Recursos Hídricos e Composição das Águas Naturais

Prévia do material em texto

Química Ambiental
Ana Cecília 
Bulhões Figueira
Aula 7
Sumário
Recursos hídricos
Ciclo hidrológico
Composição das águas naturais
Oxigênio dissolvido e o Produto de solubilidade
Reações redox em águas naturais: o papel do oxigênio dissolvido
Sistema CO2/carbonato – controle de pH em águas naturais
Compostos de enxofre, nitrogênio e ferro em águas naturais
*
Recursos Hídricos
A ÁGUA é uma das substâncias mais comuns existentes na natureza.
Cobre cerca de 72% da superfície do planeta.
97,2 % da água terrestre está nos oceanos.
É encontrada nos 3 estados: sólido, líquido e gasoso.
No estado líquido, constitui um recurso natural renovável através do ciclo hidrológico.
*
Recursos Hídricos
Ciclo Hidrológico
Movimento contínuo da água presente nos oceanos, continentes (superfície, solo e rocha) e na atmosfera. 
	Envolve processos de precipitação (chuva, granizo, orvalho e neve) e evaporação.
	Influência da força gravitacional e da energia solar.
*
Vídeo
Ciclo hidrológico
*
Figura 1: Etapas do ciclo hidrológico na natureza.
*
www.mma.gov.br
Recursos Hídricos
Ciclo Hidrológico
	Estima-se que a massa de água total = 265.400 trilhões de toneladas. 
	Somente 0,5% representa água doce ex­plorável (lagos, rios e aquíferos).
	Apenas 0,03% do volume total de água do planeta é considerado útil (não poluída e de fácil acesso). 
*
Recursos Hídricos
Recursos Hídricos
Distribuição % de Água no Planeta
*
	Localização	Área (106 Km2)	Volume (106 Km3)	Porcentagem da água total (%)	Porcentagem da 
água doce (%)
	Oceanos	361,3	1338	97	 
	Água subterrânea	134,8	23,4	1,7	 
	Doce	10,53	0,76	2,99	 
	Umidade do solo	0,016	0,0012	0,05	 
	Calotas Polares	16,2	24,1	1,74	68,9
	Geleiras	0,22	0,041	0,003	0,12
	Lagos	2,06	0,176	0,013	0,26
	Doce	1,24	0,091	0,007	 
	Salgado	0,82	0,085	0,006	 
	Pântanos	2,7	0,011	0,0008	0,03
	Rios	14,88	0,002	0,0002	0,006
	Biomassa	0,001	0,0001	0,003	 
	Vapor na atmosfera	0,013	0,001	0,04	 
	Total de água doce	35	2,53	100	 
	Total	510,0	1.386	100	 
Figura 2: Perfil de consumo de água por tipo de uso. Evolução no uso de água.
*
A agricultura é responsável pela maior parte do uso da água, 69% (processos de irrigação).
SPIRO, T. G., STIGLIANI, W, M., Química Ambiental. 2 ed. São Paulo, Pearson, 2009.
Recursos Hídricos
Composição das águas naturais
	A água é essencial para a sobrevivência dos seres vivos (homem, animais, vegetais), indústrias diversas.
	Um adulto precisa beber cerca de 2 L de água potável por dia.
	À medida que a água flui sobre a Terra, ela dissolve muitas substâncias.
	Água doce normalmente contém alguns íons (Na+, K+, Mg2+, Ca2+, Fe2+, Cl-, SO42-, e HCO3-) e gases dissolvidos (O2, N2, e CO2).
*
Composição iônica da água dos oceanos 
(concentração > 1 ppm)
*
Figura 3: Tabela da constituição iônica das águas oceânicas (conc. > 1 ppm).
BROWN, T. L., LEMAY, H. E., BURSTEN. B. E., BURDGE, J. R. Química uma ciência central. 9 ed. São Paulo, Pearson, 2005
Composição das águas naturais
A qualidade da água depende da [O2] dissolvido
[O2diss.] rege as transformações químicas nos corpos hídricos:
bactérias aeróbicas consomem O2 para oxidar material orgânico biodegradável (digerir).
 MO + O2(aq) → CO2(g) + H2O(l) 
*
Bactérias
aeróbicas
Composição das águas naturais
	Ex. de material biodegradável: esgoto, lixo industrial, efluentes de usinas. 
	As bactérias aeróbicas (O2) oxidam material orgânico em CO2, HCO3-, H2O, NO3-, SO42- e PO43-.
	Quando a [O2diss.] é baixa, a bactéria aeróbica não sobrevive.
*
Composição das águas naturais
	Para completar o processo de decomposição da MO, entram as bactérias anaeróbicas:
 MO → CH4(g) + CO2(g)
	Produzem: CH4, NH3, H2S, PH3 e outros produtos com odores desagradáveis.
	
*
Composição das águas naturais
Bactérias
anaeróbicas
	A solubilidade de O2 é então um parâmetro de grande importância na química aquática.
	A medida da solubilidade em água é dada pelo  Produto de solubilidade (Kps).
*
Composição das águas naturais
*
Constante do produto de solubilidade (Kps)
Considere a reação em equilíbrio:
 BaSO4(s) Ba2+(aq)+ SO42-(aq)
para a qual 
 Kps = [Ba2+].[SO42-]
 Kps é o produto de solubilidade. 
(A [BaSO4] não entra na fórmula pois sua [conc.] é constante.)
Composição das águas naturais
Kps é a concentração dos íons elevados às sua potências estequiométricas.
 BaSO4(s) 1Ba2+(aq) + 1SO42-(aq)
 Kps = [Ba2+]1.[SO42-]1
 CaCl2(s) 1Ca2+(aq) + 2Cl-(aq)
 Kps = [Ca2+]1.[Cl-]2
*
Composição das águas naturais
A solubilidade depende das concentrações dos íons em solução!
Kps é o produto da concentração de íons no equilíbrio
*
Composição das águas naturais
Numa mistura: CuS (Kps = 6,0.10-37) é menos solúvel do que ZnS (Kps = 2,0.10-25)
CuS será removido da solução antes do ZnS.
Em solução, 
	À medida que H2S (> [íons S2-])é adicionado à solução verde, forma-se CuS (Kps menor, menos solúvel) preto em uma solução incolor de Zn2+(aq).
	Quanto mais H2S é adicionado, forma-se um segundo precipitado de ZnS branco.
*
Composição das águas naturais
Voltando ao O2diss...
O O2diss. oxida a MO e a decompõe: 
MO + O2(aq) → CO2(g) + H2O(l) 
	A capacidade da matéria orgânica presente em uma amostra de água natural em consumir oxigênio é chamada demanda bioquímica de oxigê­nio, DBO. 
DBO = quantidade de O2 consumi­da como resultado da oxidação da matéria orgânica. 
Demanda de Oxigênio – águas naturais
Solubilidade de O2 é muito importante!
*
Controle de pH em águas naturais
O Sistema CO2/Carbonato
 O controle de pH das águas naturais depende da interação entre os íons:
CO32- (base levemente forte) e o ácido fraco HCO3- 
Compostos de Enxofre 
em águas naturais
O Enxofre (S) é encontrado na natureza em vários estados de oxidação (nox)
Estado altamente reduzido (nox = -2), encontrado no gás sulfídrico (H2S) e em minerais insolúveis contendo íon sulfeto (S2).
Es­tado altamente oxidado (nox = +6), encontrado no ácido sulfúrico (H2SO4) e em sais contendo o íon sulfato (SO42-).
Em moléculas orgânicas, o S possui estados de oxidação intermediários (p.ex.: aminoácidos).
*
Quando substâncias contendo ENXOFRE (S) são decompostas no ambiente por via anaeróbica (sem O2), dão origem a gases de odores desagradáveis (“gases dos pântanos”):
Sulfeto de hidrogênio (H2S)
Metanotiol (CH3SH)
Sulfeto de dimetila ou dimetilsulfeto (CH3SCH3)
*
Compostos de Enxofre 
em águas naturais
H2S dissolvido em água (corpos hídricos) pode ser oxidado por bactérias até enxofre elementar (nox de -2 → 0), ou se a oxidação é completa, até sulfato:
 H2S + 2O2  H2SO4
*
Sulfeto
de hidrogênio
Ácido
Sulfúrico
Nox -2 +6 (oxidação)
Compostos de Enxofre 
em águas naturais
Bactérias anaeróbicas (ausência de O2) usam o íon sulfato (SO42-) como oxidante da MO
 SO42- + 3CH2O + 4H+  2S + 3CO2 + 5H2O
Essa reação é comum em água do mar (grande [SO42-]).
*
Íon 
Sulfato
Matéria
orgânica
Nox +6 0 (redução)
Enxofre
elementar
Compostos de Enxofre 
em águas naturais
4Fe2+(aq) + O2(aq) + 2H2O(l) + 8OH-(aq)  4Fe(OH)3(s)
Drenagem Ácida de minas
	Águas subterrâneas tem [O2diss.] baixa pois têm pouco contato com ar.
	Na superfície, o O2 do ar se dissolve na água e reage com íons solúveis.
	Exemplo: Fe2+ (solúvel em água) é oxidado a Fe3+ (insolúvel), dando origem a um depósito marrom-alaranjado de Fe(OH)3.
4Fe2+(aq) + O2(aq) + 2H2O(l) 4Fe3+(aq) + 4OH-(aq)
4[Fe3+(aq) + 3OH-(aq)  Fe(OH)3(s)]
*
ferro(II)
solúvel
hidróxido de ferro(III)
insolúvel
	Em minas subterrâneas, ocorre reação semelhante:
	FeS2 (pirita ou “ouro de tolo”) ao entrar em contato com O2 do ar (processos de mineração), solubiliza-se parcialmente:S22-(aq) + 8H2O(l) 2SO42-(aq) + 16H+(aq) + 14e-
A oxidação é feita pelo O2 do ar:
7O2 + 4H+ + 4e-  2H2O
*
Íon 
dissulfeto
Íon
sulfato
Nox -1 +6 (oxidação)
Drenagem Ácida de minas
	Essa reação é catalisada por bactérias e a combinação global dos processos de oxidação e redução gera a reação:
 4FeS2 + 15O2 + 2H2O  4Fe3+ + 8SO42- + 4H+
O Fe2(SO4)3 solúvel em pH ácido (H2SO4) precipita como Fe(OH)3 com o aumento do pH (maior fluxo de água das minas - diluição).
*
2Fe2(SO4)3 + 2H2SO4
Drenagem Ácida de minas
Figura 4: Imagens da formação de Fe(OH)3 em águas. Oxidação pelo O2 do ar.
*
Fe(OH)3
Drenagem Ácida de minas
Compostos de Nitrogênio 
em águas naturais
	Em algumas águas naturais, o nitrogênio ocorre nas formas inorgânicas e orgânicas que são de interesse para a saúde humana.
	As formas mais reduzidas são a amônia (NH3), e seu ácido conjugado, o íon amónio (NH4+).
	A forma mais oxidada é o íon nitrato (NO3-) (em sais, soluções aquosas e no ácido nítrico, HNO3).
	Em solução, existe como íon nitrito (NO2-), e o nitrogênio mo­lecular (N2). 
*
Em processos de Nitrificação (catalisado por bactérias) o N presente na NH3 e NH4+ (nox= -3) é oxidado a NO3- (nox= +5) 
Em processos de Desnitrificação o NO3- e NO2-(nox= +5 e +3) são reduzidos a N2 (nox= 0) 
Os dois processos são importan­tes em solos e em águas naturais. 
*
Em águas superficiais (presença de O2)
Ocorrência de NO3- 
(forma mais oxidada)
Em águas profundas (ausência de O2)
Ocorrência de NH3 e NH4+ (formas mais reduzidas)
Compostos de Nitrogênio 
em águas naturais
Nitratos e Nitritos em Alimentos e Água
	Os níveis aumentados do íon NO3- na água potável tem causado preocupação em áreas rurais.
	CAUSA: principal fonte de NO3- é o escoamento que ocorre de terras agrícolas para rios e riachos.
	Existem ecossistemas inteiros, de florestas a águas li­torâneas, que estão completamente dominados pelos compostos de nitrogênio. 
*
Compostos de Nitrogênio 
em águas naturais
	Excesso de NO3- em água potável é um risco à saúde.
	Pode resultar em metemoglobinemia (doença de recém-nascidos ou adultos) – deficiência enzimática.
 
	Bactérias reduzem NO3- a NO2- que se combina com a Hemoglobina (no sangue), oxidando-a.
 Impede o transporte de O2 para as células:
NO3- + 2H+ + 2e-  NO2- + H2O
*
Íon
nitrato
Íon
nitrito
Nox +5 +3 (redução)
Compostos de Nitrogênio 
em águas naturais
Nitrosaminas nos Alimentos e na Água
	Excesso de NO3- em água ou alimentos: eleva as chances de desenvolver câncer de estômago.
No estômago: NO3- é reduzido a NO2- e o mesmo reage com aminas (R3-N) produzindo N-nitrosaminas (grande ação carcinogênica). 
*
Compostos de Nitrogênio 
em águas naturais
Fechamento
Recursos hídricos
Ciclo hidrológico
Composição das águas naturais
Oxigênio dissolvido e o produto de solubilidade
Reações redox em águas naturais: o papel do oxigênio dissolvido
Sistema CO2/carbonato – controle de pH em águas naturais
Compostos de enxofre, nitrogênio e ferro em águas naturais
*
Química Ambiental
Ana Cecília 
Bulhões Figueira
Atividade 7
*
EXERCÍCIO DE AULA
Dê as expressões da constante do produto de solubilidade (Kps) para os seguintes compostos:
Carbonato de bário – BaCO3
Sulfato de prata – Ag2SO4
EXERCÍCIO DE AULA - RESOLUÇÃO
Escrever a reação de equilíbrio de solubilidade.
Encontrar os coeficientes de cada íon em solução.
Montar as expressões.
(a) Carbonato de bário – BaCO3
BaCO3 1Ba2+(aq) + 1CO32-(aq)
Kps = [Ba2+]1.[CO32-]1  Kps = [Ba2+].[CO32-]
(b) Sulfato de prata – Ag2SO4
Ag2SO4 2Ag+(aq) + 1SO42-(aq)
Kps = [Ag+]2.[SO42-]1  Kps = [Ag+]2.[SO42-]
*
*
EXERCÍCIO DE AULA
Uma solução contém 1,0.10-2 molL-1 de Ag+ e 2,0.10-2 molL-1 de Pb2+. Quando Cl- é adicionado à solução, precipitam os sais AgCl (Kps=1,8.10-10) e PbCl2 (Kps=1,7.10-5). 
Qual é a concentração de Cl- necessária para iniciar a precipitação de cada sal? Qual sal precipita primeiro?
*