Resumo nº1

 

 

4. Mineralização e desmineralização de águas

 

A solubilidade e o controlo da mineralização das águas

 

Composição química média da água do mar

 

A água tem grande capacidade de dissolver uma grande variedade de sólidos, líquidos e gases. Esta propriedade explica, em grande parte, a composição química das águas do mar e oceanos que são, das águas naturais, as que possuem maior quantidade de espécies químicas dissolvidas.

 

Mais de 99% das substâncias dissolvidas na água do mar são sais. O cloreto de sódio, NaCl, é o mais abundante. Constitui cerca de 70% dos sais na solução salina.

 

O cloreto de sódio, NaCl, juntamente com os outros três sais mais abundantes - cloreto de magnésio, MgCl2 sulfato de sódio, Na2SO4, e cloreto de cálcio, CaCl2, constituem cerca de 99% da composição de sais das águas dos oceanos.

 

A salinidade de uma água pode ser definida como a massa, em gramas, de sais dissolvidos por cada quilograma dessa água. Este é o principal parâmetro que caracteriza as águas sali­nas. Por exemplo, a salinidade média da água dos oceanos é cerca de 35 g/kg, enquanto a salinidade da água do mar Morto é muitíssimo mais elevada (cerca de 270 g/kg).

 

Em média, a percentagem (em massa) de sais nos oceanos Pacífico, Atlântico e Índico é de 3,5%, mas existem outros “mares” com salinidade muito diferente, como o mar Morto (27%), o mar Vermelho (4,1%)...

 

Embora a salinidade possa variar entre os oceanos e mares da Terra, verifica-se que as proporções relativas dos seus constituintes principais são constantes, isto é, a composição percentual é a mesma.

 

Os iões mais abundantes na água do mar, por ordem decrescente, são:

 

cloreto, Cl-, sódio, Na+, sulfato, SO42-, magnésio, Mg2+, cálcio, Ca2+, e potássio, K+.

 

Em percentagens muito menores podem-se referir o hidrogenocarbonato, HCO3-, 0 brometo, Br-, e outros.

 

 

 

A elevada salinidade da água do mar deve-se, por um lado, ao arrastamento para os ocea­nos, pelas águas das chuvas e rios, de muitos sais solúveis e, por outro, às emissões feitas por vulcões submersos nos oceanos.


Mineralização das águas e dissolução dos sais

 

As águas naturais dissolvem substâncias de origem geológica. A sua composição química vai depender, entre outros factores, do(a):

  • tipo de água (marinha, lacustre, superficial, subterrânea, gelo, chuva);
  • tipo de terreno onde se encontra ou atravessa;
  • temperatura e pressão do meio;
  • época do ano.

 

A mineralização de uma água é, por definição, a massa de matéria inorgânica existente por litro de água (mg L_1). A mineralização das águas resulta da dissolução de espécies químicas, principalmente sais, provenientes dos diversos tipos de solos onde a água nasce ou atravessa.

 

Em geral, a água contém também gases atmosféricos dissolvidos, como o oxigénio e o dióxido de carbono.

 

Exemplo de aplicação 27

Mais de 70% da superfície da Terra está coberta por água e 97% dessa água encontra-se nos oceanos.

A água dos oceanos é uma mistura extremamente complexa (tabelas 1 e 2). Há cerca de 1,5 x 1021 L de água salgada nos oceanos, dos quais 3,5% (em massa), em média, é matéria dissolvida.

 

 

27.1. Com base na informação apresentada, seleccione a alternativa correcta.

A. A massa de sódio que se encontra na água dos oceanos é cerca de cinco vezes maior do que a massa de magnésio.

B. A água existente nos rios representa 3% da água existente na Terra.

C. A salinidade média da água dos oceanos é 35 partes por mil.

 

27.2. Recolheu-se uma amostra de 5,0 dm3 de água do oceano.

Calcule, com base nas informações apresentadas nas tabelas 1 e 2 e na Tabela Periódica, a massa de cloreto de sódio obtida por evaporação completa da água da amostra referida. Apresente todas as etapas de resolução.

(Adaptado do Exame Nacional de FQA, 2006 - 1ª Fase)



 


Solubilidade de sais em água: sais muito e pouco solúveis

 

As soluções são misturas homogéneas de duas ou mais substâncias, podendo ser sólidas, líquidas ou gasosas.

 

As soluções líquidas são as mais comuns, podendo ser obtidas pela dissolução de líquidos, sólidos e/ou gases num líquido.

 

 

 

Numa solução temos sempre a considerar o(s) soluto(s) e o solvente.

 

Devido às suas características, a água é um bom solvente de um grande número de substân­cias, tanto sólidas como líquidas ou gasosas, mas não é um solvente universal, como, por vezes, se diz.

 

Não há solventes universais, isto é, não há solventes que dissolvam toda e qualquer substância.

 

Não são só as características do solveftíe que determinam a solubili­dade, mas sim a relação entre as características do solvente e do soluto.

 

Quando se misturam duas substâncias, só se forma uma solução se houver uma interacção soluto-solvente, de tal forma que daí resulte uma mistura homogénea. Assim:

  • Um líquido constituído por moléculas polares, como a água, é um bom solvente de subs­tâncias cujas unidades estruturais sejam moléculas polares e iões.
  • Um líquido constituído por moléculas apoiares, como o tetracloreto de carbono, CCl4, é um bom solvente de substâncias cujas unidades estruturais sejam moléculas apoiares.

 

O     facto de uma substância ser iónica não quer dizer que se dissolva bem em água, como é o caso de alguns sais. O cloreto de sódio, NaCl, é muito solúvel em água, mas já o cloreto de prata, AgCl, é muito pouco solúvel em água.

  • Sais muito solúveis em água - os sais dos metais alcalinos, de amónia e a maioria dos clo­retos, brometos, iodetos, sulfatos e nitratos.
  • Sais medianamente solúveis em água - os sulfatos de cálcio e de prata.
  • Sais pouco solúveis em água - os carbonatos, fosfatos, cloretos, brometos e iodetos de prata, de mercúrio(l) e de chumbo e os sulfatos de bário, de mercúrio(ll) e de chumbo.

Nota: Os sais pouco solúveis são muitas vezes designados por sais insolúveis.

 

A solubilidade de um soluto num dado solvente, a uma determinada temperatura, é a quantidade máxima de soluto que se pode dissolver no solvente, de forma a obter-se um decímetro cúbico de solução saturada. A solubilidade em água exprime-se, geralmente, pela massa, em gramas, de soluto que se pode dissolver em 100 g de água.

 


Como se pode verificar no gráfico, a uma mesma temperatura, diferentes sais apresentam solubilidades diferentes.

Para a maioria dos sais, a solubilidade aumenta com a temperatura, embora esse efeito possa ser mais acentuado nuns sais do que noutros.

 

Assim, um outro factor que afecta a solubilidade de um sal em água é a temperatura.

 

Como vimos, a solubilidade pode também exprimir-se pela quantidade de soluto, em moles, que se pode dissolver num decímetro cúbico de solução. Este valor, expresso em mol dm-3, corresponde à concentração da solução saturada.

 

Uma solução diz-se saturada, a uma dada temperatura, quando não é possível dissolver mais soluto nessa quantidade de solvente.

Portanto, quando uma solução está saturada, se lhe for adicionado mais soluto, ele não se vai dissolver; precipita, estabelecendo-se, então, um equilíbrio dinâmico, heterogéneo, entre o soluto que se encontra em excesso (sal não dissolvido) e os iões dissolvidos pre­sentes na solução.

 

Este equilíbrio dinâmico heterogéneo pode ser representado através da equação química genérica:                                                      

 

os gráficos da velocidade da reacção e da concentração dos componentes do sistema em função do tempo serão do tipo:


 

Gráfico A - Como se trata de um equilíbrio dinâmico, heterogéneo, a partir do instante te, a velocidade de precipitação é igual à velocidade de dissolução.

Gráfico B - Uma vez atingido o equilíbrio (instante te), a concentração dos iões em solução permanece constante.

 

Saliente-se que, a uma dada temperatura, o estado de divisão do soluto apenas afecta a , velocidade de dissolução; não interfere com a solubilidade do soluto no solvente, isto é, não se dissolve mais soluto pelo facto de este se encontrar mais dividido, apenas se dissolve mais rapidamente.

 

O estado de divisão do soluto e a agitação são duas formas de alterar o tempo de dissolução de um soluto, mantendo a temperatura e a pressão constantes.


A solubilidade de um sal pouco solúvel em água, como, por exemplo, o sulfato de bário, BaS04(s),                                                     

 

diminui quando se adiciona à solução inicial um outro sal que contém um dos seus iões.

 

Este efeito designa-se por efeito do ião comum. De acordo com a Lei de Le Chatelier, o aumento da concentração de um dos iões favorece a reacção no sentido inverso de forma a contrariar esse aumento, ou seja, neste caso, no sentido da formação do precipitado.

 

Portanto, a solubilidade de um sal, em água, diminui quando está presente na solução um ião comum.

 

Quanto à influência da pressão na solubilidade, na prática, a variação da solubilidade de um sólido com a pressão é desprezável.

 

Exemplo de aplicação 28

 

Na água dos oceanos existem diversos iões prove­nientes de sais com diferentes solubilidades, tais como o cloreto de sódio, NaCl, o carbonato de cálcio, CaC03, e o sulfato de cálcio, CaS04.

Discuta se é possível prever a ordem pela qual poderão precipitar por cristalização, através da eva­poração lenta da água, comparando as solubilidades destes sais.

 

 


Solubilidade de gases em água

 

A solubilidade de um gás em água diminui com o aumento da temperatura e aumenta com o aumento da pressão.

 

 
 

 

Como vimos anteriormente, a solubilidade de sais em água aumenta, em geral, com a tempe­ratura. Contudo, nos gases ocorre o contrário. Na verdade, um aumento de temperatura (aumento da energia cinética média das partículas) favorece a libertação de gases dissolvidos na solução.

 

 

 

 

As características das águas naturais são influenciadas pelos gases dissolvidos, como o oxigénio e o dióxido de carbono.

 

O oxigénio dissolvido a partir da atmosfera é essencial à existência de vida aquática. Como a temperatura da água determina em grande medida a quantidade de oxigénio que a água pode dissolver, este é um problema que preocupa cada vez mais os ecologistas.

 

A poluição térmica da água tem exactamente a ver com este facto, pois a solubilidade do oxigénio, em água quente, é reduzida.

Descargas de água quente, provenientes de sistemas de arrefeci­mento industrial, têm provocado o aquecimento de cursos de água, levando a uma diminuição da concentração de oxigénio dissolvido e à consequente morte de espécies da fauna e flora aquática desse meio.

 

A pressão não tem praticamente influência na solubilidade de substâncias sólidas em água, mas o mesmo já não acontece com os gases.

 

A solubilidade de um gás num líquido é proporcional à pressão do gás sobre o líquido. Efectivamente, quando a pressão do gás aumenta, aumenta também o número de moléculas que se dissolvem no líquido, pois há mais moléculas a chocarem com a superfície do líquido e a dissolverem-se nele.

 

Há gases, como o amoníaco, NH3, e o dióxido de carbono, C02, que, como reagem com a água (por reacção ácido-base), a sua solubilidade é muito maior do que seria de esperar.

 

Como vimos anteriormente, o dióxido de carbono atmosférico dissolve-se na água. A sua dissolução pode traduzir-se pela equação química seguinte:

 

Contudo, uma vez na água, o dióxido de carbono reage com a mesma de acordo com as seguintes equações:

 

 

Assim, a solubilidade do dióxido de carbono, C02, em água, é maior do que seria esperado. Desta forma os oceanos constituem gigantescos reservatórios de dióxido de carbono dissolvido.

 

 

Solubilidade: solutos e solventes - AL 2.5

 

Apesar de a água ser um bom solvente, não é um solvente universal. Como vimos, a solubili­dade pode variar com a temperatura e com a natureza das interacções soluto-solvente.

 

Com esta actividade pretende-se comparar a solubilidade de diferentes solutos em diferentes solventes e de um soluto num dado solvente, a diferentes temperaturas.

 

O grau de dissolução de um soluto num solvente depende de vários factores, nomeada­mente, da natureza de ambos e consequente interacção entre eles. Assim, duas substâncias com o mesmo tipo de forças intermoleculares têm maior probabilidade de serem solúveis entre si.

 

Desta forma, os solventes polares dissolvem facilmente os solutos polares e dificilmente os solutos apoiares. É usual dizer-se que “semelhante dissolve semelhante”.

 

O diagrama seguinte apresenta uma possível organização dos conceitos envolvidos nesta actividade laboratorial.

 

 

 

 

Aplicação da constante de equilíbrio à solubilidade de sais pouco solúveis: constante de produto de solubilidade, Ks

 

Como já referimos, há sais que se dissolvem muito pouco em água, como é o caso, por exem­plo, do iodeto de chumbo, Pblp.Assim, se adicionarmos iodeto de chumbo, Pbl2, à água, só uma quantidade muito pequena deste sal se dissolve, originando iões Pb2+(aq) e l"(aq).

 

À temperatura ambiente, uma solução fica rapidamente saturada, o que se verifica pelo sólido amarelo que se deposita no fundo do recipiente sem se dissolver.

 

 

Entre os iões Pb2+(aq) e l-(aq), na solução saturada, e o sólido que se deposita, Pbl2, estabe­lece-se um equilíbrio dinâmico que se designa por equilíbrio de solubilidade.

 

Se repararmos, o equilíbrio (1) que se estabelece é um equilíbrio heterogéneo, pois tem componentes em estados físicos diferentes. O Pbl2 encontra-se no estado sólido e os iões Pb2+ e I- estão em solução aquosa.

 

Atendendo a que nos equilíbrios heterogéneos se considera constante a concentração das espécies no estado sólido, pois a concentração de uma substância pura não depende da quan­tidade de substância, isto é, é constante, a expressão da constante de equilíbrio para a reacção em questão será:

 

 

A constante de equilíbrio designa-se, nestes casos, por constante de produto de solubili­dade ou, simplesmente, produto de solubilidade, Ks.

 

O produto de solubilidade, como constante de equilíbrio que é, só depende da temperatura.

 

Para um sal genérico, AmBn, a equação química que traduz o equilíbrio é:

 

 

 sendo o produto de solubilidade dado por:

 

Relação entre solubilidade e produto de solubilidade

 

Consideremos de novo o equilíbrio anterior:

 

 

Cada mole de iodeto de chumbo que se dissolve dissocia-se, originando 1 mol de iões Pb2+(aq) e 2 mol de iões l-(aq).

 

Designando por s a solubilidade do sal, Pbl2, e atendendo à estequiometria dos iões do sal no equilíbrio (um de Pb2+ para dois de I-), verifica-se que:

 

Então, neste caso tem-se:

 

 

Assim, constata-se que existe uma relação entre a solubilidade, s, de um sal e o valor do seu produto de solubilidade, Ks

 

Essa relação torna possível o cálculo do valor de uma a partir do da outra, à mesma temperatura.

 

Na tabela seguinte, encontram-se as equações de equilíbrio e os valores dos produtos de solubilidade, Ks, em água e a 25 °C, para alguns sais pouco solúveis, bem como a relação entre Kse a solubilidade, s, do sal em água.

 

 

 

Notar que, se os compostos iónicos, cuja solubilidade pretendemos comparar, tiverem estequiometria semelhante, a comparação da sua solubilidade pode ser realizada directamente atra- f vés dos valores dos produtos de solubilidade, Ks, uma vez que Ks é dado pela mesma expressão.

 

Exemplo

Consideremos os compostos iónicos, carbonato de prata, Ag2CO3 e hidróxido de zinco, Zn(HO)2, cujos produtos de solubilidade são, respectivamente:

 


Uma vez que estes dois sais têm estequiometria semelhante (2:1, no Ag2C03, e 1:2, no Zn(HO)2), verifica-se que os produtos de solubilidade do Ag2C03 e do Zn(HO)2 são dados pela mesma expressão para os dois compostos iónicos (Ks = 4s3).

 

Então, sendo Ks(Ag2C03) > Ks(Zn(HO)2), podemos concluir que s(Ag2C03) > s(Zn(HO)2) e, consequentemente, o Ag2C03 é mais solúvel em água do que o Zn(HO)2.

 

Formação de precipitados

 

Quando se adicionam duas soluções de sais solúveis, pode ocorrer uma reacção de precipi­tação, ou seja, uma reacção onde se forma um precipitado (que é uma substância pouco solúvel e que se separa da solução) que se deposita no fundo do recipiente.

 

Por exemplo, o iodeto de potássio, Kl, e o nitrato de chumbo, Pb(N03)2, são sais muito solú­veis em água. Quando se adiciona uma solução aquosa de Pb(N03)2 a uma solução aquosa de Kl (em concentrações adequadas), forma-se um sólido amarelo-canário que se vai depositar no fundo do recipiente, segundo a equação química:

 

 

A equação iónica correspondente a esta reacção é a seguinte:

 

 

Eliminando os iões “espectadores", tem-se:

 


Neste caso, obteve-se um precipitado porque um dos sais que se formou é pouco solúvel em água.

 

Pode prever-se a formação de precipitado comparando o quociente da reacção, Q, com o produto de solubilidade, Ks, desse sal. No caso dos equilíbrios de solubilidade, o quociente da reacção designa-se, normalmente, por produto iónico.

 

Assim, voltando novamente ao exemplo do iodeto de chumbo, Pbl2, o produto iónico, Q, é:

 

 

Se adicionarmos a uma solução saturada de iodeto de chumbo, Pbl2, uma solução de iodeto de potássio, Kl (sal muito solúvel), a concentração de iões iodeto na solução aumenta e, então, o produto iónico, Q, é superior a Ks.

 

 

Neste caso, o sistema reage, favorecendo a precipitação de Pbl2, até que Q = Ks.

 

Em geral, pode dizer-se:

  • Se Q < Ks, a solução não está saturada e não há formação de precipitado.
  • Se Q = Ks, a solução está saturada.
  • Se Q > Ks, a solução está sobressaturada, ocorrendo formação de precipitado até se esta­belecer um equilíbrio entre a solução e o precipitado.

 

Exemplo de aplicação 29

 

À temperatura de 25 °C, adiciona-se, lentamente, uma solução aquosa de carbonato de potássio, K2C03, a uma solução com iões chumbo, Pb2+(aq), e iões prata, Ag+(aq), com as con­centrações [Pb2+] = 1,0 x 10-8 mol dm-3 e [Ag+] = 1,0 X 10-2 mol dm-3.



29.1. Nessas condições, qual dos sais, carbonato de prata ou carbonato de chumbo, precipita em primeiro lugar? Justifique a sua resposta, apresentando todos os cálculos necessários.

29.2. Atendendo ao produto de solubilidade do carbonato de chumbo, determine a solubilidade em água deste sal, à temperatura de 25 °C (considere que os iões Pb2+ e CO32- não partici­pam em quaisquer outras reacções).

 



Exemplo de aplicação 30

 

O valor máximo recomendável, VMR (valor paramétrico), do ião alumínio para a água potável é 1,85x 10-6 mol dm-3.

No tratamento de certas águas destinadas ao consumo humano, o excesso de alumínio é precipitado sob a forma de hidróxido de alumínio, Al(H0)3. Considerando que 1,0 dm3 de uma dada amostra de água contém 3,16 X 10-6 mol de iões H30+ à temperatura de 25 °C, determine a concentração de Al3+ a partir da qual ocorre precipitação de Al(H0)3.

Ks(Al(H0)3) = 1,80X 10-33 (a 25 °C)

 


 

Dureza da água: origem e consequências a nível industrial e doméstico

 

As águas contêm, além de outros iões, catiões cálcio, Ca2+, e catiões magnésio, Mg2+, que são os responsáveis pela formação de incrustações e rebentamentos de caldeiras. A concen­tração desses iões determina o que, normalmente, se designa por dureza de uma água.

 

A dureza é, portanto, uma característica da água que está relacionada com a presença de iões cálcio, Ca2+, e magnésio, Mg2+. Assim, quando a concentração de sais de cálcio e/ou magnésio é elevada, a água diz-se dura.

 

A dureza exprime-se, normalmente, em miligramas de carbonato de cálcio, CaC03, por litro de solução.

 

Quando se diz que a dureza de uma água é de 100 mg/L de CaC03 significa que essa água possui sais de cálcio e/ou magnésio dissolvidos que lhe conferem uma dureza equivalente à que teria um litro de solução aquosa com 100 mg de CaC03.

 

A principal causa da dureza de uma água deve-se ao seu contacto com terrenos calcá­rios. Daí as águas duras serem também

designadas por águas calcárias. 

             

As águas podem classificar-se, de acordo  com a dureza, em:

  • muito duras                       
  • duras;                      
  • moderadamente duras;
  • macias.

 

 

 

Há três designações normalmente associadas com a dureza de uma água: a dureza tem­porária, a dureza permanente e a dureza total.

  • A dureza temporária de uma água é devida à presença de hidrogenocarbonato de cálcio e de magnésio. A designação de temporária tem a ver com o facto de poder ser eliminada por ebulição da água, libertando-se dióxido de carbono e precipitando carbonato de cálcio e de magnésio:

 

 

     

  • A dureza permanente de uma água é devida à presença de outros sais, como cloretos e sulfatos de cálcio e de magnésio, que não são eliminados por ebulição.
  • A dureza total de uma água corresponde à soma das concentrações de iões cálcio e magnésio nela contidos.

 

Como já se disse, a principal causa da dureza de uma água natural resulta do seu contacto com terrenos calcários. Acontece que as rochas calcárias são constituídas essencialmente por carbo­nato de cálcio, CaC03, sal muito pouco solúvel em água, mas a presença de dióxido de carbono, C02, dissolvido na água faz aumentar a dissolução de sais pouco solúveis ou medianamente solúveis, como o carbonato de cálcio e o sulfato de cálcio, tornando as águas mais duras.

 

A dureza de uma água pode ter também origem artificial, como acontece nas Estações de Tratamento de Águas (ETA), nas quais a água é colocada em contacto com calcário. Este tra­tamento tem como objectivo ajustar o valor do pH da água para consumo, de modo a reduzir a quantidade de dióxido de carbono, C02, dissolvido, responsável pela acidez da água, de acordo com a equação:

 

 

Outro procedimento comum nas estações de tratamento é a adição de hidróxido de cálcio, Ca(HO)2(aq), também designado por cal apagada, que reage com o C02 dissolvido:

 

 

Como se verifica pelas equações químicas, estes tratamentos, embora permitam ajustar o valor do pH, contribuem para aumentar a dureza temporária da água.

 

As águas duras podem ter vantagens e desvantagens.

 

  • Como vantagens:
  • são fonte de magnésio e cálcio, elementos essenciais na formação e conservação dos ossos e dentes;
  • favorecem algumas culturas, quando usadas na rega.

 

 

  • Como desvantagens:
  • A nível doméstico - não dissolvem bem o sabão; os iões Ca2+(aq) e Mg2+(aq) formam sais pouco solúveis com os aniões do sabão, originando a escuma que se deposita no fundo do recipiente onde se faz a lavagem. Provoca também resíduos de calcário (incrus­tações) em recipientes, canalizações, máquinas de lavar, ferros-de-engomar e outros equipamentos domésticos.
  • A nível industrial - as incrustações calcárias em tubagens e caldeiras diminuem a durabi­lidade das mesmas, podendo mesmo provocar explosões, devido ao aumento da pressão no interior das condutas.

 

 

Estes fenómenos de incrustação e deposição calcária são maiâ acentuados quando a dureza é temporária, pois, como vimos, o simples aquecimento da água provoca a precipitação de carbonato de cálcio.

 

 

Processos para reduzir a dureza da água

 

Habitualmente, a redução da dureza de uma água, também designada por amaciamento, faz-se por três processos: precipitação, complexação ou troca iónica.

 

O tipo de tratamento para a redução da dureza da água depende, entre outros aspectos, da utilização que lhe vai ser dada, do grau de redução pretendida e da qualidade e quantidade de água a tratar.

 

  • Redução da dureza por precipitação

 

A redução da dureza da água por precipitação faz-se por adição de agentes precipitantes que são substâncias que formam sais pouco solúveis de cálcio e magnésio.

 

Para as máquinas de lavar, usam-se produtos anticalcário, como os amaciadores (por exemplo, carbonato de sódio ou hidróxido de cálcio), que provocam a formação de carbo­nato de cálcio (sal pouco solúvel):

 

 

No tratamento de águas para consumo, são também muito usados o carbonato de sódio, Na2C03, e o hidróxido de cálcio, Ca(HO)2.

 

Os fosfatos (ião fosfato - PO43-(aq)) são também utili­zados, especialmente em detergentes e nas Estações de Tratamento de Águas Residuais (ETAR).

 

Exemplos

 

 

A redução da dureza por precipitação tem o inconveniente de provocar a formação de depósitos dos sais precipitados, o que implica, na maioria das vezes, a sua remoção por decantação e/ou filtração da água.

 

 

  • Redução da dureza por complexação

Neste tipo de redução usam-se agentes que originam complexos estáveis com os iões Ca2+ e Mg2+, man­tendo-os em solução. Estes ficam “presos” e impedi­dos de reagir com o sabão e detergentes.

Os agentes complexantes entram, por exemplo, na composição dos detergentes das máquinas de lavar, onde a formação de incrustações e de depósitos cal­cários é particularmente indesejável.

 

  • Redução da dureza por troca iónica

Neste processo são utilizadas resinas que possuem na sua estrutura iões Na+. Quando a água atravessa essas resinas, os iões Ca2+ e Mg2+ da água são troca­dos pelos iões Na+ da resina.

 

 

Estas resinas têm a vantagem de poderem ser recupe­radas. A regeneração da resina é feita com uma solu­ção concentrada de cloreto de sódio, NaC^(aq), que repõe os iões Na+ na resina, removendo os iões Ca2+ e Mg2+ para a solução regenerante.

 

 

 

A formação de estalactites e de estalagmites em grutas calcárias

 

Nas grutas calcárias podemos ver formações sólidas que pendem do tecto - estalactites - e outras que se ele­vam do solo - estalagmites.

 

A formação de grutas calcárias e posterior formação de estalactites e estalagmites têm a ver com a alteração do estado de equilíbrio traduzido pela seguinte equação química:

 

 

Este estado de equilíbrio é afectado por variações de pressão e de temperatura das águas subterrâneas.

 

À medida que a água se infiltra no subsolo, aumenta a pressão a que está sujeita e, consequen­temente, aumenta a sua capacidade para dissolver dióxido de carbono, C02. A reacção evolui, então, no sentido directo, provocando a dissolução do calcário (carbonato de cálcio) e levando à formação de grutas. Assim, a solubilidade do dióxido de carbono, C02 aumenta com a pres­são a grande profundidade.

 

Por sua vez, nas grutas, a água de 'ftfiltração, que contém Ca2+ e HCO3-, vai-se evaporando e ocorre precipitação de carbonato de cálcio, CaC03(s).

 

Também o facto de a pressão no interior das grutas ser menor faz com que o dióxido de car­bono, C02, dissolvido na água de infiltração, se liberte, levando a que a sua concentração na água diminua, e, consequentemente, a reacção (1) evolua no sentido inverso, favorecendo a for­mação de carbonato de cálcio, CaC03(s), sob a forma de estalactites e de estalagmites.

 

Dureza da água e problemas de lavagem - AL 2.6

 

Com esta actividade pretende-se estudar consequências da dureza da água a nível de lava­gem, bem com o seu amaciamento.

 

Numa primeira fase identificam-se águas dura (por exempio, água destilada com sulfato de mag­nésio ou cloreto de cálcio) e macia (por exemplo, água destilada), entre três amostras de água des­conhecidas, a partir do comportamento da lavagem com sabão, detergente e champô para o cabelo.

 

As variáveis a medir são a altura de espuma/cm, a formação de escuma e a limpidez.

 

Para amaciar uma água, pode provocar-se a diminuição da concentração de iões Ca2+ e/ou Mg2+ por precipitação na, forma de carbonatos, adicionando carbonato de sódio à água e, em seguida, aquecer a mistura numa placa de aquecimento e agitar durante 5 min.

 

Retirar o copo da placa, deixar arrefecer e, por fim, separar o sólido (precipitado) por filtração ou centrifugação.

 

 

A dessalinização da água do mar

 

A dessalinização da água do mar consiste na remoção de saís da água, de modo a obter-se água potável. Em regiões onde as reservas de águá são escassas, o recurso a processos industriais de dessalinização da água, em particular da água do mar, tem constituído um meio de responder às necessidades miifidiais de água para consumo humano.

 

Os processos mais usados na dessalinização são a destilação e a osmose inversa.

 

  • Destilação

 

A destilação é o processo mais antigo para purificar água do mar. Consiste em vaporizar a água por aquecimento e, em seguida, provocar a condensação do seu vapor.

 

Apesar de ser um processo eficaz (mais de 90% da água que é tratada em sistemas de des­salinização é por destilação), é bastante dispendioso, ima vez que a vaporização da água requer quantidades elevadas de energia. O processo pode ser realizado a pressões inferiores à pressão atmosférica, o que poupa energia.

 

 

 

 

Para reduzir custos, pode utilizar-se a energia solar para evaporar a água. Contudo, este processo de evaporação/condensação com recurso à energia solar ainda apresenta alguns problemas, nomeadamente, a grande dimensão do dispositivo que é necessário - “alambique solar"- e a lentidão do processo.

 

  • Osmose inversa

 

A osmose é um processo físico onde o solvente passa, através de membranas porosas semipermeáveis, da solução menos concentrada para a solução mais concentrada ou do solvente puro para a solução.

 

 

 

 
 
 
 
 

No caso da dessalinização da água do mar, o que se pretende é que as moléculas do solvente passem da solução mais concentrada para a solução mais diluída (água doce), o que se consegue através da osmose inversa.

 

Na osmose inversa, a água do mar (solução mais concentrada) é forçada, sob pressão, a passar através de membranas semipermeáveis para o compartimento da água purificada; a maioria das substâncias que estavam dissolvidas fica retida na membrana.

 

 

 

 
 
 
 

A osmose inversa é uma técnica consideravelmente mal barata do que outros processos de separação.

 

A dessalinização da água do mar pode também ser feita por outros processos membranares:

 

  • Filtração através de membranas com porosidades diferentes. Existe, por exemplo, a:

microfiltração - que retém bactérias, macromoléculas e colóides;

ultrafiltração - que retém alguns vírus;

nanofiltração - que retém alguns dos sais dissolvidos e compostos orgânicos.

 

  • Electrodiálise - processo que se realiza em células constituídas por numerosas membranas catiónicas e aniónicas alternadas.

 

A água salgada penetra em compartimentos separados por membranas selectivas, isto é, umas permeáveis a catiões e outras a aniões, e que se encontram alternados. Surgem, assim, compartimentos que se enriquecem em iões e outros que vão diminuindo o seu conteúdo salino (água dessalinizada).

 

A dessalinização é um dos meios possíveis de se obter água potável em regiões onde ela não existe como recurso.

 

Dado que o consumo de água doce tem vindo a aumentar, prevê-se que, no futuro, os ocea­nos venham a ser os maiores fornecedores de água doce.

 

A água doce obtida por dessalinização da água do mar tem de ser, posteriormente, sujeita a correcções no seu teor em sais, de modo a enquadrar-se nos parâmetros que a lei prevê para uma água potável.

 

 

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