APOSTILA NATURAIS UNIMINAS 25

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FINLAYSON-PITTS, B. J. & PITTS, J. N. Chemistry of the Upper and Lower 
Atmosphere: Theory, Experiments and Applications, Academic Press, 969p., 1999. 
HOBBS, P. Introduction to Atmospheric Chemistry. Cambridge University Press, 276p., 
2000. 
QUÍMICA DAS ÁGUAS NATURAIS 
 
 
 
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Sumário 
 
QUÍMICA DAS ÁGUAS NATURAIS .............................................................. 1 
NOSSA HISTÓRIA .......................................................................................... 3 
INTRODUÇÃO ................................................................................................ 4 
PERSPECTIVA GLOBAL ................................................................................ 5 
IRRIGAÇÃO .................................................................................................. 10 
AQUÍFEROS .................................................................................................. 13 
OCEANOS ...................................................................................................... 16 
ÁGUA COMO SOLVENTE E COMO MEIO BIOLÓGICO ........................... 19 
PROPRIEDADES ÚNICAS DA ÁGUA ......................................................... 20 
Ligações de hidrogênio ................................................................................ 20 
Clatratos e a miscibilidade em água ............................................................. 23 
ÁCIDOS, BASES E SAIS ............................................................................... 27 
Íons, autoionização e pH .......................................................................... 27 
Ácidos e bases fracos .............................................................................. 30 
ÁCIDOS E BASES CONJUGADOS; TAMPÕES ........................................... 31 
ÁGUA NA ATMOSFERA: CHUVA ÁCIDA ................................................. 33 
REFERÊNCIAS .............................................................................................. 35 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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3 
 
 
 
 
 
 
 
NOSSA HISTÓRIA 
 
 
A nossa história inicia com a realização do sonho de um grupo de empre-
sários, em atender à crescente demanda de alunos para cursos de Graduação 
e Pós-Graduação. Com isso foi criado a nossa instituição, como entidade ofere-
cendo serviços educacionais em nível superior. 
A instituição tem por objetivo formar diplomados nas diferentes áreas de 
conhecimento, aptos para a inserção em setores profissionais e para a partici-
pação no desenvolvimento da sociedade brasileira, e colaborar na sua formação 
contínua. Além de promover a divulgação de conhecimentos culturais, científicos 
e técnicos que constituem patrimônio da humanidade e comunicar o saber atra-
vés do ensino, de publicação ou outras normas de comunicação. 
A nossa missão é oferecer qualidade em conhecimento e cultura de forma 
confiável e eficiente para que o aluno tenha oportunidade de construir uma base 
profissional e ética. Dessa forma, conquistando o espaço de uma das instituições 
modelo no país na oferta de cursos, primando sempre pela inovação tecnológica, 
excelência no atendimento e valor do serviço oferecido. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
4 
 
 
 
 
INTRODUÇÃO 
 
A hidrosfera corresponde ao sistema de águas presentes na superfície e 
no subsolo do planeta e está distribuída entre oceanos, mares, rios, lagos, nu-
vens (na forma de vapor), geleiras, aquíferos, lençóis freáticos etc. Toda essa 
água está em constante movimento, conforme demonstrado no ciclo hidrológico 
representado na Figura 1. Essa circulação, embora contínua, pode apresentar 
diferentes escalas de mudanças no espaço e no tempo. Isso significa que há 
processos rápidos e processos longos, os quais podem durar milhões de anos 
(Wicander; Monroe, 2009). 
 
Figura 1: Ciclo hidrológico 
 
Fonte: Guilherme Caprigliono, adaptado de Ambiente Brasil, 2017 
 
O aumento populacional, a exploração e o desperdício de água em escala 
mundial vêm intensificando a escassez em algumas regiões onde sua distribui-
ção já é naturalmente vulnerável em razão do clima árido ou semiárido. Atual-
mente, a falta de recursos hídricos atinge milhares de pessoas e representa um 
dos problemas socioambientais mais graves do século XXI. Estima-se que cerca 
de 40% da população mundial já sofra com o déficit de água para consumo do-
méstico. No Brasil, a crise no sistema de abastecimento expõe as megalópoles 
 
 
 
5 
a programas de racionamento da água, a exemplo do que ocorre na cidade de 
São Paulo e na sua região metropolitana, atendidas pelos reservatórios do Can-
tareira 
e do Alto Tietê (Jacobi, 2009). 
O desperdício de água gera impactos ambientais significativos, conforme 
estudamos no capítulo anterior. A irrigação é um fator de grande consumo de 
água, que depende de manejos e de técnicas adequadas. Observe, no primeiro 
infográfico da Figura 2.13, o uso concentrado de água no setor agropecuário do 
Brasil. No caso do consumo doméstico, o segundo infográfico indica a desigual-
dade no consumo mundial. 
 
PERSPECTIVA GLOBAL 
 
Vivemos, literalmente, no mundo das águas. Todos os seres vivos depen-
dem incondicionalmente de um suprimento de água. As reações bioquímicas de 
cada célula viva ocorrem em solução aquosa; ela é o meio de transporte para os 
nutrientes de que uma célula necessita e para os resíduos que excreta. A água 
é abundante na superfície do planeta, mas cerca de 97% dela está nos oceanos, 
onde é salgada demais para consumo humano ou de outras criaturas terrestres. 
Todos os dias, porém, os raios solares destilam uma grande quantidade de água 
que retorna à superfície sob a forma de chuva. O volume de chuva que cai sobre 
o solo é proporcionalmente maior do que sobre os oceanos, fornecendo um su-
primento contínuo de água doce. Costumamos tratar a água como se ela fosse 
grátis e, de certa forma, assim podemos considerá-la – um subproduto do 
enorme fluxo de energia solar sobre a Terra. O ciclo hidrológico responde por 
aproximadamente metade da energia solar absorvida pela superfície terrestre. 
A Figura 2 ilustra a movimentação e o armazenamento global de água. 
Anualmente, 111.000 km3 de água caem sobre o solo e 70.000 km3 retornam à 
atmosfera por meio da evaporação das superfícies úmidas e da transpiração das 
plantas; esses dois processos são conjuntamente chamados de evapotranspira-
ção. O restante, 41.000 km3, compõe-se do processo de escoamento superficial 
(runoff), fenômeno pelo qual a água da chuva escorre sem infiltração até chegar 
 
 
 
6 
aos oceanos. Se o escoamento superficial fosse igualmente distribuído, fornece-
ria a cada pessoa 6.760 m3 de água doce por ano (população-base de 2000). 
Mas, evidentemente, a distribuição não é igualitária. Em alguns continentes 
chove mais do que em outros; e a variação no âmbito de cada continente é ainda 
maior. O escoamento superficial por km2 de área terrestre na América do Sul, 
por exemplo, é quatro vezes maior do que na África, e no continente africano o 
escoamento superficial por km2 no Congo é 12 vezes maior do que no Quênia. 
O volume de água extraído para consumo humano é muito menor do que 
o escoamento superficial total, com média aproximada de 8% no mundo, em-
bora, em alguns países, a fração seja consideravelmente mais alta. A água serve 
a vários usos: beber, cozinhar, lavar, transportar resíduos, resfriar máquinas e 
irrigar colheitas. Como se poderia esperar, os padrões de uso dependem do nível 
de desenvolvimento econômico de uma região (veja as tabelas 1 e 2). O con-
sumo per capita de água varia amplamente; as médias continentais vão de 1.374 
m3 por ano na América do Norte a 181 m3 por ano na África. No Canadá e naPolônia, três quartos da utilização de água destinam-se a fins industriais e de 
geração de energia, e cerca de um décimo vai para a agricultura; na maioria dos 
países em desenvolvimento, esses percentuais se invertem. É interessante ob-
servar que, na Europa, o consumo per capita de 626 m3 por ano é menos da 
metade que o da América do Norte, apesar das condições econômicas seme-
lhantes. 
 
Figura 2: O ciclo global da água. Os números estão em km3 para os re-
servatórios de água e em km3/ano para os fluxos 
 
 
 
7 
 
Fonte: Figura obtida de Schlesinger, William H., “The Global Water Cycle”, Biogeo-
chemistry: an analysis of global change. Copyright 1991 by Academic Press. Reprodução auto-
rizada pelo editor. 
 
Tabela 1: Abastecimento e extração anual de água para continentes e 
vários países 
 
 
 
8 
 
* O total de extração de água refere-se a vários anos, entre 1980 e 1995, conforme da-
dos fornecidos pelo WRI (World Resources Institute – 1999). 
† Refere-se ao suprimento de água per capita: Excedente de água: >10.000 m3/capita 
Problemas em potencial no gerenciamento de recursos hídricos: >2.000 m3/capita <10.000 
m3/capita Crise de água: >1.000 m3/capita < 2.000 m3 capita 
‡ Inclui América Central 
Fontes: Dados demográficos referentes a meados de 2000, conforme relatados no Po-
pulation Reference Bureau (2000), 2000 World Population Data Sheet, Washington, DC. Outros 
dados obtidos do World Resources Institute (em colaboração com United Nations Environment 
Programme e United Nations Development Programme) (1999). World Resources 1998-1999 
(Oxford, UK: University Press). 
 
 
 
 
 
 
 
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Tabela 2: Uso da água em continentes e países 
 
* Inclui América Central 
† Estimativas setoriais de extração referentes a 1987 
Fonte: World Resources Institute (em colaboração com United Nations Environment 
Programme e United Nations Development Programme) (1999). World Resources 1998-1999 
(Oxford, UK: University Press). 
 
Muitas pessoas ao redor do mundo sofrem de falta crônica de água para 
necessidades pessoais. Em muitos locais, os aquíferos de água doce estão 
exaurindo-se mais rapidamente do que podem ser reabastecidos. Os reservató-
rios locais podem ser insuficientes, principalmente nos períodos de seca. Os re-
cursos hídricos são mais comprometidos ainda pela expansão demográfica; por 
exemplo, a menos que o suprimento de água na África e na Ásia aumente con-
sideravelmente, prevê-se que a expectativa de crescimento populacional colo-
cará ambos os continentes sob ‘crise de água’ (veja observações na Tabela 1) 
até 2025. 
Além disso, a qualidade da água é tão importante como a quantidade. A 
água em muitas regiões está contaminada em consequência da falha em separar 
os efluentes do abastecimento de água. A propagação de doenças pela água 
continua a ser um dos flagelos da humanidade. Em muitas partes do mundo, a 
necessidade crucial de água limpa é quase sempre negligenciada. 
 
 
 
10 
 
IRRIGAÇÃO 
 
No mundo todo, a agricultura é responsável pela maior parte do uso da 
água, 69%, e a demanda agrícola cresce com o crescimento da população (veja 
a Figura 3). Grandes suprimentos de água são necessários à agricultura porque 
as plantas em crescimento transpiram rapidamente. Para capturar o CO2 atmos-
férico, as folhas estão estruturadas para uma eficaz troca gasosa (veja a Figura 
4). Essa troca ocorre em poros minúsculos, denominados estomas; as células 
nos estomas absorvem CO2 e liberam O2 durante a fotossíntese. Enquanto os 
estomas estão abertos, o vapor d’água também é liberado. As plantas podem 
conservar água fechando os estomas (em períodos de seca, por exemplo), mas, 
ao fazerem isso, cortam o suprimento de CO2. Além disso, à medida que as 
sementes se desenvolvem, a área da folha se expande até chegar a aproxima-
damente três vezes a área de superfície do solo abaixo; a quantidade de água 
perdida na transpiração excede àquela perdida pela evaporação. Como a troca 
gasosa torna inevitável a evaporação nas células úmidas, a fotossíntese sempre 
vem acompanhada por abundante transpiração. O volume de água exigido para 
se produzir um alqueire (equivale a 25 kg) de milho, por exemplo, equivale a 
5.400 galões (20 m3). Além disso, a agricultura utiliza mais água do que a ne-
cessária ao crescimento das plantas, porque grande parte dela escoa ou eva-
pora antes mesmo de chegar às plantas. Estima-se em somente 37% a taxa de 
eficiência média global da irrigação. 
 
Figura 3: Uso global de água, de 1900 a 2025 
 
 
 
 
11 
Fonte: I.A. Shiklomanov (ed.) World water resources at the beginning of the 21 st Cen-
tury. St. Petersburg, Russia: State Hydrological Institute/UNESCO, 1999. 
 
Figura 4: Troca gasosa nos estomas das folhas e perda de água por 
meio da transpiração 
 
 
As novas tecnologias de irrigação podem incrementar substancialmente 
esse percentual. Por exemplo, a irrigação por gotejamento, que envolve uma 
rede de tubos plásticos perfurados instalados diretamente sobre ou sob a super-
fície, pode atingir uma taxa de eficiência de até 95%, porque a água é levada 
diretamente às raízes das plantas. Além disso, a irrigação por gotejamento pode 
melhorar a produtividade do cultivo porque evita a saturação do solo com água, 
que pode lixiviar os nutrientes do solo e danificar as raízes durante a subse-
quente secagem do solo. Uma alternativa à irrigação por gotejamento é um sis-
tema recém-projetado de aspersão, que distribui água em pequenas doses um 
pouco acima da superfície do solo. Esse sistema é especialmente eficaz no cul-
tivo de grãos. 
Um importante avanço no que se refere à conservação de água é o nive-
lamento preciso do terreno, utilizando-se um método guiado por laser para alisar 
o solo. A água escoa muito mais vagarosamente quando o terreno está nivelado. 
Estima-se que a economia de água por nivelamento a laser de terras cultiváveis 
na região central do Arizona na década de 1980 foi equivalente a todo o abaste-
cimento de água do meio milhão de habitantes da cidade de Tucson. Finalmente, 
 
 
 
12 
o monitoramento detalhado do clima, combinado com novas tecnologias assisti-
das por computador, pode fornecer estimativas contínuas aos fazendeiros sobre 
a real necessidade de água de suas plantações, melhorando assim cada vez 
mais a eficiência do sistema de irrigação. 
A maioria dos fazendeiros em qualquer parte do mundo não possui nem 
o capital nem as condições de manutenção necessários à implementação de 
sistemas avançados de irrigação. Entretanto, melhorias tecnológicas contínuas 
estão reduzindo os custos. Por exemplo, a instalação de um sistema de irrigação 
por gotejamento pode custar até 2.500 dólares por hectare, mas uma empresa 
de Denver desenvolveu um método de gotejamento ideal para pequenas fazen-
das ao custo acessível de 250 dólares por hectare. Testes de campo estão sendo 
realizados no Nepal e na Índia. As informações climáticas não são necessaria-
mente caras; e o International Water Management Institute, no Sri Lanka, desen-
volveu uma ferramenta computadorizada para planejamento de irrigação e culti-
vos, que integra as informações de uma rede mundial de estações climáticas. 
Melhorar a eficiência do sistema de irrigação é importante não só para a 
conservação de água em si, mas também para minimizar os problemas causa-
dos pelo uso excessivo de água para fins de irrigação. Uma série de distúrbios 
ecológicos está relacionada à construção de represas, diques e barragens que 
são necessários para canalizar as águas superficiais para irrigação. Esses des-
vios no fluxo das correntezas afetam a capacidade dos rios de sustentar a mi-
gração de peixes, filtrar os poluentes por meio das áreas alagadas e levar lodo 
fértil a terras agriculturáveis em planícies aluviais. A extensão dessas constru-
ções poderá ser restringida, se a irrigação for usada de modo mais eficiente.A melhoria na eficiência também reduz a salinização, uma condição em 
que os sais se acumulam no solo, chegando a inibir o crescimento das plantas e 
a comprometer a produtividade das culturas. Sais são uma consequência natural 
da neutralização dos minerais do solo pela chuva e acompanham a água da 
chuva conforme ela escoa. Quando essa água é destinada às plantações, os 
sais permanecem depositados enquanto a água é transpirada e evaporada. A 
menos que haja boa drenagem, os sais se acumularão no solo com o passar do 
tempo. A drenagem tem velocidade diminuída quando se aplica a água da irri-
gação em quantidade excessiva, elevando o nível d’água. Eliminar o excesso, 
 
 
 
13 
fornecendo somente o que a planta precisa, pode eliminar a salinização. O pro-
blema é generalizado, principalmente em regiões áridas, onde a evaporação é 
rápida. A salinização afeta 23% das terras irrigadas nos Estados Unidos, inclu-
indo dois terços das áreas irrigadas na bacia inferior do rio Colorado. De modo 
análogo, a parcela mundial de terras irrigadas afetadas pela salinização é esti-
mada em 21%, com percentuais bem mais elevados em áreas secas irrigadas. 
 
AQUÍFEROS 
 
Uma parte da água da chuva que escoa pelo processo de escoamento 
superficial é levada pelas águas superficiais diretamente para o oceano, mas a 
maior parte que cai no solo é lixiviada através das camadas permeáveis de rocha 
e é armazenada como aquífero, em aquíferos. Ali, a hidrosfera entra em estreito 
contato com a litosfera. Os poços escavados até esses aquíferos suprem uma 
parcela substancial da água destinada ao consumo humano. 
Há problemas específicos relacionados ao uso dos aquíferos. Um deles 
consiste simplesmente no bombeamento excessivo: o ritmo de extração da água 
dos poços é geralmente mais intenso do que o ritmo de reabastecimento do 
aquífero pelas águas superficiais. Essa prática pode se estender por um período, 
se o aquífero for grande, porém, cedo ou tarde, a capacidade de armazenamento 
é ultrapassada e os poços secam. Aumentar a profundidade dos poços, à me-
dida que o nível d’água baixa, pode ampliar o suprimento, mas também os custos 
de bombeamento. Em algumas áreas da região de High Plains, nos Estados 
Unidos (uma faixa de estados que se estende ao sul, de Montana e Dakota do 
Norte até o Texas), fazendas estão sendo abandonadas com o incremento dos 
custos de bombeamento para fins de irrigação. Sob essa área está o aquífero 
de Ogallala, o maior reservatório de aquíferos no mundo, que fornece água para 
irrigação de plantações de trigo, milho, sorgo e algodão. Entretanto, o nível 
d’água caiu em mais de 30 metros, e em algumas áreas a extração ocorre até 
40 vezes mais rapidamente do que o reabastecimento. 
Outras dificuldades podem resultar da exploração abusiva dos aquíferos. 
Em alguns casos, a perda de pressão do fluido pode levar à subsidência dos 
 
 
 
14 
solos sobrejacentes. Sumidouros podem aparecer repentinamente, quando gru-
tas de calcário subjacentes desmoronam após se extrair a água delas. Durante 
uma seca em 1981, na Flórida, um sumidouro apareceu na cidade de Winter 
Park e engoliu uma casa, duas lojas, uma rua com vários carros e uma piscina 
comunitária. 
Nas áreas litorâneas, os aquíferos entram em contato com os oceanos. O 
fluxo de água doce bloqueia a passagem de água salgada, mas, quando a água 
doce é bombeada até se esgotar, a água salgada pode invadir e contaminar os 
poços. A invasão de água salgada ocorreu em áreas costeiras da Flórida, Loui-
siana, Texas, Califórnia, Washington e nos estados do nordeste e do médio 
atlântico. Em regiões secas como nos estados do sudoeste norte-americano, a 
queda no nível d’água pode secar os rios durante a maior parte do ano, ocasio-
nando a perda de animais e plantas nativas. 
Outro problema generalizado é a contaminação da água dos poços pelo 
solo circundante. Os solos possuem grande capacidade de absorver contami-
nantes e podem, na verdade, servir como um filtro eficaz. Entretanto, quando 
essa capacidade é ultrapassada, os contaminantes penetram nos aquíferos. Os 
micróbios patogênicos são a principal causa de preocupação, mas uma série de 
contaminantes químicos também pode afetar a água dos poços. Nas áreas ru-
rais, pesticidas e herbicidas aplicados no solo podem vir a atingir os poços de 
água potável. O herbicida atrazina, moderadamente solúvel em água, é um con-
taminante comum dos suprimentos das águas de poços e dos aquíferos. Além 
disso, os poços em áreas agrícolas geralmente possuem elevados níveis do íon 
nitrato, resultante da lixiviação de fertilizantes. 
Nas áreas urbanas, os aquíferos são contaminados por escoamento da 
água das chuvas pelas ruas e por derramamentos e vazamentos de contami-
nantes, especialmente os vazamentos de tanques de armazenamento subterrâ-
neo. Os tanques subterrâneos para armazenamento de petróleo e gasolina são 
numerosos; e a corrosão produz vazamentos com o decorrer do tempo. A baixa 
solubilidade do petróleo em água limita a extensão da contaminação, porém os 
aditivos solúveis podem causar problemas consideráveis. O exemplo recente 
mais notório é a contaminação generalizada de poços urbanos nos Estados Uni-
dos com o aditivo de gasolina metil-terc-butil-éter (MTBE). O MTBE foi adicio-
 
 
 
15 
nado à gasolina para combater a poluição atmosférica, porém está sendo remo-
vido em alguns estados porque foi detectada sua presença em concentrações 
consideráveis em muitos poços. Em Santa Monica, na Califórnia, os poços que 
abastecem 50% da água potável da cidade tiveram de ser desativados por causa 
da contaminação por MTBE. O MTBE possui alta solubilidade na água e so-
mente se degrada lentamente pela ação dos micróbios no solo, podendo, por-
tanto, se deslocar a uma grande distância do local de um vazamento. 
A extração abusiva exacerba o problema da contaminação, porque parte 
do contaminante é carregada pelo fluxo natural dos aquíferos. Quanto maior a 
velocidade do bombeamento, maior a parcela do contaminante a ser capturada 
pelo poço. No caso de Santa Monica, a velocidade do bombeamento na época 
em que se constatou a contaminação por MTBE era aproximadamente o dobro 
do fluxo natural através do aquífero de 2 km de largura drenado pelos poços da 
cidade, de modo que todo o material vazado no raio de 1 km dos poços teria sido 
capturado. 
Finalmente, observamos que nem todos os contaminantes nos poços são 
de origem antropogênica. Em alguns casos, a formação rochosa que retém o 
aquífero pode lixiviar os minerais tóxicos para dentro d’água. O arsênio pode 
atingir níveis tóxicos em algumas regiões. Em Bangladesh, milhares de aldeões 
sofrem de envenenamento por arsênio como uma trágica consequência da per-
furação de poços tubulares destinados, ironicamente, a abastecê-los com água 
limpa. 
Um problema menos grave, porém, disseminado, é a presença de alto 
teor de ferro nas águas dos poços. O ferro é um dos principais componentes de 
rochas e solos, mas sua solubilidade é muito baixa, contanto que esteja no es-
tado oxidado (férrico). A solubilidade é bem mais elevada no estado reduzido 
(ferroso), e os teores de ferro são altos nos poços que extraem água com pouco 
oxigênio dissolvido. O ferro não é muito tóxico, mas a água fica com sabor me-
tálico e precipita ferrugem marrom conforme o ferro se oxida em contato com o 
ar. 
 
 
 
 
16 
 
OCEANOS 
 
Não só os oceanos contêm a maior parte da água do mundo, mas também 
cobrem a maior parte da superfície terrestre. Eles formam um enorme coletor 
solar; seu aquecimento solar impulsiona o ciclo hidrológico. As trocas energéti-
cas entre as águas oceânicas e a atmosfera constituem os principais determi-
nantes do clima; as variações na corrente oceânica podem exercer grande im-
pacto climático. Dessa forma, um deslocamento periódico no sentido norte da 
principal corrente tropical no Oceano Pacífico,conhecida como El Niño, altera 
temporariamente os padrões climáticos ao redor do globo. 
As correntes superficiais dos oceanos seguem um padrão circular (veja a 
Figura 5), movidas por ventos tropicais que sopram do leste para o oeste em 
uma faixa equatorial. Quando as correntes chegam ao continente, elas se sub-
dividem, movendo-se para o norte e para o sul nos respectivos hemisférios. Em 
decorrência da rotação da Terra, a circulação em torno de cada bacia oceânica 
ocorre no sentido horário no Hemisfério Norte e no sentido anti-horário no He-
misfério Sul. Por causa do mar aberto em torno da Antártica, também há uma 
corrente antártica que flui continuamente do oeste para o leste. 
 
Figura 5: Principais correntes nas águas superficiais dos oceanos do 
mundo 
 
 
 
17 
 
Fonte: J.A. Knauss (1978). Introduction to physical oceanography, Saddle River, NJ: 
Prentice Hall. Copyright © 1978. Reprodução autorizada por Pearson Education, Inc., Upper 
Saddle River, NJ. 
O aquecimento solar separa as águas superficiais das águas profundas 
do oceano por um gradiente de temperatura denominado termoclino. Como 
ocorre no caso de uma inversão térmica na atmosfera, há pouca mistura entre a 
camada quente, acima, e a camada fria, abaixo do termoclino, que se encontra 
entre 75 e 200 metros abaixo da superfície. Acima do termoclino, as águas são 
bem misturadas pela ação dos ventos e das ondas. A temperatura média é de 
18 °C acima do termoclino e 3 °C abaixo dele (vale lembrar que essa diferença 
térmica é a base dos métodos de extração de energia por meio dos dispositivos 
OTEC). 
As águas superficiais se resfriam à medida que se afastam do equador e 
acompanham as correntes; e o termoclino desaparece na região próxima aos 
pólos, permitindo que as águas superficiais se misturem às profundas. Além 
disso, a superfície se torna mais salina próximo aos pólos porque o congela-
mento da água elimina o sal. Como a densidade aumenta com o teor salino, há 
um movimento descendente das águas polares. Esse processo de subsidência 
nos polos produz correntes no oceano profundo que carregam a água de volta 
para os trópicos, onde ela aflora. Dessa forma, além da circulação das correntes 
superficiais movidas pelos ventos, há uma circulação vertical entre as águas su-
perficiais e as profundas, que se compara a uma correia transportadora (veja a 
 
 
 
18 
Figura 6). Em consequência da dependência do sal (haletos) bem como da tem-
peratura, essa correia transportadora é chamada de corrente termohalina. As 
águas profundas são ricas em nutrientes, graças à ‘chuva’ constante de organis-
mos em decomposição com origem na superfície. Consequentemente, há alta 
produtividade biológica nas regiões de afloramento, dando origem, por exemplo, 
a uma rica indústria da pesca ao longo de muitas costas tropicais. 
 
Figura 6: Rota da Corrente do Golfo e transferência de calor para o 
Norte da Europa. NADW significa ‘North Atlantic Deep Water’ (águas profundas 
do Atlântico Norte) 
 
Fonte: S. Rahmstorf (1997). “Risk of seachange in the Atlantic”, Nature, 388:825-826. 
Copyright© 1997 by Nature. Reprodução autorizada pela Nature e pelo autor do artigo. 
 
Há uma séria preocupação de que, se o aquecimento global persistir por 
tempo suficiente, uma ruptura da corrente termohalina ocorra, resultante do der-
retimento do gelo polar em quantidade suficiente para reduzir, ou até extinguir, 
 
 
 
19 
o gradiente de salinidade. As consequências para os ecossistemas oceânicos e 
terrestres podem ser graves. Em virtude da importância das correntes oceânicas 
para os fluxos de calor global, haveria grandes alterações nos padrões climáti-
cos. Por exemplo, o clima temperado desfrutado no Norte da Europa, apesar de 
sua alta latitude, se deve ao calor fornecido pela Corrente do Golfo.1 Se esse 
suprimento de calor diminuísse, o continente ficaria consideravelmente mais frio. 
 
ÁGUA COMO SOLVENTE E COMO MEIO BIOLÓGICO 
 
Ao considerarmos as questões relativas ao uso e à qualidade da água, é 
útil analisarmos os dois papéis distintos desempenhados por ela no meio ambi-
ente terrestre. Por um lado, a água é um extraordinário solvente; suas proprie-
dades moleculares inusitadas permitem que ela dissolva e transporte uma ampla 
gama de materiais. Por outro lado, a água abriga ecossistemas; um grande per-
centual da biosfera habita de alguma forma o meio aquático. Geralmente, defini-
mos a qualidade da água em termos da capacidade do meio aquático de susten-
tar a gama normal de espécies biológicas acompanhadas de seus processos 
bioquímicos. Evidentemente, essas duas perspectivas sobre a água se inter-re-
lacionam: os materiais dissolvidos na água afetam a condição de sustentar a 
vida e os processos biológicos dos ambientes aquáticos normalmente desempe-
nham um papel crucial em remover substâncias dissolvidas de águas contami-
nadas. 
Devemos observar essas duas perspectivas sobre a água seguindo o 
curso da água através do ciclo hidrológico. Da atmosfera ao solo, o aspecto do-
minante da água é a sua função como solvente. A água é quase pura quando 
penetra a atmosfera, mas imediatamente começa a interagir e formar soluções 
com outras substâncias. A água se condensa em nuvens por meio da nucleação 
das partículas atmosféricas, incluindo nitratos e sulfatos. A água atmosférica, 
seja nas nuvens ou na chuva, está em equilíbrio com outros componentes na 
atmosfera, principalmente o dióxido de carbono. 
Quando a chuva cai sobre a Terra, o número de interações aumenta con-
forme a água penetra o solo, onde ela absorve um número crescente de íons. 
Finalmente, a água e sua carga de materiais dissolvidos se acumulam nas águas 
 
 
 
20 
superficiais e nos oceanos; nesse ponto, a função da água como solvente é in-
tensificada por seu papel como ecossistema. O ponto mais crucial quando se 
trata da biosfera aquática é o potencial redox, determinado em grande parte pela 
quantidade de oxigênio dissolvido na água em relação aos nutrientes necessá-
rios à vida. O equilíbrio varia conforme o tempo e o local, ocasionando nichos 
ecológicos distintos em lagos de água doce, rios, áreas alagadas e oceanos. 
 
PROPRIEDADES ÚNICAS DA ÁGUA 
 
A água é a mais comum das substâncias e, no entanto, suas propriedades 
são únicas entre os compostos químicos. Talvez as mais notáveis sejam suas 
altas temperaturas de fusão e ebulição. A Tabela 3 relaciona os pontos de fusão 
e ebulição dos hidretos dos elementos desde o carbono até o flúor, na primeira 
fila da tabela periódica. Em comparação com os hidretos vizinhos, a água possui 
de longe os pontos de fusão e ebulição mais altos. Uma característica que torna 
a Terra singularmente apropriada à evolução da vida é sua temperatura de su-
perfície, que, na maior parte do planeta, fica dentro da faixa líquida da água. 
 
Tabela 3: Faixa líquida de temperatura da água e dos hidretos de ele-
mentos vizinhos no primeiro período 
 
 
 
Ligações de hidrogênio 
 
A alta temperatura necessária à ebulição implica que a água na forma 
líquida possui uma elevada energia de coesão; as moléculas se associam forte-
mente umas às outras. Uma fonte dessa coesão é o alto momento de dipolo da 
água (1,85 Debye1). As ligações O-H são altamente polares; a carga negativa 
se acumula na ponta do oxigênio e a carga positiva se acumula na ponta do 
hidrogênio. Os dipolos tendem a se alinhar, aumentando a energia de coesão. 
 
 
 
21 
Contudo, se a interação dipolo-dipolo fosse o único fator, o HF teria um 
ponto de ebulição mais alto do que a água, porque possui um momento dipolo 
mais elevado (1,91 Debye). A maior coesão da água deriva, também, da estru-
tura angular da molécula, com hidrogênio em cada ponta. A água é capaz de 
doar duas ligações de hidrogênio, uma de cada um de seus átomos de H, e 
aceita simultaneamente duas ligações de hidrogênio, uma para cada um dos 
paresisolados de elétrons no átomo de oxigênio. Desse modo, a água forma 
uma rede tridimensional de ligações de hidrogênio, e o HF, com somente uma 
posição de doador, está limitado a formar cadeias lineares de ligações de hidro-
gênio (veja a Figura 7). 
 
Figura 7: Ligação de hidrogênio linear em HF versus rede de ligações 
de hidrogênio em H2O 
 
 
A rede de ligações de hidrogênio da água é demonstrada de modo im-
pressionante pela estrutura do cristal de gelo, na qual cada molécula de água 
possui uma ligação de hidrogênio com quatro outras moléculas em anéis com 
seis membros interligados (veja a Figura 8). Esses anéis com seis membros pro-
duzem uma estrutura muito aberta, que é responsável por outra propriedade inu-
sitada da água, a expansão ao congelar. A maioria das substâncias se contrai 
na solidificação porque as moléculas ocupam mais espaço no estado líquido ca-
ótico do que no estado sólido compacto. O líquido continua a se expandir con-
forme se aquece, em consequência ao maior movimento das moléculas. Quando 
o gelo derrete, porém, a estrutura reticulada aberta sofre colapso e a densidade 
 
 
 
22 
aumenta. As redes com ligação de hidrogênio ainda existem, mas flutuam muito 
rapidamente, permitindo que as moléculas de água individuais se movam e se 
aproximem mais. Conforme a água na forma líquida é aquecida a partir de 0°C, 
a rede de ligações de hidrogênio é rompida mais ainda e a água líquida continua 
a contrair. Quando a temperatura chega aos 4 °C, a densidade da água líquida 
atinge o ponto máximo. À medida que a temperatura ultrapassa os 4 °C, a água 
se expande lentamente, refletindo o crescente movimento térmico. A menor den-
sidade do gelo em relação à água tem grande importância ecológica para os 
lagos e rios das zonas temperadas. Como o gelo do inverno flutua sobre a água, 
ele protege a vida aquática sob a superfície do clima inóspito acima dela. Se o 
gelo fosse mais denso do que a água, os lagos e rios congelariam de baixo para 
cima, criando condições árticas. 
 
Figura 8: A estrutura do cristal de gelo. Os círculos maiores e os círcu-
los menores representam os átomos de oxigênio e os átomos de hidrogênio, 
respectivamente. Os oxigênios com a mesma tonalidade estão no mesmo 
plano 
 
 
 
 
 
 
 
23 
Clatratos e a miscibilidade em água 
 
A capacidade que as moléculas de água têm de formar ligações de hidro-
gênio entre si é responsável pela existência dos clatratos cristalinos (também 
chamados de hidratos), compostos nos quais as moléculas de água podem se 
agrupar em torno de moléculas apolares, por meio da formação de arranjos or-
denados de ligações de hidrogênio. A estrutura do hidrato de xenônio, 
8Xe.46H2O, é mostrada na Figura 9. Os cristais consistem de arranjos de dode-
caedros formados com origem em 20 moléculas de água agrupadas por ligações 
de hidrogênio. No interior dos dodecaedros estão os átomos de Xe, ou moléculas 
apolares de tamanho semelhante, tais como o CH4 ou o CO2. Ao preencherem 
as lacunas, as moléculas hóspedes estabilizam a rede de ligação de hidrogênio 
dos clatratos. Os clatratos são estáveis sob temperaturas consideravelmente 
mais altas do que o ponto de fusão do gelo. Por exemplo, o hidrato de metano 
derrete a 18 °C em pressão atmosférica. A obstrução dos dutos de gás natural 
por hidrato de metano já foi um problema para a distribuição de gás. A solução 
consistiu em remover o vapor d’água antes que o gás fosse abastecido na tubu-
lação. 
 
Figura 9: A estrutura de um cristal de clatrato, o hidrato de xenônio; os 
átomos de xenônio ocupam cavidades (oito por unidade cúbica) em uma rede 
tridimensional com ligação de hidrogênio formada pelas moléculas de água (46 
por unidade cúbica) 
 
 
 
24 
 
 
Recentemente, passou a se constatar que os hidratos de metano ocorrem 
em ampla escala na natureza, principalmente nos sedimentos dos oceanos ou 
na camada ártica de permafrost. Os micróbios anaeróbios nos sedimentos ou 
nos pântanos decompõem a matéria orgânica em metano. Quando o metano é 
liberado na água circundante, ele forma o hidrato de metano, contanto que a 
temperatura seja suficientemente baixa e/ou a pressão seja suficientemente alta. 
A quantidade de metano armazenado em depósitos de hidrato é enorme; 
há muito interesse em seu uso como combustível. Sob a perspectiva de mu-
dança climática, entretanto, preocupa o fato de que grandes quantidades de me-
tano poderiam rapidamente ser liberadas na atmosfera, seja como resultado das 
atividades de mineração ou simplesmente pelo aquecimento da água do mar, 
ampliando dessa forma o efeito estufa, como aparentemente já ocorreu na his-
tória da Terra. 
A capacidade da água de formar redes estendidas de ligação de hidrogê-
nio em torno de moléculas apolares também explica por que óleo e água não se 
 
 
 
25 
misturam. As moléculas de água, na verdade, atraem as moléculas de hidrocar-
boneto; como indica a Tabela 4, a entalpia da dissolução em água é negativa 
para os hidrocarbonetos simples, significando que o contato molecular libera ca-
lor. 
 
Tabela 4: Energia livre, entalpia e entropia de solução em água líquida a 
298K 
 
Fonte: W. Kauzmann (1959). “Some factors in the interpretation of protein denatura-
tion”, Advances in Protein Chemistry, 14:1-63. 
 
A liberação de calor reflete uma força de atração criada pela interação 
entre a água e a molécula hóspede. No entanto, os valores da energia livre são 
positivos; a reação é desfavorecida por grandes variações negativas na entropia 
(ΔG = ΔH – TΔS). A entropia negativa implica que a mistura aumenta a ordem 
molecular, o que é consistente com as moléculas de água que se agregam em 
torno do soluto apolar, como ocorre nas estruturas de clatrato. Portanto, óleo e 
água não se misturam porque a tendência de agregação da água inibe essa 
mistura. 
Essa tendência de separação entre a água e as moléculas apolares é 
responsável por muitas estruturas biológicas importantes. Por exemplo, as pro-
teínas mantêm o formato na água ao se dobrarem de tal modo que os grupos 
alquila e arila, hidrofóbicos (‘medo da água’), dos aminoácidos se voltem para o 
interior, longe da água, e os grupos polares e carregados, hidrofílicos (‘amantes 
da água’), se voltem para o exterior, onde entram em contato com a água. De 
modo análogo, as membranas biológicas contêm duas camadas de moléculas 
 
 
 
26 
lipídicas (veja a Figura 10), mantendo as cadeias de hidrocarbonetos dos lipídios 
agregados sem contato com a água, no interior da dupla camada. 
 
Figura 10: (a) A estrutura hidrofílica-hidrofóbica de dupla camada de 
uma membrana biológica. (b) Estrutura molecular de uma molécula lipídica. 
 
 
 
 
A solubilidade das moléculas orgânicas na água aumenta quando elas 
possuem grupos funcionais capazes de formar ligações de hidrogênio com a 
água. Dessa forma, álcoois, éteres, ácidos, aminas e amidas são todos signifi-
cativamente solúveis em água, sendo que o grau de solubilidade depende do 
tamanho da cadeia de hidrocarboneto da molécula. Quanto menor for essa ca-
deia, maior a solubilidade. Os álcoois de cadeia curta, como o metanol e o etanol, 
 
 
 
27 
são completamente miscíveis com a água. O grupo –OH pode tanto doar quanto 
receber as ligações de hidrogênio com moléculas de água, fornecendo um forte 
estímulo à mistura. Os éteres não são completamente miscíveis, visto que o 
átomo de O pode receber, mas não doar uma ligação de hidrogênio. Entretanto, 
a solubilidade é consideravelmente intensificada pela possibilidade de fazer liga-
ção de hidrogênio, em relação à solubilidade de um hidrocarboneto comparável. 
Assim, a solubilidade do aditivo da gasolina, o MTBE (metil-terc-butil-éter) é igual 
a 4.700 mg/L, em comparação com somente 24 mg/l do hidrocarboneto equiva-
lente, o 2,2-dimetilbutano. Por isso o MTBE representa um contaminante bem 
mais alarmante dos aquíferos doque a gasolina à qual ele é adicionado. 
 
ÁCIDOS, BASES E SAIS 
 
Íons, autoionização e pH 
 
Outra propriedade única da água é a facilidade com que ela dissolve os 
compostos iônicos. As forças entre íons de carga contrária em um cristal são 
muito intensas; e sua ruptura consome muita energia. Isso pode ser observado 
no alto ponto de fusão de um cristal iônico, tal como o sal de mesa. Entretanto, 
o sal se dissolve prontamente em água, porque as moléculas de água solvatam 
fortemente tanto os íons positivos de sódio quanto os íons negativos de cloreto. 
As intensas forças interiônicas são substituídas pelas não menos intensas forças 
de solvatação. 
As intensas forças de solvatação originam-se do grande momento dipolo 
da água e de sua capacidade de formar ligações de hidrogênio. Os ânions inte-
ragem com a extremidade positiva do dipolo por meio das ligações de hidrogê-
nio, e os cátions interagem com a extremidade negativa por meio de ligações 
coordenadas dos pares de elétrons livres do oxigênio (veja a Figura 11.5). 
 
Figura 11: Solvatação de íons em água 
 
 
 
28 
 
 
Entre os íons que são estabilizados em água, encontram-se os íons de 
hidrogênio e hidróxido. Os ácidos fortes, como HCl, HNO3 e H2SO4, liberam íons 
H+ quando dissolvidos em água, e as bases fortes como NaOH ou KOH liberam 
OH–. Esses íons são especiais porque reagem entre si para formar a água: 
H+ + OH– ⇌ H2O 
A Equação acima é uma reação de neutralização; a base forte neutraliza 
o ácido forte e vice-versa. O inverso da reação é a autoionização; a água pode 
se ionizar porque os íons são estabilizados por outras moléculas de água. Essa 
reação inversa não se processa em grande escala; o ponto de equilíbrio da rea-
ção dada pela equação se situa bem à direita. No entanto, a autoionização é um 
fator essencial na química ácido-base porque estabelece a escala de forças de 
acidez e basicidade disponíveis em água. 
Diferentemente das reações na fase gasosa, as reações em solução 
aquosa são geralmente rápidas. As moléculas de água mantêm contínuo contato 
entre si; e as ligações de hidrogênio e as ligações coordenadas são rapidamente 
rompidas e restabelecidas. Existem alguns íons metálicos para os quais as liga-
ções coordenadas à água têm vida longa por razões eletrônicas especiais, como 
no íon complexo Cr(H2O)63+. Mas, para a maioria dos íons, as ligações são rom-
pidas e restabelecidas com muita rapidez, produzindo um ambiente de solvata-
ção média para o íon. Consequentemente, a extensão da reação é geralmente 
estabelecida pela constante de equilíbrio, em vez de pela cinética, mesmo que 
o ponto de equilíbrio se situe bem à direita ou à esquerda. Podemos usar a cons-
tante de equilíbrio experimentalmente determinada para calcular a extensão das 
reações com origem em várias condições de partida. Trata-se de uma capaci-
dade particularmente útil nas reações ácido-base, que são fundamentais à quí-
mica do ambiente aquoso. 
 
 
 
29 
pOH = –log[OH–] 
Se considerarmos a reação de autoionização [inverso da Equação]: 
H2O ⇌ H+ + OH– 
podemos escrever a expressão do equilíbrio como 
 
 
Vemos que [H+] e [OH–] são reciprocamente relacionados: 
[H+] = K[H2O]/[OH–] 
ou 
pH = –log K[H2O] – pOH 
 Em uma solução aquosa, a concentração das moléculas de água é es-
sencialmente constante; um litro de água pesa 1.000 g e contém 1.000/18 = 55,5 
mols (o peso adicional dos íons dissolvidos é uma pequena fração de 1.000 g, a 
menos que a solução esteja muito concentrada.) Portanto, é usual incluir (H2O) 
na constante de equilíbrio ‘efetiva’. Para o equilíbrio da autoionização, a cons-
tante efetiva, K(H2O), é chamada de Kw; seu valor experimental é igual a 10–14 
M2. Substituindo-se esse valor na equação, observamos que 
pH = 14 – pOH 
Em outras palavras, o equilíbrio da autoionização requer que pH e pOH 
somem 14. 
Na água pura, não há nenhuma fonte de H– ou OH– que não seja a reação 
de autoionização em si, que requer que um H+ seja produzido para cada OH–. 
Nesse caso, (H+) = (OH–); inserindo essa condição na expressão do equilíbrio 
temos 
[H+]2 = 10–14 M2 ou [H+] = 10–7 M 
Portanto, a reação da auto-ionização requer que a água pura tenha um 
pH igual a 7. Esse é também o pH de uma solução em que um ácido forte foi 
exatamente neutralizado por uma base forte. Um pH 7 define a neutralidade; os 
valores de pH abaixo de 7 são ácidos, e que os valores acima de 7 são básicos, 
ou alcalinos. 
 
 
 
 
30 
 
Ácidos e bases fracos 
 
Como a água dissolve tantas substâncias diferentes, o único local no meio 
ambiente em que se encontra água pura é no início do ciclo hidrológico, no vapor 
d’água. Até os pingos da chuva incluem outras substâncias; a formação da chuva 
no ar saturado é nucleado pelas partículas atmosféricas, principalmente nitratos 
e sulfatos. Além disso, a água na nuvem de vapor e nos pingos de chuva está 
em equilíbrio com outros componentes da atmosfera, principalmente o dióxido 
de carbono. Essas substâncias tendem a baixar o pH da água da chuva para 
bem abaixo da neutralidade. 
Os ácidos fortes transferem um próton completamente para a água, mas 
muitas substâncias ácidas mantêm o próton de forma mais ou menos persis-
tente; e a transferência para a água pode ser incompleta. Para um ácido gene-
ralizado, o HA, a extensão da transferência depende da constante de equilíbrio 
Ka para a reação de dissociação ácida: 
HA ⇌ H+ + A– 
Ka = [H+][A–]/[HA] 
Ka é, em geral, designado como a constante de acidez. Se Ka for pequena, 
somente uma pequena fração de HA será dissolvida, criando uma diferença con-
siderável entre a concentração de moléculas ácidas e a concentração de íons 
de hidrogênio. 
Portanto, uma solução de 0,1 M de ácido acético possui um pH próximo 
de 3.0. 
Se HA mantiver o seu próton de forma persistente, então o ânion A– apre-
sentará certa tendência a remover um próton da água. Desse modo, se um sal 
de A– for adicionado à água, a reação 
A– + H2O ⇌ HA + OH– 
que é chamada de hidrólise, ou uma reação de dissociação de base, ocor-
rerá até certo ponto. Como o OH– é produzido, o A– está atuando como uma 
base. Supondo-se que o equilíbrio não se situa completamente à direita, A– é 
uma base fraca. A constante de equilíbrio, chamada de constante de basicidade, 
é 
Kb = [HA][OH–]/[A–] 
 
 
 
31 
{como no caso da reação de autoionização, a concentração de água, 
[H2O], sendo constante, é agregada à constante de equilíbrio}. 
As reações de dissociação de ácido e de base estão ligadas pela reação 
de autoionização. Isso pode ser observado somando-se as reações. Quando as 
reações são somadas, as constantes de equilíbrio se multiplicam, ou seja, KaKb 
= Kw [esse resultado pode ser conferido substituindo-se as expressões de equi-
líbrio. Portanto, determinar Ka também especifica Kb. 
 
ÁCIDOS E BASES CONJUGADOS; TAMPÕES 
 
 
Um ácido fraco, HA, e o ânion, A–, constituem um par conjugado ácido-
base. Os dois formam a mesma entidade molecular, diferindo somente em um 
próton. A carga real não importa neste contexto. A base poderia muito bem ser 
neutra; então o ácido conjugado teria carga positiva. Por exemplo, o íon de amô-
nio e a amônia, NH4+ e NH3, constituem um par conjugado ácido-base. 
Uma importante característica de um par conjugado ácido-base é que a 
mistura dos dois parceiros possui um pH próximo do logaritmo negativo da cons-
tante de acidez, denominada de pKa. Isso pode ser constatado com o rearranjo 
da expressão de equilíbrio, a Equação: 
[H+] = Ka[HA]/[A–] ou pH = pKa – log[HA]/[A–] 
Se [HA] = [A–], o pH é exatamente pKa. Além disso, o pH será próximo ao 
de pKa, desde que [HA]/[A–] não se distancie da unidade. Mesmo que essa razão 
atinja um valor de 10 ou 0,1, o pH se desviará de pKa por somente uma unidade. 
Assim o pH é tamponado contra grandes variações. Uma mistura de HA e A– 
constitui uma solução tampão,porque resiste a grandes variações de pH quando 
pequenas quantidades de outros ácidos ou bases são adicionadas à solução. 
O efeito tamponante é melhor ilustrado por uma curva de titulação do 
ácido. A Figura 12 mostra uma curva de titulação para uma solução de 0,1 M de 
ácido acético, à qual são adicionadas sucessivas quantidades de uma base forte 
(por exemplo, NaOH). No início da titulação, o pH é próximo de 3, e no final, 
quando todo o HAc foi convertido em NaAc, o pH se aproxima de 9. No ponto 
médio, [HAc] = [Ac–] e pH = pKa = 4,74. Do ponto referente a 10% até os 90% 
 
 
 
32 
da titulação, o pH varia somente em menos ou mais uma unidade desse valor. 
Mas, à medida que o ponto final se aproxima, a capacidade tamponante da mis-
tura HAc/Ac– é exaurida, e o pH sobe para 9 ou mais. Com um excedente de 
somente 10% do titrante de base {[OH–] = 10–2 M}, o pH chega a 12. 
 
Figura 12: Variação no pH durante a titulação de um ácido fraco com 
uma base forte; 50 ml de ácido acético de 0,1 M é submetido à titulação com 
0,1 M NaOH 
 
 
 
 
 
 
33 
 
ÁGUA NA ATMOSFERA: CHUVA ÁCIDA 
 
Embora a água pura seja neutra e tenha um pH igual a 7,0, a água da 
chuva é naturalmente ácida porque está em equilíbrio com o dióxido de carbono. 
Quando dissolvido em água, o dióxido de carbono forma ácido carbônico, um 
ácido fraco: 
CO2 + H2O ⇌ H2CO3 
Podemos medir a quantidade de ácido carbônico com base na constante 
de equilíbrio para a Equação: 
KS = [H2CO3]/PCO2 = 10–1,5 M/atm 
onde PCO2 é a pressão parcial do CO2, em atmosferas. 
Como a concentração atmosférica do CO2 é atualmente igual a 370 ppm, 
PCO2 = 370 × 10–6 ou 10–3,4 atm (ao nível do mar), portanto [H2CO3] = KhPCO2=10–
1,5 × 10–3,4 = 10–4,9 M. 
Na verdade, o CO2 dissolvido é na maior parte não hidratado; somente 
uma pequena fração existe como moléculas de H2CO3-: 
CO2(aq) H2O(l) = H2CO3(aq) Kh = [H2CO3]/[CO2] = 10–2,81 
A concentração total do CO2 dissolvido é: 
[CO2]T = [CO2 +[H2CO3] = [H2CO3](1 + Kh–1) = 102,81[H2CO3] 
A maioria das medições de equilíbrio é realizada em relação ao CO2 dis-
solvido total, e o [H2CO3] deve ser entendido como [CO2]T. 
Logo, a água da chuva é uma solução diluída do ácido carbônico. O ácido 
se dissocia parcialmente em íons de hidrogênio e bicarbonato: 
H2CO3 ⇌ H+ + HCO3– Ka = 10–6,4 M 
Com base em Ka podemos calcular [H+], 
[H+]2 ⇌ Ka[H2CO3] = 10–6,4 × 10–4,9 = 10–11,3 
[H+] = 10–5,7 e pH = 5,7 
Assim, o CO2 atmosférico baixa o pH da água da chuva em 1,3 unidade 
em relação à neutralidade. Mesmo na ausência de emissões antropogênicas, a 
água da chuva é naturalmente ácida (embora possa ocasionalmente ser neutra 
 
 
 
34 
ou alcalina, em decorrência do contato com minerais alcalinos na poeira carre-
gada pelo vento ou com amônia gasosa proveniente dos solos ou das emissões 
industriais). 
Ao efeito acidificante do dióxido de carbono devem-se acrescentar as con-
tribuições de outros componentes ácidos da atmosfera, principalmente HNO3 e 
H2SO4. Esses ácidos podem se formar naturalmente: o HNO3 deriva do NO pro-
duzido em relâmpagos e incêndios florestais, e o H2SO4 deriva dos vulcões e 
dos compostos biogênicos de enxofre. Em concentrações naturais, esses ácidos 
raramente influenciam de forma considerável o pH da água da chuva. 
Nas áreas poluídas, porém, as concentrações desses ácidos podem ser 
bem mais elevadas e reduzir substancialmente o pH da água da chuva sobre 
extensas regiões, produzindo o que é conhecido como chuva ácida. Não é inco-
mum nas áreas poluídas encontrar o pH da água da chuva na faixa entre 5 e 3,5. 
Alguns nevoeiros, que podem permanecer em contato com os poluentes por 
muitas horas, tiveram leituras de pH tão baixas quanto 2,0, um grau de acidez 
equivalente ao de uma solução de 0,01 M de um ácido forte. Além disso, a chuva 
ácida pode ocorrer bem distante das fontes de poluição, em razão do transporte 
atmosférico de longo alcance. Particularmente, a chuva ácida representa um pro-
blema premente às áreas na direção do vento das usinas de força movidas a 
carvão, cujas altas chaminés minimizam a poluição local, lançando para o alto 
as emissões de SO2 e NO. Dessa forma, as usinas de força na Europa ocidental 
e central afetam a chuva que cai na Escandinávia, e as usinas de força no cin-
turão industrial no meio-oeste norte-americano afetam de forma semelhante a 
chuva que cai nas regiões nordeste dos Estados Unidos e sudeste do Canadá, 
embora as emissões de SO2 tenham sido reduzidas nos anos 1990. Apesar de 
ser um fenômeno da hidrosfera, a chuva ácida depende das condições atmosfé-
ricas – da extensão das emissões ácidas e dos padrões climáticos predominan-
tes. 
 
 
 
 
35 
 
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