Química Ambiental
Capítulo 18
Jhomolos Gomes Alves
Rafael Felipe de Oliveira
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nº 15980
nº 15781
Química Ambiental
• SUMÁRIO
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•
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•
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•
•
1. A Atmosfera da Terra
2. As Regiões Externas da Atmosfera
3. Ozônio na Atmosfera Superior
4. A Química e a Troposfera
5. O Oceano do Mundo
6. Água Doce
7. Química Verde
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• Em jun/92 aconteceu o Eco-Rio;
• O desenvolvimento econômico das nações depende de
processos químicos e muitos são prejudiciais ao meio
ambiente.
• Neste capítulo serão analisadas principalmente a
atmosfera e a hidrosfera, que sustentam a vida como
conhecemos na Terra;
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• 1 A Atmosfera da Terra
• A atmosfera é um sistema muito complicado.
Temperatura e pressão variam com altitude e a
atmosfera também recebe radiação e partículas do Sol.
Este efeito de absorção da energia solar tem
conseqüências químicas profundas, principalmente nas
regiões mais externas da atmosfera;
• As concentrações são da ordem de ppm.
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• 1. A Atmosfera da Terra
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Componente
Fração em mol
Massa molecular
Nitrogênio
Oxigênio
Argônio
Dióxido carbono
Neônio
Hélio
Metano
Criptônio
Hidrogênio
Óxido nitroso
Xenônio
0,78084
0,20948
0,00934
0,000355
0,00001818
0,00000524
0,000002
0,00000114
0,0000005
0,0000006
0,000000087
28,013
31,998
39,948
44,0099
20,183
4,003
16,043
83,80
2,0159
44,0128
131,30
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• 2. As Regiões Externas da Atmosfera
•
Fotodissociação: O sol emite radiações, e as de comprimento de onda
mais curto, têm energia suficiente para provocar modificações químicas. A
ruptura de uma ligação química provocada pela absorção de um fóton é a
fotodissociação. Temos a fotodissociação da molécula de O2.
O2 + h → 2 O(g)
•
Nesta reação, a energia mínima necessária para provocar esta mudança é
a energia de dissociação do O2, 495 kJ/mol.
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• As Regiões Externas da Atmosfera
•
Fotoionização: Experiências mostram
que a atmosfera interfere na
propagação de ondas de rádio,
levando à investigação da atmosfera
superior. Para cada elétron presente
na atmosfera superior há um íon
correspondente de carga positiva.
Para que haja fotoionização, a
molécula tem que absorver um fóton
com energia suficiente para remover
um elétron.
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• 3. Ozônio na Atmosfera Superior
• Entre 30 e 90 km de altitude, a
concentração de O2 é maior que a
de O atômico, que colidem, dando
O3 :
O(g) + O2(g) → O3*
• Uma vez formada, a molécula não
dura muito tempo, já que recebe
radiação solar, se decompondo,
formando esse eterno ciclo.
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• Não fosse pela camada de
ozônio, a litosfera seria
bombardeada por fótons de
alta energia, exterminando a
fauna e flora existentes.
• As moléculas de ozônio, na
realidade, são continuamente
dissociadas à medida que são
formadas.
• Concentração de ozônio x
altitude.
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• Destruição da Camada de Ozônio
• Crutzen (1970) mostrou que os óxidos de nitrogênio
destroem cataliticamente o ozônio;
• Rowland e Molina (1974) mostraram que o cloro dos
fluorclorocarbonos (CFC) podem destruir a camada de
ozônio;
• Os CFC’s CFCl3 e CF2Cl2 possuem ligações C-Cl e C-F.
As ligações C-Cl são mais fracas e por isso, se rompem
com facilidade na presença de luz nos comprimentos de
onda entre 190 e 225 nm, conforme equação abaixo:
CF2Cl2(g) + h → CF2Cl(g) + Cl(g)
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Cl(g) + O3(g) → ClO(g) + O2(g)
• Essa reação é de segunda ordem e possui uma
constante de velocidade k de 7,2 x 109 a 298 K;
• O ClO formado ainda pode reagir para liberar Cl e
decompor outro O3, formando um ciclo:
2 O3(g) → 3 O2(g), catalisada pelo Cl.
• Assim, quanto maior a quantidade de CFC que se
difunde na estratosfera, mais rápida a destruição da
camada de ozônio;
• Iniciativas para conter o problema foram firmadas no
Protocolo de Montreal (1987);
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• Em 1992, cerca de 100 nações se comprometeram a
proibir a produção dos compostos até 1996;
• Outras substâncias então passaram a ser usadas para
substituir os CFC’s: os hidrofluorcarbonos, em que as
ligações C–H substituem as C–Cl dos CFC’s. Essa
substituição também é cara e exigiu a substituição do
gás em condicionadores de ar ou até mesmo do
equipamento inteiro;
• Além de mais caros, os novos fluidos são também
menos eficientes na refrigeração, além de consumirem
mais energia.
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• A temperaturas muito baixas e a 20 km de
altitude existem as nuvens estratosféricas
polares, que aceleraram a destruição do
ozônio, principalmente na primavera dos pólos.
Estas nuvens removem o NO2 da atmosfera,
que impede a remoção do ClO.
•Quando a Antártica recebe luz solar, o Cl2 é fotodissociado em
átomos de Cl, que reagem com o ozônio para formar ClO e O2.
Como a quantidade de NO2 é pequena, o ClO não é removido, e
reage consigo mesmo, formando Cl2O2, molécula que dissocia pela
ação da luz em O2 e Cl livres, que reagem com mais ozônio,
recomeçando o ciclo.
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• 4. Química e a Troposfera
• A troposfera é constituída principalmente por N2 e O2,
que respondem por cerca de 99 % da atmosfera.
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Chuva Ácida
• Os compostos de enxofre
estão entre os poluentes
gasosos mais desagradáveis
e prejudiciais à atmosfera;
• A queima de combustíveis é
uma das principais causas de
SO2 na atmosfera (carvão e
derivados de petróleo);
O SO2 pode se oxidar, formando o SO3, que se dissolve na água,
formando o H2SO4;
A presença do SO2 e do H2SO4 é responsável pela chuva ácida;
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• A chuva ácida é mais ácida que o normal
(pH 5), atingindo valores próximos de 4,
afetando formações lacustres, reduzindo
populações de peixes e atingindo
danosamente
muitas
comunidades
ecológicas;
• Quando o pH < 4, todos os vertebrados, a
maioria dos invertebrados e muitos
microrganismos são destruídos;
• Os lagos mais sensíveis ao ataque das
chuvas ácidas são os com concentrações
baixas de íons alcalinos;
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• A chuva ácida reage com
metais e carbonatos, como o
mármores e calcários, dando
prejuízos de bilhões de
dólares anualmente;
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• Uma maneira de reduzir a emissão de SO2 na atmosfera
é removê-lo do carvão e do óleo antes da combustão.
Por exemplo, injeta-se calcário CaCO3 pulverizado nas
fornalhas de uma usina termelétrica, formando CaO e
CO2, que reage com o SO2, formando CaSO3;
• As partículas sólidas de CaSO3 e o SO2 inalterado são
removidos do gás de combustão por suspensão aquosa
de cal. Nem todo o SO2 é removido. Diante da grande
quantidade de combustível consumido, a poluição pelo
SO2 continuará a ser um grande problema no futuro;
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• O CO é proveniente da combustão incompleta de
materiais que contêm carbono;
• O monóxido de carbono, CO, é um sério problema à
saúde humana, através das hemácias, que contém a
hemoglobina, responsável pelo transporte de oxigênio
às células do corpo;
• A afinidade da hemoglobina humana pelo CO é 210
vezes maior do que pelo O2, ou seja, o CO se liga à
hemoglobina formando a carboxiemoglobina, inativando
fração significativa de hemogloblina no sangue e
fragilizando o transporte de oxigênio;
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• Os óxidos de nitrogênio são os responsáveis pela névoa
fotoquímica, realidade em grandes cidades, onde a
queima de combustíveis forma o NOx, conforme a
reação N2 + O2 → 2 NO, ∆H = 180,8 kJ;
• Como a reação ocorre em temperaturas elevadas (2400
K), a constante de velocidade se eleva drasticamente.
No ar, o NO é oxidado a NO2, ∆H= -113,1kJ, diminuindo
a constante de equilíbrio para 10-5 a 2400 K. A
fotodissociação do NO2 inicia a seqüência de reações
associadas à névoa química:
NO2(g) + h → NO(g) + O(g)
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• O oxigênio atômico formado pode reagir com o gás
oxigênio gerando o ozônio:
O(g) + O2 + M(g) → O3 + M*(g)
• O ozônio é um dos componentes principais da névoa
fotoquímica. Na troposfera, ele pode criar problemas
respiratórios por ser tóxico e reativo;
• Os hidrocarbonetos não-queimados também são
poluentes, e a redução ou eliminação da névoa
fotoquímica exige a eliminação dos seus constituintes
essenciais, presentes no gás de descarga de
automóveis, através de conversores catalíticos.
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• Os dois componentes responsáveis pela manutenção da
temperatura na superfície terrestre são a água e o CO2.
• A Terra está em equilíbrio dinâmico com as vizinhanças.
A Terra vista do espaço parece mais fria (254 K) do que
quando observada da superfície do solo. Isso ocorre
porque a água e o CO2 absorvem radiações
infravermelhas do Sol, mantendo a temperatura
uniforme e suportável. Essa influência da água, do CO2
e outros gases é chamada de efeito estufa;
• O aumento da concentração de CO2 tem preocupado os
cientistas com o aumento das temperaturas, causando o
derretimento das calotas polares e alterando o clima
mundial;
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• 5. O Oceano do Mundo
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• Dessalinização
• A salinidade da água do mar é a massa em
gramas dos sais secos em 1 kg de água do
mar. No oceano, a salinidade média é 35;
• A dessalinização consiste na remoção dos sais
da água do mar ou das águas salobras;
• A água do mar pode ser dessalinizada através
da destilação, mas um dos inconvenientes é a
precipitação dos sais quando a concentração
fica alta;
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• Outro método é através da
osmose reversa, invertendo o
sentido do fluxo do solvente, se
à solução concentrada for
aplicada pressão mais elevada
que a pressão osmótica. Assim,
o solvente passará para a
solução mais diluída;
A maior usina de dessalinização fica na Arábia
Saudita, responsável por 50% do abastecimento de
água potável usada no país.
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• 6. Água Doce
• Um adulto normal consome 2 litros de água diariamente.
Essa quantidade varia conforme a disponibilidade de
recursos hídricos e desenvolvimento econômico;
• A água doce é formada pela evaporação das águas
oceânicas e terrestres e posterior condensação sob
forma de chuva e neve;
• O O2 dissolvido na água é importante para muitas
espécies aquáticas. A existência de materiais orgânicos,
faz com que bactérias os oxidem, consumindo o O2 da
água;
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• Estes materiais biodegradáveis são chamados rejeitos
consumidores de oxigênio;
• As bactérias aeróbicas consomem o oxigênio dissolvido
para oxidar os rejeitos;
• Com carência de O2, as bactérias anaeróbicas
sintetizam CH4, NH3, H2S etc., responsáveis pelo mal
cheiro de águas poluídas;
• Os nutrientes (adubos) estimulam o crescimento de
plantas aquáticas, proliferando algas e turvando a água,
aumentando a deposição de matéria orgânica, levando
ao processo descrito anteriormente.
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• O tratamento de água de abastecimento urbano é
realizado em cinco etapas: filtração grossa,
sedimentação, filtração em areia, aeração e
esterilização;
• Para a sedimentação, adiciona-se CaO, tornando a
água alcalina, e depois adiciona-se Al2(SO4)3, formando
precipitado gelatinoso de Al(OH)3, que arrasta as
partículas finas em suspensão e bactérias;
• A água passa por filtros de areia e logo depois é areada;
• Na esterilização, utiliza-se o Cl2, pois pode ser liquefeito,
engarrafado e borbulhado na água. A quantidade de Cl2
depende da flora bacteriana. A ação esterilizante se
deve à reação: Cl2 + H2O → HClO + H+ + Cl-.
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• 7. Química Verde
• A química verde consiste em promover o
desenvolvimento e aplicação de produtos e processos
químicos compatíveis com a saúde química e o meio
ambiente;
• Resumindo os princípios da química verde, percebe-se
que “é melhor prevenir do que remediar”, não gerar ou
gerar poucos resíduos tóxicos para o ambiente, utilizar
suprimentos renováveis, utilizar catalisadores com
substâncias comuns e seguras, realizar com eficiência e
segurança os processos químicos;
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• Uma das principais preocupações é o uso de solventes
voláteis nas reações. Além disso, podem ser tóxicos ou
gerar rejeitos para o ambiente;
• Alternativas são o uso de fluidos supercríticos (como o
CO2, gás não-tóxico já presente na atmosfera);
• Outra substância benévola é o dimetilcarbonato, que
possui caráter polar, substituindo dimetilsulfatos e
haletos de metila;
• Nas lavagens a seco são utilizadas substâncias cloradas
tóxicas, que provocam câncer. Uma alternativa é o uso
de CO2 supercrítico;
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• O revestimento das carrocerias dos carros é necessário
para prevenir a corrosão. Antigamente, o chumbo era o
metal para inclusão na mistura de eletrodeposição,
porém, a toxicidade do chumbo causou o seu desuso.
Uma alternativa é o hidróxido de ítrio;
• A cloração da água tratada pode levar à formação dos
trialometanos (THM, formado por qualquer halogênio),
que são cancerígenos, ou alteram o sistema endócrino.
Entretanto a cloração a níveis seguros é a alternativa
mais sensata;
• Filtros de carvão ativado entre outros absorventes são
capazes de remover os THM da água;
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Química Ambiental
• Referência Bibliográfica:
• Livro-texto: T. L. Brown, H. E. LeMay Jr., B. E. Bursten e
J. R. Burdge. Química: A Ciência Central, 9ª. ed.. São
Paulo: Pearson, 2005.
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