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Química e Ambiente

Unidade 1 Unidade 1 ‐‐O ArO ArA Atmosfera Terrestre

Parte 3

© Fernando Caetano @ Univ. Aberta 2007/08

O dióxido de enxofre (SO2)O dióxido de enxofre é considerado como um importante poluente primário;

Os vulcões contribuem com a libertação para a atmosfera de largas quantidades de dióxido de enxofre (SO2);(SO2);As emissões devidas à actividade humana atingem cerca de 70% do global; Nos EUA são libertados cerca de 21 milhões de toneladas por ano de enxofre;

ó éO dióxido de enxofre é produzido quando o enxofre, ou compostos contendo enxofre, são queimados no ar:

S(s) + O2(g) SO2(g)

Univ. Aberta 2007/08 Química e Ambiente – L.C.A. 2

Uma vez formado o SO2 este distribui-se na forma de gotículas de aerossóis em quantidade suficiente para reduzir a visibilidade e afectar o clima tanto regional como global ao provocar a dispersão da luz solar di i i d i d fí i diminuindo o aquecimento da superfície terrestre.O carvão mineral extraído contém enxofre na forma de pirites (FeS2). A percentagem em massa de enxofre no carvão mineral varia de 1% a 4%. À medida que o

ã é i d i it é id d f d SOcarvão é queimado, a pirite é oxidada, formando SO2:

4 FeS2(s) + O2(g) 2 Fe2O3(s) + 8 SO2(g)


Uma fábrica de queima de carvão para produzir electricidade (1000 MW) pode queimar cerca de 700 toneladas por hora; admitindo uma percentagem de 4% em toneladas por hora; admitindo uma percentagem de 4% em massa de enxofre a fábrica deverá produzir mais de 490000 toneladas por ano de SO2.As fábricas de queima de naftas para o mesmo fim podem também produzir grandes quantidades de SO2 uma vez que também aí existe cerca de 4% de enxofretambém aí existe cerca de 4% de enxofre.A remoção do enxofre do carvão mineral é cara e incompleta.p

Um desses processos consiste em reduzir o carvão a pó muito fino e depois remover as pirites (FeS2) por separação magnéticamagnética.No caso dos petróleos pode fazer-se borbulhar hidrogénio formando-se o sulfureto de hidrogénio.


A maioria do enxofre contido no carvão é retirado apenas após a queima, nos gases de exaustão.

Um dos métodos envolve a reacção de óxido de cálcio, obtido a partir de carbonato de cálcio (o calcário), com

f d lf d álo SO2, formando-se o sulfito de cálcio (CaSO3):

calor

CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g)calcário cal

CaO(s) + SO2(g) CaSO3(s)Sulfito de cálcio


Outro processo consiste em passar os gases de exaustão em carbonato de sódio (NaCO3) fundido, formando-se sulfito de sódio (Na2SO3) sólido.

SO2(g) + Na2CO3(l) Na2SO3(s) + CO2(g)

Para a chaminé

CO2, H2O

Gases de entrada:

Carbonato de sódio fundidoNa2CO3(l)

Na2SO3 (s)

Gases de entrada: SO2, CO2, H2O


calor3 ( )

Um método menos desejável mas mais económico e, por isso, ainda muito usado consiste em fazer sair o SO h i é it lt ( t d 35% SO2 em chaminés muito altas (um aumento de 35% na altura das chaminés correspondeu a reduzir em 30% a presença do SO2 ao nível do solo);presença do SO2 ao nível do solo);

Desta forma o SO2 é libertado afastado do solo onde o poderíamos respirar mas continua a permitir que se formem aerossóis;Quanto mais tempo o SO2 estiver no ar maior será a possibilidade de se formar ácido sulfúrico A maioria possibilidade de se formar ácido sulfúrico. A maioria deste gás no ar reage com o oxigénio formando o trióxido de enxofre (SO3) que tem uma grande afinidade 3com a água, dissolvendo-se em partículas de aerossóis aquosas, formando-se o ácido sulfúrico:

SO (g) + H O(g) H SO (aq)SO3(g) + H2O(g) H2SO4(aq)


Chuva ácidaEste termo foi usado em 1872 pelo químico e climatologista inglês Robert Angus Smith, para descrever a precipitação que caía em Manchester na altura da revolução industrial.A água pura tem um pH = 7 mas a água da chuva torna-se naturalmente acidificada uma vez que ocorre

óa dissolução do dióxido de carbono que se encontra normalmente na atmosfera.

2 H2O(l) + CO2(g) H3O+(aq) + HCO3‾(aq)O pH de uma solução aquosa em equilíbrio com o CO2, a partir do ar, é 5,6. Qualquer valor de pH abaixo deste é considerado chuva ácida.


Um termo mais adequado do que chuva ácida parece ser precipitação ácida e alguns cientistas usam mesmo o termo deposição ácida.Por definição:Por definição:

Precipitação ácida - Deposição em solução;Deposição seca – deposição de gases e compostos secos (sem água)p ç p ç g p ( g )

A erupção do vulcão do monte Pinatubo nas Filipinas em 1991 lançou cerca de 108 kg de SO2 para a estratosfera o que fez com que o pôr do sol e nascer do sol de 1991 a 1994 se tenha mostrado mais colorido sol e nascer do sol, de 1991 a 1994, se tenha mostrado mais colorido devido à maior dispersão da luz solar.O NO2 e SO2 podem então reagir com a água na atmosfera e produzir as chuvas ácidas:

O NO2 produz ácido nítrico (H2NO3) e ácido nitroso (H2NO2);O SO produz ácido sulfúrico (H SO ) e ácido sulfuroso (H SO );O SO2 produz ácido sulfúrico (H2SO4) e ácido sulfuroso (H2SO3);


SO2(aq) + H2O H+ + HSO3⎯Ka 1 = ([H+] [HSO3 ⎯]) / [SO2] = 1,7 x 10⎯2

CO2(aq) + + H2O H+ + HCO3⎯Ka 1 = ([H+] [HCO3 ⎯]) / [CO2] = 4,45 x 10⎯7

O SO2 contribui mais para a acidez da precipitação do que o CO2, que está presente em maior quantidade na atmosfera:

O SO2 é mais solúvel em água que o CO2 como se pode observar na Tabela na página seguinte;O valor da constante de acidez (Ka1) do SO2(aq) é cerca d 105 i l d COde 105 vezes superior ao valor do CO2.


Tabela 3.2 - Constantes da lei de Henry para alguns gases em água a 25 ºC

Gas K (mol l⎯1 atm⎯1)

O2 1.28 x 10⎯3

CO 3 38 10⎯2CO2 3,38 x 10⎯2

H2 7,90 x 10⎯4

CH4 1 34 x 10⎯3CH4 1,34 x 10

N2 6,48 x 10⎯4

NO 2,0 x 10⎯4

SO2 1,2 x 100

Lei de Henry: [X(aq)] = K pX

Onde:[X(aq)] ‐Concentração do gás na água ;pX – pressão parcial do gás;


p p p g ;K – constante da lei de Henry

Embora as chuvas ácidas possam ser originadas a partir das emissões directas de ácidos fortes como o gás HCl (á id l íd i ) d á id lfú i (H SO ) (ácido clorídrico) ou mesmo de ácido sulfúrico (H2SO4), a maioria destes ácidos é formado como poluente secundário devido à oxidação na atmosfera de gases secundário devido à oxidação na atmosfera de gases que formam ácidos tais como:

SO2 + ½ O2 + H2O {2H+ + SO42‾}(aq)

2 NO2 + ½ O2 + H2O 2{H+ + NO3 ‾}(aq)

Estão representadas apenas as reacções globais pois cada uma destas reacções é composta por diversas reacções intermédias.


Tabela 3.3 – Valores típicos da concentração de iões na Precipitação Ácida

Catiões Aniões

Ião Conc. (equivalentes/l x 106) ião Conc. (equivalentes/l x 106)

H+ 56 SO 2⎯ 51H+ 56 SO42 51

NH4+ 10 NO3⎯ 20

Ca2+ 7 Cl⎯ 12Ca 7 Cl 12

Na+ 5 -- --

Mg2+ 3 -- --

K+ 2 -- --

Total: 83 Total: 83


A precipitação ácida provoca danos em diversos sistemas que vão desde plantas (afectando essencialmente as folhas) lagos e rios ou até edifícios.

Também os solos podem ser acidificados o que afecta as raízes das plantas;Pode também dissolver minerais que são insolúveis em

di õ i d H it d t i i condições normais de pH e muitos destes minerais contêm iões metálicos que são tóxicos para a vida das plantas – ex: dissolução do hidróxido de alumínio que plantas ex: dissolução do hidróxido de alumínio que liberta iões alumínio (Al3+) que tem efeitos tóxicos depois de absorvido pelas plantas:p p p

Al(OH)3(s) + 3H+(aq) Al3+(aq) + 3H2O(l)


O que fazer então para eliminar as chuvas ácidas? Evidentemente que em primeiro lugar há que eliminar q p g qas emissões de óxidos de azoto e óxidos de enxofre, o que não é tarefa fácil. Têm-se testado diversas soluções tal como borrifar hidróxido de cálcio (Ca(OH)2) em lagos acidificados ( ( )2) gpara neutralizar o pH:Ca(OH)2 (aq) + 2 H+

(aq) Ca2+(aq) + 2 H2O(l)( )2 (aq) (aq) 2 (aq) 2 (l)

Alguns lagos têm o seu próprio sistema de guarda uma vez que existe calcário nos seus fundos que fornecem o carbonato de cálcio necessário para neutralizar o efeito das chuvas ácidas.


BibliografiaTexto e imagens adaptados de:

World of Chemistry, Joesten & Wood, Saunders College Publishing, 2nd

edition 1996edition, 1996Stanley E. Manahan, Environmental Chemistry, sixth edition, Lewis Publishers (CRC Press), 2000


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