Resumo Nº3

 

A água na Terra e a sua distribuição: problemas de abundância e de escassez

 

A Terra vista do espaço apresenta predominantemente a cor azul, pois mais de 70% da sua superfície está coberta por água no estado Líquido. A água é um bem indispensável à vida.

Dela está dependente o desenvolvimento de ativida­des humanas, tendo influência decisiva na qualidade de vida das populações e na manutenção dos ecossistemas.

A água não se apresenta sempre com iguais características e a sua distribui­ção geográfica não é uniforme.

Mais de 97% da água é água salgada e está nos oceanos e mares, o restante são reservas de água doce, encontrando-se a maior parte nos glaciares, calotes polares e nas cadeias de montanhas geladas.

O potencial destas reservas hídri­cas não é acessível ou não pode ser explorado, sob pena de graves danos no equilíbrio ambiental. Do total de água doce, somente uma pequena parte é utili­zável para consumo.

Os recursos hídricos, finitos, distribuem-se de modo desigual (fig. 2.2). No entanto, a escassez de água resulta não só da baixa disponibilidade destes recursos, numa determinada área geográfica, mas também da procura excessiva noutras.

 

2.1 Água da chuva, água destilada e agua pura

2.1.1. Água da chuva, águà destilada e água pura: com­posição química e pH

Do ponto de vista químico, a água, ou água pura, é constituída por moléculas iguais, por isso é uma substância (fórmula química: H2O).

As águas naturais - águas doces, como a água da chuva, ou águas sal­gadas, como a água do mar - apresentam características diversas, pois resul­tam do facto de a água existente na Natureza dissolver muitas outras substâncias.

As águas naturais podem ser sujeitas a tratamento de purificação para obter águas purificadas, as quais, apesar disso, ainda coptêm outras substân­cias a nível residual (como sucede, por exemplo, com a água destilada).

A composição química de uma água natural depende de vários fatores: tipo e quantidade de sais minerais e gases, natureza geológica do solo que atraves­sa, e poluição a que possa estar sujeita.

 

2.1.2. Concentração hidrogeniónica e o pH; Escala de Sorensen e pH

O pH fornece indicação sobre 0 maior ou menor grau de acidez, alcalinidade ou neutralidade de soluções aquosas.

O pH é um dos parâmetros mais importantes para caracterizar as águas, pois pode condicionar a sua utilização.

O valor de pH está relacionado quantitativamente com 0 valor da concentra­ção do ião hidrónio, H30+, numa solução (concentração hidrogeniónica) (Fig 2.3).

Como a concentração hidrogeniónica em soluções aquosas é em geral muito baixa, Soren Sorensen propôs, em 1909, uma medida mais prática, designada por pH.

Na escala de Sorensen, os valores de pH variam entre 0 e 14 (Fig. 2.4).

Para t = 25 °C,

  • Soluções ácidas: [H30+] > 1,0 x 10“7 mol dm-3 => pH < 7,00
  • Soluções básicas (ou alcalinas): IH3O+] < 1,0 x 10-7 mol dm 3=* pH > 7,00
  • Soluções neutras: [H30+] = 1,0 x 10-7 mol dm-3 => pH = 7,00

Concentração de H3Oh


Nota:

O pH de uma solução é definido como o simétrico do logaritmo (na base 10) do valor numérico da con­centração hidrogeniónica:

  • pH =-log |H30+|

[H30+] = 10-pH mol dm-3

Analogamente, também podemos definir o pOH:

  • pOH = -log |OH-|

[OH-] = 10-pOH mol dm-3

 

Como o pH é uma função Logarítmica, uma alteração de uma unidade no valor de pH corresponde a uma mudança de dez vezes na concentração hidrogeniónica. Quanto maior for a concentração hidrogeniónica na solução, menor é o valor de pH.

As águas naturais, em geral, apresentam valores de pH entre 5,0 e 9,0, A água da chuva tem um valor médio de pH = 5,6.

Para a água destilada, se em contacto com a atmosfera, o pH situa-se entre 5,5 e 6,0, e não 7 como se poderia pensar. A diminuição do pH para valores infe­riores a 7 resulta da dissolução do dióxido de carbono atmosférico.

 

2.1.3 Ácidos e bases: evolução histórica dos conceitos

Até ao século XIX os ácidos e as bases distinguiam-se pela observação das suas propriedades.

Assim os ácidos têm sabor azedo, provocam mudança de cor de certos corantes vegetais (por exemplo, mudar para vermelho a cor roxa do tornassol). As bases têm sabor amargo, são untuosas ao tato, provocam mudança de cor, de certos corantes vegetais (por exemplo, mudar para azul a cor roxa do tornassol).

Em 1887, Svante Arrhenius propõe uma nova teoria;

  • ácido - substância contendo hidrogénio que, dissolvida em água, dá origem a iões hidrogénio.
  • base - substância contendo OH, que, dissolvida em água, se dissocia pro­duzindo iões hidróxido.

A teoria não explicava por que razão o amoníaco, NH3, se comportava como uma base. Também não explicava a acidez e basicidade de soluções aquosas de sais, como o carbonato de cálcio (que origina soluções básicas) ou o cloreto de amónio (que origina soluções ácidas).

Em 1923, Lowry e Bransted chegaram, separadamente, a conceitos mais gerais de ácido e base.

  • Ácido é uma espécie (moléculas ou iões) com tendência para ceder pro­tões (H+) a outras espécies (moléculas ou iões) e por este meio formar bases conjugadas.
  • Base é uma espécie (moléculas ou iões) com tendência para aceitar um protão (H+) e por este meio formar ácidos conjugados.

 

2.1.4 Água destilada e água «pura»

Autoionização da água

A água quimicamente pura apresenta uma pequena condutividade elétrica: isto significa que não existem somente moléculas de água, H20, mas também iões hidrónio (ou oxónio), H30+, e iões hidróxido, OH-.

Estes iões resultam de uma reação espontânea entre as moléculas de água (fig. 2,5), muito pouco extensa no sentido direto, e que se designa por autoionização:

Aplicação da constante de equilíbrio à reação de ionização da água: produto iónico da água a 25 °C (Kw )

A constante de equilíbrio para a reação de autoionização da água é:

Como a água está praticamente pura, 0 equilíbrio é descrito pelo produto iónico da água: 

Kw = |H30+|e [10H-]e a 25 °C, Kw = 1 x 10-14

Relação entre as concentrações do ião hidrogénio (H+) ou oxónio (H30+) e do ião hidróxido (OH-)

Atendendo à estequiometria da reação de autoionização da água:

[H30+] = [OH-]

Para T = 25 °C tem-se:

pH = -log [H30+] = -log (1 x 10-7) = 7

Do mesmo modo ter-se-á:

pOH = -log [0H-] = - log (1 x 10-7) = 7

e

pKw = -log Kw = -log (1 x 10-14) = 14

Conclui-se assim que:

pH + pOH = pKw

 

Na água pura as concentrações do ião hidrogénio (ou ião oxónio) e do ião hidróxido são sempre iguais, no entanto, para a maioria das soluções aquosas isso não se verifica.

De qualquer modo em qualquer solução aquosa, a 25 °C, verifica-se sempre que: |H30+| |OH-| = Kw = 1,0 x 10-14.

O conceito «neutro» pode ser redefinido através da autoionização da água. Qualquer solução aquosa na qual as concentra­ções de H30+ (aq) e OH- (aq) sejam iguais é considerada neu­tra (fig. 2.6).

Fig. 2.6 | Relação entre a concentração de H3O+, a concentração de OH- e o caráter químico de uma solução aquosa.

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