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Química e Ambiente

Unidade 1 ‐‐ O Ar Unidade 1  A Atmosfera Terrestre Parte 3

© Fernando Caetano @ Univ. Aberta 2007/08


O dióxido de enxofre (SO2) y O dióxido de enxofre é considerado como um

importante poluente primário;

y Os vulcões contribuem com a libertação para a

atmosfera de largas quantidades de dióxido de enxofre (SO2); y 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;

y O dióxido ó de enxofre é produzido quando o enxofre,

ou compostos contendo enxofre, são queimados no ar: S(s) + O2(g) Æ SO2(g)

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y 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 o aquecimento diminuindo i d da superfície fí i terrestre. y 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 carvão ã é queimado, i d a pirite i it é oxidada, id d fformando d SO2: 4 FeS2(s) + O2(g) Æ 2 Fe2O3(s) + 8 SO2(g)

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y 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 massa de enxofre a fábrica deverá produzir mais de 490000 toneladas por ano de SO2. y 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 enxofre. enxofre y A remoção do enxofre do carvão mineral é cara e p incompleta. y Um desses processos consiste em reduzir o carvão a pó muito

fino e depois remover as pirites (FeS2) por separação magnética. magnética y No caso dos petróleos pode fazer-se borbulhar hidrogénio formando-se o sulfureto de hidrogénio. Univ. Aberta 2007/08

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y A maioria do enxofre contido no carvão é retirado

apenas após a queima, nos gases de exaustão. y Um dos métodos envolve a reacção de óxido de cálcio,

obtido a partir de carbonato de cálcio (o calcário), com o SO2, formando-se f d o sulfito lf de d cálcio ál (CaSO3): calor

CaCO3(s) Æ CaO(s) + CO2(g) calcário

cal

CaO(s) + SO2(g) Æ CaSO3(s)

Sulfito de cálcio

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y 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) Æ Na2SO3(s) + CO2(g) Para a chaminé

CO2, H2O Carbonato de  sódio fundido Na2CO3(l) Gases de entrada:  SO2, CO2, H2O

Na2SO3 (s) 3( ) calor Univ. Aberta 2007/08

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y Um método menos desejável mas mais económico e,

por isso, ainda muito usado consiste em fazer sair o SO2 em chaminés h i é muito it altas lt ((um aumento t d de 35% na altura das chaminés correspondeu a reduzir em 30% a presença do SO2 ao nível do solo); y Desta forma o SO2 é libertado afastado do solo onde o

poderíamos respirar mas continua a permitir que se formem aerossóis; y Quanto mais tempo o SO2 estiver no ar maior será a possibilidade de se formar ácido sulfúrico sulfúrico. A maioria deste gás no ar reage com o oxigénio formando o trióxido de enxofre (SO3) que tem uma grande afinidade com a água, dissolvendo-se em partículas de aerossóis aquosas, formando-se o ácido sulfúrico: SO3(g) + H2O(g) Æ H2SO4(aq) Univ. Aberta 2007/08

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Chuva ácida y Este 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. y A água pura tem um pH = 7 mas a água da chuva torna-se naturalmente acidificada uma vez que ocorre a dissolução do dióxido ó de carbono que se encontra normalmente na atmosfera. 2 H2O(l) + CO2(g) ' H3O+(aq) + HCO3‾(aq) y 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. Univ. Aberta 2007/08

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y Um termo mais adequado do que chuva ácida parece ser precipitação

ácida e alguns cientistas usam mesmo o termo deposição ácida. y Por definição: y Precipitação ácida - Deposição em solução; y Deposição p ç seca – deposição p ç de g gases e compostos p secos ((sem água) g ) y 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, sol de 1991 a 1994 1994, se tenha mostrado mais colorido devido à maior dispersão da luz solar. y O NO2 e SO2 podem então reagir com a água na atmosfera e produzir as chuvas ácidas: y O NO2 produz ácido nítrico (H2NO3) e ácido nitroso (H2NO2); y O SO2 produz ácido sulfúrico (H2SO4) e ácido sulfuroso (H2SO3);

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y SO2(aq) + H2O ' H+ + HSO3⎯ y

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

y CO2(aq) + + H2O ' H+ + HCO3⎯ y

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

y O SO2 contribui mais para a acidez da precipitação do

que o CO2, que está presente em maior quantidade na atmosfera: y O SO2 é mais solúvel em água que o CO2 como se pode

observar na Tabela na página seguinte; y O valor da constante de acidez (Ka1) do SO2(aq) é cerca d 105 vezes superior de i ao valor l d do CO2.

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

K (molxl⎯1xatm⎯1)

O2

1.28 x 10⎯3

CO2

3 38 x 10⎯2 3,38

H2

7,90 x 10⎯4

CH4

1 34 x 10⎯ 1,34 10 3

N2

6,48 x 10⎯4

NO

2,0 x 10⎯4

SO2

1,2 x 100

Lei de Henry:   [X(aq)] = K x pX Onde: [X(aq)] ‐Concentração do gás na água ; pX – p p pressão parcial do gás; p g ; K – constante da lei de Henry Univ. Aberta 2007/08

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y Embora as chuvas ácidas possam ser originadas a partir

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

y SO2 + ½ O2 + H2O  {2H+ + SO42‾}(aq) y 2 NO2 + ½ O2 + H2O  2{H+ + NO3 ‾}(aq) y

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

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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

SO42⎯

51

NH4+

10

NO3⎯

20

Ca2+

7

Cl⎯ Cl

12

Na+

5

--

--

Mg2+

3

--

--

K+

2

--

--

Total:

83

Total:

83

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y A precipitação ácida provoca danos em diversos

sistemas que vão desde plantas (afectando essencialmente as folhas) lagos e rios ou até edifícios. y Também os solos podem ser acidificados o que afecta as

raízes das plantas; y Pode também dissolver minerais que são insolúveis em condições di õ normais i d de pH H e muitos it d destes t minerais i i contêm iões metálicos que são tóxicos para a vida das plantas – ex: dissolução do hidróxido de alumínio que liberta iões alumínio (Al3+) que tem efeitos tóxicos depois p de absorvido p pelas p plantas: Al(OH)3(s) + 3H+(aq) Æ Al3+(aq) + 3H2O(l)

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y O que fazer então para eliminar as chuvas ácidas? y Evidentemente q que em p primeiro lugar g há q que eliminar

as emissões de óxidos de azoto e óxidos de enxofre, o que não é tarefa fácil. y Têm-se testado diversas soluções tal como borrifar hidróxido de cálcio ((Ca(OH) ( )2) em lagos g acidificados para neutralizar o pH: y Ca(OH) ( )2 (aq) + 2 H+(aq) Æ Ca2+(aq) + 2 H2O(l) y 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. Univ. Aberta 2007/08

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Bibliografia Texto e imagens adaptados de: y World of Chemistry, Joesten & Wood, Saunders College Publishing, 2nd edition 1996 edition, y Stanley E. Manahan, Environmental Chemistry, sixth edition, Lewis Publishers (CRC Press), 2000

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AR - texto 3  

Texto 3 sobre a atmosfera

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