Mineralização e desmineralização de águas A solubilidade e o controlo da mineralização das águas

A solubilidade e o controlo da mineralização das águas A água doce representa 2,5% da água existente na Terra. Nos países que não possuem os meios de a tratarem antes de a lançarem de volta à Natureza ou, pior ainda, antes de a distribuírem pelos seus habitantes, pode servir para propagar diversas doenças e transportar grande quantidade de produtos mais ou menos tóxicos. Em poucas décadas, o crescimento demográfico, o desenvolvimento industrial e o regadio multiplicaram a utilização da água, fazendo aumentar a procura. Concretamente, o aumento do número de habitantes provoca uma procura alimentar que só as agriculturas intensivas e de regadio, com recurso a pesticidas e fertilizantes químicos, podem satisfazer. Notícias Magazine, Água – O petróleo do século XXI In Arieiro et al. (2006). Preparação para o Exame Nacional 2006 Acesso ao Ensino Superiror Físiva e Química A – 11º ou 12º ano (ano 2). Porto: Porto Editora.

A solubilidade e o controlo da mineralização das águas As águas dos oceanos são alcalinas, mantidas a um pH fixo pelo conjunto das espécies CO2 (aq), HCO3- e CO32-. A água é um dos solventes mais importantes na Natureza. Apesar de ser um bom solvente, não é um solvente universal nem existem solventes que o sejam: Semelhante dissolve semelhante Solventes polares dissolvem solventes polares Solventes apolares dissolvem solutos apolares.

A solubilidade das águas A água é uma molécula polar sendo um bom solvente de: - Sais (praticamente todos) - Moléculas polares A solubilidade de um soluto num determinado solvente é a quantidade máxima de soluto que se pode dissolver, de modo a obter 1 dm3 de solução saturada, a uma dada pressão e temperatura (maior solubilidade  maior a concentração do soluto em solução). A solubilidade pode variar com: - temperatura; - natureza das interacções entre soluto-solvente. - Forças de atracção no soluto e no solvente.

Mineralização das águas

Mineralização das águas Solubilidade. Soluções saturadas. Soluções Não saturada Saturada Sobressaturada Contém uma quantidade de soluto inferior à que indica a sua solubilidade. Contém a quantidade máxima possível de soluto, a uma dada temperatura. Contém uma quantidade de soluto maior que a correspondente à solução saturada.

Mineralização das águas A mineralização das águas é um processo que decorre da dissolução, pela água, de vários constituintes, sobretudo sais (compostos iónicos). Dada a natureza das forças de interacção entre os compostos iónicos (ligação iónica, resultante de atracções electrostáticas), estes sofrem, quando dissolvidos em água, dissociação nos respectivos iões:

Equilíbrio em soluções saturadas de sais pouco solúveis Qual a solubilidade do Carbonato de cálcio em água? Produto de solubilidade ci --- cf --- s s

Formação de precipitados Uma aplicação importante do produto de solubilidade é permitir averiguar se, juntando duas soluções de sais muito solúveis, se formará ou não um outro sal pouco solúvel: - Se Qs < Ks  não há formação de precipitado. - Se Qs = Ks  solução saturada. - Se Qs > Ks  há formação de precipitado.

Salinidade da água do mar Mais de 99% das substâncias dissolvidas na água do mar são sais. Os iões mais abundantes são o cloreto (Cl-) e sódio (Na+). Iões como sulfato, cálcio e potássio representam cerca de 10% da salinidade da água dos oceanos. A salinidade da água do mar é muito elevada em grande parte devido ao arrastamento para os oceanos pelas águas da chuva (conduzida pelos rios) de muitos sais solúveis.

Solubilidade dos gases em água Depende da temperatura e pressão: - À mesma temperatura, uma maior pressão implica maior solubilidade. - A pressão constante, o aumento da temperatura implica a diminuição da solubilidade. Temperatura (ºC) Massa CO2 (g)/100 g de H2O Massa O2 Pressão (atm) 0,338 0,0070 10 0,235 0,0055 20 0,173 0,0045 30 0,131 0,0038 40 0,105 0,0034

Dissolução – uma interacção entre soluto e solvente Na dissolução ocorrem simultaneamente dois fenómenos: - quebra das ligações soluto-soluto e solvente-solvente. - formação de novas ligações soluto-solvente. Pelo facto de a água ser um bom solvente torna-se fácil polui-la e difícil despolui-la, pois as moléculas ou iões do soluto estão hidratadas. Para as separar, é necessário remover a esfera de hidratação, um processo muito exigente em energia.

Rapidez de dissolução de um solvente sólido A rapidez da dissolução aumenta com o grau de divisão e com a agitação da mistura, pois: - maior superfície de contacto com a água, o que facilita a interacção entre soluto e solvente. - o movimento promove um maior número de interacções entre as espécies presentes. O aumento da temperatura também favorece a rapidez da dissolução. Nota: O grau de divisão e a agitação promovem o aumento da rapidez da dissolução, mas não têm qualquer implicação na quantidade de soluto que é possível dissolver.

Evaporação selectiva de sais por evaporação do solvente Como a salinidade da água do mar resulta de uma mistura de iões, à medida que a água evapora há uma cristalização selectiva, isto é, começam por cristalizar os sais menos solúveis e só depois os mais solúveis. Os sais que por evaporação da água atingem o valor do respectivo Ks precipitam. Este é o processo utilizados nas salinas.

Precipitação selectiva de sais por adição de um precipitante Podemos fazer precipitar sais solúveis por adição de outros sais, que, ao reagirem, originam um sal pouco solúvel que precipita (reacção de precipitação). Nota: precipita primeiro o sal que necessitar de menor quantidade de Ag+ para atingir o respectivo valor de Ks.

Factores que afectam a solubilidade dos sais Temperatura Concentração Ião comum Adição de ácidos Formação de iões complexos

Formação de estalactites e estalagmites A formação de estalactites e estalagmites pode ser interpretada com base nas variações de pressão e temperatura das águas subterrâneas. Quando a água rica em hidrogenocarbonato de cálcio (solúvel em água) atinge uma gruta, a pressão atmosférica é menor e, consequentemente, menor é a solubilidade de CO2. A reacção desloca-se no sentido inverso, porque diminui a concentração de CO2 dissolvido:

Dureza das águas (AL 2.6) Dureza A dureza da água é uma característica relacionada com a presença de iões Ca2+ e Mg2+. Dureza Água dura Água medianamente dura Água macia Grande concentração de iões Ca2+ e Mg2+ Solos basálticos e solos graníticos Grande concentração de iões Ca2+ e Mg2+ Solos calcários

Exprime-se em mg/L de CaCO3 Dureza da água (AL 2.6) Exprime-se em mg/L de CaCO3 Dureza Temporária Permanente Total Dureza devida aos sulfatos, cloretos e outros sais de cálcio e magnésio que não se decompõem por aquecimento. Dureza devida à presença de hidrogenocarbonatos (de cálcio e magnésio). Designa-se assim porque ser eliminada por ebulição da água: Dureza devida ao efeito conjugado de todos os sais de cálcio e magnésio:

Dureza da água: origem e consequências a nível industrial e doméstico A principal causa natural da dureza da água resulta do contacto com terrenos calcários, constituídos por vários minerais de cálcio e magnésio: A dureza das águas pode ter origem artificial. Por exemplo, as águas destinadas a consumo humano e industrial requerem, por vezes, o ajuste do valor de pH. Esse ajuste é feito nas ETA onde a água tem de passar por um leito de pedra calcária. Este tratamento reduz o CO2 (aq), responsável pela acidez da água: Este tratamento aumenta a dureza temporária da água

Dureza da água: origem e consequências a nível industrial e doméstico A necessidade de classificar as águas em duras ou macias está sobretudo relacionada com algumas manifestações indesejáveis a nível industrial e doméstico: - precipitação de sabões - formação de incrustações calcárias A redução da dureza de uma água (abrandamento) depende do tipo de dureza e futura aplicação industrial ou doméstica.

Redução da dureza de uma água Em águas com dureza permanente, a adição de carbonato de sódio elimina normalmente os iões cálcio por precipitação na forma de carbonato de cálcio; A remoção de depósitos de calcários pode ser efectuada por introdução de ácido clorídrico: A diminuição da dureza em águas industriais com iões HCO-3, pode ser obtida adicionando Ca(HO)2: