada, e 
que apresentem turbidez baixa. 
Esta chamada pré-cloração, entretanto, é a aplicação mais discutível do 
cloro, por possibilitar reações com compostos orgânicos que estiverem presentes 
(principalmente os ácidos húmico e fúlvico), dando origem aos chamados 
trihalometanos (THMs), cujos indícios de serem carcinogênicos são muito fortes. O 
 
 
242 
242 
 
clorofórmio, HCCl3, é o principal exemplo de THM. O padrão de potabilidade para 
THMs é de 100 g/L, com forte tendência a ser reduzido nas próximas revisões da 
legislação vigente. Estudos epidemiológicos realizados nos EUA têm conduzido à 
necessidade de se reduzir esse padrão para 10 g/L. Assim, sistemas de abastecimento 
de água que atendem aos padrões atuais poderiam ter sérias dificuldades para atender a 
este padrão mais restritivo. 
A aplicação do cloro à entrada dos filtros é denominada cloração 
intermediária e tem por objetivo evitar desenvolvimentos biológicos que possam 
obstruir o leito filtrante. 
É a cloração da água final tratada, ou pós-cloração, que garante a 
presença do cloro na água até os pontos de consumo, garantindo a sua qualidade 
biológica. Aliás, esta é uma das vantagens do uso do cloro com relação a outros 
processos de desinfecção que não tenham ação residual. 
Embora a desinfecção pelo cloro não deva ser entendida como 
esterilização, uma vez que algumas espécies (como as amebas, por exemplo) resistem à 
sua ação, garante-se com a cloração boa proteção contra os agentes das chamadas 
doenças de veiculação hídrica, tais como: disenterias, cólera, esquistossomose, febres 
tifóide e paratifóide, hepatite, etc. 
A cloração não é um processo muito recomendável para a desinfecção de 
esgotos, devendo ser indicada apenas em situações de emergência. Especialmente os 
esgotos brutos ou “in natura”e até mesmo os esgotos tratados em nível secundário, são 
muito ricos em partículas com dimensões suficientes para incorporar os microrganismos 
em suas estruturas, protegendo-os, por conseguinte, da ação do cloro. Além disso, o 
excesso de cloro provoca efeitos adversos aos ecossistemas aquáticos dos corpos 
receptores, trazendo prejuízos inclusive para a fauna ictiológica. Apesar das elevadas 
concentrações de matéria orgânica, os compostos precursores da formação de THMs 
não estão presentes em quantidades significativas nos esgotos. 
Uma aplicação interessante de cloro é no controle de intumescimento dos 
lodos ativados devido ao desenvolvimento excessivo de organismos filamentosos, o que 
provoca a flutuação do lodo nos decantadores secundários e a perda acentuada de 
sólidos biológicos com o efluente final. A aplicação de dosagem correta de cloro no 
tanque de aeração resulta na oxidação de filamentos sem que ocorra destruição celular. 
Assim, melhora-se a floculação sem perda de atividade biológica. Todavia, esta adição 
 
 
243 
243 
 
química tem que ser muito bem controlada, pois do contrário pode-se até mesmo levar o 
sistema ao colapso. 
 
 
10.1.3 Determinação de cloro residual em águas 
 
Na maior parte das aplicações práticas, o cloro residual é determinado 
através de processos colorimétricos de comparação visual. Existe o método da 
ortotolidina que reage com o cloro formando um complexo de coloração amarela. O uso 
em conjunto de arsenito de sódio permite a distinção entre os residuais livre e 
combinado. O método apresenta a dificuldade de ter-se que trabalhar com compostos 
tóxicos. O método de comparação visual atualmente mais empregado é o do DPD, que 
reage com o cloro formando complexo de coloração roxa. 
O cloro pode ser determinado também através de titulação com 
tiossulfato de sódio (titulação de óxido-redução: iodometria): adiciona-se iodeto de 
potássio ao meio, que também deve ser acidificado com ácido acético, e o indicador é o 
amido (viragem de azul para incolor). 
Através de procedimento semelhante pode-se obter uma solução caseira 
indicadora de cloro. Basta misturar cristais de iodeto de potássio (disponível em 
farmácias), amido (goma, maizena, etc) e vinagre. Adicionando-se gotas desta solução à 
amostra de água, se ela contiver cloro deverá se tornar azulada, do contrário, deverá 
permanecer incolor. Este procedimento pode ser utilizado para a realização de precários 
testes de demanda de cloro, adicionando-se quantidades crescentes de cloro em diversos 
frascos com volumes iguais da amostra de água, observando-se após meia hora de 
contato a presença e a intensidade da coloração azulada. Água incolor significa que todo 
cloro foi consumido e, por outro lado, azul muito intenso pode significar residual muito 
alto de cloro. 
 
 
 
 
244 
244 
 
10.1.4. Remoção de cloro 
 
O cloro residual pode ser removido por processo de adsorção, 
empregando-se carvão ativado, ou por processos de oxi-redução empregando-se por 
exemplo o tiossulfato de sódio que reage com o cloro, segundo a seguinte reação: 
 
2Na2S2O3 + Cl2 → Na2S4O6 + 2NaCl + 10H2O 
 
10.2. FLUORETO EM ÁGUAS 
 
10.2.1. Fontes de fluoreto nas águas 
 
O flúor é o mais eletronegativo de todos os elementos químicos, tão 
reativo que nunca é encontrado em sua forma elementar na natureza, sendo 
normalmente encontrado na sua forma combinada como fluoreto. O flúor é o 17o 
elemento em abundância na crosta terrestre, representando de 0,06 a 0,9 % e ocorrendo 
principalmente na forma de fluorita (CaF2), fluoroapatita (C10(PO4)6) e criolita 
(Na3AlF6). Porém, para que haja disponibilidade de fluoreto livre, ou seja, disponível 
biologicamente, são necessárias condições ideais de solo, presença de outros minerais 
ou outros componentes químicos e água. 
Traços de fluoreto são normalmente encontrados em águas naturais e 
concentrações elevadas geralmente estão associadas com fontes subterrâneas. Em locais 
onde existem minerais ricos em flúor, tais como próximos a montanhas altas ou áreas 
com depósitos geológicos de origem marinha, concentrações de até 10 mg/L ou mais 
são encontradas. A maior concentração de flúor registrada em águas naturais é de 2.800 
mg/L, no Quênia. 
Na Tabela 10.1 são apresentadas concentrações de fluoreto em águas 
subterrâneas do Estado de São Paulo. 
 
 
245 
245 
 
Tabela 10.1. Concentrações de Fluoreto em Águas Subterrâneas do 
Estado de São Paulo. 
Município Número do Poço F- (mg/L) 
Riolândia 6/03 8,20 
Santa Albertina 13/14 4,40 
Barretos 58/21 2,50 
Coroados 91/11 5,00 
Itápolis 140/05 2,20 
Santo Expedito 153/04 4,40 
Queiroz 158/07 4,40 
Arealva 163/07 3,00 
Presidente Prudente 177/82 11,60 
Presidente Prudente 177/82 10,50 
Presidente Prudente 177/82 13,30 
Presidente Prudente 177/82 9,80 
Leme 193/02 7,10 
Leme 193/16 3,50 
Teodoro Sampaio 200/06 9,20 
Rio Claro 247/07 6,60 
Rio Claro 218/04 2,10 
Araras 220/22 2,68 
Piracicaba 246/10 3,60 
Piracicaba 247/21 4,90 
Cosmópolis 249/11 5,60 
Jaguariúna 249/36 6,40 
Anhembi 273/03 10,40 
Conchas 274/05 8,57 
Campinas 277/60 3,90 
Bofete 297/06 17,60 
Pereiras 298/02 8,00 
Pereiras 298/02 3,20 
Pereiras 298/12 5,14 
Pereiras 298/13 6,80 
Campo Limpo 302/278 2,50 
Taubaté 307/01 2,50 
São Paulo 343/2541 8,90 
São Paulo 343/3046 4,40 
São Paulo 343/2659 2,60 
Carapicuíba 342/921 2,10 
Cubatão 363/10 2,20 
Colômbia 371/03 2,40 
 
Fonte: Berenhauser (2000). 
 
Nos rios e represas que são utilizados como fonte de água bruta para água 
de abastecimento público, não são encontradas quantidades significativas de fluoreto 
 
 
246 
246 
 
para atender às exigências em termos de saúde pública e, portanto, é necessário 
adicionar, no final do processo de tratamento da água, quantidade suficiente para suprir 
esta deficiência. As águas tratadas que contêm fluoreto, quando adicionado 
artificialmente, têm o objetivo de combate à cárie dentária. Quatro principais compostos 
contendo fluoreto podem ser utilizados nas estações de tratamento de água, cujas 
características são (Tabela 10.2): 
 
Tabela 10.2. Características dos compostos que contêm fluoreto. 
Compostos  
 
Características  
Fluossilicato 
de Sódio 
(Na2SiF6) 
Fluoreto de 
Sódio (NaF) 
Fluoreto de 
Cálcio (CaF2) 
Ácido 
Fluossilícico 
H2SiF6 
Forma pó pó pó líquido 
Peso Molecular (g) 188,05 42,00 78,08 144,08 
% Pureza (comercial) 98,5 90-98 85-98 22-30 
% Fluoreto (composto 
100% puro) 
60,7 45,25 48,8 79,02 
Densidade (kg/m3) 881-1153 1041-1442 1618 1,25(kg/L) 
Solubilidade a 25C 
(g/100g H2O) 
0,762 4,05 0,0016 infinita 
pH solução saturada 3,5 7,6 6,7 1,2 (sol. 1%) 
 
O fluossilicato de sódio era o composto mais utilizado, tendo sido 
substituído pelo ácido fluossilícico em diversas estações de tratamento de água. Apesar 
da corrosividade do ácido, o fato de se apresentar na forma líquida facilita a sua 
aplicação, que se torna importante porque e o controle seguro das dosagens é condição 
fundamental para a fluoretação. O fluoreto de sódio é muito caro e o fluoreto de cálcio, 
pouco solúvel. 
Alguns efluentes industriais também descarregam fluoreto nas águas 
naturais. São os casos das indústrias de vidro e de fios condutores de eletricidade. 
No ar, a presença de fluoreto deve-se principalmente a emissões 
industriais e sua concentração varia com o tipo de atividade. Estima-se um valor de 
exposição abaixo de 1 g/L, pouco significativo em relação à quantidade ingerida 
através da água e de alimentos. Todos os alimentos possuem ao menos traços de 
fluoreto. Os vegetais possuem concentrações maiores principalmente devido à absorção 
 
 
247 
247 
 
da água e do solo. Alguns alimentos tais como peixes, certos vegetais e chá, possuem 
altas concentrações de fluoreto. O uso da água fluoretada na preparação de alimentos 
pode dobrar a quantidade de fluoreto presente. Estima-se uma quantidade diária ingerida 
de0,2 a 3,1 mg para adultos e 0,5 mg para crianças de 1 a 3 anos. 
Outras fontes de fluoreto são as pastas de dente, gomas de mascar, 
vitaminas e remédios. O uso tópico de fluoreto contribui para uma absorção maior. O 
fluoreto ingerido através da água é quase completamente absorvido pelo corpo humano, 
enquanto que o flúor presente nos alimentos não é totalmente absorvido; em alguns 
casos, como através de peixes e outras carnes, chega apenas a 25%. Uma vez absorvido, 
o fluoreto é distribuído rapidamente pelo corpo humano, grande parte é retida nos ossos, 
enquanto que uma pequena parte é retida nos dentes. O fluoreto pode ser excretado pela 
urina e sua excreção é influenciada por uma série de fatores tais como o estado de saúde 
da pessoa e seu grau de exposição a esta substância. 
 
 
10.2.2. Importância nos estudos de controle de qualidade das 
águas 
 
O fluoreto é adicionado às águas de abastecimento público para conferir-
lhes proteção à cárie dentária. O fluoreto reduz a solubilidade da parte mineralizada do 
dente, tornando-o mais resistente à ação de bactérias e inibe processos enzimáticos que 
dissolvem a substância orgânica protéica e o material calcificante do dente. Constitui-se 
também em meio impróprio ao desenvolvimento de Lactobacilus acidophilus. 
Por outro lado, acima de certas dosagens o fluoreto provoca a fluorose 
dentária, ou seja, o mosqueamento do esmalte dos dentes. O assunto até hoje ainda é 
polêmico entre os especialistas, sendo que os odontólogos sanitaristas contrários à 
fluoretação em águas de abastecimento, alertam para a possibilidade de ocorrência de 
outros problemas como a descalcificação de ossos de idosos, a chamada fluorose óssea. 
Freqüentemente ocorrem novas propostas para a administração alternativa de fluoreto. 
Nesse sentido, a fluoretação das águas deve ser executada sob controle 
rigoroso, utilizando-se bons equipamentos de dosagem e implantando-se programas 
efetivos de controle de residual de fluoreto na rede de abastecimento de água, o que nem 
sempre tem acontecido. 
 
 
248 
248 
 
Os benefícios da aplicação de fluoreto em águas para a prevenção da cárie 
dentária são inquestionáveis. Estudos desenvolvidos nos Estados Unidos demonstram 
que, para as condições lá existentes, os seguintes resultados podem ser esperados: o 
índice utilizado é o “c.p.o.”, ou seja, número de dentes cariados, perdidos e obturados 
por cem crianças. Os estudos são conclusivos de que, para concentrações de fluoreto 
acima de 1,5 mg/L, ocorre aumento na incidência da fluorose dentária; para 
concentrações de fluoreto da ordem de 1,0 mg/L, ocorre redução do c.p.o. da ordem de 
60% sem ocorrer fluorose; para concentrações de fluoreto menores que 1,0 mg/L, 
ocorrem menores reduções percentuais na redução da cárie. 
Na verdade, o que é necessária é a ingestão de 1,5 mg/dia de fluoreto, o 
que para um consumo de água de 1,2 a 1,6 litros por dia, resulta em concentrações da 
ordem de 1,0 mg/L. A Organização Mundial de Saúde considera 1,5 mg/L o valor 
máximo permissível. A rigor, o consumo de água varia com a temperatura do local, 
devendo ser recomendadas as seguintes dosagens de fluoreto (Tabela 10.3): 
 
Tabela 10.3. Dosagens recomendadas de fluoreto. 
 
TEMPERATURA MÉDIA 
ANUAL DAS MÁXIMAS 
DIÁRIAS (C) 
LIMITES RECOMENDADOS DE 
FLUORETO (ppm) 
 INFERIOR ÓTIMO SUPERIOR 
10 - 12,1 0,9 1,2 1,7 
12,2 - 14,6 0,8 1,1 1,5 
14,7 - 17,7 0,8 1,0 1,3 
17,8 - 21,4 0,7 0,9 1,2 
21,5 - 26,3 0,7 0,8 1,0 
26,4 - 32,5 0,6 0,7 0,8 
 
 
Para o Brasil, que apresenta temperaturas elevadas, a dosagem 
recomendada é de 0,7 ppm. 
 
 
249 
249 
 
10.2.3. Determinação da concentração de fluoreto em águas 
 
Para a determinação de fluoreto, podem ser utilizados métodos 
colorimétricos. Existe o método de comparação visual empregando-se a alizarina, que 
forma complexo amarelo na presença de fluoreto. Pode-se também recorrer ao método 
do reagente SPADNS que, na presença de fluoreto, forma um complexo avermelhado 
que pode ser determinado por espectrofotometria. Existe ainda o método eletrométrico 
com eletrodo de íon seletivo para a determinação direta de fluoreto. 
 
 
10.2.4. Remoção de fluoreto 
 
Podem ocorrer águas naturais com níveis de fluoreto acima dos valores 
desejados para abastecimento público, bem como os efluentes industriais que os contém 
devem ser tratados antes do lançamento nas águas naturais. São disponíveis, para a 
remoção de fluoreto, processos à base de adsorção, empregando-se alumina ativada. 
Existe também o método da adsorção em farinha de osso, que pode produzir bons 
resultados com vantagens econômicas. A precipitação com cálcio pode resolver o 
problema apenas parcialmente, sendo usado geralmente associada a outros processos. 
Recentemente, tem-se recomendado o emprego da osmose reversa que, além de 
eficiente, permite a recuperação do fluoreto para uso em outros sistemas de 
abastecimento de água. 
 
 
10.3. QUESTÕES PROPOSTAS 
 
1. Definir: a) demanda de cloro; b) cloro residual; c) cloro residual livre e d) cloro 
residual combinado. 
2. Com base no equilíbrio do ácido hipocloroso na água, o que pode ser dito sobre a 
influência do pH no processo de desinfecção com cloro residual livre? 
3. Explicar a evolução do processo de cloração de uma água contendo nitrogênio 
amoniacal. 
 
 
250 
250 
 
4. Dê exemplo de aplicações em saneamento que podem decorrer da ação oxidante do 
cloro. 
5. Em que casos típicos a pré-cloração de águas para abastecimento público é 
necessária e por que ela deve ser evitada? 
6. Que dificuldades podem ser esperadas na aplicação de cloro na desinfecção de 
esgotos sanitários? 
7. Por que a fluoretação de águas para abastecimento público deve ser um processo 
bem controlado? 
 
 
10.4. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
 
1. APHA, AWWA, WEF, “Standard Methods for the Examination of Water and 
Wastewater”. 20th ed. Washington. 2000. 
2. BERENHAUSER, A.H., “Remoção de fluoreto de águas para abastecimento 
público através do processo de osmose reversa”. Faculdade de Saúde Pública 
da USP, 2000. 
3. CETESB, “Técnicas de Abastecimento e Tratamento de Águas – Volume II”. 
CETESB/ASCETESB. 2ª ed. 1988. 
4. KATO, M.T., “Cloro Residual”. Curso Qualidade da Água, do Ar e do Solo. Escola 
de Engenharia Mauá. São Caetano do Sul/SP, 1983. 
5. KATO, M.T., “Fluoretos”. Curso Qualidade da Água, do Ar e do Solo. Escola de 
Engenharia Mauá. São Caetano do Sul/SP, 1983. 
6. MINISTÉRIO DA SAÚDE, “Portaria 518/2004. Controle e Vigilância da Qualidade 
da Água para Consumo Humano e seu Padrão de Potabilidade”. Brasília, 
Fundação Nacional da Saúde, 2004. 
7. POVINELLI, J., Curso “Técnicas Experimentais em Saneamento Ambiental”, do 
Curso de Pós-Graduação em Engenharia Hidráulica e Saneamento. Escola de 
Engenharia de São Carlos – USP, 1979. 
8. ROCHA, A.A., “Efeitos dos poluentes encontrados nos efluentes de uma 
galvanoplastia”. REVISTA DAE nº 130 (42): 89-93, 1982. 
 
 
251 
251 
 
9. SAWYER, C.N., Mc CARTY, P.L. e PARKIN, G.F. “Chemistry for Environmental 
Engineering”, Mc Graw-Hill International Editions. Civil Engineering Series, 
4th ed., 1994. 
CAPÍTULO 11 
 
OXIGÊNIO DISSOLVIDO E MATÉRIA ORGÂNICA EM ÁGUAS 
 
 
11.1. OXIGÊNIO DISSOLVIDO EM ÁGUAS ............................................................................ 253 
11.1.1. Fontes de oxigênio nas águas ............................................................................ 253 
11.1.2. Importância nos estudos de controle de qualidade das águas .......................... 256 
11.1.3. Determinação da concentração de oxigênio dissolvido em águas ..................... 257 
 
11.2. MATÉRIA ORGÂNICA EM ÁGUAS ................................................................................. 260 
11.2.1. Fontes de matéria orgânica nas águas naturais ................................................. 260 
11.2.2.Histórico das medidas de concentração de matéria orgânica em águas ........... 262 
11.2.3. Demanda bioquímica de oxigênio - DBO............................................................ 263 
11.2.3.1. Conceito ................................................................................................... 263 
11.2.3.2. Importância nos estudos de controle de qualidade das águas ................ 264 
11.2.3.3. Considerações sobre a determinação de DBO ....................................... 266 
11.2.3.4. Modelo cinético da reação de DBO ......................................................... 270 
11.2.4. Demanda química de oxigênio - DQO ................................................................ 279 
11.2.4.1. Conceito ................................................................................................... 279 
11.2.4.2. Importância nos estudos de controle de qualidade das águas ................ 280 
11.2.4.3. Determinação da DQO ............................................................................. 281 
11.2.5. Carbono orgânico total ........................................................................................ 285 
11.2.6. Demanda teórica de oxigênio ............................................................................. 285 
11.2.7. Remoção de matéria orgânica das águas .......................................................... 286 
 
11.3. QUESTÕES PROPOSTAS .............................................................................................. 288 
 
11.4. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS ................................................................................. 290 
 
 253 
CAPÍTULO 11 
 
 
OXIGÊNIO DISSOLVIDO E MATÉRIA ORGÂNICA EM ÁGUAS 
 
 
11.1. OXIGÊNIO DISSOLVIDO EM ÁGUAS 
 
11.1.1. Fontes de oxigênio nas águas 
 
O oxigênio se dissolve nas águas naturais proveniente da atmosfera, 
devido à diferença de pressão parcial. Este mecanismo é regido pela Lei de Henry, que 
define a concentração de saturação de um gás na água, em função da temperatura: 
CSAT = .pgás 
onde  é uma constante que varia inversamente proporcional à temperatura e pgás é a 
pressão exercida pelo gás sobre a superfície do líquido. No caso do oxigênio, 
considerando-o como constituinte de 21% da atmosfera, pela lei de Dalton, a pressão 
exercida é de 0,21 atm. Para 20C, por exemplo,  é igual a 43,9 e portanto a 
concentração de saturação de oxigênio em uma água superficial é igual a 43,9 x 0,21 = 
9,2 mg/L. 
É muito comum em livros de química, a apresentação de tabelas de 
concentrações de saturação de oxigênio em função da temperatura, da pressão e da 
salinidade da água. Na Tabela 11.1, apresentam-se alguns valores para a pressão de 760 
mmHg. 
 
 
 254 
Tabela 11.1. Concentração de saturação de oxigênio dissolvido em águas 
em função da temperatura e salinidade (à pressão de 760 
mmHg). 
 
 TC 
CONCENTRAÇÃO DE NaCl (mg/L) 
 0 10.000 20.000 
5 12,8 11,4 10,0 
10 11,3 10,1 9,0 
15 10,2 9,1 8,1 
20 9,2 8,3 7,4 
25 8,4 7,6 6,7 
30 7,6 6,9 6,1 
Fonte: AGUDO (1) 
 
A taxa de introdução de oxigênio dissolvido em águas naturais através da 
superfície, depende das características hidráulicas e é proporcional à velocidade, sendo 
que a taxa de reaeração superficial em uma cascata é maior do que a de um rio de 
velocidade normal, que por sua vez apresenta taxa superior à de uma represa, onde a 
velocidade normalmente é bastante baixa. 
Outra fonte importante de oxigênio nas águas é a fotossíntese de algas. 
Este fenômeno ocorre em maior extensão em águas poluídas ou, mais propriamente, em 
águas eutrofizadas, ou seja, aquelas em que a decomposição dos compostos orgânicos 
lançados levou à liberação de sais minerais no meio, especialmente os de nitrogênio e 
fósforo que são utilizados como nutrientes pelas algas. 
Esta fonte não é muito significativa em rios nos trechos iniciais à jusante 
de lançamentos pontuais de esgotos. A turbidez e a cor elevadas dificultam a penetração 
dos raios solares e apenas poucas espécies resistentes às condições severas de poluição 
conseguem sobreviver. A contribuição fotossintética de oxigênio só é expressiva após 
grande parte da atividade bacteriana na decomposição de matéria orgânica ter ocorrido, 
bem como após terem se desenvolvido os protozoários que, além de decompositores, 
consomem bactérias clarificando as águas e permitindo a penetração de luz. 
Este efeito pode “mascarar” a avaliação do grau de poluição de uma 
água, quando se toma por base apenas a concentração de oxigênio dissolvido. Sob este 
aspecto, águas poluídas são aquelas que apresentam baixa concentração de oxigênio 
 255 
dissolvido (devido ao seu consumo na decomposição de compostos orgânicos), 
enquanto que as águas limpas apresentam concentrações de oxigênio dissolvido 
elevadas, chegando até a um pouco abaixo da concentração de saturação. No entanto, 
uma água eutrofizada pode apresentar concentrações de oxigênio bem superiores a 10 
mg/L, mesmo em temperaturas superiores a 20C, caracterizando uma situação de 
supersaturação. Isto ocorre principalmente em lagos de baixa velocidade, onde chegam 
a se formar crostas verdes de algas à superfície. 
Nas lagoas de estabilização fotossintéticas, usadas para o tratamento de 
esgotos, recorre-se a esta fonte natural de oxigênio para a decomposição da matéria 
orgânica pelos microrganismos heterotróficos que, por sua vez, produzem gás carbônico 
que é matéria prima para o processo fotossintético. Esta simbiose pode ser representada 
pelo esquema da Figura 11.1: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 11.1. Simbiose entre bactérias e algas em lagoas de estabilização. 
Fonte: JORDÃO e PESSOA (1982) 
 
Existem outros processos de tratamento de esgotos em que a aeração do 
meio é feita artificialmente, empregando-se aeradores superficiais eletro-mecânicos ou 
máquinas sopradoras de ar em tubulações contendo difusores para a redução do 
tamanho das bolhas. Novos sistemas de aeração vêm sendo continuamente 
desenvolvidos. São utilizados também processos em que, ao invés de aeração, introduz-
se oxigênio puro diretamente no reator biológico. 
 
 256 
11.1.2. Importância nos estudos de controle de qualidade das 
águas 
 
O oxigênio dissolvido é o elemento principal no metabolismo dos 
microrganismos aeróbios que habitam as águas naturais ou os reatores para tratamento 
biológico de esgotos. Nas águas naturais, o oxigênio é indispensável também para 
outros seres vivos, especialmente os peixes, onde a maioria das espécies não resiste a 
concentrações de oxigênio dissolvido na água inferiores a 4,0 mg/L. É, portanto, um 
parâmetro de extrema relevância na legislação de classificação das águas naturais, bem 
como na composição de índices de qualidade de águas (IQAs). No IQA utilizado no 
Estado de São Paulo pela CETESB, a concentração de oxigênio dissolvido é um 
parâmetro que recebe uma das maiores ponderações. 
A concentração de oxigênio dissolvido é também o parâmetro 
fundamental nos modelos de autodepuração natural das águas. Nestes modelos, são 
balanceadas as entradas e saídas de oxigênio em função do tempo nas massas líquidas, 
de modo a prever-se sua concentração em seus diversos pontos, o que pode ser 
utilizado, por exemplo, para se estimar as eficiências necessárias na remoção de 
constituintes orgânicos biodegradáveis pelas estações de tratamento de esgotos a serem 
construídas. 
A determinação da concentração de oxigênio dissolvido em águas é 
também imprescindível para o desenvolvimento da análise da DBO, demanda 
bioquímica de oxigênio, que representa o potencial de matéria orgânica biodegradável 
nas águas naturais ou em esgotos sanitários e muitos efluentes industriais. Em última 
instância, este teste bioquímico empírico se baseia na diferença de concentrações de 
oxigênio dissolvido em amostras integrais ou diluídas, durante um período de incubação 
de 5 dias a 20C.