Água 2

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DICAS PARA ANALISAR, COMPREENDER, E INTERPRETAR TEXTOS

Autoria: José

Composição e Ocorrência

A água é uma substância incolor, insípida e inodora, líquida à temperatura ambiente. É formada de átomos de hidrogênio e oxigênio, agrupados em moléculas. As moléculas se agregam na superfície da água para formar uma espécie de película, devido a tensão superficial. Elas também se agregam à moléculas de outras substâncias: é a maneira como a água molha as coisas.

As gotículas de água são redondas por causa da tensão superficial: as moléculas da superfície são “puxadas” para dentro, gerando o formato de esferas, ou seja, as moléculas da camada superior são puxadas apenas pelas moléculas de baixo. A película superficial de água resiste o suficiente para suportar um mosquito, que de outra maneira afundaria.

A água cobre mais de 70% da superfície terrestre e é vital para toda a vida no planeta. É a substância mais abundante da natureza, ocorrendo:

Nos rios, lagos, oceanos, mares e nas calotas polares.

No reino vegetal, animal e mineral (água de cristalização, Al2O3 . H2O, Bauxita).

Na atmosfera, na forma de vapor de água, podendo atingir num local até 4%, em volume (é chamada umidade relativa).

Tipos de Águas Naturais

Água de chuva: é a mais pura, por resultar de um processo de destilação simples.

Água dos Rios e Fontes: Contém até 0,2% de sais dissolvidos. As águas de fontes com porcentagens maiores de sais dissolvidos são chamadas de águas minerais ou termais.

Água do Mar: Possui aproximadamente 3,5% de sais, entre os diversos, destaca-se o Cloreto de Sódio (NaCl) e o Cloreto de Magnésio (MgCl).

Água Dura: Contém bicarbonato ou sulfato de cálcio ou magnésio: CaSO4 ou Ca(HCO3)2. Essa água favorece a calcificação dos ossos e dentes, porém, ela é prejudicial pelo fato de não permitir a ação de limpeza por parte de sabões e detergentes.

Observação de Água Potável

A água própria para se beber é denominada água potável. Para tanto, é necessário que ela esteja “límpida”, não conter terra e outros materiais em suspensão; pode conter somente vestígios de sais em solução, que lhe conferem algum sabor (diferente de uma água destilada); precisa estar aerada, ou seja, conter um pouco de ar dissolvido, dando ao paladar uma sensação de “água leve”; não deve nela ser encontrado nenhum microorganismo que possa causar doenças. Evidentemente, essa água será também apropriada para outros usos domésticos, como: cozer alimentos, lavar roupas e utensílios domésticos, tomar banho, etc.

Afortunada seria a cidade que dispusesse de “fontes de água pura”, com todas as características da água potável. Infelizmente, para satisfazer o enorme consumo das grandes cidades, é preciso retirar água de lagos ou de rios, que, em geral, não é potável – tendo, por isso, de ser convenientemente tratada.

O tratamento da água para consumo público segue, em geral, os seguintes passos:

1º) A água é bombeada de um lago ou rio até um tanque, onde recebe produtos químicos, em geral uma mistura de Al2(SO4)3 e Ca(OH)2.

2º) A água passa por uma câmara de floculação, onde se completa a reação:

Al2(SO4)3 + 3 Ca(OH)2 è 2 Al(OH)3 + 3 CaSO4

O Al(OH)3 produzido forma “flocos” ou “coágulos” gelatinosos e insolúveis em água. Esse flocos vão “agarrando” as partículas (terra em suspensão, restos de folhas, etc.), que estão sendo arrastados pela água.

3º) A água vai então para um tanque de decantação ou sedimentação, onde ela circula lentamente, dando tempo para que o Al(OH)3 precipite, arrastando consigo as partículas em suspensão existentes na água.

4º) A seguir, a água passa por um filtro de areia, que retém as partículas menores de Al(OH)3 e outras impurezas.

5º) Finalmente, a água passa por um clorador, onde é introduzido o cloro, que mata os microorganismos.

Água para Fins Domésticos

As águas de rios e lagos são filtrados (em filtros de areia), ficando eliminadas as impurezas em suspensão. As bactérias patogênicas, como as responsáveis pelo tifo e cólera, são eliminadas pelo tratamento com gás cloro (bactericida). Esse processo de purificação não elimina sais dissolvidos, os quais são necessários ao organismo humano e também servem para dar gosto à água.

Água para Fins Científicos

As exigências quanto à qualidade da água a ser consumida para fins científicos devem ser mais rígidos que para a água potável, portanto, deve ser destilada, porém, pode apresentar traços de ferro, cobre, cromo, devido o destilador ser fabricado com esses metais.

Água para Fins Industriais

As exigências quanto à qualidade da água a ser consumida nas indústrias podem ser menos rígidas que para a água potável. No entanto, certas precauções devem ser tomadas. Vejamos, por exemplo, o caso da chamada água dura, isto é, a água que contém bicarbonatos de cálcio ou de magnésio (dureza temporária) e/ou sulfatos de cálcio ou de magnésio (dureza permanente). A água dura, além de ter gosto desagradável (água salobra), não faz espuma quando em contato com sabão e é muito prejudicial quando usada em caldeiras e outros aparelhos em que a água é fortemente aquecida, pois ocorrem reações, como por exemplo:

calor
calor

Ca(HCO3)2 è CaCO3 è CaO

Solúvel
Insolúvel
Insolúvel

Essas substâncias insolúveis depositam-se nas tubulações das caldeiras, obstruindo-as e podendo causar explosões. A dureza temporária pode ser eliminada por aquecimento prévio (daí o nome temporária) ou pela adição de Ca(OH)2:

Ca(HCO3)2 + Ca(OH)2 è 2 CaCO3 ß + 2 H2O

Água Pesada

É na verdade o Óxido de Deutério, cujas propriedades diferem da água comum. Fórmula D2O de peso molecular 20. Obtém-se pela eletrólise de uma solução aquosa diluída de hidróxido de sódio, durante a qual a percentagem de água pesada aumenta até 99%. Tem várias aplicações científicas.

Equilíbrio Iônico da Água

Heidweiller (1894) concluíram, após cuidadosas experiências, a mais pura das águas apresenta uma pequena, porém, bem definida condutância. A água é, portanto, fracamente ionizada de acordo com o equilíbrio de dissociação:

H2O Û H+ + OH-

Aplicando a essa dissociação a leio da ação das massas, podemos expressar a constante de equilíbrio como:

K = [H+] x [OH-]
[H2O]

Dos resultados experimentais obtidos na determinação da condutância da água, foi possível estabelecer o valor de K, como sendo 1,82 x 10-16 a 25ºC. Este baixo valor indica que o grau de dissociação é insignificante; a água, portanto, deve ser considerada como não dissociada. Assim, a concentração da água (massa molecular relativa = 18) é constante e pode ser expressa como:

[H2O] = 1000 = 55,6 mol/l
18

Pode-se, portanto, reunir as constantes em um dos lados da equação e escrever:

Kw = [H+] x [OH-] = 1,82 x 10-10-16 x 55,6 = 1,01 x 10-14 (a 25ºC)

A nova constante Kw é denominada produto iônico da água. Seu valor depende da temperatura, para temperatura ambiente, o valor

Kw = 10-14

É geralmente usado.

Temperatura (ºC)
Kw x 1014
Temperatura (ºC)
Kw x 1014

0
0,12
35
2,09

5
0,19
40
2,92

10
0,29
45
4,02

15
0,45
50
5,48

20
0,68
55
7,30

25
1,01
60
9,62

30
1,47

Tabela do Produto Iônico da Água em várias temperaturas

A importância do produto iônico da água reside no fato de que seu valor pode ser considerado como constante, não só em água pura como também em soluções aquosas diluídas, tais como as encontradas comumente em analise qualitativa inorgânica. Isso significa,m por exemplo, que se um ácido for dissolvido em água (o qual, em dissociação, produz íons hidrogênio), a concentração dos íons hidrogênio pode aumentar às expensas, unicamente, da concentração dos íons hidroxila (oxidrila). Se, por outro lado, uma base for dissolvida, a concentração dos íons hidroxila aumentará e a concentração de íons hidrogênio diminuirá.

Pode-se definir mais precisamente o conceito de uma solução neutra, segundo esses critérios. Uma solução é neutra, se contiver a mesma concentração de íons hidrogênio e íons hidroxila, isto é, se

[H+] = [OH-]

Portanto, numa solução neutra, teremos:

[H+] = [OH-] = Ö Kw = 10-7 mol/l

Numa solução ácida, a concentração de íons hidrogênio excede esse valor, enquanto que numa solução alcalina acontece o inverso. Assim,

Numa solução ácida [H+] > [OH-] e [H+] > 10-7 mol/l

Numa solução alcalina [H+] < [OH-] e [H+] < 10-7 mol/l Em todos os casos, a acidez ou alcalinidade de uma solução pode ser expressa quantitativamente em termos de magnitude da concentração hidrogeniônica (ou concentração de íons hidroxila). É suficiente o uso de apenas um desses para qual quer solução, pois conhecendo um deles sempre é possível calcular o outro pela equação: [H+] = 10-14
[OH-]

Numa solução 1M de um ácido forte monobásico (supondo uma dissociação completa), a concentração hidrogeniônica é 1 mol/l. Por outro lado, numa solução 1M de base monovalente, a concentração de íons hidroxila é 1 mol/l, daí a concentração hidrogeniônica ser 10-14 mol/l. A concentração hidrogeniônica da maioria das soluções aquosas encontradas na análise química (que não sejam ácidos concentrados, empregados principalmente para dissolver amostras) situa-se entre esses valores.

Medidas de pH, pHmetro e Indicadores

Conceitos Básicos de pH e pOH

Na análise química experimental lidamos freqüentemente com baixas concentrações hidrogeniônicas. Para evitar o incômodo de escrever números com fatores de potências negativas de 10, Sörensen (1909) introduziu o uso do expoente hidrogeniônico ou pH, definido pela relação:

pH = – log [H+] = log 1 ou [H+] = 10-pH
[H+]

Assim, o pH é o logaritmo da concentração hidrogeniônica com sinal negativo ou o logaritmo do inverso da concentração hidrogeniônica. É muito conveniente expressar a acidez ou alcalinidade de uma solução por seu pH. Na maioria das vezes o pH das soluções aquosas permanece entre 0 e 14. Numa solução 1M de um ácido forte monobásico:

pH = – log 1 = 0

enquanto o pH de uma solução 1M de uma base forte monovalente é:

pH = – log 10-14 = 14

Se uma solução for neutra,

pH = – log 10-7 = 7

Da definição acima, segue-se:

para uma solução ácida pH < 7 para uma solução alcalina pH > 7

O termo pOH é, às vezes, usado de maneira análoga para expressar o expoente da concentração de íons hidroxila:

pOH = – log [OH-] = log 1 ou [OH-] = 10-pOH
[OH-]

Para qualquer solução aquosa é válida a correlação:

pH + pOH = 14

pHmetro: Princípio de Funcionamento:

O método mais avançado e preciso para determinação do pH é fundamentado na medição da força eletromotriz (f.e.m.) de uma célula eletroquímica que contém uma solução de pH desconhecido como eletrólito, e dois eletrodos. Os eletrodos são conectados aos terminais de um voltímetro eletrônico, a maioria das vezes denominado, simplesmente, medidor de pH. Quando convenientemente calibrado com uma solução-tampão de pH conhecido, pode-se ler diretamente na escala do aparelho o pH da solução de teste.

A f.e.m. de uma célula eletroquímica pode ser definida como o valor absoluto da diferença de potenciais de eletrodo entre os dois eletrodos. Os dois eletrodos utilizados na construção da célula eletroquímica tem funções diferentes na medição e devem ser escolhidos cuidadosamente. Um dos eletrodos, denominado eletrodo indicador, adquire um potencial que depende do pH da solução. Na prática, o eletrodo de vidro é utilizado como eletrodo indicador. O segundo eletrodo, por sua vez, deve ter um potencial constante independente do pH da solução, com o qual, portanto, o potencial do eletrodo indicador pode ser comparado em várias soluções; daí este segundo eletrodo ser denominado eletrodo de referência. Na medição do pH, o eletrodo de calomelano (saturado) é utilizado como eletrodo indicador.

A medição da f.e.m. de uma célula pode ser expressa por:

f.e.m. = |Evd – Ecal|

Ecal é o potencial de eletrodo do eletrodo de calomelano, o qual é constante.

O potencial do eletrodo de calomelano saturado é + 0,246V a 25ºC (medido contra um eletrodo padrão de hidrogênio). Evd, o potencial do eletrodo de vidro, por sua vez, depende do pH da solução. Para a região de pH 2-11 (onde a precisão da determinação é muito importante), a dependência do pH do potencial do eletrodo de vidro pode ser expressa por:

Evd = E0vd – 0,059 pH

onde E0vd é o potencial padrão do eletrodo de vidro. Esse valor varia para cada exemplar de instrumento, e também depende do estado de conservação e do pré-tratamento do eletrodo. Dentro de um conjunto de medições, isso pode ser considerado constante. Se empregarmos o processo habitual de calibração, não será necessário medir o potencial padrão e deduzir o potencial do eletrodo de calomelano, visto que o pH pode ser lido diretamente no medidor de pH.

Indicadores

Os indicadores de pH são substâncias orgânicas que possuem a propriedade de mudar de coloração com a variação do pH do meio. A mudança de coloração se processa de maneira gradual entre valores definidos da escala de pH.

Uma das causas de erro no uso dos indicadores é o fato da viragem dos mesmos ser gradual e se dar em um certo intervalo de pH. Outra causa de erro é devido ao fato da mudança de cor do indicador ocorrer em um pH diferente do pH do ponto de equivalência, fazendo com que o volume do titulante no ponto final seja diferente do volume do titulante no ponto de equivalência. Na prática procura-se escolher um indicador de cause o menor erro possível. É necessário frisar que não há necessidade de se eliminar o erro, isto é, não é preciso fazer com que o ponto final coincida exatamente com o ponto de equivalência.

No caso de uma titulação de um ácido forte com uma base forte esta coincidência existiria se o ponto final da titulação ocorresse em pH 7,0. Quando se observa num mesmo gráfico a curva de titulação e o intervalo de viragem de um dado indicador, é possível decidir se o mesmo é ou não adequado para esta titulação. Assim, o indicador correto para uma titulação será aquele cuja mudança de coloração ocorre em pH igual ao obtido dissolvendo-se no mesmo volume de sal formado pela neutralização, ou seja, o pH do ponto de equivalência.

Solução Tampão

É um tipo de solução que resiste à variação de pH quando pequenas quantidades de ácido ou base são a ela adicionadas.

Como se prepara uma solução tampão no laboratório?

1º Caso: Prepara-se 1 litro de solução aquosa misturando-se:

0,1 mol de HNO2 (Ácido Fraco)

0,1 mol de NaNO2 (Sal desse ácido fraco)

A solução obtida é uma solução tampão ácida.

2º Caso: Prepara-se 1 litro de solução aquosa misturando-se:

0,1 mol de NH4OH (Base Fraca)

0,1 mol de NH4Cl (Sal dessa base fraca)

A solução obtida é uma solução tampão alcalina ou básica.

Explicando o que ocorreu nos dois casos:

1º Caso – Tampão Ácido: é uma solução preparada a partir de um ácido fraco e um sal do mesmo ácido.

HNO2 è H+ + NO2-

NaNO2 è Na+ + NO2-

2º Caso – Tampão Básico: é uma solução preparada a partir de uma base fraca e um sal da mesma base.

NH4OH è NH4+ + OH-

NH4Cl è NH4+ + Cl-

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Marcelo é um profissional de Informática interessado em Internet, Programação PHP, Banco de Dados SQL Server e MySQL, Bootstrap, Wordpress. Nos tempos livres escreve nos sites trabalhosescolares.net sobre biografias, trabalhos escolares, provas para concursos e trabalhos escolares em geral.

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