Química das águas - Cap 1

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ENS 5151 - QUALIDADE DA ÁGUA I 
 
UNIVERSIDADE FEDERAL DE SANTA CATARINA 
CENTRO TECNOLÓGICO 
DEPARTAMENTO DE ENGENHARIA SANITÁRIA E AMBIENTAL 
 
PROFESSOR: WILLIAM GERSON MATIAS 
Florianópolis, agosto de 2004. 
 
Qualidade da Água I – ENS 5151 PROF.: WILLIAM GERSON MATIAS 
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ÍNDICE 
CAPÍTULO 1 – QUÍMICA DAS ÁGUAS 3 
1 Introdução 3 
2 Elementos, Símbolos e Massa atômica 3 
 2.1 Elementos e Símbolos 3 
 2.2 Massa Atômica 3 
3 Compostos, Fórmulas , Mol, Concentrações 4 
 3.1 Compostos e fórmulas 4 
 3.2 Massa Molecular 4 
 3.3 Métodos de Expressar Concentrações 5 
 3.3.1 Concentração de Massa 5 
 3.3.2 Concentração Molar 6 
 3.3.3 Equivalente e Normalidade 6 
 
 
CAPÍTULO 2 - USOS DAS ÁGUAS 11 
 1 Introdução 11 
 2 Interação Água – Meio Ambiente – Homem 11 
 3 Ciclo Hidrológico 12 
 4 Ciclo do Uso do Água 13 
 5 Usos da Água 13 
 6 Tratamento de Água para Abastecimento Público 14 
 7 Padrões Físico-químicos Brasileiros de potabilidade 14 
 8 Impurezas da Água 17 
 
CAPÍTULO 3 – NOÇÕES DE pH 18 
 1 Ionização da água 18 
 2 Conceito de pH 20 
 3 Teoria dos indicadores 20 
 4 Aplicação do pH na Engenharia Sanitária e Ambiental 21 
 
CAPÍTULO 4 – SOLUÇÃO TAMPÃO 23 
 1 Introdução 23 
 2 Ácidos e Bases de Brönsted 24 
 3 Tampão alcalino num biodigestor 25 
 Exercícios 26 
 Gabarito 27 
 
CAPÍTULO 5 – ACIDEZ NAS ÁGUAS NATURAIS 28 
 1 Introdução 28 
 2 Fontes de Acidez 29 
 3 Natureza e Origem da Acidez 30 
 3.1 Acidez Carbônica 30 
 3.2 Acidez Mineral 30 
 3.3 Acidez Orgânica 30 
 4 Significado do CO2 e da Acidez Mineral 31 
 5 Métodos de Dosagem 31 
 5.1 Cuidados Requeridos para Determinação da Acidez 31 
 5.2 Cálculo de CO2 pelos valores do pH e alcalinidade 32 
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 6 Aplicação dos Dados de Acidez 32 
 7 Importância da Acidez devido ao CO2 e Acidez Mineral 32 
 8 Determinação da Acidez 33 
 
CAPÍTULO 6 – ALCALINIDADE EM ÁGUAS NATURAIS 35 
 1 Introdução 35 
 2 Reconhecimento das Espécies Químicas 35 
 2.1 Reações de titulação 36 
 2.1.1 Para o íon OH- 36 
 2.1.2 Para o íon CO3- 36 
 2.1.3 Para o íon HCO3- 36 
 2.2 Identificação dos íons 37 
 3 Aplicação dos dados de alcalinidade 38 
 3.1 Coagulação Química 38 
 3.2 Abrandamento 38 
 3.3 Controle da Corrosão 38 
 3.4 Capacidade Tamponante 38 
 3.5 Resíduos Industriais 38 
 3.6 Tratamento Biológico dos Esgotos 39 
 4 Novos Conceitos Relativos à Alcalinidade 39 
 5 Significado Sanitário da Alcalinidade 40 
 
CAPÍTULO 7 – TURBIDEZ 41 
 1 Definição 41 
 2 Origem da Turbidez 41 
 3 Significado da Turbidez para Engenharia Sanitária e Ambiental 41 
 4 Prevenção da Turbidez em Águas Naturais 41 
 5 Unidade Padrão de Turbidez 42 
 6 Aplicação do Conceito de Turbidez 42 
 7 Métodos de determinação da Turbidez 42 
 
CAPÍTULO 8 – COR NAS ÁGUAS NATURAIS 43 
 1 Introdução 43 
 2 Classificação das Cores 43 
 2.1 Cor Aparente 43 
 2.2 Cor Verdadeira 43 
 3 Significado Sanitário da Cor 43 
 3.1 Resíduos Orgânicos das Águas Pantanosas 43 
 3.2 Resíduos Industriais 43 
 3.3 Resíduos Domésticos 44 
 3.4 Matéria Sólida Orgânica em Suspensão 44 
 4 Soluções Padrão de Cor – Métodos de Determinação 44 
 4.1 Solução padrão estoque de cor 44 
 4.2 Solução padrão para comparação de cores 44 
 5 Métodos de Determinação 44 
 6 Aparelhos Patenteados de Cor 45 
 7 Interpretação dos Resultados e Aplicação dos Dados da Cor 45 
 
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CAPÍTULO 9 – CONDUTIVIDADE EM ÁGUAS NATURAIS 47 
 1 Introdução 47 
 2 Determinação 47 
 3 Importância para Engenharia Sanitária e Ambiental 47 
 4 Alguns Valores de Condutividade 47 
 
CAPÍTULO 10 – SÓLIDOS 48 
 1 Introdução 48 
 2 Classificação 48 
 3 Significado Sanitário 50 
 4 Padrões de Potabilidade da Água 50 
 
CAPÍTULO 11 – DUREZA DAS ÁGUAS NATURAIS 51 
 1 Introdução 51 
 2 Classificação das Águas 51 
 3 Origem da Dureza 51 
 4 Tipos de Dureza 51 
 4.1 Dureza Cálcio e Dureza Magnésio 53 
 4.2 Dureza Carbonato e Dureza não Carbonato 53 
 4.3 Dureza não Carbonato Negativo 54 
 5 Determinação da Dureza 54 
 5.1 Método do Cálculo 54 
 5.2 Método do Sabão 54 
 5.3 Método Compleximétrico ou do ETDA 55 
 5.3.1 Dosagem das Durezas Cálcio e Magnésio 56 
 6 Significado Sanitário 56 
 7 Padrões de Potabilidade da Água 56 
 8 Aplicação dos Valores da Dureza 57 
 
CAPÍTULO 12 - CLORETOS NAS ÁGUAS NATURAIS 58 
 1 Introdução 58 
 2 Origem 58 
 2.1 Vaporização das Águas dos Mares 58 
 2.2 Invasão pelas Águas dos Mares 58 
 2.3 Excrementos Humanos 58 
 3 Significado Sanitário 58 
 4 Métodos de determinação 59 
 4.1 Método de Mohr 59 
 4.1.1 Escolha da Concentração de Indicador 59 
 4.1.2 Influência do pH 60 
4.1.2 Cuidados 60 
4.2 Método de Nitrato de Mercúrio 61 
4.3 Método de Volhard 61 
 
CAPÍTULO 13 FERRO EM ÁGUAS NATURAIS 62 
1 Introdução 62 
2 Ocorrência 62 
3 Mecanismos de Solubilização 62 
3.1 Solubilização da Hematita 62 
3.2 Solubilização da Siderita 63 
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4 Análise de Ferro Total 63 
5 Significado Sanitário 63 
6 Padrões de Potabilidade da Água 64 
 6.1 Brasil 64 
 6.2 Outros países 64 
 
CAPÍTULO 14 – SULFATOS EM ÁGUAS NATURAIS 65 
 1 Introdução 65 
 2 Ocorrência 65 
 3 Significado Sanitário 65 
 4 Padrões de Potabilidade 65 
 5 Eliminação de Sulfato 66 
 6 Aplicações 66 
 6.1 Tratamento de Água 66 
 6.2 Auxiliar na Desinfecção 67 
 
 
 
 
 
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1 INTRODUÇÃO 
 
Conceitos básicos de química e suas aplicações na Engenharia 
Ambiental. 
Os conhecimentos dos conceitos básicos de química, teóricos e 
experimentais, são ferramentas úteis para a análise e caracterização das 
substâncias naturais e sintéticas, bem como no estudo das suas propriedades, 
dos fenômenos e dos processos físico, químicos, físico-químicos e biológicos 
que ocorrem na natureza. 
Revisaremos alguns conceitos importantes como: elementos, 
símbolos e fórmulas, peso e massa atômica, mol, medidas de concentração 
(concentração simples, molaridade, normalidade), equivalência molar, equilíbrio 
químico e número de oxidação ( NOx ), pH, entre outros. 
Esses conceitos serão então empregados, como veremos mais 
adiante, na análise das características e propriedades físico-químicas de 
corpos hídricos: salinidade, dureza, pH, agressividade, impurezas orgânicas, 
etc. 
 
2 ELEMENTOS, SÍMBOLOS E MASSA ATÔMICA 
 
2.1 Elementos e símbolos 
Os nomes e símbolos dos elementos são derivados do latim, do 
grego ou do alemão. Nas representações dos elementos são utilizadas uma ou 
duas letras contidas no nome desses. A primeira letra é sempre maiúscula e a 
segunda minúscula. 
Todos os elementos químicos existentes estão na Tabela Periódica 
dos Elementos. 
 
2.2 Massa atômica 
A massa atômica de um átomo é expressa sempre em relação a um 
standard, e a unidade de expressão pode ser: grama ( g ), quilograma ( Kg ), 
etc. 
A definição, pela IUPAC ( desde1963 ), de massa atômica ( u ) 
utiliza a unidade correspondente a ( 1/12 ) da massa atômica do isótopo do 
carbono com número de massa 12 ( 12C ). O carbono tem 12u e é considerado 
o padrão para as massas atômicas dos diferentes elementos químicos. 
O hidrogênio que possui 1u, apresenta massa igual a 1/12 do 12C. 
No caso do oxigênio, a sua massa atômica é de 15,9994 ou 16, para todas os 
efeitos. 
Em geral, os elementos não possuem um só número de massa 
atômica, pois eles consistem em uma mistura de isótopos (isótopos: mesmo 
número atômico, diferente número de massa). O Cloro é um bom exemplo, a 
massa atômica de 35,45 é verdadeira pelo fato que consiste na existência de 
CAPÍTULO 1 
QUÍMICA DAS ÁGUAS 
 
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dois isótopos com massa atômica de 35 e 37. O Cádmio possui 8 isótopos 
cujas massas atômicas variam de 110 à 116. 
A massa atômica expressa em gramas de um elemento, refere-se à 
quantidade de um elemento em gramas ( g ) correspondente àquela massa 
atômica. 
 
3 COMPOSTOS, FÓRMULAS, MOL, MÉTODOS DE EXPRESSAR CONCENTRAÇÕES 
 
3.1 Compostos e fórmulas 
Fórmula química é aquela que expressa a razão entre o número de 
átomos em um composto. 
 
3.2 Massa molecular em gramas ou mol 
Devido a impossibilidade de se trabalhar com apenas um único 
átomo de um elemento qualquer, utiliza-se como unidade o número de 
Avogadro 6,023x1023 e que corresponde a um mol de partículas (átomos, 
moléculas ou íons). Por isto, um mol de um determinado elemento químico 
possui 6,023x1023 partículas, e a massa desse mol é expressa em gramas. 
Chama-se mol a quantidade de matéria constituída deste número de partículas 
ou tantas entidades elementares quantos os átomos existentes em 12g do 
carbono 12. Por exemplo, um mol de átomos de oxigênio tem a massa 
correspondente a 16 gramas. Pelo mesmo raciocínio, a molécula, que é 
constituída de átomos apresenta massa molar expressa em gramas, como 
resultado da soma das massas atômicas que a constituem. Outro exemplo: a 
molécula de H20 tem massa molar igual a 18g, onde 16g correspondem a 1mol 
de átomos de oxigênio e 2g correspondem a 2 moles de átomos de hidrogênio. 
Na realidade, em 18g de H2O existem 6,023x1023 moléculas. 
Esta unidade também expressa os átomos por mol, moléculas por 
mol, íons por mol, elétrons por mol, partículas por mol, dependendo do 
contexto. É oportuno salientar a grandeza desta unidade: 
602.300.000.000.000.000.000.000 
 
Este número significa que pequenas quantidades de matéria contêm 
grandes quantidades de átomos (moléculas ou íons), tendo-se, 
macroscopicamente, a sensação de continuidade da matéria. 
Um exemplo comparativo: o tempo de vida de um cidadão é da 
ordem de 2,2xlO9 segundos, então uma pessoa teria que ter cerca 3xlOI4 vidas 
para se igualar ao número de Avogadro. 
 
Obs.: Íons são átomos ou moléculas com carga residual positiva ou 
negativa. 
 
O número de moles (n) de uma substância pode ser calculado a 
partir de seu peso ou massa em gramas. 
PM
gmn )(= 
 
Onde: 
n = é o número de moles 
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m = é a massa (em gramas) 
PM = é o peso molecular da substância. 
 
Exemplo: 
Al2 ( SO4 )3 → Al = ( 27 . 2 ) = 54 
 S = ( 32 . 3 ) = 96 
 O = ( 16 . 12 ) 
 PM = 342 
= 192 
 
3.3 Métodos de expressar concentrações 
Desejamos aqui, recapitular algumas maneiras de expressar 
concentrações e introduzir informações sobre métodos e conceitos importantes 
como pH, reações de oxi-redução, reações de ácido-base. Como dissemos, 
são apenas informações iniciais, pois mais adiante teremos a oportunidade de 
estudar mais detalhadamente estes conceitos. 
 
3.3.1 Concentrações de massa 
Existem dois modos de expressar a concentração da massa de 
espécies dissolvidas (solutos) em solução: 
a) unidades de estados de massa do soluto em uma unidade 
de volume de uma solução, assim chamada de m/v, 
b) a massa de um soluto em uma massa da solução m/m 
 
Ambos os modos são largamente usados na química da água. Por 
exemplo, a unidade mg/l e ppm, são, respectivamente unidades de m/v e m/m 
e, se conhecida a densidade da solução, essas unidades podem interconverter-
se. 
Para constituintes gasosos em solução, ou para vários componentes 
de uma mistura de gases, é comum usar a unidade v/v. 
Se a densidade de uma solução é igual a 1 (como para a água, 
exceto a marinha), esses dois métodos de expressão de concentração 
resultam: 
 
mg/l = massa da substância ( mg ) / volume da solução ( litros ) 
ppm = massa da substância ( mg ) / massa da solução ( Kg ) 
 
sendo d = densidade da solução = massa da solução ( Kg ) / volume da 
solução (1) 
 
Para simplificar, podemos ainda expressar a massa de um 
componente específico (composto) presente na solução, por exemplo, se 
analisarmos uma solução de nitrato de amônio ( NH4NO3 ), onde temos na 
realidade o íon (NH4+)e o íon nitrato (NO3-),é encontrado que 100 ml da solução 
contêm 36 mg de NH4+ e 124 mg de NO –3 , assim podemos calcular que a 
solução contêm: 
 
 36 mg NH4+ / 100 ml x 1000 ml = 360 mg de NH4+ / 1 l e 
 
 124 mg NO –3 / 100 ml x 1000 ml = 1240 mg NO –3 / 1 l 
 
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Podemos expressar a concentração dos elementos que participam 
como constituintes dos substratos, isto é, no NH4NO3 a quantidade de 
nitrogênio que este substrato contêm é: 
mg NH4-N /litros = 360 mg NH4 / I x 14 mg N/ 18 mg NH4 mg N03-N /litros e 
1240 mg NO3- / I x 14 mg N/ 62 mg NO- = 280 mg NH4-N / litros 
 
Esse modo de expressar a concentração é muito usado quando se 
deseja expressar a concentração de um singular constituinte presente em 
diversos compostos presentes na água. Na oceanografia, é comum usar 
expressar a concentração de nitrogênio, fósforo e carbono na determinação 
das concentrações de microorganismos na água do mar. 
A unidade micrograma por litro (µg-atomo/l) de fosfato-fósforo é de 31µg 
de P/ litro, onde 31 é a massa atômica de fósforo. 
É importante indicar com clareza a unidade de concentração e a que ela 
se refere. Por exemplo, diz-se que na água, ou na água do mar, existe uma 
quantidade de fósforo, porém não existe fósforo na água! Existem sim, vários 
tipos de fosfato, que analiticamente expressamos como fósforo. 
 
3.3.2. Concentração molar (molaridade) e atividade 
A concentração molar é também um modo comum de expressar a 
massa de um constituinte em solução. Nela se expressa o número de moles (n) 
do soluto pelo volume da solução em litros. 
 
M = n / V ( l ) ou ainda, 
M = m / PM . V ( litros ), onde PM é o peso molecular do soluto. 
 
Um uso freqüente dessa expressão de concentração é nas constantes de 
equilíbrio, fundamentalmente para soluções muito diluídas, porque essas reações seguem 
a Lei da Ação das Massas, e a quantidade das espécies reagentes são expressas em 
termos de moles. Já com soluções mais concentradas é preciso considerar que as 
concentrações são aparentes, pois nem todas as moléculas estão solubilizadas ou 
participam da reação (colisões efetivas). A razão entre a concentração aparente (ou 
ativa) de uma substância e a concentração analítica (ou verdadeira) é chamada 
coeficiente de atividade ( f ). A concentração ativa (usada normalmente nas equações 
termodinâmicas) é chamada de atividade da substância. Mais adiante, estudaremos com 
detalhes essas definições. 
Lei da Ação das Massas: 
A ( g ) + B ( g ) → C ( g ) + D ( g ) 
 
]].[[
]].[[
BA
DCL = 
 
3.3.3 Equivalentes e Normalidade 
As reações químicas na realidade ocorrem entre números inteiros de entidades 
elementares (átomos, moléculas ou íons). Porém, apenasocasionalmente a reação entre 
substâncias se processa na base de uma entidade para uma segunda entidade. Por esse 
motivo introduziu-se o conceito de equivalente, que representa o número de moles (n) de 
uma substância que reagirá com o número de moles de uma outra. Em termos de 
elétrons, um equivalente é simplesmente o número de Avogadro (6,02x1023). 0 conceito 
de equivalente está baseado sobre a "força reagente" de um elemento ou composto, e 
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isso permite que um específico número de equivalentes de uma substância reagirá 
com o mesmo número de equivalentes da outra substância. 
Portanto, um equivalente de um íon ou molécula é "quimicamente" equivalente 
a um equivalente de um diferente íon ou molécula. E assim, se as concentrações são 
expressas em termos de equivalentes por litro ( Eq/l ), elas podem ser adicionadas, 
subtraídas ou convertidas facilmente. 
 
1,008 g de H+= 1 Eq = 6,02 xIO23 elétrons 
 
O termo massa equivalente ou equivalente massa ( mEq ) depende 
do tipo de reação envolvida, mas pode ser definido como "a massa de um 
composto que contêm um átomo-grama do hidrogênio ou seu equivalente 
químico" , por isto a sua equação pode ser relacionada com o mol do 
composto: 
mEq = mol / Z 
onde Z = ( 1 ) é o valor absoluto da carga do íon, 
 
( 2 ) é o número de íons H+, , sendo o OH- como espécie que pode 
reagir ou render em uma reação ácido-base, ou 
( 3 ) o valor absoluto da carga da valência que ocorre numa reação 
de oxi-redução. 
Já o número de equivalentes é dado pela massa de uma substância 
dividido pela sua massa equivalente: 
 
mEq
mEqn =° 
 
A utilidade desses conceitos são demonstradas pelos seguintes 
exemplos: 
 
(1) Equivalente massa baseado na carga do íon. 
 
O equivalente massa é definido como: 
mEq = mol / carga do íon (Z) 
 
e o número de equivalentes por litro, ou Normalidade, é: 
 
N =
 mEq 
 massa da substância / litro 
 
O uso dessas definições, de equivalentes e normalidade, para 
determinação de equivalentes/litro das unidades de carga, e a determinação do 
número de equivalentes/litro das espécies que participam nas reações, são de 
uso comum nas reações de precipitação e dissolução. 
 
Exemplos 
Encontre as normalidades das seguintes soluções: 
1. Qual é a massa equivalente ( mEq ) do íon Cálcio ( Ca 2+ ) ? 
mEq = mol / Z = 40 g / mol / 2 = 20 g / Eq 
 
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2. Qual é a mEq do carbonato de cálcio ( CaCO3 )? 
Um caminho para resolver este problema é considerar a seguinte reação: 
CaCO3 + 2H+ ⇒ Ca 2+ + H2CO3 
mEq = mol / Z = (40 + 12 + (3 x 16))/2 
mEq = 100 g /mol / 2 = 50 g / Eq 
 
Um outro caminho é considerar que o CaCO3 vem do Ca+2 e do CO3 
+2, e o valor absoluto para cada carga iônica será 2. Assim: 
 
mEq = 100/2 = 50 g/Eq 
 
3. Que concentração é 40 mg/l de Ca2+ quando expressa em CaCO3 ? (a 
dureza da água é normalmente expressa como mg/l de CaCO3). 
Eq / l Ca+2 = (40 mg/l) x (1 Eq/20g) x (1g/1000 mg) = 0,002 Eq/l de Ca+2 
 mg/l como CaCO3 = (0,002 Eq/l) x (50 g/Eq) x (1000 mg/g) 
 mg/l como CaCO3 = 100 mg/l como CaCO3 
 
4. 60 mg de CO 2-3 / litro, dado que CO2- 3 participa na precipitação da reação. 
 Ca2+ + CO32- ⇒ CaCO3 (s) 
 o PM do C03 2- é = 60 
 mEq = PM / Z = 60 g / mol / 2Eq / mol = 30 g / Eq ou 30 mg / mili Eq 
 Normalidade = 60 mg / l / 30 mg / mEq = 2 mEq / l 
 
5. 155 mg Ca3(PO4)2 / litro dado que Ca3 (PO4)2 participa na reação de 
dissolução. 
Ca3(PO4)2 + 3Ca 2+ + 2PO4 2- 
 O PM do Ca3(PO4)2 = 310. Cada molécula do substrato forma 6 cargas 
negativas e 6 positivas, então: 
 mEq =PM / Z = 310 g/mol / 6 Eq / mol = 51,67 g/Eq ou 51,67 mg / mEq 
 Normalidade = 155 mg/l / 51,67 mg/mEq = 3 mEq/l 
 
Como vimos anteriormente, a concentração também pode ser 
expressa como miliequivalente por litro (mEq/l), que é a multiplicação de Eq/l x 
1000 (ou expressando a mEq em miligramas). 
 
(2) Equivalente massa baseado em reações ácido-base 
O equivalente é definido como a massa da substância que trocará 
um íon hidrogênio (H+) em um ácido, gerando um H+ para a reação, ou 
reagindo com um H+ para formar um ácido. Por outro lado, para uma base a 
definição é a mesma, porém, referindo-se a OH- no lugar de H+. 
mEq = PM / Y onde Y = n° de prótons ou hidróxidos que reagem 
 
Exemplos: 
Encontre a normalidade das seguintes soluções: 
1. 36,5 mg de HCl/l na seguinte reação: HCl + NAOH ⇔ NaCl + H20 
Um H+ reage por cada HCl. Com isso encontramos: 
mEq (g) = PM / 1 Eq/mol = 36,5 g/mol / 1Eq/mol = 35,5 g/Eq = 36,5 mg / 
mEq 
N = 36,5 mg / l / 36,5 mg / mEq = 1mEq / l 
 
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2. 49 mg H3PO4 / litro na seguinte reação: H3PO4 ⇔ 2H+ + HP0 2-4 
Dois H+ reagem por cada H2PO4. Com isso encontramos: mEq (g) = PM / 2 
Eq/mol = 98 g/mol/2Eq / mol = 49 g/Eq = 49 mg/mEq 
N = 49 mg/l / 49 mg / mEq = 1mEq / l 
3. 45 mg de CO32- / litro na reação: CO32- + H2O ⇔ HCO3- + OH- 
Um OH- resulta desta reação, assim: 
mEq (g) = PM / 1 Eq/mol = 60 g/mol/1 Eq/mol = 60 g/Eq = 60 mg/ mEq 
N = 45 mg/l / 60 mg/ mEq = 0,75 mEq /l 
 
4. 45 mg de CO32- / litro na reação: CO32- +2 H+ ⇔ H2CO3 
Dois H+ reagem com cada CO32- , assim: 
mEq (g) = PM / 2 Eq/mol = 60 g/mol/ 2Eq/mol = 30 g/Eq = 30 mg/ mEq 
N = 45 mg/l / 30 mg/ mEq = 1,5 mEq /l 
Observamos neste último exemplo que ácidos e bases podem ter mais de um 
equivalente massa. 
 
(3) Equivalente massa para reações de oxi-redução 
 Para reações de oxi-redução, o equivalente massa é definido como a 
“massa da substância por mol de elétrons transferidos”. Um mol de elétrons é 
um equivalente de elétrons. Desse modo, na meia reação da redução do 
oxigênio da água, O2 + 4 H+ + 4 é ⇒ 2 H2O 
O equivalente massa do oxigênio é: 
mEq = PM / 4 Eq/mol = 32 g/mol/ 4 Eq/mol = 8 g/Eq 
De modo similar, para uma reação de oxi-redução global, como a do íon 
ferroso, Fe2+ oxidado a íon férrico, Fe3+ , pelo oxigênio, temos: 
 4 Fe2+ + O2 + 4 é ⇒ 4 Fe3+ + 2 H2O 
Nós necessitamos determinar o número de elétrons transferidos por moles da 
espécie, que fazemos isso através da separação da reação global em meia-
reações: 
 O2 + 4 H+ + 4 é ⇒ 2 H2O e 
 4 Fe2+ ⇒ 4 Fe3+ + 4 é ou Fe2+ ⇒ Fe3+ + é 
Um mol de Fe2 ou Fe3+ reage (ou é produzido) por mol de elétrons e portanto, 
os equivalentes massa de cada uma dessas espécies são iguais ao peso 
molecular. Porém, nesse caso do Fe2 ou Fe3+, eles precipitaram em reações de 
precipitação-dissolução, e o mEq poderá ter valores de meio e um terço do 
peso molecular, respectivamente. 
O importante nesse momento é observar a definição dada ao uso de mEq para 
reações de oxi-redução. 
 
(4) Concentração de O2 como massa / volume 
É comum na química das águas expressar resultados de reações de oxi-
redução (como aquelas dos testes de DBO e DQO respectivamente) em 
termos de oxigênio. Do mesmo modo que facilmente se expressa amônia e 
nitrato em termos de nitrogênio. 
Quando fazemos isso, no caso do oxigênio (em testes de DBO e DQO) 
assumimos que cada mole do mesmo pode aceitar 4 moles de elétrons. 
Portanto, o oxigênio tem um Eq de 32/4 ou 8. 
Em testes de DBO assume-se que 0,25.10-3 moles de O2 reagem com a 
máteria orgânica em um litro de água. Nós então dizemos que a concentração 
de matéria orgânica é: 
Qualidade da Água I – ENS 5151 PROF.: WILLIAM GERSON MATIAS 
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 0,25.10-3 moles / litro x 4 Eq / mol x 8000 mg / Eq = 8 mg / l como O2 
 
Em testes de DQO o agente oxidante Cr2O72- é usado no lugar do 
oxigênio. O teste serve para determinar o número de equivalentes/litro de 
Cr2O72- usados para oxidar a matéria orgânica.Assumindo-se, porém, o uso de 
O2 no lugar de Cr2O72-, considera-se que o mesmo número de Eq/litro pode 
reagir. Deste modo, o “número de Eq/ l x 8000 mg O2 / Eq” fornece a 
concentração da matéria orgânica em mg/litro de O2. Isto ficará mais claro 
quando serão estudados os conceitos e efetuadas as medidas de DBO e DQO. 
 
(5) Concentração (massa) de CaCO3 
 
 
	CAPÍTULO 3 – NOÇÕES DE pH 18 
	CAPÍTULO 4 – SOLUÇÃO TAMPÃO 23
	CAPÍTULO 5 – ACIDEZ NAS ÁGUAS NATURAIS 28
	CAPÍTULO 6 – ALCALINIDADE EM ÁGUAS NATURAIS 35
	CAPÍTULO 7 – TURBIDEZ 41
	CAPÍTULO 8 – COR NAS ÁGUAS NATURAIS 43
	CAPÍTULO 9 – CONDUTIVIDADE EM ÁGUAS NATURAIS 47
	CAPÍTULO 10 – SÓLIDOS 48
	CAPÍTULO 11 – DUREZA DAS ÁGUAS NATURAIS 51
	CAPÍTULO 12 - CLORETOS NAS ÁGUAS NATURAIS 58
	CAPÍTULO 13 FERRO EM ÁGUAS NATURAIS 62
	CAPÍTULO 14 – SULFATOS EM ÁGUAS NATURAIS 65
	1 Introdução
	2 Elementos, símbolos e massa atômica
	2.1 Elementos e símbolos
	2.2 Massa atômica
	3 Compostos, fórmulas, mol, métodos de expressar concentrações
	3.1 Compostos e fórmulas
	3.2 Massa molecular em gramas ou mol
	3.3 Métodos de expressar concentrações
	3.3.1 Concentrações de massa
	3.3.2. Concentração molar (molaridade) e atividade
	3.3.3 Equivalentes e Normalidade