Propriedades da Água e Fórmulas Estruturais

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MÓDULO 1 - LIXO
RESUMO TEÓRICO
1. Água
Características da Água:
• Fórmula: H2O
• Massa Molecular: 18g/mol
• Ligação Covalente: Compartilha elétrons
• Polaridade: Polar
• Interação: Faz ligação de Hidrogênio com outras moléculas de água.
• Alto ponto de fusão e ebulição, se comparadas com moléculas de massa mo-
lecular próximas.
• Solvente universal: Por ser bastante polar, consegue dissolver vários compos-
tos. Alta constante dielétrica.
• Constante Dielétrica da Água = 81, ou seja, compostos iônicos na água tem 
a força de interação entre seus íons diminuída em até 81 vezes. O que a torna 
esse solvente tão importante.
Conceitos Gerais:
• Camada de Valência: Camada mais externa da eletrofesra.
• Eletronegatividade: Força com que um átomo atrai os elétrons de uma li-
gação sigma (simples)
• Regra do Octeto: Para se estabilizarem os átomos se ligam de modo a ficar 
com 8 elétrons na camada de valência. Há várias exceções a essa regra: Boro = 6 
elétrons, Berílio = 4 elétrons, H = 2 elétrons...
2. Fórmulas Estruturais
Siga os 5 passos para montar suas estruturas:
I. Conte os elétrons da camada de valência dos átomos.
II. Coloque uma ligação simples para cada ligante.
III. Complete o octeto dos ligantes.
IV. Se sobrar elétrons, coloque-os no átomo central.
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ÁGUA
1. A Água: Estrutura e Propriedades
2. Polaridade, Forças Intermoleculares, PF e PE dos Compostos Orgânicos
3. Solubilidade dos Compostos Orgânicos
4. Sabões e Detergentes
5. Dissolução dos Compostos em Água
6. Fórmulas Estruturais
7. Geometria Molecular
8. Polaridade de Ligações e das Moléculas
9. Forças Intermoleculares
10. Propriedades Coligativas (1/2)
11. Propriedades Coligativas (2/2)
12. Coeficiente de Solubilidade
13. Massa Atômica, Molecular, Molar e Mol
14. Soluções 
15. Ácidos e Bases
16. Características do Equilíbrio Químico
17. Deslocamento de Equilíbrio (1/2)
18. Deslocamento de Equilíbrio (2/2)
19. pH, pOH e Kw
20. Hidrólise de Íons / Hidrólise Salina
21. Poluição das Águas
V.Se o átomo central não estiver com o Octeto completo, faça ligações duplas ou 
triplas até ele se estabilizar.
3. Geometria e Polaridade
A Geometria é determinada pela repulsão das nuvens de elétrons dos átomos ligan-
tes e dos pares de elétrons livres do átomo central. 
Assim temos para cada situação uma geometria e uma polaridade. Uma coisa de-
pende da outra, então sempre fique atento as estruturas!
Considere A - átomo central / X - Ligantes / é - Pares de elétrons livres
I. Geometria Linear
A2 - Apolar. H2 - O2
AX - Polar. HCl - HI
AX2 - Polar ou Apolar. CO2
II. Geometria Angular
AX2 é - Polar. H2O - H2S
III. - Geometria Triangular ou Trigonal Plana
AX3 - Se todos ligantes iguais é APOLAR. BH3
AX3 - Se pelo menos um ligante for diferente POLAR. CH2O
IV. Geometria Piramidal
AX3 é - Polar. NH3
V. Geometria Tetraédrica
AX4 - Se todos ligantes iguais é APOLAR. CH4
AX4 - Se pelo menos um ligante for diferente POLAR. CH3Cl
CUIDADO: Há diferença entre ligação polar e molécula apolar. A molécula apo-
lar, pode ter ligações polares. Ex.: O = C = O Nessa molécula a ligação C = O é po-
lar, pois o oxigênio é mais eletronegativo, mas no total essas forças se anular deixa- 
ndo a molécula APOLAR.
4. Forças Intermoleculares
Relação entre as forças e as propriedades físicas:
As moléculas podem se atrair com mais ou menos intensidade. Essa atração é fator 
responsável por várias características físicas como, por exemplo, estado físico 
das substâncias e a desidade. Estudamos que a distância entre as moléculas é 
o que configura o estado físico: sólido, líquido ou gasaso. 
Assim quanto maior a força intermolecular, mais próximas estarão as 
moléculas e mais difícil será de separá-las. Ou seja, para afastar as 
moléculas precisaremos de fornecer mais energia e isso significa uma 
maior temperatura de Fusão e Ebulição.
Se as forças são intensas significa que as moléculas estarão também mais compac-
tas, mais próximas e isso causa um acúmulo de moléculas em um pequeno volume, 
assim sendo, essas forças podem também influenciar a densidade das substân-
cias.
São 3 os tipos de Forças Intermoleculares:
I.Forças Fracas de Van der Waals OU Forças de London OU Dipolo-
induzido OU Dipolo-instatâneo:
Essas forças são características de moléculas apolares, como os compostos orgâni-
cos conhecidos como Hidrocarbonetos, conhecidos por nós como gasolina, gás 
metano, gás do butijão (butano).
São compostos com baixa densidade e baixos pontos de fusão e ebulição.
II. Forças de Van der Waals OU Dipolo-Dipolo OU Dipolo-Permanente:
Forças características de moléculas polares, ou seja, que possuem pólos.
III.Ligação de Hidrogênio OU Ponte de Hidrogênio:
É um Dipolo-Permanente só que, muito intenso. Pois é formado por átomos com 
grande diferença de eletronegatividade.
F, O, N ligados ao H
5. Propriedades Coligativas
Propriedades coligativas são as propriedades das soluções que dependem do 
número de partículas dispersas e independem da natureza das partículas do soluto.
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Pressão Máxima de Vapor (PMV)
PMV é a pressão exercida pelo vapor quando está em equilíbrio dinâmico com o 
liquido correspondente.
A PMV depende da temperatura e da natureza do líquido. Observa-se experimental-
mente que, numa mesma temperatura, cada líquido apresenta sua pressão de va-
por, pois esta está relacionada com a volatilidade do líquido.
Vejamos alguns exemplos no gráfico abaixo:
Analisando o gráfico podemos perceber que em uma temperatura fixa, por exem-
plo a 35ºC, temos que a água possui uma menor PMV, isso por quê a água é capaz 
de fazer ligações de hidrogênio, essa interação intermolecular bem intensa, já o 
éter é uma molécula levemente polar e por isso possui interações moleculares me-
nos intensas que a da água, e assim evapora mais que a água, em uma mesma tem-
peratura e exerce uma maior PMV.
Ponto de ebulição é a temperatura na qual a PMV iguala a pressão atmosférica. 
Quanto maior a PMV na temperatura ambiente, menor o P.E. amos então estudar 
cada um dos efeitos coligativos.
Efeitos coligativos
Para cada propriedade considerada, teremos um efeito observado:
a) Efeito tonoscópico - PMV: O efeito consiste na diminuição da pressão de va-
por do solvente quando se adiciona um soluto não volátil:
Podemos afirmar que o soluto dificulta a evaporação do solvente. Em síntese, com 
a adição de partículas de soluto (íons ou moléculas) intensificam-se as forças atrati-
vas moleculares e, consequentemente, a pressão de vapor do solvente diminui. 
b) Efeito ebulioscópico - Ponto de Ebulição:
É o aumento da temperatura de ebulição do solvente, quando se adiciona um so-
luto não volátil. 
Do mesmo modo, o efeito é explicado pelo aumento da intensidade das forças in-
terativas e pela presença das partículas do soluto. Quanto maior o número de 
partículas de soluto, maior o número interações soluto-solvente e, consequente-
mente, menor a tendência de escape das moléculas de solvente para o estado 
gasoso.
c) Efeito crioscópico - Ponto de Fusão:
O efeito crioscópico consiste na diminuição da temperatura de congelamento ou 
fusão do solvente quando se adiciona um soluto não volátil.
Exemplos de aplicação deste efeito podem ser observados na fabricação de sorvete 
e na adição de etilenoglicol em radiadores de automóveis, para evitar seu congela-
mento (em regiões onde as temperaturas estão abaixo de 0ºC). Nas regiões po-
lares, a água não congela por causa da presença de elevada quantidade de sais dis-
solvidos, principalmente NaCl.
d) Efeito osmoscópico - Pressão osmótica:
Por fim, o efeito osmótico, que consiste na variação da pressão osmótica entre duas 
soluções separadas entre si por uma membrana semipermeável (m.s.p.) ou de uma 
solução com o solvente puro. 
Em resumo, a pressão osmótica é aquela pressão exercida pelo solvente contra a 
m.s.p. para que ocorra a osmose. Uma membrana semipermeável deve permitir 
apenas a passagem de solvente (ex.: citoplasma, papel celofane,...). A passagem de 
solvente atravésda membrana ocorre até que as soluções tornem-se isotônicas, 
isto é, exerçam a mesma pressão osmótica.



Deparamos com exemplos deste efeito todos os dias. Quando adicionamos açúcar à 
salada de frutas, verificamos o aumento no volume do caldo. Da mesma forma, o 
charque é preparado pela adição de sal sobre a carne, o que provoca a sua de-
sidratação.
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6. Ligações Covalentes e Ionização
Ligação covalente ocorrem entre AMETAIS. São ligações onde há o Compartil-
hamento de elétrons e a formação de Moléculas.
Os compostos moleculares aparecem na natureza nos 3 estados físicos da maté-
ria. As forças intermoleculares são determinantes nesse processo.
As moléculas são elétricamente neutras, ou seja, as suas cargas internas se anulam.
Podem formar soluções que conduzem, ou não, corrente elétrica. No caso de sub-
stâncias puras não conduzem. Mas substâncias como ácidos podem conduzir em 
solução aquosa.
Esse fenômeno é explicado pela Ionização que é a capacidade da água em que-
brar as ligações intramoleculares, ou seja, as ligações covalentes, e formar 
íons.
Os íons em solução serão os responsáveis pelo transporte da corrente elétrica.
7. Ligações Iônicas e Dissociação
Ligação covalente ocorre entre METAIS e AMETAIS. São ligações onde um 
átomo doa os seus elétrons da última camada (Metais) e outros recebem esses 
elétrons (Ametais).
Nesse processo há a formação de átomos com cargas, os quais chamamos de íons. 
Os íons podem ser positivos: Cátions ou negativos: Ânions.
Os compostos iônicos surgem então da força eletrostática que surge entre as 
cargas, ou seja, é formado a partir da atração de uma carga positiva e negativa. 
Essa força é muito intensa. Isso faz com que esse compostos tenham altís-
simo ponto de fusão e ebulição. O NaCl, exemplo, tem ponto de Fusão 
próximo a 800oC enquanto a água, que é um composto covalente, tem ponto de 
Fusão igual a Zero.
Os compostos iônicos são sólidos na temperatura ambiente.
Esse compostos não formam moléculas e sim fórmulas! Essas fórmulas se arran-
jam no espaço de maneira diferente das moléculas, elas se organizam em retícu-
los cristalinos.
Como vimos quebrar as ligações iônicas é muito dificil casa decida-se fazer pelo 
aquecimento. Mas podemos separar com a ajuda da água!!! 
Com sua grande constante dielétrica, a água consegue interagir com as cargas 
dos íons enfraquecendo a ligação entre eles. Ao fazer isso as ligações se rompem 
e a água consegue envolver os íons (Solvatar) e assim dissolver esses compostos.
Esse processo de separação dos íons feitos pela água é chamado de dis-
sociação!
8. Coeficiente de Solubilidade
Cada substância, seja ela um ácido, uma base, um sal... tem certa solubilidade na 
água. Essa solubilidade depende da própria substância, do tipo de solvente, da 
quantidade do solvente e da temperatura.
Nosso solvente será a água! Por isso podemos definir assim:
“Coeficiente de Solubilidade é a quantidade máxima de soluto que po-
demos dissolver em uma certa quantidade de água, a uma dada tem-
peratura.”
Ou seja, é o máximo que a gente consegue dissolver e isso vai depender da quanti-
dade de água e da temperatura. 
Como o coeficiente é o máximo, eu posso escolher dissolver menos ou mais do 
que ele consegue. Se eu dissolvo mais, acaba juntando no fundo do recipiente. 
Igual quando fazermos suco e exageramos no açucar. Fica tudo no fundo! =/
Eu posso classificar quanto a essa quantidade:
Insaturada: É quando eu coloco menos do que o solvente consegue dissolver.
Saturada: É quando eu coloco exatamento o que o solvente consegue dissolver.
Saturada com corpo de fundo: É quando eu coloco MAIS do que o solvente 
consegue dissolver. Nesse caso, parte vai para o fundo e nós chamamos isso de 
corpo de chão ou corpo de fundo.
Uma solução também pode ser classificada quanto a influencia da temperatura. 
Há soluções que quando aumenta-se a temperatura, ela consegue dis-
solver mais soluto, isso é chamado de Dissolução Endotérmica. Tem 
soluções que quando eu diminuo a temperatura, ela dissolve mais so-
luto, isso eu chamo de Dissolução Exotérmica.
9. Concentrações
• Concentração Comum: É a relação entre a massa do soluto e o volume da 
solução. 
Unidade: g/L
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Significado físico: A cada 1 L de solução encontramos X g de soluto.
Fórmula: C = m1/V
• Densidade: É a relação entre a massa da solução e o volume da solução. 
Unidade: g/mL
Significado físico: Cada 1 mL tem massa igual á X g.
Fórmula: d = m/V
• Molaridade: É a relação entre o número de mol do soluto e o volume da so-
lução. 
Unidade: mol/L
Significado físico: Cada 1 L de solução encontramos 1 mol de soluto. 
Fórmula: M = N1/V
• Mol: É a relação entre a massa e a massa molar da substância. 
Unidade: mol
Significado físico: 1 Mol corresponde a 6x1023 unidades.
Fórmula: N = m/MM
• Título: É a relação entre a massa do soluto e a massa da solução. 
Unidade: Não possui. Expresso em %
Significado físico: Cada 100g de solução temos X g de soluto.
Fórmula: T = m1/m
• Relação entre as Concentrações:
C = 103 . d . T (Quando d dado em g/mL)
M = C/ MM
M = 103 . d . T / MM
10. Ácidos de Arrhenius
Ácidos = substâncias que em solução aquosa sofrem ionização, liberando como 
cátions somente H+.
HF(aq) → H+(aq) + F- (aq)
H2SO4(aq) → 2H+(aq) + SO4-2(aq)
H3PO4(aq) → 3H+(aq) + PO4-3(aq)
Classificação de ácidos
! Quanto à presença de oxigênio
Oxiácidos = HClO
Hidrácidos= HBr
! Quanto ao número de hidrogênios ionizáveis
Monoácido = HI
Diácido = H2S
Triácido = H3PO4
Tetrácido = H4P2O7 
Obs:
• Exceções H3PO3(diácido) , H3PO2(monoácido) , H3BO3(monoácido).
! Quanto ao número de elementos
Binários = HF
Ternários = HBrO
Quaternários = HCNO
! Quanto a volatilidade
Ácidos voláteis ( PE < 100oC ) = hidrácidos ,HNO3 , HClO3 etc.
Ácidos fixos (PE > 100oC ) = H2SO4 , H3PO4 , HBO3 , H2C2O4 etc.
Obs: Para ácidos fixos de um mesmo elemento, quanto maior o número de oxigêni-
os maior é o PE.
Obs:
! Quanto à força ácida
 A força de um ácido é medida pelo seu grau de ionização(α)
 (α) = no moléculas ionizadas / no moléculas dissolvidas
α > 50 % = fortes 5% < α < 50%= moderados α < 5% = fracos
Obs:
Para oxiácidos a força pode ser medida pela diferença entre os átomos de oxigênio 
e hidrogênio.
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( no oxigênios ) – ( no hidrogênios ionizáveis ) = X
X = 3 ou 2 fortes 
X = 1 moderados
X = 0 fracos
Obs:
• H2CO3 é um ácido fraco.
• Os s ácidos orgânicos em geral são mais fracos que os inorgânicos.
! Ácidos instáveis
H2CO3 → H2O + CO2
H2SO3 → H2O + SO2
H2S2O3 → H2O + SO2 + S
Nomenclatura
1)Hidrácidos
Ácido nome do elemento + ídrico
HCl =Ácido clorídrico
HF = Ácido fluorídrico 
HBr = Ácido bromídrico
HCN = Ácido cianídrico
H2S = Ácido sulfídrico
2)Oxiácidos
 Em oxiácidos a nomenclatura depende do nox do elemento central(X).
Terminaçã
o
Nox do elemento 
central
hipo-oso +1 e +2
oso +3 e +4
ico +5 e +6
Per-ico +7
HaXOb
X= elemento central
Nos oxiácidos o nox do oxigênio é -2 e do hidrogênio é +1.
●HClO =ácido hipocloroso (nox Cl= +1)
●HNO2 = ácido nitroso (nox N= +3)
●H2SO4 = ácido sulfúrico (nox S= +6)
●HClO4 = ácido perclórico (nox Cl= +7)
 
Exceções:
 Os ácidos dos grupos 14(4A) e 13(3A) possuem nox +4 e +3 com termina-
ção ico. 
H2CO3 = ácido carbônico
H3BO3 = ácido bórico
11. Bases (ARRHENIUS)
 São substâncias que se dissociam em água liberando como único ânion o 
íon hidróxido(OH-).
NaOH(s) → Na+ (aq) + OH-(aq) Monobase
Mg(OH)2(s) → Mg2+ (aq) + 2OH-(aq) Dibase
Al(OH)3(s) → Al3+(aq) + 3 OH-(aq) Tribase
 As bases possuem sabor adstringente , que “amarra” a boca. O termo alcali-
no significa básico.
Obs:
! As bases geralmente são compostos iônicos.
! Fórmula geral = M(OH)x , M= cátion metálico ou NH4+ , X = Nox do metal
Nomenclatura
Bases de metais de nox fixo
Regra = Hidróxido de nome do elemento
NaOH = Hidróxido de sódio
Zn(OH)2= Hidróxido de zinco
AgOH = Hidróxido de prata
Obs:
! Metais de nox fixo : metais alcalinos (+1) , alcalinos terrosos(+2), Al e Bi 
(+3), Cd e Zn(+2), Ag (+1)Bases de metais de nox variável
Regra = Hidróxido de nome do elemento valência (numeral romano)
Fe(OH)3 = Hidróxido de ferro III ou hidróxido férrico( nox maior )
Fe(OH)2 = Hidróxido de ferro II ou hidróxido ferroso( nox menor )
Obs:
! Metais de nox variável mais comuns: Cu e Hg ( +1, +2) , Fe ( +2, +3 ) , Pb e 
Sn ( +2, +4 ) , Au ( +1, +3 ).
Classificação das bases
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01)Quanto à força
Fortes = Grupo 1 e 2 (alcalinos e alcalinos terrosos)
Fracas = As demais
Obs:
! O hidróxido de berílio(Be(OH)2) é fraco e anfotérico.
! Quanto menor o nox do metal mais forte e a base.
02) Quanto à solubilidade em água
Solúveis = Grupo 1(1A) e NH4OH
Parcialmente solúveis = Grupo 2 (2A)
Insolúveis = As demais
Obs:
! As bases de Be e Mg são insolúveis.
! O NH4OH( hidróxido de amônio ) não existe na forma de substância pura. 
Uma solução de hidróxido de amônio é na verdade uma solução de amônia 
(NH3) em água.
! A solução de hidróxido de amônio é conhecida comercialmente como amoní-
aco.
12. Equilíbrio Químico
Equilíbrio é o processo onde reações reversíveis originam produtos e 
esses restituem os reagentes. São reação que não se completam total-
mente.
Características do Equilíbrio:
• Concentrações constantes;
• Velocidades de formação e restituição iguais;
• Reação Reversível;
• Processo Espontâneo;
13. Deslocamento de Equilíbrio
Princípio de Le Chatelie: Fuga ante a força. Um equilíbrio ao ser alterado, 
tende a retornar a situação de equilíbrio minimizando os efeitos da força externa.
I. Temperatura: 
Se aumentar a temperatura, desloca para o lado ENDOTÉRMICO.
Se diminuir a temperatura, desloca para o lado EXOTÉRMICO.
II.Pressão:
Se aumentar a pressão, desloca para o lado de MENOR volume.
Se diminuir a pressão, desloca para o lado de MAIOR volume.
Só é valido para gases!!!!!!!!
III. Concentração:
Se aumentar a concentração, desloca para o lado oposto.
Se diminuir a concentração, descloca para o mesmo lado.
IV.Catalizador:
Não desloca equilíbrio, apenas faz com que ele seja atingido mais rapidamente.
14. pH e pOH
• A água auto-ioniza: H2O <--> H+ + OH-
• pH = é a concentração de H
• pOH = é a concentração de OH
• Meio Neutro: Quantidade de H+ é igual a quantidade de OH-
• Meio Neutro: pH = pOH = 7
• Meio Ácido: pH < 7 e pOH > 7
• Meio Básico: pH > 7 e pOH < 7
• Kw = 10-14 a 25oC
• pH + pOH = 14
15. Hidrólise salina
É o processo em que o(s) íon(s) proveniente de um sal reage(m) com a água. A 
adição de um sal a água pode resultar em uma solução ácida, básica ou neutra. O 
caráter ácido-base de um sal depende do ácido e da base que deram origem a ele.
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1) Sal derivado de ácido fraco e base forte (sal de caráter básico)
NaCN→ derivado do NaOH (base forte) e HCN (ácido fraco)
NaCN (aq)→ Na+ (aq) +CN-(aq) dissociação
O íon derivado do “fraco” e quem sofre hidrólise.
CN-(aq) + H2O HCN(aq) + OH-(aq)
Kh = [HCN][ OH-] / [CN-] 
A liberação de OH- é responsável pelo caráter básico da solução (pH>7).
2) Sal derivado de ácido forte e base fraca (sal de caráter ácido)
NH4Cl → derivado do HCl (ácido forte) e NH4OH (base fraca)
NH4Cl (aq)→ NH4+(aq) + Cl -(aq) dissociação
O íon derivado do “fraco” e quem sofre hidrólise.
NH4+(aq) + H2O NH4OH (aq) + H+(aq)
Kh = [NH4OH][ H+] / [NH4+]
A liberação de H+ é responsável pelo caráter ácido da solução (pH<7).
Obs:
• Quando o cátion hidrolisa ocorre a liberação de H+(aq) deixando o meio ácido e 
quando o ânion hidrolisa ocorre a liberação de OH-(aq) deixando o meio básico.
3) Sal derivado de ácido forte e base forte (sal de caráter neutro)
NaCl → derivado do HCl (ácido forte) e NaOH (base forte)
NaCl (aq)→ Na+ (aq) + Cl -(aq) dissociação
Íons derivados de ácidos e bases fortes não sofrem hidrólise, portanto, o pH não se 
altera. 
4) Sal derivado de ácido fraco e base fraco
NH4CN→ derivado do NH4OH (base fraca) e HCN (ácido fraco)
NH4CN (aq)→ NH4+(aq) +CN-(aq) dissociação
Nesse caso ocorrerá a hidrólise dos dois íons. O pH é determinado pelo Ka do ácido 
e pelo Kb base.
Ka > Kb = sal de caráter ácido
Ka< Kb = sal de caráter básico
Ka= Kb = sal de caráter neutro
16. Poluição da Água
DBO - Demanda Bioquímica por Oxigênio
A matéria orgânica é degradada por microorganismos como fungos e bactérias. 
Esses seres quebram grandes cadeias orgânicas e transformam em cadeias me-
nores para serem reaproveitadas pelo sistema.
Nesse processo de degradação há o consumo de oxigênio, e se, houver grande 
quantidade de matéria orgânica, o oxigênio vai ser consumido de tal maneira que 
poderá causar a morte de ecossistemas aquáticos.
Então DBO mede a quantidade de oxigênio que será consumido na degradação da 
matéria orgânica.
pH - Acidez do Meio
pH - significa potencial hidrogeniônico e ele mede a concentração de H+ em um 
meio aquoso.
Quanto mais H+ eu tiver, mais ácido será esse meio e menor será o pH. 
A água pode receber substâncias que a deixão mais ácidas como por exemplo o 
Enxofre, que se oxida a SO3 e em água forma um ácido: o ácido sulfúrico. 
Existem faixas de pH que regulam ambientes aquáticos e variação dessa faixa pode 
trazer grandes prejuízos ao ecossitema aquático em questão.
Temperatura e Pressão
Solubilidade de gases também dependem de fatores como a temperatura e a 
pressão. 
Quanto maior a temperatura, menor a solubilidade dos gases na água.
Quanto maior a pressão, maior a solubilidade dos gases na água. (Lei de Henry)
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