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CURSO: “QUALIDADE DAS ÁGUAS ECURSO: “QUALIDADE DAS ÁGUAS ECURSO: “QUALIDADE DAS ÁGUAS ECURSO: “QUALIDADE DAS ÁGUAS E
POLUIÇÃO: ASPECTOS FÍSICO-POLUIÇÃO: ASPECTOS FÍSICO-POLUIÇÃO: ASPECTOS FÍSICO-POLUIÇÃO: ASPECTOS FÍSICO-
QUÍMICOS”QUÍMICOS”QUÍMICOS”QUÍMICOS”
AULA 1AULA 1AULA 1AULA 1
REVISÃO DE QUÍMICA: ÁTOMOS E MOLÉCULAS, CÁTIONS EREVISÃO DE QUÍMICA: ÁTOMOS E MOLÉCULAS, CÁTIONS EREVISÃO DE QUÍMICA: ÁTOMOS E MOLÉCULAS, CÁTIONS EREVISÃO DE QUÍMICA: ÁTOMOS E MOLÉCULAS, CÁTIONS E
ÂNIONS, FORMULAÇÃO QUÍMICA, REAÇÕES QUÍMICAS,ÂNIONS, FORMULAÇÃO QUÍMICA, REAÇÕES QUÍMICAS,ÂNIONS, FORMULAÇÃO QUÍMICA, REAÇÕES QUÍMICAS,ÂNIONS, FORMULAÇÃO QUÍMICA, REAÇÕES QUÍMICAS,
ESTUDO DAS SOLUÇÕESESTUDO DAS SOLUÇÕESESTUDO DAS SOLUÇÕESESTUDO DAS SOLUÇÕES
Prof. Dr. Roque Passos Piveli
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AULA 1 – REVISÃO DE QUÍMICA: ÁTOMOS E MOLÉCULAS, CÁTIONS
E ÂNIONS, FORMULAÇÃO QUÍMICA, REAÇÕES QUÍMICAS,
ESTUDO DAS SOLUÇÕES
1. Introdução
Este fascículo inicial do Curso de Química Sanitária e Ambiental faz parte de um
conjunto de quatro fascículos destinados à revisão de conceitos de química básica que tenham
aplicação direta nos estudos ou programas de controle da poluição das águas. São apresentados
conceitos fundamentais associados à formulação química, como as definições de átomo, íon,
molécula, etc. e os cálculos de peso molecular, número de moles, equivalente grama, etc.
Em seguida, são apresentadas as formas de expressão da concentração das soluções
mais usualmente empregadas em saneamento e as relações entre elas. Estas noções são
fundamentais para o preparo de reagentes utilizados nas análises laboratoriais ou nos processos
unitários que compõem as estações de tratamento de água, esgotos ou de efluentes industriais.
Posteriormente, são discutidos os conceitos de diluição e mistura de soluções,
prevendo a realização de balanços de massa de poluentes, atividade cotidiana dos agentes de
controle da poluição das águas, tendo em vista a necessidade de verificação do atendimento aos
padrões de qualidade dos corpos receptores de efluentes, conforme previsto nas legislações estadual
e federal.
Reconhece-se que os conceitos aqui apresentados e discutidos são elementares,
absolutamente dispensáveis aos profissionais com formação na área de química. No entanto,
reconhece-se, por outro lado, que muitos outros profissionais, engenheiros, biólogos, etc., que
atuam na área do controle da poluição ambiental carecem de, pelo menos, de uma “desoxidação”
dos conceitos adquiridos há algum tempo e não muito bem consolidados. Por tratar-se, uma
dosagem de reagente, por exemplo, de atividade fundamental da qual depende uma sucessão de
fenômenos, estes conceitos básicos se revestem de incalculável importância.
Deve ser lembrado, contudo, que o objeto do curso é o controle da poluição das
águas, a compreensão dos fenômenos que ali ocorrem e dos parâmetros utilizados na interpretação
da qualidade da água. Procurou-se evitar aprofundamentos ou entendimentos de conceitos de
química em assuntos em que não se encontrem exemplos de aplicação direta. O objetivo desta
etapa, conforme mencionado, não é a formação de químicos e sim apenas procurar auxiliar na
viabilização de certas atividades corriqueiras de controle de poluição, por parte dos profissionais
que necessitam de atualização dos conceitos aplicados.
Finalmente, é de grande importância salientar que os conceitos de equivalente-
grama, número de equivalentes e concentração normal ou normalidade não são mais recomendados
pela IUPAC - International Union of Pure and Applied Chemistry. Embora tenham sido mantidos
neste texto, dá-se atualmente preferência à concentração expressa em mols/litro.
2. Átomos e moléculas
O átomo, estrutura fundamental dos materiais, é constituído de prótons, nêutrons e
elétrons. Quando átomos naturais ou sintéticos, iguais ou diferentes, se combinam em proporções
variáveis, formam-se as moléculas que caracterizam as substâncias químicas.
Os prótons e os nêutrons possuem aproximadamente o mesmo peso e formam o
núcleo do átomo. Os prótons são carregados positivamente e os nêutrons não possuem carga
elétrica. A soma do número de prótons e nêutrons que constituem o núcleo de um átomo denomina-
se número de massa.
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Os elétrons são muito mais leves que os prótons e os nêutrons e são carregados
negativamente. Dispõem-se em camadas ao redor do núcleo, constituindo no conjunto a eletrosfera.
O número máximo de camadas na eletrosfera de um átomo é sete.
Em seu estado normal o átomo é eletricamente neutro, sendo o número de prótons
igual ao de elétrons. O número de prótons ou de elétrons de um átomo denomina-se número
atômico.
Os elementos químicos são classificados em grupos ou famílias que levam em
consideração as similaridades entre as suas propriedades físicas e químicas.
Na tabela periódica, os elementos são arranjados em linhas de número atômico
crescente, de modo que sejam posicionados na mesma coluna os elementos que possuem o mesmo
número de elétrons na última camada eletrônica. Os átomos interagem entre si, recebendo, cedendo
ou compartilhando elétrons da última camada.
Quando um átomo cede e outro recebe um ou mais elétrons de forma definitiva,
caracteriza-se uma ligação iônica. Assim, os átomos passam a adquirir carga elétrica e passam a ser
chamados de íons. O átomo que perde um ou mais elétrons resulta com carga elétrica positiva e é
chamado de cátion, enquanto o que recebe passa a possuir carga elétrica negativa e é chamado de
ânion.
Exemplo: CLORO + SÓDIO → CLORETO DE SÓDIO
 Na + Cl → Na+ + Cl-
Na+ : Cátion
Cl- : Ânion
Exemplos de íons de interesse nos estudos de controle da qualidade de águas:
CÁTIONS
• FERRO: Fe+2 (íon ferroso), Fe+3 (íon férrico)
• MANGANÊS: Mn+2 (íon Manganoso), Mn+4 (íon mangânico)
• METAIS ALCALINOS: Na+ (sódio), K+ (potássio)
• METAIS ALCALINO-TERROSOS: Ca+2 (cálcio), Mg+2 (magnésio)
• METAIS PESADOS: Cr+6 (cromo hexavalente), Cr+3 (cromo trivalente), Zn+2 (zinco), Pb+2
(chumbo), Cd+2 (cádmio), Hg+2 (íon mercúrico), Ba+2 (bário), Cu+2 (cobre), Ni+2 (níquel), Sn+2
(estanho), Al+3 (alumínio).
ÂNIONS
• MONOVALENTES: HCO3- (bicarbonato), NO2- (nitrito), NO3- (nitrato), F- (fluoreto), Cl-
(cloreto), OCl- (hipoclorito) , MnO4-1 (permanganato)
• BIVALENTES: CO3-2 (carbonato), SO4-2 (sulfato), S-2 (sulfeto), CrO4-2 (cromato), Cr2O7-2
(dicromato)
• TRIVALENTE: PO4-3 (fosfato)
Quando a ligação entre dois átomos de um mesmo não metal formam pares
eletrônicos, tem-se a ligação covalente. É o caso da formação do nitrogênio gasoso (N2) a partir de
dois atómos de nitrogênio (N).
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Quando os átomos interagem e permanecem ligados constituem as moléculas. Mas
podem apenas transformarem-se em íons, isto é, adquirirem ou cederem elétrons e permanecerem
independentes no meio, podendo formar aglomerados. A substância é dita molecular quando todas
as ligações no agrupamento de átomos são covalentes. A substância é dita iônica quando o
aglomerado de átomos tiver pelo menos uma ligação iônica ou eletrovalente.
3. Funções químicas
Chama-se função química a um conjunto de compostos que possuem propriedades
químicas semelhantes. Na química inorgânica existem as seguintes principais funções químicas:
ácidos, bases, sais e óxidos.
Segundo Arrhenius, ácido é toda espécie química (molécula ou íon) que cede prótons
(íons H+) em uma reação química, qualquer que seja o meio.
Os ácidos são neutralizados pela adição de uma base:
ÁCIDO + BASE → SAL + ÁGUA
Exemplos:
 HCl + NaOH → NaCl + H2O
H3PO4 + 3NaOH → Na3PO4 + 3H2O
H2SO4 + 2NaOH → Na2SO4 + 2H2O
Os ácidos, quando reagem com metais produzem sais metálicos e ocorre a liberação
de hidrogênio gasoso:
METAL + ÁCIDO → SAL + HIDROGÊNIO GÁS
Exemplos:
Zno + 2HCl → ZnCl2 + H2↑
Feo + H2SO4 → FeSO4 + H2↑
Reagem também com óxidos metálicos produzindo sal e água:
ÁCIDO + ÓXIDO METÁLICO → SAL + ÁGUA
2HCl + ZnO → ZnCl2 + H2O
H2SO4 + FeO → FeSO4+ H2O
Os ácidos sofrem dissociação na água ou ionização, o que pode ser representado pela
seguinte equação química, a título de exemplo:
HCl + H2O → H3O+ + Cl-
Quando o grau de ionização, isto é, a relação entre o número de moléculas ionizadas
e o número total de moléculas dissolvidas, é elevado, o ácido é chamado de ácido forte. São os
casos dos ácidos clorídrico, sulfúrico e nítrico. Os ácidos orgânicos, como por exemplo o ácido
acético, H3C-COOH, ionizam-se pouco, sendo portanto fracos.
Bases, por sua vez, são compostos que possuem como ânions apenas os íons
hidroxila (OH-).
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Exemplos: NaOH (hidróxido de sódio, soda caústica)
 Ca(OH)2 (hidróxido de cálcio, cal hidratada).
As bases de metais alcalinos (NaOH, KOH, etc.) são solúveis em água, bem como o
hidróxido de amônia (NH4OH). Os hidróxidos dos metais alcalino-terrosos (Ca(OH)2, Mg(OH)2,
etc) são pouco solúveis em água. Os hidróxidos de metais pesados (Pb(OH)2, Cd(OH)2, etc)
também são bastante insolúveis em água, constituindo-se a precipitação química de metais pesados
na forma de hidróxidos, prática comum na redução da concentração destes constituintes tóxicos de
efluentes industriais.
As bases de metais alcalinos, alcalino-terrosos e de alguns metais pesados conduzem
corrente elétrica e são neutralizadas por ácidos. Ionizam-se nas águas sob diferentes graus. As bases
de metais alcalinos e alcalinos terrosos são fortes e todas as demais são fracas.
Já os sais são compostos iônicos que possuem pelo menos um cátion diferente do
hidrogênio (H+) e pelo menos um ânion diferente da hidroxila (OH-). Como visto, são formados da
neutralização mútua entre ácidos e bases. Apresentam solubilidades na água bastante variáveis,
devendo-se consultar tabelas específicas para o conhecimento seguro.
Quando o sal é formado por um ácido fraco ou uma base fraca, sofre hidrólise na
água, de acordo com:
SAL + ÁGUA → BASE + ÁCIDO
Exemplo: AlCl3 + 3H2O → Al(OH)3 + 3HCl
Óxidos são compostos binários formados por um elemento químico qualquer e pelo
oxigênio. Os óxidos de metais são geralmente iônicos. Exemplo: CaO, Al2O3. Os óxidos de não-
metais e semi-metais são moleculares. Exemplo: CO2, NO, SO2.
3. Oxidação e Redução
Nas reações anteriormente mencionadas não ocorrem modificações nos números de
oxidação (valência) dos elementos químicos participantes. Por outro lado, existem reações em que
essas mudanças ocorrem. A oxidação consiste, essencialmente, no aumento do número de oxidação
ou perda de elétrons, e redução significa redução no número de oxidação ou ganho de elétrons. Por
tratar-se de um problema de transferência de elétrons, sempre que um elemento é oxidado, um outro
é reduzido. Não há oxidação sem redução. A substância que contém o elemento que é oxidado é
chamada agente redutor, uma vez que é responsável pela redução do outro elemento. De forma
inversa, uma substância que causa aumento de valência é chamada agente oxidante e contém o
elemento que é reduzido.
Exemplos:
Cu + 2H2SO4 = CuSO4 + SO2 + 2H2O
 Nox: 0 6 2 6 4
Elemento oxidado: Cu
Elemento reduzido: S
Agente oxidante: H2SO4
Agente redutor: Cu
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H2S + I2 = S + 2H+ + 2I-
 Nox: 1 -2 0 0 -1
Elemento oxidado: S
Elemento reduzido: I
Agente oxidante: I2
Agente redutor: H2S
 2Fe+3 + H2SO3 + H2O = 2Fe+2 + SO4-2 + 4H+
Elemento oxidado: S
Elemento reduzido: Fe
Agente oxidante: Fe+3
Agente redutor: H2SO3
 MnO4- + 5Fe+2 + 8H+ = Mn+2 + 5Fe+3 + 4H2O
Elemento oxidado: Fe
Elemento reduzido: Mn
Agente oxidante: MnO4-
Agente redutor: Fe+2
Muitas são as aplicações das reações de óxido–redução empregadas no campo do
controle da poluição das águas. Por um lado, existem análises laboratoriais para a quantificação de
certos constituintes na água que recorrem a esta técnica e, por outro, existem diversos processos
físico-químicos de tratamento de águas para abastecimento e residuárias à base de oxidação e
redução. No campo das análises laboratoriais, são bastante conhecidas as reações de óxido–redução
que ocorrem nas determinações de concentração de oxigênio dissolvido (OD) e demanda química
de oxigênio (DQO). No método químico para a determinação de OD emprega-se a iodometria, em
que o oxigênio dissolvido na água é primeiramente fixado na forma de óxido de manganês (MnO2),
que participa da reação de óxido-redução de “deslocamento” de iodo. Nesta reação, enquanto o
manganês se reduz de tetra para bivalente positivo, o iodeto (estado de oxidação –1) oxida-se à
forma molecular (estado de oxidação zero), sendo que a quantidade de iodo molecular liberado é
proporcional à concentração de oxigênio dissolvido da amostra. Posteriormente, o iodo liberado é
quantificado através de nova reação de óxido – redução, em que se emprega o tiossulfato de sódio
como titulante. Também na análise de DQO, em primeiro lugar a matéria orgânica presente na
amostra é oxidada pelo dicromato de potássio, K2Cr2O7. Nesta reação, enquanto a matéria orgânica
se oxida, o cromo se reduz de hexa para trivalente. Na parte final da análise, o excesso de dicromato
não consumido é reduzido através de reação com sulfato ferroso amoniacal. Estas reações serão
mostradas no capítulo referente à determinação dos níveis de concentração de matéria orgânica em
águas. No campo do tratamento de águas e efluentes são inúmeras as aplicações de agentes
oxidantes como cloro, ozônio, peróxido de hidrogênio, etc., para a oxidação de ferro, sulfeto,
cianeto, fenol, dentre outros íons e moléculas poluentes das águas. Também processos de redução
podem ser empregados, como é o caso da redução de cromo hexavalente à forma trivalente, antes de
sua precipitação na forma de hidróxido. Agentes redutores como o metabissulfito de sódio ou o
sulfato ferroso são comumente empregados.
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5. Formas de expressão da quantidade de soluto:
Antes da proposição das formas de se expressar a concentração de uma solução, é
necessária a revisão das seguintes definições:
A. Peso molecular de um composto: é o resultado da somatória dos pesos atômicos dos elementos
que o compõem multiplicados pelo número de vezes em que se apresentam na fórmula
química. É expresso em gramas, relativas ao isótopo 12 do carbono.
ex: Cálculo do peso molecular do Carbonato de Cálcio, CaCO3. Pesos atômicos: Ca:40g
C:12g O:16g
P.M. (CaCO3) = 40 + 12 + 3 x 16 = 100g
B. Número de moles de um composto. É a relação entre a massa do composto e seu peso molecular.
ex: Calcular o número de moles de CaCO3 presentes em 1,0g do composto.
n de moles
massa
peso molecular
moles! = = =
10
100
0 01
.
,
C. Equivalente-grama de um composto. É a relação entre seu peso molecular e o número “ν” que
representa a sua “valência” ou reatividade.
valores de ν:
ácidos: número de hidrogênios ionizáveis
ex: ácido clorídrico, HCl ν = 1
 ácido sulfúrico, H2SO4 ν = 2
 ácido nítrico, HNO3 ν = 1
 ácido acético, H3C-COOH ν = 1
 ácido oxálico, H2C2O4 ν = 2
bases: Número de hidroxilas ionizáveis
ex: hidróxido de sódio, NaOH ν = 1
 hidróxido de cálcio, Ca(OH)2 ν = 2
 hidróxido de amônia, NH4OH ν = 1
sais: valência total do cátion ou do ânion
ex: cloreto de sódio, NaCl ν = 1
 cloreto de cálcio, CaCl2 ν = 2
 carbonato de sódio, Na2CO3 ν = 2
D. Número de equivalentes-grama de um composto. É a relação entre sua massa e seu equivalente
grama.
ex: Quantos equivalentes-grama existem em 10g de Ácido Sulfúrico, H2SO4
n de equivalentes grama
massa
Eq grama
eq! − = = =
.
, .
10
98
2
0 204
8
6. Exercícios Resolvidos – Composição Química
1. Quantos átomos grama de hidrogênio e oxigênio existem em 100 g de água?
Solução:
Peso Molecular (M) da água: (2x1) + (16x1) = 18 g
Se em 18 g de água tem-se duas gramas de hidrogênio, em 100 g ter-se-á (2 . 100) /
18 = 11,1 g dehidrogênio.
2. Um composto apresentou em sua análise 75% de carbono e 25% de hidrogênio. Qual é a sua
fórmula empírica?
Solução:
Pode ser escrito que:
xC + yH = CxHy
12x y = 12x + y (pois C = 12 g e H = 1 g ) (massas atômicas)
Relações de massa entre o hidrogênio e o composto formado:
y - 12x + y
25 - 100
Portanto, y = 0,25 (12x + y) e portanto y = 4x. Para x = 1 , y = 4 e o composto é o CH4.
3. Qual o peso molecular da dextrose, C6H12O6 ?
Solução:
Peso molecular (M) = (6x12) + (1x12) + (6x16) = 180 g
4. Quais dos compostos possui a maior porcentagem de nitrogênio, Ca(NO3)2, Ca(CN)2 ou
(NH4)2SO4 ?
Solução:
a. Ca(NO3)2
a.1. Peso molecular (M) = (40x1) + (14x2 ) + (16x6) = 164 g
a.2. % N = (14x2).100 / 164 = 17,07 %
b. Ca(CN)2
b.1. Peso molecular (M) = (40x1) + (12x2) + (14x2) = 92 g
b.2. % N = (14x2).100 / 92 = 30,4 %
c. (NH4)2SO4
c.1. Peso molecular (M) = (2x14) + (8x1) + (1x32) + (4x16) = 132 g
c.2. % N = (2x14).100 / 132 = 21,2 %
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Portanto, o cianeto de cálcio apresenta o maior teor de nitrogênio.
5. Calcular a massa de 1 mol de cloro, 5 moles de HCl e 10 moles de MgSO4.
Solução:
a. l mol Cl2 = 1x2x35,5 = 71 g
b. 5 moles HCl = 5x(1 + 35,5) = 182,5 g
c. 10 moles MgSO4 = 10x(24 + 32 + 16x4) = 1200 g
6. Calcular a porcentagem de CaO encontrada no CaCO3.
Solução:
a. Peso molecular do CaCO3 = (40 + 12 + 3x16) = 100 g
b. Peso molecular do CaO = 40 + 16 = 56 g
c. % CaO = 100 x (56 / 100) = 56%
7. Uma galvanoplastia produz efluentes líquidos com as seguintes características:
Vazão: 20 m3/d
Cobre: 5 mg/L
Níquel: 10 mg/L
Zinco: 12mg/L
Quantos equivalentes iônicos de metais pesados são descarregados por dia?
Solução:
a. Cálculo dos equivalentes grama:
ECu+2 = 58 / 2 = 29 g
ENi+2 = 56 / 2 = 28 g
EZn+2 = 60 / 2 = 30 g
b. Cálculo das concentrações normais:
N = C / E
Cobre: N = 0,005 g/L / 29 g = 1,72.10-4 eq / L = 0,172 meq / L
Níquel: N = 0,010 g/L / 28 g = 3,57.10-4 eq / L = 0,357 meq / L
Zinco: N = 0,012 g/L / 30 g = 4,00.10-4 eq / L = 0,400 meq /L
c. Cálculo do número total de mili-equivalentes metálicos presentes no efluente:
Total = 0,172 + 0,357 + 0,400 = 0,929 meq / L
d. Cálculo do número de equivalentes descarregados por dia:
0,929 meq / L x 20.000 L / dia = 18.580 meq / dia ou 18,58 eq / dia
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7. Exercícios propostos – composição química
1. Qual é o símbolo e a carga elétrica do: íon de sódio, íon de cobre I, íon de ferro III, íon de níquel
e íon de chumbo II?
2. Indique os símbolos dos elementos:
Elemento Símbolo Elemento Símbolo
Cálcio Oxigênio
Magnésio Sódio
Prata Potássio
Cloro Manganês
Flúor Enxofre
Carbono Nitrogênio
Hidrogênio Ferro
Zinco Cobre
Silício Alumínio
Fósforo Mercúrio
3. Preencher os espaços em branco:
Elemento Ca O H U Cl
Número atômico 1 92 17
Massa atômica 16 238 35
Número de prótons 20 0
Número de nêutrons 20
Número de elétrons 8
4. Dê os símbolos e as cargas elétricas dos seguintes íons:
Íon Símbolo e carga Ion Símbolo e carga
Carbonato Permanganato
Bicarbonato Hipoclorito
Sulfato Sulfito
Sulfeto Tiossulfato
Amoníaco Nitrito
Dicromato Nitrato
5. Dê nome aos compostos:
Composto Nome Composto Nome
NH3 HNO3
CO H2S
H2SO4 H3PO4
6. Quantos átomos existem exatamente em 12 g de carbono?
7. Que nome é dado a esse número?
8. Que nome é dado para a quantidade de substâncias que tem esse número de partículas?
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9. Se o número de oxidação para o hidrogênio é +1 e para o oxigênio é –2, determine o número
de oxidação dos elementos ou radicais nos seguintes compostos:
Composto Número de oxidação Composto Número de oxidação
HNO3 NO3
H2SO4 SO4
H3PO4 PO4
Fe2O3 Fe
CO2 C
10. Escreva as fórmulas dos seguintes compostos:
Composto Fórmula
Cloreto de Sódio
Sulfato de Alumínio
Hidróxido de Cálcio
Ácido Clorídrico
Óxido de Ferro III
11. Calcular a porcentagem de ferro no Fe2(SO4)3.
12. Calcular a porcentagem de alumínio no Al2O3.
13. Calcular a porcentagem de cloro no cloro-platinato de potássio, K2PtCl6.
14. Deseja-se dosar fósforo em uma estação de tratamento de efluentes industriais de tal forma a
manter nos despejos uma relação DBO:P igual a 100:1. O composto a ser utilizado apresenta 52
% de P2O5 em massa. Sabendo-se que a vazão dos efluentes é de 500 m3/h e que a DBO é igual
a 1.000 mg/L, qual será o consumo diário do produto?
15. Completar a seguinte tabela:
Fórmula Nome Cátion Ânion Peso (g) molecular Equivalente grama (g)
NaOH Hidróxido de Sódio Na+ (OH)- 40 40
NH4OH
Na2CO3
NaHCO3
CaCO3
Ca(HCO3)2
MgCO3
Mg(HCO3)2
Al (OH)3
Fe(OH)3
Pb(OH)2
Cd(OH)2
FeCl3
FeSO4
FeS
Na2S
Na2SO4
NaCl
12
BaCl2
BaSO4
CaSO4
NaClO
Ca(ClO)2
AgCl
K2Cr2O7
K2CrO4
Na2S2O3
Na2S2O5
KMnO4
KCl
H2O2
8. Estudo das Soluções Aquosas
Os estudos de caracterização da qualidade das águas normalmente envolvem o
conhecimento dos graus em que as substâncias encontram-se disseminadas nas massas líquidas e
das formas de expressão das suas proporções quantitativas.
Nas determinações laboratoriais, por exemplo, há a necessidade do preparo de
reagentes em concentrações pré-estabelecidas, de proceder-se a diluições e misturas e de se valer
dos princípios da estequiometria para o conhecimento final de certas propriedades de uma amostra
de água. Estes problemas podem ser extrapolados para situações em escala ampliada, como por
exemplo as dosagens de soluções durante o tratamento de águas para abastecimento e residuárias.
Outro uso clássico dos conceitos aqui apresentados refere-se ao cálculo dos efeitos de lançamento
de despejos sobre os corpos receptores, objetivando a observação do atendimento aos padrões de
qualidade destes.
8.1. Soluções verdadeiras de sólidos em líquidos
As soluções verdadeiras são aquelas em que uma substância (soluto) encontra-se
disseminada na fase líquida (solvente), formando um sistema homogêneo e unifásico.
Os diversos tipos de partículas que se encontram na água podem ser classificados de
acordo com seus tamanhos, dos quais resultam propriedades importantes sob o ponto de vista do
tratamento de água. Na figura 1.1. apresenta-se o esquema geral de classificação do sistema de
partículas.
Figura 1 - Classificação e faixas de tamanho das partículas presentes na água
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Nas soluções verdadeiras, a fase sólida é constituída de íons ou moléculas muito
pequenas, inferiores a 1nm. São praticamente cargas elétricas dispersas no meio, uma vez que a
relação área superficial/volume é muito elevada.
No tratamento de águas para abastecimento, as partículas em solução verdadeira
(dissolvidas) são as mais difíceis de serem separadas. Contaminantes químicos como metais
pesados e pesticidas não são removidos no tratamento convencional utilizado pelos municípios.
Para a remoção destes sólidos dissolvidos na água são necessários processos à base de troca-iônica,
osmose reversa, ultrafiltração, entre outros, que são muito sofisticados e caros, inviabilizando o uso
da água quimicamente contaminada para uso público. A eliminação desses resíduos deve ser feita
prioritariamente na fonte (indústrias), isto é, durante a fase de tratamento de água residuária
industrial, antes de sofrer diluição no corpo receptor.
Já as partículas presentes em estado coloidal apresentam maior facilidade na
remoção do que as anteriores, representando o limite da capacidade das estações de tratamento de
águas municipais. Este estado coloidal é formado por partículas resultantes da decomposição de
vegetais e das descargas de certos efluentes industriais. Apresentam também relações área
superficial/volume elevadas e manifestam cargas elétricas superficiais que originam campos
eletrostáticos ao redor das partículas. Esta estabilidade das partículas coloidais na água pode, no
entanto, ser reduzida mediante a introdução de coagulantes e produtos auxiliares, na fase inicial do
tratamento da água.
No outro extremo da classificação do sistema de partículas encontram-se os sólidos
em suspensão. São partículas de diâmetrossuperiores a 100 mµ, removíveis por sedimentação
simples.
8.2. Formas de expressão da concentração das soluções
Existem diversas formas de se expressar as proporções entre soluto e solvente e
soluto e solução. A transformação de uma forma em outra consiste em necessidade constante nos
problemas relativos às dosagens de soluções.
a. Concentração “propriamente dita”, C: é a relação entre a massa do soluto e o volume da
solução. Unidades: mg/L, g/L, Kg/m³
b. Concentração molar ou “molaridade”, M: É a relação entre o número de moles do soluto e o
volume da solução. Unidade: moles/L = “molar”
c. Concentração normal ou “normalidade”, N: É a relação entre o número de equivalentes-grama do
soluto e o volume da solução. Unidades: eq/L = “normal” ou meq/L (milésimos de
equivalentes por litro).
d. Título ou porcentagem em peso, τ : É a relação entre a massa do soluto e a massa da solução,
expressa em porcentagem.
8.3. Relações entre as diversas formas de expressão da concentração de uma solução
 Pode ser facilmente demonstrado, a partir das definições de número de moles e de número de
equivalentes-grama que:
.).( )()/()/( MPMC mgsolutolitromolesLmg x=
14
e que:
( / ) ( ./ ) ( )mg L equiv litro soluto mgC N Egx=
São comuns também as expressões de concentrações de partículas na água através de
“partes por milhão” (ppm) e “partes por bilhão” (ppb). Deve ser lembrado que estas expressões são
relações massa/massa e quando se estabelecem equivalências entre mg/L e ppm, levam-se em
consideração que a densidade da solução “água” é igual a 1, o que é bastante razoável.
Definindo-se densidade de uma solução como sendo a relação entre sua massa e seu
volume, pode-se estabelecer as correspondências entre o título da solução e as demais formas de
expressão, que relacionam as quantidades de soluto com os volumes de solução:
Pode ser escrito que:
C
d
=
τ .
100
onde C é a concentração em g/L ou mg/L;
τ é o título da solução em %;
d é a densidade da solução; g/mL, mg/L, etc...
Esta relação é útil, por exemplo, para o preparo de soluções ácidas. Nos rótulos dos
ácidos p.a., aparecem as seguintes inscrições:
Ácido Sulfúrico : H2SO4 p.a. densidade: 1,84g/mL
 título: 96,5 - 98%
Ácido Clorídrico: HCl p.a. densidade: 1,19 g/mL
 título: 36 - 38%
Ácido Nítrico : HNO3 p.a. densidade: 1,40 g/mL
 título: 65%
Para se saber a correspondência em g/L de uma solução, por exemplo, de ácido
clorídrico a 37%, temos:
C
x
g mL ou g L= =
37 119
100
0 44 440
.
, / /
a concentração normal correspondente será de:
N
g L
N= + =
440
35 5 1
1
12
/
( , )
15
8.4 Exercícios resolvidos – concentração das soluções
a) Dissolveu-se 3 g de ácido acético, H3C – COOH, em 2,0 L de água. Qual a concentração da
solução resultante em mg/L, molar e normal?
Solução:
a. Concentração em mg/L:
C = m1 / V3 , onde:
C = Concentração da solução, em mg/L
m1 = massa do soluto. m1 = 3 g = 3.000 mg
V3 = Volume da solução, em L. V3 = 2,0 L
C = 3.000 / 2,0 = 1.500 mg/L
b. Concentração molar:
b.1. Peso molecular do ácido acético (M1):
M1 = (4x1) + (12x2) + (16x2) = 60 g
b.2. Número de moles (n1) presentes em 3 g do ácido:
n1 = m1 / M1 = 3,0 / 60 = 0,05 moles
b.3. Concentração Molar (M):
M = n1 / V3 = 0,05 / 2 = 0,025 moles / L = 0,025 M
c. Concentração normal:
c.1. Equivalente grama do ácido acético (E1):
E1 = M1 / v
V = 1 (número de hidrogênios ionizáveis)
E1 = 60 / 1 = 60 g
c.2. Número de equivalentes grama (ne1) em 3 g do ácido:
ne1 = m1 / E1 = 3 / 60 = 0,05 eq.
c.3. Concentração normal (N):
N = ne1 / V3 = 0,05 / 2,0 = 0,025 N
Nota: quando v = 1, o peso molecular do soluto é igual ao seu equivalente grama e o valor da
concentração molar coincide com o da concentração normal.
b) Qual é a massa de carbonato de sódio, Na2CO3, necessária para o preparo de 500 ml de solução
0,02 N?
Solução:
a. Peso molecular do composto (M1):
M1 = (23x2) + (12x1) + (16x3) = 106 g
b. Equivalente grama (E1):
E1 = M1 / v , onde v = 2. Portanto: E1 = 106 / 2 = 53 g
c. Concentração da solução (C ):
C = N x E1. Portanto, C = 0,02 x 53 = 1,06 g /L ou 1060 mg / L
16
d. Cálculo da massa (m1):
C = m1 / V3. Portanto, m1 = C x V3. Mas V3 = 500 mL = 0,5 L.
Portanto, m1 = 1060 x 0,5 = 530 mg
Nota: O Carbonato de Sódio é um padrão primário utilizado na padronização de ácidos.
c) Calcular a concentração em g / L, molar e normal de uma solução de ácido sulfúrico, H2SO4,
cujo título é τ = 96 % e cuja densidade é d = 1,84 g / mL.
Solução:
a. Concentração (C) , em g / L:
C = (τ x d) / 100
C = ( 96 x 1,84 ) / 100 = 1,766 g / mL = 1766 g / L
b. Concentração molar ( M ):
b.1. Peso molecular do ácido (M1):
M1 = ( 2x1 ) + ( 32x1) + ( 16x4 ) = 98 g
b.2. Concentração molar (M):
M = C / M1 = 1766 / 98 = 18 M
c. Concentração normal (N):
c.1. Equivalente grama do ácido:
E1 = M1 / v = 98 / 2 = 49 g
c.2. Concentração normal:
N = C / E1 = 1766 / 49 = 36 N
8.4. Exercícios propostos – concentração das soluções
1. Calcular as massas necessárias de soluto para o preparo das seguintes soluções:
a. 500 mL de Na2SO4 0,01 N
b. 250 mL de AgNO3 0,0141 M
c. 1000 mL de Ca(OH)2 50 g / L
2. Completar a seguinte tabela:
ConcentraçãoSoluto Massa Soluto
(mg)
Vol. Solução
(mL) mg / L Mol/L=M Eq/L=N
Al2(SO4)3.18H2O 40.000 2.000
FeSO4.7H2O 10.000 5.000
NaOH 600 1.000
BaCl2 25 250
3. Calcular a concentração em g / L, molar e normal de uma solução de ácido nítrico, cujo título é T
= 65% e cuja densidade é d = 1,40 g / mL.
17
8.5. Diluição e mistura de soluções de mesmo soluto
Estes conceitos são importantes tanto para o preparo de reagentes em laboratório
como para estudos ambientais, como por exemplo a determinação das características de um rio ou
lago após sofrer as descargas de esgotos ou das águas de um córrego poluído, visando o
atendimento aos seus padrões de qualidade.
8.5.1. Diluição de soluções
Este procedimento é importante em laboratório para o preparo de soluções padrão
(diluídas) a partir de soluções estoque (concentradas), utilizadas em operações analíticas como
titulações, ou em determinações instrumentais como as espectrofotométricas ou cromatográficas.
A diluição de uma solução é feita utilizando-se, basicamente, um balão volumétrico
de volume igual ao da solução diluída desejada. O volume da solução estoque a ser transferido para
o balão é calculado, devendo-se escolher uma pipeta de volume compatível. Após esta operação,
basta completar o volume útil do balão com água destilada ou desionizada, dependendo do caso.
O princípio fundamental da diluição é o de que a quantidade de soluto da solução
estoque (pipeta), expressa em massa, número de moles ou de equivalentes-grama, é a mesma da
solução diluída (balão volumétrico). Assim, recorrendo-se às definições de concentração,
molaridade e normalidade, podem ser deduzidas as seguintes expressões que são utilizadas nos
cálculos de diluições:
CA.VA = CB.VB
MA.VA = MB.VB
NA.VA = NB.VB
onde: índice A: solução estoque
índice B: solução diluída
C: concentração da solução em mg/L ou g/L
N: normalidade da solução
M: molaridade da solução
8.5.2. Mistura de soluções
O princípio básico da mistura é que a quantidade de soluto da solução final é igual à
soma das quantidades de soluto das soluções iniciais. Expressando-se a quantidade do soluto em
massa, por exemplo, pode ser escrito que:
M
A A B B
A B
C C V C VV V onde=
+
+
, :
índices A e B: soluções iniciais
índice M: solução final (mistura)
C: concentração em mg/L ou g/L
18
Generalizando-se para a mistura de n soluções de mesmo soluto, temos:
M
i
i
n
i
i
i
nC
CV
V
= =
=
∑
∑
1
1
Existem várias aplicações do conceito de mistura em estudo de qualidade das águas,
como as dosagens de produtos químicos em ETAs ou cálculo dos efeitos do lançamento de esgotos
sanitários e efluentes industriais nos corpos receptores. Nestes casos, tratam-se de misturas
contínuas e para o cálculo da concentração final, os volumes devem ser substituídos por vazões.
Assim, teremos:
M
i
i
n
i
ii
nC
C Q
Q= =
=
∑
∑
1
1
Isto porque, na realidade, o cálculo de uma mistura é um balanço pontual de massa.
Este balanço deve incluir as descargas (massa por unidade de tempo) dos diversos constituintes
considerados à entrada e à saída do ponto de mistura. O produto entre vazão e concentração
representa este fluxo de massa por unidade de tempo.
8.6. Exercícios resolvidos – Diluição e mistura de soluções
1. Em uma casa de química de uma estação de tratamento de água, deseja-se dosar cal hidratada,
Ca(OH)2, de forma a resultar em uma concentração de 20 mg/L na água. A estação trata 200 L/s
de água.
Qual o volume necessário de tanques de preparo e qual a capacidade do sistema de dosagem?
Solução:
A. Concentração da suspensão da Ca(OH)2 no tanque de preparo:
Será considerado o preparo da suspensão com τ = 20%.
A densidade da suspensão é d = 1,2 g/mL. A concentração resultante será de:
C
x d
x g mL mg L= = = =
τ
100
0 20 1 2 2 4 240000, , , / /
B. Cálculo da vazão necessária da suspensão:
Pelo princípio da mistura: Q1C1 + Q2C2 = (Q1 + Q2).C3, onde:
Q1 - vazão de água da ETA = 200 L/s
C1 = Concentração de Ca(OH)2 na água bruta C1 = 0
Q2 = Vazão necessária de suspensão de Ca(OH)2
C2 = Concentração da suspensão de Ca(OH)2 = 240.000 mg/L
C3 = Dosagem de Ca(OH)2 = 20 mg/L
∴ 200 x 0 + Q2 x 240.000 = (200 + Q2) x 20
∴ Q2 = 0,0167 L/s ou 1,0 L/min
19
C. volume útil dos tanques de preparo:
Considerando-se o emprego de dois tanques de preparo operando
alternadamente a cada 24 horas, o volume de cada tanque será:
V L s x s
dia
L ou m= =0 0167 86400 1443 1 443 3, / ,
Comentário: O volume útil do tanque, na prática, deverá ser acrescido de 10% para o acúmulo de
insolúveis. O dosador de suspensão de cal normalmente empregado é o rotativo de canecas. Fazem
parte ainda do projeto do tanque: o material a ser utilizado, o equipamento de mistura, o cocho de
dissolução da cal hidratada, as tubulações e acessórios, etc..
2. Um córrego poluído de vazão igual a 5 L/s, DBO igual a 50 mg/L, concentração de oxigênio
dissolvido igual a 2 mg/L e temperatura de 26°C, descarrega suas águas em rio de vazão igual a
45 L/s, DBO igual a 5 mg/L, oxigênio dissolvido igual a 6,5 mg/L e temperatura de 20°C.
Supondo-se que a 50m a jusante a mistura já tenha sido completada, quais as características das
águas do rio nesse ponto?
Solução:
A) Cálculo da DBO da mistura
MISTURA
RIO RIO CÓR CÓR
RIO CÓR
Q DBO Q DBO
Q Q
x x
=
+
+
. .
.
∴ =
+
+MISTURADBO
x x
mg L
45 5 5 50
45 5
9 5, /
B) Cálculo do oxigênio dissolvido da mistura:
MISTURA
RIO RIO CÓR CÓR
RIO CÓR
O D
Q O D Q O D
Q Q
x x
mg L. . . . . .. .
.
, /=
+
+
= 6 05
C) Cálculo da temperatura da mistura:
MISTURA
RIO RIO CÓR CÓR
RIO CÓR
oT
Q T Q T
Q Q
x x
C=
+
+
=. .
.
,20 6
20
3. Em uma cidade, são reservadas para o abastecimento público conjuntamente águas de três
procedências:
- Estação de Tratamento de Água: vazão: 20L/s
pH : 8,0
- Poço Artesiano: vazão: 5L/s
pH : 9,0
- Fonte com Cloração: vazão: 5L/s
pH : 6,0
Calcular o valor do pH das águas distribuídas.
Solução:
Considerando-se o conceito de pH, a ser definido posteriormente: pH = - log [H+], pode ser
calculada a concentração hidrogeniônica [H+] = 10-pH da mistura, através de:
[ ]
[ ] [ ] [ ]
+
+ + +
=
+ +
+ +H
Q H Q H Q H
Q Q QMIST
ETA ETA poç o poç o fonte fonte
ETA poç o fonte
x x x
[ ]∴ = + ++ + =
+
− − −
−H MIST
x x x x20 10 5 10 5 10
20 5 5
1 735 10
8 9 6
6,
( )∴ = − =−pH xMIST log( , ) ,1 735 10 6 766
4. Delinear o procedimento para se determinar a vazão de um rio em um ponto de difícil acesso
para a medição direta, através do lançamento de uma solução de cloreto de sódio.
Solução:
Deverá ser preparada a solução de cloreto de sódio concentrada (salmoura) e lançada continuamente
nas águas do rio. Conhecendo-se a vazão de lançamento da solução e sua concentração e medindo-
se as concentrações de cloreto nas águas do rio antes do ponto de lançamento e após a ocorrência da
mistura completa, pode-se calcular a vazão do rio através de:
Q1C1 + Q2C2 = (Q1 + Q2).C3, onde:
Q1 = Vazão do rio, a ser determinada
C1 = Concentração de cloretos nas águas do rio, a montante do ponto de lançamento em mgCl-/L
Q2 = Vazão da solução concentrada de NaCl
C2 = Concentração da solução de NaCl, em mgCl-/L
C3 = Concentração de cloretos nas águas do rio, a jusante do ponto de lançamento, em mgCl-/L
Nota: Esta técnica foi substituída pelo uso de traçadores radioativos, que podem ser detectados em
concentrações bem mais baixas.
5. Os efluentes líquidos de uma indústria de celulose apresentam as seguintes características:
Vazão média: 1800m3/h
Demanda Bioquímica de Oxigênio DBO5,20°C = 300mg/L
Cor: 2.000mg/L (Pt)
Temperatura: 60°C
21
Oxigênio Dissolvido: 0 mg/L
pH = 4,5
Estes efluentes serão descarregados em um rio classe II, que apresenta as seguintes características:
Vazão mínima: 100 m3/s
Demanda Bioquímica de Oxigênio DBO5,20°C: 4mg/L
Cor: 15mg/L Pt
Temperatura: 22°C
Oxigênio Dissolvido: 5,5 mg/L
pH: 7,0
Exigências para o lançamento:
- padrões de emissão:
. DBO5,20°C: inferior a 60mg/L ou 80% de remoção
. Temperatura: inferior a 40°C, elevação inferior à 3°C
. pH: entre 5,0 e 9,0
- padrões das águas classe II:
. DBO5,20°C: inferior à 5,0mg/L
. Cor: inferior à 75mg/L
. Oxigênio Dissolvido: superior a 5,0mg/L
. pH: entre 6 e 8
Determinar os graus de tratamento necessários para que o lançamento seja permitido.
Solução:
A) Verificação dos padrões de emissão:
A.1. DBO5,20°C
Para a obtenção de uma DBO5,20°C inferior à 60mg/L, a eficiência necessária de tratamento será
E x=
−
=
300 60
300
100 80%.
Normalmente são empregados processos biológicos aeróbios como os sistemas de
lodos ativados e lagoas aeradas mecanicamente seguidas de lagoas de decantação para o tratamento,
resultando em eficiências na remoção de DBO superiores a 90%.
A.2. Temperatura
Para que a elevação de temperatura das águas do rio (∆T ) não seja superior à 3°C, a temperatura
máxima dos efluentes industriais poderá ser calculada através de:
∆ =
+
+
T x Q T x Q
Q Q
RIO RIO EFL EFL
RIO EFL
∆T = Elevação máxima, 3°C
TRIO: Temperatura das águas do rio à montante do lançamento
QRIO: Vazão mínima do rio
TEFL: Temperatura dos efluentes industriais
22
QEFL: Vazão média dos efluentes industriais (1.800m3/h=0,5m3/s)
3
22 100 0 5
100 0 5
22=
+
+
−
x xEFLT ,
,
∴ TEFL = 625°C
Assim, a temperatura máxima dos efluentes industriais não poderá ser superior à
40°C, para atendimento ao padrão de emissão. No entanto, o próprio tratamento biológico exige
temperaturas inferiores a 40°C para facilitar a dissolução do oxigênio na água.
A.3. pH
O pH dos efluentes não atende aos padrões de emissão, mas o tratamento biológico por si só exige
pH próximo a 7,0.
B) Verificação dos requisitos da Classe II:
B.1. DBO5,20°C
Para que a DBO das águas do rio não ultrapasse 5mg/L, a DBO máxima dos efluentes industriais
pode ser calculada através de:
QRIO x DBORIO + QEFL x QEFL= (QRIO + QEFL) x DBOCLASSE 2, onde:
QRIO = vazão mínima do rio = 100m3/s
DBORIO=DBO5,20 das águas do rio à montante do lançamento=4mg/L
QEFL = vazão média dos efluentes industriais = 0,5m3/s
DBOEFL = DBO5,20°C máxima dos efluentes industriais
DBOCLASSEII = DBO5,20°C máxima permitida para rio classe (5mg/L)
Assim:
100 x 4 + 0,5 x DBOEFL = (100 + 0,5) x 5
∴ DBOEFL = 205 mg/L
Portanto a eficiência necessária será de 80%, para atender ao padrão de emissão.
B.2. Cor
Para que a cor das águas do rio não ultrapasse a 75mg/L, a cor máxima dos efluentes industriais
pode ser calculada através de:
QRIO x CORRIO + QEFL x COR EFL= (QRIO + QEFL) x CORCLASSEII
onde:
QRIO = vazão mínima do rio: 100m3/s
CORRIO = cor das águas do rio, a montante do ponto de lançamento: 15 mg/L Pt
QEFL = vazão média dos efluentes industriais 0,5m3/s
COREFL = cor máxima a ser apresentada pelos efluentes industriais
CORCLASSEII = cor máxima permitida para as águas de Classe II (75 mg/L)
23
Assim:
100 x 15 + 0,5 x COREFL = (100 + 0,5) x 75∴ COREFL = 12075 mg/L
Lançando-se os efluentes com cor = 2000 mg Pt/L, a cor da mistura será:
COR
x x
mg LMIST = =
100 0 5 2000
100 5
25
,
,
/ 100x15 + 0,5x200
B.3. Oxigênio Dissolvido
Para que a concentração de oxigênio dissolvido nas águas do rio não seja inferior a 5,0 mg/L, a
concentração mínima de oxigênio dissolvido nos efluentes industriais pode ser calculada através de:
QRIO x ODRIO + QEFL x ODEFL = (QRIO + QEFL) x ODCLASSEII
Onde:
QRIO = vazão mínima do rio = 10m3/s
ODRIO = Oxigênio dissolvido nas águas do rio à montante do ponto de lançamento = 5,5 mg/L
QEFL = vazão média dos efluentes industriais = 0,5m3/s
ODEFL = oxigênio dissolvido mínimo nos efluentes industriais
ODCLASSEII = oxigênio dissolvido mínimo para rios Classe II
Assim:
100 x 5,5 + 0,5 x ODEFL = (100 + 0,5) x 5
∴ ODEFL = -95 (impossível)
Lançando-se os efluentes com OD = 0, o OD da mistura será OD
x
mg LMIST =
+
=
100 5 5 0
100 5
5 47
,
,
, / .
No entanto os efluentes dos sistemas de tratamento aeróbios apresentam O.D. na faixa de 1 a
2mg/L, pelo menos.
Para que o pH das águas do rio não caia abaixo de 6, o pH mínimo dos efluentes industriais (pHEFL)
pode ser calculado através de:
QRIO[H+]RIO + QEFL[H+]EFL = (QRIO + QEFL) x [H+]CLASSE II
Assim:
100 x 10-7 + 0,5 x [H+]EFL = (100 + 0,5) x 10-6
∴ [H+]EFL = 18 x 10-4 ⇒ pHEFL = 3,74
Lançando-se os efluentes com pH = 4,5, após a mistura teremos:
( )H x x x pHMIST MIST+
− −
−=
+
= ⇒ =
100 10 0 5 10
11005
2 57 10 6 59
7 4 5
7,
.
, ,
,
No entanto, para o próprio processo biológico de tratamento é necessária a neutralização da acidez
dos despejos.
24
8.7. Exercício Proposto – diluição e mistura de soluções
Deseja-se verificar a possibilidade de lançamento em rio classe 2 de um despejo industrial cujas
características são:
Vazão: 450 m3/h
DBO: 2.500 mg/L
Temperatura: 60oC
pH: 4,5
Cor: 1.200 U.C.
Oxigênio dissolvido: zero
O rio, a montante do lançamento em questão, apresenta as seguintes características:
Vazão: 10 m3/s
DBO: 3,5 mg/L
Temperatura: 21oC
pH: 6,5
Cor: 30 U.C.
Oxigênio Dissolvido: 5,5 mg/L
Os limites impostos pela legislação para rios classe 2, são:
DBO: menor que 5 mg/L
Temperatura: Variação menor que 3oC
pH: entre 5 e 9
Cor: menor que 75 U.C.
Oxigênio dissolvido: maior que 5 mg/L.
Pergunta-se: Qual (is) parâmetro (s) deverá (ão) ser modificado(s) e com que redução (ões)
percentual (is)?
8.8. Titulação de soluções - Princípio de Equivalência
A titulação é uma operação bastante utilizada nas análises da qualidade química das
águas. Além do uso na padronização de reagentes, diversos parâmetros podem ser determinados
através de titulação tais como acidez e alcalinidade (titulação de neutralização ácido-base), dureza
(titulação de complexação) e oxigênio dissolvido (titulação de óxido-redução).
As análises através de titulação são muito úteis em pequenos laboratórios onde o uso
de instrumentação mais sofisticada não é possível.
O princípio fundamental da titulometria é o de que o número de equivalentes-grama
do soluto transferidos da solução titulante é igual ao número de equivalentes-grama do soluto da
solução problema (amostra). Isto porque as reações se processam de equivalente para equivalente.
Deste princípio decorre a equação fundamental da titulometria:
NA . VA = NB . VB, onde:
NA = Concentração normal da solução problema
VA = Volume utilizado da solução problema
NB = Concentração normal da solução titulante
VB = Volume gasto da solução titulante
25
A titulação é realizada transferindo-se para um frasco Erlenmeyer certo volume da
solução a ser padronizada. A solução titulante é transferida através de Becker e funil para uma
bureta. A reação se desenvolve dispensando-se gradativamente o conteúdo da bureta no
Erlenmeyer, sob mistura manual ou eletromagnética. O ponto final da reação (ponto de
equivalência) é evidenciado mediante o emprego da solução indicadora adequada que altera sua
coloração ou forma precipitado quando a reação se completa, sem interferir em seu curso. Pode
também ser indicado por instrumentos tais como potenciômetros, como é o caso das titulações de
neutralização ácido-base controladas através de pHmetros.
8.8.1. Exercícios resolvidos – Titulação das soluções
1. Delinear o procedimento completo para a determinação da acidez de uma amostra de água
através de titulação com solução de NaOH 0,02 N.
Solução:
A) Preparo da solução estoque de NaOH
Será considerado o preparo de 1 litro de solução estoque a 0,15N. Esta solução poderá ser
utilizada também para outras análises.
A.1. Massa de NaOH a ser pesada:
N = 0,15 N
V = 1 L
C N Eq g x g LSOLUTO= =
+ +
=. . ,
( )
/0 15
23 16 1
1
6
Portanto deverão ser pesadas 6g de NaOH.
A.2. Procedimento: O hidróxido de sódio deverá ser pesado em balança analítica e pré-
dissolvido em água desionizada utilizando-se um Becker e um bastão de vidro. Em
seguida deverá ser transferida para um balão volumétrico de 1 litro que terá seu volume
completado com água desionizada. Após a homogeneização, a solução deverá ser
transferida para um frasco de reagentes de 1 litro, devidamente etiquetado.
B) Preparo da solução de NaOH 0,02N
B.1. Diluição da solução de NaOH 0,15N
A solução preparada deverá ser diluida para aproximadamente 0,02 N, que será utilizada
na análise.
B.1.1. Cálculo do volume necessário da solução de NaOH 0,15N, para o preparo de solução
aproximadamente 0,02N:
- volume de solução a ser preparada: 500 ml (adotado)
NA.VA = NBVB
0,15 x VA = 0,02 x 500 mL
V
x
mLA = =
0 02 500
0 15
66 7
,
,
,
B.1.2. Procedimento: 67mL da solução 0,15N deverão ser pipetados no balão volumétrico de
500mL que terá seu volume completado com água desionizada. A solução preparada
deverá ser em seguida padronizada antes do uso na análise da amostra de água.
26
B.1.3. Padronização da solução de NaOH aproximadamente 0,02N
B.1.3.1. Preparo da solução de ácido oxálico 0,02N
O ácido oxálico é um padrão primário normalmente utilizado na padronização de bases.
Apresenta-se no estado sólido. Fórmula química: C2O4H2.2H2O (peso molecular = 126g;
equivalente-grama = 63g).
* volume de solução de ácido oxálico 0,02N a ser preparada (adotado: 1000 mL)
* massa de ácido oxálico a ser dissolvida:
C = N.Eq.g ⇒ C = 0,02 x 63 = 1,26 g/L,
Como será preparado 1L de solução, a massa a ser pesada é de 1,26g.
* procedimento: O ácido oxálico deverá ser pesado em balança analítica e pré-dissolvido
em água desionizada utilizando-se um Becker e bastão de vidro. Em seguida deverá ser
transferido para o balão volumétrico de 1000 mL, utilizando-se funil. O balão deverá ter
o seu volume completado com água desionizada, sob agitação. A solução preparada
deverá ser transferida para o frasco de reagentes etiquetado.
B.1.3.2. Titulação da solução de NaOH ~ 0,02N
* procedimento: 2,5 mL da solução de NaOH a ser titulada deverão ser transferidos para
o erlenmeyer, conjuntamente com a solução indicadora (fenolftaleína em álcool). A
bureta deverá ser preenchida com a solução de ácido oxálico 0,02N. O ponto final de
reação é indicado pelo desaparecimento da coloração rosa da solução no Erlenmeyer. O
volume gasto de solução de ácido oxálico deverá ser anotado e a normalidade real
calculada através de A
B B
A
N N VN
x
= . A solução de NaOH padronizada deverá ser
transferida para o frasco de reagente etiquetado. (CORRIGIR A FÓRMULA)
C) Determinação da acidez da amostra de água
Será visto posteriormente que a acidez da água é sua capacidade de neutralizar uma
base forte, devido à presença de gás carbônico dissolvido, ácidos orgânicos (ex: ácido acético),
ácidos minerais (ex: ácidos clorídrico, sulfúrico e nítrico). A determinação da acidez da água é feita
titulando-se a amostra com solução de NaOH 0,02N. A fenolftaleína pode ser usada como solução
indicadora para a obtenção da acidez total e o alaranjado de metila para a determinação da acidez
devida a ácidos fortes.
A titulação deve ser desenvolvida da mesma forma que as anteriores, calculando-se a
normalidade da amostraatravés de A
B B
A
N N VV
x
= . Para se expressar os resultados de acidez em
mg/L, há a necessidade de se definir um soluto de referência para o uso de seu equivalente-grama
para o cálculo da concentração de ácidos em mg/L. Isto porque a acidez da água é provocada por
uma mistura desconhecida de solutos. O soluto de referência utilizado é o carbonato de cálcio,
CaCO3, que tem equivalente-grama igual à 50g ou 50.000mg (peso molecular igual a 100g). Deve
ficar claro que apesar de o resultado da acidez da água ser expresso em mg/L de CaCO3, isto não
significa que seja este o composto produtor da acidez, o que, neste caso, nem seria possível.
Quando se tem a solução de NaOH exatamente 0,02N e se utilizam 100 mL da
amostra de água, a acidez pode ser calculada através de:
27
acidez mg L CaCO
x
x xGASTO NaOH GASTO DE NaOH
V V( / )
,
.3
0 02
100
50 000 10= =
Ou seja, para o cálculo da acidez em mg/L de CaCO3, basta multiplicar o valor lido
na bureta por dez.
2. Em um acidente, 200 litros de ácido sulfúrico concentrado, H2SO4 18M, foram descarregados
em um lago de 1.7x107 litros de volume, cujas águas apresentavam pH = 7,0. Sabendo-se que os
peixes do lago sobrevivem apenas em águas com pH > 5, verificar se ocorrerá mortandade de
peixes. Em caso afirmativo, determinar a massa de cal virgem necessária para que as águas do
lago retornem às condições anteriores.
Obs: H SO H SOM M2 4 4
22
18 36
⇔ ++
A) Cálculo do novo pH das águas do lago:
[ ]
[ ] [ ]
+
+ +
=
+
+H
V H V H
V VMIST
LAGO LAGO
LAGO
H SO H SO
H SO
.
2 4 2 4
2 4
[ ]∴ = ++
+
−
H MIST
x x x
x
1 7 10 10 200 36
1 7 10 200
7 7
7
,
,
[ ]+ −= ⇒ =H pHmist MISTx4 0 10 4 04, ,
B) Cálculo da massa necessária de CaO
CaO + H2SO4 → CaSO4 + H2O
56g ↔ 98g
mH2SO4 = 18 moles/L x 200L x 98 g/mol = 352800g = 352,8Kg
∴ = =m x KgCaO 352 8
56
98
201 6, ,
3. Um curso de água tem um espelho de largura média igual a 2m. Neste curso de água é lançada
através de uma indústria de refrigerantes, uma vazão de 1L/s de uma solução de soda cáustica
de concentração igual a 40g/L. Na seção do lançamento o rio apresenta uma vazão de 155 L/s e
um nível de concentração de CO2 de 5 mg/L. Se admitirmos que a taxa de reintrodução de CO2
a jusante do lançamento é de 2 mg/s.m2 de espelho, pergunta-se:
A) A que distância toda a soda estará neutralizada?
B) Qual será o consumo de solução de ácido clorídrico, título igual a 36,2% e densidade
1,15g/mL, necessário para que toda a soda seja neutralizada antes de atingir o rio?
C) Qual será a elevação da concentração de cloreto nas águas do rio, se a medida de neutralizar
a soda for adotada?
Solução:
A) Cálculo da distância (L) em que toda a soda estará neutralizada pelo CO2 das águas do rio:
28
A.1. Descarga de CO2 nas águas do rio (D’CO2)
D’ CO2 = 0.005g/L x 155L/s = 0,775 g/s
A.2. Parcela da solução de NaOH neutralizada no ponto de lançamento (D’NaOH):
Através da equação da reação de neutralização:
CO2 + 2NaOH → Na2CO3 + H2O
44g ↔ 80g
podemos concluir que:
44g - 80g
0,775g/s - D’NaOH
′ = =D NaOH
x
g s
0 775 80
44
1 41
,
, /
A.3. Parcela de NaOH a ser neutralizada ao longo do rio (D’’NaOH):
D’’NaOH = DNaOH - D’NaOH = 40 - 1,41 ≅ 38,6 g/s
A.4. Descarga de CO2 necessária para neutralizar a parcela remanescente de NaOH
( )2COD" :
Novamente, através da equação da reação de neutralização, podemos escrever que:
" , , / /D CO
x
g s ou mg s
2
38 6 44
80
21 23 21230= =
A.5. Cálculo da distância (L):
A descarga necessária "D CO2 é igual ao produto entre a taxa de reintrodução de CO2 e a
área de espelho de água até o ponto de neutralização.
Largura do espelho de água: 2m
Comprimento até a neutralização: L
Área até a neutralização: 2L
∴ "D CO2 = 21230 mg/s = 2 mg/s.m
2 x 2L → L = 5307,5m
B) Consumo de Ácido Clorídrico
B.1. Concentração da solução de HCl, em g/L:
C
x d x
g cm g L= = = =
τ
100
36 2 115
100
0 416 4163
, ,
, / /
B.2. Consumo de HCl:
Através da equação da reação de neutralização:
HCl + NaOH → NaCl + H2O
36,5g - 40g
29
Podemos concluir que a descarga de HCl (DHCl)
36 5 40
40
,
/
g g
D g sHCl
−
−




∴ =−D g sCl 36 5, /
e a vazão (QHCl) necessária será:
HCl
HClQ DC
g s
g L
L s ou L hora= = =
36 5
416
0 08774 787 72
, /
/
, / , /
C) Elevação da concentração de cloreto nas águas do rio:
Através da equação da reação de neutralização:
HCl + NaOH → NaCl + H2O
36,5 35,5g
Podemos concluir que a descarga de cloretos (Dcl-) será:
36 5 35 5
36 5
, ,
, /
g g
g s DCl
−
−



 −
∴ =D g sCL 35 5, /
e a concentração de cloretos (CCl-) será:
ClC DQ
Cl
RIO
g L ou mg L−
−
= =
+ +
=
35 5
155 1 0 0877
0 228 228
,
( , )
, / /
4. Uma indústria lança uma vazão de 0,2L/s de uma solução contendo ácido acético em um rio. A
solução apresenta uma concentração de 0,2g/L. Qual o consumo anual de oxigênio das águas do rio,
sabendo-se que a equação da reação de decomposição é:
H3C - COOH + 2O2 → 2CO2 + 2H2O
 60g ↔ 64g
Solução:
a. Descarga de ácido acético (DAAC):
DAAC = 0,2 x 0,2 = 0,04g/s
b. Descarga de O2 necessária para a decomposição:
60 64
0 04
g g
g s DAAC
−
−



 , /
30
∴ = =AACD
X
g s
0 04 64
60
0 0427
,
, /
C. Consumo anual de O2 = 0,0427g/s x 365 x 86400 = 1345,5Kg
8.8.2. Exercícios propostos – titulação das soluções
1. Quantos moles de ácido sulfúrico são neutralizados por 4 equivalentes de hidróxido de sódio?
(Resposta: 2 moles)
2. Tem-se 0,98 g de ácido sulfúrico em 1 L de solução. Qual é a concentração molar? Qual é a
concentração normal? (Resposta: 0,01 M ; 0,02 N)
3. Tem-se 3,7 g de hidróxido de cálcio em 5 L de solução. Qual é a concentração molar? Qual é a
concentração normal? (resposta: 0,01 M ; 0,02 N)
4. (a) Quantos equivalentes de hidróxido de bário existem em 200 mL de uma solução 0,1 N? (b)
Quantos moles? (c) Quantos equivalentes de ácido clorídrico são necessários para a sua
neutralização? (d) Quantas gramas? (Resposta: (a )0,02 ; (b) 0,01 ; (c) 0,02 ; (d) 0,73 g)
5. Se 10 mL de certa solução de ácido sulfúrico neutralizou 20 mL de uma solução 1 N de
hidróxido de potássio, qual é a sua concentração em (a) equivalentes por litro (b) moles por litro
(c) gramas por litro? (Resposta: (a) 2 N ; (b) 1 M ; (c) 98 g/L)
6. Se 25 mL de um ácido 0,2 N neutralizou uma base, quantos equivalentes de base existiam?
Quantas gramas de base existiam se ela fosse (a) hidróxido de sódio; (b) hidróxido de cálcio?
(Resposta: 0,005 ; (a) 0,2 g ; (b) 0,185 g)
7. Se 10 mL de hidróxido de amônia N / 5 neutralizam 20 mL de ácido sulfúrico, qual a
concentração deste? (Resposta: 0,1 N)
8. Quantos mL de ácido 0,2 N são necessários para neutralizar 25 mL de alcalinidade 0,25 N?
(Resposta: 62,5 mL)
9. Quantos mL de solução 0,2 M de HCl neutralizam 0,02 moles de: (a) KOH; (b) Ba(OH)2, cada
um dissolvido em 500 mL de água? (Resposta: (a) 100 ; (b) 200 )
10. (a) Quantos equivalentes de ácido oxálico, H2C2O4, são necessários para neutralizar 1
equivalente de KOH? (b) quantos moles de ácido oxálico por mol de KOH? (c) Quantas
gramas? (Resposta: (a) 1 eq. ; (b) 0,5 moles ; (c) 0,8 g)
31
10. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
1. GENDA, A. “ÁTOMO”. Apostila da disciplina “Química Sanitária I” do Curso de Saúde Pública
para Graduados. Faculdade de Saúde Pública – USP, 1972.
2. HILDEBRAND, J.H., “Principles of Chemistry”. The Macmillan Company, New York, 4th ed.
1940.
3. KATO, M.T. Notas de aula da disciplina “Qualidade da Água, do Ar e do Solo”, Escola de
Engenharia Mauá, 1983.
4. MAHAN, B. H., “UNIVERSITY CHEMISTRY”. Addison–Wesley Publishing Company, Inc.,
2nd ed., 1972.
5. MOORE, W.J., “Physical Chemistry”. Prentice-Hall, Inc., 2nd ed. 1955.
6. PIVELI, R. P. “Qualidade da Água”. Apostila do Curso de Especialização em Engenharia em
Saúde Pública e Ambiental da Fac. Saúde Pública – USP, 1996.
7. POVINELLI, J. Notas de aula da disciplina “Técnicas Experimentais em Saneamento
Ambiental”. Escola de Engenharia de São Carlos, 1979.
32
Questões de múltipla escolha – Aula 1
1. Em qual das seguintesalternativas são listados apenas íons que se apresentam na forma
monovalente:
a) Sódio, cálcio, cloreto
b) Sódio, potássio, nitrato
c) Cálcio, bicarbonato, nitrito
d) Magnésio, carbonato, permanganato
e) Potássio, magnésio, cloreto
2. Em qual das seguintes alternativas são listados íons que se apresentam na forma bivalente:
a) Cálcio, sulfato, hipoclorito
b) Alumínio, magnésio, sulfeto
c) Cálcio, ferro, bicarbonato
d) Potássio, cálcio, fosfato
e) Sódio, magnésio, sulfato
3. Quantos moles de glicina, CH2(NH2)COOH, estão presentes em 10g do composto: (dadas as
massas atômicas: C : 12g; H: 1g; N: 14g; O: 16g)
a) 0,133
b) 0,750
c) 0,112
d) 0,890
e) 75
4. Quantas gramas de enxofre estão presentes em 0,01 mols de metabissulfito de sódio, Na2S2O5:
(dadas as massas atômicas: Na: 23g; S: 32g; O: 16g)
a) 0,03
b) 121,60
c) 1,90
d) 0,64
e) 0,32
5. Onde se tem maior massa de nitrogênio: (Dadas as massas atômicas: N: 14g; C: 12g; H: 1g; O:
16g; P: 31g; Na: 23g)
a) 500 g de uréia, CO(NH2)2
b) 1500 g de fosfato monoamônio, NH4(H2PO4)
c) 1000g de glicina, CH2(NH2)COOH
d) 2000 g de nitrato de sódio, NaNO3
e) 400 g de hidróxido de amônio, NH4OH
6. As porcentagens de ferro no FeCl3, Fe2(SO4)3 e FeSO4.7H2O são, respectivamente:(Dadas as
massas atômicas: Fe: 56g; Cl: 35,5 g; S: 32g; O: 16g; H: 1g)
a) 52,6; 38,8 e 36,8
b) 52,6; 14,0 e 25,2
c) 65,5; 72,0 e 25,2
d) 34,5; 14,0 e 36,8
e) 34,5; 28,0 e 20,1
33
7. Deseja-se dosar fósforo em uma estação de tratamento de efluentes industriais de forma a
perfazer uma relação DQO:P igual a 350:1. O composto a ser utilizado apresenta 52% em P2O5
em massa. Sabendo-se que a vazão de efluentes é de 150 m3/h e que a DQO dos efluentes é de
600 mg/L, o consumo diário do produto será:(Dadas as massas atômicas: P: 31g; O:16g)
a) 16,8Kg
b) 148,3 Kg
c) 62,7 Kg
d) 2,44 Kg
e) 27,2 Kg
8. Dissolveu-se 250g de sulfato de alumínio comercial, Al2(SO4)3.14,3H2O (90% de pureza) em
2m3 de água. A concentração de alumínio na solução final será de: (Dadas as massas atômicas:
Al:27g S:32g; O:16g; H:1g)
a) 112,50g/L
b) 84,72g/L
c) 66,32g/L
d) 31,63g/L
e) 10,13g/L
9. A massa de cal virgem, CaO, 90% de pureza no produto comercial, necessária para o preparo
de 500 L de solução de cal hidratada, Ca(OH)2, 50 mg/L, será:(Dadas as massas atômicas: Ca:40g;
O:16g; H:1g) RESPOSTA CERTA 21g
a) 36,7g
b) 42,8g
c) 56,5g
d) 67,9g
e) 71,2g
10. A massa de hidróxido de sódio, NaOH, necessária para o preparo de 200 mL de solução 0,025
mols/L é: (Dadas as massas atômicas: Na:23g; O:16g; H:1g)
a) 50mg
b) 100mg
c) 150mg
d) 200mg
e) 250mg
11. A concentração em g/L e mols/L de uma solução de ácido clorídrico, HCl, título τ = 37% e
densidade d= 1.19g/mL é: (Dadas as massas atômicas: H:1g; Cl:35,5g)
a) 0,440g/L ou 0,012 mols/L
b) 4,403g/L ou 0,121 mols/L
c) 44,03g/L ou 1,206 mols/L
d) 440,3g/L ou 12,063 mols/L
e) 440300g/L ou 12063 mols/L
12. Em uma estação de tratamento de água deseja-se dosar cloreto férrico, FeCl3, de forma a
resultar em uma concentração de 30 mg/L na água. A vazão de água é de 100 L/s. A vazão de
solução a 2% a ser adicionada à água será de: CERTO:540,8
a) 15 L/h
b) 28 L/h
c) 162 L/h
d) 204 L/h
e) 383 L/h
34
13. Um curtume lança seus efluentes sem tratamento em um rio. Dados:
Parâmetro Efluentes Rio
DBO5,20 (mg/L) 2.500 3
OD (mg/L) zero 6,0
Vazão 10 m3/h 20 m3/s
A elevação da DBO e a redução na concentração de oxigênio dissolvido (OD) serão,
respectivamente (em mg/L):
RESPOSTA CERTA 0,35 E ZERO
a) 1,25 e 4,25
b) 4,25 e 3,25
c) 0,35 e 3,00
d) 3,35 e 3,00
e) 1,25 e 3,00
14. Os efluentes de uma indústria têxtil apresentam as seguintes características:
• Vazão: 600 m3/h
• DBO5,20: 500 mg/L
• Cor: 6000 U.C.
• Temperatura: 80oC
Esses efluentes são lançados continuamente em um rio classe 2, que apresenta as seguintes
características:
• Vazão mínima (Q7,10): 15 m3/s
• DBO5,20 : 4 mg/L
• Cor: 15 mg/L (Pt)
• Temperatura: 19oC
Exigências para o lançamento:
a) Padrões de emissão:
• DBO5,20: inferior a 60 mg/L ou 80% de remoção
• Temperatura: inferior a 40oC
b) Padrões para águas classe 2:
• DBO5,20: inferior a 5 mg/L
• Cor: inferior a 75 mgPt/L
• Temperatura: variação inferior a 3oC
Para o enquadramento às exigências da legislação, os valores máximos de DBO5,20, cor e
temperatura dos efluentes a serem lançados são, respectivamente:
a) 95 mg/L, 5475 UC e 40oC
b) 60 mg/L, 75 UC e 36oC
c) 60 mg/L, 5475 UC e 36oC
d) 500 mg/L, 75 UC e 40oC
e) 60 mg/L, 500 UC e 36oC
35
15. Na caracterização de um efluente industrial foram obtidos os seguintes resultados:
Amostra 1 2 3 4 5
pH 5,5 5,9 8,0 6,3 7,3
O valor médio do pH dos efluentes é de:
a) 6,6
b) 6,0
c) 6,8
d) 6,4
e) 7,2
16. Quantos mols de hidróxido de sódio, NaOH, são necessários para neutralizar 10 mols de ácido
fosfórico, H3PO4? (Dadas as massas atômicas: Na:23g; O:16g; H:1g; P:31g)
a) 10
b) 120
c) 1200
d) 1
e) 30
17. Qual a concentração molar de uma solução contendo 2,3g de ácido clorídrico, HCl, em 1L de
água? (Dadas as massas atômicas: H:1g; Cl:35,5g)
a) 0,23
b) 0,12
c) 0,04
d) 0,063
e) 0,01
18. Tem-se 0,141g de hidróxido de alumínio, Al(OH)3 dissolvidos em 4 L de água. A concentração
de alumínio será: (Dadas as massas atômicas: Al:27g; O:16g: H:1g)
a) 35,2 mg/L
b) 12,2 mg/L
c) 18,7 mg/L
d) 9,5 mg/L
e) 4,1 mg/L
19. Quantos mols de hidróxido de magnésio, Mg(OH)2 existem em 500 mL de uma solução a 15
mg/L? (Dadas as massas atômicas: Mg:24g; O:16g; H:1g)
a) 0,129
b) 0,259 x 10-2
c) 0,259
d) 0,259 x 10-4
e) 1,29 x 10-4
20. Se 15 mL de uma solução de ácido clorídrico, HCl, neutralizaram 25 ml de uma solução 1M de
hidróxido de potássio, KOH, então sua concentração é:
36
a) 60,8 g/L
b) 30,4 g/L
c) 15,2 g/L
d) 7,6 g/L
e) 3,8 g/L
21. Se 25 mL de um ácido 0,02 N foram consumidos para neutralizar uma base, quantas
miligramas da base existiam se ela fosse hidróxido de sódio, NaOH, e hidróxido de cálcio,
Ca(OH)2, respectivamente?
a) 10,0 e 10,0
b) 10,0 e 18,5
c) 20,0 e 37,0
d) 20,0 e 18,5
e) 18,5 e 18,5
22. Se 8 mL de solução de hidróxido de amônio, NH4OH 0,5M neutralizaram 50 mL de solução de
ácido sulfúrico, H2SO4, a concentração deste (em g/L) é: (Dadas as massas atômicas: N:14g;
H:1g; O:16g; S:32g)
RESPOSTA CERTA 3,92 g/L
a) 0,48
b) 0,96
c) 1,92
d) 3,84
e) 7,68
23. Quantas gramas de ácido oxálico, H2C2O4, são necessários para neutralizar 2 mols de hidróxido
de sódio, NaOH? (Dadas as massas atômicas: Na:23g; O:16g; H:1g; C:12g)
a) 90
b) 45
c) 180
d) 80
f) 40
QUADRO DE RESPOSTAS – AULA 1
Nº 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12
A
B
C
D
E
Valor 0.4 0.3 0.3 0.45 0.45 0.45 0.45 0.45 0.45 0.45 0.45 0.45
Nº 13 14 15 16 17 18 19 20 21 22 23
A
B
C
D
E
Valor 0.45 0.45 0.45 0.45 0.45 0.45 0.45 0.45 0.45 0.45 0.45
37
CURSO: "QUALIDADE DAS ÁGUAS ECURSO: "QUALIDADE DAS ÁGUAS ECURSO: "QUALIDADE DAS ÁGUAS ECURSO: "QUALIDADE DAS ÁGUAS E
POLUIÇÃO: ASPECTOS FÍSICO-POLUIÇÃO: ASPECTOS FÍSICO-POLUIÇÃO: ASPECTOS FÍSICO-POLUIÇÃO: ASPECTOS FÍSICO-
QUÍMICOS"QUÍMICOS"QUÍMICOS"QUÍMICOS"
AULA 2AULA 2AULA 2AULA 2
REVISÃO DE QUÍMICA: CINÉTICA E EQUILÍBRIO QUÍMICOREVISÃO DE QUÍMICA: CINÉTICA E EQUILÍBRIO QUÍMICOREVISÃO DE QUÍMICA: CINÉTICA E EQUILÍBRIO QUÍMICOREVISÃO DE QUÍMICA: CINÉTICA E EQUILÍBRIO QUÍMICO
APLICADOS AOS ESTUDOS DE CONTROLE DE QUALIDADEAPLICADOS AOS ESTUDOS DE CONTROLE DE QUALIDADEAPLICADOS AOS ESTUDOS DE CONTROLE DE QUALIDADEAPLICADOS AOS ESTUDOS DE CONTROLE DE QUALIDADE
DAS ÁGUASDAS ÁGUASDAS ÁGUASDAS ÁGUAS
Prof. Dr Roque Passos Piveli
38
AULA 2 – REVISÃO DE QUÍMICA: CINÉTICA E EQUILÍBRIO QUÍMICO
APLICADOS AOS ESTUDOS DE CONTROLE DE QUALIDADE
DAS ÁGUAS
1. Cinética Química
1.1. Considerações iniciais
A cinética química é o estudo da velocidade das reações. A identificação das leis que
regem as variações das concentrações das várias espécies químicas em função do tempo é
particularmente importante nos sistemas onde ocorrem reações lentas. No campo do saneamento
básico e ambiental, são várias as aplicações nos estudos sobre o tratamento de águas para
abastecimento: cinética da floculação, cinética da redução doíndice de coliformes através da
cloração; nos estudos sobre o tratamento de esgotos: cinética da biodegradação de esgotos sanitários
e de efluentes industriais, cinética da remoção de outros poluentes; nos estudos de controle da
poluição das águas naturais: cinética de remoção de DBO e de outros constituintes.
1.2. Conceito
As concentrações das diversas espécies químicas que tomam parte de uma reação,
variam com o tempo. A temperatura, a pressão, a presença de catalisadores, são fatores que alteram
a velocidade da reação.
Em geral, podemos escrever para a reação A→B +C:
[ ] [ ] [ ]
ν
∂
∂
∂
∂
∂
∂
=
−
=
+
=
+A
t
B
t
C
t
Em um caso mais geral, a velocidade relativa de variação da concentração de cada
espécie é influenciada pelo coeficiente estequiométrico da equação química. Por exemplo, na
equação: NH O NO H4 2 332 4
+ − ++ → + , o íon hidrogênio está sendo formado quatro vezes mais
depressa do que a amônia está desaparecendo. Assim, o valor numérico da velocidade depende de
ser expressa em termos de amônia, oxigênio, nitrato ou hidrogênio. Por isso, as pesquisas
demonstram que a velocidade global da reação química pode ser definida através das relações entre
as variações das concentrações em função do tempo e os coeficientes estequiométricos. Assim, para
o sistema:
aA + bB → cC + dD, podemos escrever:
[ ] [ ] [ ] [ ]
ν
∂
∂
∂
∂
∂
∂
∂
∂
=
−
=
−
=
+
=
+1 1 1 1
a
A
t b
B
t c
C
t d
D
t
Para cada reação, a determinação experimental das concentrações em função do
tempo permite traduzir completamente sua evolução.
1.3. Reações irreversíveis
São aquelas que se completam, levando a uma completa transformação dos
reagentes em produtos: ex: NaOH + HCl → NaCl + H2O.
Quanto à duração, as reações podem ser classificadas em:
1) Instantâneas: apresentam durações da ordem de micro-segundos. São reações iônicas, algumas
inclusive são explosivas. ex: AgNO3 + Cl- → AgCl + NO3
− .
39
2) Momentâneas: apresentam durações entre milésimos de segundos e segundos. São reações de
óxido-redução. ex: Mn(OH)2 + 1/2 O2 → MnO2 + H2O.
3) Lentas: apresentam durações da ordem de minutos ou mais. Geralmente são reações moleculares
(orgânicas). ex:
(S) + (E) → (S) (E) → (P) + (E)
Esta equação representa a metabolização de um substrato (S) através das enzimas (E)
produzidas pelos microrganismos, formando um complexo intermediário e, posteriormente, os
produtos (P), ocorrendo também a regeneração da enzima.
1.4. Ocorrência das reações
Para que uma reação se verifique, é necessário:
a)Afinidade entre os reagentes
Este conceito está ligado ao conceito de espontaneidade da termodinâmica química.
É uma lei fundamental da natureza que um sistema químico tende a dirigir-se a uma transformação
irreversível a partir de um estado inicial, desequilibrado, a um estado final de equilíbrio. Uma vez
que o equilíbrio tenha sido atingido, nenhuma transformação adicional ocorrerá, a menos que o
sistema seja sobrecarregado de alguma forma. Considerando-se a reação hipotética aA + bB ↔ cC
+ dD, para determinar se esta reação é possível, as substâncias A e B devem ser misturadas e as
concentrações de A e B (desaparecimento) e C e D (aparecimento) devem ser monitoradas. Se a
posição do equilíbrio desloca-se para a direita, então a reação acima é dita espontânea. Quando os
reagentes apresentam grandes quantidades de energia relativamente aos produtos, a reação ocorrerá
espontaneamente. Desta forma, uma reação espontânea é um processo em que a matéria move-se
em direção a um estado mais estável. Para se descrever o equilíbrio em termos termodinâmicos, é
necessário definir uma propriedade dos sistemas químicos, que relaciona o estudo de equilíbrio com
as concentrações das diversas espécies presentes no instante em que ele ocorre. Para a identificação
deste parâmetro, considere-se que a variação de quantidade de calor durante uma reação química é
proporcional à variação de entalpia ( )∆H . Quando uma reação libera uma grande quantidade de
calor (isto é, apresenta uma variação de entalpia grandemente negativa), é dita fortemente
exotérmica. Por outro lado, quando uma reação absorve grande quantidade de energia, é dita
endotérmica. As reações fortemente exotérmicas ocorrem espontaneamente e as fortemente
endotérmicas não. Contudo, algumas reações levemente endotérmicas ocorrem espontaneamente e
algumas reações levemente exotérmicas não. Isto implica que a variação de entalpia não pode ser
usada isoladamente para julgar a espontaneidade da reação. Tem sido notado que uma variação no
grau de desordem (variação de entropia) está envolvida na ocorrência das reações. Quando uma
dada espécie química encontra-se no estado gasoso (onde as moléculas estão altamente
desordenadas, umas em relação às outras), a entropia desta espécie é muito maior do que quando se
encontram no estado sólido (onde as moléculas estão altamente ordenadas). Para um dado estado, a
entropia depende de fatores tais como os movimentos de translação, vibração e rotação e das forças
de atração entre átomos e moléculas. A força real que governa uma reação química é uma
combinação das variações de entalpia e entropia. Esta força é chamada variação de energia livre ou
de Gibbs (∆G da reação). A expressão de ∆G que inclui entalpia e entropia pode ser derivada da
segunda lei da termodinâmica:
40
∆ ∆ ∆G H T S= − , onde:
∆G = variação de energia livre
∆H = variação de entalpia
∆ S = variação de entropia
T = temperatura absoluta
As observações experimentais mostram que o decréscimo na energia livre está
associado com reações que ocorrem espontaneamente, enquanto que uma reação com variação de
energia livre positiva ocorrerá apenas se for introduzida energia no sistema. Se ∆G > 0 a reação é
chamada endergônica. No equilíbrio: ∆G = 0.
B) Contato entre os regentes
Havendo afinidade termodinâmica entre os reagentes, o passo seguinte é o
fornecimento de energia para promover as colisões entre as partículas e, consequentemente, a
ocorrência das reações. Mas os choques deverão ocorrer com efetividade, isto é, as partículas
podem colidir e não reagirem. De acordo com o conceito de Arrhenius, as partículas que colidem
reagem somente quando apresentam uma quantidade de energia pelo menos igual a um certo nível
mínimo exigido para cada reação. Essa energia é a energia de ativação. Isto porque as reações
químicas passam por um estágio intermediário de formação de complexo ativado, cujo nível de
energia é maior do que o dos reagentes, configurando uma barreira energética contra o
desenvolvimento da reação. Assim, por exemplo, a reação da formação do ácido clorídrico a partir
do hidrogênio e do cloro, pode ser esquematizada e interpretada da seguinte forma:
 H C l H C l2 2 2+ →
 +
Nota-se a formação do complexo ativado com o nível energético E2, que é maior do
que E1.
Para que a reação ocorra é necessário introduzir-se uma quantidade de energia maior
do que ∆E E EA = −2 1. O fluxo energético que ocorre nas reações pode ser representado pelos
gráficos:
E1
E2 E3
41
1.5. Concentração ativa (atividade)
Na expressão da velocidade da reação, 
[ ]
ν
∂
∂
=
A
t
, o termo [A] deve representar as
concentrações ativas e não simplesmente as concentrações molares, isto porque, quanto mais
concentrado em íons for o meio, maior será sua força iônica ou as interações eletrostáticas que
fazem com que nem toda a quantidade de reagente introduzida para uma reação específica esteja de
fato totalmente disponível para essa finalidade. Desta forma, deverá ser introduzido o coeficiente de
atividade γ ≤ 1,0, de modo que:
[A] = γ.[C]
[A] = concentração “ativa”
[C] = concentração molar
γ = coeficiente de atividade
Para soluções não eletrolíticas e soluções eletrolíticas muito diluídas, o que é o caso
da maioria das águas utilizadas para abastecimento, γ = 1,0. Para soluções de eletrólitos com a força
iônica do meio I < 0,1M e 0 < T < 40°C, o valor de γ pode ser calculado por:
logγ = −
+






2
1AZ
I
I
, onde:
I: força iônica do meioI = 0,5 
i
n
i iC Z
=
∑
1
2 , onde:
Ci: concentração molar da i-ésima espécie iônica
Zi: carga elétrica da i-ésima espécie iônica
Para águas com teores de sólidos dissolvidos CS < 500mg/L, a força iônica pode
também ser calculada através de: I = 2,5 x 10-5 CS
A constante A, pode ser determinada através de:
A = 1,82 x 106 (DT)-3/2, onde:
T = temperatura da solução (°K)
D = constante dielétrica da água = 78,3
Para 25°C ⇒ A = 0,51
Para soluções de eletrólitos com I < 0,005M, o coeficiente γ pode ser calculado
através de:
logγ = − 2AZ I
Exemplo: Calcular as atividades dos íons em uma solução 0,01M de CaSO4 e 0,015M de MgCl2.
42
ÍON C Z CZ2 LOG γγγγ γγγγ [A]
Ca 0,010 +2 0,04 -0,451 0,35 0,0035
SO4 0,010 -2 0,04 -0,451 0,35 0,0035
Mg 0,015 +2 0,06 -0,451 0,35 0,0053
Cl 0,030 -1 0,03 -0,113 0,77 0,0231
∑=0,17⇒ I=0,5 x 0,17= 0,085 < 0,1M
Exercício Proposto:
1. Calcular as atividades dos íons em solução quando são misturadas 212,5 mg de NaNO3 com 131
mg de ZnCl2.
Resposta:
Na NO3 Zn Cl
Conc. Ativa (moles/L) 0,0045 0,0045 0,0013 0,0036
1.6. Fatores que influem na velocidade das reações
1.6.1. Concentrações dos reagentes
Aumentando-se o número de partículas, aumenta-se o número de choques. O efeito
da concentração dos reagentes pode ser analisado através da Lei de Guldberg Waage ou lei da ação
das massas: “Em um sistema homogêneo, a velocidade de uma reação é, a cada instante,
proporcional ao produto das concentrações ativas dos reagentes presentes naquele instante”. Assim,
para o sistema hipotético: aA + bB → cC + dD, podemos escrever: ν = k [A]a[B]b.
Este conceito está ligado ao conceito de ordem de uma reação com relação a
determinado reagente. A velocidade de uma reação com relação ao reagente A pode ser expressa
através de: ν = ± k [A]n, onde n é a ordem da reação e k é a constante da velocidade da reação. A
determinação das constantes k e n constitui-se em problema prático muito importante na
interpretação das transformações lentas que ocorrem nas águas naturais, como por exemplo a
decomposição biológica dos compostos orgânicos. Obtidas as constantes da reação, o fenômeno
encontra-se equacionado, podendo-se obter os valores das concentrações residuais após qualquer
intervalo de tempo.
Nos estudos em escala de laboratório para a determinação da ordem de uma reação e
da constante da velocidade, são obtidos diversos pares de valores de concentração em função do
tempo. Para que a reação seja de ordem zero, é necessário que, plotando-se os dados de
concentração em função do tempo, obtenha-se uma reta. A inclinação desta reta é a constante da
velocidade da reação. Isto pode ser demonstrado através de: 
[ ]
[ ]∂
∂
A
t
k A= − 0, onde o sinal negativo
representa que o reagente A está desaparecendo ao longo do curso da reação.
[ ]
[ ]
[ ]
[ ]
[ ] [ ]
∴ = −
= −
∴ − = ⇒ = −
∫ ∫
∂ ∂
∂ ∂
A k t
A k t
A A k t A A kt onde
A
A t
.
. [ ] [ ] ,
0 0
0 0
43
[A] = concentração do reagente A para qualquer valor de t
[A]0 = concentração inicial do reagente A
k = constante da velocidade da reação [massa/tempoxvolume]
t = tempo
Esta reação pode ser representada pelo seguinte gráfico:
Por outro lado, para que uma reação seja de primeira ordem é necessário que ao se
lançar em gráfico os dados de logaritmo natural de concentração em função do tempo, obtenha-se
uma reta. A inclinação desta reta representa a constante da velocidade da reação que tem, neste
caso, a dimensão 1/tempo ou tempo-1.
 Demonstração:
[ ]
[ ]
[ ]
[ ][ ]
[ ]
[ ] [ ] [ ]
∂
∂
∂
∂
∂
∂
[ ]
.
ln . . ,
[ ]
.
A
t
k A
A
A
k t
A
A
k t
A
A
k t A A e
t
A
A
k t
= −
=
= −
∴ = − ⇒ =
∫∫
−
0
0
0
0
que é a equação de uma reação de primeira ordem. Da equação anterior podemos ainda escrever
que:
ln[A] - ln[A]0 = - kt ou
ln[A] = ln[A]0 - k.t, o que demonstra que ao se lançar em gráfico os valores de ln[A] contra os
valores de tempo obtém-se uma reta, cuja declividade é igual a -k. Graficamente, tem-se:
44
Por sua vez, para que uma reação seja de segunda ordem, é necessário que se obtenha
uma reta quando se lança em gráfico os valores do inverso das concentrações com o tempo, pois:
[ ]
[ ]
[ ]
[ ]
[ ]
[ ][ ]
[ ]
∂
∂
∂
∂
∂
∂
A
t
k A
A
A
k t
A
A
k t
t
A
A
= −
=
= − ∫∫
2
2
2
00
.
[ ] [ ]
[ ]
[ ] [ ]−




= − ⇒ = +
1 1 1
0 0
A
k t
A A
k t
A
A
. . . , que é a equação de uma reação de segunda ordem, que
graficamente pode ser representada através de:
Exercício proposto: Determinar a equação de uma reação de ordem 0,5.
Exemplo de aplicação: Adicionou-se glicose a um meio de cultura de microrganismos e a sua
remoção foi monitorada. Os seguintes resultados foram obtidos:
45
Tempo (minutos) Concentração de Glicose (mg/L)
0 180
5 155
12 95
22 68
31 42
40 26
Determinar a ordem da reação
Solução: construindo-se a tabela:
t [A] ln[A] 1/[A]
0 180 5,2 0,00550
5 155 5,0 0,00645
12 95 4,6 0,01050
22 68 4,2 0,01470
31 42 3,7 0,02380
40 26 3,3 0,03846
E lançando-se em gráfico [A] x t, ln [A] x t e 1/[A] x t, obtem-se que a curva ln[A]xt aproxima-se
de uma reta, o que indica que a reação em questão é de 1ª ordem.
Pesquisar-se uma a uma as diversas ordens de reação pode ser um procedimento
muito exaustivo. Pode-se determinar aproximadamente a ordem de uma reação, tendo como ponto
de partida a reação de ordem n, genérica, através do seguinte desenvolvimento:
[ ]
[ ]
[ ]
[ ]
∂
∂
∂
∂
A
t
k A
A
t
k A
n
n
= −
−
= .
aproximando-se os diferenciais em intervalos, temos:
[ ]−
= 






− −∆
∆
A
t
k A onde A
n
, representa a concentração média do reagente no intervalo considerado.
[ ]
∴
−




 = 








−
log log
∆
∆
A
t
k A
n
[ ]
∴
−




 = + 


−
log log log ,
∆
∆
A
t
k n A de onde se observa que lançando-se em gráfico os valores de
[ ]
log
−





∆
∆
A
t
 contra log A
−


 a curva resultante deverá ser aproximadamente uma reta, cuja inclinação
é a ordem da reação. Graficamente temos:
46
No exemplo anterior, construindo-se a seguinte tabela:
t [A] ∆∆∆∆[A] ∆∆∆∆t ∆
∆
[ ]A
t
[ ]
log
∆
∆
A
t





 log A
−



0 180
-25 5 -5,00 0,70 2,22
5 155
-60 7 -8,57 0,93 2,10
12 95
-27 10 -2,70 0,43 1,91
22 68
-26 9 -2,89 0,46 1,74
31 42
-16 9 -1,78 0,25 1,53
40 26
E lançando-se em gráfico os valores de 
[ ]−





∆
∆
A
t
 contra os valores de log A
−


 ,
observa-se que a reta resultante apresenta inclinação aproximada de 45°, o que demonstra que a
reação é de primeira ordem, em que pese o baixo coeficiente de correlação da reta ajustada a partir
dos resultados experimentais.
1.6.2. Temperatura
De uma maneira geral, aumentando-se a temperatura do sistema, aumenta-se a
energia das moléculas que participam de uma determinada reação que tem a sua velocidade
aumentada. O efeito da temperatura sobre a velocidade das reações pode ser preliminarmente
avaliado através da regra experimental de Van’t Hoff: “As velocidades das reações dobram ou
triplicam para um aumento de 10°C no valor da temperatura”. Embora não se deva esperar que esta
regra se aplique a todos os casos e para todas as faixas de temperatura, um exemplo típico em que
este comportamento se verifica são os digestores anaeróbios de lodos, onde o rendimento
praticamente duplica quando se eleva a temperatura do lodo de 25°C para 35°C.
Para se estimar de forma mais precisa o efeito da temperatura, pode-se utilizar a lei
de Van’t Hoff-Arrhenius. Influir na velocidade da reação significa alterar o valor da constante da
velocidade k. A citada lei prevê a seguinte expressão para a variação de k:
log
47
∂
∂
ln
.
,
k
T
E
R T
= 2 onde:
k: constante da velocidade da reação
T: temperatura absoluta
E: energia de ativação, varia de 2.000 a 20.000 cal./g.mol
R: constante dos gases
Integrando-se a equação acima entre dois limites de temperatura, temos:
( )[ ]
∂
∂
ln
ln / . .
k
k
k E
R
T
T
T
E R
T
k
k T T T T
=
∴ = −
∫ ∫
1
2
1
2
2
2
1
2 1 1 2
e fazendo-seE
R
CT T1 2.
= , temos:
( )2
1
2 1k
k
C T T= −"
e fazendo-se C temos" = θ , : ( )2 1 2 1k k T T= −.θ , onde:
k1 e k2: constantes da velocidade da reação às temperaturas T1 e T2.
θ: coeficiente de temperatura
De uma maneira geral, pode-se atribuir os seguintes valores para o coeficiente θ:
θ: 1,136 (4 a 20°C)
θ: 1.056 (20 a 30°C)
Na equação de Streeter-Phelps (autodepuração dos cursos d’água) utiliza-se θ =
1,047 e em reatores para o tratamento de esgotos atribuem-se valores específicos. Por exemplo, em
sistemas de lodos ativados e de filtros biológicos costuma-se utilizar θ = 1,08.
1.7. Exercícios Resolvidos
1. Um resíduo apresenta uma taxa de decomposição k = 0,1 d-1 a 20°C. Quanto tempo levaria para
decompor 90% deste resíduo de concentração total igual a 1200 mg/L. A temperatura ambiente é de
30°C.
Solução:
48
A) Correção do valor da constante k, para a temperatura de 30°C:
k30°C = k20°C . 1056(30-20)
∴ k30°C = 0,1 x 1,05610 = 0,17d-1
B) Cálculo do tempo para decompor 90%:
Como a dimensão da taxa k apresentada é d-1, subentende-se que a reação em questão é de primeira
ordem. Portanto:
[A] = [A]0 . e-k.t
[A]0 = 1200 mg/L
k = 0,17d-1
[A] = 0,1 x 1200 = 120mg/L (90% de decomposição)
∴ 120 = 1.200 . e-0,17 x t ⇒ t = 13,5 dias
2. Através dos seguintes dados experimentais procedentes de um reator “batch’, determinar o
coeficiente de temperatura.
T°°°°C k(d-1)
15,0 0,53
20,5 0,99
25,5 1,37
31,5 2,80
39,5 5,40
Solução: partindo-se da equação diferencial do efeito da temperatura sobre k, 
( )∂
∂
ln k
T
E
R T
=
1
2 ,
integrando-se temos:
#$%
constante
Bln
T
1
R
Elnk +−=
Portanto, lançando-se em gráfico os valores de lnk contra 
1
T
 (lembrar que T é a temperatura
absoluta, em °K), os pontos alinhar-se-ão aproximadamente e a inclinação da reta é numericamente
igual ao valor de -E/R (o sinal negativo indica que a reta é descendente).
Lnk 1/T (1/°°°°K)
-0,634 3,472 x 10-3
-0,010 3,407 x 10-3
+0,315 3,350 x 10-3
+1,030 3,284 x 10-3
+1,686 3,200 x 10-3
49
Lançando-se em gráfico estes dados, encontrou-se E/R = 8593 portanto, para T1 = 15°C = 288°K e
T2 = 40°C = 313°K
θ = e8593/(288)(313) = 1,100
1.8. Exercícios propostos
1. Um rio recebe descarga contínua de um poluente em determinado ponto, a partir do qual sua
concentração foi monitorada no trecho de jusante, tendo-se obtido os seguintes resultados:
Distância (m) 0 1080 2160 3240 4320 5400 6480 8640
Conc. (mg/L) 40 30 22 16 12 9 6,5 3,5
Sabendo-se que a velocidade das águas do rio é 0,1 m/s qual (a) a ordem e (b) a taxa da reação que
leva à redução progressiva na concentração deste poluente ao longo do rio? (c) Qual o tempo
necessário para a redução em 90 % da concentração deste poluente e a que distância do ponto de
lançamento ocorrerá?
Resposta: (a) 1a ordem ; (b) 0,1 h-1 e (c) 23 horas
2. Em um ensaio de desinfecção de águas obteve-se os seguintes resultados:
Tempo (minuto) 00 03 06 09 12 15 18 21 24 27
Conc. Remanes.
Escherichia Coli
(org./100mL)
13494 4537 1808 713 276 109 43 16 06 03
Determinar a ordem e a taxa da reação, e tempo necessário para reduzir em 99 % a contagem
bacteriana após o tratamento.
2. Equilíbrio Químico
2.1. Conceito
Para se introduzir os princípios do equilíbrio químico, uma reação química será
analisada quantitativamente, de modo a se mostrar que o estado de equilíbrio realmente ocorre.
Consideremos a seguinte reação química que se supõe ocorrer em uma solução aquosa:
A B C D+ ↔ +
2
1
O sentido duplo da seta indica que tanto a reação da esquerda para a direita como a
inversa podem ocorrer. Suponhamos que as espécies A e B sejam misturadas em uma solução
aquosa e que se monitora as concentrações de C em função do tempo, conforme mostrado na figura
a:
50
Esta figura indica que depois de um período de tempo a concentração de C torna-se
constante. Uma vez que se considera que o estado de equilíbrio existe quando ν1 = ν2, somos
induzidos a considerar que o equilíbrio foi atingido quando a concentração de C não varia mais com
o tempo. Isto pode não ser verdadeiro. Na realidade, o equilíbrio só pode ser assumido se a mesma
concentração de C for desenvolvida na reação inversa, para a mesma concentração total de C na
solução. Portanto, para se verificar o estabelecimento do equilíbrio do sistema, deve-se misturar C e
D em uma solução aquosa e monitorar a concentração de C em função do tempo. Se uma resposta
similar à apresentada na figura b for obtida, pode-se admitir que o estado de equilíbrio foi
alcançado. As figuras a e b podem ser superpostas, produzindo a figura c:
2.2. Cinética do equilíbrio
Todas as reações químicas se processam segundo uma velocidade ou taxa
característica que depende da concentração dos reagentes, da temperatura da solução e da presença
de catalisadores, etc.. Considerando-se novamente a reação hipotética:
BADC
DCBA
DCBA
++
++
+↔+
→
→
2
1
1
2
51
Se o mecanismo da reação é tal que a colisão entre uma única partícula de A e uma
única partícula de B é necessária para que a reação ocorra no sentido 1 e que a colisão entre uma
única partícula de C e uma única partícula de D é necessária para que a reação ocorra no sentido 2,
então, no início, a velocidade da reação no sentido 1 será maior do que no sentido 2 porque as
concentrações iniciais de A e B são maiores do que as de C e D e portanto a freqüência de colisões
é maior. Assim, se a concentração de A ou B for dobrada, o número de colisões entre A e B por
unidade de tempo deverá dobrar e portanto a velocidade de reação no sentido 1 também deverá
dobrar. Por outro lado, se as concentrações de A e B forem dobradas, o número de colisões entre A
e B será quadruplicado, o que também ocorrerá com a reação no sentido 1. Esta linha de raciocínio
sugere que para uma reação do tipo A B C D+ ↔ +
2
1
, as velocidades das reações nos sentidos 1 e 2
podem ser expressas matematicamente através de:
ν1 = k1 [A] . [B]
ν2 = k2 [C] . [D] onde:
ν1: velocidade da reação no sentido 1
ν2: velocidade da reação no sentido 2
k1 k2: constantes de velocidade, que consideram todos os fatores que afetam a velocidade, exceto as
concentrações dos reagentes.
[A], [B], [C], [D]: concentrações dos reagentes, em moles/litro
As variações das velocidades nos sentidos 1 e 2 são ilustradas na figura d.
Nesta figura, o ponto em que ν1 = ν2 (velocidade líquida igual a zero) é o ponto de
equilíbrio. Assim, o equilíbrio químico representa um estado dinâmico em que duas ou mais reações
opostas tomam lugar ao mesmo tempo e à mesma velocidade. No equilíbrio, a seguinte relação é
válida para o sistema hipotético considerado:
ν1 = ν2 ⇒ k1[A][B] = k2[C][D]
( )k
k
C D
A B
K
C D
A Beq
1
2
= ⇒ =
[ ].[ ]
[ ].[ ]
[ ][ ]
[ ][ ]
, onde
(K)eq é denominada constante de equilíbrio de concentração ou constante de equilíbrio aparente.
52
Neste caso, foi considerado que o mecanismo da reação é tal que é necessária a
colisão de uma única partícula de A com uma única de B para que a reação ocorra (sentido 1) e
idem para C e D (sentido 2). Considerando-se agora um mecanismo em que é necessária a colisão
simultânea de duas partículas de A com uma de B (sentido 1) e de duas de C com uma de D
(sentido 2), ou seja:
2 2
2
1
A B C D+ ↔ +
seguindo o mesmo raciocínio:
ν1 = k1[A]2[B]
ν2 = k2 [C]2[D]
no equilíbrio ν1 = ν2 e ( )K
C D
A Beq
=
[ ] . [ ]
[ ] . [ ]
2
2
E generalizando-se para: aA + bB ↔ cC + dD, onde a, b, c e d representam os
coeficientes estequiométricos de partículas de A, B, C e D, envolvidos na reação balanceada, a
constante de equilíbrio pode ser calculada por:
( )K
C D
A Beq
c q
a b=
[ ] . [ ]
[ ] . [ ]
Esta é a representação matemática da lei do equilíbrio químico cuja forma geral pode
ser aplicada em muitos tipos de reações de interesse no campo do saneamento, tais como as de
dissociação, ionização, precipitação (solubilidade) e formação de complexos. Notar que o
mecanismo real da reação pode diferir consideravelmente da estequiometria geral. Contudo, as
propriedades do equilíbrio de umsistema não dependem da intensidade (nível) em que é alcançado
e que a equação acima só pode ser aplicada para o estado de equilíbrio. Deve ser notado também
que o uso de concentrações ativas é mais correto do que o uso da concentração analítica real
(concentração molar). Há três pontos na equação acima que devem ser compreendidos:
1. As concentrações de A, B, C e D são concentrações no equilíbrio. No
entanto, existem infinitas combinações que correspondem ao estado de
equilíbrio.
2. A convenção é a de que o valor numérico de (k)eq é a relação entre os
produtos das concentrações das espécies químicas que se encontram no lado
direito da equação química e as do lado esquerdo. Assim, um pequeno valor de k
significa que o equilíbrio é alcançado depois que apenas uma pequena fração dos
reagentes é convertida em produtos, e vice-versa.
3. As concentrações iniciais dos reagentes e produtos são importantes para se
determinar a direção em que a reação irá ocorrer até que o equilíbrio se
estabeleça.
Por exemplo, mesmo que K seja elevado, uma reação poderá ocorrer da direita para a
esquerda, se as concentrações iniciais dos produtos forem grandes em relação às dos reagentes.
Deve ser notado que o conceito de equilíbrio químico não providencia informação
sobre a velocidade em que o mesmo foi atingido em um sistema químico, nem estabelece a direção
em que foi atingido.
53
2.3. Exercícios Resolvidos
1. Em uma experiência, mediu-se a concentração dos componentes da reação a 490°C, no
equilíbrio:
H2 + I2 ↔ 2HI
[H2] = 0,000862 moles/litro
[I2] = 0,00263 moles/litro
[HI] = 0,0102 moles/litro
Qual o valor da constante de equilíbrio desta reação a 490°C?
Solução:
( )
K
HI
H I x
= = =
[ ]
[ ].[ ]
,
, ,
,
2
2 2
20 0102
0 000862 0 00263
45 9
2. Um mol de H2 e um mol de I2 são introduzidos em um frasco de 1,0 litro de 490°C. Quais as
concentrações finais quando se estabelece o equilíbrio?
Solução:
Concentrações Iniciais:
[H2] = 1 mol/litro
[I2] = 1 mol/litro
[HI] = 0
Concentrações no equilíbrio:
[H2] = (1-n) moles/litro
[I2] = (1-n) moles/litro
(HI] = 2 n
( )
( ) ( )∴ = = − − ⇒ =K
n
n n
n45 9
2
1 1
0 772
2
, ,
∴ as concentrações no equilíbrio serão:
[H1] = 2 x 0,772 = 1,544 moles/litro
[H2] = [I2] = 1 - 0,772 = 0,228 moles/litro
3. Calcular a constante de equilíbrio para a reação abaixo, a 700oC, sabendo-se que nesta
temperatura existem em equilíbrio 1,02 moles/L de N2; 1,60 moles/L de H2 e 0,10 moles/L de NH3.
N2 (g) + 3H2 (g) = 2NH3
K = [NH3]2 / [N2] . [H2]3
K = (0,10)2 / (1,02) . (1,60)3 = 2,4 x10-3
54
4. Aqueceram-se duas moléculas grama de cloreto de fósforo V em um recipiente com capacidade
de 2,0 L. Atingido o equilíbrio, o composto se encontrava 40 % dissociado em cloreto de fósforo III
e cloro. Calcular a constante de equilíbrio àquela temperatura.
PCl5 = PCl3 + Cl2
Solução:
PCl5 PCl3 Cl2
Quantidades iniciais (moles) 2 0 0
Quantidades que reagiram ou foram
produzidas (moles)
0,80 0.80 0,80
Quantidades no equilíbrio (moles) 2 – 0,80 O,80 0,80
Conc. Molar no equilíbrio p/ V = 2 L 0,60 0,40 0,40
Cálculo da constante de equilíbrio: K = [PCl3].[Cl2] / [PCl5] = (0,40 x 0,40) / 0,60 = 0,26
5. Calcular a constante de equilíbrio para a reação abaixo, a 700oC, sabendo-se que nesta
temperatura existem em equilíbrio 1,02 moles/L de N2; 1,60 moles/L de H2 e 0,10 moles/L de NH3.
N2 (g) + 3H2 (g) = 2NH3
K = [NH3]2 / [N2] . [H2]3
K = (0,10)2 / (1,02) . (1,60)3 = 2,4 x10-3
6. A equação da dissociação do ácido hipocloroso, HClO, agente desinfetante que resulta da
aplicação do cloro na água, é:
HClO ↔ ClO- + H+
Portanto, estabelece-se um equilíbrio químico dependente do pH entre o ácido hipocloroso não
dissociado e o íon hipoclorito ClO-. O íon hipoclorito também é agente desinfetante, porém seu
poder de desinfecção é menor do que o do ácido hipocloroso. Com base na constante de equilíbrio
da reação, estudar o efeito do pH no processo de desinfecção das águas através da aplicação de
cloro.
Valores de Ka (Constante de equilíbrio da dissociação do ácido):
temp.(°°°°C) 0 5 10 15 20 25
Ka 1,5x10-8 1,7x10-8 2,0x10-8 2,2x10-8 2,5x10-8 2,7x10-8
Solução:
Considerando-se a temperatura do estudo igual a 20°, Ka = 2,5x10-8
[ ] [ ]
[ ]
[ ]
[ ]
[ ]
Ka
H ClO
HClO
Ka
H
ClO
HClO
=
∴ =
+ −
+
−
.
55
expressando-se as concentrações de HCl e de ClO em porcentagens, temos:
[ ]
Ka
H
HClO
HCl+
=
−100 %
%
E lembrando-se que [H+] = 10-pH pode-se construir a seguinte tabela, arbitrando-se valores de pH e
calculando-se as porcentagens de HClO:
pH [H+] % HClO
 3,0 10-3,0 99,99
 4,0 10-4,0 99,98
 5,0 10-5,0 99,75
 5,5 10-5,5 99,22
 6,0 10-6,0 97,56
 6,5 10-6,5 92,67
 7,0 10-7,0 80,00
 7,5 10-7,5 55,85
 8,0 10-8,0 28,57
 8,5 10-8,5 11,29
 9,0 10-9,0 3,85
 9,5 10-9,5 1,25
10,0 10-10,0 0,40
De onde se observa que quanto menor for o pH, maior será a porcentagem de ácido
hipocloroso não dissociado, o que é interessante sob o ponto de vista da desinfecção. No entanto,
observa-se que para valores de pH ligeiramente inferiores a 7,0, as porcentagens de HClO são
bastante elevadas, representando uma situação satisfatória.
2.4. Fatores que afetam o equilíbrio (deslocamento do equilíbrio)
O princípio de Le Chatelier estabelece que se uma carga é aplicada a um sistema em
equilíbrio, este reagirá no sentido de aliviar a carga e restabelecer o equilíbrio sob novas condições.
Considerando-se o equilíbrio hipotético: aA bB cC dD+ ↔ +
2
1
, de acordo com o princípio de Le
Chatelier, se a concentração de A ou B for aumentada, o equilíbrio se deslocará para a direita
(aumentando a velocidade da reação no sentido 1), enquanto que se forem aumentadas as
concentrações de C ou D, o equilíbrio desloca-se para a esquerda. O equilíbrio se desloca sempre na
direção que reduz a concentração da espécie química adicionada. Em outras palavras, quando as
concentrações de uma ou mais espécies químicas existentes em um sistema em equilíbrio são
alteradas, as concentrações de todas as espécies químicas irão variar e uma nova composição do
equilíbrio será estabelecida. A posição do equilíbrio é também afetada pela presença de
catalisadores e pelas variações na pressão e na temperatura.
2.4.1. Efeito da concentração
Na derivação da lei do equilíbrio químico usando a cinética, foi demonstrado que: a)
as velocidades das reações nos sentidos 1 e 2 são dependentes das concentrações dos reagentes e b)
quando o equilíbrio é estabelecido, as velocidades ν1 e ν2 são iguais. Para a reação hipotética:
56
aA bB cC dD+ ↔ +
2
1
,
ν1 = k1.[A]a.[B]b
ν2 = k2 [C]c.[D]d
No equilíbrio, ν1 = ν2 e as concentrações de A, B, C e D são as concentrações de
equilíbrio. Depois que o equilíbrio foi alcançado, se a concentração de uma das espécies for
alterada, a velocidade da reação em um sentido irá variar de acordo com a equação química e o
sistema não se encontrará mais em equilíbrio. Por exemplo, se a concentração de A for aumentada,
a velocidade da reação no sentido 1 irá aumentar. O sistema tenderá a um novo estado de equilíbrio,
onde as concentrações de equilíbrio dos reagentes serão diferentes das observadas no estado de
equilíbrio anterior. Contudo, a relação entre as concentrações dada por ( )
[ ] [ ]
K
C D
A Beq
c d
a b= [ ] [ ]
permanecerá inalterada. Uma vez que as concentrações de equilíbrio são diferentes para o novo
estado, as velocidades nos sentidos 1 e 2 serão diferentes de seus valores anteriores, mas iguais
entre si no equilíbrio.
Resumindo-se através de um exemplo, dada a reação AB ↔ A + B, se aumentarmos
a concentração de AB, o que acontecerá? O problema pode ser abordado através de:
1°) Constante de equilíbrio: Como a constante deverá permanecer inalterada, as concentrações de
A e B deverão aumentar para a manutenção do equilíbrio.
2°) Princípio de Le Chatelier. Qualquer sistema em equilíbrio quando submetido a uma força
externa tende a se alterar para fugir a esta força.
3°) Cinética: aumentando-se a concentração aumenta-se a probabilidade de choquese a
velocidade aumenta (teoria das colisões).
2.4.2. Efeito da temperatura
Na maioria dos casos, as reações de interesse nos processos químicos são
desenvolvidas em temperaturas diferentes de 25°C. Além disso, para se computar a posição do
equilíbrio de uma reação ou sistema de reações, é necessário ajustar as constantes de equilíbrio para
as condições de temperatura não padronizadas. Van’t Hoff propôs a seguinte relação para a variação
da constante de equilíbrio com a temperatura absoluta:
∂
∂
l n K
T
H
RT
eq REAÇÃO" ( ) =
∆ 0
2
que integrada resulta:
ln( ) .K const
H
RTeq
REAÇÃO= −
∆ 0
onde R é a constante dos gases e ∆H° é a variação de entalpia da reação.
Se a reação no sentido 1 for endotérmica, então a reação no sentido 2 é exotérmica.
O princípio de Le Chatelier estabelece que a posição do equilíbrio varia no sentido de aliviar a
carga imposta. Isto significa que se é adicionado calor em um sistema químico em equilíbrio, a
posição deste irá variar de modo que uma parte da energia térmica adicionada ao sistema possa ser
utilizada. Assim, se é adicionado calor ao sistema mencionado, a posição do equilíbrio é deslocada
para a direita (favorecendo a reação endotérmica), o que significa que o valor da constante aumenta.
O efeito da temperatura sobre a constante de equilíbrio é ilustrado na figura a seguir.
57
Pode-se observar que a declividade depende do sinal de ∆H°. Assumindo-se que ∆H°
permanecerá constante na faixa de temperatura entre T1 e T2, a integração da equação anterior
resulta:
ln
.
k
k
H
R
T T
T T
REAÇÃO2
1
0
2 1
1 2
=
−





∆
Se k1 é conhecido, é possível a determinação de k2.
exemplo: A precipitação de carbonato de cálcio é o mecanismo utilizado no processo de
abrandamento da água através da cal. A 25°C, a constante de equilíbrio para esta reação é 10-8,34.
Contudo o abrandamento na maioria das ETAs se dá em temperatura diferentes de 25°C.
Determinar o efeito sobre a remoção de cálcio a 10°C.
CaCO Ca CO3
2
3
2↔ ++ −
1. Cálculo do ∆H° da reação:
Espécie química ∆H°formação (Kcal/mol)
CaCO3 -288,45
Ca+2 -129,77
CO3
2− -161,63
∆H°reação = [(-129,77) + (-161,63) - (-288,45)] = -2,95 Kcal
2. Determinação de k a 10°C
( )
( )
22,8
10
34,8
10
25
21
12
10
10
10log
)298)(283)(98,1)(303,2(
2982832950log
log
303,2
log
−
°
−
°
°°
=∴
+−−=∴
+−°∆=
C
C
CC
k
k
k
TT
TT
R
reaçãoHk
58
2.4.3. Presença de catalisadores
Foi visto que quando os reagentes apresentam maiores quantidades de energia em
relação aos produtos, a reação química deverá ocorrer espontaneamente, e que a força que leva à
reação é uma combinação das variações de entalpia e entropia do sistema (variação de energia livre
ou de Gibbs). As observações experimentais têm demonstrado que o decréscimo de energia livre
(∆G < 0) está associado com reações que ocorrem espontaneamente. Apesar disso, a velocidade de
algumas reações espontâneas é tal que pode levar anos para que seja detectada alguma alteração nas
concentrações dos reagentes. Este comportamento pode ser explicado com base na teoria da
velocidade absoluta de reação. Esta teoria propõe que, antes que as moléculas reajam, passam por
uma configuração de transição (complexo ativado), que apresenta um nível de energia maior do que
os dos reagentes e dos produtos. Para que a reação possa ocorrer, deve ser adicionada energia ao
sistema. A energia adicionada tem que ser suficiente para elevar o nível de energia dos reagentes ao
nível do complexo ativado (energia de ativação). Existe uma relação inversa entre a energia de
ativação e a velocidade da reação. De acordo com a teoria da velocidade absoluta, a velocidade da
reação é função da concentração do complexo ativado, significando que a cinética representa a
estequiometria do estado de transição e não dos reagentes. Contudo, para a maioria das reações
químicas, a concentração do complexo ativado pode ser expressa em função da concentração dos
reagentes.
Um catalisador pode ser definido como uma substância que aumenta a velocidade de
uma reação química, mas que não aparece na equação química balanceada. Sob o ponto de vista
termodinâmico, o catalisador aumenta a velocidade da reação química baixando a energia de
ativação. Isto ocorre através do aumento do número de moléculas ativadas e reativas. A reação
catalisada e a não catalisada apresentam o mesmo ∆G da reação, indicando que o catalisador não
altera o estado final da reação, mas reduz a energia de ativação e aumenta a velocidade com que o
estado final é obtido.
A catálise através de ácidos e bases é comumente utilizada nos processos químicos
(exemplo: uso de ácido sulfúrico, na análise de DQO). As seguintes regras básicas governam o uso
de catalisadores:
a) não há criadores de reações
b) os catalisadores permanecem inalterados ao final da reação
c) os catalisadores agem em pequenas quantidades em relação ao sistema
d) os catalisadores não alteram o estado de equilíbrio
- catalisador positivo: aumenta a velocidade da reação
exemplo: H2 + H2O2 
Pt → H2O
- catalisador negativo: diminuem a velocidade da reação
exemplo: H2O2 
H + → H2O + ½ O2
- catálise homogênea: reagentes e catalisador na mesma fase
- catálise heterogênea: mais de uma fase: Pode ocorrer uma adsorção prévia dos reagentes
na superfície de um catalisador sólido, seguida pela formação de compostos superficiais
intermediários e produtos finais conforme o esquema geral do processo. Exemplo:
hidrogenação catalítica: CnH2n + H2 (Pt)→ CnH2n+2
- promotores: catalisadores de catalisadores; exemplo:
nCO + (2n + 1) H2 
Fe O2 3 →  CnH2n+2 + nH2O
promotores: potássio (K), tungstênio (W), molibdênio (Mo), etc..
- inibidores: inibem a reação; exemplo:
59
SO2 + H2O2 
V O2 5 →  SO3. Se entrar H2S o processo pára por envenenamento do V2O5. Em
saneamento, são comuns os efeitos de toxicidade de substâncias químicas sobre os processos
biológicos de decomposição da matéria orgânica.
2.4.4. Pressão
Aumentando-se a pressão, diminuem-se as distâncias, possibilitando a ocorrência de
maior número de colisões.
2.4.5. Energia luminosa (radiante) e elétrica.
Exemplos:
luminosa: Ag Cl → Ag0 + H2Cl2 (fotografia)
)(666CO 2612622 sefotossínteOOHCclorofila
OH +>+ λ
elétrica: 3O2  → eflúvios 2O3 (eflúvios: descargas silenciosas na atmosfera)
2.4.6. Estado físico e estado nascente
Estado físico: maior superfície de contato: gases apresentam reações mais rápidas do
que líquidos e líquidos do que sólidos.
estado nascente: O3 → O2 + [O] (agente desinfetante)
2.5. Exemplos de equilíbrios químicos de interesse em saneamento
Segundo Arrhenius, todos ácidos, sais e bases se dissociam formando íons quando
em solução aquosa. Ele observou também que soluções equivalentes de compostos diferentes
variam grandemente na condutividade, isto é, no seu grau de ionização.
a) Ionização de ácidos e bases fracas
A teoria da ionização de Arrhenius explica a diferença de comportamento que ocorre
entre ácidos e bases fortes e fracos dissolvidos na água. Todos os ácidos e bases fortes ionizam-se
100% em solução diluída. Os fracos, contudo, ionizam-se muito pouco, não sendo possível
expressar-se em porcentagens. Exemplos:
a.1. monoácido (ácido acético)
[ ] ( ) 7,42575,1
.
10 5 ==







=
+↔
−
−+
−+
A
c
c
A
c
pKCx
AcH
HA
AH
K
AH
!
A concentração de ácido acético é um parâmetro importante no controle de reatores
anaeróbios para o tratamento de esgotos. Se o reator encontra-se equilibrado, esta concentração
deve ser baixa, indicando que os mesmos estão sendo utilizados pelas bactérias metanogênicas, a
medida que são produzidos pelas bactérias formadoras de ácidos.
60
a.2. base típica (amônia)
[ ] [ ]
[ ]3 2 4
4
3
51 75 10 25 4 7NH H NH OH K NH OHNH
O x pKb b+ ↔ + = = =
+ −
+ −
−, ( ) ,!
O estudo do equilíbrio entre as formas molecular (NH3) e iônica ( )NH4+ em que a
amônia se apresenta na água é importante nos estudos de toxicidade aos organismos aquáticos (a
amônia molecular é mais tóxica) e nos sistemas deseparação de amônia gasosa da água através de
arraste com ar (com elevação prévia do pH para converter o íon amoníaco em amônia molecular).
a.3. Outros
- gás sulfídrico
[ ][ ] ( ) 9,1225103,1 113
2
12 ==




=+↔ −
−+
−+ pKxS
SH
HSHKHSHH !
O gás sulfídrico decorrente da decomposição anaeróbia da matéria orgânica
relaciona-se com problemas de exalação de maus odores, de toxicidade e de corrosão.
- ácido hipocloroso
[ ] [ ]
[ ]HOCl HOCl x pKH OCl K
H OCl
A A↔ + = = =
+ −
+ −
−
.
, ,2 7 10 7 58
O ácido hipocloroso (HOCl) é o agente desinfetante que resulta da aplicação do
cloro puro na água. Este equilíbrio é importante, porque o poder de desinfecção do íon hipoclorito
(OCl-) é menor que o do ácido hipocloroso não dissociado.
- Carbonatos e bicarbonatos
[ ][ ]
[ ] ( ) 7,325101,2 1
4
2
3
3
132
2
3 ===+↔+
−
−
−−
−−− pKCxO
CO
OHHCOKOHHCOHCO !
[ ]
[ ] ( ) 6,725103,2
2
2 2
8
3
3
2323
==



=+↔+ −−
−
−− pKCxO
HCO
OHCOH
KOHCOHHHCO !
As alcalinidades de bicarbonatos e carbonatos constituem condição ambiental
importante para os ecossistemas aquáticos e também são parâmetros importantes para a
caracterização de águas a serem tratadas para abastecimento público, participando efetivamente do
processo de floculação química.
61
b) Titulação de ácidos e bases fortes
Quando uma base forte é titulada com um ácido forte, o pH inicial da base é muito
alto, geralmente na faixa entre 12 e 13. A medida que o ácido vai sendo adicionado, o pH varia
muito pouco no começo, caindo lentamente até 10. A partir daí, o pH cai muito rapidamente até um
valor em torno de 4,0; a partir daí a variação torna-se novamente lenta e gradual. O comportamento
inverso pode ser percebido na titulação de ácidos fortes (ver figura a seguir).
A curva é essencialmente vertical na faixa de pH entre 10 e 4, sendo que o ponto de
equivalência (pH=7), encontra-se neste intervalo.
Exemplo: 500mL de ácido clorídrico, HCl 0,01M são titulados com hidróxido de
sódio, NaOH 0,5M. Calcular o pH em diferentes pontos, relacionando-os com os volumes gastos de
NaOH
NaOH + HCl → H2O + Na+ + Cl-
solução:
1) volume necessário de NaOH = 
500 0 01
0 5
10
x
mL
,
,
=
2) início da titulação: [H+] = 0,01M = 10-2M → pH = 2,0
3) após 1 mL gasto de NaOH (10% de HCl neutralizado):
[H+] = 0,9x0,01 = 0,009M → pH = 2,041
4) após 5mL gastos de NaOH (50% de HCl neutralizado):
[H+] = 0,5x0,01M → pH = 2,3
5) após 9mL gastos de NaOH (90% de HCl neutralizado):
[H+] = 0,1x0,001 = 10-3 → pH = 3,0
6) ponto de equivalência (todo HCl neutralizado):
pH = 7,0 (só NaCl)
62
7) após 11 mL de NaOH (excesso de 1 mL de NaOH):
[OH-]= [ ]0 5 100 5
1 0 5
1 0 5 10
10 3 11
3
3
3,
,
,
,
x
M
pois L moles
mL x moles
OH pOH pH
−
−
− −
→
→





 → = → = → =
8) outros: quando o pH ultrapassa 4, 99% do ácido está neutralizado. Este é o ponto de equivalência
utilizado na prática (pH=4,0). Após este ponto, apenas 0,2mL de NaOH eleva o pH para 10,0.
c) Titulação de ácidos e bases fracos
Quando os ácidos fracos são titulados com uma base forte, o comportamento é
diferente do que o dos ácidos fortes. Não ocorre o trecho praticamente vertical na faixa de pH entre
4 e 10. As variações de pH em relação aos volumes gastos da base titulante são mais uniformes e a
curva apresenta estágios ou patamares em número de acordo com o número de hidrogênios
ionizáveis presentes no ácido fraco. Na figura abaixo apresenta-se a curva de titulação da mistura
hidróxido-carbonato.
d) Íons complexos
Íons complexos são substâncias solúveis formadas pela combinação de espécies mais
simples em solução. Por exemplo, se Hg+2 e Cl- estão presentes na água, eles irão se combinar,
formando HgCl2(aq). O cloreto pode se combinar com o mercúrio em outras proporções formando
uma variedade de complexos:
Hg+2 + Cl- ↔ HgCl+ K1 = 5,6 x 106 (25°C)
HgCl+ + Cl- ↔ HgCl2 K2 = 3,0 x 106
HgCl2 + Cl- ↔ HgCl3- K3 = 7,1
HgCl3 + Cl- ↔ HgCl4-2 K4 = 10
63
Importância: Este efeito é utilizado na análise da DQO em que se adiciona sulfato de mercúrio para
eliminar interferência de íons cloreto.
A constante de equilíbrio neste caso é chamada constante de estabilidade e o íon Cl-,
ligante. Exemplos de ligantes: H+, OH-, CO3
2− , NH3, F-, CN-, S2O3
−
e) Produto de solubilidade
Todos os sólidos são solúveis em algum grau. Por exemplo, cloreto de prata, AgCl, e
sulfato de bário, BaSO4, são considerados pouco solúveis. Contudo, em contato com a água eles se
dissolvem, numa certa extensão, de acordo com os equilíbrios:
AgCl ↔ Ag+ + Cl-
BaSO4 ↔ Ba+2 + SO4
2−
[ ] [ ]
[ ]
[ ] [ ]
[ ]K AgCl K BaSO
Ag Cl Ba SO= =
+ − + −. .2 4
2
4
As concentrações [AgCl] e [BaSO4] podem ser consideradas constantes, por se tratar
de equilíbrios heterogêneos onde apenas a superfície externa do sólido é que está em equilíbrio com
a solução. Desta forma, pode-se introduzir o produto de solubilidade através de:
Kps = [Ag+] . [Cl-]
Ca3(PO4)2: Kps = [Ca+2]3 . [PO4]2
Exemplos:
Al(OH)3↔Al+3+3OH- Kps=10-32(20°C) importância: floculação da água com sulfato de alumínio.
Fe(OH)3↔Fe+3+3OH- Kps=6x10-38(20°C) importância: floculação da água com cloreto férrico.
AgCl↔Ag++Cl- Kps=3,0x10-10(20°C) importância: determinação de cloreto em águas.
BaSo4↔Ba+2+SO4
2− Kps=10-10(20°C) importância: determinação de sulfato em águas.
Assim, pode-se definir as seguintes condições:
solução saturada [A+].[B-] = Kps
solução insaturada [A+] [B-] < Kps (não precipita)
solução supersaturada [A+] [B-] > Kps (precipita)
Exemplo: Misturando-se volumes iguais de NaCl 0,004M e AgNO3 0,02M, ocorrerá precipitação
de prata?
Solução:
[NaCl] = 0,004M
[AgNO3] = 0,02M
Misturando-se as duas soluções de mesmo volume as concentrações de cada sal
reduzir-se-ão à metade e a concentração de cada espécie iônica será:
64
[Na+] = 0,008M
[Cl-] = 0,008M
[Ag+] = 0,01M
[ NO3
− ] = 0,01M
Ag+ + Cl- ↔ AgCl ∴ [Ag+].[Cl-]=0,01x0,008=8x10-5>Kps=3,0x10-10→precipitará AgCl.
f) Efeito do íon comum
Consideremos uma solução saturada de BaSO4
[ ] [ ] ( )∴ = =+ − −Ba SO M C2 4 2 510 20!
Adicionando-se cloreto de bário, a concentração de Ba+2 aumentará e a concentração
de sulfato deverá diminuir para que o Kps permaneça constante, e a quantidade de BaSO4
precipitado aumentará.
2.6. Exercícios Propostos:
1. Dada a reação: NH3 + H2O = NH4+ + OH- ( K = 1,75x10-5) (25oC), calcular as
porcentagens de amônia gasosa (NH3) para valores de pH variando de 6 a 12, a 25oC.
Resposta:
PH 6 7 8 9 10 11 12
% NH3 0,06 0,6 5,4 36,4 85,1 98,3 98,8
2. Com base no sistema do ácido carbônico na água:
CO3-2 + H2O = HCO3- + OH- K1 = 2,1x10-4 (25oC)
HCO3- + H2O = H2CO3 + OH- K2 = 2,3x10-8 (25oC)
Construir tabela e gráfico mostrando as variações percentuais nas concentrações de CO2 (CO2 +
H2O = H2CO3), bicarbonato (HCO3-) e carbonato (CO3-2) na água, para a faixa de pH entre 4 e
10.
3. Qual a porcentagem de ácido acético que se dissocia na água em (a) pH = 4 e (b) pH = 7,
para T = 25oC? Dado: HAc = H+ + Ac- (Ka = 1,75x10-5) (25oC)
Resposta: (a) 14,9 % ; (b) 94,6 %
4. Determinar as porcentagens de H2S liberadas a 25oC para pH variando de 10 a 14. Dado: H2S =
H+ + HS- (K = 1,3x10-13) (25oC)
Resposta:
pH 10 11 12 13 14
% H2S 99,9 98,7 88,5 43,5 7,1
65
5. Conhecidas as seguintes reações de equilíbrio:
a) 2 NO2 (g) = N2O4 + Q calorias
b) 2 HI (g) = H2 (g) + I2 (g) + Q calorias
Predizer em que sentido é deslocado o equilíbrio quando se diminui a temperatura ou se eleva a
pressão. Justificar as respostas.
3. Referências Bibliográficas
1. GENDA, A. “Equilíbrio Químico”. Apostila da disciplina “Química Sanitária I” do Curso de
Saúde Pública para Graduados. Faculdade de Saúde Pública – USP, 1977.
2. HILDEBRAND, J.H., “Principles of Chemistry”. The Macmillan Company, New York, 4th ed.
1940.
3. KATO, M.T., Notas de aula da disciplina “Qualidade da Água, do Ar e do Solo”, Escola de
Engenharia Mauá, 1983.
4. MAHAN, B. H.,"UNIVERSITY CHEMISTRY”. Addison–Wesley Publishing Company, Inc.,
2nd ed., 1972.
5. MOORE, W.J., “Physical Chemistry”. Prentice- Hall, Inc., 2nd ed., 1955.
6. PIVELI, R.P. “Qualidade da Água”. Apostila do Curso de Especialização em Engenharia em
Saúde Pública e Ambiental da Fac. Saúde Pública – USP, 1996.
7. POVINELLI, J., Notas de aula da disciplina “Técnicas Experimentais em Saneamento
Ambiental”. Escola de Engenharia de São Carlos, 1979.
8. ROSSIN, A.C., “Cinética Química”. Apostila do Curso de Especialização em Engenharia em
Saúde Pública. Faculdade de Saúde Pública – USP, 1982.
9. WEBBER, W. “Physico-Chemical Processes”. Mc Graw–Hill, ed. 1979.
66
Questões de múltipla escolha – Aula 2
1. As concentrações ativas dos íons K, NO3, Na e CO3, presentes em uma solução 0,005M de
KNO3 e 0,015M de Na2CO3 são, respectivamente:
a) 0,002 ; 0,004 ; 0,012 e 0,012
b) 0,004 ; 0,002 ; 0,003 e 0,006
c) 0,003 ; 0,003 ; 0,024 e 0,012
d) 0,002 ; 0,002 ; 0,003 e 0,006
e) 0,004 ; 0,004 ; 0,024 e 0,006
2. Para que uma reação seja de 2ª ordem, é preciso que se obtenha uma reta ao lançar-se em
gráfico os resultados de:
a) Concentração X tempo
b) Logaritmo da concentração X tempo
c) Inverso da concentração X tempo
d) Concentração ao quadrado X tempo
e) n.d.a.
3. Se a constante da velocidade de uma reação tem por dimensão tempo-1, significa que a reação é
de:
a) ordem zero
b) primeira ordem
c) segunda ordem
d) ordem fracionária
e) n.d.a.
4. Um resíduo apresenta uma taxa de decomposição igual a 0,08 d-1 (base e), a 20oC. Quanto
tempo levaria para ocorrer a decomposição de 80% deste resíduo, a 20oC?
a) 2,6
b) 4,9
c) 7,7
d) 12,6
e) 20,1
5. Com relação ao efeito da temperatura sobre a velocidade de decomposição de resíduos
orgânicos, pode-se afirmar que:
a) Na maioria dos casos não se registra qualquer tipo de influência
b) Ocorre aumento da velocidade com o aumento da temperatura, apenas em condições aeróbias
c) Ocorre redução na velocidade com o aumento da temperatura, em sistemas anaeróbios
d) De uma forma geral, produz-se significativa redução de velocidade com o aumento da
temperatura, tanto em condições aeróbias quanto anaeróbias
e) De uma maneira geral, a velocidade da reação dobra com um aumento de 10oC na temperatura
67
6. Monitorou-se a degradação de um resíduo orgânico em escala de laboratório, tendo-se obtido os
resultados:
Tempo (dias) 1 2 3 4 5
Conc. (mg/L) 90,5 81,9 74,1 67,0 60,7
A concentração deste resíduo após 10 dias de degradação será:
a) 44,3
b) 39,0
c) 36,8
d) 27,3
e) 25,5
7. Se, a um determinado sistema químico em equilíbrio, adicionar-se certa quantidade de um dos
reagentes que o compõem:
a) Não ocorrerá nenhuma reação adicional
b) O sistema restabelecerá o equilíbrio sob novas condições, sem que ocorra variação na constante
de equilíbrio
c) A constante de equilíbrio aumentará ou diminuirá, dependendo do lado da equação química em
que estiver o reagente adicionado
d) A constante de equilíbrio aumentará, independentemente do lado da equação química em que
estiver o reagente adicionado
e) n.d.a.
8. Aumentando-se a temperatura do sistema químico em equilíbrio: A + B + E↑ ⇔ C + D
a) Favorecer-se-á o lado endotérmico e a constante de equilíbrio diminuirá
b) Favorecer-se-á o lado endotérmico e a constante de equilíbrio aumentará
c) Favorecer-se-á o lado exotérmico e a constante de equilíbrio diminuirá
d) Favorecer-se-á o lado exotérmico e a constante de equilíbrio aumentara
e) n.d.a.
9. A equação química da dissociação do ácido hipocloroso na água é: HClO ⇔ H+ + ClO-
.Sabendo-se que a constante de equilíbrio da reação à 20oC é Ka= 2,5.10-18, a porcentagem de
HClO, a 20oC, quando o pH for 4,5 será:
a) 99,92
b) 99,89
c) 99,84
d) 99,80
e) 99,76
10. O equilíbrio da amônia na água pode ser representado pela seguinte equação química:
NH3 + H2O ⇔ NH4+ + OH- K=1,75.10-5 (25oC)
As porcentagens de NH3 quando o pH for 6,5 e 12,5, a 25oC serão, respectivamente:
a) 0,18 e 99,94
b) 10,16 e 89,76
c) 21,27 e 79,33
d) 36,88 e 64,77
e) 44,14 e 60,08
68
11. A equação química que representa a dissociação do ácido acético na água é:
HAc ⇔ H+ + Ac- Ka=1,75.10-5 (25oC)
O valor de pH a partir do qual a dissociação do ácido acético ultrapassa 80%, a 25oC, é:
a) 2,99
b) 3,72
c) 4,21
d) 5,36
e) 7,42
12. A dissociação do gás sulfídrico na água é representada pela seguinte equação:
H2S ⇔ H+ + HS- Ka= 1,3.10-13 (25oC)
Elevando-se o pH da água de 10,0 para 12,5 a redução na liberação de H2S será de:
a) de 90,9 para 63,03
b) de 95,3 para 72,09
c) de 94,1 para 57,37
d) de 89,6 para 81,66
e) de 99,9 para 70,87
QUADRO DE RESPOSTAS – AULA 2
Nº 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12
A
B
C
D
E
Valor 0.8 0.8 0.8 0.8 0.8 1.0 0.8 0.8 1.0 0.8 0.8 0.8
69
CURSO: “QUALIDADE DAS ÁGUAS ECURSO: “QUALIDADE DAS ÁGUAS ECURSO: “QUALIDADE DAS ÁGUAS ECURSO: “QUALIDADE DAS ÁGUAS E
POLUIÇÃO:POLUIÇÃO:POLUIÇÃO:POLUIÇÃO:
ASPECTOS FÍSICO-QUÍMICOS”ASPECTOS FÍSICO-QUÍMICOS”ASPECTOS FÍSICO-QUÍMICOS”ASPECTOS FÍSICO-QUÍMICOS”
AULA 3AULA 3AULA 3AULA 3
REVISÃO DE QUÍMICA: FUNDAMENTOS DE QUÍMICAREVISÃO DE QUÍMICA: FUNDAMENTOS DE QUÍMICAREVISÃO DE QUÍMICA: FUNDAMENTOS DE QUÍMICAREVISÃO DE QUÍMICA: FUNDAMENTOS DE QUÍMICA
COLOIDAL E DE ELETROQUÍMICA APLICADOS AOS ESTUDOSCOLOIDAL E DE ELETROQUÍMICA APLICADOS AOS ESTUDOSCOLOIDAL E DE ELETROQUÍMICA APLICADOS AOS ESTUDOSCOLOIDAL E DE ELETROQUÍMICA APLICADOS AOS ESTUDOS
DE CONTROLE DA QUALIDADE DAS ÁGUASDE CONTROLE DA QUALIDADE DAS ÁGUASDE CONTROLE DA QUALIDADE DAS ÁGUASDE CONTROLE DA QUALIDADE DAS ÁGUAS
Prof. Dr. Roque Passos Piveli
70
AULA 3 – REVISÃO DE QUÍMICA: FUNDAMENTOS DE QUÍMICA COLOIDAL E DE
ELETROQUÍMICA APLICADOS AOS ESTUDOS DE CONTROLE DA
QUALIDADE DAS ÁGUAS
1. Considerações iniciais
A dificuldade de remoção de partículas da água é função de seus tamanhos.
Partículas em suspensão, que possuem diâmetro médio superior a 1µ, podem ser removidas por
sedimentação simples. Intermediariamente, as partículas coloidais, visíveis através de microscopia
eletrônica, com diâmetros variando na faixa de 1 mµ a 1 µ, exigem a coagulação e floculação antes
de sua separação por operação unitária como a sedimentação ou flotação. Isto ocorre até mesmo em
processos biológicos de tratamento de águas residuárias onde, em última análise, a interação entre
microrganismos e matéria orgânica resulta na formação de flocos. Na teoria mais moderna voltada à
explicação desse fenômeno, considera-se que os microrganismos, durante suas atividades
metabólicas ao degradar matéria orgânica, produzem polímeros extra-celulares responsáveis pela
floculação. Constitui a chamada floculação biológica. Aliás, até mesmo a antiga teoria da
coagulação e floculação de natureza físico–química, complexa em seus conceitos de eletroquímica,
ainda não pode ser considerada devidamente esclarecida. A teoria da dupla camada de Stern é a
mais aceita, mas não pode, segundo os autores, ser considerada absoluta na elucidação desse
fenômeno. Finalmente, as partículas com diâmetro inferior a 1mµ, dissolvem-se na água em nível
de solução verdadeira e são muito estáveis, praticamente cargas elétricas dispersas na água,
removíveis apenas através de processos especiais de tratamento, como os que recorrem ao emprego
de membranas semi-permeáveis e os processos à base de troca iônica.
A importância de se planejar e executar bem um processo de coagulação e floculação
é muito grande, uma vez que normalmente são unidades iniciais de tratamento e o seu mau
funcionamento pode prejudicar o funcionamento das unidades subseqüentes. É a tradicional idéia de
uma estação convencional ou clássica de tratamento de água para abastecimento público, em que,
quando se tem problemas nas etapas de coagulação e floculação, ocorre mau funcionamento dos
decantadores, podendo levar a sobrecargas nos filtros. Se chegar-se a tal ponto de prejuízo em que
ocorra escape de flocos dos filtros, a água poderá ser distribuída contaminada, mesmo sofrendo
processo de desinfecção através de cloração.
2. Estudo dos sistemas coloidais
2.1. Conceituaçãobásica
Em suas experiências realizadas em 1861, Graham observou que certas partículas,
como as de gelatina, possuíam grande mobilidade na água e sofriam diálise, separação através de
membranas, enquanto que outras não, como as partículas de sal ou açúcar. Chamou as primeiras de
colóides e as segundas de cristalóides. Depois, observou que algumas substâncias a princípio
coloidais possuíam comportamento de cristalóide na água, enquanto que partículas de ouro, grafite
e enxofre, cristalóides, comportavam-se na água como dispersão coloidal. Deste fato, resulta a
conclusão bastante importante de que existem sistemas coloidais e não simplesmente substâncias
coloidais. Colóides representam, portanto, um estado particular da matéria.
2.2. Propriedades gerais dos colóides
2.2.1. Tamanho das partículas
Conforme mencionado anteriormente, as partículas coloidais apresentam diâmetro
variando na faixa de 1mµ a 1µ. Esta propriedade é a base para o desenvolvimento de todas as
outras.
71
2.2.2. Relação área superficial/volume elevada
Quanto mais se reduz o tamanho de uma partícula, mais se aumenta a relação área
superficial/volume. Um cubo de 6 cm de aresta possui área superficial de 6 cm2 e volume de 1 cm3.
Se fracionarmo-lo em pequenos cubículos de 1µm de aresta, a área superficial total é aumentada
para 600 m2, enquanto que o volume total se mantém em 1 cm3. As partículas em estado coloidal
são suficientemente pequenas de forma a possuir relação área superficial/volume bastante elevada,
isto é, estas partículas manifestam grandes áreas expostas ao meio onde se inserem, podendo
intercambiar com ele, gerando o que se conhece pelos chamados “fenômenos de superfície”.
2.2.3. Propriedades elétricas e eletrocinéticas
São as propriedades mais importantes que decorrem desta anterior, que resulta no
fato de que todas as partículas coloidais são carregadas eletricamente. Águas com pH entre 5 e 10, o
que compreende a grande maioria das águas naturais, apresentam predomínio de partículas com
saldo de carga negativa, gerando um potencial médio estimado em – 30 mV. Quando imergimos
eletrodos na água, isto é, aplicamos uma diferença de potencial, as partículas coloidais migram para
o polo de sinal oposto, propriedade eletrocinética conhecida por eletroforese.
2.2.4. Adsorção superficial
Devido à grande área superficial das partículas coloidais, o poder de adsorção é
grande. Ocorre seletividade na adsorção de íons pelos colóides e esta é a base fundamental da
estabilidade das dispersões coloidais, entendendo-se por estabilidade a dificuldade na remoção da
água, ou seja, estas barreiras de natureza eletrostática impedem que as partículas se aglutinem e
formem flocos que possam ser posteriormente separados por operação física.
2.2.5. Diálise
As partículas coloidais podem ser separadas por membranas semi-permeáveis. Hoje
em dia, o avanço tecnológico tem permitido a separação de partículas mais finas, até mesmo íons
podem ser separados da água através da osmose reversa, que é um processo de separação por
membrana.
2.2.6. Movimento browniano
As moléculas de água permanecem em estado constante de vibração. Este fato faz
com que as partículas coloidais sejam “bombardeadas” pelas moléculas de água que, desta forma,
impõem um movimento desordenado às partículas coloidais que têm massas relativamente
pequenas. Este efeito é visível através de ultra-microscopia e é considerado favorável ao processo
de floculação.
2.2.7. Efeito Tyndall
As partículas coloidais, embora pequenas, são suficientemente grandes de modo a
interferir na passagem da luz, provocando o seu espalhamento (difração), o que é conhecido por
efeito Tyndall. Este conceito é análogo ao conceito da turbidez, que é provocada em maior escala
por partículas mais grosseiras como os sólidos em suspensão.
72
2.3. Fatores de estabilidade das partículas coloidais
Existem dois principais fatores que dificultam a aglutinação das partículas coloidais:
a camada de solvatação e a carga elétrica. A camada de solvatação é uma fina película de água
fortemente aderida à partícula coloidal. A afinidade dessas partículas pela água resulta da presença
de certos grupos polares como OH, COOH e NH2 em sua superfície. Os colóides que possuem
camada de solvatação são chamados hidrófilos ou hidrofílicos e são mais difíceis de flocular. Os
colóides que não possuem camada de solvatação são chamados hidrófobos e são mais fáceis de
flocular, por não possuírem esta barreira contrária à ação dos agentes empregados para a sua
desestabilização.
A carga elétrica que se manifesta na superfície das partículas coloidais é chamada
carga elétrica primária. Ela pode ser originada da dissociação de grupos reativos presentes nas
extremidades das moléculas contidas na estrutura da micela do colóide, ou simplesmente pela
adsorção seletiva de íons dispersos na água. A carga elétrica primária de colóides hidrofílicos
resulta principalmente da dissociação de grupos como COOH e NH2, por exemplo, da seguinte
forma:
PROTEÍNA-COOH + H2O = [ PROTEÍNA-COOH ] - + H3O+ (solução verdadeira)
PROTEÍNA-NH2 + H2O = [ PROTEÍNA-NH3 ]+ + OH- (solução verdadeira)
Observa-se, através dessas reações de dissociação, que ocorrem efeitos sobre o pH
da água. A seguinte experiência poderia ser feita em laboratório: dissolver uma certa quantidade de
proteína em um copo contendo água com pH inicial igual a 7,0. Se o pH após a dissociação se
reduzir, foi porque havia um saldo de grupamentos carboxílicos em relação ao grupo amina.
Continuando a experiência, adicionando-se agora sucessivamente gotas de uma solução diluída de
ácido clorídrico, o valor do pH da água continuará diminuindo. Com base na lei de Chatelier, ou o
princípio do deslocamento do equilíbrio, pode-se imaginar que chegar-se-á a um valor de pH em
que a dissociação de grupos amina igualar-se-á à dos grupos carboxilícos, pois a introdução de
ácido no meio inibirá esta última. Este pH é conhecido por ponto isoelétrico da partícula. O inverso
também poderá ocorrer: adicionar a proteína à água e o pH subir. Neste caso ocorreu saldo de
grupos amina e a elevação adicional de pH com hidróxido de sódio levará ao ponto isoelétrico dessa
partícula. O conceito de ponto isoelétrico é importante nos estudos de coagulação e floculação,
demonstrando claramente a importância do pH da água nestes fenômenos sequenciais. O ponto
isoelétrico da partícula é um valor de pH bastante favorável para a aplicação de agentes
coagulantes, por reduzir as barreiras eletrostáticas. Alguns efluentes industriais floculam em alguns
casos mediante apenas a variação de pH, notadamente efluentes contendo metais e que são
alcalinizados durante o tratamento.
À medida que a partícula coloidal manifesta sua carga primária, passa em seguida a
atrair contra-íons, formando um campo eletrostático ao redor do núcleo da partícula e de sinal
contrário ao da carga primária. Quanto mais próximo o contra-íon estiver da superfície da partícula,
maior a força de atração. Assim, forma-se uma primeira camada de contra-íons que, na teoria da
dupla camada de Stern, chama-se camada compacta. Os íons mais afastados são atraídos mais
fracamente, e a camada que se inicia após o final da camada compacta e se estende até o meio
neutro, onde a força de atração pela partícula é praticamente zero, chama-se camada difusa. É esta
configuração que faz com que, quando se colocam duas partículas coloidais de mesmo sinal
próximas entre si, ocorra a interação entre os campos eletrostáticos que se formam ao redor de cada
uma, resultando em forças de repulsão que impedem a coagulação.
O que é potencial zeta?
73
Quando a partícula coloidal é submetida a uma diferença de potencial, ela migra para
o polo de sinal contrário à sua carga primária. Os contra-íons que se encontram na camada
compacta estão fortemente atraídos à partícula e são capazes de migrarem junto com ela. Mas os
que estão na camada difusa, nem todos possuem esta capacidade. Pode-se imaginar um plano no
interior da camada difusa que corresponde aolimite desta capacidade de acompanhamento da
partícula, isto é, as cargas que estão até este plano são capazes de acompanhar a partícula e as que
estão fora não. Este plano é chamado de plano de cisalhamento. O potencial máximo de repulsão
eletrostática ocorre exatamente na superfície da partícula; é ele que tem que ser neutralizado para a
desestabilização da partícula, mas é muito difícil de ser medido. O que pode ser medido é o
potencial manifestado no plano de cisalhamento, que é o chamado potencial zeta, isto porque o
potencial zeta corresponde ao potencial das cargas que estão dentro do plano de cisalhamento e
pode ser medido por eletroforese, uma vez que estas cargas migrarão com a partícula para o polo de
sinal contrário. Certamente este potencial zeta é menor que o total, mas por poder ser medido mais
facilmente, serve de referência para as intervenções nas estações de tratamento de água, como o
estabelecimento das dosagens de coagulantes. O potencial zeta é dado por:
 Z = 4πdq / D , onde:
q= carga da partícula
d = espessura da zona de influência da carga da partícula
D = constante dielétrica do líquido
2.4. Fator de "instabilidade" e esquema das partículas coloidais
Favoravelmente ao processo de coagulação, atuam sobre as partículas coloidais as
forças de Van der Waals. São interações moleculares que se manifestam como forças atrativas nos
três estados físicos da matéria. Atuam em distâncias em que há pouca ou nenhuma sobreposição ou
troca de elétrons e geralmente envolvem fracas energias. São de natureza elétrica. Em última
instância, são devidas ao fato de a matéria ser composta de núcleos carregados positivamente
envolvidos por elétrons carregados negativamente. Envolvem três tipos de interações: dipolo-
dipolo, dipolo-dipolo induzido e interações de dispersão (moléculas polares e apolares). A molécula
de água forma um dipolo e quando uma partícula coloidal se posiciona ao seu redor, ficará sempre
do lado do polo de sinal contrário. Assim, de acordo com a lei de Coulomb da eletrostática, em que
as forças desta natureza são inversamente proporcionais ao quadrado da distância, as forças de Van
der Waals resultarão sempre em atração, uma vez que a distância entre as cargas de sinal contrário
será sempre maior do que a distância entre as cargas de mesmo sinal. Desta forma, as forças de Van
der Waals atuarão sempre favoravelmente em relação ao processo de coagulação; mas,
infelizmente, se reduzem mais depressa com a distância do que as forças repulsivas, devendo-se
trazer as partículas o mais próximo entre si quanto for possível, além de principalmente reduzir as
forças de repulsão por algum mecanismo, para se vencer a barreira de energia naturalmente criada e
para que seja possível a ocorrência da coagulação.
Com base nesses conceitos anteriores, pode-se ilustrar esquematicamente uma
partícula coloidal da forma da figura 1 a seguir.
74
Figura 1: Esquema de uma partícula coloidal
Fonte: CAMPOS (2)
2.5 Mecanismos de coagulação
Na química como um todo, mecanismos de coagulação como a ebulição ou o
congelamento podem ser aplicados. A ação do aquecimento sobre a dispersão coloidal hidrófoba
não é atribuida à redução no potencial superficial e sim a uma modificação no grau de hidratação
das partículas ou aumento na energia cinética, permitindo que as partículas ultrapassem a barreira
energética que as separa. Mas é uma solução cara demais para as aplicações em saneamento
ambiental, como o tratamento de grandes vazões de água para o abastecimento de uma cidade. Por
outro lado, durante o processo de congelamento são formados cristais de água relativamente pura.
Assim, os materiais de natureza coloidal ou cristalóide são forçados a uma condição mais
75
concentrada. Dois efeitos que resultam em coagulação podem ocorrer: à medida que a suspensão
coloidal torna-se mais concentrada, aumenta-se a oportunidade para um contato mais efetivo entre
as partículas. Ao mesmo tempo, a concentração de eletrólitos aumenta, resultando em um
decréscimo na espessura da camada difusa; mas também é inviável economicamente para as
aplicações em saneamento.
A precipitação mútua é também um mecanismo de coagulação não utilizado em
saneamento devido aos grandes volumes de água a serem tratados. Ocorre quando colóides de
cargas opostas são misturados. Se forem adicionados em quantidades equivalentes em termos de
cargas eletrostáticas, a coagulação ocorre quase que completamente. Os colóides carregados
positivamente que resultam das adições de sais de alumínio ou ferro trivalentes podem, de certa
forma, agir desta maneira e remover os colóides carregados negativamente.
Mecanismos decorrentes da adição de eletrólitos
Nas estações de tratamento de água para abastecimento público e no tratamento de
certos efluentes industriais por processo físico-químico à base de coagulação e floculação são
usados sais simples como o cloreto férrico e o sulfato de alumínio, que são chamados de
coagulantes e funcionam como eletrólitos. Os principais mecanismos de coagulação que decorrem
da ação de eletrólitos são:
1 Compressão da camada dupla das partículas coloidais: Se uma concentração elevada de um
eletrólito é adicionada a uma dispersão coloidal, a concentração de íons em sua camada difusa
aumentará e sua espessura, consequentemente, diminuirá. Isto resultará em uma diminuição
mais acentuada da carga com a distância à interface da partícula, resultando em um decréscimo
ou, talvez, a eliminação da barreira de energia.
2 Neutralização da carga: De fato, um modo como os eletrólitos agem é a compressão da
camada dupla. Uma concentração suficiente de íons monovalentes, tal qual os decorrentes da
adição de NaCl, podem promover a coagulação dessa maneira. Contudo, foi notado que sais
contendo íons bivalentes de carga oposta à da partícula coloidal possuem maiores poderes de
coagulação. Os sais contendo íons trivalentes de carga oposta são ainda mais eficientes. Este
conceito é decorrente da regra de Schulze-Hardy: “a precipitação de um colóide é afetada pela
adição de eletrólitos contendo íons de carga oposta e o efeito aumenta significativamente com a
carga do íon”. Aproximadamente, um íon bivalente é cerca de 20 a 30 vezes mais eficiente que
um monovalente e um trivalente é cerca de 100 vezes mais eficiente que um bivalente. Na tabela
1 a seguir são apresentados os poderes relativos de coagulação de diversos eletrólitos:
Tabela 1 : Poderes relativos de coagulação de alguns eletrólitos
PODER RELATIVO DE COAGULAÇÃOELETRÓLITO
Colóides Positivos Colóides Negativos
NaCl 1 1
Na2SO4 30 1
Na3PO4 1000 1
BaCl2 1 30
MgSO4 30 30
AlCl3 1 1000
Al2(SO4)3 30 >1000
FeCl3 1 1000
Fe2(SO4)3 30 >1000
Obs: Valores aproximados e para soluções de concentrações iônicas equivalentes.
Fonte: Sawyer & McCarty (3)
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Considera-se que os íons multivalentes e de carga oposta são capazes de penetrar na
camada difusa da partícula coloidal e neutralizar, em parte, a carga primária. Os sais trivalentes de
Fe+++ e Al+++ são os mais usados como coagulantes.
3 Adsorção em um precipitado: Quando uma quantidade suficiente de sal de um metal como
alumínio e ferro são adicionados a uma solução, eles podem combinar-se com os hidróxidos
disponíveis no meio formando precipitados de hidróxidos metálicos, como os hidróxidos de
alumínio, de ferro, etc., que se precipitam. Os hidróxidos metálicos são bastante solúveis e,
neste caso, precipitam-se de forma polimerizada, formando moléculas de peso molecular
elevado e ainda mais insolúveis. Ao se precipitarem estes complexos insolúveis polinucleares,
que geralmente possuem carga positiva, adsorvem e neutralizam carga, ou simplesmente
aprisionam partículas coloidais que se sedimentam conjuntamente. Este mecanismo,
denominado floculação por varredura, é um dos mais atuantes em diversos casos de tratamento
de águas naturais, superando até mesmo a neutralização de carga. A quantidade de hidróxidos
metálicos positivamente carregados geralmente é maior que a necessária para reagir com as
partículascoloidais negativas que tenham escapado da neutralização de carga pelos cátions
metálicos trivalentes. O excesso de hidróxido metálico coloidal deve ser coagulado de alguma
maneira. É aí que os ânions associados aos metais assumem importância. Esses íons,
preferivelmente sulfato ou cloreto, comprimem a camada difusa do colóide e ajudam a
completar a coagulação do sistema. O entrelaçamento do colóide original no sal metálico
enquanto coagula e se sedimenta, serve para promover uma remoção adicional dos colóides. A
adição de polieletrólitos isolados ou em conjunto com os eletrólitos metálicos pode aumentar a
eficiência dos processos de coagulação e floculação.
4 Formação de pontes entre partículas: Os polieletrólitos, polímeros naturais ou sintéticos de
cadeia longa e carregados eletricamente, podem desestabilizar as partículas coloidais formando
uma ponte entre um colóide e outro. Uma carga situada ao longo da cadeia do polímero pode
aderir ou adsorver um colóide, enquanto que o restante da molécula se estenderá pela solução
podendo adsorver outros colóides em outros pontos, removendo a ambos conjuntamente. Os
polieletrólitos, além de cadeia longa possuem agrupamentos de cargas elétricas distribuídos de
forma assimétrica ao longo da molécula. O saldo de carga poderá ser positivo (polieletrólitos
catiônicos), negativo (polieletrólitos aniônicos) ou nulo (polieletrólitos não iônicos) mas, de
qualquer forma, os colóides são removidos em pontos específicos de suas moléculas e a
estrutura se sedimenta como um todo porque, devido ao longo comprimento da cadeia do
polímero, partículas de mesmo sinal não se repelem significativamente pois podem ser
mantidas em distâncias relativamente grandes.
2.6 Considerações a respeito da floculação
Coagulação e floculação não são sinônimos e sim fenômenos seqüenciais. Coagular
significa desestabilizar a partícula coloidal, diminuir as barreiras eletrostáticas entre partículas pelos
mecanismos anteriormente descritos. Nas estações de tratamento de água este processo ocorre logo
no início em algum ponto onde se tenha gradiente de velocidade elevado que permita a rápida
dispersão do coagulante empregado. Esta etapa do tratamento chama-se mistura rápida e
normalmente não é necessária a construção de um tanque específico para este fim, utilizando-se
pontos de estrangulamento no canal de chegada da água na estação, como a calha Parshall,
dispositivo de medição de vazão onde ocorrem velocidades elevadas.
Uma vez que as partículas estejam desestabilizadas, a etapa seguinte é a formação
dos flocos. Para isso é necessário que se introduza energia ao meio de forma adequada. Deficiência
de energia provoca a formação de flocos com más características de sedimentação. Energia
excessiva provoca a ruptura de flocos formados e o fornecimento adequado de energia provoca a
77
formação de flocos grandes e densos contendo ramificações que promovem entrelaçamentos entre
os flocos formando estruturas maiores e mais pesadas. Nas estações de tratamento de água a etapa
de floculação é chamada de mistura lenta. Os floculadores hidráulicos são tanques com chicanas
onde o grau de mistura é controlado pelo espaçamento entre elas produzindo perda de carga
adequada. Nos floculadores mecânicos, os tanques são munidos de turbina sendo o grau de mistura
comandado pela potência do motor.
O principal parâmetro de controle da energia para mistura é o chamado gradiente de
velocidade, que está associado à variação da velocidade do escoamento, ponto a ponto, segundo
uma direção perpendicular a ele. Expressando-se matematicamente, G = dv/dy , sendo v a
velocidade e y o eixo perpendicular ao escoamento. A dimensão do gradiente de velocidade é 1 /
tempo e normalmente é expresso em s-1.
Nos estudos de floculação, além do gradiente de velocidade, o tempo de mistura tem
influência decisiva nos resultados. Por isso criou-se o número de Camp, o adimensional igual a Gxt
cujos valores são utilizados na interpretação da adequação do grau de mistura a ser imposto no
tanque de floculação.
Além da energia para a mistura, a floculação é influenciada pelas características
físicas e químicas da água como o pH, a alcalinidade, a temperatura e a distribuição de partículas.
Neste último caso, é importante a presença de partículas maiores, sólidos em suspensão, que atuem
como núcleos para a formação de flocos grandes e densos.
2.7 Ensaios de floculação
As condições de floculação a serem empregadas em uma estação de tratamento de
água ou de efluentes industriais podem ser previstas em escala de laboratório utilizando-se
equipamentos conhecidos como aparelhos de Jar Test, ou Teste de Jarros. Estes jarros possuem
sistema de mistura e permitem a escolha do tipo de coagulante e dosagem ideal, pH de floculação,
gradiente de velocidade e tempo de mistura, influência das adições de polieletrólitos, etc.. Após
cada condição ensaiada, pode-se medir a qualidade da água tratada após a separação dos sólidos
floculados, através de sedimentação ou filtração.
2.8 Principais coagulantes utilizados
Conforme discutido, os coagulantes necessitam ter propriedades desejáveis como as
capacidades de reagir com álcalis e produzir compostos floculentos e de produzir em solução
cátions metálicos de grande poder de redução do potencial eletrostático manifestados pelas
partículas coloidais. Além disso, precisam apresentar baixo custo e facilidade de obtenção, não
podendo também trazer prejuízos para a saúde pública.
O sulfato de alumínio é um dos coagulantes mais empregados por apresentar baixo
custo, ser fácil de transportar e por ser produzido em diversas regiões brasileiras. Em condições
normais, sua aplicação é mais eficiente na faixa de pH de 5 a 8. O sulfato ferroso é indicado para o
tratamento de águas com pH elevado, uma vez que a faixa ideal de pH para a sua aplicação é de 8,5
a 11. O sulfato férrico é recomendado para águas com cor elevada ou ácidas. A faixa de pH
indicada para a sua aplicação vai de 5 a 11. O cloreto férrico é também bastante usado, atuando em
uma faixa ampla de pH, que vai de 5 a 11. O sulfato ferroso clorado, também chamado de caparrosa
clorada, atua a partir de valores de pH superiores a 4 e é obtido pela reação do cloro com o sulfato
férrico, de acordo com a equação: 6FeSO4.7H2O + 3Cl2 = 2Fe2(SO4)3 + 2FeCl3 + 7H2O
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Reações químicas – Estequiometria
a) Sulfato de Alumínio
a.1.) Com a alcalinidade natural das águas:
Al2(SO4)3.18H2O + 3Ca(HCO3)2 = 3CaSO4 + 2Al(OH)3 + 6CO2 + 18H2O
 666,4 g 300 g 408 g 156 g 264 g
ou seja, 1 mg/L de sulfato de alumínio requer 0,45 mg/L de alcalinidade em CaCO3,
converte 0,45 mg/L de dureza temporária em dureza permanente e provoca a liberação de 0,4 mg/L
de CO2.
a.2.) Reação do sulfato de alumínio com a cal adicionada:
Al2(SO4)3.18H2O + 3Ca(OH)2 = 2Al(OH)3 + 3CaSO4 + 18H2O
 666,4 g 232 g 156 g 408 g
Cada mg/L de sulfato de alumínio requer 0,33 g de Ca(OH)2 (ou 0,25 mg/L CaO),
eleva a dureza permanente em 0,45 mg/L.
a.3.) Reação do sulfato de alumínio com a barrilha:
Al2(SO4)3.18H2 O + 3Na2CO3 + 3H2O = 3Na2SO4 + 2Al(OH)3 + 3CO2 + 18H2O
 666,4 g 118 g
Portanto, l mg/L de sulfato de alumínio requer 0,48 g de barrilha.
b.) Compostos de Ferro
b.l.) Reação do sulfato ferroso com a cal:
FeSO4.7H2O + Ca(OH)2 = CaSO4 + Fe(OH)2 + 7H2O
 278 g 56gCaO 136 g 90 g
b.2.) Reação do cloreto férrico anidro com a alcalinidade:
2FeCl3 + 3Ca(HCO3)2 = 3CaCl2 + 2Fe(OH)3 + 6CO2
 325 g 300gCaCO3 408 g 214 g
b.3.) Reação do sulfato férrico anidro com a alcalinidade:
Fe2(SO4)3 + 3Ca(HCO3)2 = 3CaSO4 + 2Fe(OH)3 + 6CO2
2.9 Questionário
1. O que é ponto isoelétrico de um sistema coloidal?
2. Quais os principais fatores de estabilidade de uma partícula coloidal na água?
3.Conceituar potencial zeta.
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4. Qual a diferença entre coagulação e floculação?
5. Que mecanismos de coagulação ocorrem quando se aplica na água um eletrólito como o sulfato
de alumínio?
6. Qual o papel dos polieletrólitos em um processo de floculação?
7. O que se entende por floculação por varredura?
8. Qual a importância da realização de ensaios de “Jar Test”?
3. Fundamentos de Eletroquímica
3.1 Conceito de potencial de eletrodo
Potencial de eletrodo é a diferença de potencial que se manifesta entre um metal e o
meio, quando é imerso em uma solução aquosa contendo íons desse metal. O valor do potencial
padrão depende da natureza do metal e da concentração de seus íons em solução.
Equação de Nernst:
E = Eo – ( RT/nF ) x Log (AMe+n / AMe )
E = Potencial padrão (Volts)
F = Constante de Faraday = 96.500 Coulomb
E = Potencial de eletrodo
Eo = Potencial padrão do eletrodo
R = Constante dos gases = 8,314 Joule / oK . mol
T = Temperatura em oK
n= Número de elétrons envolvidos no processo
AMe = Atividade do metal
AMe+n = Atividade do íon metálico na solução
Conforme visto anteriormente, para soluções diluídas os valores de concentração
ativa e molar são praticamente coincidentes. Para a temperatura de 25oC pode ser escrito:
E = Eo - ( 0,0592 / n ) . Log [ Me+n ]
Podem ser encontrados valores de Eo tabelados para grande número de reações de
oxidação diferentes. Por definição, o potencial padrão do H2 a 1 atm é considerado igual a zero.
Quando a concentração de íons metálicos na solução é igual a 1 M, o segundo termo da equação de
80
Nernst é nulo e E = Eo. Na tabela 2 a seguir são apresentados valores de potencial padrão de
oxidação:
Tabela 2: Potenciais padrão de oxidação
Reação Potencial Padrão ( V )
Mg = Mg++ + 2e + 2,370
Al = Al+++ + 3e + 1,660
Zn = Zn++ + 2e + 0,736
Fe = Fe+++ + 3e + 0,440
Sn = Sn++ + 2e + 0,136
Pb = Pb++ + 2e + 0,126
H2 = 2H+ + 2e 0,000
Cu = Cu++ + 2e - 0,337
Ag = Ag+ + 2e - 0,799
Hg = Hg++ + 2e - 0,854
2H2O = O2 + 4H+ + 4e - 1,229
2Cl- = Cl2 + 2e - 1,370
Fonte: Agudo (1)
Quando dois eletrodos diferentes se combinam, forma-se uma pilha eletrolítica cuja
força eletromotriz é dada por:
FEM =Potencial do Anodo (oxidação) – Potencial do Catodo (redução)
Exemplo 1: Quando combinamos um eletrodo padrão de cobre com outro de ferro, ocorre a seguinte
reação:
 Cu+2 + Fe = Cu + Fe+2
Qual o sentido da reação espontânea?
a.) Cu+2 + 2e = Cu Redução Eo = + 0,337 V
 Fe = Fe+2 + 2e Oxidação Eo = + 0,440 V
 ------------------------- --------------------------------
Cu+2 + Fe = Cu + Fe+2 FEM = + 0,777 V
b.) Cu = Cu+2 + 2e Oxidação Eo = - 0,337 V
 Fe+2 + 2e = Fe Redução Eo = - 0,440 V
--------------------------------- -------------------------------
Cu + Fe +2 = Cu+2 + Fe FEM = - 0,777 V
A reação espontânea é aquela que possui uma força eletromotriz positiva.
Exemplo 2: Qual o potencial de oxidação para a meia pilha Pb = Pb++ + 2e, quando a concentração
de Pb++ for igual a 0,001 M? Dado Eo = + 0,126 V.
E = Eo - ( 0,0592 /2 ) . Log (0,001) E = + 0,215 V
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Exemplo 3: Qual o potencial desenvolvido por uma pilha eletrolítica formada com Zn / Zn++ (0,01
M) e Cu / Cu++ (0,1 M)? Qual será a reação produzida? Dados: Eo (Zn) = + 0,763 V e Eo (Cu ) = -
0,337 V
Eletrodo de Zinco:
E = 0,763 - ( 0,0591 / 2 ) . Log 10-2 = 0,822 V
Eletrodo de Cobre:
E = - 0,337 - ( 0,0591 / 2 ) . Log 10-1 = - 0,307 V
Para que a FEM da pilha seja positiva, o zinco deverá sofrer oxidação e o cobre
redução.
FEM = 0,8222 - ( - 0,307 ) = + 1,129 V
Zn + Cu++ = Zn++ + Cu
FEM = ( FEM )o - ( 0,059 / n ) . Log {oxid.] / {reduz.]}
Caso se deseje que a reação ocorra no sentido contrário, deve-se aplicar uma
diferença de potencial externa superior a 1,129 V, de maneira a neutralizar o potencial da pilha e
inverter o sentido de funcionamento, constituindo uma célula eletrolítica.
3.2. Conceito de corrosão
Define-se corrosão como sendo o resultado da ação química e física destrutiva do
meio ambiente sobre os materiais, sobretudo peças metálicas, além de concreto plástico, borracha,
etc. O material atacado constitui-se em um sistema que apresenta maior energia livre do que os
produtos da reação, daí a espontaneidade. O fenômeno da corrosão acontece toda vez que se
estabelece uma pilha com força eletro-motriz positiva. O exemplo mais tradicional é o da formação
da ferrugem:
82
Reações:
Fe = Fe+2 + 2e- (anodo)
H2O + ½ O2 + 2e- = 2OH-
Ferrugem:
Fe+2 + 2 OH- = Fe(OH)2
2Fe(OH)2 + ½ O2 + H2O = 2Fe(OH)3 = Fe2O3
A corrosão pode ocorrer em diversas situações, tais como: contato de metais
diferentes (diferença de potenciais padrão), ligas metálicas com composição diferente, um mesmo
metal em contato com soluções de concentrações diferentes (pilhas de concentração), um mesmo
metal em contato com soluções onde existem áreas com diferentes concentrações de oxigênio
dissolvido (pilhas com aeração diferencial), ou em metais sujeitos a temperaturas diferentes.
Para os meios corrosivos aquosos mais comuns, os processos catódicos mais
importantes são:
a) Quando o meio está em equilíbrio com o ar atmosférico, o processo catódico mais comum é:
2H2O + O2 = 4 OH- (transferência de 4 e-) ou
4 H+ + O2 = 2 H2O (transferência de 4 e-)
O potencial de eletrodo é dado por:
E = Eo - ( 0,059 / 4) . Log ( pO2 / [H+]4 )
E = Eo - 0,015 Log pO2 + 0,059 pH
A reação de corrosão será:
 M (s) + H2O + ½ O2 = M (OH)2
b) Quando o meio não contém ar ou oxigênio dissolvido, o processo catódico mais comum é
representado por:
2 H+ + 2e- = H2
O potencial de eletrodo é dado por:
E = Eo - ( 0,059 / 2 ) . Log [ H+] / pH2
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E = Eo - 0,03 pH2 - 0,059 . Log {H+]
A reação de corrosão será:
 M(s) + 2 H2O = M(OH)2 (s) + H2
Exemplo: Um reservatório de cobre contendo uma solução 0,2 M de CuSO4 a pH 6,7, em equilíbrio
com o ar atmosférico poderá ser corroído? Dado pO2 = 0,2 atm.
Ecatodo = - 1,229 - 0,015 .Log 0,2 + 0,059. 6,7 = - 0,822 V
Eanodo = - 0,337 - 0,059 /2 . Log 0,2 = - 0,316 V
FEM = Eanodo - Ecatodo = - 0,316 - (-0,822 ) = + 0,506 V
Portanto, o reservatório poderá sofrer corrosão.
Formas e meios de corrosão
Os processos de corrosão podem ser classificados quanto ao mecanismo eletrônico
em corrosão química, em que há transferência direta de elétrons, corrosão eletroquímica, que é
indireta a partir da geração de corrente elétrica por reações químicas heterogêneas que ocorrem
geralmente na superfície de separação entre o metal e o meio corrosivo, e corrosão por eletrólise,
onde o material estabelece ligação elétrica com o polo positivo de um gerador de corrente contínua.
Quanto à natureza do agente físico concomitante, tem-se corrosão sob fricção, erosão, fadiga,
cavitação, tensão, radiações, etc..
Os meios corrosivos mais comuns são a atmosfera, as águas naturais, água do mar,
solo, produtos químicos, etc..A ação corrosiva da atmosfera é influenciada pela poeira, gases e
umidade. A poeira pode influenciar de diferentes maneiras. Quando o material é não metálico, pode
criar condições de aeração diferencial. Quando o material é higroscópico, isto é, retém umidade,
favorece a corrosão. Caso seja de natureza metálica, óxidos, sulfatos, etc., podem formar pilhas de
eletrodos diferentes. Alguns dos gases contaminantes da atmosfera possuem poder corrosivo. O
mais importante é o dióxido de enxofre que pode ser oxidado a trióxido pelo oxigênio atmosférico,
e que com a umidade forma ácido sulfúrico. Por esse motivo, em atmosferas secas os processosde
corrosão são menos acentuados.
Dependendo das impurezas que as águas naturais contenham, os materiais metálicos
que entram em contato com elas estão sujeitos à corrosão. Gases dissolvidos como O2, CO2, SO2,
H2S, etc., sais dissolvidos como o cloreto de sódio, bicarbonatos de cálcio e magnésio, cloreto de
ferro, etc., matéria orgânica e microrganismos, são exemplos, e o efeito corrosivo é dependente do
pH e da temperatura da água também. Dentre as águas naturais, a água do mar merece atenção
especial, onde a elevada concentração de sais, que funcionam como um eletrólito forte, a torna um
dos agentes corrosivos naturais mais enérgicos.
Com relação ao solo, existem algumas características relacionadas com a sua
capacidade corrosiva. A porosidade, associada com a aeração, condutividade elétrica, sais
dissolvidos, umidade, pH, e a presença de microrganismos são exemplos importantes. Como em
geral o solo não é uniforme, é muito comum encontrar-se áreas com diferentes características em
contato com o mesmo corpo metálico, possibilitando a formação de pilhas diferenciais. A corrosão
devida ao solo é de grande importância, vista a grande quantidade de estruturas metálicas que
permanecem enterradas como, por exemplo, as adutoras de água.
84
Quanto ao efeito observado no material, pode ou não ocorrer desgaste aparente.
Quando o material apresenta desgaste aparente, este pode ser uniforme como, por exemplo, o
enferrujamento à atmosfera; localizado, como por detrito sob o metal ou a corrosão galvânica; por
“pitting”, que são pequenos alvéolos de largura e profundidade variáveis em diversos pontos da
peça, e seletivo, onde a corrosão ocorre apenas em um dos metais da liga, como é o caso da
zincificação do latão. Quando não há desgaste aparente do material, a corrosão ocorre de forma
intergranular, produzindo hidrogênio atômico, tornando o material quebradiço e levando-o à fratura.
Potenciais de eletrodo irreversíveis
No estudo da corrosão, em geral não se tem o caso de potenciais reversíveis e sim
metais imersos em soluções de íons diferentes dele como, por exemplo, ferro metálico em contato
com íons Cl-, Na+, H+, OH-, etc.. Os potenciais de oxidação obtidos nestes casos são chamados de
potenciais de oxidação irreversíveis, e sobre eles não se aplica a equação de Nernst. Os valores dos
potenciais irreversíveis são obtidos experimentalmente e são chamados potenciais de corrosão.
3.3. Proteção contra a corrosão
 Os objetivos básicos da proteção contra a corrosão são diminuir a energia livre, fator
termodinâmico como a proteção catódica, ou diminuir o fator cinético, que pode ser feito através de
revestimentos. Na prática, objetiva-se aumentar a resistência do material metálico, diminuir a
corrosividade do meio através de tratamento ou interpor uma barreira entre o material e o meio.
Proteger um sistema contra a corrosão significa evitar a formação de pilhas
galvânicas ou, eventualmente, forçar a criação de uma pilha controlada que ataque apenas um
eletrodo especial que é colocado no sistema com essa finalidade.
O primeiro mecanismo consiste em escolher os materiais metálicos que não formem
pilhas, ou protegê-los superficialmente com material que impeça a corrosão, como é o caso de
tintas, compostos betuminosos, epoxi, galvanização, cromeação, etc..
O segundo mecanismo consiste na proteção catódica, aplicável a todos os metais, na
qual, para proteger estruturas de ferro, coloca-se um eletrodo de zinco ou de magnésio, para serem
corroídos no lugar do ferro. A proteção catódica pode ser feita ligando a estrutura a ser protegida no
polo negativo de um gerador de corrente contínua, que é a chamada proteção catódica imposta ou
com corrente impressa, ou ligando a estrutura a um material metálico garantidamente anódico, que
consiste na chamada proteção catódica galvânica ou com eletrodos de sacrifício.
85
3.4 Questionário
1. Explicar o que se entende por potencial de eletrodo.
2. Conceituar corrosão.
3. Explicar o mecanismo da formação da ferrugem.
4. Que substâncias podem ser encontradas na água, no ar e no solo e que tornam esses meios
corrosivos?
5. Que principais grupos de medidas podem ser tomadas para a atenuação de processo corrosivo
de determinado material?
6. Que tipo de proteção contra a corrosão pode ser dada a uma tubulação de ferro ao atravessar sob
uma via ferroviária? Explicar.
7. Calcular a força eletro-motriz que se desenvolve ao se construir uma pilha com Sn / Sn++ (0,05
M) e Cu / Cu++ (0,2 M)?
8. A que valor de pH deve ser mantido um reservatório de cobre contendo solução 0,3 M de
CuSO4 em equilíbrio com o ar atmosférico para que não seja corroído?
4. Referências Bibliográficas
1. AGUDO, E.G., “Eletroquímica, Corrosão e Proteção”. Notas de aula da disciplina Fundamentos
Químicos do Saneamento, Curso de Pós-Graduação em Saneamento Ambiental –
Universidade Mackenzie. 1988.
2. CAMPOS, J.R., “Ensaios Sobre a Aplicação de Polieletrólitos na Floculação de Águas de
Abastecimento”. Dissertação de Mestrado. Escola de Engenharia de São Carlos – USP,
1972.
3. SAWYER, C.N. & McCARTY, P.L., “Chemistry for Environmental Engineers”. Mc Graw Hill
Book Company, 3rd ed, 1982.
4. SCHUKIN, E.D., PERTSOV, A.V., “Química Coloidal”. Editorial Mir Moscú. Tradução de K.
Steinberg, 1988.
86
Questões de múltipla escolha – Aula 3
1. O ponto isoelétrico de uma partícula coloidal:
a) É o valor de pH em que ela manifesta a menor quantidade de cargas elétricas
b) É a quantidade de cargas elétricas manifestada por uma partícula coloidal quando ela é inserida
em um meio com pH=7,0
c) É o valor de pH em que a quantidade de cargas positivas de uma partícula coloidal se iguala à
quantidade de cargas negativas
d) É o valor do pH do meio em que a partícula coloidal tem a sua carga elétrica primária invertida
em termos de sinal, positiva ou negativa
e) n.d.a.
2. São fatores de estabilidade de uma partícula coloidal:
a) Carga elétrica e força de Van der Waals
b) Camada de solvatação e movimento browniano
c) Movimento browniano e força de Van der Waals
d) Carga elétrica e camada de solvatação
e) n.d.a.
3. Segundo a teoria da coagulação química, para a desestabilização de um colóide com carga
primária negativa:
a) É preferível um sal com cátion trivalente positivo
b) É preferível um sal com cátion bivalente positivo
c) É preferível um sal com cátion monovalente positivo
d) Não há relação entre a valência do cátion e o resultado da coagulação
e) n.d.a.
4. Coagulação e floculação:
a) São sinônimos
b) São fenômenos de significados contrários
c) São fenômenos independentes entre si
d) São fenômenos seqüenciais
e) n.d.a.
5. Com relação ao fenômeno da floculação por varredura:
a) Decorre da adição de polieletrólito na água
b) Contribui apenas em casos raros de tratamento de água
c) Depende da presença de alcalinidade na água
d) É o único mecanismo que envolve a atuação do coagulante
e) n.d.a.
6. Quando se imerge um metal em uma solução aquosa contendo íons desse metal, ocorre:
a) A manifestação de uma diferença de potencial
b) Corrosão do metal
c) A alteração do estado de oxidação do metal em solução
d) A precipitação dos íons metálicos da solução sobre o metal introduzido.
e) n.d.a.
7. Quando combinamos um eletrodo padrão de chumbo e outro de zinco, ocorre a seguinte reação:
Pb+2 + Zno ⇔ Pbo + Zn+2
Zno = Zn+2 + 2e- ( + 0,736 V)
Pbo = Pb+2 + 2e- ( + 0,126 V)
87
Qual o sentido da reação espontânea:
a) da esquerda para a direita
b) da direita para a esquerda
c) a reação é espontânea nos dois sentidos
d) a reação nunca ocorrerá espontaneamente
e) n.d.a.
QUADRO DE RESPOSTAS – AULA 3
Nº 1 2 3 4 5 6 7
A
B
C
D
E
Valor 1.5 1.5 1.5 1.5 1.5 1.5 1.0
88
CURSO: “QUALIDADE DAS ÁGUAS ECURSO: “QUALIDADE DAS ÁGUAS ECURSO: “QUALIDADE DAS ÁGUAS ECURSO: “QUALIDADE DAS ÁGUAS E
POLUIÇÃO: ASPECTOS FÍSICO-POLUIÇÃO: ASPECTOS FÍSICO-POLUIÇÃO: ASPECTOS FÍSICO-POLUIÇÃO: ASPECTOS FÍSICO-
QUÍMICOS”QUÍMICOS”QUÍMICOS”QUÍMICOS”
AULA 4AULA 4AULA 4AULA 4
REVISÃO DE QUÍMICA: CONCEITOS DE QUÍMICA ORGÂNICA
APLICADOS AOSESTUDOS DE CONTROLE DA QUALIDADE
DAS ÁGUAS
Prof. Dr. Roque Passos Piveli
89
AULA 4: REVISÃO DE QUÍMICA: CONCEITOS DE QUÍMICA ORGÂNICA
APLICADOS AOS ESTUDOS DE CONTROLE DA QUALIDADE
DAS ÁGUAS
1. Características fundamentais
A química orgânica é a parte da química dedicada ao estudo dos compostos de
carbono. Originou-se em 1685 quando se compreendia que os compostos orgânicos eram derivados
apenas de seres vivos, plantas e animais. Este pensamento se verificou até 1828 quando ocorreu
acidentalmente a primeira síntese de composto orgânico. Após o advento da química orgânica
moderna, muitos compostos puderam ser produzidos através de reações químicas, sendo que hoje
são conhecidos mais de um milhão de compostos orgânicos diferentes.
Os compostos orgânicos contêm carbono ligado a outros elementos. Os
hidrocarbonetos contêm apenas carbono e hidrogênio, e muitos outros compostos possuem apenas
carbono, hidrogênio e oxigênio. Em compostos orgânicos naturais, o carbono associa-se a
nitrogênio, fósforo e enxofre. Os compostos orgânicos sintéticos contêm carbono associado a
halogênios (cloro, flúor, bromo e iodo) ou a certos metais e diversos outros elementos.
Os compostos orgânicos são diferentes dos inorgânicos sob diversos aspectos, que
podem ser sintetizados pelas seguintes principais propriedades:
• peso molecular: os compostos orgânicos possuem pesos moleculares elevados
• combustão: muitos compostos orgânicos são combustíveis
• pontos de fusão e ebulição: os compostos orgânicos possuem baixos pontos de fusão e de ebulição
• solubilidade: os compostos orgânicos são pouco solúveis em água
• Isomeria: diversos compostos orgânicos diferentes podem apresentar a mesma fórmula química
• reações: os compostos orgânicos apresentam reações moleculares geralmente de baixa
velocidade
• energia: os compostos orgânicos apresentam em geral elevado nível energético, servindo como
nutrientes para bactérias e outros organismos.
Os compostos orgânicos podem ser naturais, como por exemplo óleos minerais e
vegetais, açúcares, celulose, etc, podem ser obtidos em processos fermentativos como os álcoois ou
por síntese, de onde se origina uma variedade muito grande de compostos.
O carbono tetravalente apresenta a singular propriedade de formar cadeias através de
ligações covalentes. Estas cadeias podem ser abertas com ou sem ramificações, ou fechadas. Estas
cadeias, compostas fundamentalmente por átomos de carbono, podem conter outros elementos,
como é o caso freqüente do nitrogênio.
Exemplos:
90
As possibilidades de combinação são muitas. Alguns compostos podem se apresentar com
mesma fórmula molecular, onde se identifica apenas quais os átomos que tomam parte do
composto e as quantidades de cada um, e configurações ou arranjos diversos que podem levar
até mesmo a diferentes funções químicas. Esta propriedade é conhecida por isomeria. Por
isso, há a necessidade da definição da fórmula espacial do composto, nas questões da química
orgânica. Esta fórmula pode também ser apresentada de forma simplificada.
Exemplo: ácido acético:
fórmula molecular: C2H4O2
fórmula espacial simplificada: H3C-COOH
2. Principais grupos de compostos orgânicos
Existem três grupos principais de compostos orgânicos: os alifáticos ou de cadeia
aberta, os aromáticos, que são formados por anéis contendo seis carbonos com ligações simples e
duplas alternadamente, e os heterocíclicos, quando estes anéis contêm outros elementos que não o
carbono.
2.1. Compostos alifáticos
2.1.1. Hidrocarbonetos
91
Os hidrocarbonetos apresentam apenas o hidrogênio além do carbono. São chamados
de saturados quando apresentam apenas ligações simples, e insaturados quando apresentam ligações
duplas ou triplas.
Os hidrocarbonetos saturados podem variar de um até muitos átomos de carbono na
cadeia, caracterizando uma série de compostos chamados de alcanos ou parafinas. Provêm
principalmente do petróleo. Gasolina e óleo diesel, por exemplo, são misturas de alcanos. As
indústrias petroquímicas produzem muitos outros compostos.
Exemplos:
Metano: CH4
H

H  C  H

H
Etano: C2H6
H H
 
H  C  C  H
 
H H
Propano: C3H8
H H H
  
H  C  C  C  H
  
H H H
A partir de quatro carbonos ocorre isomeria.
Exemplos:
normal butano ou n-Butano:
H H
 
H3C  C  C  CH3
 
H H
isobutano:
H

H3C  C  CH3

CH3
92
n-pentano:
H H H
  
H3C  C  C  C  CH3
  
H H H
isopentano:
H H
 
H3C  C  C  CH3
 
H CH3
O prefixo normal ou n significa cadeia linear e o prefixo iso, ramificada.
Os compostos desta série podem ser expressos genericamente por CnH2n+2.
Os hidrocarbonetos são caracterizados pelas seguintes propriedades físicas: não
possuem cor, praticamente não possuem odor, são bastante solúveis em água, especialmente aqueles
que possuem mais de cinco carbonos na cadeia, são solúveis em solventes orgânicos e, em
condições normais de temperatura e pressão, são gases até o pentano, líquidos de C5 a C17 e sólidos
acima de C17. Os compostos desta série costumam ser expressos na forma de “séries homólogas”,
genericamente notados por CnH2n+2.
Devido à propriedade de isomeria, uma mesma fórmula estrutural de hidrocarboneto
pode representar mais de um composto. Portanto, foi preciso estabelecer uma nomenclatura para
que cada composto pudesse ser definido exatamente, introduzindo-se o conceito de radical, que é
uma parte do composto com uma ligação livre. São notados substituindo-se o sufixo ano dos
compostos completos pelo sufixo il. Exemplos:
 H
 |
H  C  ou  CH3 = metil
 |
 H
 H H
 | |
 H  C  C  ou H3C  CH2  = etil
 | |
 H H
93
Reações Químicas
Nas condições normais de temperatura e pressão, os hidrocarbonetos saturados não
reagem com bases fortes, ácidos ou agentes oxidantes. A temperaturas elevadas, o ácido sulfúrico
oxida esses compostos em CO2 + H2O. É a chamada digestão química, empregada em diversas
determinações de constituintes na água. É o caso das determinações de nitrogênio orgânico e
amoniacal. Podem ser consideradas importantes as seguintes outras reações:
a) Oxidação com o oxigênio do ar:
CH2 + 2 O2 = CO2 + H2O
 ∆
b) Substituição do hidrogênio por halogênios:
CH4 + Cl2 = HCl + ClCH3
Esta reação não ocorre em meio aquoso, não sendo de interesse nos estudos de controle da
qualidade das águas.
c) Pirólise ou “cracking”: É a quebra de longas cadeias de hidrocarbonetos em outras menores pela
ação do calor. Este processo é usado na indústria do petróleo para a obtenção de produtos de
baixo ponto de ebulição para serem vendidos como gasolina.
d) Oxidação biológica: Os hidrocarbonetos saturados são oxidados por bactérias e outros
microrganismos em condições aeróbias. Esta oxidação se dá em vários estágios. No primeiro, os
átomos de carbono de extremidade são atacados e os hidrocarbonetos são convertidos em
álcoois. Conforme:
2 CH3CH2CH3 + O2 = 2 CH3CH2CH2OH
Os microrganismos aproveitam energia dessa oxidação e, através de outros estágios, convertem
finalmente o hidrocarboneto em CO2 e H2O. Estas reações são, certamente, de grande interesse
nos estudos do tratamento biológico de águas residuárias.
Já os hidrocarbonetos insaturados são classificados através das séries dos etilenos e
dos acetilenos. O eteno é o primeiro composto da série dos etilenos e emprestou o nome a esse
grupo de hidrocarbonetos. Cada componente da série, exceto o metano, pode ter dupla ligação com
o carbono adjacente na cadeia.
H2C = CH2 - etileno ou eteno
H3C – C = CH2 - propeno ou propileno
 
 H
H3C – C = C – C H2 - buteno ou butileno
  
 H H
94
O nome de todos os compostos desta sérietermina com o sufixo eno. São, por isso,
também chamados de alcenos ou oleofinas. O etileno, o propileno e o butileno são formados em
grande parte durante o fracionamento do petróleo. Os compostos alifáticos que possuem duas
ligações duplas são chamados de dioleofinas e os que contêm mais de duas são chamados de
polienos.
A série dos alcinos, por sua vez, é caracterizada pela presença de uma tripla ligação
em sua cadeia carbônica. Aparecem em efluentes industriais, como os da indústria de borracha
sintética. Exemplo: HC≡CH
Reações químicas dos hidrocarbonetos insaturados
Os compostos insaturados reagem com certa facilidade, sendo oxidados em meio
aquoso pelo permanganato de potássio. Podem também ser reduzidos: sob certas condições de
temperatura e pressão e na presença de catalisador, o hidrogênio poderá ser adicionado nas duplas
ou triplas ligações. Estas reações são importantes comercialmente, pois resultam na conversão de
óleos vegetais em gorduras sólidas, como a margarina. Sofrem também adição de hidrogênio nas
ligações não saturadas:
 OH Cl
  
H3C – C = CH + HOCl = H2C – C – CH
  
 H H
Os hidrocarbonetos insaturados sofrem também polimerização, isto é, moléculas de
certos compostos de ligação não saturada combinam-se entre si formando polímeros de pesos
moleculares maiores, a altas pressões e temperaturas:
n. ( H2C = CH2 ) = ( C2H4 )n n varia de 70 a 700.
Reações semelhantes a estas servem como base para a síntese de muitos produtos
sintéticos como resinas, fibras, borracha, detergentes, etc..
Finalmente, em geral os hidrocarbonetos insaturados são mais propensos à oxidação
biológica do que os correspondentes saturados, pela maior facilidade de oxidação das ligações
duplas.
2.1.2. Álcoois
Formam-se a partir da oxidação de hidrocarbonetos.
Exemplos:
- álcool metílico ou metanol: CH4 + ½ O2 → H3C-OH
- álcool propílico ou propanol: H3C-CH2-CH3+ ½O2 → H3C-CH2-CH2OH
A química dos álcoois é decorrente da presença do grupamento OH, podendo ser
genericamente designados por R-OH, seno que R representa um radical orgânico, metil, etil, propil,
etc.
Os álcoois são classificados em primários, quando o grupo OH está ligado a um
carbono de extremidade da molécula; secundários, quando o grupo OH está ligado a outros dois e,
terciários, quando o grupo OH está ligado a um carbono ligado a outros três.
95
Exemplos:
- álcool primário:
H

H3C  CH2  C  OH

H
- álcool secundário:
H

H3C  CH2  C  CH3

OH
- álcool terciário:
CH3
 
H3C  C  CH3
 
OH
O álcool metílico é largamente usado na síntese de compostos orgânicos, o mesmo
ocorrendo com o álcool etílico, usado na produção de bebidas e produtos farmacêuticos. O álcool
para bebida pode ser produzido pela fermentação do milho, trigo, arroz, batata ou centeio. Ocorre a
seguinte seqüência de reações:
 enzima
Amido + H2O ⇒ maltose
 de malte
 enzima
C12H22O11 + H2O ⇒ 2 glucose
(maltose) de centeio
 fermentação
C6H12O6 ⇒ 2 CO2 + 2 C2H5OH
Os álcoois de cadeia curta são completamente solúveis em água. Os que têm
moléculas com mais de 12 carbonos são cerosos, incolores e muito pouco solúveis em água.
Nomenclatura
Os álcoois são designados pelo sufixo ol:
96
CH3OH - álcool metílico - metanol
CH3CH2OH - álcool etílico - etanol
CH3CH2CH2OH - álcool n propílico - 1 propanol
CH3
 \
 CHOH - álcool isopropílico - 2 propanol
 /
CH3
Reações Químicas dos Álcoois
Ocorrem dois tipos principais de reações com os álcoois que são de interesse no
campo do saneamento ambiental:
a.) Reações com ácidos formando ésteres:
a.1.) Ácidos inorgânicos:
ROH + H2SO4 = H2O + ROSO3H
álcool ácido éster
 inorgânico inorgânico
a.2.) Ácidos orgânicos:
ROH + R1CO2H = H2O + R1CO2R
 ácido éster
 orgânico orgânico
b.) Oxidação
Na presença de oxidantes fortes ou de microrganismos sob condições aeróbias, os álcoois são
rapidamente oxidados:
b.1.) álcoois primários em aldeídos:
R-CH2OH + ½ O2 = H2O + R1CO2R
álcool prim. Aldeído
Dependendo do oxidante, a reação poderá prosseguir transformando o álcool em ácido.
b.2.) Álcoois secundários em cetonas:
 OH O
 | "
H3C – C – CH3 + ½ O2 = H2O + H3C – C – CH3
2 propanol acetona
As cetonas não são facilmente oxidáveis e podem ser recuperadas completamente.
97
Os álcoois terciários apenas sob forte oxidação são convertidos a CO2 e H2O. Os
microrganismos aeróbios oxidam rapidamente álcoois primários e secundários a CO2 e H2O, tendo
como produtos intermediários aldeídos e cetonas.
2.1.3. Ácidos orgânicos
Correspondem ao nível mais oxidado em que os compostos orgânicos podem se
apresentar. Este fato é representado pela seqüência:
CH4 → CH3OH → H2C=O → HCOOH → H2O + CO2
hidrocarboneto álcool aldeído ácido matéria inorgânica
Os ácidos orgânicos caracterizam-se pela presença do grupamento carboxílico, ou –
COOH.
São classificados em mono ou policarboxílicos, em função do número presente deste
grupo. Podem ser ainda saturados ou não.
Dos ácidos monocarboxílicos, os saturados são em geral constituintes de gorduras,
óleos e graxas. Exemplos: ácido metanóico: HCOOH; ácido etanóico: CH3COOH; ácido
propanóico: C2H5COOH; ácido butanóico: C3H7COOH.
Os ácidos monocarboxílicos insaturados também são encontrados em materiais
gordurosos e denominam-se ácidos graxos.
Os ácidos policarboxílicos são os que possuem mais de um grupo COOH. Por
exemplo, o ácido oxálico é utilizado como padrão primário para a padronização de bases:
Propriedades físicas
Os ácidos orgânicos com 1 a 9 carbonos na cadeia são líquidos. Todos os outros são
sólidos, como as graxas. Os ácidos fórmico, acético e propiônico apresentam odores penetrantes. Os
outros apresentam maus odores, como o butírico e o valérico. O ácido butírico pode estar presente
nos efluentes de laticínios, trazendo o problema de odor. Todos os ácidos orgânicos são fracos sob o
ponto de vista de ionização. O ácido fórmico é o mais forte de todos.
Todos os ácidos orgânicos são de grande interesse no campo do tratamento de
efluentes líquidos por processos anaeróbios, onde representam estágios intermediários desta via
metabólica. Utiliza-se como nomenclatura para os ácidos orgânicos o sufixo óico. Exemplos:
HCOOH = fórmico = metanóico
CH3COOH = acético = etanóico
C2H5COOH = propiônico = propanóico
C3H7COOH = butírico = butanóico
C4H9COOH = valérico = pentanóico
98
As propriedades químicas dos ácidos orgânicos são determinadas pelo grupo
carboxílico. Todos formam sais metálicos que são largamente utilizados comercialmente.
2.1.4. Ésteres
São compostos formados a partir de reações entre ácidos e álcoois. Corresponde aos
sais da química inorgânica. São geralmente representados por:
A reação é reversível e no sentido inverso representa a hidrólise de ésteres. São
utilizados em indústrias de perfumarias.
Equação genérica:
R – CO – OH + H – OR1 = H2O + RCOOR1
Ácido álcooléster
2.1.5. Éteres
Os éteres são formados através de forte desidratação de ésteres. São designados
genericamente por R-O-R’, e frequentemente são utilizados como solventes. São muito resistentes à
degradação biológica, muito embora sejam facilmente separados da água, devido à sua baixa
solubilidade. Na reação de desidratação de álcoois formando um éter, uma molécula de água é
liberada de duas moléculas de álcool:
RO-H + HO-R1 = R-O-R1 + H2O
2.1.6. Compostos alifáticos nitrogenados
Classificam-se em aminas, amidas e cianidas ou nitrilas. As aminas são formadas
pela ligação entre amônia e radicais alquil, subdividindo-se em primárias, secundárias e terciárias:
As amidas são derivadas da reação entre ácidos orgânicos e amônia. Designação
genérica:
99
A uréia é um exemplo de amida de grande importância ambiental.
As nitrilas apresentam como fórmula genérica R-CN, sendo R um radical saturado ou
não. São de importância industrial para a produção de fibras sintéticas. Apresentam problemas de
toxicidade.
2.2. Compostos aromáticos
Estes compostos possuem anéis ou grupamentos cíclicos em suas estruturas
moleculares. Os átomos de carbono apresentam apenas uma ligação livre. O composto mais simples
é o benzeno:
Podem possuir um ou mais hidrogênios substituídos produzindo outros compostos:
100
Observação: Designações das posições dos hidrogênios substituídos:
Os fenóis são compostos aromáticos de grande interesse ambiental:
Os cresóis dão seqüência à série de fenóis:
 O-Cresol m-Cresol p-Cresol
São conhecidas duas séries homólogas desses compostos: a série do benzeno e a série
dos polinucleares. A série do benzeno é formada por um radical alquil na substituição de um ou
mais hidrogênios do anel de benzeno. Exemplos: benzeno, tolueno e xileno. Esta série de produtos é
largamente utilizada como solvente e na síntese de produtos químicos. Os hidrocarbonetos
polinucleares são constituídos de diversos anéis de benzeno interligados.
101
3. Exercícios Propostos
1. Diferenciar química orgânica e química inorgânica. Qual delas possui maior número de
compostos conhecidos? Por quê?
2. Classifique os compostos abaixo em orgânicos ou minerais:
Composto Classif. Composto Classif.
Éter – C4H10O Gesso – CaSO4
Ác. Sulfúrico – H2SO4 DDT – C14H9Cl5
Ác. Oxálico – H2C2O4 Ác. Acético – H3C-COOH
Vitamina A – C20H30O Cal virgem – CaO
Salitre – NaNO3 Metano – CH4
3. Completar as ligações que estão faltando:
H – C C C C C – CH3
   
 H H H2
4. Dar a classificação das cadeias abaixo:
a.) H3C – C – CH3
 
 H2
 OH
 
b.) H2C = C – C – CH3
  
 CH3 H
 O
 "
c.) H3C – C – O – CH3
5. Relacionar:
1. H3C – C – CH3
 
 H2
Alcino CnH2n
2. H3C – C ≡ C – H Alceno CnH2n + 2
3. H2C = CH2 Alcano CnH2n - 2
102
6. Dar o nome oficial do composto:
a.) H3C – C – C – CH3
  
 H2 H2
b.) H2C = C – CH3
 
 H
c.) H – C ≡ C – H
d.) H2C = C = C – CH3
 
 H
7 Dê exemplo de um álcool primário.
8 Dar o nome dos compostos:
 OH
 
a.) H3C – C – C – CH3
  
 CH3 H2
 CH3
 
b.) H3C – C – C – C = O
   
 CH3 H2 H
 O H CH3
 "  
c.) H3C – C – C – C – CH3
   
 CH3 H H2
 H
 
d.) H3C- C – C – C – C = O
    
 H2 H2 CH2 OH
 
 CH3
103
 O
 "
e.) H3C – C – C – O – C – CH3
 
 H2
9. Reconhecer as funções:
a.) R – OH
 O
 "
b.) R – C – OH
 O
 "
c.) R – C – O – R1
 O
 "
d.) R – C – R1
 O
 "
e.) R – C – H
f.) R – O – R1
 O
 "
g.) R – C – OH
10 Completar:
a.) Hidrocarbonetos com cadeia alifática saturada pertencem à classe dos
_________________________________________________.
b.) Hidrocarbonetos com cadeia alifática insaturada com dupla ligação pertencem à classe dos
________________________________________.
c.) Hidrocarbonetos com cadeia alifática insaturada com tripla ligação pertencem à classe dos
________________________________________.
d.) Hidrocarbonetos com cadeia alicíclica saturada pertencem à classe dos
___________________________________________________________.
104
e.) Hidrocarbonetos com cadeia alicíclica com uma dupla ligação pertencem à classe dos
__________________________________________________.
f.) Hidrocarbonetos com cadeia aromática pertencem à classe dos
__________________________________________________________.
g.) Álcool é um composto resultante de um hidrocarboneto, pela substituição de
_______________________________________________________.
h.) Aldeído é um composto resultante de um hidrocarboneto, pela
__________________________________________________________.
i.) Cetona é um composto resultante de um hidrocarboneto, pela
___________________________________________________________.
j.) Ácido carboxílico é um composto resultante de
__________________________________________________________.
k.) O grupo funcional - O – caracteriza um ________________________.
l.) Substituindo-se o hidrogênio do grupo COOH de um ácido carboxílico por um radical
monovalente derivado de hidrocarboneto, obtém-se um composto da função __________________.
4. Referências Bibliográficas
1. GENDA, A., “Química Orgânica – Conceitos Básicos”. Apostila do Curso de Saúde Pública
para Engenheiros. Faculdade de Saúde Pública, 1972.
2. ROSSIN, A.C., Notas de aula da disciplina Química Sanitária I, do Curso de Especialização em
Engenharia em Saúde Pública da Faculdade de Saúde Pública – USP, 1988.
Questões de múltipla escolha – Aula 4
1) Em qual das alternativas são apresentadas apenas substâncias orgânicas
a) Gesso, óleo, fenol, butano
b) Etanol, querozene, benzina, salitre
c) Cal hidratada, BHC, uréia, ácido fosfórico
d) DDT, ácido acético, glicose, fenol
e) n.d.a.
2) Identifique a alternativa incorreta.
a) Os compostos orgânicos são pouco solúveis em H2O
b) Os compostos orgânicos apresentam reações moleculares geralmente de baixa velocidade
c) Os compostos orgânicos possuem altos pontos de fusão e ebulição
105
d) Os compostos orgânicos possuem pesos moleculares elevados
e) Os compostos orgânicos apresentam em geral elevado nível energético, servindo como
nutrientes para bactérias e outros organismos.
3) (FUVEST-SP) A glicerina tem a seguinte fórmula estrutural:
 H O
 H – C –- C – OH
 H – N – H
Podemos afirmar que essa substância apresenta as funções:
a) amina e ácido carboxílico
b) amina e cetona
c) cetona e álcool
d) amida e ácido carboxílico
e) amida e álcool
4) (OSEC-SP) Qual das reações abaixo pode ser classificada como de esterificação?
a) Etanol + cloreto de metilmagnésio
b) Fenol + bromo
c) Etanóico + etanol
d) Acetato de sódio + cal sodada
e) Benzeno + ácido sulfúrico
5) (FUVEST-SP) Um composto orgânico com a fórmula molecular C3H2OH deve ser classificado
como:
a) Ácido
b) Álcool
c) Aldeído
d) Base
e) Fenol
6) (FUVEST-SP) Um composto orgânico com a fórmula molecular C3H7OH deve ser classificado
como:
a) Ácido
b) Álcool
c) Aldeído
d) Base
e) Fenol
106
7) (FUVEST-SP) Na vitamina K3, reconhece-se o grupo funcional:
a) Ácido carboxílico
b) Aldeído
c) Éter
d) Fenol
e) Cetona
8) (OMEC-SP) A fórmula H3C – CH2 – C – O – CH – CH3O CH3
Indica:
a) metilacetato de propilo
b) propanoato de isopropilo
c) etilisopropilcetona
d) oxopropano – oxiiso propano
e) n.d.a.
9) FUVEST-SP) Pentanal, conhecido também como valeraldeído, apresenta a seguinte fórmula
molecular.
a) C3 H6O
b) C4H8O
c) C4 H8O2
d) C5H10O
e) C5H10O2
9) (FUVEST-SP) Considerando os compostos:
 O
I) H3C – C – C II) --OH
 H2
 OH
III) - C – C – OH IV) H3C – C – OH
 
 H2 H2 H2
O
O
CH3
107
Podemos afirmar que:
a) Todos apresentam OH alcoólico
b) Apenas os compostos II, III e IV apresentam OH alcoólico
c) Somente o composto I é ácido
d) Os compostos I e II tem caráter mais ácido que os demais
e) Os compostos I,II e III não têm ação sobre indicadores.
10) (PUC-SP) O ácido monocarboxílico, de massa molecular igual a 88 e que apresenta cadeia
acíclica ramificada é o :
a) Butanóico
b) Metilpropanóico
c) Benzóico
d) Pentanóico
e) 2metilbutanóico
QUADRO DE RESPOSTAS – AULA 4
Nº 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11
A
B
C
D
E
Valor 0.9 0.9 0.9 0.9 0.9 0.9 1.0 0.9 0.9 0.9 0.9
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CURSO: “QUALIDADE DAS ÁGUAS ECURSO: “QUALIDADE DAS ÁGUAS ECURSO: “QUALIDADE DAS ÁGUAS ECURSO: “QUALIDADE DAS ÁGUAS E
POLUIÇÃO: ASPECTOS FÍSICO-POLUIÇÃO: ASPECTOS FÍSICO-POLUIÇÃO: ASPECTOS FÍSICO-POLUIÇÃO: ASPECTOS FÍSICO-
QUÍMICOS”QUÍMICOS”QUÍMICOS”QUÍMICOS”
AULA 5AULA 5AULA 5AULA 5
CARACTERÍSTICAS FÍSICAS DAS ÁGUAS: COR, TURBIDEZ,
SÓLIDOS, TEMPERATURA, SABOR E ODOR
Prof. Dr. Roque Passos Piveli
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AULA 5: CARACTERÍSTICAS FÍSICAS DAS ÁGUAS: COR,AULA 5: CARACTERÍSTICAS FÍSICAS DAS ÁGUAS: COR,AULA 5: CARACTERÍSTICAS FÍSICAS DAS ÁGUAS: COR,AULA 5: CARACTERÍSTICAS FÍSICAS DAS ÁGUAS: COR,
TURBIDEZ, SÓLIDOS, TEMPERATURA. SABOR ETURBIDEZ, SÓLIDOS, TEMPERATURA. SABOR ETURBIDEZ, SÓLIDOS, TEMPERATURA. SABOR ETURBIDEZ, SÓLIDOS, TEMPERATURA. SABOR E
ODORODORODORODOR
1. Introdução
Os principais parâmetros utilizados para caracterizar fisicamente as águas naturais
são a cor, a turbidez, os níveis de sólidos em suas diversas frações, a temperatura, o sabor e o odor.
Embora sejam parâmetros físicos, fornecem indicações preliminares importantes para a
caracterização da qualidade química da água como, por exemplo, os níveis de sólidos em suspensão
(associados à turbidez) e as concentrações de sólidos dissolvidos (associados à cor), os sólidos
orgânicos (voláteis) e os sólidos minerais (fixos), os compostos que produzem odor, etc..
As suas aplicações nos estudos e fenômenos que ocorrem nos ecossistemas aquáticos
e de caracterização e controle de qualidade de águas para abastecimento público e residuárias,
tornam as características físicas indispensáveis à maioria dos trabalhos envolvendo qualidade de
águas.
2. Cor das Águas
2.1. Definição
A cor de uma amostra de água está associada ao grau de redução de intensidade que
a luz sofre ao atravessá-la (e esta redução dá-se por absorção de parte da radiação eletromagnética),
devido à presença de sólidos dissolvidos, principalmente material em estado coloidal orgânico e
inorgânico. Dentre os colóides orgânicos pode-se mencionar os ácidos húmico e fúlvico,
substâncias naturais resultantes da decomposição parcial de compostos orgânicos presentes em
folhas, dentre outros substratos. Também os esgotos sanitários se caracterizam por apresentarem
predominantemente matéria em estado coloidal, além de diversos efluentes industriais contendo
taninos (efluentes de curtumes, por exemplo), anilinas (efluentes de indústrias têxteis, indústrias de
pigmentos, etc), lignina e celulose (efluentes de indústrias de celulose e papel, da madeira, etc.).
Há também compostos inorgânicos capazes de possuir as propriedades e provocar os
efeitos de matéria em estado coloidal. Os principais são os óxidos de ferro e manganês, que são
abundantes em diversos tipos de solo. Alguns outros metais presentes em efluentes industriais
conferem-lhes cor mas, em geral, íons dissolvidos pouco ou quase nada interferem na passagem da
luz.
2.2. Importância nos estudos de controle de qualidade de águas
Com relação ao abastecimento público de água, a cor, embora seja um atributo
estético da água, não se relacionando necessariamente com problemas de contaminação, é padrão de
potabilidade (valor máximo permissível 5 uHazen pela portaria n° 36, de 1990, do Ministério da
Saúde). A presença de cor provoca repulsa psicológica pelo consumidor, pela associação com a
descarga de esgotos.
Também a Resolução n° 20 do Conselho Nacional de Meio Ambiente - CONAMA,
que dispõe sobre os níveis de qualidade das águas naturais do território brasileiro, inclui a cor como
parâmetro de classificação. Esta limitação é importante, pois nas águas naturais associa-se a
problemas de estética, às dificuldades na penetração da luz e à presença de compostos recalcitrantes
(não biodegradáveis, isto é, de taxas de decomposição muito baixas) que em geral são tóxicos aos
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organismos aquáticos. Embora existam técnicas mais específicas para a identificação de substâncias
tóxicas na água, a presença de cor verdadeira na água pode ser indicadora dessa possibilidade. No
entanto, a não inclusão como padrão de emissão (artigo n° 21 da resolução n° 20 do CONAMA)
permite que determinadas indústrias contem com as diluições sofridas no corpo receptor e não
necessitem de tratamento adicional específico para a remoção da cor residual de efluentes tratados
por processos biológicos, por exemplo. Por outro lado, este tratamento físico-químico em nível
terciário, à base do emprego de coagulantes, apresenta custo elevado devido ao grande consumo do
produto e à grande produção de lodo a ser desidratado e disposto em aterro.
No controle da qualidade das águas nas estações de tratamento, a cor é um parâmetro
fundamental, não só por tratar-se de padrão de potabilidade como também por ser parâmetro
operacional de controle da qualidade da água bruta, da água decantada e da água filtrada, servindo
como base para a determinação das dosagens de produtos químicos a serem adicionados, dos graus
de mistura, dos tempos de contato e de sedimentação das partículas floculadas. Por serem
parâmetros de rápida determinação, a cor e a turbidez são muito úteis nos ensaios de floculação das
águas (Jar test) e nos ensaios de sedimentação em colunas e de filtração em leitos granulares.
Para os problemas de lançamento de efluentes industriais, deverá ser levada em
consideração a necessidade de atendimento aos padrões de cor do corpo receptor.
2.3. Determinação da cor
A cor das águas tem sido historicamente medida através de comparação visual,
empregando-se soluções padrão de cor e fonte de luz.
Para estudos envolvendo necessidades de medidas com maior grau de precisão, o
método de determinação da cor por espectrofotometria é recomendado. Para os controles rotineiros
de estações de tratamento de água e em estudos limnológicos, o uso do comparador visual é
bastante razoável.
Neste, a amostra é disposta em um tubo de Nessler enquanto que em um outro
adiciona-se água destilada. Ligando-se a lâmpada do aparelho, vai-se observar uma mancha escura
no campo referente à amostra, devida à absorção de parte da radiação luminosa, enquanto que no
campo da água destilada a imagem é bastante clara. Em seguida, deverá ser pesquisada no disco de
cor qual a posição que leva à coincidência entre as manchas. O disco de cor contém uma solução
sólida de cloroplatinato de potássio (K2PtCl6) em cloreto de cobalto (CoCl2), daí o nome de método
platina-cobalto. Esta solução tem uma tonalidade esverdeada, tal como as águas do rio europeu que
era estudado quando o parâmetro foi introduzido. Assim, uma água com cor 5, apresentará
sombreamento semelhante ao produzido pela água destilada quando se posiciona sobre ela o disco
na posição 5, que contém a solução com 5 mg/L de platina.
Quando os valores da cor são muito elevados, como é o caso de efluentes industriais,
devem ser preparadas diluições prévias da amostra até reduzir a cor abaixo do alcance do disco;
mas, para este caso, o método espectrofotométrico é mais recomendado.
Deve ser observadoque este método de comparação visual é de certa forma
subjetivo, dependendo da sensibilidade do operador. Além disso, as diversas águas apresentam
colorações muito diferentes da solução de cloroplatinato, dificultando a comparação.
Quanto ao resultado da cor, cinco unidades de cor ou 5 UC representa o mesmo que
5 mg/L Pt, ou 5 uHazen.
É importante fornecer o pH da amostra quando se utiliza este método para a
avaliação da cor de águas naturais, não sendo apropriado para águas contaminadas por resíduos
industriais.
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A cor pode ser determinada por espectrofotometria visível, quando esta propriedade
é expressa pelo comprimento de onda (λ) dominante na transmissão da luz em um equipamento
apropriado a tais medidas (espectrofotômetro). Dessa forma, cobre-se todo o espectro luminoso e
não apenas tons amarelos e marrons.
Águas naturais possuem intensidade de cor que varia entre 0 e 200 unidades pois,
acima disso, já seriam águas de brejo e pântano com elevada concentração de matéria orgânica
dissolvida. Coloração abaixo de 10 unidades quase não é perceptível. No Brasil, aceita-se para água
bruta, isto é, antes do seu tratamento e distribuição em sistemas urbanos, valores de até 75 unidades
de cor (Resolução CONAMA nº 20, de 18/06/86).
2.4. Cor real e cor aparente
Na determinação da cor, a turbidez da amostra causa interferência, absorvendo
também parte da radiação eletromagnética. Esta coloração é dita aparente pois é como o ser humano
a vê, mas é, na verdade, em parte resultado da reflexão e dispersão da luz nas partículas em
suspensão. A diferenciação entre a cor verdadeira e a cor aparente, que é incrementada pela
turbidez, é dada pelo tamanho das partículas, isto é, pode ser generalizado que partículas com
diâmetro superior a 1,2 µm causam turbidez, já que partículas coloidais e dissolvidas causam cor.
Para a obtenção da cor real ou verdadeira há a necessidade de se eliminar previamente a turbidez
através de centrifugação, filtração ou sedimentação. A centrifugação é o método mais aconselhável
porque na filtração ocorre adsorção de cor da amostra no papel de filtro e, na sedimentação, existem
sólidos em suspensão que se sedimentam muito lentamente e não são removidos.
2.5. Remoção de cor
Os métodos tradicionais de remoção de cor de águas para abastecimento público e
residuárias industriais são à base de coagulação e floculação. Os tipos e as dosagens de coagulantes,
bem como os efeitos dos auxiliares de floculação (polieletrólitos), variam de acordo com as
características das águas. No tratamento de águas para abastecimento, as dificuldades na floculação
ocorrem quando a água apresenta cor elevada e turbidez baixa. Neste caso, a falta de partículas
maiores que possibilitem a ocorrência de nucleação, torna-os pequenos e de baixa velocidade de
sedimentação. Isto tem sido motivo frequente do uso da pré-cloração das águas para abastecimento
público, isto é, a aplicação de cloro na etapa de coagulação e floculação para a oxidação de
compostos coloidais e conseqüente melhora na floculação. Devido à possibilidade de formação de
trihalometanos (THMs) durante este processo, outros processos oxidativos têm sido estudados,
como por exemplo o emprego da ozonização da água. Neste caso, a formação de aldeídos é que
pode ser problemática. Os THMs são compostos orgânicos halogenados, neste caso clorados,
associados ao sério problema de saúde pública que é o desenvolvimento do câncer no organismo
humano. Estudos de remoção de cor à base de outros agentes oxidantes ou através de radiações,
também têm sido desenvolvidos.
3. Turbidez das águas
3.1. Definição
Turbidez de uma amostra de água é o grau de atenuação de intensidade que um feixe
de luz sofre ao atravessá-la (e esta redução se dá por absorção e espalhamento, uma vez que as
partículas que provocam turbidez nas águas são maiores que o comprimento de onda da luz branca),
devido à presença de sólidos em suspensão, tais como partículas inorgânicas (areia, silte, argila) e
de detritos orgânicos, algas e bactérias, plâncton em geral, etc.. A erosão das margens dos rios em
estações chuvosas é um exemplo de fenômeno que resulta em aumento da turbidez das águas e que
exige manobras operacionais, como alterações nas dosagens de coagulantes e auxiliares, nas
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estações de tratamento de águas. A erosão pode decorrer do mau uso do solo, em que se impede a
fixação da vegetação. Este exemplo mostra também o caráter sistêmico da poluição, ocorrendo
interrelações ou transferência de problemas de um ambiente (água, ar ou solo) para outro.
Os esgotos sanitários e diversos efluentes industriais também provocam elevações na
turbidez das águas. Um exemplo típico deste fato ocorre em conseqüência das atividades de
mineração, onde os aumentos excessivos de turbidez têm provocado formação de grandes bancos de
lodo em rios e alterações no ecossistema aquático.
3.2. Importância nos estudos de controle de qualidade das águas
A turbidez também é um parâmetro que indica a qualidade estética das águas
para abastecimento público. O padrão de potabilidade (portaria n° 36 de janeiro de 1990) é de 1,0
UNT.
Nas estações de tratamento de água, a turbidez, conjuntamente com a cor, é um
parâmetro operacional de extrema importância para o controle dos processos de coagulação-
floculação, sedimentação e filtração. Há uma preocupação adicional que se refere à presença de
turbidez nas águas submetidas à desinfecção pelo cloro. Estas partículas grandes podem abrigar
microrganismos, protegendo-os contra a ação deste agente desinfetante. Daí a importância das fases
iniciais do tratamento para que a qualidade biológica da água a ser distribuída possa ser garantida. E
é por isso também que a cloração de esgotos sanitários tem seus efeitos limitados.
Nas águas naturais, a presença da turbidez provoca a redução de intensidade dos
raios luminosos que penetram no corpo d’água, influindo decisivamente nas características do
ecossistema presente. Quando sedimentadas, estas partículas formam bancos de lodo onde a
digestão anaeróbia leva à formação de gases metano e gás carbônico, principalmente, além de
nitrogênio gasoso e do gás sulfídrico, que é malcheiroso.
O movimento ascencional das bolhas de gás ocasiona o arraste de partículas
orgânicas não totalmente degradadas, aumentando a demanda de oxigênio na massa líquida
(demanda bentônica).
A resolução n° 20 do CONAMA impõe limites de turbidez para as diversas classes
de águas naturais.
Nos problemas relativos às águas residuárias, os parâmetros cor e turbidez não são
normalmente utilizados, dando-se preferência às medidas diretas dos valores de sólidos em
suspensão e sólidos dissolvidos. Este fato é possível porque as faixas de concentração de sólidos são
elevadas, permitindo obter uma precisão significativa na análise gravimétrica. Em águas de
abastecimento, por outro lado, o uso da turbidez é muito mais expressivo do que a concentração de
sólidos em suspensão medida diretamente.
Embora não seja muito freqüente o emprego da turbidez na caracterização de
esgotos, é comum dizer-se, por exemplo, que uma água residuária tratada por processo anaeróbio
apresenta turbidez mais elevada do que se o fosse por processo aeróbio, devido principalmente ao
arraste de sólidos provocado pela subida das bolhas de gases resultantes da fermentação. Também
para os processos aeróbios, um aumento na turbidez do esgoto tratado é indicativo de problemas no
reator biológico onde ocorre a floculação.
3.3. Determinação da turbidez
A determinação da turbidez em águas iniciou-se com o turbidímetro de vela de
Jackson. Este turbidímetro é constituído de um tubo de vidro graduado sob o qual se posiciona uma
vela acesa. À medida em que se adiciona amostra ao tubo e se observa pela outra extremidade em
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relação à vela, a chama reduz de intensidade progressivamente até desaparacer por completo,
quando deverá ser efetuada a leitura na escala. Este método obedece ao princípio da “turbidimetria”,
ou seja, a fonte de luz e o observador encontram-se em posições opostas(ângulo de 180°) e os
resultados são expressos em UJT (Unidade Jackson de Turbidez).
Este método, no entanto, apresenta a limitação de não determinar valores baixos de
turbidez (abaixo de 25 UNT), como é o caso da água tratada, porque partículas muito pequenas não
dispersam a luz na faixa amarelo-vermelho do espectro eletromagnético, que corresponde à chama
da vela. Assim, foi necessário desenvolver outros métodos, que são chamados de nefelométricos,
mais sensíveis, que consistem em um equipamento dotado com uma fonte de luz (filamento de
tungstênio), que incide na amostra, e um detector fotoelétrico capaz de medir a luz que é dispersa
em um ângulo de 90o em relação à luz incidente. A turbidez assim medida é fornecida em unidades
nefelométricas de turbidez (UNT), comparável à UJT.
Antes da determinação do valor da turbidez da amostra, a escala apropriada deverá
ser escolhida e calibrada. Para esta calibração, são utilizadas suspensões-padrão de formazina
(contém sulfato de hidrazina e hexametilenotetramina) ou de sílica. Desta forma, os resultados de
turbidez podem também ser expressos em termos de mg/L de formazina ou sílica, dependendo do
padrão utilizado na calibração. Os resultados expressos desta forma são equivalentes àqueles
representados por UNT.
3.4. Remoção da turbidez
As partículas que provocam turbidez nas águas são as mais fáceis de serem
separadas, por tratar-se de sólidos em suspensão sobre os quais, devido às baixas relações área
superficial/volume apresentadas, ocorre a predominância de fenômenos gravitacionais. Desta forma,
a turbidez pode ser removida através de sedimentação simples, utilizando-se decantadores, sendo
também possível e interessante em alguns casos o emprego da flotação por ar dissolvido. A filtração
pode ser entendida como um processo complementar aos anteriores, ou ser empregada diretamente
em casos de águas de baixa cor e turbidez.
Nos projetos dos decantadores, um dos parâmetros mais importantes a ser definido é
a taxa de escoamento superficial (vazão aplicada por área em planta do decantador). Para esta
finalidade, são conduzidos ensaios em colunas de sedimentação, onde o principal parâmetro de
controle é a turbidez remanescente (residual) em função do tempo.
4. Sólidos em águas
4.1. Considerações iniciais
Em saneamento, sólidos nas águas correspondem a toda matéria que permanece
como resíduo, após evaporação, secagem ou calcinação da amostra a uma temperatura pré-
estabelecida durante um tempo fixado. Em linhas gerais, as operações de secagem, calcinação e
filtração são as que definem as diversas frações de sólidos presentes na água (sólidos totais, em
suspensão, dissolvidos, fixos e voláteis). Os métodos empregados para a determinação de sólidos
são gravimétricos (utilizando-se balança analítica ou de precisão), com exceção dos sólidos
sedimentáveis, cujo método mais comum é o volumétrico (uso do cone Imhoff).
4.2. Definições das diversas frações
a) Sólidos totais (ST): Resíduo que resta na cápsula após a evaporação em banho-maria de uma
porção de amostra e sua posterior secagem em estufa a 103-105°C até peso constante. Também
denominado resíduo total.
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b) Sólidos em suspensão (ou sólidos suspensos) (SS): É a porção dos sólidos totais que fica retida
em um filtro que propicia a retenção de partículas de diâmetro maior ou igual a 1,2 µm.
Também denominado resíduo não filtrável (RNF).
c) Sólidos Voláteis (SV): é a porção dos sólidos (sólidos totais, suspensos ou dissolvidos) que
se perde após a ignição ou calcinação da amostra a 550-600°C, durante uma hora para sólidos
totais ou dissolvidos voláteis ou 15 minutos para sólidos em suspensão voláteis, em forno
mufla. Também denominado resíduo volátil.
d) Sólidos Fixos (SF): É a porção dos sólidos (totais, suspensos ou dissolvidos) que resta após a
ignição ou calcinação a 550-600°C após uma hora (para sólidos totais ou dissolvidos fixos) ou
15 minutos (para sólidos em suspensão fixos) em forno-mufla. Também denominado resíduo
fixo.
e) Sólidos Sedimentáveis (SSed): É a porção dos sólidos em suspensão que se sedimenta sob a
ação da gravidade durante um período de uma hora, a partir de um litro de amostra mantida em
repouso em um cone Imhoff.
4.3. Classificação
Considere-se a seguinte chave de classificação:
J
JJJJ
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No laboratório, em trabalhos de rotina, as determinações realizadas são as dos
sólidos totais (A), sólidos em suspensão (B), sólidos fixos (E), sólidos em suspensão fixos (G) e os
sólidos sedimentáveis (J). As demais frações são determinadas por diferença.
4.4. Importância nos estudos de controle de qualidade das águas
Nos estudos de controle de poluição das águas naturais e principalmente nos estudos
de caracterização de esgotos sanitários e de efluentes industriais, as determinações dos níveis de
concentração das diversas frações de sólidos resultam em um quadro geral da distribuição das
partículas com relação ao tamanho (sólidos em suspensão e dissolvidos) e com relação à natureza
(fixos ou minerais e voláteis ou orgânicos). Este quadro não é definitivo para se entender o
comportamento da água em questão, mas constitui-se em uma informação preliminar importante.
Deve ser destacado que, embora a concentração de sólidos voláteis seja associada à presença de
compostos orgânicos na água, não propicia qualquer informação sobre a natureza específica das
diferentes moléculas orgânicas eventualmente presentes que, inclusive, iniciam o processo de
volatilização em temperaturas diferentes, sendo a faixa compreendida entre 550-600°C uma faixa
de referência. Alguns compostos orgânicos volatilizam-se a partir de 250°C, enquanto que outros
exigem, por exemplo, temperaturas superiores a 1000°C.
No controle operacional de sistemas de tratamento de esgotos, algumas frações de
sólidos assumem grande importância. Em processos biológicos aeróbios, como os sistemas de lodos
ativados e de lagoas aeradas mecanicamente, bem como em processos anaeróbios, as concentrações
de sólidos em suspensão voláteis nos lodos dos reatores têm sido utilizadas para se estimar a
concentração de microrganismos decompositores da matéria orgânica, isto porque as células vivas
são, em última análise, compostos orgânicos e estão presentes formando flocos em grandes
quantidades relativamente à matéria orgânica “morta” nos tanques de tratamento biológico de
esgotos. Embora não representem exatamente a fração ativa da biomassa presente, os sólidos
voláteis têm sido utilizados de forma a atender as necessidades práticas do controle de rotina.
Imagine-se as dificuldades que se teria, se fosse utilizada, por exemplo, a concentração de DNA
para a identificação da biomassa ativa nos reatores biológicos!
Algumas frações de sólidos podem ser inter-relacionadas, produzindo informações
importantes. É o caso da relação SSV/SST que representa o grau de mineralização de lodos. Por
exemplo, determinado lodo biológico pode ter relação SSV/SST = 0,8 e, depois de sofrer processo
de digestão bioquímica, ter esse valor reduzido abaixo de 0,4.
Os níveis de concentração de sólidos sedimentáveis e de sólidos em suspensão são
relacionadas entre si, constituindo-se em outro parâmetro prático de grande importância no controle
operacional dos sistemas de tratamento biológico de esgotos, conhecido por índice volumétrico de
lodo (IVL). O IVL representa o volume ocupado por unidade de massa de lodo.
1000x
(mg/L)suspensãoemsólidos
(ml/L)eissedimentávsólidos
IVL(mL/g)=
Os lodos que se apresentam em boas condições de sedimentabilidade apresentam
valores de IVL baixos. Por exemplo, os processos de lodos ativados convencionais apresentam IVL
em torno de 100 quando em boas condições de funcionamento, sendo este valor ainda menor
quando se utiliza oxigênio puro. Os processos com aeração prolongada apresentam valores de IVL
maiores, uma vez que a ocorrência em maior extensão de fase endógena no sistema leva à formação
de flocos menores e mais leves.
116
O nível de sólidos sedimentáveis nos efluentes finais descarregados pelasindústrias é
também extremamente importante por se tratar de parâmetro da legislação. No Estado de São Paulo,
por exemplo, o limite máximo é de apenas 1 mL/L para a descarga direta no corpo receptor e de 20
mL/L para a descarga no sistema público de esgotos provido de estação de tratamento (Decreto
Estadual n° 8468). Também na Resolução n° 20 do CONAMA aparece como padrão de emissão 1
mL/L de sólidos sedimentáveis (artigo 21), e também consta como padrão de classificação das
águas naturais.
As concentrações de sólidos em suspensão são medidas importantes no controle de
decantadores e outras unidades de separação de sólidos. Constituem parâmetro utilizado em análises
de balanço de massa.
Com relação ao abastecimento público de água, a portaria n° 36 do Ministério da
Saúde estabelece como padrão de potabilidade 1.000 mg/L de sólidos totais dissolvidos. No caso da
Resolução CONAMA nº 20, o valor máximo é de 500 mg/L. Isto vale também para águas de
irrigação, uma vez que excesso de sólidos dissolvidos pode levar a graves problemas de salinização
do solo. A presença de sólidos dissolvidos relaciona-se também com a condutividade elétrica da
água.
Deve-se salientar que a determinação das frações de sólidos é muito mais
recomendada para águas fortemente poluídas e esgotos do que para águas limpas. Pouco são usadas
nas estações de tratamento de água para abastecimento público, exceto as mais modernas que
recuperam águas de lavagem de filtros e tratam e destinam adequadamente os lodos separados nos
decantadores.
Nas ETAs, parâmetros indiretos como a cor e a turbidez devem ser preferivelmente
usados, uma vez que a análise gravimétrica apresenta baixa precisão para níveis reduzidos de
sólidos, além do tempo relativamente longo necessário para a execução da mesma.
4.5. Determinação analítica
a) Sólidos sedimentáveis
O cone Imhoff numerado deverá ter as suas paredes internas lavadas com água de
torneira e em seguida deverá receber 1,0 litro da amostra homogeneizada que deverá permanecer
em repouso. Após 45 minutos, o cone deverá sofrer suave rotação de 360° utilizando-se as duas
mãos. Esta operação tem por objetivo promover o desprendimento dos sólidos aderidos à parede do
cone e não pode ser vigorosa para que não ocorra a re-suspensão de sólidos sedimentados. Após um
tempo de 60 minutos, a leitura final poderá ser realizada (posição da interface lodo/líquido
sobrenadante), anotando-se o resultado em mL/L. No fluxograma a seguir são resumidas as
principais operações:
CONE IMHOFF →→→→ LAVAGEM →→→→ AMOSTRA →→→→ SEDIMENTAÇÃO →→→→
→→→→ AGITAÇÃO AOS
45 min.
→→→→ LEITURA AOS
60 MIN.
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b) Sólidos totais, fixos e voláteis
Inicialmente a cápsula de porcelana numerada com capacidade para 100 mL deverá
ser preparada, lavando-a com água destilada, calcinando-a em forno mufla durante uma hora a 550-
600°C e armazenando-a em dessecador de sílica-gel antes da pesagem em balança analítica.
Após a anotação do valor P0, peso da cápsula vazia, a mesma deverá ser armazenada
em dessecador até o instante do seu uso na análise. A amostra homogeneizada deverá ser
introduzida na cápsula através de um cilindro graduado (proveta) de 100 mL, sofrendo em seguida
evaporação em banho-maria e secagem final em estufa a 103-105°C até peso constante. A
evaporação em banho-maria tem por objetivo acelerar o processo de secagem, podendo ser
suprimida. A cápsula retirada da estufa deverá ser armazenada em dessecador com sílica-gel até o
instante da pesagem em balança analítica. O valor da massa da cápsula com o resíduo seco, P1,
deverá ser anotado e o nível de sólidos totais será numericamente igual a 1 0P P
V
−
, onde V é
volume de amostra utilizado (100 mL). Para a determinação das frações de fixos e voláteis, a
cápsula com o resíduo deverá ser introduzida em seguida em um forno mufla, permanecendo ali
durante uma hora a 550-600°C. A esta temperatura, os sólidos orgânicos se volatilizarão e, após
retenção de umidade em dessecador com sílica-gel e pesagem em balança analítica, o valor P2
deverá ser anotado. P2 deverá estar compreendido entre P0 e P1 e a concentração de sólidos fixos
poderá ser calculada por 2 0P P
V
−
. A fração dos sólidos voláteis terá sua concentração calculada
por 1 2P P
V
−
V
=
VV
=SV
ouSFST=SVSV+SF=ST
pppppp 210201 -- -
 -
No fluxograma a seguir estas operações são resumidas.
CÁPSULA →→→→ LAVAGEM →→→→ FORNO MUFLA →→→→ DESSECADOR →→→→ BALANÇA →→→→
↓
P0
→→→→ DESSECADOR →→→→ AMOSTRA → BANHO-
MARIA
→ ESTUFA → DESSECADOR →
→→→→ BALANÇA → FORNO
MUFLA
→ DESSECADOR → BALANÇA
 ↓ ↓
 P1 P2
c) Sólidos em suspensão, totais, fixos e voláteis
Para a determinação destas frações, deverá ser utilizado um filtro-membrana de fibra
de vidro com poros de 1,2µ. Este filtro resiste à calcinação a 550-600°C sem perder massa. O filtro
deverá ser previamente preparado: umedecido com água destilada no conjunto de filtração a vácuo,
calcinado durante 15 minutos a 550-600°C, disposto em dessecador com sílica-gel, pesado em
balança analítica (P0) e retornado para o dessecador de até o instante da análise. Quando o filtro não
é de boa qualidade, danifica-se durante a calcinação.
118
Dando prosseguimento à análise, a amostra deverá ser filtrada à vácuo, normalmente
utilizando-se 100 mL ou volumes menores para lodos concentrados. O filtro contendo o resíduo em
suspensão é em seguida levado para uma estufa durante uma hora a 103-105°C, sendo sempre
manuseado com pinças e suportado por cápsula de porcelana devidamente identificada. Em seguida,
o filtro com o resíduo seco é armazenado em dessecador até a pesagem em balança analítica (P1). O
valor de sólidos em suspensão totais pode ser calculado por: SS
V
P P= −1 0 , onde V é o volume de
amostra. Para a determinação dos níveis de sólidos em suspensão fixos, a membrana é a seguir
calcinada em forno mufla durante 15 minutos após ser atingida a temperatura de 550-600°C, sendo
posteriormente armazenada em dessecador e pesada (P2). O valor referente aos sólidos em
suspensão fixos pode ser calculada por: SSF
V
e SSV SS SSFP P= − = −2 0 .
As frações sólidos dissolvidos totais, fixos e voláteis podem ser calculadas por
diferença através de: SD = ST - SS
SDF = SF - SSF
SDV = SV - SSV
Em estudos onde não é exigido um grau de precisão elevado, pode-se eliminar o uso
do filtro-membrana (cujo custo é relativamente alto), executando-se o procedimento inverso, isto é,
filtrando-se a amostra em papel de filtro comum e analisando-se o filtrado recolhido em cápsula de
porcelana (sólidos dissolvidos), repetindo-se o procedimento descrito para sólidos totais. Neste
método, o menor grau de precisão atingido deve-se ao fato de que os poros do papel de filtro mais
fino são maiores do que os do filtro-membrana, permitindo assim maior passagem de material
durante esta operação analítica. No fluxograma a seguir, são delineados os passos descritos para a
determinação de sólidos em suspensão.
FILTRO →→→→ LAVAGEM →→→→ FORNO MUFLA →→→→ DESSECADOR →→→→ BALANÇA →→→→
↓
P0
→→→→ DESSECADOR →→→→ AMOSTRA → FILTRAÇÃO → ESTUFA → DESSECADOR →
→→→→ BALANÇA → FORNO MUFLA → DESSECADOR → BALANÇA
 ↓ ↓
 P1
 P2
4.6. Remoção de sólidos
Embora os sólidos, sob o ponto de vista de tamanho, sejam classificados apenas em
sólidos em suspensão e sólidos dissolvidos, existem três faixas de tamanho com comportamentos
distintos sob o ponto de vista do tratamento. Os sólidos em suspensão (partículas com diâmetro
médio superior a 1µ), são os mais fáceis de serem separados da água. Prevalecem sobre eles
fenômenos de massa (gravitacionais), e geralmente são removidos por sedimentação simples.
Intermediariamente, os sólidos presentes no estado coloidal (diâmetro médio na faixa 1mµ - 1µ), já
são suficientemente pequenos de forma a apresentar relações área superficial/volume que os tornam
estáveis na água devido aos campos eletrostáticos desenvolvidos. Desta forma, são removíveis por
sedimentação, desde que precedida de processo de coagulaçãoe floculação. Os flocos que
apresentam baixas velocidades de sedimentação nos decantadores podem ser separados em filtros
de areia ou filtros de camada dupla de areia e carvão antracito. A dificuldade maior sob o ponto de
vista de tratamento consiste na separação de moléculas muito pequenas e íons dissolvidos na água.
119
Nestes casos, apenas processos especiais de tratamento apresentam boa capacidade de remoção.
Dentre estes processos, destacam-se aqueles que têm como princípio os fenômenos de adsorção,
troca-iônica, precipitação química e osmose reversa.
Nas estações de tratamento de esgotos sanitários e de efluentes industriais
predominantemente orgânicos, ocorrem reduções nas concentrações de sólidos voláteis dos
despejos que são tratados por processos biológicos.
5. Temperatura
A temperatura é uma condição ambiental muito importante em diversos estudos
relacionados ao monitoramento da qualidade de águas. Sob o aspecto referente à biota aquática, a
maior parte dos organismos possui faixas de temperatura "ótimas" para a sua reprodução. Por um
lado, o aumento da temperatura provoca o aumento da velocidade das reações, em particular as de
natureza bioquímica de decomposição de compostos orgânicos. Por outro lado, diminui a
solubilidade de gases dissolvidos na água, em particular o oxigênio, base para a decomposição
aeróbia. Estes dois fatores se superpõem, fazendo com que nos meses quentes de verão os níveis de
oxigênio dissolvido nas águas poluídas sejam mínimos, freqüentemente provocando mortandade de
peixes e, em casos extremos, exalação de maus odores devido ao esgotamento total do oxigênio e
conseqüente decomposição anaeróbia dos compostos orgânicos sulfatados, produzindo o gás
sulfídrico, H2S. Desta forma, a definição da temperatura de trabalho nos estudos de autodepuração
natural faz-se necessária para a correção das taxas de desoxigenação e de reaeração, normalmente
obtidas para a temperatura de referência de 20°C.
No campo do tratamento biológico de esgotos, as temperaturas mais elevadas
registradas nos países do hemisfério sul levam a comportamentos diferentes dos registrados em
sistemas existentes no hemisfério norte. Os modernos reatores utilizados no tratamento anaeróbio
de efluentes industriais podem, no Brasil, operar à temperatura ambiente, enquanto que na Europa
necessitam de controle a 35°C. Os sistemas de lagoas de estabilização são também bastante
favorecidos por este aspecto. Até mesmo entre as diferentes regiões do território brasileiro, as
cargas orgânicas admissíveis nos sistemas de lagoas variam de acordo com as temperaturas médias
registradas. No nordeste e centroeste, por exemplo, as cargas aplicáveis são maiores do que na
região sudeste.
Os processos físico-químicos em que ocorre equilíbrio, como por exemplo a
dissociação do cloro e os processos de precipitação química, são também dependentes da
temperatura, mas o efeito não é tão significativo como nos processos biológicos.
A temperatura da água é normalmente superior à temperatura do ar, uma vez que o
calor específico da água é bem maior do que o do ar.
Devido às importantes influências da temperatura sobre a configuração dos
ambientes aquáticos, normalmente este parâmetro é incluído nas legislações referentes ao controle
da poluição das águas. No Estado de São Paulo, é imposto como padrão de emissão de efluentes a
temperatura máxima de 40oC, lançados tanto na rede pública coletora de esgotos como diretamente
nas águas naturais. Além disso, nestas últimas não poderá ocorrer variação superior a 3oC com
relação à temperatura de equilíbrio. Isto é importante para efluentes industriais produzidos a quente,
como os de tinturarias, galvanoplastias, indústrias de celulose, etc.
A temperatura das águas é medida de maneira bastante simples através de
termômetros de mercúrio. A temperatura do ar, variável controlada em diversos estudos ambientais,
pode também ser medida através dos termômetros de máximas e mínimas, que registram as
temperaturas limites durante determinado período, por exemplo, 24 horas.
120
A temperatura de efluentes industriais pode ser reduzida através do emprego de
torres de resfriamento. Qualquer outro processo que provoque aumento da superfície de contato
ar/água pode ser usado, como aspersores, cascateamento, etc.. Em muitos casos, apenas o tempo de
detenção hidráulico dos efluentes em tanques de equalização é suficiente para promover a redução
desejada de temperatura.
6. Sabor e odor
A água pura não produz sensação de odor ou sabor nos sentidos humanos. Uma das
principais fontes de odor nas águas naturais é a decomposição biológica da matéria orgânica. No
meio anaeróbio, isto é, no lodo de fundo de rios e de represas e, em situações críticas, em toda a
massa líquida, ocorre a formação do gás sulfídrico, H2S, que apresenta odor típico de ovo podre, de
mercaptanas e amônia, esta última ocorrendo também em meio aeróbio. Águas eutrofizadas, isto é,
águas em que ocorre a floração excessiva de algas devido à presença de grandes concentrações de
nutrientes liberados de compostos orgânicos biodegradados, podem também manifestar sabor e
odor. Sabe-se que certos gêneros de algas cianofíceas (algas azuis, resistentes às condições de
severa poluição) produzem compostos odoríficos, em alguns casos até mesmo tóxicos. É, por
exemplo, o problema cíclico que ocorre em São Paulo na Represa do Guarapiranga, manancial que
recebe esgotos e abastece parte da região metropolitana. Vários episódios têm ocorrido, sendo que
há alguns anos uma floração de Anabaena provocou odor semelhante ao do BHC, sendo que a
Companhia de Saneamento Básico do Estado de São Paulo-SABESP, encontrou grandes
dificuldades para contornar o problema na fase de captação, onde foram testados diversos algicidas,
e na fase do tratamento (emprego de adsorção em carvão ativado).
Outra fonte que causa problemas de sabor e odor nas águas para abastecimento
público refere-se à presença de fenóis. Esses compostos, mesmo quando presentes em quantidades
diminutas (o padrão de potabilidade no Brasil é de 0,1µg/L, a título de recomendação), reagem com
o cloro residual livre formando clorofenóis que apresentam odor característico e intenso.
Além destas fontes principais, existe ainda o gosto na água proveniente de metais,
acidez ou alcalinidade pronunciadas, cloreto (sabor salgado), etc..
Na legislação brasileira aparece apenas a designação “não objetável” para sabor e
odor, o que representa certa subjetividade. A legislação paulista é talvez rigorosa demais,
condenando a presença de qualquer tipo de odor senão o de cloro. Nos Estados Unidos é utilizada a
técnica do odor limite para quantificar o problema, que consiste em proceder-se a diluições da
amostra até que o odor não seja mais detectado. Se, por exemplo, apenas com diluições superiores a
1:5 os odores não podem mais ser percebidos, diz-se que aquela amostra de água apresenta odor
limite 5. É óbvio que é uma técnica que também envolve subjetividade e imprecisões, mas é uma
maneira de se aproximar melhor à questão, que pode ser interessante em diversos estudos. Para uma
identificação precisa das concentrações dos compostos aromáticos presentes na água, técnicas
analíticas sofisticadas como a cromatografia gasosa ou cromatografia/ espectrometria de massa
podem ser necessárias.
A adsorção em carvão ativado granular ou em pó é a técnica mais empregada e
eficiente no controle de odor. Em casos particulares, como no importante problema da liberação de
H2S de processos anaeróbios, perceptível pelo olfato humano em concentrações da ordem de apenas
1 ppb, técnicas oxidativas empregando-se cloro, peróxido de hidrogênio e ozonização, entre outras,
ou técnicas de precipitação química com sais de ferro, podem ser testadas. Essa medida, no entanto,
deverá ser bem planejada, devendo ser primeiramente testada em menor escala para a verificação da
eficiência real e para a identificação de problemas operacionais como a descarga de oxidante
residual que possa resultar em efeito tóxico ao meio.
121
Ainibição da proliferação de odores intervindo-se na atividade biológica tem sido
aplicada com sucesso. Muitas cidades, principalmente as de clima quente, sofrem com o problema
da exalação de maus odores pela rede coletora de esgotos. A origem desse problema é a redução
anaeróbia do sulfato para sulfeto, com conseqüente liberação do H2S. Aplicada continuamente uma
solução de nitrato de sódio, ocorre preferencialmente a redução do nitrato em nitrogênio gasoso,
inibindo-se o crescimento das bactérias redutoras de sulfato e a exalação do gás sulfídrico.
7. Questionário
1. Qual a diferença entre cor e turbidez?
2. Qual a diferença entre cor real e cor aparente?
3. Dê exemplos de partículas que provocam cor nas águas.
4. Dê exemplos de partículas que provocam turbidez nas águas.
5. Qual a importância do parâmetro turbidez no controle operacional de uma estação de
tratamento de água para abastecimento público?
6. Qual a importância do parâmetro cor nos estudos de controle da poluição das águas naturais
(rios, lagos,etc.)?
7. Pode uma água natural apresentar cor elevada e turbidez baixa? Justifique. Que comportamento
apresenta essa água com relação à coagulação e floculação?
8. Qual a importância da fração sólidos sedimentáveis no controle da poluição por efluentes
líquidos industriais?
9. Qual a importância da fração sólidos em suspensão voláteis no controle das estações de
tratamento de efluentes por processos biológicos?
10. Que características físicas das águas de um lago podem ser afetadas pelo desenvolvimento
excessivo de algas? Explique.
11. Que características físicas das águas de um rio podem ser influenciadas pelo lançamento de um
efluente industrial com elevado teor de matéria orgânica biodegradável?
12. Lançando-se continuamente uma carga constante de matéria orgânica biodegradável em um
lago natural, a maior possibilidade de esgotamento total do oxigênio dissolvido ocorrerá
quando se tiver temperatura do ar de 0oC ou 40oC? Justificar.
13. Em uma análise de amostra de lodo de digestor anaeróbio foram obtidos os seguintes
resultados:
• massa do filtro - membrana após filtração de 25 mL do lodo e secagem a 104oC: 3,2437 g
• massa do filtro-membrana após calcinação a 600oC: 2,6982 g
Determinar os níveis de sólidos em suspensão voláteis da amostra.
14. Em uma análise do teor de sólidos de uma amostra de efluente industrial foram obtidos os
seguintes resultados:
• massa da cápsula preparada: P0= 101,9794 g
• massa da cápsula após secagem a 104oC de 1000 mL da amostra: P1 = 102,0406 g
• massa da capsula após calcinação a 600oC: P2 = 101,9522 g
Determinar a porcentagem de matéria volátil na amostra.
122
15. Na análise de uma água natural foram obtidos os seguintes resultados:
Cor: 5 U.C.
Turbidez: 2 UNT
Sólidos totais: 350 mg/L
Sólidos fixos: 150 mg/L
Sólidos voláteis: 250 mg/L
Sólidos em suspensão totais: 280 mg/L
Sólidos em suspensão fixos: 60 mg/L
Sólidos em suspensão voláteis: 200 mg/L
Sólidos dissolvidos totais: 100 mg/L
Sólidos dissolvidos fixos: 20 mg/L
Sólidos dissolvidos voláteis: 80 mg/L
Sólidos sedimentáveis: 40 mL/L
Comentar sobre a coerência dos resultados.
16. Qual a diferença entre nefelometria e turbidimetria?
17. Que aspectos podem influenciar na precisão dos resultados da determinação da cor de
amostras de água através do método da comparação visual?
8. Referências Bibliográficas
AGUDO, E.G. Notas de Aula da Disciplina “Fundamentos Químicos do Saneamento”,
Universidade Mackenzie, 1988.
APHA, AWWA, WEF – “Standard Methods for the Examination of Water and Wastewater”, 18th
ed., 1990.
BEYRUTH, Z. et al. – “Toxic Algae in Freshwaters of São Paulo State”. In: Algae and
Environment: A General Aproach. Sociedade Brasileira de Ficologia, São Paulo, 1992.
KATO, M.T. Roteiro de aula da disciplina “Qualidade da Água, do Ar e do Solo”, Escola de
Engenharia Mauá, 1983.
PIVELI, R.P. “Qualidade da Água”. Apostila do Curso de Especialização em Engenharia em Saúde
Pública e Ambiental da Fac. Saúde Pública – USP, 1996.
POVINELLI, J. Notas de aula da disciplina “Técnicas Experimentais em Saneamento Ambiental”.
Escola de Engenharia de São Carlos, 1979.
SAWYER, C.N. & Mc CARTY, P.L., “Chemistry for Environmental Engineers”, Mc Graw-Hill
Book Company, 3rd ed. 1982.
123
Questões de múltipla escolha – Aula 5
1. Assinale a alternativa correta:
a) As partículas que produzem cor nas águas influenciam na passagem da luz, as que provocam
turbidez, não.
b) A cor é produzida por sólidos dissolvidos na água, principalmente em estado coloidal, a
turbidez é provocada por sólidos em suspensão.
c) As partículas que produzem cor nas águas causam absorção e espalhamento da luz; as partículas
que provocam turbidez, só provocam absorção da luz.
d) As partículas em suspensão, desviam o feixe de luz incidente apenas segundo um ângulo de 90o,
as dissolvidas desviam a luz em várias direções diferentes.
e) n.d.a.
2. Assinale a alternativa correta:
a) A cor real é provocada apenas por sólidos dissolvidos, enquanto que a cor aparente é
influenciada pela presença de sólidos em suspensão na água.
b) A cor real é sempre maior que a cor aparente.
c) A cor real é sempre menor que a cor aparente.
d) Cor real e cor aparente são parâmetros independentes, não se relacionando entre si.
e) n.d.a.
3. Em uma estação de tratamento de esgotos, para a previsão da sedimentabilidade de um lodo
biológico, através do índice volumétrico de lodo, são interrelacionados os parâmetros:
a) Sólidos fixos e sólidos voláteis
b) Sólidos totais e sólidos em suspensão
c) Sólidos sedimentáveis e sólidos em suspensão
d) Sólidos em suspensão totais e sólidos em suspensão voláteis
e) Sólidos em suspensão fixos e sólidos em suspensão voláteis
4. Para a previsão do grau de mineralização de um lodo biológico, podem ser interrelacionados os
parâmetros:
a) Sólidos em suspensão fixos e sólidos em suspensão voláteis
b) Sólidos em suspensão e sólidos dissolvidos
c) Sólidos em suspensão e sólidos sedimentáveis
d) Sólidos sedimentáveis e sólidos voláteis
e) Sólidos dissolvidos fixos e sólidos dissolvidos voláteis
5) No controle operacional de uma estação de tratamento de esgotos, associa-se a fração sólidos
em suspensão voláteis à:
124
a) Carga orgânica biodegradável afluente ao reator biológico
b) Carga orgânica total afluente ao reator biológico
c) Eficiência do tratamento na remoção de matéria orgânica biodegradável
d) Teor de nutrientes presentes no reator biológico
e) Biomassa ativa no reator biológico
6) São importantes fontes de odor nas águas naturais ou para abastecimento público:
a) Decomposição anaeróbia de matéria orgânica sulfatada, algas azuis, compostos fenólicos
b) Decomposição aeróbia de matéria orgânica nitrogenada, detergentes, algas azuis
c) Decomposição anaeróbia de matéria orgânica nitrogenada, óleos, gás carbônico
d) Algas azuis, compostos fenólicos, nitrato
e) Decomposição aeróbia de matéria orgânica sulfatada, óleos, detergentes
7) Assinale a alternativa correta:
a) O aumento da temperatura diminui a velocidade de decomposição de matéria orgânica na água
b) O aumento da temperatura aumenta a solubilidade dos gases dissolvidos na água
c) Em uma água poluída por esgoto sanitário, o aumento da temperatura provoca diminuição mais
rápida da concentração de oxigênio dissolvido
d) A variação de temperatura não tem relação com a exalação de gás sulfídrico em águas fortemente
poluídas
e)A manutenção de condições aeróbias em um corpo é independente da temperatura
8)Em uma análise de amostra de lodo de um tanque de aeração de sistema de lodos ativados foram
obtidos os seguintes resultados:
• Massa do filtro-membrana após filtração de 25 mL do lodo e secagem a 104oC:0,2312 g
• Massa do filtro-membrana após calcinação a 600oC:0,1427 g
A concentração de sólidos em suspensão voláteis da amostra é:
a) 3540 mg/L
b) 3260 mg/L
c) 2990 mg/L
d) 2870 mg/L
e) 2650 mg/L
9) Assinale a alternativa em que há coerência entre os resultados das análises:
a) ST=1500 mg/L STF= 500 mg/L STV= 500 mg/L
b) ST= 2000 mg/L SST= 900 mg/L SDT= 1000 mg/L
125
c) SDT= 150 mg/L SDF= 100 mg/L SDV= 50 mg/L
d) SST= 1800 mg/L SSF= 900 mg/L SSV= 800 mg/L
e) STV= 600 mg/L SSV = 200 mg/L SDV= 300 mg/L
Observações:
ST: sólidos totais
SF: sólidos fixos
SV: sólidos voláteis
SST: sólidos em suspensão totais
SSF: sólidos em suspensão fixos
SSV: sólidos em suspensão voláteis
SDT: sólidos dissolvidos totais
SDF: sólidos dissolvidos fixos
SDV: sólidos dissolvidos voláteis
10) Das seguintes frações de sólidos, qual constitui padrão de emissão de emissão de efluentes nas
águas naturais:
a) Sólidos sedimentáveis
b) Sólidos em suspensão
c) Sólidos voláteis
d) Sólidos totais
e) Sólidos dissolvidos
11) Os parâmetros cor e turbidez possuem maior utilidade nos controles de:
a) Estações de tratamento de água para abastecimento e estações de tratamento de esgotos
b) Poluição de águas naturais e estações de tratamento de água para abastecimento
c) Poluição de águas naturais e estações de tratamento de esgotos
d) Estações de tratamento de esgotos e estações de tratamento de efluentes industriais
e) Poluição de águas subterrâneas e estações de tratamento de efluentes industriais
QUADRO DE RESPOSTAS – AULA 5
Nº 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11
A
B
C
D
E
Valor 0.9 0.9 0.9 0.9 0.9 0.9 0.9 1.0 0.9 0.9 0.9
126
CURSO: “QUALIDADE DAS ÁGUAS ECURSO: “QUALIDADE DAS ÁGUAS ECURSO: “QUALIDADE DAS ÁGUAS ECURSO: “QUALIDADE DAS ÁGUAS E
POLUIÇÃO: ASPECTOS FÍSICO-POLUIÇÃO: ASPECTOS FÍSICO-POLUIÇÃO: ASPECTOS FÍSICO-POLUIÇÃO: ASPECTOS FÍSICO-
QUÍMICOS”QUÍMICOS”QUÍMICOS”QUÍMICOS”
AULA 6AULA 6AULA 6AULA 6
CARACTERÍSTICAS QUÍMICAS DAS ÁGUAS:CARACTERÍSTICAS QUÍMICAS DAS ÁGUAS:CARACTERÍSTICAS QUÍMICAS DAS ÁGUAS:CARACTERÍSTICAS QUÍMICAS DAS ÁGUAS:
pH, ACIDEZ, ALCALINIDADE E DUREZApH, ACIDEZ, ALCALINIDADE E DUREZApH, ACIDEZ, ALCALINIDADE E DUREZApH, ACIDEZ, ALCALINIDADE E DUREZA
Prof. Dr. Roque Passos Piveli
127
AULA 6: CARACTERÍSTICAS QUÍMICAS DAS ÁGUAS: pH,AULA 6: CARACTERÍSTICAS QUÍMICAS DAS ÁGUAS: pH,AULA 6: CARACTERÍSTICAS QUÍMICAS DAS ÁGUAS: pH,AULA 6: CARACTERÍSTICAS QUÍMICAS DAS ÁGUAS: pH,
ACIDEZ, ALCALINIDADE E DUREZAACIDEZ, ALCALINIDADE E DUREZAACIDEZ, ALCALINIDADE E DUREZAACIDEZ, ALCALINIDADE E DUREZA
1. pH
1.1. Conceito
O primeiro equilíbrio químico de interesse que ocorre na água é a dissociação de sua
própria molécula, que pode ser representada através da seguinte equação química:
H2O ↔ H+ + OH-
Na verdade, o íon hidrogênio, H+, permanece associado à própria molécula de água
na forma do íon hidrônio, de modo que este equilíbrio pode ser melhor representado pela seguinte
equação química:
2H2O ↔ H3O+ + OH-
Voltando à forma anterior mais simplificada de se expressar tal equilíbrio, a
constante de equilíbrio da reação, Keq, pode ser expressa por:
[ ] [ ]
[ ]Keq O
H OH
H
=
+ −.
2
A concentração molar de água, [H2O], é constante e igual a 1000g/18 = 55,5 mol / L,
definindo-se uma nova constante de equilíbrio, Kw, que é o produto iônico da água:
Kw = [H+].[OH-]
O valor de Kw, medido à 25°C, é 1,1 x 10-14. Em decorrência da dificuldade de se
trabalhar com números muito pequenos, tanto para se expressar concentrações molares como
constantes de equilíbrio, introduziu-se na química a notação p(x) = - log x. Em 1909, Sörensen
criou a escala de pH, ou de potencial hidrogeniônico, grandeza que define o fator de intensidade de
acidez, que se baseia no antilogaritmo das concentrações de H+, ou seja: pH = - log [H+]
Na equação anterior, extraindo-se o logaritmo decimal de ambos os membros, tem-se:
- log Kw = - log [H+] - log[OH-]
∴ p Kw = pH + pOH
∴ a 25°C ⇒ pH + pOH = 14,
de onde se deduz que o ponto neutro correspondente ao valor de pH = 7 pois teríamos, para pKw =
14, pOH = 7 e portanto pH = pOH. Note-se que para outros valores de temperatura, o valor de pKw
varia e a neutralidade não corresponde a pH = 7,0.
Para 0°C, por exemplo, o ponto neutro ocorre em pH = 6,5 e, a 60°C, corresponde ao
pH = 7,5.
Conclusivamente, o pH representa a atividade do íon hidrogênio na água, de forma
logaritmizada, resultante inicialmente da dissociação da própria molécula da água e posteriormente
acrescida pelo hidrogênio proveniente de outras fontes como efluentes industriais (ácidos sulfúrico,
clorídrico, nítrico, etc), dissociação de ácidos orgânicos como o ácido acético, que resulta da “fase
ácida” da decomposição anaeróbia da matéria orgânica, bem como outras substâncias que venham a
apresentar reação ácida com o solvente (água).
1.2. Importância nos estudos de controle de qualidade de águas
128
Por influir em diversos equilíbrios químicos que ocorrem naturalmente ou em
processos unitários de tratamento de águas, o pH é um parâmetro importante em muitos estudos no
campo do saneamento ambiental.
A influência do pH sobre os ecossistemas aquáticos naturais dá-se diretamente
devido a seus efeitos sobre a fisiologia das diversas espécies. Também o efeito indireto é muito
importante, podendo determinadas condições de pH contribuírem para a precipitação de elementos
químicos tóxicos como metais pesados; outras condições podem exercer efeitos sobre as
solubilidades de nutrientes. Desta forma, as restrições de faixas de pH são estabelecidas para as
diversas classes de águas naturais, tanto de acordo com a legislação federal (Resolução n° 20 do
CONAMA) de junho de 1986, como pela legislação do Estado de São Paulo (Decreto n° 8468). O
valor de pH é também um resultado importante para a composição dos chamados “índices de
qualidade de águas”. No cálculo do IQA utilizado pela CETESB, o pH é um dos nove parâmetros
contemplados. Os critérios de proteção à vida aquática fixam o pH entre 6 e 9.
Nos ecossistemas formados nos tratamentos biológicos de esgotos o pH é também
uma condição que influi decisivamente no processo. Normalmente, a condição de pH que
corresponde à formação de um ecossistema mais diversificado e a um tratamento mais estável é a de
neutralidade, tanto em meios aeróbios como nos anaeróbios. Nos reatores anaeróbios, a acidificação
do meio é acusada pelo decréscimo do pH do lodo, indicando situação de desequilíbrio. A produção
de ácidos orgânicos voláteis pelas bactérias acidificadoras e a não utilização destes últimos pelas
metanobactérias é uma situação de desequilíbrio que pode ser devido a diversas causas. O
decréscimo no valor do pH, que a princípio funciona como indicador do desequilíbrio, passa a ser
causa se não for corrigido a tempo. É possível que alguns efluentes industriais possam ser tratados
biologicamente em seus valores naturais de pH, por exemplo, em torno de 5,0. Nesta condição, o
meio talvez não permita uma grande diversificação hidrobiológica, mas pode acontecer que os
grupos mais resistentes, algumas bactérias e fungos, principalmente, tornem possível a manutenção
de um tratamento eficiente e estável; mas, em geral, procede-se à neutralização prévia do pH dos
efluentes industriais antes de serem submetidos ao tratamento biológico.
Nas estações de tratamento de águas, são várias as unidades cujo controle envolve as
determinações de pH. A coagulação e a floculação que a água sofre inicialmente é um processo
unitário dependente do pH; existe uma condição denominada “pH ótimo” de floculação que
corresponde à situação em que as partículas coloidais apresentam menor quantidade de carga
eletrostática superficial. A desinfecção pelo cloro é um outro processo dependente do pH. Em meio
ácido, a dissociação do ácido hipocloroso formando hipoclorito é menor, sendo o processo mais
eficiente, conforme será visto. A própria distribuição da água final é afetada pelo pH. Sabe-se que
as águas ácidas são corrosivas, ao passo que as alcalinas são incrustantes. Por isso o pH da água
final deve ser controlado, para que os carbonatos presentes sejam equilibrados e não ocorra nenhum
dos dois efeitos indesejados mencionados. O pH é padrão de potabilidade, devendo as águas para
abastecimento público apresentar valores entre 6,5 e 8,5, de acordo com a Portaria 36 do Ministério
da Saúde.Outros processos físico-químicos de tratamento, como o abrandamento pela cal, são
dependentes do pH.
No tratamento físico-químico de efluentes industriais, muitos são os exemplos de
reações dependentes do pH: a precipitação química de metais pesados ocorre em pH elevado; a
oxidação química de cianeto ocorre em pH elevado; a redução do cromo hexavalente à forma
trivalente ocorre em pH baixo; a oxidação química de fenóis em pH baixo; a quebra de emulsões
oleosas mediante acidificação; o arraste de amônia convertida à forma gasosa se dá mediante
elevação de pH, etc. Desta forma, o pH é um parâmetro importante no controle dos processos
físico-químicos de tratamento de efluentes industriais. Constitui-se também em padrão de emissão
de esgotos e de efluentes líquidos industriais, tanto pela legislação federal quanto pela estadual. Na
legislação do Estado de São Paulo, estabelece-se faixa de pH entre 5 e 9 para o lançamento direto
129
nos corpos receptores (artigo 18 do decreto 8468) e entre 6 e 10 para o lançamento na rede pública
seguida de estação de tratamento de esgotos (artigo 19-A).
1.3. Determinação de pH
Para a determinação de pH são disponíveis os métodos eletrométrico (eletrodo de pH
ou pH-metro), o método comparativo utilizando-se o papel indicador universal de pH e “kits”
utilizados em piscinas (indicadores colorimétricos em solução líquida).
O método eletrométrico é mais preciso e portanto mais recomendável para as
aplicações em laboratório e para o controle dos sistemas de uma maneira geral. Para algumas
condições de campo em que não é exigida grande precisão, o papel indicador de pH pode ser
utilizado para estimativas preliminares.
O pH-metro consiste em um potenciômetro, um eletrodo de vidro, um eletrodo de
referência e um dispositivo de compensação de temperatura. Quando os eletrodos são imersos na
solução, um circuito é formado através do potenciômetro. O eletrodo de referência consiste em uma
semi-célula que gera um potencial de eletrodo constante. Geralmente são utilizados eletrodos de
prata/cloreto de prata e, em menor escala, cloreto de mercúrio (chamado Calomelano). O eletrodo
indicador é constituído por um bulbo de vidro especial (borossilicato de sódio) contendo uma
concentração fixa de HCl ou uma solução tampão com pH conhecido em contato com um eletrodo
de referência interno. Quando se imerge o eletrodo na solução, a superfície externa do bulbo se
hidrata, promovendo-se assim a troca de íons sódio com íons H+ da solução, de modo a formar uma
camada superficial de íons hidrogênio. Este fato se associa à repulsão de ânions, como sítios de
silicatos negativamente carregados, por exemplo, produzindo um potencial na interface da solução
(vidro), que é função da atividade dos íons H+ na solução.
Os pH-metros devem ser calibrados com “soluções tampão”, antes da sua utilização,
apresentando uma inclinação de 55 a 59 mV/pH em ambas as faixas de calibração. O bulbo do
eletrodo deve ser sempre bem conservado, mantido imerso em solução de cloreto de potássio. A
imersão em água destilada provoca diluição da solução interna, não sendo procedimento
recomendado Existem pH-metros portáteis, que podem ser utilizados em campo, alimentados por
baterias. Além dos pH-metros de laboratório, existem os industriais, cujas sondas podem ser
imersas diretamente nos tanques de tratamento, emitindo informações contínuas em tempo real.
Os indicadores de pH são substâncias químicas que apresentam mudanças bruscas de
coloração em função da variação do pH do meio. Existem compostos químicos capazes de cobrir
toda faixa de variação de pH, conforme indicado na Tabela 1:
Tabela 1: Soluções indicadoras de pH
INDICADOR FAIXA DE pH COR EM MEIO
ÁCIDO
COR EM
MEIO BÁSICO
alaranjado de metila 3,1 - 4,6 Vermelho laranja
verde de bromocresol 3,8 - 5,4 Amarelo azul
vermelho de metila 4,4 - 6,2 Vermelho amarelo
Tornassol 4,5 - 8,3 Vermelho azul
azul de bromotimol 6,0 - 7,6 Amarelo azul
vermelho cresol 7,2 - 8,8 Amarelo vermelho
vermelho fenol 6,8 - 8,4 Amarelo vermelho
azul de timol 8,0 - 9,6 Amarelo azul
Fenolftaleína 8,2 - 9,8 Incolor vermelho
Timolftaleína 9,3 - 10,5 Incolor azul
amarelo alizarina 10,1 - 11,1 Amarelo lilás
130
1.4. Correção de pH
Em muitas situações de tratamento, ocorre a necessidade de se alterar o valor do pH
das águas, de forma a atender a determinadas exigências. Para a elevação de pH, os compostos mais
utilizados são a soda cáustica (hidróxido de sódio), a cal hidratada (hidróxido de cálcio) e a barrilha
(carbonato e bicarbonato de sódio).
A soda cáustica apresenta como principal vantagem a sua elevada solubilidade,
possibilitando uma operação mais simples do sistema de dosagens. A cal é mais barata, mas a sua
baixa solubilidade e a presença de impurezas como a areia, que provoca corrosão em sistemas de
recalque, prejudicam o seu uso. Existe uma cal especial para uso no tratamento de águas, com
pureza elevada. A cal tem a vantagem, em relação à soda, de apresentar o íon cálcio, que é
bivalente. Isto pode ser importante quando se deseja a ocorrência de floculação, além da alteração
do pH. A barrilha é mais cara, mas apresenta a vantagem de produzir “efeito tampão”, sendo
utilizada em reatores anaeróbios desequilibrados, onde além da elevação do pH se deseja sua
manutenção naquele patamar mais elevado.
Para o abaixamento do pH normalmente empregam-se ácidos minerais, como o
clorídrico e sulfúrico. Normalmente o ácido clorídrico comercial (muriático) é mais barato, além do
que, quando se trata de um efluente industrial a ser lançado na rede pública de esgotos, a presença
de sulfato é mais preocupante por poder ser reduzido a sulfeto em meio anaeróbio, trazendo
problemas de odor, toxicidade e corrosividade. Assim, constitui-se a concentração de sulfato em
padrão de emissão de esgotos (artigo 19-A do Decreto 8468 – Estado de São Paulo). E óbvio que,
por outro lado, o uso do ácido clorídrico não é recomendável quando se antevê problemas com o
residual excessivo de cloreto nas águas.
Cresce atualmente muito em termos de aplicação industrial a utilização do gás
carbônico, que apresenta vantagens econômicas, podendo inclusive ser produzido na própria
unidade industrial, além da vantagem técnica de eliminar o manuseio de ácidos minerais que são
corrosivos. O gás carbônico não apresenta capacidade quando se necessita de acidificações
extremas.
2. Acidez das Águas
2.1. Definição analítica
Acidez de uma água pode ser definida como sua capacidade de reagir
quantitativamente com uma base forte até um valor definido de pH, devido à presença de ácidos
fortes (ácidos minerais: clorídrico, sulfúrico, nítrico, etc.), ácidos fracos (orgânicos: ácido acético,
por exemplo, e inorgânicos: ácido carbônico, por exemplo) e sais que apresentam caráter ácido
(sulfato de alumínio, cloreto férrico, cloreto de amônio, por exemplo).
2.2. Fontes de acidez nas águas
O gás carbônico é um componente habitual da acidez das águas naturais. Vale
lembrar que o gás carbônico dissolvido na água representa o ácido carbônico, através do seguinte
equilíbrio químico:
CO2 + H2O ↔ H2CO3
Portanto, embora o gás carbônico não chegue a provocar profundas condições de
acidez nas águas, é um componente importante por estar sempre presente, mediante sua dissolução
na água proveniente da atmosfera, por diferença de pressão parcial (Lei de Henry) ou por resultar,
em caso de águas poluídas, da decomposição aeróbia ou anaeróbia da matéria orgânica. Isto ocorre
também no hipolímnio de lagos estratificados e em águas subterrâneas, especialmente aquelas com
níveis reduzidos de carbonatos, pois estes reagem com o gás carbônico formando bicarbonatos. O
131
gás carbônico é bastante solúvel na água, podendo normalmente ser encontradas concentrações
deste gás bem superiores às de oxigênio dissolvido.
Os ácidos minerais surgem em águas naturais principalmente através de descargas de
efluentes industriais não neutralizados. São muito os ramos industriais que utilizam-se de ácidos em
seus processos industriais, destacando-se asmetalurgias e a siderurgia, onde são freqüentes os
processos de decapagem ácida. A decapagem é em muitos casos necessária para a remoção da
camada oxidada (ferrugem) das peças, antes de seu uso ou de seu recobrimento por outro metal
(etapa de galvanoplastia). Em águas naturais, a acidez mineral pode ser formada através da
oxidação de sulfetos, como indicado nas equações químicas:
2So + 3O2 + 2H2O → 2 H2SO4
FeS + 3½O2 + H2O → FeSO4 + H2SO4
Estas reações podem ser enzimáticas. Também a hidrólise de sais de alguns metais
pode levar à formação de acidez mineral nas águas, como ocorre nas estações de tratamento de
águas para abastecimento público na etapa de coagulação, por exemplo com cloreto férrico ou
sulfato de alumínio, conforme indicado nas equações químicas:
FeCl3 + 3H2O ↔ Fe(OH)3↓ + 3H+ + 3Cl-
Al2(SO4)3 + 6H2O ↔ 2 Al(OH)3↓ + 6H+ + 3S04-2
Os hidróxidos metálicos formados são insolúveis, precipitando-se e promovendo a
floculação por varredura.
2.3. Importância nos estudos de controle de qualidade de águas
Não há praticamente nenhuma relação com o gás carbônico, sob o ponto de vista da
saúde pública. Os ácidos minerais que possivelmente teriam, são identificados pela manifestação de
sabor azedo em concentrações relativamente baixas.
A grande importância no controle da acidez das águas reside nos estudos de
corrosão, que pode ser provocada tanto pelo gás carbônico (presente em águas naturais) como pelos
ácidos minerais (presentes em efluentes industriais). O parâmetro “acidez” não se constitui, apesar
de sua importância, em qualquer tipo de padrão, seja de potabilidade, de classificação das águas
naturais ou de emissão de esgotos; o efeito da acidez é controlado legalmente pelo valor do pH.
A acidez quantificada em mg CaCO3/L tem seu uso restrito ao controle dos
processos de tratamento. É o caso, por exemplo, do parâmetro “ácidos voláteis”, utilizado no
controle de reatores anaeróbios de tratamento de esgotos. Sabe-se que, nestes, a concentração de
ácidos voláteis deve ser mantida baixa e que um aumento representa desequilíbrio entre a fase de
fermentação ácida e a metanogênese. As metanobactérias utilizam os ácidos voláteis e, quando seus
crescimentos encontram-se inibidos, ocorre acúmulo de ácidos no sistema e o pH cai.
O gás carbônico também está envolvido com o consumo de cal no processo de
abrandamento de água pelo processo conhecido por “cal e soda” (neste caso “soda” representa a
soda-barrilha, carbonato de sódio). Em diversas etapas deste processo, o gás carbônico reage com a
cal, precipitando carbonato de cálcio.
2.4. Determinação da acidez das águas
Basicamente, a determinação da acidez de uma amostra de água consiste em uma
titulação de neutralização ácido/base, empregando-se solução de hidróxido de sódio 0,02 mols/L
como titulante. O final da reação pode ser indicado potenciometricamente, imergindo-se o eletrodo
132
do pH-metro na amostra e anotando-se os volumes gastos de NaOH quando são atingidos valores
preestabelecidos de pH (8,3 e 4,5). Pode também o ponto final ser determinado utilizando-se
indicadores colorimétricos. Historicamente tem-se utilizado a fenolftaleína, que apresenta ponto de
viragem em pH de cerca de 8,3 e o alaranjado de metila, cuja viragem ocorre em pH de cerca de
4,5. O “Standard Methods”, em sua 18ª edição, propôs a alteração dos indicadores para púrpura de
metacresol (pH 8,3) e verde de bromocresol (pH 4,5). Em ambos os casos ocorre viragem de azul
para amarelo.
Trata-se, portanto, de análise de fácil execução e que não exige instrumentação
sofisticada.
Para a determinação da acidez total da amostra é necessário titular-se até o pH 8,3,
pois somente neste valor de pH garante-se a total neutralização do gás carbônico presente na
amostra, prevalecendo apenas o equilíbrio entre bicarbonatos e carbonatos. Já os ácidos minerais
prevalecem em faixas mais baixas de pH, normalmente em valores inferiores a 4,0, enquanto que o
gás carbônico está presente na faixa 4,5-8,3.
Para a neutralização destes ácidos minerais basta o pH ser elevado até 4,5 (ver curva
de titulação de ácidos fortes). Este segundo limite é utilizado para se fazer a distinção entre a acidez
mineral e a devida ao CO2, conforme o diagrama:
Os resultados de acidez das amostras são expressos em mg/L de CaCO3. Esta forma
de expressão é utilizada pois a acidez representa um conjunto de substâncias, e não necessariamente
uma única. Por isso, é necessário utilizar-se um soluto de referência, para transformar dados de
concentração molar em mg/L, sendo que o CaCO3 é utilizado universalmente, permitindo a
comparação entre resultados em mg/L.
2.5. Controle da acidez das águas
Controlar acidez significa adicionar substâncias neutralizadoras, as mesmas
indicadas para a elevação de pH.
3. Alcalinidade das Águas
3.1. Definição analítica
Alcalinidade de uma amostra de água pode ser definida como sua capacidade de
reagir quantitativamente com um ácido forte até um valor definido de pH.
133
3.2. Fontes de alcalinidade nas águas
Os principais componentes da alcalinidade são os sais do ácido carbônico, ou seja,
bicarbonatos e carbonatos, e os hidróxidos. Outros sais de ácidos fracos inorgânicos, como boratos,
silicatos, fosfatos, ou de ácidos orgânicos, como sais de ácido húmico, ácido acético etc., também
conferem alcalinidade às águas, mas seus efeitos normalmente são desconsiderados por serem
pouco representativos. Além disto, esta particularização permite o cálculo dos três componentes da
alcalinidade, individualmente.
Os bicarbonatos e, em menor extensão, os carbonatos, que são menos solúveis,
dissolvem-se na água devido à sua passagem pelo solo. Se este solo for rico em calcáreo, o gás
carbônico da água o solubiliza, transformando-o em bicarbonato, conforme a reação:
CO2 + CaCO3 + H2O ↔ Ca (HCO3)2
Os carbonatos e hidróxidos podem aparecer em águas onde ocorrem florações de
algas (eutrofizadas), sendo que em período de intensa insolação o saldo da fotossíntese em relação à
respiração é grande e a retirada de gás carbônico provoca elevação de pH para valores que chegam
a atingir 10 unidades. A principal fonte de alcalinidade de hidróxidos em águas naturais decorre da
descarga de efluentes de indústrias, onde se empregam bases fortes como soda cáustica e cal
hidratada. Em águas tratadas, pode-se registrar a presença de alcalinidade de hidróxidos em águas
abrandadas pela cal.
3.3. Importância nos estudos de controle de qualidade das águas
A alcalinidade das águas não representa risco potencial à saúde pública. Provoca
alteração no paladar e a rejeição da água em concentrações inferiores àquelas que eventualmente
pudessem trazer prejuízos mais sérios. A alcalinidade não se constitui em padrão de potabilidade,
ficando este efeito limitado pelo valor do pH. Também não é padrão de classificação de águas
naturais nem de emissão de esgotos, sendo que a importância deste parâmetro se concentra no
controle de determinados processos unitários utilizados em estações de tratamento de águas para
abastecimento e residuárias. Na etapa de floculação de águas para abastecimento público, a
alcalinidade da água assume fundamental importância na ocorrência do fenômeno denominado
floculação por varredura, que muitas vezes é o mecanismo de floculação mais atuante. Neste
processo, o coagulante reage com a alcalinidade da água formando hidróxidos metálicos
polimerizados altamente insolúveis (de alumínio ou de ferro, dependendo do coagulante utilizado),
que arrastam partículas coloidais em seus percursos de sedimentação. São previstas relações
estequiométricas entre dosagem de coagulantes e alcalinidade necessária. Em alguns casos,
observa-se que, apesar de a água apresentar alcalinidade natural suficiente para reagir com o
coagulante, ainda assim adiciona-se cal hidratada no processo de floculação que, para esta função,
pode ser considerado desnecessário, podendo até mesmo trazer efeitos adversos ao tratamento.
No campo do tratamento de esgotos, é bastante antiga a aplicação da digestão
anaeróbia de lodos.Neste digestores, considera-se necessária a presença de alcalinidade de
bicarbonatos elevada, entre 1000 e 5000 mg/L em CaCO3, para produzir efeito tampão suficiente
para impedir queda brusca de pH em caso de desequilíbrio. Modernamente, com o desenvolvimento
de reatores anaeróbios para o tratamento de esgotos, este conceito evoluiu no sentido de que a
alcalinidade é uma condição de segurança e não indispensável, tendo-se operado reatores
anaeróbios de fluxo ascendente e manto de lodo e filtros anaeróbios em faixas de pH mais baixas. O
importante é a manutenção de uma relação alcalinidade/ácidos voláteis elevada. Diversos
pesquisadores observaram, inclusive, a produção natural de alcalinidade em reatores anaeróbios
devido à formação de sais de ácidos voláteis. Nestes casos, o pH dos efluentes tratados é superior ao
registrado na entrada do reator, sem que se tenha adicionado alcalinizante artificialmente.
134
A alcalinidade das águas associa-se à dureza, como será visto adiante, sendo
responsável pela precipitação de carbonatos principalmente em sistemas de águas quentes,
provocando a formação de incrustações.
3.4. Determinação da alcalinidade
A alcalinidade das águas é determinada através de titulação de neutralização
ácido/base, empregando ácido sulfúrico 0,01 mol/L. A titulação também neste caso pode ser
acompanhada potenciometricamente ou com o emprego de indicadores ácido-base. Os limites de
pH ou as soluções indicadoras são os mesmos impostos para a determinação da acidez da água.
Trata-se do processo inverso. Portanto, a água apresenta alcalinidade até pH 4,5, que corresponde
ao limite da conversão de bicarbonatos em gás carbônico. Desta forma, a água pode possuir acidez e
alcalinidade simultaneamente na faixa de pH entre 4,5 e 8,3 devido ao equilíbrio gás
carbônico/bicarbonato/carbonato, podendo neutralizar uma ação externa através do deslocamento
deste equilíbrio de dois estágios, sem que o pH varie demasiadamente (efeito tampão).
Os limites de pH utilizados na determinação da alcalinidade são mostrados no
diagrama:
Também no caso da alcalinidade o “Standard Methods” tem proposto a alteração dos
indicadores, recomendando o verde de bromocresol (pH = 4,5) e a púrpura de metacresol (pH =
8,3).
Portanto, podem ser determinados dois valores, P e T, e com estes resultados existem
procedimentos para que se possa calcular os três componentes da alcalinidade, hidróxidos,
carbonatos e bicarbonatos, individualmente. Neste método empírico, são formuladas três hipóteses:
1°) Alcalinidades de hidróxido e de bicarbonato não podem coexistir em uma amostra, pois a
alcalinidade devida a hidróxido é típica de meio com pH superior a 10, situação em que
prevalece a forma de carbonato e não bicarbonato. Desta primeira hipótese, decorrem cinco
situações possíveis. As amostras poderão conter:
a) Só alcalinidade de hidróxido. É o caso de amostras com pH elevado (superior a 10). A
titulação é essencialmente completada em pH 8,3 e a alcalinidade total é igual a
alcalinidade à fenolftaleína.
b) Só alcalinidade de carbonato. Neste caso, a amostra deverá apresentar pH superior a 8,3 e
a titulação ao ponto da fenolftaleína é exatamente igual à metade da titulação total.
c) Alcalinidade de hidróxido e carbonato. Este caso também corresponde à amostras com
pH elevado, bem superior a 10. A titulação entre os pontos 8,3 e 4,5 representa metade da
alcalinidade de carbonato.
135
d) Alcalinidade de carbonato e bicarbonato. Neste caso o pH da amostra deverá estar
compreendido entre 8,3 e 11,0 e a titulação ao pH 8,3 representa metade da alcalinidade
de carbonato.
e) Só alcalinidade de bicarbonato. Ocorre em amostras com pH inferior a 8,3. Neste caso a
alcalinidade de bicarbonato coincide com a alcalinidade total.
2°) Alcalinidade de hidróxido ocorre até pH 8,3. Na verdade, com base na curva de titulação de
bases fortes, observa-se que o pH igual a 10 seria suficiente. Esta hipótese está a favor da
segurança e a coincidência com o limite da conversão de carbonato em bicarbonato (pH 8,3)
facilita a obtenção dos resultados.
3°) Os carbonatos são 50% neutralizados até pH igual a 8,3. Isto porque até o pH 8,3 ocorre apenas
a transformação em bicarbonatos, necessitando-se de igual quantidade do titulante para a
conversão final dos bicarbonatos em gás carbônico.
Diagrama esquemático das situações
Interpretando-se este diagrama obtém-se a tabela utilizada para o cálculo dos
componentes da alcalinidade:
RESULTADO DA
TITULAÇÃO
HIDRÓXIDO CARBONATO BICARBONATO
P = 0 0 0 T
P < ½ T 0 2P T - 2P
P = ½ T 0 2P 0
P > ½ T 2P-T 2(T-P) 0
P = T T 0 0
Os resultados de alcalinidade são também expressos em mg/L CaCO3 por tratar-se de
mistura de componentes, como no caso da acidez. Caso sejam calculados os três componentes, aí
sim é possível expressar-se o resultado em termos de mg/L de hidróxido, carbonato ou bicarbonato.
EXEMPLO: Foram tituladas 04 (quatro) amostras de água com H2SO4 0,02N. Foram utilizados 100
mL de amostra em cada titulação, tendo-se obtido os seguintes resultados:
136
AMOSTRA pH INICIAL mL DE H2SO4 GASTOS NA TITULAÇÃO
F.F. A.M.
A 11,0 10,0 15,5
B 10,0 14,4 38,6
C 11,2 8,2 8,4
D 7,0 0 12,7
Solução:
Cálculo das alcalinidades:
,000.100xSOH=)CaCOL/mg(dealcalinida V
M
AMOSTRA
3
42
onde o número 100.000 representa o peso molecular do CaCO3 expresso em mg.
Para VM AMOSTRAe01,0=SOH 42 = 100 mL, pode-se concluir que para a cálculo da alcalinidade,
para estas condições, basta multiplicar o resultado da titulação por 10. Assim, tem-se:
Amostra Alcalinidade (mg/LCaCO3) Hidróxido
(mg/L CaCO3)
Carbonato
(mg/L CaCO3)
Bicarbonato
(mg/L CaCO3)
P T
A 100 155 45 110 0
B 144 386 0 288 98
C 82 84 80 4 0
D 0 127 0 0 127
3.5. Controle da alcalinidade das águas
A redução da alcalinidade das águas é feita mediante a adição de substâncias
neutralizadoras, as mesmas indicadas para o abaixamento de pH.
4. Dureza das Águas
4.1. Definição
Dureza de uma água é a medida da sua capacidade de precipitar sabão, isto é, nas
águas que a possuem os sabões transformam-se em complexos insolúveis, não formando espuma até
que o processo se esgote. É causada pela presença de cálcio e magnésio, principalmente, além de
outros cátions como ferro, manganês, estrôncio, zinco, alumínio, hidrogênio, etc, associados a
ânions carbonato (mais propriamente bicarbonato, que é mais solúvel) e sulfato, principalmente,
além de outros ânions como nitrato, silicato e cloreto. São quatro os principais compostos que
conferem dureza às águas: bicarbonato de cálcio, bicarbonato de magnésio, sulfato de cálcio e
sulfato de magnésio.
4.2. Fontes de dureza nas águas
A principal fonte de dureza nas águas é a sua passagem pelo solo (dissolução da
rocha calcárea pelo gás carbônico da água), conforme as reações:
137
H2CO3 + CaCO3 → Ca (HCO3)2
H2CO3 + MgCO3 → Mg (HCO3)2
Desta forma, é muito mais freqüente encontrar-se águas subterrâneas com dureza
elevada do que as águas superficiais. O mapa geológico do território brasileiro permite a observação
de regiões que apresentam solos com características de dureza como no nordeste, centro-oeste e
sudeste, mas o problema é muito mais grave nos Estados Unidos e Europa onde muitas regiões
estão sujeitas a graus bastante elevados de dureza nas águas devido à composição do solo.
A poluição das águas superficiais devido à atividade industrial é pouco significativa
com relação à dureza, embora os compostos que a produzem sejam normalmente utilizados nas
fábricas. As águas tratadas em estações convencionais apresentam dureza geralmente um pouco
superior à das águas brutas devido ao uso da cal hidratada. A cal reage com o sulfato de alumínio,
formando sulfato de cálcio. Mas as dosagens são relativamente pequenas em relação aos níveis de
dureza necessários para implicar em problemas para os usos da água tratada.
4.3. Importância nos estudos de controle de qualidade das águas
Para o abastecimento público de água, o problema se refere inicialmente ao consumo
excessivo de sabão nas lavagens domésticas. Há tambémindícios da possibilidade de um aumento
na incidência de cálculo renal em cidades abastecidas com águas duras, o que traduz um efetivo
problema de saúde pública. A Portaria n° 38 do Ministério da Saúde, de 1990, limita a dureza em
500 mg/L CaCO3 como padrão de potabilidade. Este padrão não é muito restritivo, pois uma água
com 500 mg/L de dureza é classificada como “muito dura” mas, por outro lado, uma restrição muito
severa pode inviabilizar muitos abastecimentos públicos que utilizam água dura, por não disporem
dos recursos necessários para a remoção da dureza ou abrandamento da água.
Para o abastecimento industrial, a grande dificuldade da presença de dureza nas
águas está em seu uso em sistemas de água quente como caldeiras, trocadores de calor, etc. Com o
aumento da temperatura, o equilíbrio se desloca no sentido da formação de carbonatos que
precipitam e se incrustam, o que já levou diversas caldeiras à explosão.
Nas águas naturais, a dureza é uma condição importante, por formar complexos com
outros compostos, modificando seus efeitos sobre os constituintes daquele ecossistema. Por isso, a
dureza é um parâmetro tradicionalmente utilizado no controle de bioensaios de avaliação de
toxicidade de substâncias ou de efluentes.
4.4. Graus de dureza
Existem diversas escalas de dureza, como a alemã, por exemplo. Apresenta-se aqui
uma escala de origem americana utilizada internacionalmente:
mg/L CaCO3 GRAU DE DUREZA
 0 - 75 branda ou mole
 75 - 150 moderadamente dura
150 - 300 Dura
acima de 300 muito dura
138
4.5. Tipos de dureza
A dureza é classificada quanto aos cátions e quanto aos ânions associados a estes.
Estas classificações são importantes para as previsões de tipos e dosagens de reagentes, nos
processos de abrandamento.
Quanto ao cátion, a dureza é classificada em dureza ao cálcio e dureza ao magnésio.
A dureza total é a soma da dureza ao cálcio com a dureza ao magnésio. Não se trata de uma simples
soma, pois a dureza é expressa em mg/L CaCO3, havendo necessidade de transformação de
equivalentes. Assim, uma água com 20 mg/L de cálcio e 5 mg/L de magnésio apresentará a seguinte
dureza:
,70
12
50
x5+
20
50
x20=)CaCOL/mg(Dureza 3
onde os números 50, 20 e 12 representam, respectivamente, os equivalentes-grama do CaCO3, Ca+2
e Mg+2.
Quanto ao ânion associado, a dureza é classificada como dureza temporária e dureza
permanente. A dureza temporária é aquela em que o cálcio ou o magnésio encontram-se associados
a carbonatos (ou bicarbonatos). É assim chamada por ser removível por fervura, incrustando-se em
chuveiros, destiladores e outros sistemas de água quente. A dureza é dita permanente quando o
cálcio e o magnésio encontram-se associados a sulfatos. A dureza total é a soma da dureza
temporária com a permanente.
4.6. Relação entre alcalinidade e dureza
A alcalinidade de bicarbonatos (e carbonatos) é equivalente à dureza temporária,
sendo válidas as seguintes relações:
Se alcalinidade de bicarbonatos < dureza total ⇒ dureza temporária ≅ alcalinidade
de bicarbonatos e existe dureza permanente na amostra.
Se alcalinidade ≥ dureza temporária ⇒ dureza permanente ≅ zero
4.7. Pseudo-dureza
A pseudo-dureza é provocada pela presença de íons sódio, através do efeito de “íon
comum”, em águas do mar e em águas salobras.
4.8. Determinação da dureza
A determinação da dureza pode ser feita por espectrofotometria de absorção atômica
ou através de titulometria. Utilizando-se o espectrofotômetro de absorção atômica, obtêm-se
diretamente as concentrações de cálcio e magnésio na amostra, somando-se os resultados após
transformação dos equivalentes-grama para a composição da dureza total. É o método mais preciso,
porém este equipamento é caro e geralmente não disponível em laboratórios com poucos recursos.
O método titulométrico mais utilizado é a complexometria com EDTA sódico. A
reação de complexação é representada a seguir:
139
A titulação é feita com EDTA 0,01M sendo que a amostra tem seu pH elevado para
10 através da adição de solução tampão. O indicador metalocrômico é o negro de Eriocromo T
(NET), que apresenta viragem de vermelho (vinho) para azul (escuro), quando a reação de
complexação se completa.
O resultado da dureza é expresso em mg/L CaCO3, através da relação:
Dureza mg LCaCO xEDTA EDTA
AMOSTRA
M V
V( / )
.
.3 100 000=
O número 100.000 representa o peso molecular do CaCO3 expresso em miligramas e
VEDTA representa o volume gasto de EDTA na titulação de determinado volume de amostra,
descontando-se o volume gasto na prova em branco (titulação com EDTA da água desionizada
utilizada na determinação, segundo o mesmo procedimento utilizado com a amostra).
Os componentes da dureza podem ser obtidos determinando-se a dureza ao cálcio e
calculando-se a dureza ao magnésio por diferença. Para a determinação da dureza ao cálcio, o
mesmo procedimento descrito para a dureza total deve ser utilizado, apenas diferindo pelos fatos de
que o pH deve ser elevado para 13 (para precipitar o magnésio na forma de hidróxido), utilizando-
se hidróxido de amônio, e de que os indicadores recomendados são o Azul Preto de Eriocromo R
(viragem de vermelho para azul) ou o Murexida (purpurato de amônio - viragem de rosa para
púrpura).
Nestas determinações titulométricas de dureza, o analista deve ter certa experiência,
pois as viragens dos indicadores não são muito nítidas. O método fica bastante prejudicado quando
se tem amostras de águas poluídas, sobretudo as que possuem cor elevada.
140
4.9. Remoção da dureza
O abrandamento das águas pode ser feito por precipitação química ou por troca-
iônica. De uma maneira geral, os processos à base de troca-iônica são mais eficientes, podendo
eliminar totalmente a dureza da água ou permitir que se trate apenas parte da vazão para compor a
dureza que se deseje na água tratada. Os processos são automatizados e produzem pouco lodo. No
entanto, esses processos são caros, pelo menos no que se refere a implantação dos sistemas. Os
sistemas à base de precipitação química são menos eficientes, não sendo capazes de eliminar
totalmente a dureza da água por obedecer aos princípios do equilíbrio químico. A produção de lodo
é maior e exigem-se técnicos especializados para a realização das operações de tratamento. São
menos sensíveis à qualidade da água bruta, sendo que, nos processos à base de troca iônica,
impurezas da água como matéria orgânica servem como substrato e propiciam o desenvolvimento
de microrganismos que atacam as resinas trocadoras promovendo os seus desgastes, exigindo
reposições temporárias de resina.
Historicamente, os processos à base de troca iônica, que hoje permitem a
desmineralização completa da água através do uso de resinas orgânicas sintéticas catiônicas e
aniônicas, iniciaram-se com o abrandamento da água. Inicialmente foram descobertos os zeólitos,
minerais naturais constituídos de silicatos de alumínio e sódio. Sabe-se que os solos, as bactérias,
têm comportamento de trocadores iônicos. As colunas preenchidas com zeólitos desenvolvem o
abrandamento, que pode ser representado pela equação:
Ze - Na2 + Ca(ou Mg) → Ze - Ca (ou Mg) + 2Na
ou seja, para cada íon cálcio ou magnésio retirado da água dura, são expelidos dois íons sódio, que
não provocam dureza. Quando as colunas têm as suas capacidades de troca esgotadas, procede-se à
regeneração, que pode ser feita com solução concentrada de cloreto de sódio (salmoura), de acordo
com a reação:
Ze - Ca(ou Mg) + 2NaCl → Ze - Na2 + CaCl2
Apesar da eficiência elevada dos processos de troca utilizando-se zeólitos, seus usos
tornaram-se limitados devido aos desgastes sofridos pelo trocador em função da qualidade da água a
ser tratada. As resinas sintéticas apresentam maior resistência à ação agressiva da água.
O processo à base de precipitação química mais conhecido é o processo da cal e
soda, onde a cal empregada é a cal hidratada e a soda-barrilha é o carbonato de sódio.
Neste processo, ocorrem as seguintes reações:
Ca(HCO3)2 + Ca(OH)2 ↔ CaCO3 ↓ + H2O
Mg (HCO3)2 + Ca(OH)2 ↔ CaCO3↓ + MgCO3
MgCO3 + Ca(OH)2 ↔ Mg(OH)2 ↓ CaCO3 ↓
MgSO4 + Ca(OH)2 ↔ Mg(OH)2 ↓ + CaSO4↓
CaSO4 + Na2CO3 ↔ CaCO3 ↓ + Na2SO4
5. Questionário
1) Cite exemplos de aplicação do parâmetro pH em:
a) ETAs , b) ETEs e c) Controle da poluição de um lago eutrofizado.
2) Misturando-se quantidades iguais de duas águas, uma com pH = 6,0 e outra com pH = 8,0 , qual
será o pH resultante?
141
3) Comentar sobre a influência do pH nos seguintes processos unitários: a) Precipitação química
de metais pesados em efluentes industriais, b) Solubilidade da amônia em águas naturais e c)
Tratamento anaeróbio de esgotos sanitários.
4) Na análise de uma água natural foram obtidos os seguintes resultados:
pH: 6,0
Alcalinidade de bicarbonatos: 10 mg/L (CaCO3)
Alcalinidade de carbonatos: 5 mg/L (CaCO3)
Alcalinidade de hidróxidos: 5 mg/L (CaCO3)
Acidez total: 20 mg/L (CaCO3)
Dureza total: 15 mg/L (CaCO3)
Dureza permanente: 15 mg/L (CaCO3)
Cálcio: 10 mg/L (Ca)
Magnésio: 5 mg/L (Mg)
Apontar as incoerências existentes neste laudo.
5) Qual a vantagem do emprego da barrilha no controle de pH de um reator anaeróbio
desequilibrado?
6) Pode uma água natural conter acidez e alcalinidade ao mesmo tempo? Justifique.
7) Qual a importância do parâmetro alcalinidade na etapa de floculação de uma estação de
tratamento de água para abastecimento público?
8) O que é dureza de uma água? Qual a principal forma em que a dureza pode ser introduzida em
uma água natural?
9) Explicar a influência da dureza no uso de uma água para abastecimento público e industrial.
10) Na determinação dos componentes da alcalinidade de uma amostra de água, através da titulação
de 100 mL de amostra com H2SO4 0,01 mol/L, foram obtidos os seguintes resultados:
pH inicial da amostra: 9,5
volume gasto de ácido até pH = 8,3: 6,3 mL
volume gasto de ácido até pH = 4,5: 8,4 mL
Calcular as alcalinidades de carbonatos, bicarbonatos e hidróxidos da amostra.
6. Referências bibliográficas
1. APHA, AWWA, WEF, “Standard Methods for the Examination of Water and Wastewater”. 18th
ed. Washington. 1992.
2. CETESB, “Legislação Estadual, Controle da Poluição Ambiental”. Série Legislação. São Paulo,
1991.
3. CETESB, “Legislação Federal, Controle da Poluição Ambiental”. Série Legislação. São Paulo,
1991.
4. KATO, M. T. “Acidez”. Roteiro de aula da disciplina Qualidade da Água, do Ar e do Solo.
Escola de Engenharia Mauá. São Caetano do Sul/SP, 1983.
5. KATO, M. T. “Alcalinidade”. Roteiro de aula da disciplina Qualidade da Água, do Ar e do
Solo. Escola de Engenharia Mauá. São Caetano do Sul/SP, 1983.
6. KATO, M. T. “Dureza”. Roteiro de aula da disciplina Qualidade da Água, do Ar e do Solo.
Escola de Engenharia Mauá. São Caetano do Sul/SP, 1983.
142
7. KATO, M. T. “pH”. Roteiro de aula da disciplina Qualidade da Água, do Ar e do Solo. Escola
de Engenharia Mauá. São Caetano do Sul/SP, 1983.
8. MINISTÉRIO DA SAÚDE, “Portaria 36: Padrões de Potabilidade”. 1990.
9. POVINELLI, J. Notas de aula da disciplina “Técnicas Experimentais em Saneamento
Ambiental”, do Curso de Pós-Graduação em Engenharia Hidráulica e Saneamento. Escola
de Engenharia de São Carlos – USP, 1979.
10. SAWYER, C.N. & McCARTY, P.L., “Chemistry for Environmental Engineers”. 4th ed. New
York. Mc Graw-Hill Book Company, 1994.
Questões de múltipla escolha – Aula 6
1) Com relação ao comportamento do pH de efluentes industriais submetidos ao tratamento
anaeróbio pode ser dito que:
a) Quanto menor for o pH (meio ácido), ocorre maior diversificação dos grupos de
microrganismos que atuam no processo e o tratamento é mais eficiente e estável.
b) Quanto mais alcalino for o meio (pH elevado) mediante a adição de hidróxidos, ocorre
maior tamponamento do sistema e o tratamento é mais estável e eficiente.
c) Em meio neutro (pH em torno de 7,0), o sistema fica mais sujeito à variações bruscas de pH
e o tratamento é mais instável e menos eficiente.
d) Em meio neutro, os grupos de microrganismos que atuam no processo são mais
diversificados e o tratamento é mais eficiente, mas se ocorrer um desequilíbrio, há
tendência de acidificação e o tratamento perde a eficiência.
e) No tratamento anaeróbio de efluentes industriais, ocorre um tamponamento natural do
sistema devido à produção natural de alcalinidade e o sistema é independente da condição
de pH do efluente.
2) Com relação à influência do pH da água na solubilidade de metais pesados, pode ser dito que:
a) Quanto mais elevado for o pH, os metais pesados são menos solúveis e para ocorrer uma
precipitação mais eficiente, deve-se elevar o pH dos efluentes para um valor entre 13 e 14.
b) Os metais pesados são menos solúveis em meio alcalino apresentando, cada um,
determinado valor de pH em que se precipitam em maior extensão.
c) Os metais pesados são menos solúveis em meio ácido, sendo a faixa de pH entre 3 e 5 a
mais recomendada para a precipitação destes.
d) Os metais pesados são menos solúveis em valores de pH em torno de 7, devendo-se
neutralizar
e) A solubilidade de metais pesados na água é independente da condição de pH.
3) Com relação à influência do pH sobre a presença da amônia na água pode ser dito que:
a) Aumentando-se o pH aumenta-se a concentração de amônia gasosa, que é a forma mais
tóxica para os peixes
b) O aumento do pH leva a umaumento na concentração do íon amônio, que é a forma mais
tóxica para a fauna ictiológica
c) Diminuindo-se o pH aumenta-se a concentração de amônia gasosa que é a forma mais
tóxica para a fauna ictiológica
d) Diminuindo-se o pH aumenta-se a concentração do íon amônio que é a forma mais tóxica
para a afauna ictiológica.
e) A variação de pH não tem qualquer efeito sobre a ação tóxica da amônia na água.
4) Em que unidades de estações de tratamento de água para abastecimento e de estações de
tratamento de esgotos, respectivamente, a alcalinidade assume maior importância para
promover a ação de tratamento:
143
a) Filtração da água nas ETAs e digestão aeróbia de lodo nas ETEs
b) Floculação da água nas ETAs e digestão aeróbia de lodo nas ETEs
c) Filtração da água nas ETAs e digestão anaeróbia de lodo nas ETEs
d) Floculação da água nas ETAs e digestão anaeróbia de lodo nas ETEs
e) Decantação da água nas ETAs e adensamento de lodo nas ETEs
5) Com relação à dureza da água, pode ser dito que:
a) Deve-se à presença de íons cálcio e magnésio, principalmente, que tornam o sabão mais
solúvel.
b) Deve-se à presença de íons ferro e manganês, principalmente, que tornam o sabão mais
solúvel.
c) Deve-se à presença de íons cálcio e magnésio, principalmente, que tornam o sabão menos
solúvel.
d) Deve-se à presença de íons ferro e manganês, principalmente, que tornam o sabão menos
solúvel.
e) Deve-se à presença de compostos orgânicos que reagem com o sabão dificultando a
formação de espuma.
6) A dureza excessiva da água é prejudicial ao seu uso industrial pois:
a) Seus componentes são tóxicos
b) Provoca a formação de incrustações, principalmente em sistemas de água quente.
c) Provoca a dissolução de componentes adicionados à água
d) Resulta na produção de efluentes com sérias implicações legais em seus lançamentos nos
corpos de água ou nos sistemas de coleta de esgotos.
e) Seus componentes podem ser incorporados ao produto, alterando sua resistência mecânica.
7) Na análise de uma água para abastecimento público foram obtidos os seguintes resultados:
• pH: 6,0
• Alcalinidade de bicarbonato:10 mg/L (CaCO3)
• Alcalinidade de carbonato: 5 mg/L (CaCO3)
• Alcalinidade de hidróxido: 5 mg/L (CaCO3)
• Acidez total: 20 mg/L (CaCO3)
• Dureza total: 15 mg/L (CaCO3)
• Dureza permanente: 15 mg/L (CaCO3)
• Cálcio: 10 mg/L (Ca)
• Magnésio: 5 mg/L (Mg)
Assinale a alternativa correta:
a) Há coerência entre os resultados de cálcio, magnésio e dureza total
b) Há coerência entre os resultados de pH e alcalinidade de hidróxido
c) Há coerência entre os resultados dos componentes da alcalinidade
d) Há coerência entre os resultados de pH, acidez e alcalinidade de bicarbonato
e) Há coerência entre os resultados de alcalinidade de bicarbonato,dureza total e dureza
permanente
8) Na determinação dos componentes da alcalinidade de uma amostra de água foram obtidos os
seguintes resultados, titulando-se 100 mL de H2SO4 0,01 Mols/L:
• Consumo de H2SO4 até pH= 8,3 : 8,5 mL
• Consumo de H2SO4 até pH= 4,5 : 12,0 mL
As alcalinidades de bicarbonato, carbonato e hidróxido são, respectivamente ( em mgCaCO3/L):
144
a) zero, 85 e 120
b) zero, 50 e 70
c) 50, 70 e zero
d) 85, 120 e zero
e) 70, 85 e zero
9) Em geral, a principal fonte de dureza nas águas é:
a) Solo
b) Esgoto sanitário
c) Efluentes industriais
d) Efluentes de áreas agrícolas
e) Escoamento superficial das águas pluviais
10) É vantagem do emprego da cal hidratada em relação à soda cáustica no tratamento de efluentes
industriais:
a) Maior solubilidade em água
b) Menor produção de lodo
c) Maior poder coagulante
d) Maior grau de pureza comercial
e) Não há vantagem técnica no emprego da cal, em relação à soda cáustica
QUADRO DE RESPOSTAS – AULA 6
Nº 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10
A
B
C
D
E
Valor 1.0 1.0 1.0 1.0 1.0 1.0 1.0 1.0 1.0 1.0
145
CURSO: “QUALIDADE DAS ÁGUAS ECURSO: “QUALIDADE DAS ÁGUAS ECURSO: “QUALIDADE DAS ÁGUAS ECURSO: “QUALIDADE DAS ÁGUAS E
POLUIÇÃO: ASPECTOS FÍSICO-POLUIÇÃO: ASPECTOS FÍSICO-POLUIÇÃO: ASPECTOS FÍSICO-POLUIÇÃO: ASPECTOS FÍSICO-
QUÍMICOS”QUÍMICOS”QUÍMICOS”QUÍMICOS”
AULA 7AULA 7AULA 7AULA 7
ÂNIONS DE INTERESSE EM ESTUDOS DE CONTROLE DEÂNIONS DE INTERESSE EM ESTUDOS DE CONTROLE DEÂNIONS DE INTERESSE EM ESTUDOS DE CONTROLE DEÂNIONS DE INTERESSE EM ESTUDOS DE CONTROLE DE
QUALIDADE DAS ÁGUAS: SULFATO, SULFETO, CLORETO,QUALIDADE DAS ÁGUAS: SULFATO, SULFETO, CLORETO,QUALIDADE DAS ÁGUAS: SULFATO, SULFETO, CLORETO,QUALIDADE DAS ÁGUAS: SULFATO, SULFETO, CLORETO,
CIANETOCIANETOCIANETOCIANETO
Prof. Dr. Roque Passos Piveli
147
AULA 7: ÂNIONS DE INTERESSE EM ESTUDOS DE CONTROLEAULA 7: ÂNIONS DE INTERESSE EM ESTUDOS DE CONTROLEAULA 7: ÂNIONS DE INTERESSE EM ESTUDOS DE CONTROLEAULA 7: ÂNIONS DE INTERESSE EM ESTUDOS DE CONTROLE
DE QUALIDADE DAS ÁGUAS: SULFATO, SULFETO, CLORETO,DE QUALIDADE DAS ÁGUAS: SULFATO, SULFETO, CLORETO,DE QUALIDADE DAS ÁGUAS: SULFATO, SULFETO, CLORETO,DE QUALIDADE DAS ÁGUAS: SULFATO, SULFETO, CLORETO,
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1. Sulfato em Águas
1.1. Fontes de sulfato nas águas
O Sulfato é o ânion 4
2−SO , um dos mais abundantes íons na natureza. Surge nas
águas subterrâneas através da dissolução de solos e rochas, como o gesso (CaSO4) e o sulfato de
magnésio (MgSO4) e pela oxidação de sulfatos (exemplo: pirita, sulfeto de ferro). O enxofre pode
ser encontrado na natureza em quatro estados de oxidação que se transformam entre si:
− − −↔ ↔ ↔2 0
3
2
4
2S S SO SO .
Nas águas superficiais, ocorre através das descargas de esgotos domésticos (por
exemplo, através da degradação de proteínas) e efluentes industriais (exemplos: efluentes de
indústrias de celulose e papel, química, farmacêutica,etc.).
Em águas tratadas o sulfato é proveniente do emprego de coagulantes como o sulfato
de alumínio, sulfato ferroso, sulfato férrico e caparrosa clorada.
1.2. Importância nos estudos de controle de qualidade das águas
Nas águas para abastecimento público, o sulfato deve ser controlado porque provoca
efeitos laxativos, sendo o padrão de potabilidade fixado em 400 mg/L pela Portaria 36 do Ministério
da Saúde.
As concentrações de sulfato em águas naturais variam em geral na faixa de 2 a 80
mg/L, embora possam exceder a 1000 mg/L em áreas próximas a descargas industriais ou em
regiões áridas onde sulfatos minerais, tal como o gesso, estão presentes.
Nas águas para o abastecimento industrial, o sulfato provoca incrustações em
caldeiras e trocadores de calor.
É bastante conhecido o problema da ocorrência da corrosão em coletores de esgoto
de concreto, motivada pela presença de sulfato, conforme a figura:
148
Em trechos de baixa declividade onde ocorre depósito de matéria orgânica em
situação de anaerobiose, as bactérias redutoras de sulfato transformam-no em sulfeto, ocorrendo a
exalação de gás sulfídrico (H2S). O H2S predomina em meio ácido, constituindo-se em 80% em pH
= 7. Utiliza-se como técnica de controle de odores de esgotos a elevação de pH, pois em pH > 10
praticamente todo enxofre se encontra na forma S-2. No trecho aeróbio do tubo e em contato com a
umidade da parede interna, ocorre a reação de formação de ácido sulfúrico que ataca o concreto.
Além do problema da corrosão, o gás sulfídrico traz o problema do odor em rede
coletora de esgotos, além de exercer efeito tóxico, tendo sido responsável por alguns acidentes com
os operadores não devidamente equipados. Por este motivo, o artigo 19-A do Decreto n° 8468 do
Estado de São Paulo, impõe como limites máximos para as descargas de esgotos na rede pública
1000 mg/L para sulfato e 10 mg/L para sulfeto.
Outro problema relativamente recente refere-se aos prejuízos que a presença de
sulfato pode trazer para o tratamento anaeróbio de efluentes industriais que os contêm. A partir da
década de 70, começaram a surgir novos modelos de reatores anaeróbios para o tratamento de
esgotos sanitários e efluentes industriais, como o reator anaeróbio com manto de lodo e fluxo
ascendente, reator de leito fluidizado, filtro anaeróbio, etc, tornando os processos anaeróbios mais
competitivos para diversas aplicações. Uma preocupação está exatamente na presença de sulfato
que, reduzido a sulfeto, intoxica as metanobactérias, além de as sulfo-bactérias competirem com
elas pelo uso do substrato que é constituído de ácidos voláteis. Não se têm limites seguros de
concentração de sulfeto nos diversos efluentes que possam determinar a possibilidade ou não de
emprego do tratamento anaeróbio. Depende inclusive das concentrações relativas de outros
componentes nos despejos, como por exemplo a matéria orgânica biodegradável ou metais, que
precipitam o sulfeto. De uma maneira geral, constitui-se num importante tema de investigação no
campo do tratamento anaeróbio de esgotos, o estudo dos efeitos de elevadas concentrações de
sulfato. Na literatura, são recomendados processos em dois estágios, sendo que no primeiro espera-
se a redução de sulfato a sulfeto e, no segundo, após a precipitação intermediária do sulfeto com
sais de ferro, espera-se a redução na concentração de matéria orgânica biodegradável.
1.3. Determinação da concentração de sulfato em águas
A concentração de sulfato nas águas pode ser determinada por meio de precipitação
com cloreto de bário, conforme:
↓↔+
→
+↔
−+
−+
4
2
4
2
2
2
)(
2
BaSOSOBa
HClácidomeio
ClBaBaCl
Os cristais de sulfato de bário formados são uniformizados e mantidos em suspensão
mediante a introdução da “solução condicionante para sulfato”, e a concentração de sulfato é
determinada por turbidimetria ou espectrofotometria. Em ambos os casos, é necessária a construção
de curvas de calibração, empregando-se como padrão solução de sulfato de sódio. Para amostra de
águas poluídas, é necessário também o pré-tratamento com suspensão de hidróxido de amônio.
O sulfato pode também ser determinado por gravimetria, com secagem ou ignição do
resíduo, método trabalhoso envolvendo uma grande quantidade de operações analíticas sobre a
amostra, para a remoção de interferentes tais como silicatos, fosfatos, etc.. Também pode ser usada
para a análise de sulfatos em águas a cromatografia de íons ou o método automatizado do azul de
metil timol. Para amostras de esgotos, o método mais utilizado é o gravimétrico, com ignição do
resíduo.
149
1.4. Eliminação de sulfato
Por tratar-se de íon solúvel em água, o sulfato só pode ser removido por
processos especiais, como por exemplo a troca-iônica (resinas aniônicas) e a osmose reversa.
Estes processos normalmente inviabilizam economicamente o uso da água para o
abastecimento público. Para o tratamento de efluentes, pode-se também utilizar a própria
precipitação com sal de bário, o que não é recomendado pois a eficiência pode não atingir
valores suficientemente elevados (o processo baseia-se no equilíbrio químico), e
principalmente por gerarlodo contaminado com bário. É um caso de difícil solução, devendo-
se em primeiro lugar procurar reduzir na fonte os efluentes com concentrações excessivas de
sulfato. Para pequenas vazões, pode ser viável a técnica de cristalização de sulfato, à base de
processo de destilação.
2. Sulfeto
2.1. Fontes nas águas naturais
A principal fonte de sulfeto em águas naturais é o lançamento de esgotos sanitários e
de efluentes industriais que contenham sulfato, em condições anaeróbias. Como visto, devido à ação
biológica, ocorre a redução do sulfato. Em menor proporção, o íon sulfeto pode também ser gerado
da decomposição biológica de matéria orgânica contendo enxofre, notadamente as proteínas
albuminóides. A seguinte equação química representa a redução de sulfato a sulfeto em meio
anaeróbio pelas bactérias do gênero Desulphovibrio desulphuricans:
SO4-2 + 2 C + 2 H2O → 2 HCO-3 + H2S
Pela estequiometria da reação pode-se calcular que 96 g de sulfato são reduzidas a 36
g de sulfeto. Além do sulfato, o sulfito, o tiossulfato e o enxofre livre podem também ser reduzidos
a sulfetos.
Nas tubulações de esgotos sanitários, o sulfeto é formado em películas que se
formam na parte submersa do tubo e que chegam a ter até cerca de 3 mm de espessura. O oxigênio
do esgoto, se houver, penetra nesta película por difusão. As bactérias consomem-no e a camada em
contato com o tubo se torna anaeróbia. Estas camadas possuem baixa atividade biológica devido à
falta de matéria orgânica e de nutrientes. O sulfato e os nutrientes orgânicos são utilizados em uma
fina camada de apenas cerca de 0,25 mm. Quando a parte mais externa da película se encontra em
condições aeróbias, o sulfeto formado na zona aeróbia é oxidado ao passar para a zona aeróbia. Se a
concentração de oxigênio dissolvido no esgoto for baixa, não será suficiente para oxidar todo o
sulfeto gerado e o excedente será transferido para o esgoto. A faixa de concentração limite de
oxigênio para evitar o acesso do sulfeto ao esgoto é de 0,1 a 1,0 mg/L, dependendo da temperatura e
do grau de turbulência. Se o esgoto apresentar-se estacionário ou movimentando-se muito
lentamente, o oxigênio estará ausente próximo à parede do tubo e o sulfeto pode escapar da
película, mesmo que o esgoto possua concentração de oxigênio dissolvido acima de 1,0 mg/L. Se
houver sólidos em suspensão junto às paredes do tubo, a situação será ainda mais crítica e ocorrerá
o despreendimento de gás sulfídrico mesmo que altas concentrações de oxigênio dissolvido estejam
presentes.
Alguns efluentes industriais possuem sulfeto diretamente, isto é, sem ser oriundo da
redução de sulfato. São os casos dos efluentes de curtumes, indústrias de celulose e refinarias de
petróleo.
150
2.2. Importância nos estudos de controle da qualidade das águas
O sulfeto provoca problemas de toxicidade aguda em operadores de rede coletora de
esgotos, conforme já comentado. Vários acidentes fatais foram registrados. A maioria dos autores
considera que a concentração de 300 ppm de sulfeto no ar pode ser letal e que concentrações
inferiores provocam irritação nos olhos e no aparelho respiratório, dores de cabeça e cegueira
temporária. Conforme também mencionado no sub-item referente ao sulfato, que é a principal fonte
de sulfeto nas águas, este último é responsável também pela corrosão de estruturas, especialmente
as de cimento, reduzindo sua vida útil. O gás sulfídrico liberado para a atmosfera do tubo é
absorvido pela umidade da parede não submersa, transformando-se em ácido sulfúrico. As bactérias
do gênero Thiobacillus (Thiobacillus concretivorus, Thiobacillus thioparus, Thiobacillus
neopolitamus e Thiobacillus thiooxidans) são responsáveis por esta conversão e se mantêm ativas
em concentrações de ácido sulfúrico de até 7% e pH de 1,35.
O ataque do ácido sulfúrico à parte não submersa do cimento resulta na formação de
sulfato de cálcio, que se aglomera junto com o material inerte formando uma massa pastosa, de
acordo com a equação:
H2SO4 + Ca(OH)2 → CaSO4 + 2 H2O
A corrosão do tubo não se configura de forma uniforme, devido às correntes de ar
que controlam a taxa de transferência de H2S para a sua parede. O fluxo de ar na direção do
escoamento do esgoto, aliado às diferenças de temperatura, provoca o aparecimento de correntes
transversais. Como a temperatura da parede do tubo é menor que a do esgoto, ocorre o resfriamento
do ar que tende a descer. O ar aquecido pelo esgoto sobe na parte central, resultando, em conjunto
com o escoamento axial, um movimento helicoidal duplo. O deslocamento do ar provoca a taxa de
transferência máxima de H2S no topo do conduto.
Outro fator que contribui para a distribuição desigual da corrosão é a migração do
ácido sulfúrico para o esgoto, que remove o sulfato de cálcio e as demais impurezas, deixando a
parede suscetível a novos ataques, quando o nível do esgoto na tubulação diminui.
Também foi observado o importante incômodo causado pelo H2S devido ao seu odor
característico de ovo podre. Segundo a literatura, o limite de concentração de percepção de H2S
pelo olfato humano está entre 0,025 e 0,25 µg/L. É interessante observar que, por outro lado,
concentrações elevadas deste gás provocam efeitos anestésicos sobre as mucosas nasais,
dificultando a sua percepção, agravando os problemas de acidentes devido à sua toxicidade.
Na literatura pertinente ao tratamento biológico de esgotos pelo processo de lodos
ativados, comenta-se que a presença de sulfeto nos despejos produz intumescimento filamentoso do
lodo, devido, principalmente, à presença da bactéria Thiothrix, que é químio-autotrófica, obtendo
energia através da oxidação dos sulfetos.
O sulfeto provoca efeitos inibidores sobre o tratamento anaeróbio de efluentes
industriais. Embora os limites de tolerância não tenham ainda sido bem definidos, tem-se observado
que concentrações da ordem de 100 a 150 mg/L são inibitórias. Cabe aqui ser lembrado o
importante efeito antagônico que a presença de sulfeto exerce sobre a toxicidade de metais pesados.
Sendo os sulfetos metálicos bastante insolúveis, precipitam-se mutuamente, diminuindo os efeitos
tóxicos de ambos por tornarem-se indisponíveis.
Nas águas naturais, o gás sulfídrico provoca a morte de peixes em concentrações na
faixa de 1 a 6 mg/L, além do efeito indireto do consumo de oxigênio ao se oxidar. Este fenômeno é
conhecido por demanda imediata de oxigênio.
151
2.3. Determinação da concentração de sulfeto em águas
O sulfeto pode se apresentar na água na forma de sais metálicos insolúveis ou
dissolvidos, como H2S e como HS-. As concentrações destes últimos são variáveis, dependendo do
pH, conforme a equação química:
H2S ↔ HS- + H+
A forma iônica S-2 está presente em quantidade pouco significativa, menor que 0,5%
do sulfeto dissolvido em pH igual a 12,0 e menor do que 0,05% em pH menor do que 11,0. Sob o
ponto de vista analítico, os sulfetos são divididos em três categorias:
a) Sulfeto total, incluindo as formas dissolvidas e particuladas;
b) Sulfeto dissolvido, definido como a forma de sulfeto que permanece na água após a remoção
através de coagulação e floculação com cloreto de alumínio e sedimentação; e
c) Sulfeto de hidrogênio não ionizável: Calculado a partir da concentração de sulfeto dissolvido,
do pH da amostra e da constante de dissociação do H2S.
Basicamente, existem dois métodos para a quantificação de sulfeto em águas:
a) Método colorimétrico do azul de metileno, mais utilizado para águas não poluídas e com
concentrações de sulfeto inferior a 20 mg/L. Este método é baseado na reação do sulfeto com o
cloreto férrico e a dimetil-p-fenilenodiamina, produzindo o azul de metileno. O fosfato de
amônio é adicionado para o desenvolvimento da cor e para a remoção da coloração do cloreto
férrico. Para que este método possa ser aplicado, a solução de sulfeto deve ser padronizada por
titulometria com iodo.
b) Método titulométrico com iodo, que é exato para concentrações de iodo acima de l mg/L, na
ausência de interferentes e sea perda de H2S for evitada. Este método pode ser evitado, desde
que as interferências sejam removidas. Baseia-se no fato de que o iodo reage com o sulfeto em
solução ácida, oxidando-o a enxofre.
Inicialmente, antes da realização da determinação propriamente dita, devem ser
removidas as substâncias interferentes como tiossulfato, sulfito e matéria orgânica, e o sulfeto deve
ser concentrado. Para isto, faz-se a precipitação do mesmo com acetato de zinco e remove-se o
sobrenadante, que é substituído por água destilada.
2.4. Medidas para o controle de sulfeto
Nas tubulações de esgotos sanitários, certamente a primeira medida é adotar como
critério de projeto tensão trativa superior a 1,5 Pa em interceptores e 1,0 Pa em coletores tronco. A
medida corretiva mais utilizada é a adição do nitrato de sódio. O nitrato funciona como aceptor de
elétrons nas reações de oxidação biológica, em detrimento do sulfato, pois a reação é favorecida
termodinamicamente. Consequentemente o sulfato não é reduzido a sulfeto e os problemas de
corrosão ou de proliferação de odor não ocorrem.
Outra ação corretiva a ser considerada é a introdução de oxigênio, seja através da
injeção de oxigênio comercial em linhas de recalque ou tubulações de escoamento livre, ou através
de compressores de ar em linhas de recalque. Introduzindo-se oxigênio nas tubulações, garante-se a
ausência de sulfetos. A introdução de ar comprimido em linhas de recalque é recomendada quando
estas tem inclinação acentuada e são sempre ascendentes. O oxigênio comercial deve ser preferido
quando o perfil da linha de recalque é irregular ou quando a altura de recalque é pequena, tornando
difícil a dissolução do oxigênio pela injeção de ar. A adição de oxigênio em coletores por gravidade
é recomendada quando não há estação elevatória. Uma parcela do esgoto é pressurizada, recebendo
152
o oxigênio na tubulação ou em um tanque, de tal forma que o tempo de contato seja suficiente para
sua dissolução. Após este tempo de contato, o esgoto com o oxigênio dissolvido é conduzido ao
fluxo de esgotos por meio de difusores.
A adição de produtos químicos é outra medida corretiva que pode ser considerada.
Pode-se recorrer tanto à oxidação do sulfeto com cloro ou peróxido de hidrogênio, ou convertê-lo
em uma forma não volátil através de precipitação química com sais metálicos ou através da
elevação de pH.
O cloro oxida o sulfeto através da reação:
HS- + 4 Cl2 + 4 H2O → SO4-2 + 9 H+ + 8 Cl-
Estequiometricamente, para cada parte de sulfeto, são necessárias 9 partes em massa
de cloro. No entanto, as dosagens não podem ser previstas estequiometricamente, uma vez que o
cloro oxida outras substâncias, sobretudo matéria orgânica. Para esgoto sanitário, recomendam-se
dosagens de cloro da ordem de 10 a 15 partes por parte de sulfeto. Além de oxidante, o cloro age
como inibidor do crescimento de bactérias redutoras de sulfato e as que consomem oxigênio na
decomposição de matéria orgânica, sendo esta vantagem na rede coletora compensada pelos
prejuízos para os processos biológicos de tratamento causados pela presença do cloro residual. A
adição do peróxido de hidrogênio resulta nas seguintes vantagens: é estável, não corrosivo,
facilmente manuseável, específico, não produz sub-produtos tóxicos, é miscível com os esgotos e
aumenta a biodegradabilidade de alguns compostos orgânicos. Em pH igual a 7,0 ocorre a seguinte
reação:
H2S + H2O2 → So + 2 H2O
Esta reação demonstra a necessidade de uma parte de peróxido por parte de sulfeto.
Em pH acima de 9,0 ocorre a seguinte reação:
S-2 + 4 H2O2 → SO4-2 + 4 H2O e
HS- + 4 H2O2 → HSO4- + 4 H2O
Portanto, são necessárias 4 partes de peróxido para oxidar uma parte de sulfeto.
Na introdução de sais metálicos para o controle de sulfeto, o mais usado é uma
combinação de ferro II e ferro III, na proporção de 1:2. A reação de precipitação pode ser
representada pela seguinte equação:
Fe+2 + 2 Fe+3 + 4 HS- → Fe3S4 + 4 H+
Com esta medida, a concentração de sulfeto dissolvido no esgoto se reduz a 0,2
mg/L.
Outra medida para evitar o desprendimento de sulfeto é a elevação do pH do esgoto,
que faz com que o equilíbrio seja deslocado no sentido da maior formação de sulfeto na forma
ionizada,. Normalmente, é feito um tratamento de choque elevando-se o pH dos esgotos para 12,0,
medida que também provoca efeito inibidor sobre as bactérias. Este método é adequado apenas para
pequenas vazões.
153
A ventilação pode também ser usada para combater a diminuição da concentração de
oxigênio na tubulação de esgotos, reduzir as concentrações de gás sulfídrico, secar a parede do
coletor, prevenir atmosferas letais ou explosivas ou como medida de controle de odor.
No campo do tratamento de efluentes industriais, o sulfato ferroso é bastante
empregado na remoção de sulfeto de águas residuárias de curtumes. A adição deste composto
provoca redução de pH do despejo e a precipitação de sulfeto de ferro. A cal, presente na água
residuária, deposita-se sob a forma de sulfato de cálcio. As proteínas coloidais são também
removidas por precipitação, devido ao abaixamento de pH. A parcela de sulfeto que não precipita
pode ser removida por aeração. O uso de sal de ferro apresenta ainda a vantagem de o sal ser
resíduo da operação de decapagem de chapas, reduzindo os custos de aquisição, além do fato de o
lodo produzido apresentar boas condições de filtrabilidade em máquinas desaguadoras como os
filtros-prensa. Além dos sais de ferro, pode ser empregado o bissulfato de sódio, que é um sub-
produto da produção do ácido clorídrico.
Na2S + 2 NaHSO4 → 2 Na2SO4 + H2S
Para 9 g de sulfeto de sódio presente nos despejos da caleação, são necessárias 32 g
de bissulfito de sódio. Outro processo empregado em curtumes é a carbonatação, em que o gás
carbônico, proveniente dos gases queimados das caldeiras, é introduzido nos despejos para provocar
redução no pH:
CO2 + Na2S + H2O → Na2CO3 + H2S
Em ambos os casos ocorre a formação de gás sulfídrico, que pode ser parcialmente
absorvido em água de cal, formando sulfidrato de cálcio. A outra parcela deste gás é queimada,
formando SO2, que é utilizado na destruição do H2S que permaneceu no despejo, convertendo-se
em enxofre elementar, conforme:
2 H2S + SO2 → 2 H2O + 3 So
Outro processo de remoção de sulfeto é o arraste com ar ou vapor, que pode ser
realizado em colunas de bandejas ou recheadas. A água residuária entra no sistema pela parte
superior e o vapor ou ar é introduzido na parte de baixo, circulando em contra-corrente.
Anteriormente, procede-se à acidificação dos despejos para provocar o deslocamento do equilíbrio
no sentido de maximizar a quantidade de gás sulfídrico. No tratamento de águas residuárias
provenientes de refinarias de petróleo obtém-se cerca de 96 a 100% de eficiência na remoção de
sulfeto através deste processo, sendo sua concentração no despejo tratado inferior a 5 mg/L.
Nos processos de tratamento biológico aeróbio, o sulfeto é removido por oxidação
ou por volatilização.
3. Cloreto em Águas
3.1. Fontes nas águas naturais
O cloreto é o ânion Cl- que se apresenta nas águas subterrâneas através de solos e
rochas. Nas águas superficiais são fontes importantes as descargas de esgotos sanitários, sendo que
cada pessoa expele através da urina cerca de 6 g de cloreto por dia, o que faz com que os esgotos
apresentem concentrações de cloreto que ultrapassam a 15 mg/L. Diversos são os efluentes
industriais que apresentam concentrações de cloretos elevadas, como os da indústria do petróleo,
algumas indústrias farmacêuticas, curtumes, etc. Nas regiões costeiras, através da chamada intrusão
da língua salina, são encontradas águas com níveis altos de cloreto. Nas águas tratadas, a adição de
154
cloro puro ou em solução leva a uma elevação do nível de cloreto, resultante das reações de
dissociação do cloro na água.
3.2. Importância nos estudos de controle de qualidade das águas
Para as águasde abastecimento público, a concentração de cloreto constitui-se em
padrão de potabilidade, segundo a Portaria 36 do Ministério da Saúde. O cloreto provoca sabor
“salgado” na água, sendo o cloreto de sódio o mais restritivo por provocar sabor em concentrações
da ordem de 250 mg/L, valor este que é tomado como padrão de potabilidade. No caso do cloreto de
cálcio, o sabor só é perceptível em concentrações de cloreto superior a 1000 mg/L. Embora hajam
populações árabes adaptadas ao uso de águas contendo 2.000 mg/L de cloreto, são conhecidos
também seus efeitos laxativos.
Da mesma forma que o sulfato, sabe-se que o cloreto também interfere no tratamento
anaeróbio de efluentes industriais, constituindo-se igualmente em interessante campo de
investigação científica.
O cloreto provoca corrosão em estruturas hidráulicas, como por exemplo em
emissários submarinos para a disposição oceânica de esgotos sanitários, que por isso têm sido
construídos com polietileno de alta densidade (PEAD). Interferem na determinação da DQO e,
embora esta interferência seja atenuada pela adição de sulfato de mercúrio, as análises de DQO da
água do mar não apresentam resultados confiáveis. Interfere também na determinação de nitratos.
Antigamente o cloreto era utilizado como traçador, para a determinação de vazão em
rios em locais de difícil acesso, impossível de se instalar equipamentos de medição direta. Eram
lançadas salmouras de conhecida concentração de cloreto e eram retiradas amostras das águas do
rio, em pontos estratégicos para que, a partir dos resultados das determinações de cloreto e de
estudos de balanço de massa, fosse determinada a vazão. Hoje esta aplicação foi substituída pelo
emprego de traçadores radioativos, detectáveis com boa precisão em concentrações bem menores.
Também eram utilizados como indicadores da contaminação por esgotos sanitários, podendo-se
associar a elevação do nível de cloreto em um rio com o lançamento de esgotos sanitários. Hoje,
porém, o teste de coliformes fecais é mais preciso para esta função.
O cloreto apresenta também influência nas características dos ecossistemas aquáticos
naturais, por provocar alterações na pressão osmótica em células de microrganismos.
3.3. Determinação da concentração de cloreto em águas
Existem alguns tipos de análises titulométricas para a determinação do nível de
cloreto em amostras de água. A mais difundida é conhecida por método de Mohr, que consiste em
uma titulação com nitrato de prata 0,0141mols/L. O cloreto tem mais afinidade pela prata que o
nitrato, ocorrendo a precipitação de cloreto de prata, conforme a reação:
Ag+ + Cl- ↔ AgCl
O indicador utilizado é o cromato de potássio, que também apresenta maior afinidade
pela prata que o nitrato, porém menor que o cloreto. Assim, quando se esgota todo o cloreto da
amostra, a prata passa a reagir com o cromato, conforme a reação:
2 4
2
2 4Ag CrO Ag CrO
+ −+ ↔
Assim, ocorre imediatamente a viragem de amarelo para uma cor comumente
identificada por “tijolo”. O meio deve ser ligeiramente alcalino para que não ocorra a formação de
hidróxido de prata (pH elevado) ou transformação do cromato em dicromato (pH baixo).
155
Neste método, existe a alternativa de uso de indicador por adsorção, a
diclorofluoresceína, que produz um precipitado rosa. Há também um método alternativo através de
titulação com nitrato de mercúrio, utilizando-se difenilcarbazona como indicador.
3.4. Remoção de cloreto
Por se tratar de mais um caso de íons em solução verdadeira da água, os cloretos são
muito estáveis, não sendo removidos em estações convencionais de tratamento de águas. Exigem
processos especiais como os de membrana (osmose reversa), destilação (como por exemplo a
destilação solar) e processos à base de troca-iônica. Infelizmente estes processos são complexos e
caros, sendo em geral inviáveis para o emprego no abastecimento público de água no Brasil.
Recentemente, os custos do processo têm-se reduzido; unidades mais compactas têm sido
desenvolvidas e utilizadas em pequenos sistemas de abastecimento com água salobra. Estas
instalações são frequentes no tratamento de águas que abastecem algumas modalidades de
indústrias bastante exigentes em termos de qualidade da água.
4. Cianeto
4. 1. Fontes nas águas naturais
O cianeto é o ânion (CN)- que aparece nas águas naturais devido a descargas de
efluentes industriais, principalmente os provenientes de seções de galvanoplastias. Também as
fecularias de mandioca apresentam efluentes contaminados com cianeto. As galvanoplastias são
atividades industriais em que se faz o recobrimento de uma peça metálica por outro metal, para
conferir-lhe proteção contra a corrosão ou embelezamento, ou então para aumentar a resistência
mecânica. O recobrimento é feito geralmente por eletrodeposição, por incursão de corrente elétrica
em um banho. O cianeto é um dos eletrólitos comumente presentes nos banhos alcalinos. Embora
muitos esforços tenham sido feitos no campo da Engenharia Química para a substituição deste
componente tóxico, esta é ainda a situação encontrada no Brasil.
4. 2. Importância nos estudos de controle de qualidade de águas
O cianeto é um ânion tóxico, prejudicando o abastecimento público de água, bem
como os ecossistemas naturais e os dos reatores para o tratamento biológico de esgotos. A dosagem
máxima diária suportada pelo homem é de 0,05 mg/kg e o padrão de potabilidade fixado pela
Portaria 36 do Ministério da Saúde é de 0,1 mg/L. Os peixes são sensíveis à presença de cianeto,
sendo que algumas poucas miligramas por litro são suficientes para causar a morte de certas
espécies em menos de uma hora. A Resolução n° 20 do CONAMA impõe limites para a
concentração de cianeto para as diversas classes de águas nacionais interiores e costeiras. Podem
também ocorrer problemas de inibição nas estações de tratamento de esgotos municipais. No Estado
de São Paulo, o Decreto n° 8468 estabelece o limite máximo de 2,0 mg/L para a concentração de
cianeto em efluentes industriais ligados à rede pública provida de sistema de tratamento. Para a
descarga de efluentes diretamente no corpo receptor, tanto a legislação federal (Resolução n° 20 do
CONAMA) quanto a estadual impõem 0,2 mg/L como padrão de emissão.
No caso das águas naturais, a concentração do íon cianeto é reduzida pelo ácido
carbônico e outros ácidos transformando a forma iônica em ácido cianídrico, que é volátil. No
entanto, o principal mecanismo de diminuição dos níveis de cianeto em águas é a oxidação,
incluindo a oxidação bioquímica, seguida pela hidrólise:
2 CN- + O2 ↔ 2 CNO-
2 CNO- + 2 H2O ↔ NH4+ + CO3-2
156
A forte radiação solar e estações úmidas favorecem a oxidação bioquímica, causando
por conseguinte a redução da concentração dessa espécie em águas. O cianeto, essencialmente em
sua forma iônica, é facilmente adsorvido pelo material particulado suspenso e sedimento de fundo.
4.3. Determinação da concentração de cianeto em águas
Os íons cianeto podem ser determinados através de método colorimétrico ou através
do uso de eletrodo de íons específico.
4.4. Remoção de cianeto
O cianeto é removido das águas por oxidação ou troca iônica. Os processos
oxidativos são mais empregados por razões de simplicidade e economia, embora a troca iônica seja
ambientalmente mais recomendável. Curioso notar que, quando o cianeto se encontra em
concentrações baixas relativamente à concentração de matéria orgânica biodegradável, como é o
caso dos efluentes de fecularias de mandioca, até mesmo a oxidação biológica é possível, tendo sido
demonstrada a biodegradabilidade de cianetos em processos de lodos ativados.
Os efluentes predominantemente inorgânicos e com concentrações de cianeto
relativamente altas são tratados por oxidação química em meio alcalino, empregando-se cloro ou
peróxido de hidrogênio e soda cáustica. Mais recentemente, tem-se investigado o uso da
ozonização. O uso do cloro é mais comum devido ao custo mais baixo. Devido ao fato de as vazões
de efluentes galvânicos serem geralmente pequenas, o uso decompostos clorados é preferível em
relação ao cloro-gás, por razão de maior simplicidade das instalações. Geralmente emprega-se
solução de hipoclorito de sódio que oxida o cianeto, conforme a seqüência de reações:
NaCN + Cl2 → CNCl + NaCl
CNCl + 2 NaOH → NaCNO + NaCl + H2O
2 NaCNO + 4 NaOH + 3 Cl2 → 6 NaCl + 2 CO2 + 2 H20 + N2
A segunda reação é a mais restritiva em termos de pH, exigindo um valor em torno
de 11,5. Até a segunda reação, obtém-se a transformação do cianeto a cianato, que é mil vezes
menos tóxico. Mas para a destruição total do cianeto em gás carbônico e nitrogênio é necessária a
ocorrência da terceira reação, consumindo-se cerca de o dobro da dosagem de cloro necessária para
as duas primeiras reações. Como há dificuldade em se prever estequiometricamente as dosagens
necessárias, o tratamento é feito empiricamente, monitorando-se o residual de cianeto ou potencial
de óxido-redução em função das dosagens aplicadas.
Existem casos mais difíceis de tratamento, que são aqueles em que o cianeto se
encontra complexado. A aplicação de processos à base de eletrodeposição é o recomendável para
estas situações.
5. Questionário
1) Que problemas podem ser advindos das descargas de efluentes industriais com elevadas
concentrações de sulfato no sistema público de coleta e tratamento de esgotos?
2) Que tipos de efluentes industriais podem conter cianeto? Que princípios de tratamento podem
ser considerados para a remoção destes constituintes das águas?
3) Que dificuldades podem ser previstas no abastecimento de água de uma comunidade a partir de
uma fonte em que a água natural apresenta elevados níveis de cloreto (água salobra)?
157
4) Comentar sobre a confiabilidade dos resultados das determinações de DQO usadas no controle
da poluição por matéria orgânica em águas marinhas e em efluentes industriais com elevados
níveis de cloreto.
5) Discorrer sobre as técnicas para o controle de odor devido a sulfeto em sistemas de esgotos
sanitários.
6. Referências bibliográficas
11. APHA, AWWA, WEF, “Standard Methods for the Examination of Water and Wastewater”. 18th
ed. Washington. 1992.
12. CETESB, “Legislação Estadual, Controle da Poluição Ambiental”. Série Legislação. São Paulo,
1991.
13. CETESB, “Legislação Federal, Controle da Poluição Ambiental”. Série Legislação. São Paulo,
1991.
14. KATO, M.T. “Cloretos”. Roteiro de aula da disciplina Qualidade da Água, do Ar e do Solo.
Escola de Engenharia Mauá. São Caetano do Sul/SP, 1983.
15. KATO, M.T. “Sulfatos”. Roteiro de aula da disciplina Qualidade da Água, do Ar e do Solo.
Escola de Engenharia Mauá. São Caetano do Sul/SP, 1983.
16. METCALF & EDDY, “Wastewater Engineering: Treatment, Disposal, Reuse. 3rd ed. New
York. Mc Graw-Hill Book Company, 1991.
17. MINISTÉRIO DA SAÚDE, “Portaria 36: Padrões de Potabilidade”. 1990.
18. MORITA, D.M., “Sulfetos”, em: Caracterização de Águas Residuárias. Curso elaborado para a
Companhia de Saneamento Básico do Estado de São Paulo – SABESP. São Paulo. Janeiro,
1996.
19. MORITA, D.M. e PIVELI, R. P., “Ânions de Interesse nos Estudos de Controle da Qualidade
das Águas”. Em: Caracterização de Águas Residuárias. Curso elaborado para a Companhia
de Saneamento Básico do Estado de São Paulo – SABESP. São Paulo. Janeiro, 1996.
20. POVINELLI, J., Notas de aula da disciplina “Técnicas Experimentais em Saneamento
Ambiental”, do Curso de Pós-Graduação em Engenharia Hidráulica e Saneamento. Escola
de Engenharia de São Carlos – USP, 1979.
21. SAWYER, C.N. & McCARTY, P.L., “Chemistry for Environmental Engineers”. 4th ed. New
York. Mc Graw-Hill Book Company, 1994.
22. TAKAHASHI, A., “Sulfetos em Interceptores de Esgotos: Ocorrência, Medidas Preventivas e
Corretivas”. São Paulo, 1983, 108p. Dissertação (Mestrado) Escola Politécnica – USP.
Questões de múltipla escolha – Aula 7
1) Não é problema decorrente da redução de sulfato à sulfeto, em condições anaeróbias nas redes
coletoras de esgotos:
a) Corrosividade
b) Exalação de maus odores
c) Proliferação de vetores como ratos e baratas
d) Toxicidade sobre os operadores da rede
e) Inibição da atividade metanogênica caso seja empregado processo anaeróbio de tratamento de
esgoto
158
2) Não é problema decorrente da presença de cloreto em águas para abastecimento ou residuárias:
a) Toxicidade sobre os organismos aquáticos
b) Desenvolvimento de sabor salgado
c) Inibição do tratamento anaeróbio de efluentes industriais
d) Corrosão em estruturas hidráulicas
e) Interferência na determinação de outros constituintes químicos
3) A presença de concentrações excessivas de sulfato em efluentes industriais pode acarretar
maiores problemas no tratamento através de processo:
a) Físico-químico, a base de flotação por ar dissolvido
b) Físico-químico, a base de coagulação e floculação
c) Biológico aeróbio, sem retenção de biomassa
d) Biológico aeróbio, com retenção de biomassa
e) Biológico anaeróbio
4) O cianeto pode estar presente em efluentes de indústrias:
a) De tintas e pigmentos, siderúrgicas e galvanoplastias
b) Siderúrgicas, galvanoplastias e de fecularia de mandioca
c) Têxteis, siderúrgicas e de açúcar e álcool
d) Galvanoplastias, de curtimento de couro e petroquímicas
e) De curtimento de couro, de fecularia de mandioca e têxteis
5) O cianeto pode ser removido de efluentes industriais predominantemente inorgânicos através
do seguinte processo químico:
a) Oxidação
b) Precipitação
c) Redução
d) Complexação
e) Ionização
6) Qual dos seguintes processos de tratamento é adequado para a remoção de cloreto de águas:
a) Oxidação
b) Coagulação e floculação
c) Precipitação química
d) Osmose reversa
e) Centrifugação
7) A concentração de cloreto em água pode ser determinada através de:
a) Titulometria ou eletrodo de íon seletivo
b) Espectrofotômetro UV-Visível ou espectrofotometria de absorção atômica
c) Titulometria ou espectrofotometria UV-Visível
d) Eletrodo de íon seletivo ou espectrofotometria de absorção atômica
e) Espectrofotometria UV-Visível e titulometria
8) A concentração de sulfato em águas para abastecimento pode ser determinada através de:
a) Cromatografia gasosa ou turbidimetria
b) Titulometria ou espectrofotometria UV-Visível
c) Turbidimetria ou espectrofotometria UV-Visível
d) Titulometria ou espectrofotometria de absorção atômica
e) Turbidimetria ou espectrofotometria de absorção atômica
159
9) A concentração de cianeto em águas pode ser determinada através de:
a) Colorimetria ou eletrodo de íon seletivo
b) Titulometria e espectrofotometria de absorção atômica
c) Destilação e titulometria
d) Extração com solvente e especetrofotometria UV-Visível
e) Extração com solvente e destilação
10) A presença excessiva de cloreto em uma amostra de água traz importante interferência na
determinação de:
a) Demanda bioquímica de oxigênio
b) Demanda química de oxigênio
c) Carbono orgânico total
d) Óleos e graxas
e) Fósforo total
QUADRO DE RESPOSTAS – AULA 7
Nº 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10
A
B
C
D
E
Valor 1.0 1.0 1.0 1.0 1.0 1.0 1.0 1.0 1.0 1.0
160
CURSO: “QUALIDADE DAS ÁGUAS ECURSO: “QUALIDADE DAS ÁGUAS ECURSO: “QUALIDADE DAS ÁGUAS ECURSO: “QUALIDADE DAS ÁGUAS E
POLUIÇÃO: ASPECTOS FÍSICO-POLUIÇÃO: ASPECTOS FÍSICO-POLUIÇÃO: ASPECTOS FÍSICO-POLUIÇÃO: ASPECTOS FÍSICO-
QUÍMICOS”QUÍMICOS”QUÍMICOS”QUÍMICOS”
AULA 8AULA 8AULA 8AULA 8
FERRO, MANGANÊS E METAIS PESADOS EM ÁGUASFERRO, MANGANÊS E METAIS PESADOS EM ÁGUASFERRO, MANGANÊS E METAIS PESADOS EM ÁGUASFERRO, MANGANÊS E METAIS PESADOS EM ÁGUAS
Prof. Dr. Roque Passos Piveli
161
AULA 8: FERRO, MANGANÊS E METAISAULA 8: FERRO, MANGANÊS E METAISAULA 8: FERRO, MANGANÊS E METAISAULA 8: FERRO, MANGANÊS E METAIS
PESADOS EM ÁGUASPESADOS EM ÁGUASPESADOS EM ÁGUASPESADOS EM ÁGUAS
1. Ferro em Águas
1.1. Fontes de ferro nas águas
O ferro aparece principalmente em águas subterrâneas devido à dissolução do
minério pelo gás carbônico da água, conforme a reação:
Fe + CO2 + ½ O2 → FeCO3
O carbonato ferroso é solúvel e frequentemente é encontrado em águas de poços
contendo elevados níveis de concentração de ferro.
Nas águas superficiais,o nível de ferro aumenta nas estações chuvosas devido ao
carreamento de solos e à ocorrência de processos de erosão das margens. Também poderá ser
importante a contribuição devida a efluentes industriais, pois muitas indústrias metalúrgicas
desenvolvem atividades de remoção da camada oxidada (ferrugem) das peças antes de seu uso,
processo conhecido por decapagem, que normalmente é procedida através da passagem da peça em
banho ácido.
Nas águas tratadas para abastecimento público, o emprego de coagulantes à base de
ferro provoca elevação em seu teor.
1.2. Formas em que o ferro pode se apresentar nas águas
Basicamente, o ferro pode se apresentar nas águas nos estados de oxidação Fe+2 e
Fe+3. O íon ferroso (Fe+2) é mais solúvel do que o férrico (Fe+3). Portanto, os inconvenientes que o
ferro traz às águas devem ser atribuídos principalmente ao ferro “ferroso”, que, por ser mais
solúvel, é mais freqüente. Quando se pretende determinar apenas a fração solúvel, as amostras de
água são filtradas antes de serem submetidas à determinação da concentração de ferro. Este
parâmetro é denominado “ferro solúvel”. É também comum o uso da expressão “ferro coloidal”,
pois as partículas de ferro podem apresentar tal comportamento na água.
1.3. Importância nos estudos de controle de qualidade das águas
O ferro, apesar de não se constituir em um tóxico, traz diversos problemas para o
abastecimento público de água. Confere cor e sabor à água, provocando manchas em roupas e
utensílios sanitários. Também traz o problema do desenvolvimento de depósitos em canalizações e
de ferro-bactérias, provocando a contaminação biológica da água na própria rede de distribuição.
Por estes motivos, o ferro constitui-se em padrão de potabilidade, tendo sido estabelecida a
concentração limite de 0,3 mg/L na Portaria 36 do Ministério da Saúde. É também padrão de
emissão de esgotos e de classificação das águas naturais. No Estado de São Paulo, estabelece-se o
limite de 15 mg/L para concentração de ferro solúvel em efluentes descarregados na rede coletora
de esgotos seguidos de tratamento (Decreto n° 8468).
No tratamento de águas para abastecimento, deve-se destacar a influência da
presença de ferro na etapa de coagulação e floculação. As águas que contêm ferro caracterizam-se
por apresentar cor elevada e turbidez baixa. Os flocos formados geralmente são pequenos, ditos
“pontuais”, com velocidade de sedimentação muito baixa. Em muitas estações de tratamento de
água este problema só é resolvido mediante a aplicação de cloro, a chamada pré-cloração. Através
da oxidação do ferro pelo cloro, os flocos tornam-se maiores e a estação passa a apresentar um
162
funcionamento aceitável. No entanto, é conceito clássico que, por outro lado, a pré-cloração de
águas deve ser evitada, pois, em caso da existência de certos compostos orgânicos chamados
precursores, o cloro reage com eles formando trihalometanos, associados ao desenvolvimento do
câncer.
1.4. Determinação da concentração de ferro em águas
O ferro é determinado em água através de método espectrofotométrico, através de
reação de complexação com a ortofenantrolina, que reage com o ferro ferroso produzindo um
complexo avermelhado, obedecendo a Lei de Beer-Lambert, podendo-se fazer calibração em
espectrofotômetro com leituras a 530 nm.
Para a determinação de Fe+2, basta se adicionar a ortofenantrolina (1,10 C12H8O2) e
acetato de amônio às amostras e às diluições da solução-padrão de ferro (geralmente se emprega o
sulfato ferroso amoniacal como solução-padrão), lendo-se o valor da absorbância correspondente no
comprimento de onda adotado. Ocorrem, neste método, interferências de cor e turbidez e da
presença de agentes oxidantes.
Quando se deseja determinar a concentração de ferro total ou de ferro trivalente, há a
necessidade de se proceder à redução do Fe+3 a Fe+2, antes da determinação espectrofotométrica
propriamente dita. Esta redução é feita adicionando-se hidroxilamina em meio ácido (NH2OH.HCl)
à amostra, sob aquecimento em chapa, controlando-se a reação pela quantidade de amostra
evaporada.
Existem no mercado atualmente “kits” colorimétricos que permitem um resultado
aproximado através de comparação visual.
1.5. Remoção de ferro
Os processos mais comuns de remoção de ferro em águas baseiam-se na oxidação
Fe+2 → Fe+3, seguida da precipitação do Fe+3. O processo de oxidação mais simples é realizado
através de aeração, empregando-se aeradores de cascata, de tabuleiro ou bocais que lançam jatos de
água para a atmosfera. Em geral a aeração não é suficiente para produzir bons resultados,
necessitando-se empregar um oxidante químico forte, normalmente o hipoclorito de sódio ou outro
composto clorado. O uso de polieletrólitos pode causar uma melhoria na eficiência do processo.
2. Manganês nas Águas
O comportamento do manganês nas águas é muito semelhante ao do ferro em seus
aspectos os mais diversos, sendo que a sua ocorrência é mais rara. O manganês desenvolve
coloração negra na água, podendo-se se apresentar nos estados de oxidação Mn+2 (forma mais
solúvel) e Mn+4 (forma menos solúvel).
A concentração de manganês menor que 0,05 mg/L geralmente é aceitável em
mananciais, devido ao fato de não ocorrerem, nesta faixa de concentração, manifestações de
manchas negras ou depósitos de seu óxido nos sistemas de abastecimento de água.
163
3. Metais Pesados em Águas
3.1. Definição
Metais pesados são elementos químicos que apresentam número atômico superior a
22. Também podem ser definidos por sua singular propriedade de serem precipitados por sulfetos.
Entretanto, a definição mais difundida é aquela relacionada com a saúde pública: metais pesados
são aqueles que apresentam efeitos adversos à saúde humana.
3.2. Fontes de metais pesados nas águas naturais
Os metais pesados surgem nas águas naturais devido aos lançamentos de efluentes
industriais tais como os gerados em indústrias extrativistas de metais, indústrias de tintas e
pigmentos e, especialmente, as galvanoplastias, que se espalham em grande número nas periferias
das grandes cidades. Além destas, os metais pesados podem ainda estar presentes em efluentes de
indústrias químicas, como as de formulação de compostos orgânicos e de elementos e compostos
inorgânicos, indústrias de couros, peles e produtos similares, indústrias do ferro e do aço,
lavanderias e indústria de petróleo.
3.3. Importância nos estudos de controle de qualidade das águas
Os metais pesados constituem contaminantes químicos nas águas, pois em pequenas
concentrações trazem efeitos adversos à saúde. Desta forma, podem inviabilizar os sistemas
públicos de água, uma vez que as estações de tratamento convencionais não os removem
eficientemente e os tratamentos especiais necessários são muito caros. Os metais pesados
constituem-se em padrões de potabilidade estabelecidos pela Portaria 36 do Ministério da Saúde.
Devido aos prejuízos que, na qualidade de tóxicos, podem causar aos ecossistemas aquáticos
naturais ou de sistemas de tratamento biológico de esgotos, são também padrões de classificação
das águas naturais e de emissão de esgotos, tanto na legislação federal quanto na do Estado de São
Paulo. Nesta última, são definidos limites para as concentrações de metais pesados em efluentes
descarregados na rede pública de esgotos seguidos de estação de tratamento de forma diferenciada
dos limites impostos para os efluentes lançados diretamente nos corpos receptores, que são mais
rígidos.
Nas águas naturais, os metais podem se apresentar na forma de íons hidratados de
complexos estáveis (como os formados com ácido húmico e fúlvico), de partículas inorgânicas
formando precipitados (como, por exemplo, os precipitados de hidróxidos e sulfetos metálicos) que
se mantêm em suspensão, podem ser absorvidos em partículas em suspensão que se mantêm na
massa líquida, ou se misturam nos sedimentos do fundo. Podem também ser incorporados por
organismos vivos. Os caminhos preferenciais pelos quais os metais são transportados na água
dependem de diversos fatores de naturezas físicas,químicas e biológicas. De uma maneira geral, as
águas que recebem efluentes contendo metais pesados apresentam concentrações elevadas destes no
sedimento de fundo. Quando lamas insolúveis contendo metais são lançadas em grandes
quantidades, estes podem sofrer transformações químicas inclusive sob ações biológicas, sendo
lançados lentamente na corrente líquida.
Alguns metais pesados como o chumbo, por exemplo, podem ser absorvidos através
das raízes das plantas e se acumularem nas folhas, sendo devolvidos para as águas quando estas se
desprendem.
Os metais pesados atingem o homem através da água, do ar e do sedimento,
tendendo a se acumular na biota aquática. Alguns metais são acumulados ao longo da cadeia
alimentar, de tal forma que os predadores apresentam as maiores concentrações. No entanto, os
invertebrados são os organismos que apresentam concentrações mais elevadas. O chumbo e o
164
cádmio solúvel se acumulam preferencialmente em macroinvertebrados, fito e zooplâncton e em
peixes. O mercúrio solúvel se acumula mais intensamente em peixes.
As características gerais dos principais metais pesados são apresentadas a seguir:
a) Chumbo
O chumbo está presente no ar, no tabaco, nas bebidas e nos alimentos, nestes
últimos, naturalmente, por contaminação e na embalagem. Está presente na água devido às
descargas de efluentes industriais como, por exemplo, os efluentes das indústrias de acumuladores
(baterias), bem como devido ao uso indevido de tintas e tubulações e acessórios à base de chumbo.
Constitui veneno cumulativo, provocando um envenenamento crônico denominado saturnismo, que
consiste em efeito sobre o sistema nervoso central com conseqüências bastante sérias.
O chumbo é padrão de potabilidade, sendo fixado o valor máximo permissível de
0,05 mg/L pela Portaria 36 do Ministério da Saúde, mesmo valor adotado nos Estados Unidos. No
entanto, naquele país, estudos estão sendo conduzidos no sentido de reduzir o padrão para 0,01
mg/L. É também padrão de emissão de esgotos e de classificação das águas naturais. Nestes, para as
classes mais exigentes os valores estabelecidos são tão restritivos quanto os próprios padrões de
potabilidade, prevendo-se que o tratamento convencional de água não remove metais pesados
consideravelmente. Aos peixes, as doses fatais, no geral, variam de 0,1 a 0,4 mg/L, embora, em
condições experimentais, alguns resistam até 10 mg/L. Outros organismos (moluscos, crustáceos,
mosquitos quironomídeos e simulídeos, vermes oligoquetos, sanguessugas e insetos tricópteros)
desaparecem após a morte dos peixes, em concentrações superiores a 0,3 mg/L. A ação sobre os
peixes é semelhante à do níquel e do zinco.
b) Bário
O bário pode ocorrer naturalmente na água, na forma de carbonatos em algumas
fontes minerais. Decorre principalmente das atividades industriais e da extração da bauxita. Não
possui efeito cumulativo, sendo que a dose fatal para o homem é considerada de 550 a 600 mg.
Provoca efeitos no coração, constrição dos vasos sanguíneos elevando a pressão arterial e efeitos
sobre o sistema nervoso. O padrão de potabilidade é 1,0 mg/L (Portaria 36).
Os sais de bário são utilizados industrialmente na elaboração de cores, fogos de
artifício, fabricação de vidro, inseticidas, etc..
c) Cádmio
O cádmio se apresenta nas águas naturais devido às descargas de efluentes
industriais, principalmente as galvanoplastias. É também usado como inseticida. Apresenta efeito
agudo, sendo que uma única dose de 9,0 gramas pode levar à morte e efeito crônico, pois concentra-
se nos rins, no fígado, no pâncreas e na tireóide. O cádmio não apresenta nenhuma qualidade, pelo
menos conhecida até o presente, que o torne benéfico ou essencial para os seres vivos. Estudos
feitos com animais demonstram a possibilidade de causar anemia, retardamento de crescimento e
morte. O padrão de potabilidade é fixado pela Portaria 36 em 0,005 mg/L.O cádmio ocorre na
forma inorgânica, pois seus compostos orgânicos são instáveis; além dos malefícios já
mencionados, é um irritante gastrointestinal, causando intoxicação aguda ou crônica sob a forma de
sais solúveis. A literatura, no entanto, registra o caso de quatro pessoas que, por longo tempo,
ingeriram água com teor de 0,047 mg/L de cádmio, nada apresentando de sintomas adversos. No
Japão, um aumento de concentração de cádmio de 0,005 mg/L a 0,18 mg/L, provocado por uma
mina de zinco, causou a doença conhecida como “Doença de Itai –Itai”. A ação do cádmio sobre a
fisiologia dos peixes é semelhante às do níquel, zinco e chumbo.
165
d) Arsênio
Traços deste metalóide são encontrados em águas naturais e em fontes termais. É
usado como inseticida, herbicida, fungicida, na indústria da preservação da madeira e em atividades
relacionadas com a mineração e com o uso industrial de certos tipos de vidros, tintas e corantes. É
encontrado em verduras e frutas. Em moluscos, até 100 mg/Kg, sendo que a ingestão de 130 mg é
fatal. Apresenta efeito cumulativo, sendo carcinogênico. O padrão de potabilidade é 0,05 mg/L,
estabelecido pela Portaria 36 do Ministério da Saúde.
e) Selênio
Este não-metal se apresenta nas águas devido às descargas de efluentes industriais. É
tóxico tanto para o homem quanto para os animais. Provoca a chamada “doença alcalina” no gado,
cujos efeitos são permanentes. Aumenta e incidência de cáries dentárias e suspeita-se que seja
potencialmente carcinogênico, de acordo com os resultados de ensaios feitos com cobaias. O padrão
de potabilidade é 0,01 mg/L (Portaria 36).
f) Cromo hexavalente
O cromo é largamente empregado nas indústrias, especialmente em galvanoplastias,
onde a cromeação é um dos revestimentos de peças mais comuns. Pode ocorrer como contaminante
de águas sujeitas a lançamentos de efluentes de curtumes e de circulação de águas de refrigeração,
onde é utilizado para o controle da corrosão. A forma hexavalente é mais tóxica do que a trivalente.
Produz efeitos corrosivos no aparelho digestivo e nefrite. O padrão de potabilidade fixado pela
Portaria 36 é 0,05 mg/L.
g) Mercúrio
O mercúrio é largamente utilizado no Brasil nos garimpos, no processo de extração
do ouro (amálgama). O problema é em primeira instância ocupacional, pois o próprio garimpeiro
inala o vapor de mercúrio, mas, posteriormente, torna-se um problema ambiental, pois normalmente
nenhuma precaução é tomada e o material acaba por ser descarregado nas águas. Casos de
contaminação já foram identificados na região do Pantanal, no norte brasileiro e em outras. O
mercúrio é também usado em células eletrolíticas para a produção de cloro e soda e em certos
praguicidas ditos mercuriais. Pode ainda ser usado em indústrias de produtos medicinais,
desinfetantes e pigmentos.
É altamente tóxico ao homem, sendo que doses de 3 a 30 gramas são fatais.
Apresenta efeito cumulativo e provoca lesões cerebrais. É bastante conhecido o episódio de
Minamata no Japão, onde grande quantidade de mercúrio orgânico, o metil mercúrio, que é mais
tóxico que o mercúrio metálico, foi lançada por uma indústria, contaminando peixes e habitantes da
região, provocando graves lesões neurológicas e mortes. O padrão de potabilidade fixado pela
Portaria 36 do Ministério da Saúde é de 0,001 mg/L. Os efeitos sobre os ecossistemas aquáticos são
igualmente sérios, de forma que os padrões de classificação das águas naturais são também bastante
restritivos com relação a este parâmetro.
h) Níquel
O níquel é também utilizado em galvanoplastias. Estudos recentes demonstram que é
carcinogênico. Não existem muitas referências bibliográficas quanto à toxicidade do níquel;
todavia, assim como para outros íons metálicos, é possível mencionar que, em soluções diluídas,
estes elementos podem precipitar a secreção da mucosa produzida pelas brânquias dos peixes.
Assim, o espaço inter-lamelar é obstruído e o movimento normal dos filamentos branquias é
bloqueado. O peixe, impedido de realizar as trocas gasosas entre a água e os tecidos branquias,
166
morre por asfixia. Por outro lado, o níquel complexado (niquelcianeto) étóxico quando em baixos
valores de pH. Concentrações de 1,0 mg/L desse complexo são tóxicas aos organismos de água
doce.
i) Zinco
O zinco é também bastante utilizado em galvanoplastias na forma metálica e de sais
tais como cloreto, sulfato, cianeto, etc.. A presença de zinco é comum nas águas naturais,
excedendo em um levantamento efetuado nos EUA a 20 mg/L em 95 dos 135 mananciais
pesquisados. O zinco é um elemento essencial para o crescimento, porém, em concentrações acima
de 5,0 mg/L, confere sabor à água e uma certa opalescência à águas alcalinas. Os efeitos tóxicos do
zinco sobre os peixes são muito conhecidos, assim como sobre as algas. A ação desse íon metálico
sobre o sistema respiratório dos peixes é semelhante à do níquel, anteriormente citada. As
experiências com outros organismos aquáticos são escassas. Entretanto, é preciso ressaltar que o
zinco em quantidades adequadas é um elemento essencial e benéfico para o metabolismo humano,
sendo que a atividade da insulina e diversos compostos enzimáticos dependem da sua presença. A
deficiência do zinco nos animais pode conduzir ao atraso no crescimento. Nos EUA, populações
consumindo águas com 11 a 27 mg/L não tiveram constatada qualquer anormalidade prejudicial à
saúde. Os padrões para águas reservadas ao abastecimento público indicam 5,0 mg/L como o valor
máximo permissível.
j) Alumínio
O alumínio é abundante nas rochas e minerais, sendo considerado elemento de
constituição. Nas águas naturais doces e marinhas, entretanto, não se encontra concentrações
elevadas de alumínio, sendo esse fato decorrente da sua baixa solubilidade, precipitando-se ou
sendo absorvido como hidróxido ou carbonato. Nas águas de abastecimento e residuárias, aparece
como resultado do processo de coagulação em que se emprega sulfato de alumínio. Aparece nas
frutas e em outros vegetais em concentrações superiores a 3,7 mg/kg e em alguns cereais em
quantidades maiores que 15 mg/kg. O total de alumínio na dieta normal é estimado de 10 a 100
mg/dia. Pequenas quantidades de alumínio do total ingerido são absorvidas pelo aparelho digestivo
e quase todo o excesso é evacuado nas fezes. O total de alumínio presente no organismo adulto é da
ordem de 50 a 150 mg. Não é considerado tóxico ou prejudicial à saúde, tanto que não está incluído
em nenhum padrão de qualidade de águas para abastecimento público. Apesar disso, existem
estudos que o associam à ocorrência do mal de Alzheimer.
l) Estanho
O estanho (Sn) é um dos metais usuais, de cor branca, relativamente leve e muito
maleável. O estanho é inalterável ao ar e encontrado na natureza, sobretudo sob a forma de óxidos.
Este metal apresenta baixa solubilidade em águas, mesmo com aquecimento. Em soluções
concentradas de hidróxidos alcalinos, reage desprendendo hidrogênio. Praticamente não existe
bibliografia sobre a sua toxicidade aos organismos aquáticos, bem como quanto aos seus possíveis
efeitos à saúde humana.
m) Prata
A prata ocorre em águas naturais em concentrações baixas, da ordem de 0 a 2,0
µg/L, pois muitos de seus sais são pouco solúveis; a não ser no caso de seu emprego como
substância bactericida ou bacteriostática, ou ainda em processos industriais, esse elemento não é
muito abundante nas águas. A prata tem ação oligodinâmica, assim como o cobre. Esse elemento é
cumulativo, não sendo praticamente eliminado do organismo. A dose letal para o homem é de 10 g
como nitrato de prata. A ação da prata sobre a fauna ictiológica é semelhante às do zinco, níquel,
chumbo e cádmio.
167
n) Cobre
O cobre ocorre geralmente nas águas, naturalmente, em concentrações inferiores a
20 µg/L. Quando em concentrações elevadas, é prejudicial à saúde e confere sabor às águas.
Segundo pesquisas efetuadas, é necessária uma concentração de 20 mg/L de cobre ou um teor total
de 100 mg/L por dia na água para produzirem intoxicações humanas com lesões no fígado. No
entanto, concentrações de 5 mg/L tornam a água absolutamente impalatável, devido ao gosto
produzido. Interessante é notar, todavia, que o trigo contém concentrações variáveis de 190 a 800
mg/kg de cobre, a aveia 40 a 200 mg/kg, a lentilha 110 a 150 mg/kg e a ervilha de 13 a 110 mg/kg.
As ostras podem conter até 2000 mg/kg de cobre. O cobre em pequenas quantidades é até benéfico
ao organismo humano, catalisando a assimilação do ferro e seu aproveitamento na síntese da
hemoglobina do sangue, facilitando a cura de anemias. Para os peixes, muito mais que para o
homem, as doses elevadas de cobre são extremamente nocivas. Assim, trutas, carpas, bagres, peixes
vermelhos de aquários ornamentais e outros, morrem em dosagens de 0,5 mg/L. Os peixes morrem
pela coagulação do muco das brânquias e consequente asfixia (ação oligodinâmica). Os
microrganismos perecem em concentrações superiores a 1,0 mg/L. O cobre aplicado em sua forma
de sulfato de cobre, CuSO4.5H2O, em dosagens de 0,5 mg/L é um poderoso algicida. O Water
Quality Criteria indica a concentração de 1,0 mg/L de cobre como máxima permissível para águas
reservadas para o abastecimento público.
3.4. Determinação da concentração de metais pesados em águas
Todos os metais pesados podem ser quantificados em água através de fotometria de
chama, por espectrofotometria de absorção ou emissão atômica e por meio de métodos clássicos da
química analítica, como os colorimétricos. A escolha do método a ser usado depende do grau de
precisão necessário, do número de amostras a serem processadas e, obviamente, da disponibilidade
dos recursos materiais e humanos.
O método mais usual para a determinação de metais pesados em amostras de água é
a espectrofotometria de absorção atômica por chama, com pré-tratamento das amostras, que
consiste em uma digestão química para a remoção de matéria orgânica. Nesta digestão são
empregadas misturas de ácidos, como sulfúrico e nítrico, nítrico e clorídrico ou nítrico e perclórico.
Recentemente, tem-se recomendado a pré-digestão das amostras com o emprego de microondas,
uma vez que a digestão ácida não remove totalmente a matéria orgânica e provoca a perda de metais
por volatilização.
A absorção atômica é uma técnica altamente versátil para a determinação química de
diversos elementos metálicos e alguns não metálicos. Para a determinação direta da concentração de
um elemento por absorção atômica, devem ser considerados quatro componentes fundamentais do
equipamento:
• Fonte luminosa de linhas definidas e intensas, que emita radiação ressonante característica do
elemento a ser determinado.
• Sistema atomizador, para atomizar a amostra na chama.
• Monocromador, que isole a linha de ressonância de outras linhas que emita a fonte.
• Sistema detetor, que converta a radiação luminosa em corrente elétrica que, uma vez
convenientemente amplificada, possa ser lida no instrumento indicador.
A função do atomizador é converter a amostra em vapor atômico. Geralmente uma
chama aquece e excita os átomos para a absorção. O atomizador e a chama são posicionados entre a
fonte luminosa e o monocromador. O vapor atômico absorve parte da radiação ressonante emitida
pela fonte, geralmente uma lâmpada de cátodo oco, cuja absorção da intensidade de radiação pela
amostra é proporcional à concentração do analito, isto é, de acordo com a lei de Beer - Lambert.
168
A absorção atômica com forno de grafite é, provavelmente, um dos mais sensíveis
métodos capaz de determinar elementos na faixa de picogramas (10-12 gramas). Em muitos casos,
evita-se o pré-tratamento da amostra, eliminando-se os problemas de contaminação provenientes
dessa fase.
Na espectrofotometria de absorção atômica com forno de grafite trabalha-se com um
volume de amostra normalmente na faixa de dez a cem microlitros, injetado em um orifício
existente no centro de um tubo de grafite ou depositado numa plataforma acondicionada nesse tubo.
O tubo de grafite, que é construído de grafite de alta densidade, está contido em dois anéis de
grafite. A alíquota da amostra, quando colocada no tubo de grafite, passa por vários estágios de
aquecimento, denominadossecagem, pirólise ou carbonização e atomização. Para cada uma dessas
etapas, aplica-se uma voltagem adequada nos anéis cilíndricos. Controlando-se a corrente elétrica
que flui pelos anéis e, consequentemente, pelas paredes do tubo ou da plataforma, pode-se obter a
temperatura desejada para cada uma das etapas, até um máximo de 3.000oC. As temperaturas
utilizadas nessas fases dependerão da matriz e do elemento que se determina. A temperatura externa
do forno é mantida a nível seguro por circulação de água ao redor do sistema de grafite.
Internamente, devido às altas temperaturas alcançadas, evita-se a oxidação do tubo de grafite pelo ar
e sua consequente destruição, fluindo gás inerte, normalmente argônio, controlando ainda o efeito
da matriz. O gás interno é introduzido pelas extremidades abertas do tubo de grafite e escapa pelo
seu orifício central. O fluxo desse gás é interrompido depois de cada medida para que se possa
introduzir a próxima amostra.
Na etapa de atomização, este fluxo é interrompido e pode-se utilizar um pequeno
fluxo de gás, normalmente 50 mL por minuto. A interrupção desse fluxo na atomização é fator
importante na sensibilidade do método. Um fluxo de gás externo, normalmente argônio, elimina
eficientemente os materiais da matriz volatilizados durante a etapa de pirólise ou de carbonização
da amostra (PERKIN-ELMER, 1984).
A amostra no forno de grafite é aquecida em uma seqüência programada de
temperatura e tempo. Em cada temperatura programada há um desdobramento do tempo em tempo
de rampa – a temperatura passa para um outro valor rapidamente, e tempo de espera – a temperatura
permanece um tempo mais longo antes de atingir uma outra fase do aquecimento da amostra.
A primeira etapa do aquecimento é a secagem da amostra. Ela é normalmente
desdobrada em duas, sendo que na primeira utiliza-se uma temperatura menor que o ponto de
ebulição da matriz e, na segunda, a temperatura é maior que o ponto de ebulição da matriz.
Controla-se esta fase observando-se o aquecimento com um espelhinho de dentista colocado na
janela de quartzo por onde penetra luz monocromática proveniente da lâmpada de catodo oco, para
que se possa verificar se não está ocorrendo espalhamento da amostra para fora do tubo.
O segundo estágio de aquecimento é o de pirólise ou pré-atomização. Neste
momento, todo material orgânico ou qualquer matriz é carbonizado. Esta etapa é de fundamental
importância porque elimina em grande parte as interferências. Deve-se tomar cuidado para que a
temperatura não cause a volatilização do analito, antes da sua determinação na etapa de atomização.
A fase seguinte é a de atomização com uma temperatura alta o suficiente para
atomizar o analito e produzir a absorção atômica. O sinal de absorção resultante é de natureza
transitória, com a quantidade de luz absorvida dependendo somente da quantidade total do analito
existente na alíquota e não da concentração.
Pode-se ainda acrescentar duas etapas após a atomização: a limpeza e o resfriamento.
Com uma temperatura ligeiramente maior que a da atomização, garante-se a limpeza quanto a
qualquer resíduo de analito que tenha se condensado em alguma parte do tubo. O resfriamento é
necessário antes de se recomeçar o ciclo, evitando-se que a nova amostra se espalhe fora do tubo ao
encontrar sua superfície quente.
169
3.5. Remoção de metais pesados das águas
O processo mais eficiente para a remoção de metais pesados é o que se baseia no
fenômeno de troca iônica, empregando-se resinas catiônicas em sua forma primitiva de hidrogênio
ou na forma sódica. Este processo permite uma remoção percentual bastante significativa dos
metais presentes na água, viabilizando seu uso para finalidades industriais específicas e permitindo
também o reuso de efluentes industriais. Quando as resinas têm suas capacidades de troca
esgotadas, tem-se que se proceder às suas regenerações. Nesta fase, os metais podem até mesmo ser
separados e recuperados para reutilização no processo industrial; mas os custos do processo são
ainda elevados no Brasil para uso no tratamento de efluentes. As resinas são importadas e, além do
alto investimento inicial, há necessidade de reposições temporárias, devido aos desgastes sofridos
motivados pela presença de substâncias agressivas na água.
No campo do tratamento de efluentes, o processo mais utilizado é o da precipitação
química na forma de hidróxidos metálicos. Estes precipitam em faixas de pH diferentes, conforme
mostrado na figura 1.
Figura 1: Solubilidade de hidróxidos e sulfetos metálicos na água em função do pH .
FONTE: EPA (1978)
Cada íon metálico tem o seu valor de pH ótimo de precipitação como hidróxido, de
forma que, quando se têm misturas de diversos metais, pode ser necessário que se trabalhe em mais
de uma faixa de pH. Como normalmente as vazões de efluentes são baixas, os tratamentos são
desenvolvidos de forma estática, em regime de batelada, o que facilita o uso de mais de uma faixa
170
de pH. Nos processos contínuos, ter-se-ia que utilizar uma série de sistemas de mistura e
decantação.
Os desvios dos valores esperados teoricamente são grandes, de forma que sempre
devem ser feitos ensaios de tratabilidade antes do uso em escala industrial. A presença de agentes
complexantes é o principal fator de baixa eficiência do processo. Pré-tratamento à base de
floculação química pode ser necessário. O uso de polieletrólitos ou a filtração final dos efluentes
tratados podem resolver problemas decorrentes da má sedimentabilidade das partículas formadas.
O cromo hexavalente constitui uma particularidade em termos de tratamento. Devido
ao fato de não precipitar bem, todos os efluentes contaminados com cromo hexavalente devem ser
segregados dos demais para serem encaminhados ao pré-tratamento, que consiste em redução do
cromo à forma trivalente. São empregados como agentes redutores sulfato ferroso ou metabissulfito
de sódio. O pH da reação é mantido em torno de 2,5-3,0 pela adição de ácido sulfúrico. Completada
a redução, os efluentes poderão sofrer em seguida o processo de precipitação através de elevação de
pH ao valor recomendado.
Recentemente, foi desenvolvido nos Estados Unidos o processo de precipitação dos
metais pesados na forma de sulfetos. Além de serem mais insolúveis do que os hidróxidos, são
menos sujeitos à ação de agentes complexantes e podem ser precipitados em um único valor de pH.
Foi desenvolvido o processo com sulfeto solúvel, empregando-se o sulfeto de sódio, e o processo
com sulfeto insolúvel, utilizando-se um reagente à base de sulfeto ferroso. Embora os resultados
sejam melhores do que os obtidos no processo hidróxido, há o risco no manuseio de sulfetos,
podendo-se produzir compostos tóxicos. O processo ainda não é recomendável para ser adotado em
indústrias brasileiras que têm grandes dificuldades operacionais, normalmente não designando
técnicos químicos especializados para executar as operações de tratamento e controle. Uma
alternativa a ser investigada seria o emprego do processo sulfeto como polimento do processo
hidróxido, trabalhando-se desta forma com dosagens menores de sulfetos; mas a necessidade de um
bom controle das reações, persiste.
Um outro problema importante dos processos à base de precipitação química que
deve ser levado em consideração é a produção de quantidades relativamente grandes de lodos
contaminados com metais. Estes devem ser encaminhados a sistemas adequados de tratamento ou
disposição final, que nem sempre encontram-se disponíveis.
Os recentes avanços tecnológicos na área do tratamento de águas apontam a
possibilidade do emprego de processos de membrana como a osmose reversa para a remoção de
metais pesados das águas, o que pode ser usado como tratamento final, ou polimento sequencial a
outros processos mais simples, de forma a preservar as membranas do ataque de outros constituintes
presentes nos efluentes, reduzindo-se assim os custos operacionais do sistema.
4. Questionário
1) Qual a principal fonte de ferro nas águas naturais?
2) Quais as formas em queo ferro pode se apresentar na água e como elas influem nos processos
analíticos e nos processos de remoção?
3) Quais as implicações da presença elevada de ferro em águas para:
a) uso doméstico. b) tratamento para abastecimento público.
4) Quais as semelhanças e contrastes em relação à presença de ferro e manganês nas águas
naturais?
5) Quais as principais fontes de descarga de metais pesados nas águas naturais?
171
6) Como a presença de metais pesados em uma água natural pode influir em seu uso para
abastecimento público?
7) Qual a influência da presença de metais pesados em sistemas de esgotos sanitários, em relação
ao comportamento do tratamento biológico?
8) Quais os princípios de tratamento que podem ser aplicados para a remoção de metais pesados de
efluentes líquidos industriais? Comentar sobre as vantagens e desvantagens de cada um.
9) Na análise de uma água natural a ser utilizada para abastecimento público foram obtidos os
seguintes resultados:
pH: 10
Cor: 5 mg Pt / L
Sólidos dissolvidos: 600 mg/L
Ferro solúvel: 2,3 mg/L
Chumbo: 9,7 mg/L (Pb)
Cádmio: 1,2 mg/L (Cd)
Pergunta-se:
a) Existem incoerências neste laudo? Se sim, quais?
b) O que pode ser dito sobre a tratabilidade desta água para abastecimento público, de forma a
atender aos padrões de potabilidade estabelecidos pela Portaria 36 do Ministério da Saúde?
5. Referências bibliográficas
1) APHA; AWWA; WEF. “Standard Methods for the Examination of Water and Wastewater”.
American Public Health Association, 18th ed., Washington, 1992.
2) BRAILE, P.M.; CAVALCANTI, J.E.W.A..”Manual de Tratamento de Águas Residuárias
Industriais”. São Paulo, CETESB,1993.
3) BRANCO, S.M. “Hidrobiologia Aplicada à Engenharia Sanitária”. CETESB, São Paulo, 2ª ed.,
1987.
4) CETESB. Legislação Estadual, Controle da Poluição Ambiental, Estado de São Paulo. Série
Legislação, São Paulo, 1991.
5) CETESB. Legislação Federal, Controle da Poluição Ambiental, Estado de São Paulo. Série
Legislação, São Paulo, 1991.
6) ENVIRONMENTAL PROTECTION AGENCY. “Technology for Treatment of Effluents of
Metal Finishing Industries: Sulfide Precipitation”. Technology Transfer Series,
Washington, E.P.A., 1978.
7) Federal Water Pollution Control Administration, “Report of the National Advisory Committee
to the Secretary of the Interior”. Washington, Water Quality Criteria, 1968.
8) GUIMARÃES, F.P. “Veiculação Hídrica das Doenças”.Em: Curso de Epidemiologia e
Profilaxia das Doenças de Veiculação Hídrica. IES – SURSAN, Rio de Janeiro, 1967.
9) MINISTÉRIO DA SAÚDE. “Portaria 36: Padrões de Potabilidade”. 1990.
10) MORITA, D.M.; GARCIA Jr., A.D. “Metodologia Analítica Básica para Águas”. Em: Apostila
do curso Gerenciamento de Recursos Hídricos, Fundação Centro Tecnológico de
Hidráulica, 1993.
11) ROCHA, A.A., “Efeitos dos Poluentes Encontrados nos Efluentes de uma Galvanoplastia”.
REVISTA DAE nº 130 (42): 89-93, 1982.
172
12) ROCHA, A.A., “Poluição, Proteção e Usos Múltiplos de Represas”. São Paulo, CETESB, 1977.
13) SALGADO, M.J.M. “Influência dos Metais Pesados nas Águas Interiores”. Trabalho da
Disciplina Hidrobiologia II, Faculdade de Saúde Pública da USP, 1980.
14) SAWYER, C.N. & McCARTY, P.L., “Chemistry for Environmental Engineers”. 3rd ed. New
York. Mc Graw-Hill Book Company, 1978.
Questões de múltipla escolha – Aula 8
1) A presença de ferro solúvel em águas para abastecimento público associa-se principalmente a
que característica física:
a) Cor
b) Turbidez
c) Odor
d) Sólidos voláteis
e) temperatura
2) A principal fonte de ferro em águas naturais é:
a) Solo
b) Decomposição de matéria orgânica natural
c) Efluentes industriais
d) Drenagens de área agrícolas
e) Esgotos sanitários
3) São tipos de indústrias associadas ao lançamento de cromo em águas naturais
a) Petroquímica e galvanoplastia
b) Farmacêutica e curtume
c) Galvanoplastia e curtume
d) Celulose e galvanoplastia
e) Farmacêutica e celulose
4) O método mais usual para a determinação da concentração de ferro total em águas envolve:
a) Oxidação e titulação de formação de complexos
b) Precipitação e gravimetria
c) Redução e espectrofotometria UV-visível
d) Oxidação e espectrofotometria de absorção atômica
e) Precipitação e digestão química
5) Os diversos metais pesados podem ser determinados em águas, mesmo em baixas concentrações
e com bons níveis de precisão através de:
a) Cromatografia líquida
b) Espectrofotometria de absorção atômica com forno de grafite
c) Espectrômetro de massa
d) Cromatografia gasosa
e) Titulometria de ionização
6) Os metais pesados podem ser removidos de efluentes industriais, como as águas de lavagem de
galvanoplastias, com maior eficiência através de:
a) Agentes oxidantes
b) Precipitação química
c) Troca-iônica
173
d) Floculação química
e) Processo biológico aeróbio
7) O principal problema decorrente da presença de metais pesados em águas naturais é:
a) Corrosividade da água
b) Contaminação química
c) Baixa solubilidade em meio alcalino
d) Elevação da cor e da turbidez da água
e) Aumento do pH
8) Com relação à descarga de efluentes industriais contendo metais pesados nos sistemas de
esgotos sanitários:
a) Pode trazer prejuízo apenas para a rede coletora, dificultando a sua operação
b) Pode trazer prejuízo apenas para a rede coletora e para o sistema de tratamento por processo
biológico
c) Pode trazer prejuízo apenas para o tratamento biológico, podendo inibir completamente o
processo
d) Pode trazer prejuízo apenas para a disposição final do lodo seco, proveniente do tratamento
biológico, por encontrar-se contaminado
e) Pode trazer prejuízo para a operação da rede coletora, para o tratamento biológico e para a
disposição final do lodo seco
9) Com relação à presença de ferro no tratamento biológico de esgotos:
a) Traz inibição, podendo levar o sistema ao colapso, mesmo em dosagens relativamente baixas,
tanto quando se utiliza processo aeróbio ou anaeróbio
b) Provoca consumo excessivo de oxigênio em reatores aeróbios, demandado para a sua oxidação
c) Inibe fortemente o tratamento anaeróbio, mesmo em dosagens relativamente baixas
d) Atua como nutriente e elemento agregador de flocos, grânulos e biofilmes, tanto em reatores
aeróbios quanto anaeróbios
e) A presença de ferro não traz qualquer influência, positiva ou negativa, em relação ao tratamento
biológico de esgotos
10) Constitui-se em importante fonte de contaminação de águas naturais por mercúrio, em diversas
regiões do Brasil:
a) O uso na extração de ouro por amalgamação
b) O uso em indústrias de tintas e pigmentos
c) O uso em indústrias têxteis
d) O uso em curtumes
e) O uso em indústrias de materiais plásticos
QUADRO DE RESPOSTAS – AULA 8
Nº 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10
A
B
C
D
E
Valor 1.0 1.0 1.0 1.0 1.0 1.0 1.0 1.0 1.0 1.0
174
CURSO: “QUALIDADE DAS ÁGUAS ECURSO: “QUALIDADE DAS ÁGUAS ECURSO: “QUALIDADE DAS ÁGUAS ECURSO: “QUALIDADE DAS ÁGUAS E
POLUIÇÃO: ASPECTOS FÍSICO-POLUIÇÃO: ASPECTOS FÍSICO-POLUIÇÃO: ASPECTOS FÍSICO-POLUIÇÃO: ASPECTOS FÍSICO-
QUÍMICOS”QUÍMICOS”QUÍMICOS”QUÍMICOS”
AULA 9AULA 9AULA 9AULA 9
A QUÍMICA DO CLORO E DO FLÚOR NAS ÁGUAS DEA QUÍMICA DO CLORO E DO FLÚOR NAS ÁGUAS DEA QUÍMICA DO CLORO E DO FLÚOR NAS ÁGUAS DEA QUÍMICA DO CLORO E DO FLÚOR NAS ÁGUAS DE
ABASTECIMENTO PÚBLICOABASTECIMENTO PÚBLICOABASTECIMENTO PÚBLICOABASTECIMENTO PÚBLICO
Prof. Dr. Roque Passos Piveli
175
AULA 9 - A QUÍMICA DO CLORO E DO FLÚOR NAS ÁGUASAULA 9 - A QUÍMICA DO CLORO E DO FLÚOR NAS ÁGUASAULA 9 - A QUÍMICA DO CLORO E DO FLÚOR NAS ÁGUASAULA 9 - A QUÍMICA DO CLORO E DO FLÚOR NAS ÁGUAS
DE ABASTECIMENTO PÚBLICODE ABASTECIMENTO PÚBLICODE ABASTECIMENTO PÚBLICODE ABASTECIMENTO PÚBLICO
1. O Cloro nas Águas
1.1. Reações do cloro na água e definições das formas residuais
• Dissociação do cloro na água
O cloro puro, o gás Cl2, quando adicionado à água, se dissocia, segundo a reação:
Cl2 + H2O ↔ HClO + H+ + Cl-
Esta reação praticamente se completa em pH acima de 4,0, ou seja, todo cloro é transformado
em ácido hipocloroso e ácido clorídrico. O agente desinfetante, isto é, aqueleque tem a capacidade
de destruir a enzima triosefosfato di-hidrogenase, essencial na oxidação da glicose e portanto ao
metabolismo de microrganismos, é o ácido hipocloroso. O ácido clorídrico não tem efeito sobre a
desinfecção.
Porém, o ácido hipocloroso também se dissocia, produzindo na água o íon hipoclorito,
conforme:
HOCl ↔ H+ + OCl-
Pode-se observar que este caso é o de um equilíbrio químico dependente do pH. Para valores
de pH acima de 7,0 prevalece o íon hipoclorito e, abaixo de 7,0, o ácido hipocloroso não dissociado.
Isto é importante porque o ácido hipocloroso é um desinfetante muito superior quando comparado
com seu íon. Portanto, deve-se procurar pH inferior a 7,0 para a cloração das águas, porém apenas
ligeiramente, pois em pH 6,5 a porcentagem de HOCl é superior a 90%. É importante que não se
ultrapasse o valor de 7,0 pois o processo se inverte e a desinfecção perde eficiência. O estudo deste
equilíbrio, através dos valores de sua constante em função da temperatura, resulta nas seguintes
proporções entre as duas frações, em função do pH (Figura 1):
176
Figura 1: Efeito do pH na distribuição de ácido hipocloroso e íon hipoclorito na água. FONTE:
CETESB (2)
Em pequenos sistemas de abastecimento de água é preferível o uso do cloro em solução do
que o cloro puro, evitando-se o manuseio dos cilindros contendo o gás sob pressão e os riscos de
acidentes nos sistemas de dosagem. O hipoclorito de sódio e o de cálcio são utilizados produzindo
as seguintes reações:
NaOCl + H2O ↔ Na+ + OCl- + H2O
Ca(OCl)2 + H2O ↔ Ca+2 + 2 OCl- + H2O
H+ + OCl- ↔ HOCl
Do cloro aplicado, ou cloro dosado na água, parte é consumida satisfazendo a sua ação
oxidante, o que é chamado cloro consumido ou demanda de cloro, e parte permanece como residual.
Define-se cloro residual livre como sendo o cloro presente na água nas formas do ácido hipocloroso
ou do íon hipoclorito.
• Reações do cloro com a amônia
Se a amônia estiver presente na água, poderão ocorrer reações sequenciais de formação de
cloraminas. Inicialmente, o cloro reage com a amônia formando a monocloramina, conforme a
reação:
NH4
+ + HOCl ↔ NH2Cl + H2O + H+
Prosseguindo-se a adição de cloro, a monocloramina se converte em dicloramina, conforme a
reação:
NH2Cl + HOCl ↔ NHCl2 + H2O
Adicionando-se mais cloro, a dicloramina converte-se em tricloramina ou tricloreto de
nitrogênio, conforme a reação:
NHCl2 + HOCl ↔ NCl3 + H2O
Em valores de pH superiores a 8,5 prevalece praticamente só monocloramina. Abaixo deste
valor, ocorrem mono e dicloramina, sendo que a dicloramina prevalece quase exclusivamente na
faixa de pH entre 4,5 e 5,5. Em pH abaixo de 4,5 prevalece somente tricloramina.
Define-se cloro residual combinado como sendo o cloro presente na água nas formas de mono,
di e tricloramina. Na cloração com cloro combinado, deve-se procurar otimizar a formação de
dicloraminas que são melhores desinfetantes. Em uma escala mais ampla de poder de desinfecção,
tem-se, em ordem decrescente: Bióxido de cloro (ClO2), ácido hipocloroso, íon hipoclorito,
dicloramina, monocloramina e tricloreto de nitrogênio cujo poder desinfetante é praticamente nulo.
Continuando-se a marcha de aplicação de dosagens crescentes de cloro em águas contendo
amônia, a monocloramina decompõe-se na presença de excesso de cloro, segundo a reação:
2NH2Cl + HOCl ↔ N2 + 3HCl + H2O
Quando existe apenas dicloramina, esta tende a se decompor, formando HOCl, conforme:
2NHCl2 ↔ N2 + 2HCl + Cl2
Cl2 + H2O ↔ HOCl + HCl
Quando existe mono e dicloramina, ocorre também decomposição, havendo tendência de
desaparecimento da forma que estiver presente inicialmente em menor quantidade:
NH2Cl + NHCl2 ↔ N2 + 3HCl
177
Quando existe em solução quantidades apreciáveis de monocloramina, o NCl3 se decompõe,
segundo a reação:
NCl3 + H2O ↔ NHCl2 + HCl
De uma maneira global, pode-se representar a destruição das cloraminas pelo excesso de
cloro, através da reação simplificada:
2NH3 + 3Cl2 ↔ N2 + 6HCl
Os fenômenos acima descritos podem ser representados graficamente, conforme a figura 2:
Figura 2: Curva de cloro residual mostrando um "break point" típico.
Conteúdo de nitrogênio amoniacal na água, 1,0 mg/L. FONTE: CETESB (2)
Nesta figura, o ramo ascendente da curva de cloração indica que as cloraminas estão sendo
formadas e o trecho descendente mostra suas destruição, ou seja, a transformação em compostos
inertes sob o ponto de vista da desinfecção.
Há situações em que se pode desejar clorar uma água com cloro residual combinado. São os
casos onde a rede de distribuição é longa, e o cloro livre, por ser mais instável, é consumido antes
de chegar aos pontos de consumo mais desfavoráveis, ou o caso de águas contendo fenóis, cresóis
ou tanino pois, após a cloração, os clorofenóis formados desenvolvem sabor e odor na água tratada.
Nestes casos, deve-se dosar cloro até o ponto de formação máxima das cloraminas.
Por outro lado, nos casos em que, embora a água contenha amônia se deseja clorar com cloro
residual livre, deve-se dosar cloro até o ponto de inflexão correspondente à destruição total das
cloraminas. Esta técnica é denominada cloração ao break-point.
• Reações do cloro com outros compostos
O cloro reage com outros compostos orgânicos e inorgânicos, em decorrência de sua ação
oxidante, oxidando ferro, manganês, nitrito e sulfeto, estes últimos conforme a reação:
H2S + 4Cl2 + 4H2O ↔ H2SO4 + 8HCl
Oxida também compostos orgânicos, conforme o exemplo:
178
179
Cl Cl
| |
- C = C - + Cl2 ↔ - C - C -
| | | |
H H H H
1.2. Importância nos estudos de controle de qualidade das águas
O cloro é um agente desinfetante largamente utilizado no Brasil, onde desinfecção
praticamente confunde-se com cloração. Pode ser aplicado em diversos pontos do sistema de
tratamento de águas, com diferentes finalidades. Assim, na etapa de coagulação e floculação,
recorre-se à sua ação oxidante para melhorar a formação dos flocos, por exemplo, em águas
contendo ferro e, consequentemente, cor elevada, e que apresentem turbidez baixa; mas, esta
chamada pré-cloração é a aplicação mais discutível do cloro, por possibilitar reações com
compostos orgânicos que estiverem presentes (principalmente os ácidos húmico e fúlvico), dando
origem aos chamados trihalometanos (THMs), cujos indícios de serem carcinogênicos são muito
fortes. O clorofórmio, HCCl3, é o principal exemplo de THM. O padrão de potabilidade para THMs
é de 100 µg/L, com forte tendência a ser reduzido nas próximas revisões da legislação vigente.
Estudos epidemiológicos realizados nos EUA têm conduzido à necessidade de se reduzir esse
padrão para 10 µg/L. Assim, sistemas de abastecimento de água que atendem aos padrões atuais
poderiam ter sérias dificuldades para atender a este padrão mais restritivo.
A aplicação do cloro à entrada dos filtros é denominada cloração intermediária e tem
por objetivo evitar desenvolvimentos biológicos que possam obstruir o leito filtrante.
É a cloração da água final tratada, ou pós-cloração, que garante a presença do cloro
na água até os pontos de consumo, garantindo a sua qualidade biológica. Aliás, esta é uma das
vantagens do uso do cloro com relação a outros processos de desinfecção que não tenham ação
residual.
Embora a desinfecção pelo cloro não deva ser entendida como esterilização, uma vez
que algumas espécies (como as amebas, por exemplo) resistem à sua ação, garante-se com a
cloração boa proteção contra os agentes das chamadas doenças de veiculação hídrica, tais como:
disenterias, cólera, esquistossomose, febres tifóide e paratifóide, hepatite, etc.
A cloração não é um processo muito recomendável para a desinfecção de esgotos,
devendo ser indicada apenas em situações de emergência. Especialmente os esgotos brutos ou “in
natura” e até mesmo os esgotos tratados em nível secundário, são muito ricos em partículas com
dimensões suficientes para incorporar os microrganismos em suas estruturas, protegendo-os, por
conseguinte, da ação do cloro. Além disso, o excesso de cloro provoca efeitos adversos aos
ecossistemasaquáticos dos corpos receptores, trazendo prejuízos inclusive para a fauna ictiológica.
Apesar das elevadas concentrações de matéria orgânica, os compostos precursores da formação de
THMs não estão presentes em quantidades significativas nos esgotos.
Uma aplicação interessante de cloro é no controle de intumescimento dos lodos
ativados devido ao desenvolvimento excessivo de organismos filamentosos, o que provoca a
flutuação do lodo nos decantadores secundários e a perda acentuada de sólidos biológicos com o
efluente final. A aplicação de dosagem correta de cloro no tanque de aeração resulta na oxidação de
filamentos sem que ocorra destruição celular. Assim, melhora-se a floculação sem perda de
atividade biológica. Todavia, esta adição química tem que ser muito bem controlada, pois do
contrário pode-se até mesmo levar o sistema ao colapso.
180
1.3. Determinação de cloro residual em águas
Na maior parte das aplicações práticas, o cloro residual é determinado através de
processos colorimétricos de comparação visual. Existe o método da ortotolidina que reage com o
cloro formando um complexo de coloração amarela. O uso em conjunto de arsenito de sódio
permite a distinção entre os residuais livre e combinado. O método apresenta a dificuldade de ter-se
que trabalhar com compostos tóxicos. O método de comparação visual atualmente mais empregado
é o do DPD, que reage com o cloro formando complexo de coloração roxa.
O cloro pode ser determinado também através de titulação com tiossulfato de sódio
(titulação de óxido-redução: iodometria): adiciona-se iodeto de potássio ao meio, que também deve
ser acidificado com ácido acético, e o indicador é o amido (viragem de azul para incolor).
Através de procedimento semelhante pode-se obter uma solução caseira indicadora
de cloro. Basta misturar cristais de iodeto de potássio (disponível em farmácias), amido (goma,
maizena, etc) e vinagre. Adicionando-se gotas desta solução à amostra de água, se ela contiver cloro
deverá se tornar azulada, do contrário, deverá permanecer incolor. Este procedimento pode ser
utilizado para a realização de precários testes de demanda de cloro, adicionando-se quantidades
crescentes de cloro em diversos frascos com volumes iguais da amostra de água, observando-se
após meia hora de contato a presença e a intensidade da coloração azulada. Água incolor significa
todo cloro consumido e, por outro lado, azul muito intenso pode significar residual muito alto de
cloro.
1.4. Remoção de cloro
O cloro residual pode ser removido por processo de adsorção, empregando-se carvão
ativado, ou por processos de oxi-redução empregando-se por exemplo o tiossulfato de sódio que
reage com o cloro, segundo:
2Na2S2O3 + Cl2 → Na2S4O6 + 2NaCl + 10H2O
2. Fluoreto em Águas
2.1. Fontes de fluoreto nas águas
O flúor é o mais eletronegativo de todos os elementos químicos, tão reativo que nunca
é encontrado em sua forma elementar na natureza, sendo normalmente encontrado na sua forma
combinada como fluoreto. O flúor é o 17o elemento em abundância na crosta terrestre,
representando de 0,06 a 0,9 % e ocorrendo principalmente na forma de fluorita (CaF2), fluoroapatita
(C10(PO4)6 e criolita (Na3AlF6). Porém, para que haja disponibilidade de fluoreto livre, ou seja,
disponível biologicamente, são necessárias condições ideais de solo, presença de outros minerais ou
outros componentes químicos e água.
Traços de fluoreto são normalmente encontrados em águas naturais e concentrações
elevadas geralmente estão associadas com fontes subterrâneas. Em locais onde existem minerais
ricos em flúor, tais como próximos a montanhas altas ou áreas com depósitos geológicos de origem
marinha, concentrações de até 10 mg/L ou mais são encontradas. A maior concentração de flúor
registrada em águas naturais é de 2.800 mg/L, no Quênia.
Na tabela 1 são apresentadas concentrações de fluoreto em águas subterrâneas do Estado de São
Paulo.
181
Tabela 1: Concentrações de Fluoreto em Águas Subterrâneas do Estado de São Paulo
Município Número do Poço F- (mg/L)
Riolândia 6/03 8,20
Santa Albertina 13/14 4,40
Barretos 58/21 2,50
Coroados 91/11 5,00
Itápolis 140/05 2,20
Santo Expedito 153/04 4,40
Queiroz 158/07 4,40
Arealva 163/07 3,00
Presidente Prudente 177/82 11,60
Presidente Prudente 177/82 10,50
Presidente Prudente 177/82 13,30
Presidente Prudente 177/82 9,80
Leme 193/02 7,10
Leme 193/16 3,50
Teodoro Sampaio 200/06 9,20
Rio Claro 247/07 6,60
Rio Claro 218/04 2,10
Araras 220/22 2,68
Piracicaba 246/10 3,60
Piracicaba 247/21 4,90
Cosmópolis 249/11 5,60
Jaguariúna 249/36 6,40
Anhembi 273/03 10,40
Conchas 274/05 8,57
Campinas 277/60 3,90
Bofete 297/06 17,60
Pereiras 298/02 8,00
Pereiras 298/02 3,20
Pereiras 298/12 5,14
Pereiras 298/13 6,80
Campo Limpo 302/278 2,50
Taubaté 307/01 2,50
São Paulo 343/2541 8,90
São Paulo 343/3046 4,40
São Paulo 343/2659 2,60
Carapicuíba 342/921 2,10
Cubatão 363/10 2,20
Colômbia 371/03 2,40
FONTE: Berenhauser(2000)
Nos rios e represas que são utilizados como fonte de água bruta para água de
abastecimento público, não são encontradas quantidades significativas de fluoreto para atender às
exigências em termos de saúde pública e, portanto, é necessário adicionar, no final do processo de
tratamento da água, quantidade suficiente para suprir esta deficiência. Assim, as águas tratadas
contêm fluoreto, adicionados artificialmente com o objetivo de combate à cárie dentária. Quatro
principais compostos contendo fluoreto podem ser utilizados nas estações de tratamento de água,
cujas características são:
182
Compostos ⇒⇒⇒⇒
Características ⇓⇓⇓⇓
Fluossilicato
de Sódio
(Na2SiF6)
Fluoreto de
Sódio (NaF)
Fluoreto de
Cálcio (CaF2)
Ácido
Fluossilícico
H2SiF6
Forma pó pó pó líquido
Peso Molecular (g) 188,05 42,00 78,08 144,08
% Pureza (comercial) 98,5 90-98 85-98 22-30
% Fluoreto (composto
100% puro)
60,7 45,25 48,8 79,02
Densidade (Kg/m3) 881-1153 1041-1442 1618 1,25(Kg/L)
Solubilidade a 25°C
(g/100gH2O)
0,762 4,05 0,0016 infinita
pH solução saturada 3,5 7,6 6,7 1,2 (sol. 1%)
O fluossilicato de sódio era o composto mais utilizado, tendo sido substituído pelo
ácido fluossilícico em diversas estações de tratamento de água. Apesar da corrosividade do ácido,
pelo fato de se apresentar na forma líquida facilita sua aplicação e o controle seguro das dosagens é
condição fundamental para a fluoretação. O fluoreto de sódio é muito caro e o fluoreto de cálcio,
pouco solúvel.
Alguns efluentes industriais também descarregam fluoreto nas águas naturais. São os
casos das indústrias de vidro e de fios condutores de eletricidade.
No ar, a presença de fluoreto deve-se principalmente a emissões industriais e sua
concentração varia com o tipo de atividade. Estima-se um valor de exposição abaixo de 1µg/L,
pouco significativo em relação à quantidade ingerida através da água e de alimentos. Todos os
alimentos possuem ao menos traços de fluoreto. Os vegetais possuem concentrações maiores
principalmente devido à absorção da água e do solo. Alguns alimentos tais como peixes, certos
vegetais e chá, possuem altas concentrações de fluoreto. O uso da água fluoretada na preparação de
alimentos pode dobrar a quantidade de fluoreto presente. Estima-se uma quantidade diária ingerida
de 0,2 a 3,1 mg para adultos e 0,5 mg para crianças de 1 a 3 anos.
Outras fontes de fluoreto são as pastas de dente, gomas de mascar, vitaminas e
remédios. O uso tópico de fluoreto contribui para uma absorção maior. O fluoreto ingerido através
da água é quase completamente absorvido pelo corpo humano, enquanto que o flúor presente nos
alimentos não é totalmente absorvido; em alguns casos, como através de peixes e outras carnes,
chega apenas a 25%. Uma vez absorvido, o fluoreto é distribuído rapidamente pelo corpo humano,
grande parte é retida nos ossos, enquanto que uma pequena parte é retida nos dentes. O fluoreto
pode ser excretado pela urina e sua excreção é influenciada por uma série de fatores tais como o
estado de saúde da pessoa e seu grau de exposição a esta substância.
2.2. Importância nos estudos decontrole de qualidade das águas
O fluoreto é adicionado às águas de abastecimento público para conferir-lhes
proteção à cárie dentária. O fluoreto reduz a solubilidade da parte mineralizada do dente, tornando-o
mais resistente à ação de bactérias e inibe processos enzimáticos que dissolvem a substância
orgânica protéica e o material calcificante do dente. Constitui-se também em meio impróprio ao
desenvolvimento de Lactobacilus acidophilus.
Por outro lado, acima de certas dosagens o fluoreto provoca a fluorose dentária, ou
seja, o mosqueamento do esmalte dos dentes. O assunto até hoje ainda é polêmico entre os
especialistas, sendo que os odontólogos sanitaristas contrários à fluoretação em águas de
abastecimento alertam para a possibilidade de ocorrência de outros problemas como a
183
descalcificação de ossos de idosos, a chamada fluorose óssea. Freqüentemente ocorrem novas
propostas para a administração alternativa de fluoreto.
Nesse sentido, a fluoretação das águas deve ser executada sob controle rigoroso,
utilizando-se bons equipamentos de dosagem e implantando-se programas efetivos de controle de
residual de fluoreto na rede de abastecimento de água, o que nem sempre tem acontecido.
Os benefícios da aplicação de fluoreto em águas para a prevenção da cárie dentária
são inquestionáveis. Estudos desenvolvidos nos Estados Unidos demonstram que, para as condições
lá existentes, os seguintes resultados podem ser esperados: o índice utilizado é o “c.p.o.”, ou seja,
número de dentes cariados, perdidos e obturados por cem crianças. Os estudos são conclusivos de
que, para concentrações de fluoreto acima de 1,5 mg/L, ocorre aumento na incidência da fluorose
dentária; para concentrações de fluoreto da ordem de 1,0 mg/L, ocorre redução do c.p.o. da ordem
de 60% sem ocorrer fluorose; para concentrações de fluoreto menores que 1,0 mg/L, ocorrem
menores reduções percentuais na redução da cárie.
Na verdade, o que é necessária é a ingestão de 1,5 mg/dia de fluoreto, o que para um
consumo de água de 1,2 a 1,6 litros por dia, resulta em concentrações da ordem de 1,0 mg/L. A
Organização Mundial de Saúde considera 1,5 mg/L o valor máximo permissível. A rigor, o
consumo de água varia com a temperatura do local, devendo ser recomendadas as seguintes
dosagens de fluoreto:
TEMPERATURA MÉDIA
ANUAL
DAS MÁXIMAS DIÁRIAS
(°°°°C)
LIMITES
RECOMENDADOS DE FLUORETO (ppm)
 INFERIOR ÓTIMO SUPERIOR
10 - 12,1 0,9 1,2 1,7
12,2 - 14,6 0,8 1,1 1,5
14,7 - 17,7 0,8 1,0 1,3
17,8 - 21,4 0,7 0,9 1,2
21,5 - 26,3 0,7 0,8 1,0
26,4 - 32,5 0,6 0,7 0,8
Para o Brasil, que apresenta temperaturas elevadas, a dosagem recomendada é de 0,7
ppm.
2.3. Determinação da concentração de fluoreto em águas
Para a determinação de fluoreto, podem ser utilizados métodos colorimétricos. Existe
o método de comparação visual empregando-se a alizarina, que forma complexo amarelo na
presença de fluoreto. Pode-se também recorrer ao método do reagente SPADNS que, na presença de
fluoreto, forma um complexo avermelhado que pode ser determinado por espectrofotometria. Existe
ainda o método eletrométrico com eletrodo de íon seletivo para a determinação direta de fluoreto.
2.4. Remoção de fluoreto
Podem ocorrer águas naturais com níveis de fluoreto acima dos valores desejados
para abastecimento público, bem como os efluentes industriais que os contém devem ser tratados
antes do lançamento nas águas naturais. São disponíveis, para a remoção de fluoreto, processos à
base de adsorção, empregando-se alumina ativada. Existe também o método da adsorção em farinha
de osso, que pode produzir bons resultados com vantagens econômicas. A precipitação com cálcio
184
pode resolver apenas parcialmente o problema, sendo usado geralmente associada a outros
processos. Recentemente, tem-se recomendado o emprego da osmose reversa que, além de
eficiente, permite a recuperação do fluoreto para uso em outros sistemas de abastecimento de água.
3. Questionário
1) Definir: a) demanda de cloro; b) cloro residual; c) cloro residual livre e d) cloro residual
combinado.
2) Com base no equilíbrio do ácido hipocloroso na água, o que pode ser dito sobre a influência do
pH no processo de desinfecção com cloro residual livre?
3) Explicar a evolução do processo de cloração de uma água contendo nitrogênio amoniacal.
4) Dê exemplo de aplicações em saneamento que podem decorrer da ação oxidante do cloro.
5) Em que casos típicos a pré-cloração de águas para abastecimento público é necessária e por que
ela deve ser evitada?
6) Que dificuldades podem ser esperadas na aplicação de cloro na desinfecção de esgotos
sanitários?
7) Por que a fluoretação de águas para abastecimento público deve ser um processo bem
controlado?
4. Referências bibliográficas
1. APHA, AWWA, WEF, “Standard Methods for the Examination of Water and Wastewater”. 18th
ed. Washington. 1992.
2. BERENHAUSER, A.H., “Remoção de fluoreto de águas para abastecimento público através do
processo de osmose reversa”. Projeto de Qualificação para o Mestrado. Faculdade de
Saúde Pública da USP, 2000.
3. CETESB, “Técnicas de Abastecimento e Tratamento de Águas – Volume II”.
CETESB/ASCETESB. 2ª ed. 1988.
4. KATO, M.T., “Cloro Residual”. Roteiro de aula da disciplina Qualidade da Água, do Ar e do
Solo. Escola de Engenharia Mauá. São Caetano do Sul/SP, 1983.
5. KATO, M.T., “Fluoretos”. Roteiro de aula da disciplina Qualidade da Água, do Ar e do Solo.
Escola de Engenharia Mauá. São Caetano do Sul/SP, 1983.
6. MINISTÉRIO DA SAÚDE, “Portaria 36: Padrões de Potabilidade”. 1990.
7. POVINELLI, J., Notas de aula da disciplina “Técnicas Experimentais em Saneamento
Ambiental”, do Curso de Pós-Graduação em Engenharia Hidráulica e Saneamento. Escola
de Engenharia de São Carlos – USP, 1979.
8. ROCHA, A.A., “Efeitos dos poluentes encontrados nos efluentes de uma galvanoplastia”.
REVISTA DAE nº 130 (42): 89-93, 1982.
9. SAWYER, C.N. & McCARTY, P.L., “Chemistry for Environmental Engineers”. 4th ed. New
York. Mc Graw-Hill Book Company, 1994.
185
Questões de múltipla escolha – Aula 9
1) Entende-se por cloro residual livre
a) O cloro presente na água na forma do ácido hipocloroso ou do íon hipoclorito
b) O cloro que permanece na água, após satisfeita a demanda devido à sua ação oxidante
c) O cloro que é adicionado à água para recorrer-se à sua ação oxidante
d) O cloro que permanece na forma de Cl2 gasoso, após sua dissolução e parcial decomposição na
água
e) O cloro que reage com a amônia e efetivamente se disponibiliza para a destruição de
organismos patogênicos presentes na água
2) Entende-se por cloração ao "break - point":
a) Fenômeno em que se adiciona cloro e amônia à água para desinfetá-la através da formação de
compostos chamados cloraminas
b) Fenômeno em que se adiciona cloro à água para, após reações com a amônia presente,
promover a desinfecção através de cloro residual combinado
c) Fenômeno decorrente da adição simultânea de cloro e flúor à água
d) Fenômeno decorrente da reação do cloro com matéria orgânica presente na água, possibilitando
a formação de compostos prejudiciais à saúde
e) Processo de cloração com cloro residual livre de águas contendo nitrogênio amoniacal
3) Com relação à dosagem de cloro a ser aplicada em uma água para abastecimento público:
a) Deve ser constante, da ordem de 0,5 mg/L
b) Depende da espécie de organismo a ser destruído
c) Depende da presença de matéria redutora que exerce demanda de cloro
d) É estabelecida em função da turbidez da água
e) Depende do consumo "per capita" da região
4) As dosagens de fluoreto em águas para abastecimento público são estabelecidas em função do
(a):
a) pH da água
b) Cor da água
c) Turbidez da água
d) Dureza da água
e) Temperatura local
5) Para a determinação do cloro residual em águas pode-se recorrer à:
a) Método colorimétrico de comparação visual e titulométrico (iodometria)
b) Método colorimétrico de comparação visual e titulométrico (EDTA)
c) Método potenciométrico ou espectrofotométrico
d) Método potenciométrico ou titulométrico (iodometria)e) Método espectrofotométrico ou titulométrico(EDTA)
6) O controle do residual de fluoreto em águas para abastecimento público deve ser rigoroso por
que:
a) Dosagens inferiores aos valores recomendados levam à perdas de eficiência no combate à cárie
dentária e dosagens excessivas podem levar à fluorose dentária e fluorose óssea
b) Dosagens inferiores aos valores recomendados causam a fluorose dentária e dosagens
superiores levam à fluorose óssea
c) Dosagens inferiores aos valores recomendados levam à fluorose óssea e dosagens superiores
podem levar à fluorose dentária
186
d) Tanto as dosagens inferiores aos valores recomendados quanto as superiores podem levar a
uma perda da eficiência no combate à cárie dentária
e) Tanto as dosagens inferiores aos valores recomendados quanto as superiores podem levar à
fluorose dentária ou óssea
7) Para a determinação da concentração de fluoreto em águas para abastecimento público podem
ser usados:
a) Cromatografia de íons e titulometria de óxido-redução
b) Eletrodo de íon seletivo e método colorimétrico com alizarina
c) Titulometria de óxido-redução e método colorimétrico com aminoantipirina
d) Espectrofotometria de absorção atômica e eletrodo de íon seletivo
e) Colorimetria com azul de metileno e cromatografia de íons
8) Para a remoção de excesso de fluoreto em águas para abastecimento público pode-se recorrer à:
a) Troca-iônica com alumina ativada e oxidação com cloro
b) Aeração e adsorção em farinha de osso
c) Adsorção em farinha de osso e coagulação/floculação
d) Osmose reversa e decantação
e) Osmose reversa e coluna com alumina ativada
QUADRO DE RESPOSTAS – AULA 9
Nº 1 2 3 4 5 6 7 8
A
B
C
D
E
Valor 1.25 1.25 1.25 1.25 1.25 1.25 1.25 1.25
187
CURSO: “QUALIDADE DAS ÁGUAS ECURSO: “QUALIDADE DAS ÁGUAS ECURSO: “QUALIDADE DAS ÁGUAS ECURSO: “QUALIDADE DAS ÁGUAS E
POLUIÇÃO: ASPECTOS FÍSICO-POLUIÇÃO: ASPECTOS FÍSICO-POLUIÇÃO: ASPECTOS FÍSICO-POLUIÇÃO: ASPECTOS FÍSICO-
QUÍMICOS”QUÍMICOS”QUÍMICOS”QUÍMICOS”
AULA 10AULA 10AULA 10AULA 10
OXIGÊNIO DISSOLVIDO E MATÉRIA ORGÂNICA EM ÁGUASOXIGÊNIO DISSOLVIDO E MATÉRIA ORGÂNICA EM ÁGUASOXIGÊNIO DISSOLVIDO E MATÉRIA ORGÂNICA EM ÁGUASOXIGÊNIO DISSOLVIDO E MATÉRIA ORGÂNICA EM ÁGUAS
Prof. Dr. Roque Passos Piveli
188
AULA 10 - OXIGÊNIO DISSOLVIDO E MATÉRIA ORGÂNICA EMAULA 10 - OXIGÊNIO DISSOLVIDO E MATÉRIA ORGÂNICA EMAULA 10 - OXIGÊNIO DISSOLVIDO E MATÉRIA ORGÂNICA EMAULA 10 - OXIGÊNIO DISSOLVIDO E MATÉRIA ORGÂNICA EM
ÁGUASÁGUASÁGUASÁGUAS
1. Oxigênio Dissolvido em Águas
a. Fontes de oxigênio nas águas
O oxigênio se dissolve nas águas naturais proveniente da atmosfera, devido à
diferença de pressão parcial. Este mecanismo é regido pela Lei de Henry, que define a concentração
de saturação de um gás na água, em função da temperatura:
CSAT = αααα.pgás
onde α é uma constante que varia inversamente proporcional à temperatura e pgás é a pressão
exercida pelo gás sobre a superfície do líquido. No caso do oxigênio, considerando-se como
constituinte de 21% da atmosfera, pela lei de Dalton, exerce uma pressão de 0,21 atm. Para 20°C,
por exemplo, α é igual a 43,9 e portanto a concentração de saturação de oxigênio em uma água
superficial é igual a 43,9 x 0,21 = 9,2 mg/L.
É muito comum em livros de química, a apresentação de tabelas de concentrações de
saturação de oxigênio em função da temperatura, da pressão e da salinidade da água. Na tabela 1,
apresentam-se alguns valores para a pressão de 760 mmHg:
Tabela 1: Concentração de saturação de oxigênio dissolvido em águas em função da temperatura e
salinidade. FONTE: AGUDO (1)
T°°°°C CONCENTRAÇÃO DE NaCl (mg/L)
0 10.000 20.000
5 12,8 11,4 10,0
10 11,3 10,1 9,0
15 10,2 9,1 8,1
20 9,2 8,3 7,4
25 8,4 7,6 6,7
30 7,6 6,9 6,1
A taxa de reintrodução de oxigênio dissolvido em águas naturais através da
superfície, depende das características hidráulicas e é proporcional à velocidade, sendo que a taxa
de reaeração superficial em uma cascata é maior do que a de um rio de velocidade normal, que por
sua vez apresenta taxa superior à de uma represa, onde a velocidade normalmente é bastante baixa.
Outra fonte importante de oxigênio nas águas é a fotossíntese de algas.
Este fenômeno ocorre em maior extensão em águas poluídas ou, mais propriamente,
em águas eutrofizadas, ou seja, aquelas em que a decomposição dos compostos orgânicos lançados
levou à liberação de sais minerais no meio, especialmente os de nitrogênio e fósforo que são
utilizados como nutrientes pelas algas.
Esta fonte não é muito significativa nos trechos iniciais de rios à jusante de fortes
lançamentos de esgotos. A turbidez e a cor elevadas dificultam a penetração dos raios solares e
apenas poucas espécies resistentes às condições severas de poluição conseguem sobreviver. A
contribuição fotossintética de oxigênio só é expressiva após grande parte da atividade bacteriana na
decomposição de matéria orgânica ter ocorrido, bem como após terem se desenvolvido também os
189
protozoários que, além de decompositores, consomem bactérias clarificando as águas e permitindo a
penetração de luz.
Este efeito pode “mascarar” a avaliação do grau de poluição de uma água, quando se
toma por base apenas a concentração de oxigênio dissolvido. Sob este aspecto, águas poluídas são
aquelas que apresentam baixa concentração de oxigênio dissolvido (devido ao seu consumo na
decomposição de compostos orgânicos), enquanto que as águas limpas apresentam concentrações
de oxigênio dissolvido elevadas, chegando até a um pouco abaixo da concentração de saturação. No
entanto, uma água eutrofizada pode apresentar concentrações de oxigênio bem superiores a 10
mg/L, mesmo em temperaturas superiores a 20°C, caracterizando uma situação de supersaturação.
Isto ocorre principalmente em lagos de baixa velocidade, onde chegam a se formar crostas verdes
de algas à superfície.
Nas lagoas de estabilização fotossintéticas, usadas para o tratamento de esgotos,
recorre-se a esta fonte natural de oxigênio para a decomposição da matéria orgânica pelos
microrganismos heterotróficos que, por sua vez, produzem gás carbônico que é matéria prima para
o processo fotossintético. Esta simbiose pode ser representada pelo esquema da figura 1:
Figura 1: Simbiose entre bactérias e algas em lagoas de estabilização. FONTE: JORDÃO &
PESSOA (10).
Existem outros processos de tratamento de esgotos em que a aeração do meio é feita
artificialmente, empregando-se aeradores superficiais eletro-mecânicos ou máquinas sopradoras de
ar em tubulações contendo difusores para a redução do tamanho das bolhas. Novos sistemas de
aeração vêm sendo continuamente desenvolvidos. São utilizados também processos em que, ao
invés de aeração, introduz-se oxigênio puro diretamente no reator biológico.
a. Importância nos estudos de controle de qualidade das águas
 
 O oxigênio dissolvido é o elemento principal no metabolismo dos microrganismos
aeróbios que habitam as águas naturais ou os reatores para tratamento biológico de esgotos. Nas
águas naturais, o oxigênio é indispensável também para outros seres vivos, especialmente os peixes,
onde a maioria das espécies não resiste a concentrações de oxigênio dissolvido na água inferiores a
4,0 mg/L. É, portanto, um parâmetro de extrema relevância na legislação de classificação das águas
naturais, bem como na composição de índices de qualidade de águas (IQAs). No IQA utilizado no
Estado de São Paulo pela CETESB, a concentração de oxigênio dissolvido é um parâmetro que
recebe uma das maiores ponderações.
190
2222
1
222
1
2
)(
22
2
OHMOHMO
HOeOHO
eMM
→++
→++
+→
−−
−+
 A concentração de oxigênio dissolvido é também o parâmetro fundamental nos
modelos de autodepuração natural das águas. Nestes modelos, são balanceadas as entradas e saídas
de oxigênio em função do tempo nas massas líquidas, de modo a prever-se sua concentração em
seus diversos pontos, o que pode ser utilizado, por exemplo, para se estimar as eficiências
necessárias na remoção de constituintes orgânicos biodegradáveis pelas estações de tratamento de
esgotos a serem construidas.A determinação da concentração de oxigênio dissolvido em águas é também
imprescindível para o desenvolvimento da análise da DBO, demanda bioquímica de oxigênio, que
representa o potencial de matéria orgânica biodegradável nas águas naturais ou em esgotos
sanitários e muitos efluentes industriais. Em última instância, este teste bioquímico empírico se
baseia na diferença de concentrações de oxigênio dissolvido em amostras integrais ou diluídas,
durante um período de incubação de 5 dias a 20°C. O que se “mede” de fato nesta análise é a
concentração de oxigênio dissolvido antes e depois do período de incubação.
 Nos reatores anaeróbios de tratamento de esgotos ou lodos, o oxigênio dissolvido na
água exerce efeito tóxico sobre as metanobactérias, devendo ser evitado. Isto faz com que a maioria
dos reatores seja fechada. Também as elevadas cargas orgânicas aplicadas garantem condições de
anaerobiose. Em reatores que utilizam meio suporte inerte inserido artificialmente para a formação
de “películas biológicas” ou “biofilmes” e nos reatores com mantos de lodo, onde se formam
grânulos, estas estruturas naturais do próprio processo de tratamento dificultam a entrada de
oxigênio.
 
b. Determinação da concentração de oxigênio dissolvido em águas
Para a determinação da concentração de oxigênio dissolvido em águas são
disponíveis o método eletrométrico e o método químico. No método eletrométrico, empregam-se
aparelhos chamados de oxímetros ou medidores de OD, em que a sonda do eletrodo possui uma
membrana que adsorve seletivamente o oxigênio, tendo por base o seu raio de difusão molecular.
Estes aparelhos precisam ser calibrados antes do uso, empregando-se solução de sulfito de sódio
para a calibração do OD zero e água aerada e refrigerada para a calibração do valor de saturação.
Apesar da simplicidade, uma vez que basta calibrar o aparelho e executar a medição direta, ocorrem
frequentemente problemas de descalibração ou de perfuração ou desativação da membrana, o que
leva a resultados não confiáveis, especialmente em situações de campo. Portanto, deve-se tomar
cuidado em seu uso, devendo-se freqüentemente comparar-se os resultados com os obtidos pelo
método químico.
Nestes aparelhos, dois eletrodos metálicos são mergulhados em um eletrólito contido
em uma membrana seletiva. A membrana impede a passagem de água e de sólidos dissolvidos,
sendo que o oxigênio e outros gases se difundem através dela. Sob a ação de uma diferença de
potencial entre os eletrodos e na presença de oxigênio no eletrólito, ocorre a seguinte reação:
Anodo
Catodo
A intensidade da corrente elétrica gerada é proporcional à concentração de oxigênio
dissolvido dentro da membrana que, por sua vez, é proporcional ao OD da amostra onde o sensor
encontra-se mergulhado.
Há a necessidade de correção dos resultados em função da temperatura, que
influencia na permeabilidade da membrana.
191
Outro fator que pode influenciar a leitura é o esgotamento do oxigênio da amostra na
camada imediatamente em contato com a sonda. Alguns sensores vêm equipados com um pequeno
vibrador que faz circular a amostra junto à membrana.
O método químico utilizado é o conhecido método de Winkler modificado pela ázida
de sódio, que compreende diversas fases. A primeira delas é a fixação do oxigênio dissolvido da
amostra, que deve ser feita imediatamente após a coleta, para evitar alterações na concentração. As
amostras de água da superfície devem ser retiradas através de imersão cautelosa do frasco (utilizam-
se frascos de vidro de 300 mL com tampa esmerilhada e selo de água no gargalo), para evitar
borbulhamento. As amostras em profundidade são coletadas usando-se amostradores especiais.
Após a coleta, são adicionadas à amostra as soluções de sulfato manganoso, MnSO4, e a solução
álcali-iodeto-azida, que contém hidróxido de sódio, NaOH, iodeto de sódio, NaI, e a azida sódica,
NaN3.
A fixação do oxigênio dissolvido ocorre através da formação de óxido de manganês,
segundo a reação:
Mn(OH2) + ½O2 → MnO2 + H2O
Nesta etapa ocorre intensa floculação da amostra. A azida de sódio é utilizada para a
remoção da interferência de nitritos, que pode ser representada por:
NaN3 + H+ → HN3 + Na+
HN3 + NO2
− + H+ → N2 + N2O + H2O
A segunda fase é a liberação de iodo, que ocorre após a adição de ácido sulfúrico
concentrado, que provoca a ruptura dos flocos e o desenvolvimento de uma coloração amarelada,
cuja intensidade é proporcional à concentração de oxigênio dissolvido presente inicialmente na
amostra. Esta reação pode ser expressa por:
MnO2 + 2I- + 4H+ → Mn+2 + I2 + 2H2O
Note-se que o íon iodeto é oxidado a iodo molecular, proporcionalmente à
quantidade de óxido de manganês que, por sua vez, é proporcional à concentração de oxigênio
dissolvido na amostra, conforme mostrado na reação de fixação.
A fase final da análise é a titulação do iodo liberado com tiossulfato de sódio
(iodometria). Esta reação pode ser representada por:
2Na2S2O3 + I2 → Na2S4O6 + 2NaI + 10H2O
O indicador desta reação é uma solução de amido, com viragem de azul para incolor.
Os resultados são expressos finalmente em termos de mgO2/L, utilizando-se o
equivalente-grama do oxigênio (em mg), ou seja:
mg L Na S O
x Na S O xO
N V
VAMOSTRA
/ 2
2 2 3 2 2 3
8000
=
Utilizando-se o tiossulfato 0,025N e titulando-se 100 mL de amostra, tem-se:
mg L O
x V
x VNa S O x Na S O/
, .
2
0 025 8 000
100
22 2 3
2 2 3
= =
Infelizmente, o método químico perde um pouco a sua precisão quando se trata de
uma aplicação importante no campo do tratamento de esgotos, que é a determinação da
concentração de oxigênio dissolvido em tanques de aeração (processo de lodos ativados). Por se
tratar de lodo biológico concentrado, há a necessidade de se inativar a atividade dos
192
microrganismos, empregando-se para este caso a modificação do ácido sulfâmico, apresentada no
“Standard Methods”. Mas após a inativação há a necessidade de sifonamento de um frasco para
outro do líquido decantado, para a continuidade do método analítico, o que aumenta a imprecisão.
2. Matéria Orgânica em Águas
2.1. Fontes de matéria orgânica nas águas naturais
A principal fonte de matéria orgânica nas águas naturais é, sem dúvida, a descarga de
esgotos sanitários. No Brasil, a grande maioria dos municípios não possui sistema de tratamento de
esgotos.
Em um esgoto predominantemente doméstico, 75% dos sólidos em suspensão e 40%
dos sólidos dissolvidos são de natureza orgânica. Estes compostos são constituídos principalmente
de carbono, hidrogênio e oxigênio, além de outros elementos como nitrogênio, fósforo, enxofre,
ferro, etc. Os principais grupos de substâncias orgânicas encontradas nos esgotos são carboidratos
(25 a 50%), proteínas (40 a 60%) e óleos e graxas (10%). Outros compostos orgânicos sintéticos são
encontrados em menor quantidade como detergentes, pesticidas, fenóis, etc. (Metcalf & Eddy,
1991).
As proteínas são os principais constituintes do organismo animal, ocorrendo em
menor extensão nas plantas. Todos os gêneros alimentícios naturais (animais ou vegetais) contêm
proteínas. Elas são estruturalmente complexas e instáveis, estando sujeitas a diversas formas de
decomposição. Existem proteínas solúveis e insolúveis na água. São formadas quimicamente pela
ligação de um grande número de aminoácidos, resultando em pesos moleculares que variam de 20
mil a 20 milhões de gramas. Todas as proteínas contêm carbono, hidrogênio e oxigênio, mas
distinguem-se por apresentarem cerca de 16% de nitrogênio e constituem, conjuntamente com a
uréia, as principais fontes de nitrogênio nos esgotos. Na maioria dos casos, o fósforo, o enxofre e o
ferro também estão presentes.
Os carboidratos encontram-se amplamente distribuídos na natureza, incluindo os
açúcares, amidos, celulose e fibras de madeira. Contêm carbono, hidrogênio e oxigênio. Alguns são
solúveis em água, como os açúcares, outros, como os amidos, são insolúveis. Os açúcares tendem a
se decompor produzindo álcool e gás carbônico, fermentados por enzimas produzidas por leveduras
e