Turbidez da Água

A água  é a molécula básica para toda e qualquer forma de vida. Ao se procurar vida extraterrestre inicia-se sempre pelas possibilidades de existência de água na região suspeita, pois não se pode hoje imaginar o surgimento da vida em um meio que não o aquoso. O volume de água no planeta Terra é de aproximadamente 1,5 bilhão de quilômetros cúbicos, o que corresponde a 71% de sua superfície. Entretanto, a água doce do planeta é limitada, e se tratando da acessível, chega a menos de 1% do valor total. Em vista ao atual consumo, especialistas apontam que enfrentaremos uma crise de abastecimento de água em duas ou três décadas.

 

A utilização mais imediata da água doce é torná-la potável. Uma importante propriedade da água é a turbidez, a qual está diretamente relacionada à sua qualidade como água doce e potável. A turbidez representa a propriedade óptica de absorção e reflexão da luz, e serve como um importante parâmetro das condições adequadas para consumo da água.

A turbidez é causada por partículas sólidas em suspensão, como argila e matéria orgânica, que formam coloides e interferem na propagação da luz pela água. Entretanto, não se pode relacionar unicamente a turbidez à sujeira da água, pois são numerosos os fatores que interferem na absorção e na reflexão da luz, como o tamanho das partículas, sua forma geométrica dispersiva da luz e sua coloração. Pode-se apenas mencionar a turbidez total da água, em uma testagem quantitativa.

A unidade matemática utilizada na medição da turbidez é o NTU, sigla que provém do inglês Nephelometric Turbidity Unit. Os processos de redução da turbidez de uma amostra de água são de natureza física, e consistem na remoção dos resíduos sólidos em suspensão responsáveis pela mesma, como filtrações e decantações. Após o processamento, que também pode se dar por floculação e sedimentação, deve-se chegar a níveis de até 5 NTUs, de acordo com as normas internacionais de controle da água potável. Quando se utiliza de uma filtração adequada, pode-se alcançar níveis ainda menores, que chegam a 1NTU ou menos.

Conforme fora descrito, não se pode atribuir unicamente os níveis de turbidez à qualidade da água. Entretanto, a turbidez pode estar diretamente relacionada à presença de micro-organismos patogênicos à saúde. Alguns especialistas apontam que a presença de partículas sólidas responsáveis pela turbidez pode “proteger” determinados micro-organismos, facilitando a sua proliferação. E ainda águas túrbidas podem estimular o crescimento desses micro-organismos, alterando as propriedades organolépticas da água para consumo.

Fonte:  http://www.infoescola.com/quimica/turbidez-da-agua/

Espectrofotometria

A espectrofotometria pode ser definida como toda técnica analítica que usa a luz para medir as concentrações das soluções, através da interação da luz com a matéria.

A palavra espectro de origem grega foi empregada para nomear raios luminosos em virtude de na antiguidade as pessoas sepultarem seus mortos em covas rasas, e o simples fato de alguém desavisado pisar em cima, de uma dessas sepulturas fazia com que o gás metano fosse expelido, visto que corpos em decomposição liberam diversos gases, entre eles o metano, que apresenta uma propriedade de auto inflamar-se apresentando um aspecto luminoso intenso. Quando alguém era surpreendido por uma bola gasosa dessa ficava assustado e dizia estar sendo assustado por um fantasma que em grego é espectro.

Fundamento da espectrofotometria

A luz de uma maneira geral é mais bem descrita como sendo uma radiação eletromagnética em virtude de sua natureza dualística. Ou seja, ela existe e tem um comportamento de campos elétricos e magnéticos oscilantes como a figura abaixo representa:

Onde:

O comprimento de onda (λ) é distancia em metros, de um pico ao outro da onda;

A frequência (v) é o grau de oscilação das ondas, em função da velocidade da luz no vácuo que é representada pela constante c (c=2, 998×10⁸m. s^-1). De modo que:

λ . v = c

Espectro eletromagnético representando os comprimentos de onda correspondente a cada radiação

A técnica espectroscópica é baseada na no aumento de energia em função do aumento da frequência da radiação incidida. Quando uma espécie química absorve energia na forma de fótons, seus elétrons ficam excitados e ocorre uma transição de um orbital de mais baixa energia para outro de maior energia. Um exemplo disso são compostos químicos que apresentam duplas ligações C=C no benzeno e C=O, a carbonila, por exemplo.

Benzeno

As cetonas da ligação peptídica

O aumento de energia é representado pela condição de frequência de Bohr:

E = hv

Onde:

E é a energia que aumenta em função da frequência, e h é a constante de Planck h=6,626×10^-34J.s.

A transição eletrônica de duplas ligações, ocorre em virtude de uma ligação dupla ser formada por um orbital sigma (σ) e um orbital (π), de modo que o elétron que está no orbital pi ligante vai para o orbital pi antiligante que tem maior energia. A transição nas C=C é na C=O é representada na figura abaixo, essa espécies químicas são denominadas cromóforos ou substâncias que trazem a cor:

Para C=C : π-π*

Para C=O : (orbital não-ligante) n-π*

Aminoácidos como a Fenilalanina, Tirosina e Triptofano são os principais responsáveis pela absorção de luz das proteínas em virtude de possuírem o anel benzênico em sua estrutura química, além da ligação peptídica listada acima. A luz é absorvida na faixa de 280nm.

Lei de Lambert-Beer

A “força vital” da espectrofotometria está fundamentada na lei de Lambert-Beer, que estabelece:

“A absorbância é diretamente proporcional a concentração da solução de amostra.”

Ou:
Log(I/I₀)=εcl
A= εcl

Onde :
A é a absorbância,
ε é o coeficinte de extinção molar e
l é o comprimento da cubeta.

Os componentes principais de um espectrofotômetro são apresentados e suas respectivas funções:

Fonte de Luz: é composta por uma lâmpada de deutério e uma lâmpada de tungstênio (semelhante à lâmpada de carro). A lâmpada de deutério emite radiação UV e a de tungstênio emite luz visível.

Monocromador: alguns espectrofotômetros ainda possuem um prisma como monocromador, porém os mais modernos possuem dispositivos eletrônicos que transformam a luz incidida em vários comprimentos de onda, em um só comprimento, ou seja, a luz monocromática.

Cubetas utilizadas em espectrofotometria. Geralmente usa-se cubeta de 1 cm, a fim de facilitar os cálculos da Lei de Lambert-Beer.

Cubeta: é o recipiente propício para conter a amostra que será utilizada na análise, as cubetas podem ser de quartzo, vidro e acrílico, porém recomenda-se que seja usada uma cubeta de quartzo por que o vidro e o plástico absorvem UV e causa a reflexão da luz visível.

Detector: o detector é um dispositivo que detecta a fração de luz que passou pela amostra e transfere para o visor e para o computador acoplado ao aparelho.

Análise espectrofotométrica

Passo 1: a amostra deve ser preparada com a quebra da amostra por métodos mecânicos, químicos ou físicos;

Passo 2:  a amostra é solubilizada no solvente escolhido em um balão volumétrico limpo e seco;

IMPORTANTE:  o solvente na maioria das vezes é água, porém, quando tratar-se de amostras apolares que precisam ser diluídas em solvente orgânico nunca utilize alcenos, alcinos, cetonas ou qualquer outro que tenha ligações C=C ou C=O ou triplas.

Passo 3: em uma cubeta é colocado o solvente puro e lido no comprimento de onda o mesmo que será lida a amostra, esse procedimento é chamado leitura em branco, e tem como finalidade minimizar os erros causados, pela absorção luz ocasionados pelo vidro e pela água;

Passo 4: a amostra é filtrada em uma membrana de 0,2 μm, por que a solução deve estar totalmente límpida a fim de diminuir ao máximo o erro causado por partículas em suspensão, a cubeta contendo o branco e retirado do equipamento e sua absorção anotada. Após esse processo a solução de interesse é lida, e dessa absorbância é subtraído a leitura do branco.

Cuidados em espectrofotometria

• É imprescindível que o equipamento seja calibrado e manuseado de acordo com as instruções do fabricante, por ele já traz a margem de erro que o aparelho tem;
• Evitar erros de leitura certificar-se de que o equipamento esteja fechado. Antes da leitura a luz do ambiente pode interferir no resultado;
• Manter sempre limpo e fechado a fim de evitar o acumulo de partículas de poeira que interferem na análise. Em hipótese alguma toque a cubeta com as mãos sem luvas, a nossa mão contém gorduras e interferem na leitura.
• Só podem ser analisados por espectrofotometria de absorção compostos que absorvem luz.
• Em caso de soluções fortemente coloridas como permangantos, complexos altamente coloridos, dicromatos, cromatos e outros compostos com cores altamente acentuadas deverão ser feitas no mínimo 5 diluições de concentração conhecida e lidas no espectrofotômetro e uma curva analítica deverá ser traçada afim de determinar o coeficiente de extinção molar. Soluções muito concentradas tendem provocar erros de leitura por que existem muitas moléculas próximas umas das outras.

Fonte: http://www.infoescola.com/quimica/espectrofotometria/

Molalidade

O termo concentração de uma solução é muito comum no estudo da química, particularmente para a físico-química. Ao se expressar a concentração de uma solução, está se falando da proporção entre soluto e solvente, ou seja, ao número de partículas de soluto solubilizadas proporcionalmente ao número de partículas de solvente.

As principais concentrações trabalhadas para essa finalidade são: a concentração molar ou molaridade, a concentração normal ou normalidade, a concentração comum e o título ou percentual de soluto. A molaridade apresenta a unidade de resposta mol/L, a normalidade Eq.g/L, a concentração comum g/L e o título é uma grandeza adimensional, ou seja, é caracterizada apenas por seu valor matemático.

Entretanto, geralmente quando se trata de altas massas ou volumes de solução, a concentração molal ou molalidade é também frequentemente utilizada. Por definição, pode-se dizer que a concentração molal expressa o número de mols do soluto existente por quilogramas de solvente, sendo a resposta denominada de molal. Apresenta por simbologia a letra W maiúscula, conforme a equação abaixo:

Na equação, W significa a concentração molal, m₁ é a massa de soluto, m₂ é a massa de solvente e M₁ é a massa molar do soluto. Dessa forma, o cancelamento de unidades resulta apenas na denominação de molal, onde o valor expressa a massa de soluto (em gramas) por quilo (1000g) de solvente.

A medida da molalidade pode ser vantajosa de utilizar quando a temperatura do sistema que se estuda varia, pois o volume das soluções mudam de acordo com a temperatura, mas a molalidade não utiliza o volume em sua fórmula. No estudo de propriedades coligativas, a molalidade também é utilizada.

Por exemplo, consideremos uma solução na qual 10g de hidróxido de sódio (NaOH) foi solubilizada em 500g de água, constituindo uma solução aquosa. Sabendo-se que a massa molar do soluto é 40g, qual será a molalidade para esta solução?

Com base no problema exposto, tem-se:

• W = ?
• m1 = 10g
• m2 = 500g
• M1 = 40g

Ao se aplicar os valores na equação acima, tem-se:

• W = 1000 . 10 / 500 . 40
• W = 10000 / 20000
• W = 0,5 molal

O que significa que existem 0,5 mols de soluto a cada 1000g de solvente.

Fonte:  http://www.infoescola.com/quimica/molalidade/

Vídeo Aula #70: Soluções (Parte 2)

Vídeo Aula #69: Soluções (Parte 1)

Gênios da Química #23: Thomas Graham

 

Thomas Graham (Glasgow, 21 de dezembro de 1805 — Londres, 16 de setembro de 1869) foi um químico escocês, conhecido por suas pesquisas na difusão de gases e líquidos na química dos colóides.

Estudou nas universidades de Edimburgo e de sua cidade natal. Ensinou química em Glasgow e no University College London. Desde 1855 até sua morte foi diretor da Real Fábrica de Moeda.

Graham demonstrou que a velocidade de difusão de um gás é inversamente proporcional à raiz quadrada de sua densidade, relação conhecida na atualidade como lei de Graham. No campo da química dos colóides foi o primeiro a distinguir entre estes e os cristalóides. Descobriu o método da diálise para separar os colóides de uma série de soluções.

Fonte:  http://pt.wikipedia.org/wiki/Thomas_Graham

Relações Entre Tipos de Concentração das Soluções

Existem vários tipos de concentração das soluções químicas, entre eles, temos:

·Concentração Comum

·Concentração em mol/L

·Densidade

·Título ou Porcentagem em massa de uma solução

As fórmulas usadas para calcular cada uma dessas concentrações são:

É importante lembrar que o índice 1 indica que a grandeza se refere ao soluto, índice 2 se refere ao solvente e quando não há índice, trata-se da solução. Por exemplo:

m₁ = massa do soluto;
m₂ = massa do solvente;
m = massa da solução (m₁ + m₂).

Podemos relacionar esses tipos de concentração das soluções e, dessa forma, chegar a novas fórmulas que podem ser usadas quando conveniente. Veja algumas dessas relações:

• Relação da concentração comum com o título:

C = m₁ → m₁ = C . V
        V                                 
T = m₁ → m₁ = T . m
       m

C . V = T . m
C = T . m  (I)
             V

Da fórmula da densidade, temos:

d = m
       V  

Então, podemos fazer a seguinte substituição em (I):

C = T . d

É importante lembrar que a concentração comum (C) e a densidade devem estar nas mesmas unidades. Não pode acontecer, por exemplo, de a densidade estar em g/L e a concentração em g/cm³.

Agora temos uma nova fórmula que relaciona concentração comum, título e densidade.  Veja um exemplo de exercício em que podemos usar essa relação:

Exemplo:

“Numa estação de tratamento de água, adicionou-se cloro até 0,4% de massa. A densidade da solução final era de 1,0 g/mL. Qual será a concentração de cloro nessa solução em g/L?”

Resolução:

Dados:

d = 1,0 g/mL
T = 0,4 %= 0,004
C = ? g/L

A primeira coisa que temos que fazer é igualar as unidades, passando a densidade de g/mL para g/L:

1000 mL = 1 L

1,0 g ---------- 1 mL
x -------------- 1000 mL
x = 1000 g → d = 1000 g/L

Agora usamos a fórmula que encontramos para descobrir a concentração comum:

C = T . d
C = 0,004 . 1000 g/L C = 4 g/L

• Relação entre concentração comum e concentração em mol/L:

C = m₁ → m₁ = C . V
        V                                 
M = n₁ → M = ___m₁___ → m₁ = MM₁ . V . M
        V               MM₁ . V

C . V = MM₁ . V . M

C = MM₁ . V . M
   V C = MM₁ . M

Em que:

C = Concentração comum;
MM₁= massa molar do soluto;
M = concentração em mol/L (molaridade).

Exemplo:

“Determine a concentração em mol/L e em g/L de 30g de ácido acético presente em cada 5L de vinagre (H₃CCOOH). (Massa molar do H₃CCOOH = 60 g/mol).”

Resolução:

Dados:

m₁ = 30g
V = 5 L
MM₁ = 60 g/mol
C = ? g/L
M = ? mol/L

Podemos encontrar o valor da concentração comum pela sua fórmula básica:

C = m₁
        V
C = 30g
        5L C = 6 g/L

Agora podemos usar a relação abaixo para encontrar o valor da concentração em mol/L:

C = MM₁ . M
M = __C__
         MM₁

M = __6 g/L __
         60 g/mol M = 0,1 mol/L

Podemos estabelecer o seguinte também:

C = MM₁ . M
C = T . d

MM₁ . M = T . d

Vamos usar essa relação para resolver mais um exercício:

Exemplo:

“O ácido sulfúrico (H₂SO₄) é um reagente muito importante para trabalhos desenvolvidos em laboratório. Observe o frasco abaixo e indique qual é a concentração em mol/L desse ácido sulfúrico. (Massa molar do H₂SO₄= 98 g/mol).”

Resolução:

Dados:

d = 1,84 g/cm³
T = 95% = 0,95
MM₁ = 98 g/mol
M = ? mol/L

Primeiro temos que passar a densidade para g/L. Se 1 cm³ = 1 mL e 1000 mL = 1 L, então:  1000 cm³ = 1 L:

1,84 g---------- 1 cm³
x -------------- 1000 cm³
x = 1840 g → d = 1840 g/L

Agora usamos a relação encontrada para descobrir o valor da concentração em mol/L:

MM₁ . M = T . d
M = T . d
        MM₁
M = 0,95 . 1840 g/L
             98 g/mol
M = 1748 g/L
        98 g/mol M = 17,8 mol/L

Fonte: http://www.mundoeducacao.com.br/quimica/relacoes-entre-tipos-concentracao-das-solucoes.htm

Classificação de Soluções

Soluções são misturas homogêneas que apresentam uma única fase. Por exemplo, determinada massa de cloreto de sódio, ao ser completamente diluída em certo volume de água, forma uma solução.

Componentes

Uma solução verdadeira é  constituída, no mínimo, por dois componentes:

1. SOLUTO: é aquele que está presente em menor proporção, em massa.
2. SOLVENTE: é aquele que está presente em maior proporção, em massa.

Sendo que a mistura homogênea entre soluto e solvente recebe o nome de solução. Nem toda solução apresentará a água como solvente, conforme pode se observar abaixo:

• Ao misturarmos 1g de cloreto de sódio (NaCl) em 1 litro de H₂O, teremos uma solução, na qual o NaCl é o soluto e a água é o solvente
• O álcool comercial comprado em supermercados trata-se de uma mistura homogênea entre álcool e água, geralmente constituída de 92% de álcool e 8% de água. Nesse caso, o álcool é o solvente e a água é o soluto.

Classificações

Uma solução pode ser classificada a partir de várias de suas propriedades, sendo de maior importância as classificações abaixo:

1. Quanto ao estado físico: Poderemos ter uma solução em qualquer estado físico da matéria sendo assim:
   1. Soluções Sólidas: recebem o nome de ligas, e geralmente tratam-se de uma mistura homogênea entre metais.Por exemplo, o ouro 18 quilates é uma mistura constituída por ouro, cobre e prata. Já o bronze é uma mistura dos metais zinco e estanho.
   2. Soluções Líquidas: podem ser de três naturezas distintas:
      1. Sólidos dissolvidos em líquidos: por exemplo, água do mar é uma solução que apresenta vários solutos, entre eles, cloreto de sódio, cloreto de magnésio (MgCl₂) e bicarbonatos (HCO₃^-).
      2. Líquidos dissolvidos em líquidos: por exemplo, temos o combustível denominado gasolina, que é uma mistura de hidrocarbonetos derivados do petróleo, e álcool, em uma proporção aproximada de 80% para 20%.
      3. Gases dissolvidos em líquidos: por exemplo, em um aquário deve-se diluir gás oxigênio (O₂) na água, sendo este gás o responsável pela respiração dos peixes. Sendo assim, caso o aquário não permaneça aberto, é necessário injetar-se regularmente este gás por meio de um cilindro.
   3. Soluções Gasosas: são aquelas constituídas apenas por gases, sendo que toda mistura entre gases apresenta uma única fase, sendo, portanto, uma solução. Por exemplo, o ar atmosférico é uma mistura constituída por 78% de gás nitrogênio (N₂), 21% gás oxigênio e 1% de outros gases.
2. Quanto à natureza das partículas dispersas: De acordo com a natureza do soluto, podemos ter dois tipos de soluções:
   1. Soluções Iônicas: são aquelas que apresentam íons dissolvidos. São chamadas também de soluções eletrolíticas, pois conduzem corrente elétricas. Por exemplo, ao diluirmos 1g de sal de cozinha (NaCl) em água, teremos uma solução que apresenta os íons Na⁺ e Cl^- dissolvidos, de acordo com o esquema abaixo:
      
   2. Soluções moleculares: são aquelas formadas por moléculas dissolvidas. São também chamadas de não eletrolíticas, pois não conduzem corrente elétrica. Por exemplo, ao repetirmos o procedimento anterior, mas desta vez utilizando o açúcar (C₁₂H₂₂O₁₁) ao invés do sal, perceberemos (de acordo com a equação abaixo) que não há separação do soluto, portanto, trata-se de uma solução constituída por moléculas dissolvidas, molecular.
3. Quanto à proporção entre soluto e solvente: De acordo com as quantidades em massa de soluto e solvente presente na solução, poderemos ter quatro possibilidades de classificação. Para compreendê-las, precisamos conhecer o conceito de coeficiente de solubilidade (CS). O CS representa a quantidade máxima de determinado soluto que poderemos dissolver em 100 g de água,em temperatura ambiente. Assim, afirmar que CS NaCl = 37g/100g de H₂O, significa que a cada 100g de água poderemos dissolver em temperatura ambiente, o máximo de 37g de NaCl. Agora, poderemos compreender as classificações mais simples possíveis para uma solução quanto à proporção entre soluto e solvente.
   1. Soluções diluídas: são aquelas que possuem uma pequena quantidade de soluto em relação à quantidade de solvente. Por exemplo, uma solução formada por 1g de NaCl para 100g de água.
   2. Soluções concentradas: são aquelas que possuem grande quantidade de soluto em relação à de solvente. Por exemplo, uma solução formada por 30g de NaCl em 100g de água;
   3. Soluções saturadas: são aquelas formadas pelo máximo de soluto permitido, em relação ao seu coeficiente de solubilidade. Por exemplo, uma solução constituída por 37g de NaCl em 100g H₂O. 
    

Fonte:  http://www.infoescola.com/quimica/classificacao-de-solucoes/

Análise Volumétrica

 

A análise volumétrica, também conhecida como volumetria, consiste na análise química quantitativa da concentração de uma solução a partir de uma solução padrão.

Volumetria por neutralização (reação ácido base)

A análise, neste caso, ocorre entre um ácido e uma base. Exemplo: essa análise é usada para:

Determinação da concentração de NaOH (hidróxido de sódio) através de uma solução padrão de H₂SO₄ (ácido sulfúrico).

A Bureta é o equipamento necessário para a Volumetria de Neutralização, veja foto abaixo:



Montagem dos equipamentos: o erlemeyer (posicionado embaixo da bureta) contém a solução de concentração desconhecida, que é a base hidróxido de sódio. A adição do ácido sulfúrico (solução de concentração conhecida) será feita através da bureta e irá determinar a concentração alcalina do meio.

Durante a determinação de volume é preciso ficar atento ao fechamento da saída do reagente e ao menisco.



No momento da viragem (identificada pela mudança na cor da solução problema) é preciso fechar a saída da bureta (torneirinha). Visualizar o momento da viragem só é possível se no início do processo adicionarmos gotas de fenolftaleína (indicador ácido base).



A leitura do menisco é feita na altura dos olhos e corresponde ao ponto inferior do ângulo formado pelo líquido. Se tiver dúvidas nesta leitura consulte “De olho no menisco”

Nessa análise os íons presentes estão em movimento e provocam a oxidação e redução simultaneamente.

Fonte:http://www.brasilescola.com/quimica/analise-volumetrica.htm