MINERALIZAÇÃO E DESMINERALIZAÇÃO DA ÁGUA

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1 MINERALIZAÇÃO E DESMINERALIZAÇÃO DA ÁGUA Dissolução; Solubilidade; Produto de solubilidade; Precipitação; Mineralização e desmineralização das águas.

2 Água do Mar Ó mar salgado, Quanto do teu sal são lágrimas de Portugal In Mar Portuguez /Mensagem Fernando Pessoa ( ) A água do mar, cobre mais de 70% da superfície terrestre, 97,5 % é salgada.

3 Água do Mar A água do mar é salgada devido aos diversos sais que nela se encontram dissolvidos (sais solúveis),sendo o NaCl o mais abundante.

4 Água do Mar Comparação média dos iões na água do Oceano Atlântico.

5 Água do Mar Concentração de oxigénio dissolvido na água do mar (mol/m 3 ).

6 Soluções: soluto e solvente Solução Mistura homogénea (uma só fase) de duas ou mais substâncias, em que uma é o solvente e as outras são os solutos. Os solutos são as substâncias dissolvidas e o solvente é a substância em que os solutos estão dissolvidos. Dissolução Uma dissolução ou solvatação é um fenómeno em que há interação de um soluto com um solvente, com formação de uma solução.

7 Soluções: dissolução As partículas de soluto ficam rodeadas por partículas de solvente.

8 Água como solvente Dissolução do cloreto de sódio

9 Solvente: água A água é o solvente de grande número de substâncias, sólidas (sais), líquidas, (líquidos polares) e gasosas (NH 3, O 2, CO 2 ). A solubilidade de uma substância em água depende do tipo de unidades estruturais dessa substância, o que condiciona a interação soluto solvente.

10 Interação soluto solvente Interação Soluto Solvente

11 Água: solvente universal? Pelo facto de ser polar, a água é um bom solvente de substâncias iónicas ou polares. As substâncias que são apolares, não são solúveis em água. Para as dissolver é necessário utilizar solventes apolares, como, por exemplo, o tetracloreto de carbono. Semelhante dissolve semelhante ou polar dissolve polar e apolar dissolve apolar.

12 Água: solvente universal? Solutos iónicos ou polares dissolvem-se em solventes polares. Exemplo: cloreto de sódio (soluto iónico) é solúvel em água (solvente polar).

13 Água: solvente universal? Solutos iónicos ou polares não se dissolvem em solventes apolares. Exemplo: cloreto de sódio (soluto iónico) não é solúvel em parafina (solvente apolar).

14 Água: solvente universal? Solutos apolares dissolvem-se em solventes apolares. Exemplo: Iodo (soluto apolar) é solúvel em tetracloreto de carbono (solvente apolar).

15 Água: solvente universal? Solutos apolares não se dissolvem em solventes polares. Exemplo: Iodo (soluto apolar) não é solúvel em água (solvente polar).

16 Tempo de dissolução A dissolução é um fenómeno de superfície em que é necessário um contacto íntimo entre soluto e solvente; O tempo de dissolução pode ser diminuído por: Aquecimento Redução do tamanho das partículas Agitação

17 Solubilidade Solubilidade Quantidade máxima de soluto que se pode dissolver numa certa quantidade de solvente, a uma dada temperatura e pressão. massadesol uto 100desolvente g 100gH2O quantidadedesoluto volumedesolvente mol 3 dm

18 Solubilidade A solubilidade de sais em água resulta da interação entre moléculas de água polares e os iões do cristal a dissolver, e depende de 3 forças: 1- Forças de atração entre moléculas de água e iões do sólido; 2- Forças de atração entre cargas opostas dos iões no estado sólido; 3- Forças de atração entre as moléculas de água.

19 Solubilidade Se predominar a força 1, o composto é muito solúvel em água; Se predominarem as forças 2 e 3 a solubilidade do sólido em água é pequena. SOLUBILIDADE = EQUILÍBRIO HETEROGÉNEO A solubilidade de um composto sólido num dado solvente liquido é atingida quando a velocidade de dissolução e a velocidade de precipitação se tornam iguais. Tal só é possível se no equilíbrio houver sólido por dissolver - Solução Saturada.

20 Solubilidade Adição de uma quantidade extra de soluto: solução não saturada o soluto dissolve-se; solução saturada o soluto não se dissolve; solução sobressaturada fica mais soluto por dissolver do que o que se adicionou.

21 Solubilidade Se a quantidade de composto dissolvido for inferior à sua solubilidade, a solução não está saturada; ainda é possível dissolver mais sólido, dizendose que é uma solução não saturada. Por vezes, é possível dissolver uma quantidade de composto superior à existente numa solução saturada, obtendo-se uma solução sobressaturada; a situação atingida é instável, podendo ocorrer a qualquer momento a precipitação do excesso de composto dissolvido.

22 Solubilidade Uma solução sobressaturada é instável; uma pequena perturbação (por exemplo, o toque da superfície do líquido com uma vareta pode provocar a imediata precipitação do soluto em excesso.

23 Efeito da temperatura na solubilidade Em geral, a solubilidade dos sais em água aumenta com a temperatura; A solubilidade dos gases diminui com a temperatura

24 Solubilidade de sais e hidróxidos Solúveis Muito solúveis e medianamente solúveis; Insolúveis Solubilidade muito pequena.

25 Produto de solubilidade Equilíbrio de solubilidade AgCl (s) Ag + (aq) + Cl - (aq) Ag + (aq) + Cl - (aq) AgCl (s) Equilíbrio heterogéneo AgCl (s) Ag + (aq) + Cl - (aq) As espécies em equilíbrio encontram-se em fases diferentes: os iões na fase líquida e o sal na fase sólida.

26 Produto de solubilidade Calcular a constante do equilíbrio de solubilidade do carbonato de prata, Ag 2 CO 3, sabendo que a solubilidade deste sal em água é igual a 1,15 x 10-4 mol/dm 3.

27 Produto de solubilidade mol/dm 3 Ag 2 CO 3(s) 2Ag + (aq) + CO 2-3 (aq) Início Constante 0 0 Reacção s +s Equlíbrio Constante 2s 5s Ks (Ag 2 CO 3 )= (2s) 2 x s = 4s 3 Ks (Ag 2 CO 3 ) = 4 x (1,15 x 10-4 ) 4 Ks (Ag 2 CO 3 ) = 6,08 x Produto de solubilidade (k s ): Produto das concentrações molares dos iões existentes numa solução saturada, elevadas aos respectivos coeficientes estequiométricos na equação de equilíbrio. Solubilidade e produto de solubilidade

28 Produto de solubilidade e solubilidade Qual dos sais AgCl, AgBr ou AgI é o mais insolúvel? K s (AgCl) = 1,7 x ; K s (AgBr) = 5,0 x ; K s (AgI) = 8,3 x Equilíbrio Estequiometria Expressão de Ks Expressão de s s AgCl(s) 1:1(=2) Ks= s 2 s = ks 1,3x10-5 AgBr(s) 1:1(=2) Ks= s 2 s = ks 7,1x10-7 AgI(s) 1:1(=2) Ks= s 2 s = ks 9,1x10-9 Solubilidade: AgCl AgBr AgI Valor de Ks: AgCl AgBr AgI

29 Produto de solubilidade e solubilidade Qual dos sais AgCl, Ag 2 CO 3? K s (AgCl) = 1,7 x ; K s (Ag 2 CO 3 ) = 8,1 x Equilíbrio Estequiometria Expressão de Ks Expressão de s s AgCl(s) 1:1(=2) Ks= s 2 s = ks 1,3x10-5 Ag 2 CO 3 (s) 2:1(=3) Ks= 4s 3 s = ks 1,3x Solubilidade: AgCl Ag 2 CO 3 Valor de Ks: AgCl Ag 2 CO 3

30 Produto de solubilidade e solubilidade Para sais com uma composição estequiométrica idêntica, o sal menos solúvel é o que tem um menor valor de Ks; Para sais com composições estequiométricas diferentes, a relação entre as solubilidades pode ser diferente da relação entre os Ks. Só se pode afirmar que o sal mais solúvel é o que tem o maior valor de Ks, no caso de sais em que a expressão da solubilidade é a mesma.

31 Reacções de precipitação O que acontecerá se forem misturadas soluções de iodeto de potássio e de nitrato de chumbo (II), 0,20mol.dm -3?

32 Reacções de precipitação Há formação de precipitado de iodeto de chumbo. Quando se misturam duas soluções, para que haja precipitação é necessário que o produto das concentrações dos iões que formam o precipitado, elevadas aos respetivos coeficientes estequiométricos, seja superior ao valor do Ks. Reacções de precipitação

33 Precipitação seletiva de sais Pretende-se separar os iões de uma solução que contém aniões brometo e aniões cloreto, com concentrações 0,020 mol.dm -3. O AgBr é bastante mais insolúvel do que o AgCl. Por adição de catião prata, será possível precipitar o brometo de prata sem que o cloreto de prata precipite, o que permitiria separar os dois iões?

34 Precipitação seletiva de sais 1- Cálculo da concentração de precipitante necessária para que comece a precipitar o sal mais insolúvel (brometo de prata) A precipitação iniciar-se-á no momento em que a solução ficar saturada: Ks= Q

35 Precipitação seletiva de sais 2- Cálculo da concentração de precipitante necessária para que comece a precipitar o sal mais solúvel (cloreto de prata) Continuando a adicionar catião prata, o brometo deprata continua a precipitar e a certa altura o cloreto de prata também irá precipitar, quando Ks= Q

36 Precipitação seletiva de sais 3- Cálculo da concentração do ião que dá origem ao sal menos solúvel (brometo) quando começa a precipitar o sal mais solúvel

37 Precipitação seletiva de sais 4- Cálculo da % de ião menos solúvel (brometo) ainda em solução quando começa a precipitar o ião mais solúvel (cloreto) Conclusão Quando começa a precipitar o anião cloreto a percentagem de anião brometo ainda em solução é tão baixa que se pode considerar que já foi praticamente todo retirado da solução A separação é possível.

38 Variação da solubilidade de sais 1- Efeito da variação da temperatura: A solubilidade de sais pouco solúveis, tem o mesmo tipo de variação que o seu Ks. A solubilidade de sais muito solúveis depende da temperatura.

39 Variação da solubilidade de sais 1- Efeito da variação da temperatura: Processo endotérmico: Um aumento de temperatura leva a um aumento da solubilidade do sal e consequentemente a um aumento do produto de solubilidade. Processo exotérmico Um aumento da temperatura leva a uma diminuição da solubilidade do sal e consequentemente a uma diminuição do produto de solubilidade.

40 Variação da solubilidade de sais 2- Efeito da variação da pressão: Quando se aumenta a pressão de um gás, a temperatura constante, a solubilidade aumenta.

41 Variação da solubilidade de sais 3- Efeito do ião comum: Se se adicionar aos reagentes uma solução de KI, verifica-se o aparecimento de um precipitado amarelo (PbI 2 ). A reacção evoluiu no sentido directo A solubilidade de uma substância pouco solúvel diminui quando à solução inicial se adiciona um outro soluto que contêm um dos seus iões - efeito do ião comum.