ÁGUAS MINERAIS E DE ABASTECIMENTO O

SEMINÁRIO DE QUÍÍMICA Q U M Ano lectivo: 2002/20033 ÁGUAS MINERAIS E DE ABASTECIMENTO O PÚBLICO - ACIDEZ E BASICIDADE S - DAS ÁGUAS - Realizado a o Por: : Patrícia Saraiva 0/26

ÍÍNDICE Introdução...2 Importância da água...4 Consumo da água e definição de água potável...5 Parâmetros de Qualidade da água...7 - Parâmetros físicos...7 - Parâmetros químicos...8 Águas minerais e informações do respectivo rótulo...9 - Mineralização total...10 - ph...10 - "Água pura"...15 - "Preservar do calor"...16 - Dureza...17 Acidificação natural e artificial da água provocada pelo dióxido de carbono...18 Resumo do artigo e estudo da actividade experimental proposta...22 Reflexão da aula...26 Bibliografia 1/26

INTRODUÇÃO Este trabalho fundamenta alguns conteúdos da Unidade Da atmosfera ao Oceano: Soluções na Terra e para a Terra do novo programa curricular de Física e Química A do 11ºano. Este programa é elaborado atendendo à perspectiva CTS no ensino da Química de modo a evidenciar o carácter dinâmico da Ciência e a sua importância na compreensão do mundo que nos rodeia. O papel da Ciência e da Tecnologia no nosso dia-a-dia exige uma população com conhecimento e compreensão suficiente para entender e seguir debates sobre temas científicos e tecnológicos, e envolver-se em questões que estes temas colocam. Uma tendência actual, no ensino da Química, tem sido a de enfatizar aos estudantes os aspectos sociais, num amplo sentido associados ao desenvolvimento e aplicações desta Ciência. Num mundo em constante mudança, o ensino não se pode apresentar de uma forma estática, ou seja, um ensino em que as ciências são apresentadas de forma compartimentada, com conteúdos desligados da realidade, sem uma verdadeira dimensão global e integrada. É então necessário, um ensino que não se limite a um conjunto de factos e conceitos, mais ou menos relacionados entre si, mas sim um ensino que provoque alterações de comportamento dos alunos, que os leve a reconhecer as potencialidades da Ciência e que os prepare de uma forma mais eficaz para as exigências da sociedade actual. O ensino não se cinge apenas à exposição teórica da matéria, é necessário cativar, dinamizar e envolver os alunos. Pretende-se desenvolver nestes o gosto da investigação científica, atitudes de respeito para com a Natureza, espírito crítico, criatividade assim como a utilização de uma linguagem científica adequada para exprimir factos, hipóteses e teorias. O estudo de soluções aquosas naturais é uma abordagem interessante de muitos conceitos químico, sendo um deles o conceito de ácido-base. Neste trabalho, os conceitos em estudo são: Água potável: águas minerais e de abastecimento público; Composições típicas e ph VMR e VMA de alguns componentes de águas potáveis 2/26

Água gaseificada e água da chuva: acidificação artificial e natural provocada pelo dióxido de carbono Chuva normal e chuva ácida Ionização de ácidos em água Ionização ou dissociação de bases em água Reacção ácido-base Pares conjugados ácido-base: orgânicos e inorgânicos Espécies químicas anfotéricas Aplicação da constante de equilíbrio às reacções de ionização de ácidos e bases em água: K a e K b como indicadores da extensão da ionização Força relativa de ácidos e bases Efeito da temperatura na auto-ionização da água e no valor do ph. Após salientar a importância da água para a existência dos seres vivos, serão abordados diferentes aspectos relacionados com as águas potáveis. Uma água considera-se potável quando satisfaz um determinado número de parâmetros de qualidade que se encontram definidos na legislação portuguesa. Estes parâmetros apresentam valores limite que não podem ou não devem ser ultrapassados. Alguns destes parâmetros são: a composição, o ph, a dureza. Nas águas engarrafadas, a informação química está impressa nos rótulos. A partir da acidificação da água provocada pela dissolução do dióxido de carbono serão especificados outros aspectos relacionados com o comportamento de ácido-base. No final do trabalho, encontra-se resumido o artigo Identificando água engarrafadaum exercício de resolução de problema em identificação química publicado no Journal of Chemical Education, vol. 75 nº12 Dezembro 1998. Este artigo propõe uma experiência que envolve os alunos num desafio que consiste em identificar amostras de águas desconhecidas e durante o processo a questionar a informação que recolhem. As actividades laboratoriais têm a potencialidade de permitir motivar os alunos, reforçar a aprendizagem de conhecimento conceptual, ensinar metodologia científica e desenvolver atitudes científicas. Estas actividades laboratoriais podem ter diferentes níveis de complexidade e exigência para os alunos. A experiência proposta só deve ser realizada após os alunos terem assimilado conceitos essenciais e adquirido as informações necessárias. 3/26

No intuito de explicar a experiência proposta, serão abordados conceitos tais como: titulação volumétrica e ponto de viragem. IMPORTÂNCIA DA ÁGUA Cobrindo 70% da superfície do Globo Terrestre, a água confere-lhe a conhecida tonalidade azul, apesar da crescente poluição: 97,3% são de água salgada que se distribuem até uma profundidade média de 4 km; dos restantes 2,7% que representam a água doce, 77,2% são de gelo das calotes polares e glaciares, 22,4% são de águas subterrâneas e humidade do solo, 0,35% de lagoas e pântanos, 0,04% de vapor de água atmosférico e 0,01% constituem os cursos de água. Os seres vivos são, também, fundamentalmente água: 93% no feto humano, 70% no homem adulto e 89% nos vegetais. Existem, igualmente, inúmeras designações compostas, a partir do termo ÁGUA, que traduzem a importância da água e realçam a sua presença constante no meio que nos rodeiam, nos processos que nele ocorrem e nas utilizações que dela são feitas. Exemplos: água da chuva, água de bromo, água de cal, água de cloro, água de colónia, água de rosas, água desionizada, água desmineralizada, água destilada, água doce, água dura, água medicinal, água mineral, água potável, água salgada, etc. A água é necessária para o fabrico de quase tudo. O papel, a gasolina, o ferro e muitos outros exigem apreciáveis quantidades de água para serem produzidos. O homem utiliza a água diariamente para os mais diversos fins, bebe-a, use-a na sua casa e na rega do seu jardim, utiliza-a em grandes quantidades na irrigação das culturas agrícolas e na industria, diverte-se nela quando vai nadar à piscina ou tomar banho no mar, pratica nela desportos, abomina-a quando é apanhado por uma chuvada sem guarda-chuva, etc. Em química, a água é, também, uma substância muito importante pois é usada quer no laboratório, quer na industria, para os mais diversos fins, por exemplo como solvente, matéria prima, agente de limpeza e outros. A água tem uma enorme capacidade para dissolver certas substâncias, em particular, compostos constituintes da crosta terrestre. Em consequência, ela existe não como substância pura, mas sim sob a forma de soluções mais ou menos concentradas de solutos variados. As substâncias dissolvidas e as respectivas concentrações variam com o tipo de água considerado 4/26

(oceano, rio, nascente, etc.) e o respectivo local. As espécies químicas que acompanham a água em maior ou menor quantidade conferem-lhe diferente qualidade e até denominação. Os oceanos, por exemplo, são constituídos pela chamada água salgada, isto é, por uma solução relativamente concentrada em cloreto de sódio e outros sais. A composição da água dos oceanos varia muito pouco, pelo menos no que diz respeito aos constituintes existentes em concentrações mais elevadas. No que diz respeito à agua doce dos rios, ela contém concentrações muito menores de solutos. As concentrações variam, porém, muito mais de rio para rio e de local para local do que no caso dos oceanos, pois a composição da água depende muito da natureza dos solos com que a água contacta na bacia hidrográfica e da extensão de eventual poluição dos cursos de água. Os principais solutos encontrados nas águas dos rios são diferentes dos das águas dos oceanos. Nos rios predominam em geral, o anião carbonato (HCO - 3 /CO 2-3 ), em vez de Cl -, e o catião Ca 2+, em vez de Na +. Quanto às águas dos lagos, há variações enormes quanto ao nível de concentrações de solutos. Os lagos de montanha, com altitudes elevadas, alimentados inteiramente por água da chuva ou proveniente da fusão de neve, são constituídos, em geral, por água em que a concentração de sais dissolvidos pode ser apenas de 0,01%. Em contraste, há lagos de águas com maior salinidade que a dos oceanos! CONSUMO DA ÁGUA E DEFINIÇÃO DE ÁGUA POTÁVEL Para avaliar o nível de vida de uma sociedade, pode utilizar-se como índice o consumo de água por habitante. Nós fazemos parte dos 10% dos habitantes privilegiados do Planeta aos quais basta abrir uma torneira para obter água potável. O consumidor tem à sua disposição dois tipos de água potável: a engarrafada e a água de abastecimento público que pode ser tornada potável através de processos de tratamento adequados. Cerca de 50% dos portugueses consomem em casa água subterrânea que alimenta os sistemas de abastecimento público que os servem. Há menos de 10 anos aquela percentagem era superior a 70%. É crescente o número dos consumidores de águas engarrafadas (águas minerais naturais ou de nascente) que leva os sabores puros das montanhas selvagens e impolutas a uma crescente população urbana. 5/26

As águas engarrafadas com a designação Água Mineral Natural apresentam características próprias tais como certos constituintes em quantidades consideráveis. Este facto torna-las aconselháveis para determinados fins terapêuticos (por exemplo: efeitos laxativos ou diuréticos) e/ou conferir-lhes efeitos benéficos para a saúde (por exemplo: o flúor pode ser benéfico para os dentes). No entanto, devido à existência de constituintes em proporções maiores do que é habitual, podem apresentar problemas para a saúde caso sejam consumidas com frequência. Por exemplo, um indivíduo que sofra de hipertensão deverá evitar águas ricas em sódio. São, por isso, desaconselhadas para uso corrente. As águas engarrafadas com a designação Água de Nascente são tal como a anterior captada espontaneamente da terra, mas não possui nenhuma propriedade específica. Destinam-se a suprir as necessidades de água do nosso organismo. Podem ser consumidas diariamente, sem quaisquer reservas. A maior parte da água para consumo é captada de fontes subterrâneas ou à superfície. São cada vez em menor quantidades as águas naturais (que nunca foram usadas) aumentando a quantidade e variedade de águas residuais (já utilizadas). Umas e outras, estando em contacto com sedimentos, podem conter espécies iónicas e/ou moleculares dissolvidas, além de partículas em suspensão. Ao longo do seu ciclo hidrológico, além do oxigénio e do azoto atmosféricos, a água absorve outros gases, tais como óxidos de carbono, de azoto e de enxofre. Uma água pode, assim, conter uma grande quantidade de impurezas que surgem naturalmente do seu ciclo hidrológico. Estas impurezas, quando se apresentam como elementos nocivos para o uso a que a água se destina, chamam-se contaminantes. Quando uma água sofre variações de qualidade, seja por variação de temperatura ou por adição ou remoção de substâncias dissolvidas ou em suspensão, para além dos limites aceitáveis, diz-se que está poluída. A lei da qualidade da água, Decreto de Lei nº236/98, de 1 de Agosto, aliada a sua importância legal, constitui um interessante documento técnico sobre requisitos de classificação das águas e informações analíticas qualitativas e quantitativas que a elas respeitam. No mesmo, qualidade de uma água é definida como o conjunto de valores de parâmetros físicos, químicos, biológicos e microbiológicos da água que permite avaliar a sua adequação para determinados usos directos ou potenciais. 6/26

Uma água potável, da qual tradicionalmente se espera que seja incolor, inodora e insípida, deve poder ser ingerida em quantidades razoáveis, sem perigo para a saúde, ou seja sem perigo de toxicidade. Para tal, devem ser respeitados os critérios de qualidade, no que respeita às várias características. Um dos grandes melhoramentos para a qualidade de vida em geral, e para a saúde pública em particular, surgiu com o desenvolvimento e implementação de sistemas de tratamento de água, nomeadamente água de distribuição. O objectivo é tornar a água saudável, potável, limpa, transparente e sem odor, razoavelmente macia e não corrosiva. PARÂMETROS DE QUALIDADE DA ÁGUA É necessário conhecer a utilização que se pretende para uma determinada água, para se identificar os parâmetros que a caracterizam e lhe conferem o grau de qualidade requerido através de normas e directrizes e concluir se determinada impureza é ou não contaminante. Por exemplo, em determinadas doenças, tais como os diabetes, a água utilizada tem de possuir um alto teor em ferro (Fe) e esta situação não se verifica na indústria têxtil em que é necessária uma total isenção de ferro. Quando efectuamos uma análise de água devemos ter em consideração alguns parâmetros de análise cujos valores limites estão estabelecidos em normas e directrizes: parâmetros físicos, químicos e outros. Parâmetros físicos: Dentro dos parâmetros físicos, encontramos dois sub-tipos de parâmetros: os organolépticos (físico-químicos) e os físicos. Os parâmetros organolépticos têm em consideração o sabor, o cheiro e a cor. Tanto o sabor como o cheiro são características organolépticas de determinação subjectiva, para os quais não existem instrumentos de observação nem unidades de medida e que se revestem de grande interesse na caracterização de águas potáveis destinadas a consumo doméstico. 7/26

O sabor característico de algumas águas é devido à presença de iões e compostos que a acompanham (o sabor salgado é obtido pela presença de Cl - com valores superiores a 300 ppm; o sabor salgado e amargo indica a existência de SO 2-4 com valores superiores a 450 ppm; o gosto picante é devido a presença de CO 2 livre; o sabor desagradável pode ser atribuído a fenóis ou outros compostos orgânicos presentes). Nas águas potáveis, o cheiro deve estar ausente, denominando-se, por isso, inodoras. A cor é o resultado da absorção de determinadas radiações do espectro electromagnético visível. A existência de certas cores na água é um indicativo da existência de contaminantes. No que diz respeito aos parâmetros físicos, existem três conceitos a ter em conta: a turvação, a condutibilidade e a temperatura. A turvação traduz-se na dificuldade que uma água apresenta na transmissão da luz. Esta dificuldade é devida à presença de materiais insolúveis em suspensão. A condutividade eléctrica de uma água é a medida da capacidade que essa água tem para conduzir a corrente eléctrica. O seu valor pode ser considerado como uma medida da matéria total ionizável presente numa água, uma vez que a água pura pouco contribui para essa condutividade. A temperatura da água é um parâmetro físico que é indispensável conhecer, uma vez que a sua variação interfere com outros parâmetros e pode afectar os processos de tratamento dessa água. A diminuição da temperatura tem, por exemplo, como consequências o aumento da viscosidade, o aumento da solubilidade dos gases e o aumento do ph. Parâmetros químicos: Na análise dos parâmetros químicos deve-se considerar indicações, tais como o ph, a dureza, a alcalinidade, o teor em CO 2, a presença de certos iões, tais como, cloretos, sulfatos, nitritos, nitratos, ferro, manganês, metais pesados e outros. O valor do ph é uma medida da acidez e basicidade de uma solução aquosa e é limitante para determinados usos específicos. A maioria das águas naturais têm um ph compreendido entre 6 e 8 e diminui com o aumento da temperatura. O ph é a medida de concentração de iões H 3 O + e é definido pela equação: ph = - log [H 3 O + ] 8/26

A dureza é devida principalmente à presença dos catiões cálcio e magnésio, embora possa ser associada a outros catiões (Fe 2+, Al 3+, Cu 2+,...), presentes em vestígios. Habitualmente referem-se três tipos de dureza: dureza total que corresponde à soma das concentrações de sais de cálcio e magnésio contidos na água; dureza permanente ou nãocarbonatada que é devida aos sais solúveis de cálcio e magnésio (sulfatos, cloretos,...) que não são eliminados por ebulição; e dureza temporária que é a diferença entre a dureza total e a dureza permanente e está associada aos iões HCO - 3 que se eliminam por ebulição. A dureza expressa-se em miligramas de carbonato de cálcio por litro (ou ppm de CaCO 3 ). A alcalinidade é a capacidade da água em aceitar iões H +. Geralmente, as espécies básicas responsáveis pela alcalinidade são os iões carbonato, hidrogenocarbonato e hidróxido: HCO - 3 + H + CO 2 + H 2 O CO 2-3 + H + - HCO 3 OH - + H + H 2 O É importante distinguir entre basicidade, manifestada por um elevado ph, e alcalinidade que é a capacidade em aceitar H +. O ph é um factor de intensidade e a alcalinidade é um factor de capacidade. A alcalinidade expressa-se, como a dureza, em miligramas de carbonato de cálcio por litro (ou ppm de CaCO 3 ). ÁGUAS MINERAIS E INFORMAÇÕES DO RESPECTIVO RÓTULO A interferência da Química no Quotidiano é cada vez mais acentuada, na medida em que a exigência do consumidor, aliada a uma maior informação, obriga a que assim aconteça. É hoje vulgar, e na maioria das situações obrigatório por lei, a existência da composição qualitativa e quantitativa no rótulo da embalagem de qualquer produto alimentar ou de outro que possa vir a ser manuseado: águas minerais ou refrigerantes, etc. A legislação estabelece os teores em que certas espécies químicas podem existir na água. São os chamados Parâmetros de Qualidade. Os valores indicados pela legislação para cada um dos parâmetros são o VMA (Valor Máximo Admissível) e o VMR (Valor Máximo Recomendado). 9/26

O VMA não pode ser ultrapassado, sob risco de provocar efeitos adversos na saúde. O VMR não deve ser ultrapassado pois isso poderá já representar algum risco para a saúde podendo, até, ser o indício de contaminação. Por exemplo, altos teores de nitratos podem prejudicar as grávidas e os bebés, uma vez que podem transformar-se em nitritos e provocar uma diminuição da oxigenação normal do organismo quando combinado com certos elementos do sangue. Os bebés podem contrair a chamada doença azul, uma deficiente oxigenação das células. Nos rótulos das águas engarrafadas vêm indicados alguns parâmetros. Exemplo: Composição química típica Mineralização total...94,0 mg/l ph...6,3 Bicarbonato (HCO - )...31,0 mg/l 3 Cloreto (Cl - )...8,0 mg/l Nitrato (NO - )...1,4 mg/l 3 Sódio (Na + )...13,0 mg/l Cálcio (Ca 2+ )...3,5 mg/l Sílica (SiO 2 )...26,0 mg/l A mineralização total é a massa que é obtida quando se evapora a totalidade da água, sobrando apenas um resíduo que corresponde a espécies químicas que estavam dissolvidas na água. O VMA para o resíduo seco em água para consumo humano é 1500 mg/l. Águas com teores superiores a 1500 mg/l podem ser benéficas em determinadas situações mas terão inconvenientes quando consumidas regularmente, sobretudo em pessoas com doenças renais. Para o ph de uma água, existe não só o VMR e VMA mas também o VmR e o VmA, ou seja, o Valor Mínimo Recomendado e o Valor Mínimo Admissível. Segundo a legislação Portuguesa, para uma água de consumo humano temos os seguintes valores: VmR VmA VMR VMA ph 6,5 6,5 8,5 9,5 É frequente encontrar águas engarrafadas com valores de ph bastante abaixo do VmA. No entanto, a indicação segundo a qual o ph da água não se deve situar abaixo de 6,5 10/26

prende-se com a corrosão que as águas mais ácidas podem provocar nas condutas de ferro, ainda hoje muito utilizadas nos sistemas de distribuição pública. Ora, em águas engarrafadas, este problema não se coloca pelo que este VmA não se aplica. O ph é uma medida da concentração do ião H 3 O + de acidez ou basicidade da água. na água. Dá indicação sobre o grau O que significa acidez ou basicidade da água? Durante séculos, ácidos e bases foram definidos tendo em conta algumas propriedades detectadas pelos sentidos: os ácidos são azedos e as bases escorregadias ao tacto. Com o avanço da Ciência, particularmente com Lavoisier no século XVIII e na sequência do seu esforço de classificação e sistematização das substâncias, surgiram definições baseadas não só num conjunto de propriedades comuns, mas também no que se pensava ser uma composição característica desse tipo de substâncias. Lavoisier supunha que todos os ácidos continham oxigénio, razão pela qual deu o nome ao gás Oxigénio- do grego oxys (amargo) e genna (formação). Ao descobrir o ácido clorídrico, que não contém oxigénio, o cientista Sir Humphrey Davy, em 1815, admitiu que o elemento fundamental num ácido era o hidrogénio. Todas as definições dos ácidos e das bases apresentavam muitas insuficiências e foram necessários os trabalhos de Arrhenius, no século XIX, sobre a existências de iões em soluções aquosas de sais e a sua capacidade de conduzir a corrente eléctrica, para dar origem a uma teoria sobre ácidos e bases explicada em termos da composição e de grupos funcionais. Arrhenius definiu ácido como uma substância que, em solução aquosa, se ioniza, gerando iões H + (aq), e base como uma substância que, em solução aquosa, se dissocia, gerando iões OH - (aq). Os ácidos de Arrhenius são compostos moleculares, ou seja, compostos cujos os átomos estão ligados entre si nas moléculas por ligações covalentes, e as bases são compostos iónicos, pelo que o mecanismo de aparecimento de iões é diferente: - O aparecimento de iões nas soluções aquosas dos ácidos provém de uma reacção química entre as moléculas do ácido e as moléculas da água ionização dos ácidos; - O aparecimento de iões com movimentos livres nas soluções aquosas das bases é devida à desagregação da estrutura iónica cristalina do sólido dissociação das bases. 11/26

Por exemplo o hidróxido de sódio, em solução aquosa, dissocia-se nos seus iões: H 2 0 NaOH (s) Na + (aq) + OH - (aq) No caso das soluções aquosas das bases, os iões já existiam, as moléculas de água vão apenas dissociá-los. Os iões estão dissolvidos em água e hidratados, como indica a figura do lado. A teoria de Arrhenius constitui um grande avanço na Química mas levantou simultaneamente dificuldades que foi preciso resolver: Qual a natureza do ião H +? Como explicar que substâncias que não continham o ião OH - reagissem como bases? A água é um bom dissolvente de compostos polares; os iões que se formam são fortemente atraídos pelas moléculas de água formando-se estruturas estáveis. Cada ião móvel em solução aquosa é um ião hidratado, ligado fortemente a certo número de moléculas de água, geralmente 4 ou 6. O grau de hidratação de um ião depende da carga e do tamanho. Ora o ião H + é o único sem electrões, ou seja, a sua dimensão é a do próprio núcleo, consideravelmente menor que o raio aproximado dos outros iões. É então de prever que o ião H + esteja, ainda mais facilmente que os outros, intimamente ligado às moléculas de água, sendo assim impossível imaginar a dissociação dos ácidos produzindo protões livres. Um protão ligado a uma molécula de água, ião hidrónio, H 3 O +, é uma estrutura muito estável. A espécie H 3 O + também sofre hidratação mas o que é importante realçar é a não existência do protão H + livre em solução aquosa que deve ser, portanto, representado por H 3 O +. Em 1923, os químicos Brønsted, de nacionalidade dinamarquesa, e Lowry, de nacionalidade inglesa, propuseram, independentemente um do outro, uma definição mais geral de ácido ou de base. Segundo Brønsted, um ácido é qualquer partícula (molécula ou ião) capaz de ceder um protão (a partícula H + ); uma base é uma partícula capaz de captar um protão. As substâncias que se comportam de acordo com esta definição são designadas ácidos de Brønsted e bases de Brønsted. Esta definição já permite explicar o comportamento básico de substâncias que não continham o ião OH -. As reacções químicas em que uma partícula cede um protão (ácido) a outra partícula que o recebe (base) chamam-se reacções de ácido-base. 12/26

ácido 1 + base 2 ácido 2 + base 1 HA + H 2 O H 3 O + + A - A molécula HA transferiu um protão para a molécula da água, transformando-se na espécie química A -. A molécula de água aceitou o protão transformando-se na espécie química H 3 O +. A reacção é reversível uma vez que A - pode aceitar um protão do ião H 3 O + transformando-se em HA. Então, o ião A - é também uma base assim como o ião H 3 O + é um ácido. Podemos afirmar que numa reacção de equilíbrio ácido-base há uma competição entre as espécies químicas presentes para a captura de protões. Ao conjunto de um ácido e da partícula que resulta do mesmo ácido por perda de um protão, ou ao conjunto de uma base e da partícula que resulta da mesma base por captação de um protão, chama-se um par conjugado ácido-base. Assim, quaisquer duas espécies químicas que diferem somente num protão constituem um par ácido-base conjugado. Pares ácido-base conjugados representam-se simbolicamente por A/B, em que A e B são os símbolos do ácido e da base respectivamente. No caso das reacções acima referidas, existem sempre os pares conjugados: ácido 1/base 1 e ácido 2/base 2 HA/ A - e H 3 O + / H 2 O Já foi referido que o ph é uma medida da concentração do ião H 3 O + numa solução. Os valores das concentrações do ião H 3 O + são extremamente pequenos e expressos numa potência negativa de 10, como tal são muito pouco práticos de manipular. Para os comparar tem que se atender ao expoente negativo e ao coeficiente multiplicativo, por exemplo: (4,6 10-8 >3,9 10-8 ); (3,9 10-8 >5,0 10-9 ) Para ultrapassar esta dificuldade, Sørensen, bioquímico dinamarquês, propôs, em 1909, que se exprimisse o número todo numa potência de 10, de expoente não necessariamente inteiro e se referisse apenas o valor simétrico do expoente. A este valor chamou ph. A letra p deriva precisamente do expoente ou potência. [ H 3 O + ] = 10 -ph 13/26

Quanto mais ácida é a solução, menor o seu ph; quanto menos ácida, maior o seu ph. Valores baixos de ph significam elevados valores de [H 3 O + ], e valores altos de ph significam baixos valores de [H 3 O + ]. A 25ºC, em água pura, o número de iões hidrónio e de iões hidróxido é igual: [ H 3 O + ] = [ OH - ] = 10-7 mol/dm 3 ph = 7 A água é neutra: nenhuma das espécies ácido ou base predomina sobre o outro. São ácidas as soluções em que o ião hidrónio predomina sobre o ião hidróxido: [ H 3 O + ] > [ OH - ] ph < 7 São básicas as soluções em que o ião hidróxido predomina sobre o ião hidrónio: [ H 3 O + ] < [ OH - ] ph > 7 Observando o valor do ph no rótulo da garrafa da água em estudo, verifica-se que é pouco inferior a 7, pelo que a água engarrafada é muito ligeiramente ácida. Existem diferentes processos de determinar experimentalmente o ph. Um dos métodos consiste na utilização de indicadores ácido-base. Designam-se por indicadores ácido-base as substâncias que mudam de cor, em função do ph do meio. A seguinte tabela apresenta alguns indicadores ácido-base. Indicador Cor ácida Zona de viragem/ Cor básica ph Azul de timol Vermelho 1,2-2,8 Amarelo Alaranjado de metilo Vermelho 3,1 4,4 Amarelo Tornesol Vermelho 5,0 8,0 Azul Azul de bromotimol Amarelo 6,2 7,8 Azul Fenolftaleína Incolor 8,2 10,0 Carmim Indigo carmim azul 11,6 14,0 Amarelo Observando-se esta tabela verifica-se que cada indicador muda de cor numa faixa muito estreita permitindo uma boa aproximação na determinação do ph. 14/26

Misturando criteriosamente vários indicadores é possível obter uma mistura que abranja toda a escala de ph. Esta mistura designa-se por indicador universal e é com ela que o papel de ph está impregnada. Este indicador universal apresenta-se normalmente como uma fita enrolada. Na tampa da caixa que contém o indicador está indicada a gama de cores que a fita toma para os diferentes valores de ph. Há vários tipos de papel indicador universal. Uns apresentam uma gama relativamente alargada de cores diferentes para os valores de ph como entre 1 e 10 ou 1 e 14; outros apresentam uma gama de cores diferentes para os valores de ph mais elevados, e por isso mesmo são mais utilizados para soluções básicas; outros ainda são mais utilizados para soluções de valores de ph relativamente baixos. O valor de ph da solução obtido por este método não é, contudo, um valor preciso. Trata-se de um método rápido mas de leitura aproximada. Para saber com maior precisão o ph de uma solução usam-se aparelhos medidores de ph. São compostos por duas partes essenciais: o medidor propriamente dito, e dois eléctrodos mergulhados numa solução apropriada. O medidor pode apresentar uma escala de 0 a 14 com uma precisão até à décima da unidade (0,1) ou ser digital. A determinação do ph de uma solução efectua-se mergulhando nela os dois eléctrodos ligados ao medidor de ph. O ph obtém-se por leitura directa da sua escala. Nalguns rótulos de águas engarrafadas lê-se também água pura, isto significa que a água é pura do ponto de vista alimentar, ou seja, não contém espécies químicas ou microorganismos nocivos para a saúde. Neste contexto, a designação pura não significa quimicamente pura, isto é, ausência de qualquer espécie química para além da água. A água é constituída por partículas extremamente pequenas que designamos por moléculas de água e representamos por H 2 O. Na molécula da água os dois átomos de hidrogénio estão ligados ao átomo de oxigénio por ligações covalentes polares. A molécula não é linear, as ligações fazem entre si um ângulo de cerca de 105º. Além dos dois dupletos compartilhados, cada um com seu átomo de hidrogénio, o átomo de oxigénio tem outros dois dupletos não envolvidos em ligações químicas. Como existem dupletos não compartilhados no átomo de oxigénio da água, a este átomo da molécula está associada uma abundância relativa de carga electrónica, excessiva relativamente à do átomo de oxigénio livre. Também em consequência da polaridade das 15/26

ligações, nos átomos de hidrogénio da molécula há, pelo contrário, deficiência de carga electrónica. A molécula de água é, portanto, fortemente polar, com as cargas positivas dos dipolos associados às ligações situadas nos átomos de hidrogénio e as respectivas cargas negativas situadas no átomo de oxigénio. Mesmo que se consiga obter água puríssima no estado líquido, esta não será apenas constituída por moléculas de água! Algumas dessas moléculas, mais concretamente 10-7 mol em cada dm 3, a 25ºC, ionizam-se de acordo com a reacção química: H 2 O + H 2 O H 3 O + + OH - Uma molécula de água reage com uma outra molécula de água originando um ião H 3 O + e outro OH -. Uma das moléculas cede um protão que a outra aceita. A formação de H 3 O + e de OH - percebe-se a partir da estrutura da molécula de água: água. Esta troca de protão entre duas moléculas de água designa-se por auto-ionização da No rótulo das águas engarrafadas existe também a indicação preservar do calor. As moléculas de água podem se comportar como base, aceitando um protão, ou como ácido, dando um protão. Substâncias que como a água se podem comportar como ácidos ou como bases chamam-se anfotéricas ou anfipróticas. Em solução aquosa, neutra ou não, verifica-se o equilíbrio ácido-base da água: 16/26

H 2 O + H 2 O H 3 O + + OH - ácido 1 base 2 ácido 2 base 1 em que é constante o produto das concentrações dos iões H 3 O + e OH -. O referido produto é designado por produto iónico da água, K w, (w de water, água em inglês). K w = [H 3 O + ] [OH - ] O valor de K w é conhecido às diferentes temperaturas. Com base na equação química que traduz a auto-ionização da água, verificamos que, por cada ião H 3 O + formado, também se forma um ião OH -. Assim, na água pura, as concentrações de H 3 O + e OH - são iguais e, como já foi referido, a 25ºC, o ph da água pura é 7, ou seja: [H 3 O + ] = [OH - ] = 10-7 mol/dm 3 logo, a 25ºC,o valor de K w é: K w =10-7 10-7 = 10-14 Se um estudante medisse o ph da água pura, a temperatura a 50ºC, encontra um valor próximo de 6,5 e não o esperado 7,0, porque a auto-ionização da água é maior a 50ºC, com K w =10-13, aproximadamente. Então, a [H 3 O + ]= [OH - ]=10-6,5 mol/dm 3, portanto ph próximo de 6,5. Quanto mais elevada é a temperatura, maior é o valor de K w, o que permite inferir que o aumento de temperatura favorece a ionização da água, logo, a reacção de auto-ionização da água é uma reacção endotérmica. 2 H 2 O + energia H 3 O + + OH - Outro critério que caracteriza a água é a dureza. A dureza da água é dada pela quantidade de sais alcalino-terrosos que contém, principalmente cálcio e magnésio. Poderá ser dividida em dois tipos: dureza permanente, provocada pelos sulfatos, fosfatos e outros sais de cálcio e magnésio; e dureza temporária, 17/26

provocada pelos bicarbonatos de cálcio e magnésio. A soma destes dois tipos de dureza dános a dureza total expressa em mg CaCO 3 por dm 3. A dureza de uma água é uma propriedade com alguma importância na medida em que, por exemplo a nível industrial, uma água muito dura pode provocar o depósito de carbonatos em tubos, nos sistemas de aquecimento ou de arrefecimento das águas. A nível do uso doméstico, a dureza da água causa o aparecimento de incrustações nos tubos e máquinas de lavar e forma, quando associada a sabões e detergentes, sais solúveis de cálcio e magnésio que precipitam na roupa endurecendo-a, dificultando a lavagem e consumindo maior quantidade de sabão ou detergente. É por isso, imprescindível determinar, controlar e corrigir a dureza de uma água, já que na maioria das suas utilizações exige que ela seja macia. No que diz respeito ao consumo humano, as águas mais duras são tão satisfatórias como as mais macias. No Diário da República, Decreto-Lei nº236/98, encontramos para este parâmetro um valor máximo admissível de 500 mg/l CaCO 3 em águas para consumo humano. Vulgarmente usa-se dizer que uma água é dura se a sua dureza for superior a 75 mg/l, caso contrário diz-se que a água é macia ou branda. ACIDIFICAÇÃO NATURAL E ARTIFICIAL DA ÁGUA PROVOCADA PELO DIÓXIDO DE CARBONO As águas engarrafadas podem ter gás dióxido de carbono dissolvido que se liberta em pequenas bolhas quando a garrafa é aberta. Uma água com gás pode ser gasosa ou gasocarbónica quando o dióxido de carbono já existe na água no momento em que é captada à saída da nascente; gaseificada, quando o dióxido de carbono é adicionado à agua; ou reforçada quando o teor em dióxido de carbono existente no momento da captação é reforçado por adição de dióxido de carbono de outra origem. Por exemplo, cerca de 10 9 garrafas de água Perrier são vendidas todos os anos. Perrier é descrita oficialmente como naturalmente carbonatada, o que significa que a efervescência provém do dióxido de carbono subterrâneo produzido naturalmente. 18/26

Muitas pessoas preferem o sabor da água mineral engarrafada do que a água da torneira, e muitas preferem as bebidas naturalmente carbonatadas de que outro tipo de águas efervescente (gaseificada). A presença de dióxido de carbono dissolvido na água torna-a ligeiramente mais ácida. O dióxido de carbono é um composto sem hidrogénio que se comporta como ácido. De facto, reage com a água fazendo aumentar a concentração de iões H 3 O + em solução aquosa. CO 2 (g) + 2H 2 O (l) HCO 3 - (aq) + H 3 O + (aq) Devido a presença de dióxido de carbono na atmosfera, em condições normais e na ausência de elevada poluição, a água da chuva é já por si levemente ácida, ph de cerca de 5,6. Contudo, na vizinhança de regiões muito industrializadas, sobretudo junto de grandes instalações industriais, que queimam carvão, a acidez da água da chuva tem vindo a aumentar fortemente. Uma chuva ácida tem um ph ainda inferior a 5,6, tendo ocorrido já situações de chuva com ph=1,7 como em 1989 na Polónia. A chuva ácida deve-se principalmente ao dióxido de enxofre, SO 2 e ao dióxido de azoto, NO 2. O dióxido de enxofre, gás incolor e sufocante, é muito solúvel em água. A acidificação da solução aquosa deve-se ao equilíbrio apresentado pela equação: SO 2 (g) + 2H 2 O (l) HSO 3 - (aq) + H 3 O + (aq) O dióxido de azoto reage com a água das nuvens originando o ácido azótico: 3NO 2 (g) + 3H 2 O (l) 2NO 3 - (aq) + NO (g) + 2H 3 O + (aq) As chuvas ácidas danificam as florestas e as culturas nos solos e tornam os lagos e rios tão ácidos que a vida de plantas e peixes se torna impossível. Além disso, a acidez dos lagos e dos rios extrai dos seus sedimentos, no fundo, metais pesados, como o chumbo, o cádmio e o mercúrio, metais estes bastantes venenosos, que podem contaminar a água que bebemos. Poderão ocorrer também chuvas básicas, embora mais esporadicamente, provocadas pelas poeiras transportadas pelo vento a partir do deserto do Sara. Essas poeiras contêm sais cujas soluções aquosas têm características básicas. O seu ph poderá chegar a 8, sendo os países mais afectados os vizinhos das regiões desérticas. 19/26