PROFESSOR

ÁGUA NATURAL

As águas que constituem os oceanos, mares, rios, lagos, etc., são chamadas naturais. Essas águas são impuras porque apresentam em dissolução sais, gases, microrganismos, matéria orgânica, etc.

As águas naturais são chamadas de minerais quando se apresentam muito ricas em compostos salinos inorgânicos.

ÁGUA MINERAL

Assim se denominam aquelas águas que, pela qualidade ou quantidade de certas substâncias dissolvidas nelas naturalmente dissolvidas, podem exercer ação terapêutica. Algumas devem ainda às suas virtudes em relação à temperatura com que se apresentam, podendo esta ser as vezes muito elevada. A de Claudes Aigues, na França, é de 81°C, e a do Geyser da Islândia atinge 100°C. Tais águas denominam-se Termais, e as outras, por oposição, são chamadas frias.

As águas minerais dividem-se em cinco grupos, dos quais uns se caracterizam apenas pela predominância quantitativas de certas substâncias e outros pela existência de princípios ativos com fins medicinais.

è Águas acidulas ou gasosas ou carbônicas: o seu caráter ácido é devido a existência de gás carbônico dissolvido em quantidade muito superior que poderia comportar a pressão atmosférica:

H₂O(ℓ) + CO₂(g) ⇌ H₂CO₃(aq) ⇌ H⁺(aq) + HCO₃^-(aq)

Essas águas, carregadas de gás carbônico nas camadas profundas do solo, onde são favoráveis as condições de pressão, enfraquecem com rapidez produzindo a efervescência, até chegar a superfície (é exatamente o que acontece quando se abre uma garrafa de água gaseificada), como as águas gasosas de São Lourenço, Caxambu, Cambuquira, etc.

è Águas alcalinas: estas águas devem as suas propriedades principalmente ao bicarbonato de sódio (NaHCO₃) que está presente junto com excesso de gás carbônico. Os ânions bicarbonato (HCO₃^-) e hidróxido (OH^‑) são os responsáveis pela alcalinidade da água:

NaHCO₃ + H₂O ⇌ NaOH + H₂CO₃

Na⁺ + HCO₃^- + H₂O ⇌ Na⁺ + OH^- + H₂O + CO₂

HCO₃^- ⇌ OH^- + CO₂

Estas águas são frias (Caxambu, São Lourenço, Prata, etc.), também existem as quentes como de Caldas Novas em Goiás (43-45°C).

è Águas salinas: Pertencem a este grupo as águas em que apresentam certos ânions tais como: sulfatos (SO₄^2-), cloretos (Cℓ^-), brometos (Br^-), iodetos (I^-), entre outros.

Magnesiana: contém sulfato de magnésio (MgSO₄) e cloreto de magnésio (MgCℓ₂).

Sulfatadas: contém sulfato de sódio(Na₂SO₄) misturado com carbonato de sódio (Na₂CO₃) e cloreto de sódio (NaCℓ).

Cloretadas: o principal composto encontrado é o cloreto de sódio (NaCℓ) que encontra-se dissolvido junto com cloreto de potássio (KCℓ), cloreto de magnésio (MgCℓ₂) e cloreto de cálcio (CaCℓ₂).

Bromo-Iodetadas: certas águas, além de conterem cloretos, possuem também uma pequena porção de brometos e iodetos, cujos efeitos terapêuticos são incontestáveis.

è Águas sulfurosas: estas águas, também denominadas de hepáticas, devem as suas propriedades a sulfetos solúveis tais como, sulfeto de sódio (Na₂S) e as vezes ao ácido sulfídrico (H₂S), que lhes conferem o odor característico de ovos podres.

è Águas férreas ou ferruginosas: possuem algum sal de ferro, que lhes confere um sabor adstringente.

Carbonatada: o seu princípio ativo é o carbonato de ferro II (FeCO₃), dissolvido em excesso de gás carbônico, que tem a vantagem de atenuar o sabor e facilitar a digestão.

Sulfatadas: contém o sulfato de ferro II (FeSO₄) que confere um sabor desagradável ao paladar e pesadas ao estômago.

ÁGUAS SUBTERRÂNEAS

Estas águas resultam da acumulação em camadas de rochas impermeáveis, geralmente após percorrer grandes extensões. É um agente químico e físico das rochas.

Trazem em razão disto, quase sempre muitas substâncias dissolvidas como sais minerais, matérias orgânicas, substâncias em suspensão, gases, etc. Por via de regra são águas de bom aspecto (límpidas e transparentes). Quando atravessa terrenos calcários, pode apresentar-se dura (bicarbonato de cálcio). Algumas vezes apresentam grandes quantidades de sais dissolvidos (ferro, manganês, zinco, etc.) que tornam impróprias para o abastecimento e também para o uso industrial.

Estas águas podem aflorar em terrenos baixos, ou podem ser obtidas por perfuração de poços. Mais de 90% das águas doces disponíveis são de origem subterrânea. Pode-se avaliar daí a grande reserva de água potável que representa o subsolo.

As águas subterrâneas são identificadas de duas formas: o freático e o artesiano. O primeiro está situado na zona não-saturada, fica nas proximidades da superfície, diante disso as águas ficam propícias à contaminação. O segundo se encontra na zona-saturada, um pouco afastado da superfície, em virtude dessas características se faz necessária a construção de poços artesianos para retirar água desses locais.

ÁGUAS SUPERFICIAIS

São águas dos rios e dos lagos, e também aquelas provenientes de minas, da chuva ou do degelo, que percorrem uma grande extensão de superfície antes de chegar ao mar, lago ou rio. Estas águas são geralmente de baixa dureza. Normalmente, se enriquecem de sais solúveis e trazem detritos e materiais em suspensão. Certos lagos são enriquecidos com águas superficiais carregadas de sais dissolvidos. São os chamados lagos salgados, os quais, seja efeito do terreno, seja por serem provenientes de antigos mares, ou pela evaporação contínua, alcançam uma elevada concentração de sais dissolvidos que chegam a alcançar mais de 20% como o Mar Morto, Mar Cáspio e o grande lago salgado (EUA).

ÁGUA DO MAR

O mar morto é um lago salgado enorme, com área de aproximadamente 1000 Km².  À medida que a água do mar morto evapora a concentração de sais dissolvidos aumenta e por consequência a densidade também aumenta. No mar morto a densidade chega a ser maior que a densidade do corpo humano, impossibilitando uma pessoa de afundar em suas águas, gerando uma situação inusitada como é possível observar na foto acima. Como a quantidade de sal é muito grande não existe forma de vida em suas águas, daí o nome: Mar Morto.

São águas de maior concentração salina, podendo apresentar até 35 g/L. contém aproximadamente 3,5% de sais dissolvidos, dos quais, 2,7% são de cloreto de sódio, e o restante está distribuído entre compostos de 30 elementos químicos como: potássio, bromo, iodo, magnésio, cálcio, entre outros. Exerce uma forte ação corrosiva sobre os metais, podendo todavia ser usada como água de refrigeração.

ÁGUA DA CHUVA

    Podem conter dissolvidos: ácido nítrico, ácido nitroso, gás carbônico, nitrogênio, oxigênio, etc., todos originários da atmosfera. Do mesmo tipo, são as águas procedentes da neve. A água da chuva é a água natural mais pura (3 mg de resíduos).

ÁGUA PURA OU ÁGUA DESTILADA

Água destilada é água que foi obtida por meio da destilação (condensação do vapor de água obtido pela ebulição ou pela evaporação) de água não pura (que contém outras substâncias dissolvidas). Enquanto que a água que bebemos (água potável) é, em termos gerais, uma solução, a água destilada é, em princípio, uma substância pura.

É a água utilizada em laboratório ou industrialmente como reagente ou solvente, sendo também utilizada nas baterias dos automóveis e nos ferros de "engomar" a vapor (por forma a evitar a deposição de calcário). Contém unicamente moléculas de água. Pode ser produzido em laboratório, por meio da combustão do gás hidrogênio.

Na Natureza, ela ocorre sob a forma de chuva. Também poderá ser considerada destilada a água recolhida dos desumidificadores e a libertada pelos aparelhos de ar condicionado.

Apesar de a água destilada ser normalmente considerada uma substância pura, toda a água que esteja em contato com a atmosfera irá dissolver dióxido de carbono (entre outros gases). Na prática, muito dificilmente poderemos assegurar a pureza total de uma água destilada. Isto pode ser comprovado pelo fato de a água da chuva apresentar um pH inferior a 7 unidades, isto é, ligeiramente ácido, e não neutro (pH = 7) como seria caso a água fosse efetivamente pura.

Note-se que a água da chuva é naturalmente acidificada pela absorção do dióxido de carbono atmosférico, não estando este fato dependente da libertação de gases poluentes (apesar de poder ser agravado) originando a chuva ácida.

A água destilada pode ser consumida sem quaisquer problemas desde que a alimentação contenha os íons necessários ao nosso organismo. É até possível que o consumo de água destilada possa prevenir ou diminuir o risco de aparecimento de pedras nos rins. Por exemplo, em diversos países da Ásia, são comercializadas diversas marcas de água destilada para consumo humano. No entanto, o consumo desta água desmineralizada não deverá ser assumido como benéfico para toda a gente, uma vez que o seu efeito no organismo dependerá de diversos fatores, a maior parte dos quais não controlamos. Em determinadas situações, poderá provocar carências iônicas e desmineralização.

ÁGUA DEIONIZADA

É a água que foi obtida por meio da deionização.

Deionização é um processo utilizado em laboratórios e indústria para produzir solventes puros, isentos de íons, com grande destaque a para a água.

Na produção da dita água deionizada procede-se passando a água a tratar por uma coluna com grãos de uma resina de troca iônica.

No caso das resinas de troca catiônica, esta trocará seus íons hidrogênio (H⁺) por contaminantes catiônicos, como os cátions (cálcio, magnésio, ferro, alumínio, manganês, cobre, zinco, cromo, níquel e outros cátions metálicos e cátions diversos).

As resinas aniônicas trocam seus íons hidroxila (OH^-) por sua vez pelos contaminantes aniônicos (clorato, clorito, cloreto, sulfato, sulfito, sulfeto, nitrato, nitrito, fosfato, fluoreto e outros ânions, além da sílica).

As resinas de troca iônica são polímeros orgânicos geralmente sulfonados e derivados do estireno e do divinilbenzeno, sob a forma de pequenas partículas geralmente esféricas (com diâmetro menor que 0,5 mm).

A pureza da água na saída do processo pode ser determinada pela medição de sua condutividade elétrica, que sempre será reduzida de acordo com a eficiência da purificação.

ÁGUA POTÁVEL OU ÁGUA DOCE

São águas utilizadas para serem consumidas e para uso doméstico. As águas potáveis nunca são puras sob o ponto de vista químico; possuem sempre em solução substâncias, tanto sólidas como gasosas. O abastecimento de água potável é um grande problema, quer seja por razões de saúde pública, que seja pelas implicações econômicas.

Dada a dificuldade de se encontrar mananciais em condições de fornecer água potável, torna-se necessário altos custos nas instalações para o tratamento dos mananciais disponíveis.

As águas para abastecimento público são provenientes de poços fundos, artesianos, lagos, rios ou ainda de mananciais artificiais.

Qualquer água potável, antes do consumo direto, faz-se invariavelmente pesquisas bacteriológicas, testes físicos e testes químicos sobre três aspectos: compostos salinos, gases e matéria orgânica.

¨    COMPOSTOS SALINOS

As boas águas potáveis possuem de 150 a 500 mg de compostos salinos por litro. Estes compostos salinos são constituídos principalmente de: bicarbonato de cálcio [Ca(HCO₃)₂], bicarbonato de magnésio [Mg(HCO₃)₂], cloretos (Cl^1-) e sulfatos (SO₄^2-), que a água vai dissolvendo em sua passagem pelo solo.

¨    GASES

As águas potáveis  possuem   sempre em solução uma certa quantidade de ar atmosférico, que varia entre 25 e 50 cm³/ litro. O papel deste ar é muito importante; porque as águas que não o contém, são pesadas e indigestas. Os gases dissolvidos consistem em oxigênio, nitrogênio e gás carbônico; mas a sua proporção é diversa, porque, sendo o gás carbônico e o oxigênio mais solúveis do que o nitrogênio, a sua proporção torna-se maior no líquido do que na atmosfera.

ASPECTO..............................................................  Límpido

ODOR........................................... Nenhum ou levemente a cloro

COR........................................................ Recomendável até 10

TURBIDEZ.......................................................................Até 5

RESÍDUO SECO........................................................Até 500 ppm

OXIGÊNIO CONSUMIDO..............................................Até 2,5  ppm

FERRO................................................................... Até 0,3  ppm

CLORETOS................................................... Até 50   ppm, em cloro

NITRATOS.................................................................Até 10   ppm

CLORO................................................................... Até 0,3  ppm

Os cloretos e nitratos (também nitritos e amônia) indicam, quando elevados, uma poluição da água.

Deverão ser isentos de germes patogênicos e de coliformes.

PURIFICAÇÃO DA ÁGUA PARA OBTENÇÃO DA ÁGUA POTÁVEL

PARA O ABASTECIMENTO DAS CIDADES

As águas dos rios ou lagos são filtradas, em filtros de areia, ficando eliminadas as impurezas em suspensão; as bactérias patogênicas, como as responsáveis pelo tifo e cólera, são eliminadas por tratamento com cloro (bactericida). Este processo de purificação não elimina os sais dissolvidos, os quais são necessários ao organismo humano, e para dar gosto à água.

Obtenção da água potável nas estações de tratamento. Saiba mais sobre este processo clicando aqui

Entenda melhor como ocorre o processo de purificação da água

ÁGUA FILTRADA

Entretanto, é recomendável uma filtração doméstica, durante a qual, verificam-se processos de purificação, gaseificação e resfriamento. A purificação ocorre durante a passagem da água pelo filtro de porcelana, e em contato com metais bactericidas como a prata. A gaseificação, que torna a água mais leve, é obtida na queda das gotas, as quais dissolvem mais oxigênio, nitrogênio, gás carbônico, etc. O resfriamento verifica-se durante a vaporização da água nas paredes de barro, pois a vaporização é um fenômeno endotérmico.

ÁGUA DURA

Uma água que contém mais de 500 mg de sais calcários por litro, não mata a sede, dificulta a digestão e não pode ser utilizada para alguns fins domésticos, como a lavagem de roupa e o cozimento de legumes.

Tais águas, denominadas  salobras, pesadas ou duras, recebem mais particularmente o nome de selenitosas, quando possuem sulfato de cálcio (CaSO₄) em grande quantidade. Estas águas, podem ser melhoradas, adicionando-se carbonato de potássio (K₂CO₃), pois, da dupla decomposição entre este sal e o sulfato de cálcio, resultam em carbonato de cálcio, que se deposita e pode ser separado, e sulfato de potássio (K₂SO₄), que faz com que a água sirva para muitos usos como domésticos como industriais:

                    CaSO₄  +  K₂CO₃   ®  CaCO_3(s)  +  K₂SO₄                                                  

A água dura não produz espuma com o sabão, porque os sais reagem com o sabão dando um precipitado insolúvel. Os sais mais frequentes nas águas duras são os de cálcio e magnésio:

       2 C₁₅H₃₁COONa + Ca(HCO₃)_2(s) ® (C₁₅H₃₁COO)₂Ca_(s)+ 2 NaHCO_3(aq)

                                          PALMITATO DE SÓDIO        BICARBONATO DE CÁLCIO               PALMITATO DE CÁLCIO                BICARBONATO DE SÓDIO

                                                     SABÃO                         (ÁGUA-DURA)                                  (INSOLÚVEL)

 Os inconvenientes das águas duras são várias, dentre eles podemos citar: as incrustações nas caldeiras que pode provocar uma explosão, uma distribuição heterogênea do calor que pode provocar o fenômeno de calefação, um maior consumo de sabão nas lavagens e na formação de uma crosta branca no fundo das panelas.

Tubulação com presença de incrustação

Dureza da água responsável pela precipitação do sabão

Acumulo de sais depositados provenientes da água dura

 Por outro  lado,  a  água   dura não é prejudicial à saúde, sendo, ao contrário, um agente de calcificação dos ossos, principalmente dos dentes.

Conforme o  tipo de sal que  a água possui em dissolução podemos classificá-la em dureza temporária e água de dureza permanente. A primeira é aquela que com facilidade podemos transformá-la de água temporariamente dura em água mole (águas com pequena porcentagem de bicarbonato de cálcio ou de magnésio). A segunda é aquela que só com processos especiais podemos transformá-la de água permanentemente dura em água mole (águas que contém sulfatos de cálcio e magnésio).

ASSISTA O VÍDEO ÁGUA MOLE X ÁGUA DURA

ÁGUA MOLE

Grande número de indústrias necessitam de “água-mole”, principalmente quando é utilizada em caldeiras, o qual uma crosta produzida pela “água dura”, ao rachar, produz excesso de vapor, e, portanto um excesso de pressão, o qual explode a caldeira. Por esta razão, as indústrias, que dispõem apenas de água-dura, procedem ao seu amolecimento, por um dos processos citados a seguir:

PARA DUREZA TEMPORÁRIA

AQUECIMENTO DA ÁGUA À 100^oC

Neste caso o bicarbonato se transforma em carbonato de cálcio que é  insolúvel e precipita, que é posteriormente eliminado por filtração:

                Ca(HCO₃)_2(S)  ®  CaCO_3(S)  +  H₂O_(ℓ)  +  CO_2(g)

                                                                      PRECIPITADO                  ÁGUA-MOLE

PROCESSO DE CLARK

Adiciona-se a água que se quer amolecer, água de cal (solução aquosa de hidróxido de cálcio) ou então leite de cal (suspensão aquosa de hidróxido de cálcio). Este processo deve ser feito com cuidado porque um excesso de água de cal ou leite de cal tornaria a água de temporariamente dura em permanentemente dura. A vantagem deste processo é que quando adicionamos a água de cal ou leite de cal estas vão transformar o bicarbonato (solúvel) em carbonato (insolúvel), que é posteriormente eliminado por filtração:

         Ca(HCO₃)₂  +  Ca(OH)₂  ®   2 CaCO_3(S)  +  2 H₂O_(ℓ)

                                                     ÁGUA OU                            PRECIPITADO                     ÁGUA-MOLE

                                                               LEITE DE CAL

PARA DUREZA TEMPORÁRIA E PERMANENTE

PROCESSO DE BERGMAN

Trata-se a água dura pela soda (carbonato  de   sódio) porque este reagirá com os compostos de cálcio e magnésio originando carbonatos (insolúveis) que são eliminados por filtração:

              Ca(HCO₃)₂  +  Na₂CO₃  ®  CaCO_3(S)  +  2 NaHCO_3(aq)

                                                                            PRECIPITADO                  ÁGUA-MOLE    

PROCESSO DA PERMUTITA OU ZEÓLITO

A permutita ou zeólito é o alumínio silicato de sódio hidratado (Na₂Al₂Si₂O₈.xH₂O). Este processo consiste na permuta do sódio pelo cálcio ou magnésio, formando zeólito de cálcio ou de magnésio, insolúveis, e o sal de sódio solúvel:

Ca(HCO₃)₂+Na₂Al₂Si₂O₈.xH₂O ® CaAl₂Si₂O₈.xH₂O_(S)+2NaHCO_3(aq)

                                                                                     ÁGUA-MOLE

ÁGUA PESADA OU ÁGUA DEUTERADA (D₂O)

Levando-se em consideração que o hidrogênio  possui  3 isótopos (prótio, deutério e trítio) e o oxigênio possui também 3 isótopos (16, 17 e 18), conclui-se que existem, na natureza, 18 tipos de moléculas de água, dentre as quais temos:

H₂O     óxido-16 de prótio ou água comum

D₂O¹⁷  óxido-17 de deutério

DHO¹⁷ óxido-17 de prótio e deutério

TDO¹⁸ óxido-18 de deutério e trítio

DTO¹⁷ óxido-17 de trítio e deutério

THO¹⁶ óxido-16 de prótio e trítio

etc.

Desta forma, a água comum é a que possui menor massa molar, e, dos 17 tipos restantes, apresenta interesse prático o óxido de deutério, o qual recebe o nome de água-pesada, que possui ponto de fusão, ponto de ebulição e densidade superiores aos dá água comum: 

                              PONTO DE FUSÃO..................................... 3,8^oC

                              PONTO DE EBULIÇÃO............................... 101,4^oC

                                 DENSIDADE........................................... 1,1 g/cm³

Comparação dos cristais de H₂O a esquerda com cristais de D₂O a direita

Por este motivo, a água pesada ocorre em maior porcentagem nas profundezas dos oceanos, de onde é extraída. A sua obtenção é feito por eletrólise parcial de solução alcalina, pois, sendo o óxido de deutério mais denso, permanece no fundo da cuba eletrolítica, enquanto que a água comum se decompõe:

                                                NaOH_dil

2 H₂O  +  D₂O  ®  D₂O_(S)  +  H_2(G)  +  O_2(G)

                                               ELETRÓLISE

 De cada 200.000 litros de água  eletrolisada, obtém-se 1 litro de água pesada. Quimicamente, não há diferença entre a água comum e a água pesada, porém, há uma grande diferença fisiológica. A água pesada não mata a sede, não possibilita o cozimento dos alimentos, impede a germinação das sementes, etc.

A água-pesada, apesar destes inconvenientes é utilizada na obtenção de Deutério, através da eletrólise, utilizado base alcalina:

                                                                           NaOH_dil

                              2 D₂O_(AQ)   ®  2 D_2(G)  +  O_2(G)

                                                                        ELETRÓLISE

O deutério é utilizado como  elemento  indicador  dos processos de digestão. Isto é conseguido, substituindo o prótio por deutério, em um alimento, e, a seguir, acompanha-se o metabolismo, por meio de líquidos, como sangue, urina, suco gástrico, etc., onde tira-se conclusões através da pesquisa de deutério.

 A água pesada é também utilizada nos reatores atômicos, para absorver emanações de nêutrons, e também utilizado na obtenção da bomba de hidrogênio.

Esquema de um reator de água pesada

ÁGUA OXIGENADA

É um líquido viscoso, incolor, inodoro, solúvel na água em todas as proporções, formando uma solução de peróxido de hidrogênio, H₂O₂(aq), que recebe o nome de água oxigenada. Apresenta densidade de 1,458 g/cm³. Soluções concentradas são  altamente  tóxicas e irritantes; fortemente oxidante; perigo de incêndio e explosão. Decompõe-se com grande facilidade quando aquecido ou em presença de hidróxidos ou exposto à luz, por isso é vendido em frasco escuro e não muito cheio:

 H₂O_2(aq)  ®  H₂O_(ℓ)  +  ½ O_2(g)   +23,6 Kcal

O peróxido de hidrogênio costuma ser preparado e utilizado em solução aquosa (água oxigenada). A concentração de oxigênio, liberado por unidade de volume da solução.

Assim   se 1 cm³ (ou 1 litro)  de  uma  solução de água oxigenada é capaz de liberar 10 cm³ (ou 10 litros) de oxigênio nas CNTP, diz-se que se trata de água oxigenada a 10 volumes.

Desta forma,  a  água  oxigenada  a 10 volumes  é a solução aquosa de peróxido de hidrogênio de modo que, 1 volume desta solução libera 10 volumes de oxigênio, nas CNTP (condições normais de temperatura e pressão).

Na indústria prepara-se  água  oxigenada  a 100 volumes (100 cm³ de  oxigênio e 1 cm³ de solução), que é a solução mais concentrada que possuímos no comércio, recebendo o nome de Peridrol. Nesta concentração, a água oxigenada adquire, propriedades explosivas, podendo ser usada em situações de emergência como explosivo (explosivo de Bamberger).

Nas desinfecções de feridas, emprega-se água oxigenada a 5 ou 10 volumes, e, como alvejante de cabelos a 20 volumes.

ÁGUAS RADIOATIVAS

As águas que procedem de terrenos graníticos possuem, em geral, maior  radioatividade do que as que procedem de terrenos calcários sendo que os elementos que mais contribuem para a radioatividade da água potável são o radônio e o Ra-226. Também convém lembrar que as águas correntes de superfície possuem uma concentração de radônio inferior à das águas subterrâneas.

Uma fonte pode ser fracamente radioativa, radioativa e fortemente radioativa. Todas apresentam vasão gasosa de no mínimo, 1 litro por minuto, mas o grau de radioatividade depende do teor em radônio.

Por exemplo: uma fonte fortemente radioativa é a que apresenta no mínimo, uma vasão gasosa de 1 litro por minuto, com teor em radônio superior a 50 unidades Mache por litro de gás espontâneo, a 20ºC e 760mm de Hg de pressão.

A água carregará materiais radioativos que estão no solo e também no ar. Por exemplo: nos oceanos de concentração salina de 3,3 g/l há 3,3x10^-13 ppm de U, o que resulta numa atividade de 0,08Bq/l.

Observação

Hidrologia x Radioatividade

Um exemplo interessante desta relação é o desenvolvimento de técnicas que auxiliem na preservação de águas. Mas, como? Na ausência de água de superfície, as pessoas furam poços em busca de água subterrânea. Nós podemos furar e extrair água de qualquer poço de água subterrânea? A resposta é não. Mas, como fazemos para saber se podemos ou não extrair esta água? A água de superfície se comunica com a água subterrânea. A água da chuva vai para o mar e para os rios, deles passa para a terra, infiltra-se e, no final das contas, vai para a água subterrânea. Ao furar um poço, coletamos uma amostra da água e fazemos uma análise da presença e da quantidade do Trítio (ou Trício), que é um isótopo radioativo do hidrogênio, encontrado na natureza apenas 10^-7%. Um átomo de trítio sofre decaimento radioativo, com emissão de uma partícula b^- e resulta um átomo de um isótopo do Hélio:

A água da chuva apresenta a relação aos teores . Sabendo que a meia vida do trítio é de 12 anos, e que este vai sofrendo decaimento radioativo em uma determinada amostra de água subterrânea, confinada em determinado local, com isso podemos determinar a nova relação entre trítio e prótio e desta forma prever o tempo em que esta água permaneceu confinada. Se a água estiver confinada há muito tempo, a radioatividade do Trítio é muito pequena. O Trítio serve, portanto, para determinarmos a idade da água. Mas, por que é importante sabermos a idade da água? Se água for nova, quer dizer, com muito Trítio, significa que se essa fonte for utilizada, ela em breve será reposta por águas da superfície. Agora, se a água for antiga, com pouco trítio, significa que ao removermos essa fonte o espaço por ela deixado não será preenchido, podendo, assim, levar a um dano ambiental muito grave.

ÁGUA SANITÁRIA

Qual a diferença entre água de cloro, cloro ativo e hipoclorito de sódio ou água sanitária?

Primeiro vamos entender como estas substâncias são obtidas.

O cloro gasoso é obtido através da eletrólise em solução aquosa do cloreto de sódio:

                                           ELETRÓLISE

      2 NaCℓ_(aq) + 2 H₂O_{(ℓ)  ®}    2 NaOH_(aq)+ H_2(g)+ Cℓ_2(g)

Os produtos obtidos desta reação podem reagir entre si e com isso originar outros subprodutos:

H_2(g) + Cℓ_2(g) ⇌  HCℓ_(g) + H₂O_(ℓ) ⇌ HCℓ_(aq)

O cloro gasoso é solúvel em água, formando uma solução ácida conhecida como água de cloro, que possui cor e odor característico do cloro:

Cℓ_2(g) + H₂O_(ℓ) ⇌  HCℓ_(aq) + HCℓO_(aq)

                                                                           _{água de cloro}

Ou ainda...

Cℓ_2(g) + H₂O_(ℓ) ⇌  H⁺_(aq) + Cℓ^-_(aq) + H⁺_(aq) + CℓO^-_(aq)

Neste equilíbrio os íons hipoclorito (CℓO^-) são os responsáveis pela ação bactericida e alvejante da água de cloro.

A ação bactericida do hipoclorito deve-se a uma oxidação fatal das bactérias, através da inativação da enzima trifosfato desidrogenase, uma das cerca de 20 enzimas envolvidas na oxidação da glicose, inibindo dessa maneira a obtenção de energia essencial à manutenção da vida, devido à formação do oxigênio nascente:

CℓO^-_(aq)  ®  Cℓ^-_(aq) + [O] _(aq)

Basta apenas 0,3 a 2g de hipoclorito para 1 milhão de gramas de água.

Cℓ_2(g) + 2 NaOH_(aq) ®  NaCℓO_(aq) + NaCℓ_(aq) + H₂O_(ℓ)

 O íon hipoclorito (CℓO^-) do sal NaCℓO, que é o princípio ativo da água sanitária, cândida, água de lavadeira, lixíxia ou Q-Boa, utilizado como desinfetante e alvejante.

Uma forma de expressar a concentração é, por exemplo, “13% de hipoclorito de sódio”, ou ainda dizer, “13% de cloro ativo”. Isso significa que essa solução tem “força” equivalente a essa quantidade de cloro. A confusão acontece porque o “hipoclorito” é popularmente conhecido (erroneamente) como “cloro”.

O hipoclorito de sódio, em alta concentração, só é comercializado no atacado e chega ao consumidor doméstico somente na forma de Água Sanitária.

A Água Sanitária é uma solução que contém 2.5% de cloro ativo em água.

Assim a dona de casa que usa “Cândida”, “Globo”, ou “Q-Boa”, está utilizando água sanitária na limpeza de banheiros, desinfecção dos alimentos, limpeza da caixa d´água etc., e não “cloro”, como costuma-se ouvir. A água sanitária, mesmo sendo diluída, possui forte poder germicida.

Curiosidade: quando utilizado na desinfecção de água potável, a concentração de cloro é da ordem de 0.0002%, um percentual 12 mil e 500 vezes menor que seu teor na água sanitária.

ÁGUA DE CAL

É uma solução de hidróxido de cálcio – Ca(OH)₂ denominado de cal extinta, cal apagada, cal hidratada – obtido por reação do óxido de cálcio – CaO denominado de cal virgem ou cal viva com água:

CaO_(s) + H₂O_(ℓ) ® Ca(OH)_2(aq)

A água de cal pode ser utilizada na Medicina contra dispepsia ácida, na construção civil no preparo da argamassa e caiação das paredes.

Em laboratório é utilizado para caracterizar a presença de gás carbônico:

Ca(OH)_2(aq) + CO_2(g) ® CaCO_3(s) + H₂O_(ℓ)

Neste caso, a formação do CaCO_3(s) turva a solução da água de cal.

O óxido de cálcio – CaO – não existe livre na natureza. É obtido por decomposição do carbonato de cálcio - CaCO₃ denominado de calcário – que é encontrado na natureza em grandes quantidades:

O óxido de cálcio pode ser utilizado na obtenção do carbureto – CaC₂ (carbeto de cálcio) através da reação com o coque em forno elétrico:

O carbureto por sua vez é utilizado para a obtenção do acetileno – C₂H₂, por meio de hidrólise:

ÁGUA DE BARITA

É uma solução de hidróxido de bário – Ba(OH)₂ denominado de barita – obtido por reação do óxido de bário – BaO com água:

BaO_(s) + H₂O_(ℓ) ® Ba(OH)_2(aq)

É usado de maneira idêntica a água de cal para a detecção de dióxido de carbono pela reação característica:

Ba(OH)_2(aq) + CO_2(g) ® BaCO_3(s) + H₂O_(ℓ)

Neste caso, a formação do BaCO_3(s) turva a solução da água de barita.

Faça você mesmo!

Produção e identificação do gás carbônico

Em tubo de ensaio, adicione 3 mL de água de barita (Ba(OH)2), em seguida, pelas paredes do tubo, faça espargir cuidadosamente, pequeno volume de álcool etílico; finalmente promova a combustão do álcool no interior do tubo e aguarde a formação de um precipitado, revelado por uma pequena turvação na solução de água de barita.

Etapas do procedimento: A) solução de Ba(OH)₂. B) Álcool sendo espargido na parede do tubo de ensaio. C) Gás formado após combustão do álcool. D) Precipitado branco formado após contato do gás com a solução de Ba(OH)₂ o que confirma o gás produzido pela queima do álcool.

ÁGUA DE CRISTALIZAÇÃO

A água de cristalização é a água que se encontra presente nos compostos cristalinos em determinadas proporções. Muitos sais cristalinos formam compostos hidratados contendo uma, duas ou mais moléculas de água por molécula de composto.

A água de cristalização está presente no cristal de várias maneiras. As moléculas de água podem simplesmente ocupar posições na rede cristalina ou podem formar ligações com os ânions (íons negativos) ou cátions (íons positivos) presentes.

Identificação macroscópica do CuSO₄ .5H₂O

Estrutura do CuSO₄ .5H₂O em 2D

Estrutura do CuSO₄ .5H₂O em 3D

 Um exemplo característico é o caso do sulfato de cobre pentahidratado (CuSO₄.5H₂O), em que cada íon de cobre está coordenado com quatro moléculas de água através dos pares de elétrons do oxigênio formando-se o complexo [Cu(H₂O)₄]²⁺ . Cada íon de sulfato tem uma molécula de água ligada através de ligações de hidrogênio.

ÁGUA MÃE

Na cristalização fracionada a mistura de sólidos é dissolvida em água e a solução é submetida à evaporação. Quando a solução ficar saturada em relação a um componente, o prosseguimento da evaporação do solvente acarretará a cristalização gradativa do referido componente, que se separará da solução.

A solução, contendo o componente cuja saturação ainda não foi atingida, fica sobre os cristais do outro e é chamada ÁGUA MÃE de cristalização.

Este processo é utilizado nas salinas, por exemplo, para obtenção de sais da água do mar, onde a água evapora e os diferentes tipos de sais cristalizam-se separadamente.

ÁGUA RÉGIA

A água-régia é uma mistura de ácido nítrico e ácido clorídrico na proporção de uma parte de ácido nítrico para três partes de ácido.

É um líquido altamente corrosivo de coloração amarela. É uma das poucas substâncias que pode dissolver o ouro e a platina. E tem este nome de "água régia" devido a propriedade de dissolver os metais nobres ("regios"), embora o tantálio, irídio e outros metais extremamente inertes possam suportar o seu ataque. A invenção da água régia é atribuída ao alquimista árabe Geber e era muito empregada por outros alquimistas e, ainda hoje, é utilizada em diversos procedimentos analíticos.

Retrato do século XV de Geber

Mesmo que a água régia ataque o ouro, nenhum dos seus ácidos constituintes pode atacá-lo isoladamente. Cada ácido executa uma tarefa diferente. O ácido nítrico é um potente oxidante, que pode dissolver uma quantidade minúscula (praticamente indetectável) de ouro, formando íons de ouro. O ácido clorídrico, por sua vez, proporciona íons cloretos, que reagem com os íons de ouro, retirando o ouro da dissolução. Isto permite que o ouro adicional continue oxidando-se.

Au(s) + 3NO₃^-(aq) + 6H⁺(aq)  Au³⁺(aq) + 3NO₂(g) + 3H₂O(ℓ)

Au³⁺(aq) + 4Cℓ^-(aq)  AuCl₄^-(aq)

Dissolução do ouro na água régia

A dissolução da platina na água régia ocorre de forma similar ao ouro:

Pt(s) + 4 NO₃⁻(aq) + 8 H⁺(aq) → Pt⁴⁺(aq) + 4 NO₂(g) + 4 H₂O(ℓ)

3Pt(s) + 4 NO₃⁻(aq) + 16 H⁺(aq) → 3Pt⁴⁺(aq) + 4 NO(g) + 8 H₂O(ℓ)

O íon Pt⁴⁺ reage com os íons cloreto formando o íon cloroplatinato:

Pt⁴⁺(aq) + 6 Cl⁻(aq) → PtCl₆²⁻(aq)

Dissolução da platina na água régia

A mistura se decompõe rapidamente, perdendo sua força, por isso deve ser utilizada imediatamente após o preparo. A reação de decomposição origina uma solução muito volátil e tóxica de coloração amarelada.

HNO₃(aq) + 3 HCℓ(aq) → NOCℓ(g) + Cℓ₂(g) + 2 H₂O(ℓ)

O cloreto de nitrosila - NOCℓ - formado se decompõe em óxido nítrico e cloro gasoso:

2 NOCℓ(g) → 2 NO(g) + Cℓ₂(g)

A água régia recém-preparada é incolor, mas torna-se laranja em segundos. Na foto, a água régia é utilizada na remoção de resíduos orgânicos em material de laboratório.

Quando a Alemanha invadiu a Dinamarca, durante a Segunda Guerra Mundial, o químico húngaro George de Hevesy dissolveu as medalhas dos prêmios Nobel de Max von Laue e James Franck em água régia, guardando a solução numa prateleira de seu laboratório no Instituto Niels Bohr. Após a guerra, voltou ao laboratório e precipitou o ouro para retirá-lo da mistura.

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Este site foi atualizado em 04/03/19