2 - Da Atmosfera ao Oceano: Soluções na Terra e para a Terra

1. 2 - Da Atmosfera ao Oceano: Soluções na Terra e para a Terra

2. Água na Terra

3. Planeta Terra , um planeta de água – “Planeta Oceano” Existe uma grande assimetria ÁGUA DOCE/ÁGUA SALGADA

4. A principal fonte de água doce tem origem na precipitação ÁGUA DA CHUVA Absorvida pelo solo e pela vegetação Escorre para as bacias hidrográficas (água de superfície) Devolvida à atmosfera (evapotranspiração) Infiltra-se no subsolo (águas subterrâneas)

5. Distribuição de água doce na Terra Distribuição assimétrica da água

6. Problemas com a distribuição mundial de água Escassez de água em grandes áreas do planeta Diminuição da qualidade de água disponível - POLUIÇÃO Aumento do consumo (doméstico, industrial e agrícola) Dificuldade de remoção da água das reservas Efeito de estufa Mudança de hábitos populacionais Crescimento demográfico Aumento de industrialização Contaminação dos recursos hídricos Esgotamento de reservas de água doce Agravamento

7. A média anual do consumo de água é de 600 m3 por pessoa e por ano, sendo cerca de 50 m3 de água potável Consumo diário de 137 litros de água Água destinada ao consumo humano e que pode ser consumida sem risco para a saúde. Irrigação Crescimento demográfico Desenvolvimento industrial Aumenta a sua procura Multiplica as utilizações da água

8. Reduzido consumo de água • Países pré-industriais. • Países em vias de industrialização. • Países em que a agricultura irrigada tende a corresponder a uma fonte de crescimento demográfico. Consumo de água cresce

9. “Gastamos, desperdiçamos e poluímos a água” “A água não é um bem negociável como os outros, mas um património que é preciso proteger e defender como tal” “A gestão da água tem de se enquadrar no conceito de desenvolvimento sustentável” “A água não se renova ao ritmo a que o Homem a poluí” Satisfazer as necessidades do presente sem retirar às futuras gerações a possibilidade de satisfazer as suas “Melhorar a qualidade da água requer meios financeiros, técnicos e culturais que a maioria dos países não tem”

10. “Gastamos, desperdiçamos e poluímos a água”

11. POLUIÇÃO Poluição Química Águas residuais de centrais térmicas e arrefecimento industriais Microorganismos patogénicos Produtos químicos Poluição Biológica Poluição Térmica

12. Resolver APSA 1

13. ÁGUAS NATURAIS Dissolvem uma infinidade de substâncias Aniões dissolvidos Catiões dissolvidos Gases dissolvidos Outros constituintes pH variável entre 5,0 e 8,5

14. ÁGUA Água da chuva Água pura Água quimicamente pura, isto é, aquela que só contém a substância água. Água destilada Na destilação de uma água normal, já que a água é um bom solvente, há substâncias que são arrastadas pelo vapor de água ou que podem ser dissolvidas a partir do ar. Não é água pura! Forma-se pela evaporação da água dos mares e lagos que, na atmosfera, se condensa; dissolve substâncias orgânicas e inorgânicas existentes na atmosfera. Não é água pura! pH = 7 (T = 25 º C) Água absolutamente pura não existe!

15. Água da Chuva Normal

16. Água destilada A água destiladapode obter-se por destilação (vaporização seguida de condensação). Esta água teoricamente pode ser considerada pura, mas pode não o ser se a água tiver dissolvido compostos voláteis com p.e. próximos do da água.Depois de exposta ao CO2do ar torna-se ligeiramente ácida. O seu pH varia numa gama de 5,5 - 6,0.

17. Destilação Simples Processo de separação que permite purificar líquidos (separando-os de sólidos ou de outros líquidos com pontos de ebulição não muito próximos).

18. água pura • A água quimicamente pura(ponto de fusão igual a 0 ºC, ponto de ebulição igual a 100 ºC, pH = 7,0, a 25ºC, e densidade igual a 1,00 g/cm3), isenta de quaisquer substâncias nela dissolvidas com uma condutividade aproximada de 0,05 𝜇S/cm, não existe na natureza. .

19. Quando no rótulo da água engarrafada se lê “água pura” tal não quer dizer que esta é quimicamente pura, mas somente que do ponto de vista alimentar esta é própria para consumo.

20. Sørensen (1868-1939) Bioquímicodinamarquês Mas o que mede o pH? O pH de uma solução é um parâmetro relacionado com a acidez ou basicidade dessa solução. Em 1909, Sørensenjásabiaquenaágua a [H+] = [HO-] e definiu o pH porumafunçãologarítmicadaconcentração do iãohidrogénio pH= -log10 [H+] e 10-pH = [H+] O pH de uma solução é atualmentedefinido a partir da concentração em H3O+ dessa solução, expressa em mol/dm3 pH= -log [H3O+] 10-pH = [H3O+]

21. 1. Calcule o pH das seguintes soluções Solução A: [H3O+] = 1 x 10-2 mol.dm-3 pH = 2 Solução B: [H3O+] = 1 x 10-3 mol.dm-3 pH = 3 Solução C: [H3O+] = 1 x 10-1 mol.dm-3 pH = 1 C, A, B 2. Coloque-as por ordem decrescente de acidez. 3. Como se relaciona o caráterácido de umasolução com a concentração de H3O+ e com o valor do pH? Quanto maior for o caráterácido de uma solução, maior a concentração deH3O+emenor será o valor do seu pH.

22. Acidez de soluções

23. Medidores de pH Sensor de pH Medidor de pH Indicador universal pH metro

24. Observação A água (muito pura) é condutora de eletricidade (mas muito pouco). (Foi testada a condutibilidade elétrica da água muito pura com aparelhos muito sensíveis). Define-se águaquimicamentepuracomo a água com umacondutividadeaproximada de 0,05 µS/cm(micro Siemenporcentímetro)e um valor de pH=7 à temperatura de 25ºC. Conclusão: a água é ligeiramente condutora da corrente elétrica. Então, a água contém iões em pequeníssima quantidade. Como podemos explicar a presença destes iões na água pura?

25. A água é constituída por moléculas polares que podem sofrer auto-ionização. H+ H2O (ℓ) + H2O (ℓ) ⇌ H3O+(aq) + HO-(aq) ião oxónioião hidróxido Na água pura verifica-se que: [H3O+] =[HO-] R. endotérmica Porquê? Por cada ião oxónio que se forma também se forma ião hidróxido.

26. Auto-ionização da água

27. A 25ºC verifica-se que: [H3O+] = [HO-] = 10-7 mol.dm-3 Então, na água pura a 25ºC o pH =- log[H3O+] pH =- log 10-7= 7 As soluções neutras têm pH =7 a 25ºC, sendo as concentrações em iões H3O+ e HO- iguais entre si e iguais às concentrações dos mesmos iões na água pura.

28. [H3O+] < [HO-] Uma solução é básica ou alcalina se Quando é que se pode afirmar que uma solução é ácida? Uma solução é ácida se [H3O+] > [HO-] As soluções ácidas têm pH < 7 a 25ºC, sendo a concentração em iões H3O+ maior que a concentração em iões HO- Quando é que se pode afirmar que uma solução é básica ou alcalina? As soluções básicas ou alcalinas têm pH > 7 a 25ºC, sendo a concentração em iões H3O+ menor que a concentração em iões HO-

29. pH e pHO Soluções alcalinas a 25 ºC Soluções neutras a 25ºC Soluções ácidas a 25ºC

30. Escala de Sørensen • Nesta escala os valores de pH variam entre 0 e 14 (mas esta escala tem extremidades abertas). • Para atemperatura de 25 ºC, se: • pH < 7, a solução é ácida • pH = 7, a solução é neutra • pH > 7, a solução é básica A acidez de uma solução será tanto maior quanto menor for o valor do pH e a alcalinidade de uma solução será tanto maior quanto maior for o valor do seu pH.

31. Auto-ionização da água 2 H2O (ℓ) ⇌ HO- (aq) + H3O+ (aq) A constante de equilíbrio da auto-ionização da água é: Como a concentração da água fica constante e podemos escrever: Kw = [H3O+(aq)] x [HO-(aq)] e A constante de equilíbrio para esta reacção, KW, chama-se - produto iónico da água; constante de auto-ionização ou constante de autoprotólise da água: NOTA: a água não aparece na expressão de Kw porque não se incluem nas constantes de equilíbrio as espécies que se encontram nos estados (s) ou (l) pois estas concentrações consideram-se constantes e já estão incluídas nas respetivasconstantes.

32. Auto-ionização da água Para T = 25 ºC Kw = 1 x 10-14 já que Kw = [H3O+(aq)] x [HO-(aq)] [H3O+] = [HO-] = 10-7 mol.dm-3 Como pKw = 14 e pH = 7 ; pOH = 7 Então pKw = pH + pOH

33. Relação entre H3O+ e OH-,para T diferentes de 25ºC Aumento de T Pelo princípio de LeChatelier a reaçãode ionização da água evolui de forma a diminuir a T, ou seja, no sentido de absorver energia do exterior - reaçãoendotérmica - sentido diretoporque há Aumento da [H3O+] e [HO-] Aumento de Kw • ENTÃO: • A reaçãode auto-ionização da água é endotérmica; • O pH da água diminui com a temperatura • O valor de Kw é da ordem de 10-14, valor esse muito baixo, o que mostra que a autoprotólise da água ocorre em pequena extensão.

34. Ao aumentar a temperatura, diminui o pH, mas a água permanece neutra ([H3O+] = [HO-]), no entanto a condição de neutralidade deixa de ser pH = 7, para temperaturas diferentes de 25 ºC (ou seja, é neutra para pH diferente de 7) Exercício:Qual é o valor de pH da água, à temperatura de 50ºC Kw = [H3O+] x [HO-] e [H3O+] = [HO-] [H3O+]2 = 7,244x10-14 [H3O+] = √ 7,244x10-14 [H3O+] = 2,69x10-7 mol dm-3 pH = -log (2,69x10-7) pH = 6,57 pKw = - log (7,244x10-14) pKw =13,14 pKw = pH + pOH e pH = pOH pH = pKw/2 pH = 6,57 0u

35. Ácidos e bases – evolução histórica dos conceitos • A palavra ácido provém do latim “acidus”, que significa azedo. • A palavra alcali deriva do árabe “alkali”, que significa cinzas vegetais. RobertBoyle(1627 – 1691)

36. Ácidos e bases – evolução histórica dos conceitos SvanteArrhenius(1859 - 1927) • Associou as propriedades ácidas à presença do ião H+ , ou H3O+ , em solução e as propriedades básicas à presença do ião OH− , propondo em 1887 os seguintes conceitos: Uma base é toda a substância que em solução aquosa liberta iões OH− . Um ácido é toda a substância que em solução aquosa origina iões H+ .

37. Ácidos e bases – evolução histórica dos conceitos Embora Arrhenius tivesse reconhecido correctamente que as características ácidas e básicas de uma solução se deviam à presença dos iões H+ e OH− , não conseguiu explicar: • o facto de existirem substâncias, como o amoníaco, NH3 , que, não contendo grupos OH- , se comportavam como bases. Para além disso, a sua definição de ácido ou base tinha sido pensada para o caso da água ser o solvente. Ora, existem outros solventes que potenciam as reacções ácido-base; • as reacções entre ácidos e bases em fase gasosa; • a acidez e basicidade de algumas soluções de sais: • o carbonato de cálcio origina soluções alcalinas • o cloreto de amónio origina soluções ácidas

38. Ácidos e bases Teoria protónica de Brønsted-Lowry Um ácido É uma espécie química que cede protões (H+) a uma base (dadora). Em solução aq. provoca o aumento da concentração de H3O+ Uma base É uma espécie química que recebe protões (H+) de um ácido (aceitadora). Em solução aq. provoca o aumento da concentração de iões OH- H+ Numa reacçãoácido-base Ocorre a transferência de um protão (protólise) de um ácido para uma base. Ex: HCl (aq) + H2O (l) Cl-(aq) + H3O+ (aq)

39. O modelo de Bronsted-Lowryproduziu o conceito de par conjugado ácido-base • Pares conjugados ácido-base (espécies que diferem entre si de um protão): HCl/ Cl- e H3O+ / H20 • Vantagens deste modelo: • Os ácidos e bases podem ser iões ou moléculas neutras • Explica o papel da água nas reações de ácido-base • Compara força relativa de ácidos e de bases • Pode ser aplicado também a reações em fase sólida ou gasosa e a soluções com solventes diferentes da água.

40. Auto-ionização da água • A água é uma espécie química anfotéricaouanfiprótica,porque tanto se pode comportar como um ácido ou como uma base. ácido base H+ H+ HCl (aq) + H2O (l) Cl-(aq) + H3O+ (aq) NH3 (aq) + H2O (l) NH4+(aq) + OH- (aq) base ácido

41. Resolver APSA 2 FIM