Mol Unidade do Sistema Internacional para quantidade de uma substância. Definição: O mol é a quantidade de matéria de um sistema que contém uma quantidade.

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1 mol Unidade do Sistema Internacional para quantidade de uma substância. Definição: O mol é a quantidade de matéria de um sistema que contém uma quantidade de entidade elementar equivalente a 12 gramas de carbono-12. Quando a unidade é utilizada, a entidade elementar deve ser especificada e pode ser átomos, moléculas, íons, eletrons ou outras partículas.

2 O número de Avogadro é formalmente definido como o número de átomos de carbono-12 em 12 gramas (0,012 kg) de carbono-12, o que é aproximadamente igual a 6,02 × Historicamente, o carbono-12 foi escolhido como substância de referência porque sua massa atômica podia ser medida de maneira bastante precisa. O número de Avogadro ainda pode ser definido como o número de elementos em um mol. Conhecendo-se o número de Avogadro e a massa atômica de um elemento, é possível calcular a massa em gramas de um único átomo. Atualmente, o número de Avogadro é conhecido como constante de Avogadro.

3 Massa molar A massa molar é a massa de um mol de átomos de qualquer elemento. A massa molar de um elemento é numericamente igual à massa desse elemento em unidades de massa atómica; logo, sabendo a massa atómica de um elemento, sabe-se também a sua massa molar. Esta é representada cientificamente pela letra "M" Massa molar é a massa em gramas de 6,02 x 10²³ átomos do elemento ou moléculas. Ex.: Massa atômica da substância H2O = 18 uma => 18 g/mol = 6,02 x 1023 moléculas.

4 Massa atômica de várias espécies químicas
H = 1uma = 1 mol = 6.02 x 1023 átomos = 1 grama C = 12uma = 1 mol = avogrado = 12 gramas N=14uma = 1 mol = avogrado = 14 gramas O = 16uma = 1mol = avorgrado = 16 gramas Na = 23uma = 1 mol = avogrado = 23 gramas Al = 27uma = 1 mol = avogrado = 27 gramas Si = 28uma = 1 mol = avogrado = 28 gramas P = 31uma = 1 mol = avogrado = 31 gramas Cl = 35uma = 1 mol = avogrado = 35 gramas K = 39uma = 1 mol = avogrado = 39 gramas Fe = 54uma = 1 mol = avogrado = 54 gramas

5 1 mol de H2O ------------- 18 g
2 moles de H X x = (2*18)/1= 36 g de H2O 1 mol de H2O g X g x = (72*1)/18 = 4 moles de H2O

6 Equivalente - grama O equivalente pode ser definido como a massa em gramas de substância que pode reagir com um mol de elétrons. Outra definição utilizada, mas menos precisa, é que o equivalente é o número de gramas de substância que pode reagir com um grama de hidrogênio atômico. um grama de hidrogênio equivale a aproximadamente um mol, e o hidrogênio puro tem um elétron livre. Desse modo, o peso equivalente de uma dada substância é efetivamente igual à quantidade de substância em mols, dividido pela valência da substância.

7 Balanço iônico em águas naturais
Soma de cátions (TZ+) expressa em equivalentes-grama é igual a soma de ânions (TZ-) expressa em equivalentes-grama Na prática (expressos em meq/L) Ca+2 + Mg+2 + K+ + Na+ + NH4+ = HCO3- + SO4-2 + Cl- + NO3- Na prática (expressos em mmol/L) (2*Ca) + (2*Mg) + (1*K) + (1*Na) + (1*NH4) = (1*HCO3) + (2*SO4) + (1*Cl) + (1*NO3)

8 Exemplo prático - CENA

9 Erro aceitável de 10 a 15%

10 Condutividade Elétrica
A condutividade elétrica, geralmente expressa em uS/cm, estima a quantidade de sais dissolvidos totais, ou a quantidade total de íons dissolvidos na água. Em outras palavras a capacidade de transmitir eletricidade. Água pura não é uma boa transmissora de eletricidade. É controlada pela geologia, composição dos solos, deposição atmosférica, metabolismo e adições humanas (esgoto e efluentes industriais, por exemplo) TDS (mg/L) = 500 x CE (mS/cm)

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15 potencial hidrogeniônico - pH
pH = -log10[H+] O pH da água determina a solubilidade e a disponibilidade biológica de nutrientes importantes como N, P e C e de metais pesados como Pb, Cr, Cd e outros.

16 potencial hidrogeniônico - pH
Ácido de bateria <1.0 Suco gástrico 2.0 Sumo de limão 2.4 Cola (refrigerante) 2.5 Vinagre 2.9 Sumo de laranja ou maçã 3.5 Cerveja 4.5 Café 5.0 Chá 5.5 Chuva ácida < 5.6 Leite 6.5 Água pura 7.0 Saliva humana Sangue Água do mar 8.0 Sabonete de mão Amônia caseira 11.5 Cloro 12.5 Hidróxido de sódio caseiro 13.5

17 pH e o sistema tampão CO2 + H2O ↔ H2CO3 ↔ H+ + HCO3- ↔ H+ + CO3-2
Carbono Inorgânico Dissolvido – DIC DIC = H2CO3 + HCO3- + CO3-2

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19 pH – controle Fotossíntese CO2 + H2O ↔ H2CO3 ↔ H+ + HCO3- ↔ H+ + CO3-2
Respiração

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27 NH3 NO3 DENITRIFICAÇÃO N2 N2O DEPOSIÇÃO FOTOSÍNTESE N2 FBN NITRIF.
MIN. NH4 NO3 Atmosfera Raios Plantas Solo LIXIVIAÇÃO FBN O ciclo do nitrogênio nada mais é que uma sequência de reações de oxi-redução, intermediada por microorganismos que adquirem energia liberada durante essas mudanças de oxi-redução. O nitrogênio da atmosfera passa para as plantas principalmente pela fixação biológica de N. Na maioria das vezes, o solo é o destino final dos tecidos vegetais mortos. Nesse meio, bactérias decompõe esse tecido em busca de energia e transformam o nitrogênio que estava em uma forma orgânica em amônio que pode ser nitrificado passando a nitrato. Tanto o amônio quanto o nitrato podem voltar ao tecido vegetal vivo através da fotossíntese e absorção pelas plantas. O nitrato, sendo mais móvel pode ainda ser lixiviado ou em condições de ausência de oxigênio pode ser denitrificado, voltando assim para a atmosfera. Se prestarmos atenção existe uma constante reciclagem de nitrogênio entre as plantas e o solo. Se não houvessem perdas por lixiviação profunda e denitrificação essa ciclagem interna poderia ser mantida indefinitivamente. Mas devido à essas perdas, a cada ano os ecosssitemas da Terra necessitam de “novo” nitrogênio entrando no sistema. Até o começo do século 20 a via principal de acesso desse novo N nos sistemas terrestres era a fixação biológica de N. Portanto, esse processo é importantíssimo, pois ele “cria” nitrogênio disponível para ser incorporado nos sistemas terrestres e aquáticos. Meio Aquático N2 N2O DENITRIFICAÇÃO

28 DON → NH4+ → NO2-→ NO3-→ NO2-→ NO→ N2O→ N2
Mineralização Nitrificação Desnitrificação

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