A QUÍMICA DAS ÁGUAS NATURAIS
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UNIVERSIDADE FEDERAL DE GOIÁS ESCOLA DE ENGENHARIA CIVIL E AMBIENTAL ENGENHARIA AMBIENTAL E SANITÁRIA
A QUÍMICA DAS ÁGUAS NATURAIS
Nathália Reis Silva
201405653
Gabriel Eduardo Nascente
201502875
Química Geral Prof. Dr. Raquel Ferreira dos Santos Goiânia, GO. Junho, 2016.
UNIVERSIDADE FEDERAL DE GOIÁS ESCOLA DE ENGENHARIA CIVIL E AMBIENTAL ENGENHARIA AMBIENTAL E SANITÁRIA
A QUÍMICA DAS ÁGUAS NATURAIS
Trabalho apresentado na disciplina de Química Geral do curso de Engenharia Ambiental e Sanitária, como parte dos requisitos para a avaliação da disciplina. Prof. Dr. Raquel Ferreira dos Santos
Goiânia, Go. Junho, 2016.
INTRODUÇÃO A água ocupa cerca de 71% da superfície terrestre, entretanto boa parte dessa água não serve para consumo humano, ou seja, não é potável. Essa água é chamada de água salgada. A água potável, chamada de água doce, constitui uma pequena quantidade dos corpos d’água no mundo – apenas 2,5% como mostrado na figura 1 sendo que a maior parte está congelada nos polos e o restante se encontra em rios, lagos e reservatórios subterrâneos. (James e Mendes, 2011).
ÁGUAS SUBTERRÂNEAS Água subterrânea é o nome dado para águas doces encontradas na zona saturada – local onde a água desloca todo o ar dos espaços porosos deste solo – de solos úmidos. Em torno de 0,6% do abastecimento total de água do mundo é proveniente de águas subterrâneas. (Baird, 2011).
Oxigênio dissolvido As reações de oxirredução são reações em que ocorrem a transferência de elétrons de uma espécie química para outra. Ou seja, há uma mudança nos números de oxidação (nox) dos elementos presentes. O agente oxidante mais importante – aquele que extrai elétrons de outras espécies – em corpos d’água naturais é o oxigênio molecular dissolvido. (Baird, 2011) A concentração de oxigênio dissolvido em água é baixa: O ↔ O 2(atmosférico) 2(dissolvido) [O2dissolvido] Temos então que; Kh = PO2(atmosférico)
Como o Kh é a constante da Lei de Henry, que para o Oxigênio a 25°C é 1,3 x 3 10 mol/L x atm, temos que a solubilidade em 25° C é: 3 [O2dissolvido] 4 1,3 x 10 = → [O2dissolvido ] = 2,73 x 10 mol/L 0,21
4 Para um mol de Oxigênio molecular, temos: 2,73 x 10 mol/L x 32 g/mol = 8,73
mg/L. O oxigênio dissolvido em meio aquoso forma um sistema oxidante conforme as seguintes reações: O + 2H O + 4e ↔ 4HO 2(aquoso) 2 (líquido) (aq) (Eq: 1) + O + 4H ↔ 2H O (Eq: 2) 2(aq) (aq)+ 4e 2 (l)
Quando a meiareação ocorre em meio ácido, o sistema da equação 2 é favorecido. Enquanto se ocorrer em meio básico, a equação 1 é favorecida.
DEMANDA DE OXIGÊNIO Para sobreviver, algumas espécies de peixes precisam de 5mg/L de oxigênio dissolvido na água. (Baird, 2011). As substâncias que são mais comumente oxidadas pelo oxigênio são as matérias orgânicas, como plantas mortas, restos de animais, fezes etc. {CH O} + O CO + H O 2 n(aq) 2(aq) ↔ 2(g) 2 (aq) + + NH + 2O NO + 2H + H O 4(aq) 2(aq) ↔ 3(aq) (aq) 2 (aq)
As equações acima demonstram reações que consomem o oxigênio dissolvido na água. A fórmula {CH O} representa uma matéria orgânica qualquer. 2 n
Oxidação da amônia e do íon amônio Enquanto a amônia e o amônio são reações catalisadas por bactérias nitrificantes
que também consomem o oxigênio dissolvido à reação da amônia com a água forma o íon amônio, que forma o íon nitrato. Outra reação envolvendo a amônia é a oxidação por algumas bactérias ou plantas. Podemos equacionar o que se forma na reação do amônio na água, como visto acima: + + NH + 2O NO + 2H + H O 4(aq) 2(aq) ↔ 3(aq) (aq) 2 (aq)
Entretanto, a amônia (NH ) forma um sistema de reações com a água, análogo 3 ao que será discutido sobre o sistema CO Carbonato, com várias equações que favorece 2 à formação do íon nitrato. O NO 3 serve como alimento para algas e pode causar um aumento no crescimento de algas e diminuir a quantidade de oxigênio dissolvido. A deficiência de oxigênio é um deletério à vida aquática.
Água aerada Uma das formas de repor de oxigênio dissolvido é a aeração de corpos d’água. A aeração consiste em criar uma turbulência no corpo d’água criando, assim,
uma área de contato maior facilitando a solubilidade de oxigênio na água. Além disso, a água agitada faz com que o ar atinja o corpo d’água com uma pressão maior. Esse processo ocorre naturalmente em rios e lagoas, mas como pode se ver na figura 3, ele pode ser feito artificialmente em tratamentos de esgoto ou em recuperação de rios. Em rios ou lagoas que não recebem afluente ou escoam a água se torna estagnada.
Água estagnada
A água parada possui uma quantidade de oxigênio dissolvida baixa, facilitando o aumento do amônia e íons nitrato, que servem de alimentos para algas. Um aumento expressivo de algas causa a eutrofização do rio ou lago, causando a morte de todos os seres vivos presentes nela, uma vez que as algas irão crescer até consumirem todo o oxigênio.
DEMANDA BIOQUÍMICA DE OXIGÊNIO A capacidade da biota – matéria orgânica ou biológica – em águas naturais de consumir oxigênio, catalizadas por bactérias presentes nos corpos d’água, é chamado de Demanda Bioquímica de Oxigênio (DBO). (Baird, 2011). Ou seja, a DBO é a quantidade de O 2 dissolvido que é consumido na oxidação de matéria orgânica. A oxidação da matéria orgânica “rouba” oxigênio dissolvido de organismos aquáticos presentes no meio, que é necessário para a sobrevivência dos mesmos. Em laboratórios, medese a quantidade de oxigênio consumido pela atividade bioquímica dos microorganismos presentes na água. (Lenzi, 2014) [O ]antes ↔ [O ]depois 2 2 No laboratório, a amostra de água com a carga orgânica é incubada a 25° C, mantida em local escuro e mantida estagnada por um período de 5 dias, tempo que teoricamente seria necessário para a matéria orgânica estabilizar. A demanda de oxigênio nesse caso é chamada de DBO . 5
DECOMPOSIÇÃO ANAERÓBIA A matéria orgânica dissolvida é decomposta em água por seres anaeróbios se as bactérias necessárias estiverem presentes e, obviamente, se não houver oxigênio presente. A falta de oxigênio dissolvido ocorre naturalmente em águas estagnadas, como visto anteriormente, e em regiões profundas de lagos, rios ou mares. A bactéria reage com o carbono (do composto orgânico), oxidandoo. Parte é oxidada em CO e outra parte em CH : 2 4 {CH O} ↔ CH (g) + CO 2 4 2
Nas camadas inferiores de lagos, rios ou mares, há uma menor quantidade de oxigênio dissolvido e há acumulo de matéria orgânica e outros resíduos. Nessa camada, geralmente está presente os elementos em sua forma reduzida.
COMPOSTOS DE ENXOFRE EM ÁGUAS NATURAIS
Em moléculas orgânicas e bioinorgânicas, como os aminoácidos, o enxofre está presente com graus de oxidação intermediários. Sua decomposição em via anaeróbica, leva a emissão de H 2S e outros gases contendo enxofre reduzido (metanotiol CH 3SH, dimetilsulfeto CH 3SCH 3 – gás do pântano). Na água, o H S pode ser totalmente oxidado por certas bactérias: 2 H S + 2O → H SO 2 2 2 4
Algumas bactérias anaeróbicas podem usar o íon sulfato como agente oxidante
para conversão de matéria orgânica: 2 + 2SO O + 4H → 2S + 3CO + 5H O 4 + 3CH 2 2 2
Estas reações são importantes na água do mar, onde a concentração do íon sulfato é muito mais elevada do que em água doce.
COMPOSTOS DE NITROGÊNIO EM ÁGUAS NATURAIS
+ Processo de nitrificação: catalisado por microorganismos; NH4 e NH3 são oxidados para NO3 . Processo de desnitrificação: NO e NO Processo de desnitrificação: NO3 e NO2 são reduzidos reduzidos para N 2 (óxido nitroso, N2O subproduto minoritário em ambos os
processos). Ambientes aeróbicos (superfície de lagos): → NO3 + Ambientes anaeróbicos (fundo dos lagos estratificados): → NH4 e NH3 NO2 → ambiente anaeróbico → solos alagados, que não são redutores o suficiente para
converter todo o nitrogênio em amônia. + Plantas → pode absorver nitrogênio unicamente na forma de NO3 , NH3 e NH4 usados
como fertilizantes devem ser primeiramente oxidados através de microorganismos para que sejam úteis.
NITROSAMINAS NA ÁGUA O excesso de nitrato na água potável constitui um risco para a saúde, visto que pode resultar em metemoglobinemia tanto em bebês recémnascidos, como em adultos com deficiência enzimática. A fonte do excesso de nitrato é o excesso de fertilizantes químicos aplicados nas áreas agrícolas, onde são arrastado pelas chuvas e levados para os rios e águas subterrâneas. As bactérias presentes em mamadeiras que não são esterilizadas ou no estômago do bebê, reduzem parte do NO3 para NO2 . O nitrito combinase com hemoglobina do sangue e
promove sua oxidação, impedindo a absorção e o transporte de oxigênio para as células. O bebê tornase azul e sofre insuficiência respiratória. O excesso de íons NO3 na água potável e nos alimentos pode levar a um aumento na
incidência de câncer de estômago em seres humanos, dado que parte desses íons é convertida em íon NO2 no estômago. O problema reside no fato de que os nitritos poderiam reagir com
aminas para produzir Nnitrosaminas, compostos conhecidos por sua ação carcinogênica em animais. As Nnitrosaminas são potentes agentes carcinogênicos, em especial a Nnitrosodimetilamina (NDMA). A NDMA é produzida no estômago e podem também ser encontrada em alimentos e bebidas, adicionase nitrato para “curar” os alimentos. Parte deste nitrato é reduzida bioquimicamente para íons nitrito, o que impede o botulismo. O nitrito mantém o sabor e aparência dos alimentos e se transforma em nitrosaminas no processo de fritura e no estômago. A água com níveis elevados de nitrato aumenta o risco de aparecimento de linfoma do tipo nãoHodgkin. Na União Européia, a concentração máxima de íon nitrato na água potável é de 50 ppm e nos estados Unidos, a concentração máxima de íon nitrato na água potável é de 10 ppm.
A QUÍMICA ÁCIDOBASE EM ÁGUAS NATURAIS Sistema CO2Carbonato As águas naturais, mesmo as consideradas “puras’, contém quantidades significativas de CO 2 dissolvido e de seus ânions derivados, assim como Ca2+ e Mg2+. A química ácidobase em muitos sistemas aquáticos é dominada pela interação do íon 2 carbonato, CO CO , ácido carbônico. 3, uma base moderadamente forte, com o ácido fraco H 2 3
Esse ácido resulta da dissolução na água do gás atmosférico (CO2) e da decomposição da MO na água, ocorrendo o seguinte equilíbrio. Grande parte do CO2 existe na forma de CO2 (aq) em vez H2CO3 (aq). CO2(g) + H2O ↔ H2CO3(aq ) O ácido carbônico apresenta equilíbrio em meio aquoso com o íon H+ e o íon bicarbonato:
H2CO3 (aq) ↔ H+ (aq) + HCO3 (aq)
A fonte de íon carbonato são as rochas calcárias, constituídas predominantemente de CaCO3, embora quase insolúvel pequena quantidade se dissolve em contato com água: CaCO3 (s) ↔ Ca2+ (aq) + CO3 2 (aq) Esse íon atua como base produzindo íons bicarbonato e hidróxila: CO3 2 (aq) + H2O ↔ HCO3 (aq) + OH (aq) Essas reações ocorrem em corpos hídricos juntamente com suas vizinhanças. Em águas carbonatadas, o pH é orientado pela relação entre o CO2 e carbonatos, na verdade pela relação entre os íons H+ e os íons OH
CONCENTRAÇÃO DE ÍONS EM ÁGUAS NATURAIS E EM ÁGUA POTÁVEL As concentrações de íons cálcio e magnésio variam dependendo do solo ser calcárico ou não. A maioria do íon fluoreto se deve a degradação da fluorapatita (Ca (PO ) ). Quando a concentração de flúor é baixa, são adicionados sais de flúor até 5 4 3 1ppm. O controle de íon sódio também é importante, pois pode causar aumento na pressão arterial. O excesso de sulfato (acima de 500mg/L) pode causar efeito laxante.
Tabela 1. Concentrações iônicas em água de rio e padrões para íons em água potável.
Água do mar A concentração de íons totais na água do mar é bem maior do que nas águas doces. Podese encontrar íons sódio, cloreto, magnésio e sulfato. Na evaporação gradual da água do mar temos as seguintes precipitações: CaCO •H O (1,75 g/L), NaCl (29,7 g/L), MgSO 3 (0,12 g/L), CaSO 4 2 4 (2,48 g/L),
MgCl (3,32 g/L), NaBr (0,55 g/L) e KCl (0,53 g/L) 2 1 O pH é de aproximadamente 8,1 e o DQO é de aproximadamente 1 mg L
Dureza em águas naturais 2+ 2+ Este índice mede a concentração de Ca e de Mg . O índice de dureza é
definido como: 2+ 2+ dureza = [Ca ] + [Mg ]
Experimentalmente, medese este índice através da titulação com o ácido etilenodiaminotetracético (EDTA). A maior parte do cálcio se deve ao CaCO 3 e ao CaSO e a maior parte do magnésio se deve ao calcário dolomítico (CaMg(CO ) ). 4 3 2 A dureza é uma característica importante, pois os íons cálcio e magnésio formam sais insolúveis com os ânions dos sabões. As águas “moles” possuem o pH mais próximo a 7,0.
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS APEC WATER. Freedrinkingwater . Disponivel em: . Acesso em: 18 Junho 2016. COLIN BAIRD, M. C. Química Ambiental . 4°. ed. [S.l.]: bookman, v. único, 2011. ENVIRONMENTAL EDUCATION AND RURAL HEALTH. wheatleyriver . Disponivel em: . Acesso em: 18 Junho 2016. LENZI, E. Introdução à química da água: Ciência, vida e sobrevivência. 1°. ed. [S.l.]: LTC, v. único, 2014. ONNIG, J. Geografia: estudos para compreensão do espaço. 1°. ed. São Paulo: FTD, v. único, 2011. ORAM, M. B. Water reseach center . Disponivel em: . Acesso em: 18 Junho 2016.
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