Baixe O Ar - Química e outras Notas de estudo em PDF para Engenharia de Produção, somente na Docsity! e —us Química e Ambiente Unidade 1- O Ar A Atmosfera Terrestre lua: O Fernando Caetano q 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); 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 di xido de enxofre 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 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, orman o-se o su ito e c cio (CaSO3): calor CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g) calcário cal CaO(s) + SO2(g) CaSO3(s) Sulfito de cálcio Univ. Aberta 2007/08 Química e Ambiente – L.C.A. 5 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 fundido Na2CO3(l) Na2SO3 (s) SO2, CO2, H2O Univ. Aberta 2007/08 Química e Ambiente – L.C.A. 6 calor 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% 2 em c am n s mu o a as um aumen o e na altura das chaminés correspondeu a reduzir em 30% a 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 . 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: SO (g) + H O(g) H SO (aq)3 2 2 4 Univ. Aberta 2007/08 Química e Ambiente – L.C.A. 7 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 COe vezes super or ao va or o 2. Univ. Aberta 2007/08 Química e Ambiente – L.C.A. 10 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⎯22 , x H2 7,90 x 10⎯4 CH4 1 34 x 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 pX Onde: [X(aq)] ‐Concentração do gás na água ; pX – pressão parcial do gás; Univ. Aberta 2007/08 Química e Ambiente – L.C.A. 11 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 ) c o c or r co ou mesmo e c o su r co 2 4 , a maioria destes ácidos é formado como poluente 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. Univ. Aberta 2007/08 Química e Ambiente – L.C.A. 12 O que fazer então para eliminar as chuvas ácidas? Evidentemente que em primeiro lugar há que eliminar as 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 para neutralizar o pH: Ca(OH)2 (aq) + 2 H+(aq) Ca2+(aq) + 2 H2O(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. Univ. Aberta 2007/08 Química e Ambiente – L.C.A. 15 Bibliografia Texto e imagens adaptados de: World of Chemistry, Joesten & Wood, Saunders College Publishing, 2nd edition 1996, Stanley E. Manahan, Environmental Chemistry, sixth edition, Lewis Publishers (CRC Press), 2000 Univ. Aberta 2007/08 Química e Ambiente – L.C.A. 16