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

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Apresentação em tema: "Água na Terra Água na Terra Planeta Terra, um planeta de água – “Planeta Oceano” Existe uma grande assimetria ÁGUA DOCE/ÁGUA SALGADA."— Transcrição da apresentação:

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2 Água na Terra Água na Terra

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

4 ÁGUA DA CHUVA Absorvida pelo solo e pela vegetação Devolvida à atmosfera (evapotranspiração ) Escorre para as bacias hidrográficas (água de superfície) A principal fonte de água doce tem origem na precipitação 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 Agravamento Efeito de estufa Mudança de hábitos populacionais Crescimento demográfico Aumento de industrialização Contaminação dos recursos hídricos Esgotamento de reservas de água doce

7 A média anual do consumo de água é de 600 m 3 por pessoa e por ano, sendo cerca de 50 m 3 de água potável Consumo diário de 137 litros de água Crescimento demográfico Desenvolvimento industrial Irrigação Multiplica as utilizações da água Aumenta a sua procura Água destinada ao consumo humano e que pode ser consumida sem risco para a saúde.

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

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” Satisfazer as necessidades do presente sem retirar às futuras gerações a possibilidade de satisfazer as suas “A água não se renova ao ritmo a que o Homem a poluí” “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 Biológica Poluição Térmica Poluição Química Microorganismos patogénicos Águas residuais de centrais térmicas e arrefecimento industriais Produtos químicos

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 destilada 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! 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! pH = 7 (T = 25 º C) Água quimicamente pura, isto é, aquela que só contém a substância água.

15 Água da Chuva Normal

16 Água destilada A água destilada pode 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 CO 2 do 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 º C, ponto de ebulição igual a 100 º C, pH = 7,0, a 25 º C, e densidade igual a 1,00 g/cm 3 ), isenta de quaisquer substâncias nela dissolvidas com uma condutividade aproximada de 0,05 S/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 Mas o que mede o pH? O pH de uma solução é um parâmetro relacionado com a acidez ou basicidade dessa solução. O pH de uma solução é atualmente definido a partir da concentração em H 3 O + dessa solução, expressa em mol/dm 3 pH = -log [H 3 O + ] Sørensen ( ) Bioquímico dinamarquês pH= -log 10 [H + ] e 10 -pH = [H + ] 10 -pH = [H 3 O + ] Em 1909, Sørensen já sabia que na água a [H + ] = [HO - ] e definiu o pH por uma função logarítmica da concentração do ião hidrogénio

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

22 Acidez de soluções

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

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). Conclusão: a água é ligeiramente condutora da corrente elétrica. Então, a água contém iões em pequeníssima quantidade. Define-se água quimicamente pura como a água com uma condutividade aproximada de 0,05 µS/cm (micro Siemen por centímetro) e um valor de pH=7 à temperatura de 25ºC. Como podemos explicar a presença destes iões na água pura?

25 A água é constituída por moléculas polares que podem sofrer auto-ionização. H 2 O (ℓ) + H 2 O (ℓ) ⇌ H 3 O + (aq) + HO - (aq) ião oxónio ião hidróxido H+H+ Na água pura verifica-se que: [H 3 O + ] = [HO - ] Porquê? Por cada ião oxónio que se forma também se forma ião hidróxido. R. endotérmica

26 Auto-ionização da água

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

28 As soluções ácidas têm pH < 7 a 25ºC, sendo a concentração em iões H 3 O + maior que a concentração em iões HO - Uma solução é ácida se [H 3 O + ] > [HO - ] Quando é que se pode afirmar que uma solução é ácida? Quando é que se pode afirmar que uma solução é básica ou alcalina? Uma solução é básica ou alcalina se [H 3 O + ] < [HO - ] As soluções básicas ou alcalinas têm pH > 7 a 25ºC, sendo a concentração em iões H 3 O + menor que a concentração em iões HO -

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

30 Escala de Sørensen Nesta escala os valores de pH variam entre 0 e 14 (mas esta escala tem extremidades abertas). Para a temperatura de 25 º C, 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 A constante de equilíbrio da auto-ionização da água é: 2 H 2 O (ℓ) ⇌ HO - (aq) + H 3 O + (aq) Como a concentração da água fica constante e podemos escrever: Kw = [H 3 O + (aq) ] x [HO - (aq) ] e A constante de equilíbrio para esta reacção, K W, chama-se - produto iónico da água; constante de auto-ionização ou constante de autoprotólise da água: NOTA: a água não aparece na expressão de K w 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 respetivas constantes.

32 Auto-ionização da água Para T = 25 ºC K w = 1 x já que [H 3 O + ] = [HO - ] = mol.dm -3 Kw = [H 3 O + (aq) ] x [HO - (aq) ]

33 Relação entre  H 3 O +  e  OH - , para T diferentes de 25 º C Aumento de T Aumento de K w Pelo princípio de Le Chatelier a reação de ionização da água evolui de forma a diminuir a T, ou seja, no sentido de absorver energia do exterior - reação endotérmica - sentido direto porque há Aumento da [H 3 O + ] e [HO - ] ENTÃO: A reação de auto-ionização da água é endotérmica; O pH da água diminui com a temperatura O valor de K w é da ordem de , 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 ([H 3 O + ] = [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 50 º C pKw = - log (7,244x ) pKw =13,14 pKw = pH + pOH e pH = pOH pH = pK w /2 pH = 6,57 Kw = [H 3 O + ] x [HO - ] e [H 3 O + ] = [HO - ] [H 3 O + ] 2 = 7,244x [H 3 O + ] = √ 7,244x [H 3 O + ] = 2,69x10 -7 mol dm -3 pH = -log (2,69x10 -7 ) 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 “al kali”, que significa cinzas vegetais. Robert Boyle (1627 – 1691) ÁcidoBase Sabor azedo Corrosivos (reage com metais) Mudam a cor do tornesol de azul para vermelho Tornam-se menos ácidos quando reagem com bases Sabor amargo Escorregadias ao tacto Mudam a cor do tornesol de vermelho para azul Tornam-se menos alcalinas quando combinadas com ácidos

36 Ácidos e bases – evolução histórica dos conceitos Svante Arrhenius ( ) Associou as propriedades ácidas à presença do ião H +, ou H 3 O +, em solução e as propriedades básicas à presença do ião OH −, propondo em 1887 os seguintes conceitos: Um ácido é toda a substância que em solução aquosa origina iões H +. Uma base é toda a substância que em solução aquosa liberta iões OH −.

37 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, NH 3, 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 Ácidos e bases – evolução histórica dos conceitos

38 Ácidos e bases Teoria protónica de Br ø nsted-Lowry Um ácido É uma espécie química que cede protões (H + ) a uma base (dadora). Em solução aq. provoca o aumento da concentração de H 3 O + 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 - Numa reacção ácido-base Ocorre a transferência de um protão (protólise) de um ácido para uma base. Ex: HCl (aq) + H 2 O (l) Cl - (aq) + H 3 O + (aq) H+H+

39 O modelo de Bronsted-Lowry produziu o conceito de par conjugado ácido-base Pares conjugados ácido-base (espécies que diferem entre si de um protão): HCl/ Cl - e H 3 O + / H 2 0 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 anfotérica ou anfiprótica, porque tanto se pode comportar como um ácido ou como uma base. HCl (aq) + H 2 O (l) Cl - (aq) + H 3 O + (aq) H+H+ ácido base NH 3 (aq) + H 2 O (l) NH 4 + (aq) + OH - (aq) H+H+ ácido base

41 FIM Resolver APSA 2


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