Caracteristicas quimicas da agua e lista de exercicios

Prévia do material em texto

Aula 2 – características químicas da água 
 
Professora Weruska Brasileiro 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
pH 
 
É um dos mais importantes parâmetros utilizados no tratamento da água. O pH 
representa o potencial hidrogeniônico que indica a intensidade de acidez ou alcalinidade 
de uma solução. 
O pH de uma solução aquosa é determinado como antilogaritmo da concentração 
hidrogenionica : 
pH = - log⌈ ⌉. 
 
Assim se ⌈ ⌉ = 10-5 mol/L, então o pH é 5. Em água pura, a concentração 
iônica do hidrogênio ⌈ ⌉ e da hidroxila ⌈ ⌉ são iguais, ou seja: 
⌈ ⌉ = ⌈ ⌉ = 10-7 g-íon/L 
A unidade grama-íon representa o número de íons (6,02x10
23
), conhecido como 
número de avogrado. 
Assim, 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 (ácidos 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). 
O pH torna-se importante por influir em diversos equilíbrios químicos que 
ocorrem naturalmente ou em processos unitários de tratamento de águas, tornando-se 
um parâmetro de controle operacional em estações de tratamento de água e estações de 
tratamento de esgoto principalmente as que utilizam processos anaeróbicos. Já que, o 
pH pode afetar o gosto, provocar corrosividade nas tubulações e nos dispositivos de 
recalque, influir fortemente na eficiência da cloração principalmente na sua ação 
bactericida, bem como nos processos de tratamento da água, especialmente na 
coagulação e nos processos oxidativos inclusive os biológicos. O pH também intervém 
danyl
Realce
na insolubilidade dos metais pesados, enfim o pH influi no grau de solubilidade de 
várias substancias, na distribuição das formas livres ou ionizadas de diversas produtos 
químicos, definindo inclusive o potencial de toxicidade de vários elementos químicos. 
Segundo a OMS, o pH pode gerar efeitos negativos na saúde do consumidor, 
quando as pessoas estão expostas a valores de pH inferiores a 4 ou superiores a 11 
podendo apresentar irritação nos olhos, na pele e nas mucosas. Esses valores extremos 
são raros em corpos de água, mas pode acontecer em casos de graves contaminações 
devido ao lançamento de efluentes industriais. 
As águas naturais superficiais apresentam pH variando entre 6,0 a 8,5. Mas, as 
águas que apresentam valores elevados de cor verdadeira devido a dissolução de matéria 
orgânica natural como as substancias húmicas apresentam pH baixo geralmente menor 
que 5 que pode comprometer no processo de coagulação quando utiliza-se o coagulante 
primário sulfato de alumínio ou sais de ferro. 
Em função dessas influências nas características da água a resolução CONAMA 
357/2004 estabelece restrições de faixas de pH para as diversas classes de águas 
naturais. 
É importante enfatizar a influência do pH nos processos unitários das estações 
de tratamento da água: 
A coagulação é um processo unitário dependente do pH; existe uma condição 
denominada “pH ótimo” de coagulação que corresponde à situação em que as partículas 
coloidais apresentam menor quantidade de carga eletrostática superficial. A influência 
nesta operação dependerá principalmente do coagulante uma vez que os sais de 
alumínio ou de ferro tem sua solubilidade variada em função do pH, por exemplo a 
solubilidade do sulfato de alumínio é mais baixa em pH entre 5 e 7, sendo esta a faixa 
ótima para realizar a coagulação, fora desse intervalo é impraticável a coagulação com o 
sulfato de alumínio. 
Outro processo unitário no tratamento da água que o pH interfere fortemente é 
no processo de cloração, pois a formação das substancias mais ativa na ação bactericida 
ocorre quando a cloração é efetuada em meio ácido favorecendo a formação do ácido 
hipocloroso, pois para o intervalo mais alcalino acima de 7,0 favorece a formação do 
danyl
Realce
danyl
Realce
ácido hipocloroso e íon hipoclorito. Uma vez que, o cloro gasoso em contato com água 
ocorre duas reações: hidrolise e ionização: 
Cl2 +H2O HOCl + H
+ 
+ Cl
-1
 ( hidrólise) 
OCl
-1
 + H2O H
+ 
 + ClO
-1 
 ( ionização) 
 
O conjunto constituído por HOCl e OCl
-1
 é definido como cloro livre. O Ácido 
hipocloroso(HOCl) é o agente mais ativo na desinfecção, e o íon hipoclorito (ClO
-1)
 
possui um menor ação bactericida. O ácido hipocloroso se dissocia a diferentes valores 
de pH. A pH ou menor que 5, a dissociação é suspensa, e então o residual é devido 
somente ao HClO. A pH 7,5 as concentrações de HClO e ClO
_1
 são praticamente iguais, 
e a pH 10 ou superior, todo o cloro adicionado na água passa a ser devido a presença do 
íon hipoclorito. Como o pH da água tratada favorece a formação das duas espécies 
(HOCl e OCl
-1
) já que geralmente encontra-se próximo a faixa de neutralidade, é 
comum nas estações de tratamento de água possuírem reservatórios que promovam o 
tempo de contato para que ação das espécies de cloro livre possam promover a 
desinfecção, geralmente é comum manter um tempo de contato entre 20 a 30 minutos. 
Cabe ressaltar que a portaria de potabilidade N° 2914/2011 estabelece diversos tempo 
de contato que irá depender do tipo de desinfetante, do valor do pH e da temperatura 
(Ver anexo IV da Portaria N° 2914/2011) . 
Como já comentado anteriormente também ocorre um controle no pH da água de 
distribuição, pois para que evite a corrosão provocadas pelas águas ácidas, bem como as 
incrustações que ocorrem na presença de águas alcalinas. 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 Portaria de potabilidade ora em 
vigor estabelece padrão para pH em intervalo bastante amplo para as águas distribuídas 
para consumo humano, a faixa estabelecida é de 6,0 – 9,5. 
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 cromo 
hexavalente à forma trivalente ocorre em pH baixo que é a forma menos toxica; 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 também no controle dos 
processos físico-químicos de tratamento de efluentes industriais. 
Nos tratamentos biológicos de esgotos domésticos ou de efluentes industriais o 
pH também intervém 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 pH do lodo, indicando 
situação de desequilíbrio. A produção de ácidos orgânicos voláteis pelas bactérias 
acidificadoras e a não utilização destes últimos pelas bactérias metanogênicas 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 ser causa se 
não for corrigido a tempo. 
Para a determinação de pH são disponíveis os métodos eletrométrico(eletrodo 
de pH ou pH-metro), o método comparativo utilizando-se o papel indicador universal de 
pH e “kits” utilizados em piscinas (indicadores colorimétricos em solução líquida). 
Em muitas situações do tratamento da água, 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- NaOH), a 
barrilha (carbonato de sódio - Na2CO3 ou Na2CO3.10H2O), a cal (óxido de cálcio ou 
hidróxido de cálcio - CaOH), sendo esta última a mais utilizada nas estações de 
tratamento de água, apesar de conferir turbidez a água. 
No entanto, a soda cáustica apresenta como principal vantagem a sua elevada 
solubilidade, possibilitando uma operação mais simples do sistema de dosagens, é 
bastante utilizado em processos de neutralização no tratamento de efluentes industriais, 
isso porque a legislação brasileira a resolução CONAMA 430/2011 estabelece que os 
efluentes sejam lançados em corpos receptores segundo uma faixa de pH variando de 5 
a 9. 
A cal é a mais barata, mas a sua baixa solubilidade e a presença de impurezas 
como a areia, que provoca corrosão em sistemas de recalque, prejudicando 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 que é o carbonato de cálcio produzido a partir do cloreto de sódio, 
calcário e amônia, também bastante utilizado na correção de efluentes e para corrigir o 
pH de águas com baixa turbidez facilitando a nucleação no processo de floculação, no 
entanto tem como desvantagens o seu custo, já que é o alcalinizante mais caro. 
Para a redução 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. 
Contudo o ácido sulfúrico é o reagente mais comumente utilizado, pois além de permitir 
fácil armazenagem, requer pequenas dosagens uma vez que é normalmente utilizado na 
sua forma concentrada de 98%. 
O ácido clorídrico é menos utilizado que o ácido sulfúrico na correção de pH de 
efluentes, pois normalmente é armazenado a 33% de concentração, requerendo mais 
quantidade de reagente na neutralização de despejos fortemente alcalinos. No entanto, 
se reque cautela pois, o uso do ácido clorídrico não é recomendável quando se antevê 
problemas com o residual excessivo de cloreto nas águas. 
Atualmente as indústrias estão utilizando bastante o gás carbônico como 
alcalizante, pois, quando borbulhado com despejos alcalinos forma o ácido carbônico 
que reage com a base. É usual para ajustes de pH em faixa superior a 7-8. O uso do gás 
carbônico apresenta vantagens econômicas, uma vez que pode ser produzido na própria 
unidade industrial, além da vantagem técnica de eliminar o manuseio de ácidos minerais 
que são excessivamente corrosivos. 
 
ALCALINIDADE 
 
A alcalinidade é uma medida da capacidade da água de neutralizar ácidos. Os 
principais constituintes da alcalinidade são: Bicarbonato (HCO3
-
), carbonato (CO3
-2
) e 
pH = 12,3 a 9,4: alcalinidade devida a hidróxidos e carbonatos; 
pH = 9,4 a 8,3 : alcalinidade devida a carbonatos e bicarbonatos; 
pH= 8,3 a 4,4 : alcalinidade devida somente a bicarbonatos. 
hidróxidos (OH
-1
). A alcalinidade de soluções aquosas baseiam-se, geralmente no 
sistema carbônico em função do pH, onde se tem: 
IMPORTANTE: 
 
N 
 
 
No entanto, para a maioria das águas naturais de superfície a alcalinidade deve-
se apenas a bicarbonato principalmente de Cálcio e Magnésio. 
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. 
Os bicarbonatos e, em menor proporção, os carbonatos, que são menos solúveis, 
dissolvem-se na água devido à sua passagem pelo solo. Se este solo for rico em calcário, 
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 (águas eutrofizadas), sendo que em período de intensa insolação o saldo da 
fotossíntese em relação à respiração (decomposição da matéria orgânica) 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 é devido 
principalmente da descarga de efluentes industriais, 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. As águas naturais de origem 
superficial no Brasil apresentam alcalinidade comumente inferior a100mg/L de CaCO3. 
A alcalinidade das águas não representa risco sanitário, a menos que seja devido 
a hidróxidos ou contribua demasiadamente na concentração de sólidos totais. A 
alcalinidade não se constitui como padrão de potabilidade, ficando este efeito limitado 
através do valor do pH. Também não é padrão de classificação de águas naturais nem de 
emissão de esgotos domésticos. Porém, a alcalinidade tem uma enorme importância no 
controle de determinados processos unitários utilizados em estações de tratamento de 
águas para abastecimento e residuárias. 
A alcalinidade influi fortemente nos processos de coagulação química, uma vez 
que os principais coagulantes primários mais utilizados no Brasil (sais de alumínio e de 
Ferro) os quais atuam como ácidos dipróticos em solução. Desta forma, quando a água 
natural apresenta alcalinidade, esta oferece um efeito tampão a água, evitando a 
mudança do pH, caso a água apresente teores baixos de alcalinidade faz-se necessário o 
uso de alcalinizante para manter o pH dentro da faixa ótima de coagulação. 
Já para o tratamento de esgotos, alcalinidade influencia bastante na digestão 
anaeróbia de lodos. Nestes 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 a queda brusca de pH em caso de desequilíbrio. 
Atualmente, com o desenvolvimento de reatores anaeróbios para o tratamento de 
esgotos, este conceito evoluiu no sentido de que a alcalinidade é uma condição de 
segurança e não indispensável, tendo-se operado reatores anaeróbios de fluxo 
ascendente e manto de lodo e filtros anaeróbios em faixas de pH mais baixas. 
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 
colorimétricos ácido-base, que mudam de coloração a pH determinados, são geralmente 
utilizados a fenolftaleína e o metilorange como indicadores. A água apresenta 
alcalinidade até pH 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 externaatravés do deslocamento deste equilíbrio de dois 
estágios, sem que o pH varie demasiadamente (efeito tampão). 
A fenolftaleína dá uma coloração rosa à água a pH 8,3 ou maior. Titulando com 
ácido até desaparecimento da cor rosa a quantidade de ácido consumida na 
neutralização dos íons hidróxidos e carbonato existente é chamada alcalinidade a 
fenolftaleína F. A seguir adiciona-se a mesma amostra algumas gotas de metilorange, 
devendo resultar numa coloração amarelada. Continuando a titulação, a cor muda de 
amarelo para laranja ou vermelho a um pH em torno de 4,3-4,2. O volume de ácido 
consumido neste intervalo representa a alcalinidade devida a carbonatos e bicarbonatos. 
A quantidade total de ácido consumido mede a alcalinidade total T. 
Tabela 1 – Relações entre as diversas espécies de alcalinidade 
Resultado da 
Titulação 
OH
-1 
CO3
-2 
HCO3
- 
F = 0 0 0 T 
F< 0,5T 0 2T T-2F 
F=0,5T 0 2F 0 
F>0,5T 2F-T 2(F-T) 0 
F= T F 0 0 
 
A alcalinidade é expressa em mg/L de CaCO3 (equivalente = 50g), usando ácido 
sulfúrico N/50 (equivalente = 49g), então cada ml do ácido irá neutralizar 49/50~ 1 mg 
de alcalinidade de CaCO3. 
 
Considerações importantes: 
 
1. Alcalinidades de hidróxido e de bicarbonato não podem coexistir em 
uma amostra, pois a alcalinidade devida a hidróxido é típica do meio com 
pH superior a 10, situação em que prevalece a forma de carbonato e não 
bicarbonato. 
 
2. 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. 
 
3. 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. 
 
4. 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. 
 
5. Alcalinidade de carbonato e bicarbonato. Neste caso o pH da amostra 
deverá estar compreendido entre 8,3 e 9,4 e a titulação ao pH 8,3 
representa metade da alcalinidade de carbonato. 
 
 
6. Só alcalinidade de bicarbonato. Ocorre em amostras com pH inferior a 
8,3. Neste caso a alcalinidade de bicarbonato coincide com a alcalinidade 
total. 
 
 
 
ACIDEZ 
 
A acidez da água depende do valor do pH, pois é devida dissolução do CO2 que 
estará presente em valores de pH inferiores a 8,3 e superiores a 4,4, pois abaixo deste 
valor a acidez decorre da presença de ácidos fortes (ácidos minerais: clorídrico, 
sulfúrico, nítrico, etc.) os quais não são comuns nas águas naturais. Embora de pouco 
significado sanitário, há interesse em conhecer a acidez, pois o condicionamento final 
da água em uma ETA pode exigir a adição de um alcalinizante para manter a 
estabilidade do carbonato de cálcio e evitar problemas relacionados à corrosão nas 
tubulações e dispositivos de recalque e de controle de fluxos. A acidez assim como 
alcalinidade também é expressa em termos de carbonato de cálcio. 
A acidez é quantificada também em termos de mg CaCO3/L tem seu uso restrito 
ao controle dos processos de tratamento. É o caso, por exemplo, do parâmetro “ácidos 
voláteis”, 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 
bactérias metanogênicas utilizam os ácidos voláteis e, quando seus crescimentos 
encontram-se inibidos, ocorre acúmulo de ácidos no sistema e o pH é reduzido. 
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 mols/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. Sendo que o mais utilizado é o indicador 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. 
A acidez pode ser corrigida com a adição de cal ou de carbonato de sódio 
(barrilha), em quantidade suficiente para neutralizar o ácido e fornecer um leve excesso 
de alcalinidade, quando necessário à coagulação ou a estabilização do sistema 
carbonato. 
 
DUREZA 
 
É uma característica conferida água devido a concentração de cátions 
multivalentes em solução na água, principalmente de cálcio (Ca
++
) e magnésio (Mg
+2
) e, 
em menor proporção os de Ferro (Fe
+2
) e de Estrôncio (Sr
+2
) que são 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. 
 A dureza é reconhecida pela sua capacidade de impedir a formação de espuma 
de sabão, pois os sais de cálcio e magnésio reagem sobre os radicais dos ácidos graxos 
dos sabões formando compostos insolúveis antes que ocorra a formação de espuma. 
Somente depois que uma certa quantidade de cálcio e magnésio é removido da água, 
através da precipitação juntamente com o sabão, é que inicia-se o surgimento da 
espuma. 
A principal fonte de dureza nas águas é a sua passagem pelo solo (dissolução da 
rocha calcária ricas em cálcio e magnésio e pelo gás carbônico da água), conforme as 
reações: 
H2CO3 + CaCO3 → Ca (HCO3)2 
H2CO3 + MgCO3 → Mg (HCO3)2 
 
Desta forma, é muito mais frequente encontrar-se águas subterrâneas com dureza 
elevada do que as águas superficiais. No Brasil, salvo algumas exceções, as águas 
superficiais apresentam valores inferiores a 100mg/L CaCO3, sendo em sua maioria 
águas brandas. As águas subterrâneas são que apresentam valores de dureza mais 
elevados. 
A dureza não apresentam significado sanitário e seu inconveniente é 
principalmente de natureza econômica devido ao maior consumo de sabões. No 
entanto, águas com valores elevados de dureza em sistemas de abastecimento pode 
favorecer a formação de incrustações na rede abastecimento. A Portaria de potabilidade 
N° 29 14/11 estabelece padrão de potabilidade para o parâmetro dureza cujo o valor 
máximo permitido é de 500mg/L CaCO3. 
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 ese incrustam, o que já levou diversas caldeiras à explosão. 
Assim, é comum para uso industrial é requerido valores muito baixo 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) = 20x50/20 + 5x50/12 = 70,83 mg/L de CaCO3 
 
Onde os números 50, 20 e 12 representam, respectivamente, os equivalentes-
gramas do CaCO3, Ca
+2 
e Mg
+2
. 
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 quando ocorre o aquecimento da água, incrustando-se em chuveiros, 
destiladores e outros sistemas de água quente, também pode ocorrer precipitação da 
dureza carbonata ou temporária quando ocorre elevação do pH. A dureza é dita 
permanente quando o cálcio e o magnésio encontram-se associados a sulfatos, a qual 
não sofre precipitação com a mudança de temperatura ou pH. A dureza total é a soma da 
dureza temporária com a permanente. 
A alcalinidade de bicarbonatos (e carbonatos) é equivalente à dureza temporária, 
sendo válidas as seguintes relações: 
 
 
 
 
IMPORTANTE: 
 
 
A determinação da dureza pode ser feita por espectrofotometria de absorção 
atômica ou através de titulometria. O método titulométrico mais utilizado é a 
complexometria com EDTA sódico. 
Para determinação da dureza total, a titulação é feita com EDTA 0,01M sendo 
que a amostra tem seu pH elevado para 10 através da adição de solução tampão. O 
indicador metalocrômico é o negro de Eriocromo, que apresenta viragem de vermelho 
(vinho) para azul (escuro), quando a reação de complexação se completa. 
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. Coma diferença o 
pH deve ser elevado para 13 (para precipitar o magnésio na forma de hidróxido), 
utilizando-se hidróxido de amônio, e 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). 
Para diminuir a dureza, pode-se submeter a água a processos de abrandamento 
por precipitação ou de desmineralização por troca iônica. 
De um modo geral, pode-se dizer que existem três técnicas para a remoção da 
dureza da água: o processo de abrandamento pela cal (carbonato de sódio), o processo 
por troca iônica e o processo de separação por membranas, cada um indica uma 
determinada eficiência e a faixa limite de remoção de dureza. 
O processo de cal reduz a concentração de íons cálcio e magnésio, e o resultado 
é uma água com dureza final próxima de 80mg/L CaCO3. Dessa forma, fica evidente 
Se alcalinidade de bicarbonatos < dureza total ⇒ dureza temporária ≅ 
alcalinidade de bicarbonatos e existe dureza permanente na amostra. 
Se alcalinidade ≥ dureza total ⇒ dureza permanente ≅ zero 
que esta técnica é indicada para o tratamento de água com uma dureza superiora a esse 
valor. 
Já a troca iônica e a separação por membranas podem reduzir em até 100% a 
dureza da água, devendo-se observar que estes são os processos mais adequados para o 
abrandamento de água com dureza relativamente baixa, menor ou igual a 80mg/L, que 
como foi comentado anteriormente é valor limite para o processo de abrandamento com 
cal. 
A capacidade restrita das resinas dificulta a aplicação do processo de troca 
iônica em águas com concentrações elevadas, para este fim necessitaria uma alta 
quantidade de resina bem como a realização de regenerações das resinas com mais 
frequências gerando uma produção de efluentes líquidos. Já com relação as membranas 
concentrações elevadas podem propiciar a incrustações na superfícies das membranas 
causando uma redução na sua vida útil. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
EXERCICIOS 
 
1) Qual o pH de solução com a concentração hidrogeniônica [H
+
] de 0,0000001? 
 2) Explique a importância do pH nos seguintes processos: 
1. Coagulação 
2. Desinfecção 
3. Na remoção de metais pesados 
4. Na remoção de Fe e Mn 
5. Nos processos de abrandamento da água 
3)Como se efetua a correção de pH de águas superficiais? 
4) Qual a influência do pH na desinfecção realizado com produtos à base de cloro? 
5) Justifique os fatores que são responsáveis pelo aumento do pH nas águas naturais? 
6) Justifique os fatores que são responsáveis pela diminuição do pH nas águas naturais? 
7) Justifique a influência da alcalinidade no tratamento convencional das águas? 
8) A dureza presente nas águas se deve a que fatores? 
9) Sabe que água com valores acima de 300mg/L de CaCo3 são consideradas muito 
dura, no entanto, sabe-se que o padrão de potabilidade estabelece o valor máximo de 
500mg/L de CaCo3. Em sua opinião, este valor preconizado poderá provocar 
inconvenientes sanitários? 
10) Explique a elevação do pH em águas eutrofizadas? 
11) Discorra 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. 
12)Em um manancial superficial detectou-se o valor de pH maior que 9,4, este valor 
elevado pode ocorrer em razão das condições naturais do meio? Justifique 
13)Explique porque a Portaria n° 2914/11 estabelece um intervalo amplo de pH (6,5-
9,5) em águas de abastecimento? 
14)Como se deve proceder para aumentar alcalinidade nas águas naturais? 
15)Qual o efeito provocado nos parâmetros de acidez/alcalinidade com adição dos 
coagulantes como sulfato de alumínio e cloreto férrico na água? 
16)Diferencie dureza permanente de dureza temporária. Quais os inconvenientes 
provocados pela dureza temporária? 
17)Explique porque o maior inconveniente da dureza elevada em águas para 
abastecimento é considerado apenas como de ordem econômica? 
18)Por que existe padrão de Dureza na Portaria de potabilidade em vigor se o referido 
padrão não apresenta problemas sanitários? 
19)Quais as técnicas de tratamento para redução de dureza? 
20)Qual a importância de medir o índice de Langelier nas águas naturais? 
21)O que é preciso para se medir ISL? 
22) 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) 
Apresente as incoerências existentes neste laudo. 
23) Qual a vantagem do emprego da barrilha no controle de pH de um reator anaeróbio 
desequilibrado? 
24) Pode uma água natural conter acidez e alcalinidade ao mesmo tempo? Justifique. 
25) O que é dureza de uma água? Qual a principal forma em que a dureza pode ser 
introduzida em uma água natural? 
26) Explicar a influência da dureza no uso de uma águapara abastecimento público e 
industrial. 
27) Por que a fluoretação de águas para abastecimento público deve ser um processo 
bem controlado? 
28) 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)? 
29) Que tipos de efluentes industriais podem conter cianeto? Que princípios de 
tratamento podem ser considerados para a remoção destes constituintes das águas? 
30) Qual a principal fonte de ferro nas águas naturais? 
 
31) Quais as formas em que o ferro pode se apresentar na água e como elas influem nos 
 nos processos de tratamento da água? 
 
32) Quais as implicações da presença elevada de ferro em águas para: a) uso doméstico. 
b) tratamento para abastecimento público. 
 
33) Quais as semelhanças e contrastes em relação à presença de ferro e manganês nas 
águas naturais? 
 
34) Quais as principais fontes de descarga de metais pesados nas águas naturais? 
 
35) Como a presença de metais pesados em uma água natural pode influir em seu uso 
para abastecimento público? 
 
36)Quais os inconvenientes provocados pelo alumínio presentes em concentrações 
superiores a 0,2mg/L em águas de abastecimentos? 
 
37)Como se devem reduzir os teores de alumínio nas águas de abastecimento? 
38) Discorra sobre a técnica analítica de determinação de matais pesados (mínimo 15 
linhas) 
 
 
QUESTÕES OBJETIVAS 
1)Com relação à influência do pH da água na solubilidade de metais pesados, pode 
ser dito que: 
a) Quanto mais elevado for o pH, os metais pesados são menos solúveis e para ocorrer 
uma precipitação mais eficiente, deve-se elevar o pH dos efluentes para um valor 
entre 13 e 14. 
 
b) Os metais pesados são menos solúveis em meio alcalino apresentando, cada um, 
determinado valor de pH em que se precipitam em maior extensão. 
 
c) Os metais pesados são menos solúveis em meio ácido, sendo a faixa de pH entre 3 
e 5 a mais recomendada para a precipitação destes. 
 
d) Os metais pesados são menos solúveis em valores de pH em torno de 7, devendo-se 
neutralizar 
 
e) A solubilidade de metais pesados na água é independente da condição de pH. 
 
2) Com relação à influência do pH sobre a presença da amônia na água pode ser dito 
que: 
 
a) Aumentando-se o pH aumenta-se a concentração de amônia gasosa, que é a forma 
mais tóxica para os peixes 
 
b) O aumento do pH leva a umaumento na concentração do íon amônio, que é a forma 
mais tóxica para a fauna ictiológica 
 
c) Diminuindo-se o pH aumenta-se a concentração de amônia gasosa que é a forma 
mais tóxica para a fauna ictiológica 
 
d) Diminuindo-se o pH aumenta-se a concentração do íon amônio que é a forma mais 
tóxica para a fauna. 
 
e) A variação de pH não tem qualquer efeito sobre a ação tóxica da amônia na água. 
 
3) Em que unidades de estações de tratamento de água para abastecimento e de 
estações de tratamento de esgotos, respectivamente, a alcalinidade assume maior 
importância para promover a ação de tratamento: 
 
a) Filtração da água nas ETAs e digestão aeróbia de lodo nas ETEs 
 
b) Coagulação da água nas ETAs e digestão aeróbia de lodo nas ETEs 
 
 
c) Filtração da água nas ETAs e digestão anaeróbia de lodo nas ETEs 
 
d) Floculação da água nas ETAs e digestão anaeróbia de lodo nas ETEs 
 
 
e) Decantação da água nas ETAs e adensamento de lodo nas ETEs 
 
 
4) Com relação à dureza da água, pode ser dito que: 
 
a) Deve-se à presença de íons cálcio e magnésio, principalmente, que tornam o sabão 
mais solúvel. 
 
b) Deve-se à presença de íons ferro e manganês, principalmente, que tornam o sabão 
mais solúvel. 
 
c) Deve-se à presença de íons cálcio e magnésio, principalmente, que tornam o sabão 
menos solúvel. 
 
d) Deve-se à presença de íons ferro e manganês, principalmente, que tornam o sabão 
menos solúvel. 
e) Deve-se à presença de compostos orgânicos que reagem com o sabão dificultando a 
formação de espuma. 
 
5) Na análise de uma água para abastecimento público foram obtidos os seguintes 
resultados: 
• pH: 6,0 
• Alcalinidade de bicarbonato:10 mg/L (CaCO3) 
• Alcalinidade de carbonato: 5 mg/L (CaCO3) 
• Alcalinidade de hidróxido: 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) 
Assinale a alternativa correta: 
a) Há coerência entre os resultados de cálcio, magnésio e dureza total 
b) Há coerência entre os resultados de pH e alcalinidade de hidróxido 
c) Há coerência entre os resultados dos componentes da alcalinidade 
d) Há coerência entre os resultados de pH, acidez e alcalinidade de bicarbonato 
e) Há coerência entre os resultados de alcalinidade de bicarbonato, dureza total e 
dureza permanente. 
6) Em geral, a principal fonte de dureza nas águas é: 
a) Solo 
b) Esgoto sanitário 
c) Efluentes industriais 
d) Efluentes de áreas agrícolas 
e) Escoamento superficial das águas pluviais 
 
7) É vantagem do emprego da cal hidratada em relação à soda cáustica no tratamento 
de efluentes industriais: 
a) Maior solubilidade em água 
b) Menor produção de lodo 
c) Maior poder coagulante 
d) Maior grau de pureza comercial 
e) Não há vantagem técnica no emprego da cal, em relação à soda cáustica