Química Ambiental Aula 4

Química Ambiental Aula 4
Ana Cecília Bulhões Figueira

Sumário Nomenclatura de ácidos e bases Solução tampão
Reações ácido-base em águas naturais Reações de oxidação e redução – redox Agentes oxidantes e redutores Números de oxidação (nox) Reações redox em águas naturais

Nomenclatura de Ácidos
Ácidos inorgânicos são representados pelo átomo de H na frente do ânion correspondente. É formado pelo ânion ligado a um número de íons H+ suficientes para neutralizar sua carga formal. HCl, H2SO4, HNO3, H3PO4 Nomes dos ácidos relacionam-se aos nomes dos ânions que os dão origem.

Ácidos derivados de ânions cujos nomes terminam em –eto, têm seus nomes formados: ácido + nome do ânion + terminação –ídrico Nome do ânion Nome do ácido Cl- íon cloreto HCl ácido clorídrico Br- íon brometo HBr ácido bromídrico S2- íon sulfeto H2S ácido sulfídrico

Ácidos derivados de ânions cujos nomes terminam em –ito ou –ato, têm seus nomes formados: ácido + nome do ânion + terminações –oso e –ico Nome do ânion Nome do ácido ClO2- íon clorito HClO2 ácido cloroso ClO- íon hipoclorito HClO ácido hipocloroso ClO3- íon clorato HClO3 ácido clórico ClO4- íon perclorato HClO4 ácido perclórico

Nomenclatura de Bases  Bases inorgânicas são formadas pelo ânion hidróxido (OH-). Nomes são dados por: ânion hidróxido + preposição DE + nome do cátion correspondente Fórmula química Nome da base NaOH Hidróxido de sódio KOH Hidróxido de potássio Ca(OH)2 Hidróxido de cálcio Mg(OH)2 Hidróxido de magnésio Al(OH)3 Hidróxido de alumínio

Ácidos e bases – Solução tampão
Solução que não apresenta variação de pH quando uma pequena quantidade de ácido ou base é adicionada a ela. Solução tampão tem espécies ácidas que neutralizam os íons OH- e espécies básicas que neutralizam os íons H+. HX(aq) H+(aq) + X-(aq)

Como preparar uma solução tampão?
Adicionando base conjugada a um ácido fraco tampão ácido acético/acetato de sódio: H3C2OOH H3C2OONa Adicionando uma base fraca a seu ácido conjugado amônia/cloreto de amônio: NH NH4Cl

Reações ácido-base em águas naturais
Águas naturais contêm CO2 dissolvido e seus ânions derivados: CO32-, base moderadamente forte HCO3-, ácido conjugado fraco além de cátions: Ca2+ e Mg2+ O pH dessas águas naturais raramente é exatamente igual a 7,0.

O Sistema CO2/Carbonato
Ao dissolver-se na água, o CO2(g) origina o ácido carbônico <H2CO3>: CO2(g) + H2O(l) <H2CO3(aq)> (1) O ácido carbônico dissocia-se em meio aquoso formando o íon bicarbonato, HCO3- e íon H+: H2CO3(aq) H+(aq) + HCO3-(aq) (2)

Por outro lado, as rochas calcárias fornecem o íon carbonato CO32-: CaCO3(s) Ca2+(aq) + CO32-(aq) (3) O carbonato reage com H2O liberando OH-: CO32-(aq) + H2O(l) HCO3-(aq) + OH-(aq) (4)

As espécies H+ e OH- neutralizam-se, controlando o pH das águas naturais:

Reações de Oxidação-Redução (Redox)
Ocorrem em inúmeras ocasiões: meio fisiológico, industrial ou no ambiente. Caracterizam-se pela transferência de elétrons entre as substâncias. Processos de oxidação: perda de elétrons. Processos de redução: ganho de elétrons. Átomo oxidado transfere e- a um átomo reduzido

Como reconhecer as reações redox? Através do número de oxidação (nox) Em processos de Oxidação: corresponde a um aumento no número de oxidação (perda de elétrons); Em processos de Redução: corresponde a uma diminuição no número de oxidação (ganho de elétrons);

Como atribuir números de oxidação? O número de oxidação (nox) de um elemento não combinado com outros elementos é 0 (estado fundamental). A soma dos números de oxidação (nox) de todos os átomos em uma espécie é igual à sua carga total. Para os demais elementos, usam-se regras

Regras práticas: O número de oxidação do hidrogênio (H) é +1, quando combinado com não-metais e -1 em combinação com metais. Os números de oxidação dos elementos dos Grupos 1 e 2 são iguais ao número de seu grupo.

O número de oxidação de todos os halogênios é -1, a menos que o halogênio esteja em combinação com o oxigênio ou outro halogênio mais alto no grupo. O número de oxidação do oxigênio é -2 na maioria dos seus compostos. As exceções são os compostos com o hidrogênio e em certos metais como peróxidos (O22-), superóxidos (O2-) e ozonetos (O3-).

Agentes oxidantes e redutores Agente oxidante é a espécie que sofre redução (ganha elétrons – diminui nox). Agente redutor é a espécie que sofre oxidação (perde elétrons – aumenta nox). Espécie nox Zn(s) Zn2+(aq) +2 Cu2+(aq) Cu(s) Ganha 2e- = reduz = agente oxidante Zn(s) + Cu2+(aq)  Zn2+(aq) + Cu(s) Perde 2e- = oxida = agente redutor

Reações de Redox em águas naturais
As reações redox são importantes nas águas naturais São fundamentais na sobrevida dos organismos aquáticos OXIGÊNIO DISSOLVIDO (O2diss)

O2 é o agente oxidante mais importante nas águas naturais; Quando reagem em meio aquoso, os átomos de O têm seu nox alterado de 0 a -2 (H2O e OH-): O2 + 4H+(aq) + 4e-  2H2O(l) ou O2 + 2H2O(l) + 4e-  4OH-(aq) A concentração do O2 dissolvido em águas se dá por: O2(g) ↔ O2(aq)

OXIGÊNIO DISSOLVIDO [O2] dissolvido é baixa (1, molL-1 atm-1); A solubilidade do O2 a 25°C é 8,7 miligramas por litro de água ( 8,7 ppm); Já a 0°C é 14,7 ppm > a 35°C é 7,0 ppm; Como os peixes necessitam de 5 ppm de O2 na água para manter-se vivos - sua sobrevivência em águas aquecidas pode ser problemática;

DEMANDA DE OXIGÊNIO - DO A substância mais oxidada pelo O2 dissolvido é a matéria orgânica de origem biológica (plantas mortas e restos de animais). Supõe-se que a matéria orgânica seja em sua totalidade carboidrato polimerizado: CH2O(aq) + O2(aq) → CO2(g) + H2O(l) carboidrato

DEMANDA BIOQUÍMICA DE OXIGÊNIO - DBO A capacidade da matéria orgânica presente em uma amostra de água natural em consumir oxigênio é chamada demanda bioquímica de oxigênio, DBO. A DBO = quantidade de O2 consumida como resultado da oxidação da matéria orgânica. A DBO média para água superficial não poluída é de cerca de 0,7 miligramas de O2 por litro.

Ensaio: Determinação da Demanda Bioquímica de Oxigênio – DBO5 DBO5: quantidade de O2 necessária para oxidar a matéria orgânica degradada por ação bacteriana (5 dias a 20°C); Fornece dados sobre compostos biodegradáveis em efluentes domésticos e industriais; MO + O2(aq) → CO2(g) + H2O(l) Micro-organismos

DEMANDA QUÍMICA DE OXIGÊNIO - DQO Maneira mais rápida para medir a DO em água é através da DQO: A dissolução do íon dicromato (Cr2O72-) em H2SO4 forma um poderoso agente oxidante, que oxida a matéria orgânica (MO): MO + Cr2O72-(aq) + H+(aq) ↔ 2Cr3+(aq) + CO2(aq) + H2O(l)

DEMANDA QUÍMICA DE OXIGÊNIO - DQO Com a reação de DQO, estima-se a quantidade de Matéria Orgânica presente em uma amostra; Faz-se uso da relação entre consumo de íon dicromato (Cr2O72-) e O2 dissolvido  1 mol Cr2O72- = 1,5 mol O2

COMPARAÇÃO ENTRE DBO E DQO Demanda Bioquímica por O2 (DBO) Demanda Química por O2 (DQO) Parecida com processos naturais Diferente de processos naturais Oxidação da MO via micro-organismos Oxidação da MO via reagentes químicos Cinco dias de análise Rápida Pouca repetibilidade Melhor repetibilidade

Decomposição Anaeróbica da MO em águas naturais A MO pode ser decomposta pela ação de bactérias em condições anaeróbicas (ausência de O2). Condições anaeróbicas ocorrem em águas paradas, como as de pântanos, e as que se encontram na parte inferior de lagos profundos.

Decomposição Anaeróbica da MO em águas naturais As bactérias anaeróbicas promovem a modificação do C: parte se oxida a CO2 e parte é reduzida a CH4: MO → CH4(g) + CO2(g) Bactérias anaeróbicas Reação de fermentação, onde ambos os agentes, oxidante e redutor, são materiais orgânicos.

Decomposição Anaeróbica da MO em águas naturais O CH4(g) é insolúvel em água e forma bolhas na superfície da água em zonas pantanosas;  o metano foi chamado de gás "dos pântanos". A mesma reação química ocorre nos "digestores" usados por moradores rurais para transformar excrementos animais em gás metano, que pode ser usado como combustível. MO → CH4(g) + CO2(g) Bactérias anaeróbicas

Fechamento Nomenclatura de ácidos e bases Solução tampão
Reações ácido-base em águas naturais Reações de oxidação e redução – redox Agentes oxidantes e redutores Números de oxidação (nox) Reações redox em águas naturais

Química Ambiental Atividade 4
Ana Cecília Bulhões Figueira

EXERCÍCIO DE AULA – nomenclatura de ácidos e bases
Dê os nomes para as seguintes substâncias: H2S HNO3 HIO4 LiOH Al(OH)3 Be(OH)2

EXERCÍCIO DE AULA – Resolução
Nomenclatura de ácidos: ácido + terminação –ídrico (ânion = -eto) ácido + nome do ânion + terminações –oso e –ico (-ico ou –ato) Nomenclatura de bases: ânion hidróxido + preposição DE + nome do cátion

ÁCIDOS H2S S-2 Ânion sulfeto Ácido sulfídrico HNO3 NO3- Ânion nitrato Ácido nítrico HIO4 IO4- Ânion periodato Ácido periódico BASES LiOH Li+ Cátion lítio Hidróxido de lítio Al(OH)3 Al3+ Cátion alumínio Hidróxido de alumínio Be(OH)2 Be2+ Cátion berílio Hidróxido de berílio

EXERCÍCIO DE AULA - nox Determine os números de oxidação (nox) do enxofre (S) nos seguintes compostos: SO2 SO42-

Primeiro passo: representar o n° oxidação do S por x. O n° oxidação do O é -2 nos dois compostos. (a) SO2: Pela regra, a soma dos nox dos átomos no composto neutro deve ser ZERO, então: nox S + [2.(nox O)] = 0 Então, x + [2.(-2)] = 0, portanto, x = +4 (b) SO42-: Pela regra, a soma dos números de oxidação dos átomos no íon é igual à carga do composto (-2), então: x + [4.(-2)] = -2, x = +6

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