Mineralização e desmineralização da...

MINERALIZAÇÃO E

DESMINERALIZAÇÃO DA

ÁGUA

• Dissolução;

• Solubilidade;

• Produto de solubilidade;

• Precipitação;

• Mineralização e desmineralização das águas.

Água do Mar

“Ó mar salgado,

Quanto do teu sal são lágrimas de Portugal”

In Mar Portuguez /Mensagem

Fernando Pessoa (1888-1935)

A água do mar, cobre mais

de 70% da superfície

terrestre, 97,5 % é

salgada.

A água do mar é salgada devido aos diversos sais que nela se

encontram dissolvidos (sais solúveis),sendo o NaCl o mais abundante.

Água do Mar

Comparação média

dos iões na água do

Oceano Atlântico.

Água do Mar

Concentração de oxigénio dissolvido na água do mar (mol/m3).

Água do Mar

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.

As partículas de soluto ficam rodeadas por partículas de solvente.

Soluções: dissolução

Água como solvente

Dissolução do cloreto de sódio http://mhhe.com/physsci/chemistry/chang7/esp/folder_structure/cl/m2/s3/index.htm

http://mhhe.com/physsci/chemistry/chang7/esp/folder_structure/cl/m2/s3/index.htm

Solvente: água

A água é o solvente de grande número de substâncias, sólidas (sais),

líquidas, (líquidos polares) e gasosas (NH3, O2, CO2).

A solubilidade de uma substância em água depende do tipo de

unidades estruturais dessa substância, o que condiciona a interação

soluto – solvente.

Interação soluto solvente

Interação

Soluto – Solvente

Água: solvente universal?

“Semelhante dissolve semelhante” ou “polar dissolve polar e

apolar dissolve apolar”.

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.


Solutos iónicos ou polares dissolvem-se em solventes polares.

Exemplo: cloreto de sódio (soluto iónico) é solúvel em água (solvente

polar).


Solutos iónicos ou polares não se dissolvem em solventes apolares.

Exemplo: cloreto de sódio (soluto iónico) não é solúvel em parafina

(solvente apolar).


Solutos apolares dissolvem-se em solventes apolares.

Exemplo: Iodo (soluto apolar) é solúvel em tetracloreto de carbono

(solvente apolar).


Solutos apolares não se dissolvem em solventes polares.

Exemplo: Iodo (soluto apolar) não é solúvel em água (solvente

polar).

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

Solubilidade

Solubilidade

Quantidade máxima de soluto que se pode dissolver numa certa quantidade

de solvente, a uma dada temperatura e pressão.

OgH100

g

desolvente100

utomassadesol

2

3dm

mol

lventevolumedeso

desolutoquantidade

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.

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.

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.

Solubilidade

Se a quantidade de composto dissolvido for inferior à sua solubilidade, a

solução não está saturada; ainda é possível dissolver mais sólido, dizendo-

se 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.

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.

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

Solubilidade de sais e hidróxidos

Solúveis

Muito solúveis e

medianamente

solúveis;

Insolúveis

Solubilidade

muito pequena.

AgCl(s) Ag+(aq) + Cl-(aq)

Produto de solubilidade

AgCl(s) Ag+(aq) + Cl-(aq)

Ag+(aq) + Cl-(aq) AgCl(s)

Equilíbrio de solubilidade

Equilíbrio heterogéneo

As espécies em equilíbrio encontram-se

em fases diferentes: os iões na fase

líquida e o sal na fase sólida.


Calcular a constante do equilíbrio de solubilidade do carbonato de prata,

Ag2CO3, sabendo que a solubilidade deste sal em água é igual a 1,15 x

10-4 mol/dm3.


mol/dm3 Ag2CO3(s) 2Ag+(aq) + CO3

2-(aq)

Início Constante 0 0

Reacção ----- +2s +s

Equlíbrio Constante 2s 5s

Ks (Ag2CO3)= (2s)2 x s = 4s3 Ks (Ag2CO3) = 4 x (1,15 x 10-4)4

Ks (Ag2CO3) = 6,08 x 10-12

Produto de solubilidade (ks): Produto das concentrações molares dos iões

existentes numa solução saturada, elevadas aos respectivos coeficientes

estequiométricos na equação de equilíbrio.

Solubilidade e produto de solubilidade

http://phet.colorado.edu/web-pages/simulation-pages/new-simulations.htm








Produto de solubilidade e solubilidade

Qual dos sais AgCl, AgBr ou AgI é o mais insolúvel?

Ks(AgCl) = 1,7 x 10-10 ; Ks(AgBr) = 5,0 x 10-13 ; Ks(AgI) = 8,3 x 10-17

Equilíbrio Estequiometria Expressão

de Ks

Expressão

de s

s

AgCl(s) 1:1(=2) Ks= s2 s = 1,3x10-5

AgBr(s) 1:1(=2) Ks= s2 s = 7,1x10-7

AgI(s) 1:1(=2) Ks= s2 s = 9,1x10-9

ks

ks

ks

Solubilidade: AgCl AgBr AgI

Valor de Ks: AgCl AgBr AgI


Qual dos sais AgCl, Ag2CO3?

Ks(AgCl) = 1,7 x 10-10 ; Ks(Ag2CO3) = 8,1 x 10-12

Equilíbrio Estequiometria Expressão

de Ks

Expressão

de s

s

AgCl(s) 1:1(=2) Ks= s2 s = 1,3x10-5

Ag2CO3(s) 2:1(=3) Ks= 4s3 s = 1,3x10-4

ks

3

4

ks

Solubilidade: AgCl Ag2CO3

Valor de Ks: AgCl Ag2CO3

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.

Reacções de precipitação

O que acontecerá se forem misturadas soluções de iodeto de potássio e de

nitrato de chumbo (II), 0,20mol.dm-3?


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.


http://www.mhhe.com/physsci/chemistry/chang7/esp/folder_struture/cr/m3/s2/index.htm

http://www.mhhe.com/physsci/chemistry/chang7/esp/folder_struture/cr/m3/s2/index.htm

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?


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


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


3- Cálculo da concentração do ião que dá origem ao sal menos solúvel

(brometo) quando começa a precipitar o sal mais solúvel


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.

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.


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.


2- Efeito da variação da pressão:

Quando se aumenta a pressão de um gás, a temperatura constante, a

solubilidade aumenta.


3- Efeito do ião comum:

Se se adicionar aos reagentes uma solução de KI, verifica-se o

aparecimento de um precipitado amarelo (PbI2).

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.

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