Química Ambiental - Ácidos, Bases e Reações Redox

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Química Ambiental
Ana Cecília 
Bulhões Figueira
Aula 4
Sumário
	Nomenclatura de ácidos e bases
	Solução tampão
	Reações ácido-base em águas naturais
	Reações de oxidação e redução – redox
	Agentes oxidantes e redutores
	Números de oxidação (nox)
	Reações redox em águas naturais
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Nomenclatura de Ácidos
	Ácidos inorgânicos são representados pelo átomo de H na frente do ânion correspondente.
	É formado pelo ânion ligado a um número de íons H+ suficientes para neutralizar sua carga formal.
 HCl, H2SO4, HNO3, H3PO4
Nomes dos ácidos relacionam-se aos nomes dos ânions que os dão origem.
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Ácidos derivados de ânions cujos nomes terminam em –eto, têm seus nomes formados:
 ácido + nome do ânion + terminação –ídrico
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Nomenclatura de Ácidos
	Nome do ânion	Nome do ácido
	Cl- íon cloreto	HCl ácido clorídrico
	Br- íon brometo	HBr ácido bromídrico
	S2- íon sulfeto	H2S ácido sulfídrico
Ácidos derivados de ânions cujos nomes terminam em –ito ou –ato, têm seus nomes formados:
 ácido + nome do ânion + terminações –oso e –ico
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Nomenclatura de Ácidos
	Nome do ânion	Nome do ácido
	ClO2- íon clorito	HClO2 ácido cloroso
	ClO- íon hipoclorito	HClO ácido hipocloroso
	ClO3- íon clorato	HClO3 ácido clórico
	ClO4- íon perclorato	HClO4 ácido perclórico
Nomenclatura de Bases
 Bases inorgânicas são formadas pelo ânion hidróxido (OH-).
Nomes são dados por:
ânion hidróxido + preposição DE + nome do cátion correspondente
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	Fórmula química	Nome da base
	NaOH	Hidróxido de sódio
	KOH	Hidróxido de potássio
	Ca(OH)2	Hidróxido de cálcio
	Mg(OH)2	Hidróxido de magnésio
	Al(OH)3	Hidróxido de alumínio
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Ácidos e bases – Solução tampão
	Solução que não apresenta variação de pH quando uma pequena quantidade de ácido ou base é adicionada a ela.
	Solução tampão tem espécies ácidas que neutralizam os íons OH- e espécies básicas que neutralizam os íons H+.
HX(aq)     H+(aq) + X-(aq) 
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Como preparar uma solução tampão?
	Adicionando base conjugada a um ácido fraco 
 tampão ácido acético/acetato de sódio:
 H3C2OOH --- H3C2OONa
	Adicionando uma base fraca a seu ácido conjugado 
 amônia/cloreto de amônio:
 NH3 --- NH4Cl
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	Águas naturais contêm CO2 dissolvido e seus ânions derivados:
CO32-, base moderadamente forte
HCO3-, ácido conjugado fraco
além de cátions: Ca2+ e Mg2+
	O pH dessas águas naturais raramente é exatamente igual a 7,0.
Reações ácido-base em 
águas naturais
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O Sistema CO2/Carbonato
Ao dissolver-se na água, o CO2(g) origina o ácido carbônico <H2CO3>:
CO2(g) + H2O(l) <H2CO3(aq)> (1)
O ácido carbônico dissocia-se em meio aquoso formando o íon bicarbonato, HCO3- e íon H+:
H2CO3(aq) H+(aq) + HCO3-(aq) (2)
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Por outro lado, as rochas calcárias fornecem o íon carbonato CO32-:
CaCO3(s) Ca2+(aq) + CO32-(aq) (3) 
 
O carbonato reage com H2O liberando OH-:
CO32-(aq) + H2O(l) HCO3-(aq) + OH-(aq) (4)
O Sistema CO2/Carbonato
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As espécies H+ e OH- neutralizam-se, controlando o pH das águas naturais:
O Sistema CO2/Carbonato
	Ocorrem em inúmeras ocasiões: meio fisiológico, industrial ou no ambiente. 
	Caracterizam-se pela transferência de elétrons entre as substâncias.
Processos de oxidação: perda de elétrons. 
Processos de redução: ganho de elétrons.
Átomo oxidado transfere e- a um átomo reduzido
Reações de Oxidação-Redução (Redox)
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Como reconhecer as reações redox?
	Através do número de oxidação (nox)
Em processos de Oxidação: corresponde a um aumento no número de oxidação (perda de elétrons);
Em processos de Redução: corresponde a uma diminuição no número de oxidação (ganho de elétrons); 
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Reações de Oxidação-Redução (Redox)
Como atribuir números de oxidação?
	O número de oxidação (nox) de um elemento não combinado com outros elementos é 0 (estado fundamental).
	A soma dos números de oxidação (nox) de todos os átomos em uma espécie é igual à sua carga total.
 Para os demais elementos, usam-se regras
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Reações de Oxidação-Redução (Redox)
Regras práticas:
	O número de oxidação do hidrogênio (H) é +1, quando combinado com não-metais e -1 em combinação com metais.
	Os números de oxidação dos elementos dos Grupos 1 e 2 são iguais ao número de seu grupo.
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Reações de Oxidação-Redução (Redox)
	O número de oxidação de todos os halogênios é -1, a menos que o halogênio esteja em combinação com o oxigênio ou outro halogênio mais alto no grupo. 
	O número de oxidação do oxigênio é -2 na maioria dos seus compostos. As exceções são os compostos com o hidrogênio e em certos metais como peróxidos (O22-), superóxidos (O2-) e ozonetos (O3-).
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Reações de Oxidação-Redução (Redox)
Agentes oxidantes e redutores
 
	Agente oxidante é a espécie que sofre redução (ganha elétrons – diminui nox).
	Agente redutor é a espécie que sofre oxidação 
(perde elétrons – aumenta nox).
Zn(s) + Cu2+(aq)  Zn2+(aq) + Cu(s)
Ganha 2e- = reduz = agente oxidante
Perde 2e- = oxida = agente redutor
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Reações de Oxidação-Redução (Redox)
	Espécie	nox
	Zn(s)	0
	Zn2+(aq) 	+2
	Cu2+(aq) 	+2
	Cu(s)	0
	As reações redox são importantes nas águas naturais
	São fundamentais na sobrevida dos organismos aquáticos
 OXIGÊNIO DISSOLVIDO (O2diss)
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Reações de Redox em águas naturais
	O2 é o agente oxidante mais importante nas águas naturais;
	Quando reagem em meio aquoso, os átomos de O têm seu nox alterado de 0 a -2 (H2O e OH-):
O2 + 4H+(aq) + 4e-  2H2O(l)
 ou
O2 + 2H2O(l) + 4e-  4OH-(aq)
A concentração do O2 dissolvido em águas se dá por:
O2(g) ↔ O2(aq)
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Reações de Redox em águas naturais
 OXIGÊNIO DISSOLVIDO 
	[O2] dissolvido é baixa (1,3.10-3 molL-1 atm-1);
	A solubilidade do O2 a 25°C é 8,7 miligramas por litro de água ( 8,7 ppm); 
	Já a 0°C é 14,7 ppm > a 35°C é 7,0 ppm; 
	Como os peixes necessitam de 5 ppm de O2 na água para manter-se vivos - sua sobrevivência em águas aquecidas pode ser problemática;
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Reações de Redox em águas naturais
 DEMANDA DE OXIGÊNIO - DO
 
	A substância mais oxidada pelo O2 dissolvido é a matéria orgânica de origem biológica (plantas mortas e restos de animais).
	Supõe-se que a matéria orgânica seja em sua totalidade carboidrato polimerizado:
  CH2O(aq) + O2(aq) → CO2(g) + H2O(l) 
 carboidrato
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Reações de Redox em águas naturais
DEMANDA BIOQUÍMICA DE OXIGÊNIO - DBO
 
	A capacidade da matéria orgânica presente em uma amostra de água natural em consumir oxigênio é chamada demanda bioquímica de oxigênio, DBO.
 
	A DBO = quantidade de O2 consumida como resultado da oxidação da matéria orgânica. 
	 A DBO média para água superficial não poluída é de cerca de 0,7 miligramas de O2 por litro.
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Reações de Redox em águas naturais
Ensaio: Determinação da Demanda Bioquímica de Oxigênio – DBO5
 
	DBO5: quantidade de O2 necessária para oxidar a matéria orgânica degradada por ação bacteriana (5 dias a 20°C);
	Fornece dados sobre compostos biodegradáveis em efluentes domésticos e industriais;
 MO + O2(aq) → CO2(g) + H2O(l) 
Micro-organismos
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Reações de Redox em águas naturais
 DEMANDA QUÍMICA DE OXIGÊNIO - DQO
 
	Maneira mais rápida para medir a DO em água é através da DQO:
	A dissolução do íon dicromato (Cr2O72-) em H2SO4 forma um poderoso agente oxidante, que oxida a matéria orgânica (MO):
 MO + Cr2O72-(aq) + H+(aq) ↔ 2Cr3+(aq) + CO2(aq) + H2O(l)
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Reações de Redox em águas naturais
 DEMANDA QUÍMICA DE OXIGÊNIO - DQO
 
	Com a reação de DQO, estima-se a quantidade de Matéria Orgânica presente em uma amostra;
	Faz-se uso da relação entre consumo de íon dicromato (Cr2O72-) e O2 dissolvido  1 mol Cr2O72- = 1,5 mol O2
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Reações de Redox em águas naturaisCOMPARAÇÃO ENTRE DBO E DQO
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Reações de Redox em águas naturais
	Demanda Bioquímica por O2 (DBO)	Demanda Química por O2 (DQO)
	Parecida com processos naturais	Diferente de processos naturais
	Oxidação da MO via micro-organismos	Oxidação da MO via reagentes químicos
	Cinco dias de análise	Rápida
	Pouca repetibilidade	Melhor repetibilidade
Decomposição Anaeróbica da MO em águas naturais
A MO pode ser decomposta pela ação de bactérias em condições anaeróbicas (ausência de O2).
	Condições anaeróbicas ocorrem em águas paradas, como as de pântanos, e as que se encontram na parte inferior de lagos profundos. 
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Reações de Redox em águas naturais
Decomposição Anaeróbica da MO em águas naturais
	As bactérias anaeróbicas promovem a modificação do C: parte se oxida a CO2 e parte é reduzida a CH4:
 MO → CH4(g) + CO2(g)
Bactérias 
anaeróbicas
	Reação de fermentação, onde ambos os agentes, oxidante e redutor, são materiais orgânicos.
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Reações de Redox em águas naturais
Decomposição Anaeróbica da MO em águas naturais
	O CH4(g) é insolúvel em água e forma bolhas na su­perfície da água em zonas pantanosas;  o metano foi chamado de gás "dos pântanos". 
	A mesma reação química ocorre nos "diges­tores" usados por moradores rurais para transformar excrementos animais em gás metano, que pode ser usado como combustível.			
Bactérias 
anaeróbicas
MO → CH4(g) + CO2(g)
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Reações de Redox em águas naturais
Fechamento
	Nomenclatura de ácidos e bases
	Solução tampão
	Reações ácido-base em águas naturais
	Reações de oxidação e redução – redox
	Agentes oxidantes e redutores
	Números de oxidação (nox)
	Reações redox em águas naturais
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Química Ambiental
Ana Cecília 
Bulhões Figueira
Atividade 4
 EXERCÍCIO DE AULA – nomenclatura de ácidos e bases
Dê os nomes para as seguintes substâncias:
H2S
HNO3
HIO4
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	LiOH
	Al(OH)3
	Be(OH)2
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	EXERCÍCIO DE AULA – Resolução
	Nomenclatura de ácidos:
	ácido + terminação –ídrico (ânion = -eto)
	ácido + nome do ânion + terminações –oso e –ico (-ico ou –ato)
	Nomenclatura de bases:
	ânion hidróxido + preposição DE + nome do cátion
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	EXERCÍCIO DE AULA – Resolução
	ÁCIDOS
	H2S	S-2	Ânion sulfeto	Ácido sulfídrico
	HNO3	NO3-	Ânion nitrato	Ácido nítrico
	HIO4	IO4-	Ânion periodato	Ácido periódico
	BASES
	LiOH	Li+	Cátion lítio	Hidróxido de lítio
	Al(OH)3	Al3+	Cátion alumínio	Hidróxido de alumínio
	Be(OH)2	Be2+	Cátion berílio	Hidróxido de berílio
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	 EXERCÍCIO DE AULA - nox
Determine os números de oxidação (nox) do enxofre (S) nos seguintes compostos:
	SO2 
	SO42-
	 EXERCÍCIO DE AULA – Resolução
	Primeiro passo: representar o n° oxidação do S por x.
	O n° oxidação do O é -2 nos dois compostos.
(a) SO2: Pela regra, a soma dos nox dos átomos no composto neutro deve ser ZERO, então:
 nox S + [2.(nox O)] = 0
 
Então, x + [2.(-2)] = 0, portanto, x = +4
 
(b) SO42-: Pela regra, a soma dos números de oxidação dos átomos no íon é igual à carga do composto (-2), então:
x + [4.(-2)] = -2, x = +6
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