Aula 2 - A química da água

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A química da água
Docente: Gilmara Fernandes Eça
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UNIVERSIDADE FEDERAL DO RECÔNCAVO DA BAHIA – UFRB
CENTRO DE CIÊNCIAS EXATAS E TECNOLÓGICAS
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A química aquática
A química da água estuda a composição e os processos químicos que ocorrem na água de rios, lagos, estuários, águas subterrâneas e água marinha.
O estudo da água é conhecida como hidrologia e se divide em:
a) Limnologia  água doce
b) Oceanografia  água salgada
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A solubilidade dos gases na água é inversamente proporcional à temperatura da mesma.
Quanto menor a temperatura da água, maior a difusão ou solubilidade do gás.
Quanto mais alta a temperatura, menor a difusão ou solubilidade do gás  tende a sair da água
Gases dissolvidos
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Na água do mar, além de HCO3- e CO32-, outras bases, tais como os íons OH- e boratos (B4O72-), contribuem significativamente para o efeito tampão e pH > 7:
A capacidade das bases em neutralizar ácidos pode ser medida pela análise de ALCALINIDADE.
Em água de rio, o pH da água é < 7, devido a presença de ácidos húmicos e fúlvicos. 
	
	Amônia (NH3) e íons silicato e fosfato contribuem significativamente para a alcalinidade total. 
ALCALINIDADE TOTAL = soma de todas as formas básicas de CID, boratos, silicatos, amônia, fosfato, etc.
Alcalinidade da água
Ácidos húmicos e fúlvicos são originados da decomposição química e biológica de todo e qualquer material vivo
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Qual a importância da determinação da alcalinidade?
Águas com alcalinidade alta têm também pH e conteúdo de sólidos dissolvidos mais altos, podendo prejudicar:
- águas usadas em aquecedores no processamento de alimentos;
- Sistemas de água municipais.
A alcalinidade atua como tampão de pH e fonte de Carbono Inorgânico dissolvido, CID (CO2, H2CO3, HCO3-, CO32-) usado na produção primária. 
A medida da alcalinidade serve como indicador de fertilidade da água. Isto é, ajuda a determinar a capacidade da água de suportar a proliferação de algas e outras formas de vida aquática.
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A água e a hidrosfera são fundamentais aos processos envolvidos no destino e transporte químicos no ambiente.
Tipos de processos:
a) Físicos: volatilização, dissolução, precipitação, absorção/ dessorção
b) Químicos: hidrólise, solubilização, complexação, óxido-redução
Esses processos são influenciados por fenômenos bioquímicos (bioacumulação, biomagnificação, biodegradação) 
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Principais processos químicos da água
Fonte: Stanley e Manahan, 2013
Ácido-base
Óxido-redução ou redox
Complexação e quelação
Precipitação
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 Carbono inorgânico
H2CO3 (aq) + H2O(L) H3O+(aq) + HCO3-(aq)
CO2(aq) + H2O(L) H2CO3 (aq)
1ª etapa: dissolução de CO2
2ª etapa: formação de bicarbonato
3ª etapa: formação carbonato
HCO3- (aq) + H2O(L) H3O+(aq) + CO32-(aq)
Ácido carbônico
íon bicarbonato
Íon carbonato
Processo de dissolução, reação ácido-base e precipitação
4ª etapa: precipitação de carbonato (pH alcalino)
CO32- (aq) + Ca2+(aq) CaCO3 (s)
Cocolitoforídeo
(microalga)
molusco bivalve
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Carbonato de cálcio
(precipitado)
Uso de CaCO3 na formação de carapaças de organismos aquáticos
caramujos
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Espécies de carbono inorgânico dissolvido (CID) predominantes na água dependem do pH
Água fluvial
Água marinha
Águas carbonatadas
Água estuarina
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 Metais
Os tipos e as concentrações de íons metálicos na água são determinados em grande parte pelas rochas 
Podem ser de origem natural ou antrópica (ex. zona de mineração, casco de embarcações, encanamentos metálicos, indústrias).
Exemplos de íons metálicos: Ca2+, Mg2+, Al3+, Fe2+, Fe3+, Zn2+, Cd2+, Pb2+, Hg2+, entre outros. 
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Os íons metálicos buscam atingir um estado de máxima estabilidade através de combinação química.
Exemplo: ferro na água
Fe(H2O)63+ (aq) Fe(H2O)5OH2+ (aq) + H+ (aq) 
H2O
 Reação de hidrólise:
Fe(H2O)63+ (aq) Fe(OH)3 (s) + 3H2O (l) + 3H+(aq) 
 Reação de precipitação:
Fe(H2O)62+ (aq) Fe(OH)3 (s) + 3H2O (l) + e- + 3H+(aq) 
 Reação de oxi-redução:
(precipitado)
Nox +2
+3
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A forma mais estável do composto metálico formado depende do tipo de elemento ou composto em que o metal está associado.
Ex.: íons metálicos trivalentes hidratados (ver reação de oxi-redução) tendem a perder H+, aumentando a acidez da água.
A presença de íons metálicos hidratados contribui com a acidez da água.
Em pH < 6, íons metálicos divalentes não perdem H+. Íons monovalentes (ex. Na+) não atuam como ácidos. Existem apenas como íons simples hidratados
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Combinação de íons OH- com íons metálicos hidratados
formação de dímero (duas moléculas) através de ponte
 Processo de dimerização:
2Fe(H2O)5OH2+ (H2O)5Fe Fe(H2O)44+ + 2H2O 
O
H
O
H
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Moléculas de água podem ceder íons OH- e estes se ligarem a dímeros  formação de polímeros  hidroxipolímeros coloidais  precipitados.
Fe2O3 . X(H2O) (aq) Fe(OH)3 (s)
Nox +2
+3
(insolúvel)
Exemplo:
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Metais e dureza da água
Fonte principal: rochas e minerais 
gipsita (CaSO4 . 2H2O)
anidrita (CaSO4)
dolomita, CaMg(CO3)2
Cálcio e magnésio
Calcita (CaCO3)
aragonita (CaCO3)
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Quando em altas concentrações, cálcio, magnésio e ferro (III)  formam água dura
Exemplo: precipitado com aparência colagulada formada pelo sabão na água
A dureza da água se deve à reação desses íons metálicos com bicarbonatos
Ca2+(aq) + 2HCO3-(aq) CaCO3(s) + CO2(g) + H2O(l)
Carbonato de cálcio
(precipitado)
Exemplo:
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Água doce tem MAIOR teor de Ca2+ dissolvido (meio ácido)
Água marinha tem MENOR teor de Ca2+ dissolvido (meio básico)
A grande quantidade de CO2 (por volume de água) liberada da respiração da biota aquática + ácidos húmicos e fúlvicos contribuem para manter o meio ácido.
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Complexação e quelação
Por que a água em alguns de ambientes é de coloração marrom-amarelada? 
Presença de complexos de ferro
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Os íons de metais disponíveis na água podem se ligar a compostos (ligantes) através do processo de quelação e formar complexos metálicos (quelatos).
O ligante ou agente quelante é um composto contendo elemento químico com par de elétrons livre (sítio de ligação) disponível para se acoplar ao íon metálico.
A estabilidade de um complexo tende a aumentar com o nº de sítios de ligação.
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Exemplos de ligantes:
 Ácidos húmicos, aminoácidos, ácido etilenodiaminodissuccínico – presentes na água e no solo
Obs: ácido etilenodiaminodissuccínico é um metabólito produzido pela bactéria Amycolatopsis orientalis no solo. É biodegradável e pode ser usado como extrator de metais em processo de biorremediação.
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Exemplos de complexos metálicos (quelatos) conhecidos:
Hemglobina
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Exemplos de complexos em sistemas aquáticos:
 Cloreto (Cl-) na água do mar  forma cloro-complexos.
 Ácido etilenodiaminotetracético (EDTA)  ligante hexadentado. Forma complexos estáveis com íons metálicos.
Meio básico (pH > 7): complexa íons Ca2+ e Mg2+
Meio ácido (pH < 7): complexa íons Mn2+, Fe2+, Fe3+, Zn2+, Co2+, Cu2+, Pb2+ e Ni2+
O EDTA é muito usado em análise da dureza da água (detecção e complexação de Ca2+ e Mg2+).
Quelatos de EDTA em águas da estação de tratamento de esgoto impedem a remoção de metais pelo lodo. 
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Reações redox
Envolve a transferência de elétrons entre os agentes oxidante e redutor
Importância das reações redox nos processos de respiração dos organismos aquáticos e influência sobre a qualidade da água. 
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Exemplos de processo redox
Degradação da matéria orgânica: uso de O2 na respiração:
 (CH2O)n(s) + O2(g) → CO2(g) + H2O(l)
Oxidação de amônio a nitrato na água p/ consumo pelas algas:
 NH4+(aq) + 2O2(g) → NO3-(aq) + 2H+(aq) + H2O(l)
As bactérias são os catalisadores dos processos
 Corrosão do aço do casco do navio
Hage e Carr, 2012
2Fe(s) 2Fe2+(aq) + 4e-
Movimento de elétrons (e-)
Aço
Água domar
 O2(g) + 4H+(aq) + 4e- 2H2O (l)
 Reação global: 2Fe(s) + O2(g) + 4H+(aq) 2Fe2+(aq) + 2H2O (l)
Oxidação: doa elétrons
redução: ganha elétrons
Agente redutor
Agente oxidante
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 Formação da chuva ácida:
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