Reações Químicas

Disciplina: Física e
Química A 11º Ano
Parte 2: Química
Ano Letivo: 2011/2012
José Eduardo Rodrigues
Reações Químicas
Deteção:
*Libertação de um Gás
*Alteração da Cor
*Formação de um Sólido
*Alteração de Propriedades Físicas (cor, cheiro, ruído, etc.)
Tipos de Reações Químicas
A- Reações de Síntese
Formação de um produto, a partir de dois ou mais reagentes.
Ex. Síntese do amoníaco
N2 (g) + 3H2 (g) → 2NH3 (g)
B- Reações de Decomposição
Formação de dois ou mais produtos, a partir e um reagente.
*Termólise: decomposição por calor;
*Eletrólise: decomposição por ação de corrente elétrica;
*Fotólise: decomposição por ação da luz.
Exs:
2HgO (s) → 2Hg (l) + O2 (g)
2H2O (l) → 2H2 (g) + O2 (l)
2O3 (g) → 3O2 (g)
C- Reações de Precipitação
Formação de um sal sólido, insolúvel (precipitado), a partir de soluções aquosas de sais muito
solúveis.
Ex.
AgNO3 (aq) + KI (aq) → AgI (s) + KNO3
Precipitado
D- Reações de Ácido-base
Reação entre um ácido e uma base, com formação de sal e água.
Ex.
Hcl (aq) + NaOH (aq) → NaCl (aq) + H2O (l)
Ácido Hidróxido de Cloreto de Água
Clorídrico Sódio
Sódio
E- Reações de Combustão
Reação entre um combustível e um comburente, formando um óxido.
*Combustões Incompletas: formação de monóxio de carbono.
*Combustões Completas: formaçãi de dióxido de carbono.
Exs.
C4H10 (aq) + 13/2 O2 (aq) → 4CO (g) + 5H2O (l) (Completa)
C4H10 (g) + 9/2 O2 (g) → 4CO (g) + 5H2O (l) (Incompleta)
F – Reações Redox (oxidação-redução)
Reações que envolvem troca de eletrões.
Ex.
Ag (s) → Ag+ (aq) + 1e- (oxidação)
Cl2 (g) + 2e- → 2Cl- (redução)
2Ag (s) + Cl2 (g) → 2Ag+ (aq) + 2Cl- (aq)
G- Troca Simples
Ex.
Zn (s) + 2HCl (aq) → ZnCl2 (aq) + H2 (g)
Lei de Lavoisier
Em sistema fechado, há conservação da massa total de reagentes e produtos de reação.
C (s) + O2 (g) → CO2 (g)
início 12g
32g
0g
meio 6g
16g
22g
fim
0g
0g
44g
m total
44g
44g
44g
Lei de Proust
Numa reação química, reagentes e produtos combinam-se em proporções bem definidas.
N2 (g) + 3H2 (g) → 2NH3 (g)
1 : 3
:
2
Acerto de Equações Químicas
1- Acertam-se todos os elementos diferentes de hidrogénio e oxigénio, colocando os fatores
necessários antes das fórmulas químicas;
2- Acertam-se os Hidrogéneos e os Oxigénios;
3- Retifica-se o acerto, multiplicando, se necessário, por um fator.
Ex.

S8 (g) + 8O2 (g) → 8SO2
Amoníaco (NH3)
O amoníaco é um gás incolor, à temperatura ambiente, irritante e de cheiro sufucante.
( Geometria Piramidal Trigonal )
O amoníaco é matéria prima na
aplicações industriais.
Amoníaco: *Têxtil
*Polímeros
*Medicamentos
*Explosivos
*Tintas
síntese de sais amónio, ureia e ácido nítrico, com diversas
*Corantes Alimentares
*Adubos e Fertilizantes (85%)
*Detergentes
Síntese do Amoníaco (Haber-Bosch)
N2 (g) + 3H2 (g) → 2NH3 (g)
Azoto Hidrogénio Amoníaco
*O Azoto ( N2) é obtido por destilação fracionada do ar, uma vez que é o componente maioritário
deste;
*O Hidrogénio (H2) é obtido na reação do gás natural (CH4) com a água.
CH4 (g) + H2O (l) → CO (g) + 3H2 (g) (Processo mais rentável)
Pode ainda ser obtido por eletrólise da água, ou pela reação da nafta com a água:
2 H2O (l) → 2H2 (g) + O2 (g)
C (s) + H2O (l) → H2 (g) + CO (g)
Quantidade de Substância (n)
A Mole (mol)
 N = n x NA ( N – número de partículas; n – quantidade de substância (mol); NA – número
de Avogadro = 6,02 x 1023 /mol)
m
 M= n
(M – massa molar da substância; m – massa da substância (g); n – quantidade
de substância (mol))
n
 C= v (C – concentração molar da solução (mol/dm3); quantidade de soluto (mol); v –
volume da solução (dm3))
v
 Vm= n
(Vm – volume molar de um gás ideal (dm3mol-1); V – volume ocupado pelo
gás (dm3); n – quantidade de gás (mol))
* O Volume molar só se aplica em gases ideais!!
*Vm (P.T.N) = 22,4 dm3mol-1
*Vm (ambientais) = 24,5 dm3mol-1
Cálculos Estequiométricos
*Rendimento de uma Reação Química
η=
n obtido
m obtida
V obtido
x 100 OU η=
x 100 OU η=
x 100
n teórico
mteórica
V teórico
*Reagente Limitante
Determinação:
1-Calcula-se a quantidade de cada um dos reagente;
2-Dividir o número de mole obtido, pelo respetivo fator estequiométrico;
3-Comparar os resultados. O menor é o reagente limitante e o restante é o excesso.
Exemplo (para o rendimento e o reagente limitante):
SiCl4 (l) + 2Mg (s) → Si (s) + 2MgCl2 (s)
m=1,70g m=9,72g m obt=0,150g
n=0,100mol n=0,400mol
Determina o reagente limitante e o rendimento da reação.
M(SiCl4) = 28,09 + 4 x 35,45 = 169,89 g/mol
M(Mg) = 24,31 g/mol
n (SiCl 4 )=
m
1,70
=
= 0,0100 mol
M 169,89
*Determinação do reagente limitante:
0,0100
0,400
mol(SiCl 4) :
mol(Mg )
1
2
0,0100 mol(SiCl 4 )< 0,200 mol(Mg )
n (Si) teórico = n (SiCl4) = 0,0100 mol
M (Si) = 28,09 g/mol
n=
m
⇔m( Si)teórica= 0,0100 x 28,09= 0,281 g
M
η=
m(Si)obtida
0,150
x 100=
x 100= 53,4 %
m(Si) teórica
0,281
n (Mg )=
m 9,72
=
= 0,400 mol
M 24,31
*Abertos – trocam matéria e energia com o exterior;
Sistemas: *Fechados – trocam energia mas não trocam matéria com o exterior;
*Isolados – nem trocam matéria nem energia com o exterior.
Δ E interna= Q+ W + R
Sistema Isolado⇒Δ E interna= 0
E interna – é a energia que o sistema possui pelo facto de ser constituído por partículas, em
constante agitação e devido às interações entre elas.
E interna= E cinética+ E potencial
E cinética – movimento das partículas
E potencial – interações entre as partículas
A energia interna depende:
*Temperatura: quanto maior é a temperatura, maior é a energia cinética das partículas constituíntes
do sistema e maior é a energia interna.
*Massa: quanto maior é a massa, maior é o número de interações entre as partículas e maior é a
energia interna.
Variação de Entalpia (∆H)
É a energia posta em jogo, sob a forma de calor, numa reação química.
* ∆H>0
reação endotérmica
*ocorre por absorção de energia
* ∆H<0
reação exotérmica
*ocorre com libertação de energia
*A- Reações Endotérmicas (∆H>0)
reagentes + energia → produtos de reação
Sistemas Isolados
Sistemas Fechados
*B- Reações Exotérmicas (∆H<0)
reagentes → produtos de reação + energia
Sistemas Isolados
Sistemas Fechados
Cálculo do ∆H, numa Reação Química
Δ H = E fornecida na rotura de ligações− E libertada na formação deligações
Ex.
N 2 ( g)+ 3H2 (g )→2NH3 (g )
E fornecida = E( N ≡ N ) + 3 x E (H-H) = 945 + 3 x 432 = 2241 Kj
E libertada = 6 x E (N-H) = 6 x 391 = 2346 Kj
∆H = 2241 – 2346 = -105 Kj
*Como ∆H<0, a reação de síntese do amoníaco é exotérmica, isto é, a energia libertada na formação
do produto de reação, é superior à energia fornecida para a dissociação das moléculas reagentes.
Calor de Reação
É a energia posta em jogo, por cada mole de produto formado.
Δ H=
− 105
= − 52,5 Kj /mol
2
Lei de Hess
Qualquer que seja o caminho, real ou hipotético, para chegar de reagentes a produto de reação, a
energia posta em jogo é sempre a mesma.
Equilíbrio Químico
* Completas: pelo menos um dos reagentes esgota-se. (1)
Reações
* Incompletas: nenhum dos reagentes se esgota. (2)
* Sistema Fechado
* Reações Incompletas
Equilíbrio Químico: o equilíbrio é atingido quando:
* Concentrações de reagentes e produtos permanecem constantes;
* A velocidade da reação direta é igual à velocidade da reação inversa.
Nota: O equilíbrio é dinâmico, isto é, a reação não cessa. Podem ser atingidos múltiplos estados de
equilíbrios.
*Homogéneo: reagentes e produtos da reação estão na mesma fase.
N 2 ( g)+ 3H2 (g )⇔2NH3 ( g)
Equilíbrio
*Heterogéneo: reagentes e produtos se encontram em fases diferentes.
2CaO (s)⇔2Ca (s)+ O 2( g )
Constante de Equilíbrio, em função da concentração (Kc)
Kc=
[C ]ce x [ D ]de
a
b
[ A ]e x [B ]e
[❑]= n
v
Nota:
*Kc depende da temperatura e só é alterado por alterações de temperatura;
*nas expressões de Kc não entram sólidos, nem solventes;
*kc é adimensional.
Quociente de Reação (Q)
Q=
[C ]ci [ D ]di
a
b
[ A ]i [B ]i
Nota:
*Se Q<Kc, o sistema evolui no sentido direto;
*Se Q=Kc, o sistema está em equilíbrio;
*Se Q>Kc, o sistema evolui no sentido inverso.
Relação entre Kc e a extensão da Reação
[C ]ce x [ D ]de
Kc=
a
b
[ A ]e x [B ]e
Nota:
 Kc⩾1 , a reação é extensa no sentido direto. Há predominância de produtos, em relação aos
reagentes;
 Kc⩽1 , a reação é extensa no sentido inverso. Há predominância de reagentes,
relativamente aos produtos;
 Kc= 1 , a reação é igualmente extensa nos dois sentidos.
*Constante de equilíbrio da reação inversa:
1
K'c ou Kinv= Kc
Princípio de Le Chatelier
Sempre que é introduzida uma alteração num sistema em quilíbrio, este reage de forma a contrariar
a alteração sofrida, até que se atinja um novo estado de equilíbrio.
*A- Concentração
Ex. N 2 ( g)+ 3H2 (g )⇔2NH3 ( g)
↑ [N2] →
↑ [NH3] ←
Se for aumentada a concentração de reagentes, o sistema evolui no sentido direto para que, de
acordo com o princípio de Le Chatelier, esta volte a diminuir de forma a atingir um novo estado
de equilíbrio.
*B- Temperatura
B1- Reações endotérmicas, no sentido direto (∆H>0)
Ex. 2NO 2 (g )⇔N 2 O 4 (g ).............. Δ H = + 54,8 Kj
↑T→ (Se a temperatura aumenta – sentido direto)
↓T← (Se a temperatura diminui – sentido inverso)
Nota: Para avaliar qual o efeito produzido por alterações de temperatura, num sistema em
equilíbrio, é necessário saber se a reação é endo ou exotérmica.
O aumento da temperatura favorece as reações endotérmicas e a diminuiçõ da temperatura favorece
as reações exotérmicas.
Se aumentarmos a temperatura, o equilíbrio desloca-se no sentido direto para que, de acordo com o
princípio de Le Chatelier, seja absorvida energia de forma a repôr um novo estado de equilíbrio.
Neste caso, Kc aumenta.
B2- Reações exotérmicas, no sentido direto (∆H<0)
Ex. N 2 ( g)+ 3H2 (g )⇔2NH3 ( g).............. Δ H = − 105 Kj
↑T←
↓T→
Se for aumentada a temperatura, a reação evolui no sentido inverso (endo) para que, de acordo com
o princípio de Le Chatelier, seja absorvida energia de forma a repôr um novo estado de equilíbrio.
*C- Pressão (Volume)
Nota: Para averiguar quais as alterações produzidas num sistema em equilíbrio por alterações de
pressão ou volume, só se contabilizam os componentes gasosos.
Se o númeo de moles gasosas dos reagentes for igual ao número de moles gasos dos
produtos de reação, não há alteração no estado de equilíbrio, por alterações de pressão ou volume.
Ex. H 2 (g )+ I 2 (g )⇔2HI( g)
2 mol (g)
2 mol (g)
↑P (↓V) Não há
↓P (↑V) alteração
Quando o número de moles gasosas dos reagentes é diferente do número de moles gasosas dos
produtos de reação, um aumento de pressão (diminuição do volume) faz com que a reação progrida
no sentido da produção de um menor número de moles gasosas para que, de acordo com o
princípio de Le Chatelier, a pressão volte a diminuir de forma a atingir um novo estado de
equilíbrio.
N 2 ( g)+ 3H2 (g )⇔2NH3 ( g)
4 mol (g)
2 mol (g)
↑P (↓V) →
↓P (↑V) ←
PCl5 (g )⇔PCL3 ( g)+ Cl2 (g )
1 mol (g)
2 mol (g)
↑P (↓V) ←
↓P (↑V) →
*Catalisadores (Substâncias que alteram a velocidade da reação, sendo que não são reagentes nem
produtos de reação)
A adição de catalisadores não altera o estado de equilíbrio, mas apenas a velocidade com que esta é
atingido.
*Gases Inertes
A adiçãi de gases inertes, desde que não provoque alterações da pressão no sistema em equilíbrio,
não altera o estado de equilíbrio.
Nota: O único fator que altera o valor da constante de equilíbrio é a temperatura.
Produção Industrial de Amoníaco
N 2 ( g)+ 3H2 (g )⇔2NH3 ( g)......... Δ H < 0
4 mol (g)
2 mol (g)
Condições de otimização na produção de amoníaco:
*Nos reatores colocam-se o hidrogénio e o azoto, estando este último em excesso (o azoto é obtido
por destilação fracionada do ar);
*A produção de amoníaco aumenta se for aumentada a pressão pois, de acordo com o princípio de
Le Chatelier, o sistema vai progredir no sentido direto, de forma a reduzir novamente a pressão e a
atingir um novo estado de equilíbrio;
No entanto, a pressão não pode ser demasiado elevada, uma vez que há o risco de explosão
(200-300 atm)!
*De acordo com o princípio de Le Chatelier, as reações exotérmicas são favorecidas a
temperaturas baixas;
No entanto, a reação de produção de amoníaco é muito lenta a baixas temperaturas, sendo, a
nível industrial, a temperatura aconselhável de cerca de 450º.
*Adição de um catalisador (de ferro) para acelerar a reação de obtenção do amoníaco.
Água da Chuva
Chuva Normal 5,6 < pH < 7,00
Chuva Ácida pH < 5,6
*A água da chuva é ácida pois contacta com óxidos de carbono, azoto ou enxofre.
H2O l+ CO2 g → H2CO3 aq
Ácido carbónico
H2O l+ SO2 g→ H2SO3 (aq)
Ácido sulfuroso
H2O l+ SO3 g→ H2SO4 (aq)
Ácido sulfúrico
H2O l+ N2O5 g →2HNO3 (aq)
Ácido nítrico
Água Destilada
pH < 7,00 (a 25ºC)
Logo após a destilação, num recipiente fechado, o pH7,00 (a 25ºC).
A partir do momento em que contacta com o dióxido de carbono atmosférico, o pH < 7,00.
H2O l+ CO2 g→ H2CO3 (aq)
Água Pura
Água desionizada pH = 7,00 (a 25ºC)
Auto Ionização da Água
2H2O l⇌ H3O+ aq+ HO- (aq)
Kw=H3O+[HO-] Kw aumenta com o aumento da temperatura.
Constante de auto ionização da
água (produto iónico da água)
T/ºC
0
10
20
25
30
40
50
100
Solução Ácida: [H3O+] > [HO-]
Solução Neutra: [H3O+] = [HO-]
Solução Básica ou Alcalina: HO->[H3O+]
H2O l⇌ H+ aq+ HO- (aq)
Iões
Iões
Hidrónio
Hidróxido
Notação P
Kw
0,1140×10-14
0,2930×10-14
0,6810×10-14
1,008×10-14
1,471×10-14
2,916×10-14
5,476×10-14
51,30×10-14
pH
7,47
7,27
7,08
7,00
6,92
6,77
6,63
6,14
pH = -log [H3O+]
[H3O+] = 1×10-pH
pHO = - log [HO-]
[HO-] = 1×10-pHO
pkw = -log Kw
Kw = 1×10-pKw
** pH + pHO = pKw
Escala de Sorinsen (Escala do pH)
2H2O l⇌ H3O+ aq+ HO- (aq)
ϰ
ϰ
[H3O+] = [HO-] = ϰ
Kw = [H3O+] [HO-]
kw = 1,00×10-14
A 25ºC → 1,00×10-14 = ϰ2 ⇔ ϰ = 1,00×10-14 = 1,00×10-7 mol/dm3
[H3O+] = 1,00×10-7 mol/dm3
HO- = 1,00×10-7 mol/dm3
pH = - log (1,00×10-7) = 7,00
pKw = - log (1,00×10-14) = 14,00




Ácidos
Soluções com sabor Ácido;
Alteram a cor dos indicadores;
Diminuem a basicidade das soluções;
As suas soluções conduzem corrente elétrica
(eletrólitos).
pHO = - log (1,00×10-7) = 7,00
pKw = pH + pHO




Bases
Soluções escorregadias como sabão;
Alteram a cor dos indicadores;
Diminuem a acidez de uma solução;
As suas soluções conduzem corrente elétrica
(eletrólitos).
Conceito Ácido-Base segundo Arrhénius
*Ácido é toda a substância que, em solução aquosa, origina H+ (HÁ).
Exemplos:
HF aq⇌ H+ aq+ F- (aq)
H2SO4 aq ⇌2H+ aq+ SO42- (aq)
*Bases são substâncias que, em solução aquosa, originam iões HO- (BHO).
Exemplos:
NaHO aq⟶ Na+ aq+ HO- (aq)
CaHO2 aq⟶ Ca2+ aq+ 2HO- aq
Conceitos Ácido-Base segundo Bronsted-Lowry (Teoria Protónica)
*Ácidos são substância que em solução aquosa cedem iões H+.
Nota: Todos os ácidos de Arrhénius são ácidos Bronsted-Lowry.
HF aq+ H2O l⇌ F- aq+ H3O+ (aq)
H+
*Os ácidos orgânicos têm o grupo ácido característico R – COOH.
HCOOH aq+ H2O ⇌HCOO- aq+ H3O+
Nota: nos ácidos orgânicos o hidrogénio ácido é o que está ligado ao grupo –COOH.
NH4+ aq+ H2O l⇌NH3 aq+ H3O+ (aq)
*Bases são substâncias que em solução aquosa recebem iões H+.
NH3 aq+ H2O l⇌NH4+ aq+ HO- (aq)
Cl- aq+ H2O l⟶HCl aq+ HO- (aq)
Pares Conjugados Ácido/Base
Pares conjugados ácido/base diferem unicamente num protão (H+). O ácido tem mais um protão que
a sua base conjugada.
NH3 aq+ H2O l⇌NH4+ aq+ HO- (aq)
base 1
ácido 2
ácido 1
base 2
Pares conjugados ácido/base:
NH4+/NH3
H2O/HO-
Espécies Anfotéricas ou Anfipróticas
São espécies que em solução aquosa se podem comportar como ácido ou como base.
- H2O, todos os aniões que possuem H e “NH3”.
HS- aq+ H2O l⇌ H2S aq+ HO- (aq)
⇌S2- aq+ H3O+ (aq)
NH3 aq+ H2O l⇌NH4+ aq+ HO- (aq)
⇌NH2- aq+ H3O+ (aq)
Reação Ácido-Base (de acordo com a Teoria Protónica)
Reação em que há troca de protões, isto é, o ácido cede iões H+ e a base recebe.
Exercício Resolvido
Considere as seguintes esécies químicas:
HNO3 ; Mg(HO)2 ; S2- ; H2PO4- ; NaHO ; C6H5COOH ; HI ; CH3COO- ; H2CO3 ; LiHO
Selecione:
a) Os ácidos de Arrhénius.
b) As bases de Arrhénius.
c) Os ácidos de Bronsted-Lowry.
d) As bases de Bonsted Lowry.
Resolução:
a) HNO3 ; H2PO4- ; HI ; H2CO3
b) Mg(HO)2; NaHO ; LiHO
c) HNO3 ; H2PO4- ; HI ; H2CO3 ; C6H5COOH
d) S2- ; CH3COO- ; H2PO4-
Ácidos Fortes
*Dissociam-se/ionizam-se totalmente (→);
*O seu grau de dissociação/ionização é 100%;
*Não são dados calores da Ka (muito elevados).
-Ácidos Fortes:
 Ácido perclórico HClO4
 Ácido clórico HClO3
 Ácido clorídrico HCl
 Ácido bromídrico HBr
 Ácido iodídrico HI
 Ácido nítrico HNO3
 Ácido sulfúrico H2SO4 (1ª ionização)
Exemplo: HClO4 aq⟶ H+ aq+ ClO4- (aq)
Ou
HClO4 aq+ H2O l⟶ H3O+aq+ ClO4- (aq)
Ácidos Fracos
*Ionizam-se/dissociam-se parcialmente (⇋);
*O seu grau de ionização/dissociação é inferior a 100%;
*São dados valores de Ka (constante de acidez).
Exemplo: HF aq⇌ H+ aq+ F- aq
Ou
HF aq+ H2O l⇌ F- aq+ H3O+ (aq)
Ka= F-e[H3O+]eHFe
Constante de acidez
Nota: Quanto maior é o valor de Ka, mais extensa é a reação de ionização do ácido (→) e mais forte
é o ácido.
Bases Fortes
*Dissociam-se/ionizam-se totalmente (→);
*O seu grau de ionização/dissociação é 100%;
*Não são dados valores de Kb (muito elevados).
-Bases Fortes:
 Todos os hidróxidos (bases de Arrhénius);
 Ião amideto NH2Exemplo: NaHO aq⟶Na+ aq+ HO- (aq)
Ou
NH2- aq+ H2O l⇌NH3 aq+ HO- (aq)
Bases Fracas
*Ionizam-se parcialmente (⇌);
*O seu grau de ionização é inferior a 100%;
*São dados valores de Kb (constante de basicidade).
Exemplo: NH3 aq+ H2O l⇌NH4+ aq+ HO- (aq)
Kb=NH4+eHO-eNH3e
Constante de basicidade
Nota: Quanto maior é o valor de Kb, mais extensa é a reação de ionização da base (→) e mais forte
é a base.
Cálculos de pH
A- Em soluções de Ácidos Fortes
HA aq+ H2O l⟶ A- aq+ H3O+ (aq)
C
pH = - log [H3O+]
C
Exercício Resolvido
Calculo o pH, a 25ºC, de uma solução aquosa de ácido clorídrico, de concentração 0,0010 mol/dm3.
HCl aq+ H2O l⟶ Cl- aq+ H3O+ (aq)
0,0010 mol/dm3
0,0010 mol/dm3
pH = - log H3O+ = -log (0,0010) = 3,00
B- Em Soluções aquosas de Ácidos Fracos (Ka)
Início
Variação
Equilíbrio
HA aq+ H2O l⇌ A- aq+ H3O+ (aq)
C
--0
-ϰ
--+ϰ
C-ϰ
--ϰ
0
+ϰ
ϰ
[H3O+]e = ϰ
pH = - log [H3O+]
Exercício Resolvido
Determine o pH de uma solução aquosa de ácido acético, de concentração 0,025 mol/dm3, a 25ªC.
(Ka (CH3COOH) = 1,8×10-5).
C
Início
Variação
Equilíbrio
CH3COOH aq+ H2O l⇌ CH3COO- aq+ H3O+ (aq)
0,025
--0
0
-ϰ
--+ϰ
+ϰ
0,025-ϰ
--ϰ
ϰ
Ka= CH3COO-eH3O+eCH3COOHe ⟺1,8×10-5= ϰ20,025-ϰ ⟺4,5 ×10-7-1,8×10-5ϰ=ϰ2
⟺ϰ2+1,8×10-5ϰ-4,5×10-7=0 ⟺ϰ=6,6 ×10-4mol/dm3=[H3O+]e
pH = -log [H3O+]
pH = -log (6,6×10-4) = 3,2
C- Em Soluções de Bases Fortes
BHO aq⟶ B+ Aq+ HO- (aq)
Kw=H3O+[HO-]
H3O+
pH = - log [H3O+]
pHO = -log [HO-]
pH + pHO = pKw
pH
Exercício Resolvido
Calcule o pH de uma solução aquosa de hidróxido de cálcio, a 25ºC, de concentração 0,010
mol/dm3.
CaHO2 aq⟶ Ca2+ aq+ 2HO- aq
0,010 mol/dm3
2×0,010 = 0,020 mol/dm3
Kw= H3O+HO-⟺1,0×10-14=H3O+ ×0,020 ⟺H3O+=5,0 ×10-13mol/dm3
pH = -log H3O+ ⟺ pH = - log (5,0×10-13) ⟺ pH = 12,3
ou
pHO= -log HO-= -log0,020=1,7
pH + pHO = pKw ⟺ pH + pHO = 14,0
pH = 14,0 – 1,7 ⟺ pH = 12,3
D- Em Soluções de Bases Fracas (Kb)
Início
Variação
Equilíbrio
B aq+ H2O l⇌ BH+ aq+ HO- (aq)
C
--0
-ϰ
--+ϰ
C-ϰ
--ϰ
0
+ϰ
ϰ
Kb=BH+[HO-][B]
ϰ=[HO-]
→ Kw = [H3O+][HO-]
[H3O+]
pH = - log [H3O+]
→ pHO = -log [HO-]
pH + pHO = pKw
pH
Exercício Resolvido
Determine o pH de uma solução aquosa de amoníaco, a 25ºC, de concentração 0,10 mol/dm3.
(Kb=1,8×10-5)
C (mol/dm3)
Início
Variação
Equilíbrio
NH3 aq+ H2O l⇌ NH4+ aq+ HO- (aq)
0,10
--0
0
-ϰ
--+ϰ
+ϰ
0,10-ϰ
--ϰ
ϰ
Kb=NH4+e[HO-]eNH3e ⟺1,8×10-5=ϰ20,10-ϰ⟺1,8×10-6-1,8×10-5ϰ=ϰ2⟺ϰ2+1,8×105ϰ-1,8 ×10-6=0⟺ϰ=1,3×10-3mol/dm3 = [HO-]e
Kw=H3O+HO-⟺1,0×10-4=H3O+×1,3×10-3⟺H3O+=7,7×10-12mol/dm3
pH = -log H3O+ = - log (7,7×10-12) = 11,1
Relação entre Ka e Kb para um par ácido/base conjugado
*NH3 aq+ H2O l⇌NH4+ (aq)
Kb=NH4+e[HO-]eNH3e
*NH4+ aq+ H2O l⇌NH3 aq+ H3O+ aq Ka=NH3e[H3O+]eNH4+e
Ka×Kb=NH3e[H3O+]eNH4+e ×NH4+e[HO-]eNH3e=H3O+eHO-e= Kw
Ka × Kb = Kw
Nota: Para um ácido/base conjugado, Ka × Kb = Kw, logo, quanto mais forte é o ácido (maior Ka)
mais fraca é a sua base conjugada (menor Kb).
Titulações ácido-base
Ácido/Sal
Bico de Pato
Frederico no Espeto
Osso de Cabrito
Ácido + Base → Sal + Água
Ácido Forte + Base Forte → Sal Neutro
Ácido Forte + Base Fraca → Sal Ácido
Ácido Fraco + Base Forte → Sal Básico
H2SO4 aq+ 2KHO aq⟶K2SO4 aq+ 2H2O (l)
(2H+ ; SO42-) (HO- ; K+)
×2
K2SO4
Ácido
Hidróxido de
Sulfúrico
Potássio
Sulfato de
Potássio
Água
Titulação
Determinação da concentração de uma solução, por ação completa entre um ácido e uma base.
*Ponto Final da Titulação: é indicado pela alteração de
uma propriedade física (mudança de cor de um indicador
ácido-base/turvação).
*Ponto de Equivalência: é o ponto para o qual ácido e
base reagem nas proporções estequiométricas.
n H3O+=n (HO-) (p.e.)
1HCl aq+ 1NaHO aq⟶NaCl aq+ H2O l
 n(H3O+) = n(HO-) no ponto de equivalência
n(HCl)1=n(NaHO)1
na = nb ⟺CaVa = CbVb
 Escrita Obrigatória
H2SO4 aq+ 2NaHO aq⟶ Na2SO4 aq+ 2H2O (l)
 no p.e. n(H3O+) = n(HO-)
n(H2SO4)1=n(NaHO)2
2 × n(H2SO4) = n(NaHO) ⟺2 × na = nb ⟺2 ×CaVa = CbVb
Curvas de Titulação (25ºC)
A- Titulação Ácido Forte + Base Forte
pH inicial < 7,00 Ácido
+base pH sobe
Nota: para verificar se o titulado é um ácido ou uma base observa-se o valor de pH inicial (antes da
adição do titulante).
Se o pH inicial é inferior a 7 o titulado é ácido e o titulante é base.
Se o pH inicial é superior a 7 o titulado é base e o titulante é ácido.
Nas curvas correspondentes à titulação ácido forte + base forte ou base forte + ácido forte o pH no
p.e. (pH correspondente ao volume equivalente) é 7.
Nas titulações ácido forte + base fraca ou base fraca + ácido forte o pH do p.e. é inferior a 7.
Nas titulações ácido fraco + base forte ou base forte + ácido fraco o pH no p.e. é superior a 7.
Indicadores ácido/base
São orgânicos fracos, cuja cor das formas ácida e básica é diferente.
Hind aq+ H2O l⇌Ind- aq+ H3O+ (aq)
forma ácida
cor 1
Kind=Ind-[H3O+][Hind]
forma básica
cor 2
Critérios de escolha de Indicadores ácido-base
1º A zona de viragem do indicador deve abranger o pH do p.e.
2º A zona de viragem do indicador deve situar-se na zona abrupta da curva de titulação, isto é, na
zona em que, próximo do volume equivalente, há variação brusca de pH.
3º A zona de viragem do indicador dever ser o mais estreita possível.
Nota: Para averiguar o caráter químico de uma solução aquosa de sal é necessário verificar qual o
comportamento dos seus iões:
- Catião ácido + anião neutro → Solução Ácida
- Catião neutro + anião básico → Solução Básica
- Catião neutro + anião neutro → Solução Neutra
- Catião ácido + anião básico → Solução Ácida se Ka > Kb
→ Solução Neutra se Ka = Kb
→ Solução Básica se Kb > Ka
1. Os catiões metálicos, derivados de bases fortes, são neuros sob o ponto de vista ácido-base
não sofrendo reações de hidrólise.
Ex. Li+ ; Na+ ; Ca2+ ; Mg2+ ; Al3+
2. Os catiões derivados de bases fracas comportam-se como ácidos fracos, sofrendo hidrólise
ácida.
Ex. NH4+ (aq) + H2O (l) ⇌ NH3 (aq) + H3O+ (aq)
3. Os aniões derivados de ácidos fortes são neutros sob o ponto de vista ácido-base, não
sofrendo reações de hidrólise.
Ex. ClO4- ; ClO3- ; Cl- ; Br- ; I- ; NO3- e “HSO4”/”SO42-“
4. Os aniões derivados de ácidos fracos comportam-se como bases fracas, sofrendo hidrólise
fraca.
Ex. F- (aq) + H2O (l) ⇌ HF (aq) + HO- (aq)
Comportamento ácido-base dos Sais
1.
NaCl aq⟶Na+ aq+ Cl- (aq)
Neutro sob Neutro sob
ponto de
ponto de
vista
vista
ácido-base ácido-base
⇒
Solução resultante neutra
O catião Na+ deriva de uma base forte, sendo neutro sob o ponto de vista ácido-base.
O anião Cl-, deriva de um ácido forte, sendo neutro sob o ponto de vista ácido-base.
Como nenhum dos iões sofre hidrólise, a solução resultante é neutra.
2.
NH4NO3 aq⟶NH4+ aq+ NO3- aq
Catião
derivado de
uma base
fraca. Sofre
hidrolise
ácida
Anião
derivado de
ácido forte,
sendo neutro
sob o ponto
de vista
ácido-base.
NH4+ aq+ H2O l ⇌NH3 aq+ H3O+ aq
Solução resultante
Ácida
3.
KF aq⟶ K+ aq+ F- (aq)
Catião
Anião
metálico
derivado de
derivado de
ácido fraco
base forte,
logo, sofre
sendo neutro
hidrólise
sob o ponto
básica
de vista
ácido-base
F- aq+ H2O l⇌HF aq+ HO- (aq)
Solução resultante
Básica
4.
NH4CH3COO aq⟶NH4+ aq+ CH3COO- (aq)
Catião
derivado de
base fraca,
logo sofre
hidrólise
ácida
Anião
derivado de
ácido fraco,
logo sofre
hidrólise
básica
NH4+ aq+ H2O l⇌NH3 aq+ H3O+ aq
Ka=5,6×10-10
CH3COO- aq+ H2O l⇌CH3COOH aq+ HO- aq Kb=5,6×10-10
Como Ka = Kb,
a solução
resultante é
neutra
Grau de Ionização/Dissociação
α=n ionizadas/dissociadasn inicias ×100= C ionização/dissociaçãoC inicial× 100
Exercício Resolvido
Calcule o pH de uma solução aquosa de ácido acético, de concentração 0,01 mol/dm3, cujo grau de
ionização é 4,24%. (Ka = 1,8×10-5)
C (mol/dm3)
Início
Variação
Equilíbrio
CH3COOH aq+ H2O l⇌CH3COO- aq+ H3O+ (aq)
0,01
--0
0
-ϰ
--+ϰ
+ϰ
0,01-ϰ
--ϰ
ϰ
α=C ionizadas/dissociadasC inicias ×100⟺4,24= ϰ0,01 ×100 ⟺ϰ=4,24×10-4 mol/dm3
[H3O+] = ϰ = 4,24×10-4 mol/dm3
pH = -log [H3O+] ⟺pH = -log (4,24×10-4) = 3,37
Chuva Ácida
(Deposição ácida)
Chuva normal pH 5,6 – 7,0 (a 25ºC)
Chuva ácida pH < 5,6 (aa 25ºC)
Deposição ácida: * Húmida: chuva, neve, nevoeiro
* Seca: matéria particulada
Como se forma a Chuva Ácida?
A água da chuva, ao contactar com óxidos de carbono, azoto ou enxofre, torna-se ácida.
CO2 g ⇌ CO2 (aq)
CO2 aq+ H2O l⇌ H2CO3 aq⇌ H+ aq+ HCO3- (aq)
*De acordo com o princípio de Le Chatelier, ao aumentar a concentração de dióxido de carbono
atmosférico, o equilíbrio desloca-se no sentido direto, aumentando a concentração de ácido
carbónico e, consequentemente, a concentração em iões H+. Como o pH = -log [H+], aumentando a
[H+] diminui o pH, ficando a chuva mais ácida.
* SO2 g+ H2O l⇌ H2SO3 (aq)
Ácido sulfuroso
H2SO3+ 12O2 → H2SO4 (aq)
Ácido sulfúrico
* NO g+ 12O2 g→ NO2 (g)
2NO2 g+ H2O l→ HNO2 aq+ HNO3 (aq)
Ácido nitroso Ácido nítrico
Como se controlo a Chuva Ácida?
A- Antes de serem lançados os poluentes para a atmosfera – redução de emissões nas fontes
A1- Emissão de Óxidos de Enxofre (So2)
(libertados na queima de combustíveis fósseis, nas centrais termoelétricas)
Adição de carbonato de cálcio, para a remoção de óxido de enxofre, sob a forma de sulfato de
cálcio.
(Ver figura 23 da página 124 do manual)
CaCO3 s+ SO2 g→ CaSO3 s+CO2 (g)
CaCO3 s+ 12O2g→CaSO4 (s)
A2- Emissão de Óxidos de Azoto (NOx)
(veículos motorizados e centrais termoelétricas)
Conversor catalítico ou catalisador – transforma os óxidos de azoto em azoto.
2NO g+ 2CO g→ N2 g+ 2CO2 (g)
Nas centrais termoelétricas os óxidos de
azoto são convertidos em ácido nítrico.
B- Depois de chegar à Terra – por diminuição de “acidez”
Adição de carbonato de cálcio (CaCO3) ou óxido de cálcio (CaO). De forma a reduzir a acidez.
CaCO3 s+ 2H+ aq→ CO2 aq+ H2O l+ Ca2+ (aq)
CaO s+ H2O l → Ca(HO)2 (aq)
Ca(HO)2 aq+ 2H+ aq→ Ca2+ aq+ 2H2O (l)
Como se corrige?
 Utilização de fontes de energia renováveis;
 Redução dos consumos energéticos;
 Utilização de tecnologias diferentes, menos poluentes;
 Tratamento dos afluentes gasoso;
 …
Impacto dos Ácido em alguns materiais

Os áciso destroem os monumentos calcários (CaCO3);
CaCO3 s+ 2H+ aq→ Ca2+ aq+ CO2 g+ H2O (l)

Os ácidos provocam corrosão nos monumentos metálicos.
Zn s+ 2H+ aq→ Zn2+ aq+ H2 (g)
Os ácidos ao reagirem com os metais libertam hidrogénio.
Oxidação: cedência de eletrões, aumentando o número de oxidação da espécie.
Redução: ganho de eletrões, diminuindo o número de oxidação da espécie.
Reação Redox: redução (redox) é um areação que ocorre com transferência de eletrões.
Número de Oxidação: carga de cada um dos iões, num composto iónico.
Estado de Oxidação: carga de cada átomo, num composto covalente, em função da atração dos
eletrões da ligação, como se tratasse de um composto iónico.
Regras para determinar o Número de Oxidação (n.o.)
1. As substâncias elementares, no seu estado livre, têm n.o. igual a zero.
Ex. Zn (n.o. = 0) H2 (n.o. = 0) O2 (n.o. = 0) O3 (n.o. = 0) Mg (n.o. = 0) Fe (n.o. = 0)
2. Os iões monoatómicos têm n.o. igual à carga.
Ex. Na+ (n.o. = +1) O2- (n.o. = -2) Al3+ (n.o. = +3)
Cu+ (n.o. = +1)
Cl- (n.o. = -1)
3. O hidrogénio, quando combinado, tem n.o. +1 exceto nos hidreto metálicos onde o seu n.o. é
-1.
Ex. H2O H3PO4 NH4+ HCO3↓
↓
↓
↓
+1
+1
+1
+1
Hidreto metálicos (H + metal):
NaH LiH CaH2
↓
↓
↓
-1
-1
-1
4. O oxigénio, quando combinado, tem n.o. -2 exceto nos peróxidos onde o seu n.o. é -1.
Ex. H2O H3PO4 HCO3- MgO
↓
↓
↓
↓
-2
-2
-2
-2
Peróxidos (O22-)
H2O2 Na2O2 K2O2
↓
↓
↓
-1
-1
-1
5. Os elementos do 1º grupo da TP, quando combinados, têm n.o. +1 e os do 2º grupo têm n.o.
+2.
Ex. Na2SO4 CaO MgCl2 KNO3
↓
↓
↓
↓
+2
+2
+2
+1
6. A soma algébrica dos n.o. é igual à carga da espécie.
Ex. H3PO4
NH4+
Cr2O72↓ ↓ ↓
↓ ↓
↓ ↓
+1 ϰ -2
y +1
z -2
3 +1+ ϰ+4 -2=0⟺3+ϰ-8=0⟺ϰ=5
y+4 +1=+1⟺y=-3
2z+7 -2=-2⟺2z-14=-2⟺z=+6
7. Existem alguns elementos que, combinados, têm n.o. fixo.
 Prata (ag) +1
 Alumínio (Al) +3
 Flúor (F) -1
 Boro (B) -3
 Cloro, nos cloretos -1
 Bromo, nos brometos -1
 Zinco (Zn) +2
8. Por vezes existem duas incógnitas na determinação dos n.o. de sais. Nestes casos, dissociase o sal em iões, de forma a facilitar a determinação dos n.o.
Ex. CuSO4
↓ ↓ ↓
y ϰ -2
2+ϰ–8=0
ϰ = +6
CuSO4 aq→SO42-aq+ Cu2+ (aq)
↓↓
ϰ -2
↓
+2
Espécie Oxidada ou Redutora: espécie que sofre oxidação, por cedência de eletrões, isto é, a espécie
cujo n.o. aumenta.
Espécie Reduzida ou Oxidante: espécie que sofre redução, por ganho de eletrões, isto é, a espécie
cujo n.o. diminui.
Reação Redox: ocorre por transferência de eletrões.
Ex.
Redução
Cr2O3s+ 2Al s⇌ 2Cr s+ Al2O3 (s)
↓ ↓
ϰ -2
2ϰ + 3 (-2) = 0
ϰ=3
↓
0
↓
0
↓ ↓
+3 -2
Oxidação
Espécie Oxidada ou Redutora: Al
Espécie Reduzida ou Oxidante: Cr2O3
Elemento Oxidado: Alumínio
Elemento Reduzido: Crómio
* Trata-se de uma equação redox pois há transferência de eletrões. O alumínio cede eletrões e o
crómio recebe eletrões.
∆n.o. (Al) = +3 -0 = +3
∆n.o. (Cr) = 0 – 3 = -3
* Pares conjugados (Oxidante/Redutor): CrO3 / Cr
Al2O3 / Al
Dismutação: a mesma espécie sofre oxidação e redução.
Escrita de semiequações de oxidação e de redução
Redução
Fe s+ Cu2+aq→Fe2+ aq+ Cu (s)
↓
0
↓
+2
Oxidação
↓
+2
Semiequação de Oxidação: Fe (s) → Fe2+ (aq) + 2eSemiequação de Redução: Cu2+ (aq) + 2e- → Cu (s)
Fe (s) + Cu2+ (aq) → Fe2+ (aq) + Cu (s)
↓
0
Zn s→ Zn2+ aq+ 2e↓
0
Zn Aumenta o
Cu poder redutor
O Zn oxida-se mais facilmente que o Cu.
Zn s→Zn2+ aq+ 2e2e-+ Cu2+ aq→Cu (s)
Zn s+ Cu2+ aq→ Zn2+ aq+ Cu (s)
A solução pode perder a coloração azul e forma-se um depósito
de cobre metálico na placa de zinco.
Nota:
 Quanto maior é o poder redutor de um metal, mais facilmente este se oxida;
 Quanto maior é o poder oxidante de um catião metálico, maior é a facilidade deste em
reduzir-se.
Água do Mar: é rica em sais como o cloreto de sódio (NaCl), cloreto de cálcio (CaCl2), cloreto de
magnésio (MgCl2), etc., tendo ainda dissolvidos gases tais como o oxigénio (O2) e dióxido de
carbono (CO2).
Solubilidade: quantidade máxima de sal que é possível dissolver num dado volume de solução.
S= ndV
(S- Solubilidade (mol/dm3) ; nd – quantidade de sal (mol) ; V – volume de solução (dm3))
Solução Insaturada: é ainda possível dissolver mais sal.
Solução Saturada: já não é possível dissolver mais sal.
Solução sobressaturada: quando há deposição de sal que ficou por dissolver.
XnYm s⇌nXm+ aq+ mYn- (aq)
Kps ou Ks=[yn-]m[Xm+]n
(Ks – constante de solubilidade ou produto de solubilidade)
Exemplo:
CaCO3 s+ água⇌Ca2+ aq+ CO32- (aq)
Ks=Ca2+eCO32-e
Sais muito Solúveis:
 Dissociam-se totalmente ( reações completas →);
 Não são dados valores de Ks (muito elevados).
 Todos os sais de sódio (Na+), lítio (Li), potássio (K+) e amónio (NH4+);
 Nitratos (NO3-) e nitritos (NO2-);


Percloratos (ClO4-) e cloratos (ClO3-);
Permanganatos (MnO4-).
Sais moderadamente solúveis ou pouco solúveis:
 Dissociam-se parcialmente ( reações incompletas ⇌);
 São dados valores de Ks.
Exemplos:
* CaCO3 s+ água⇌Ca2+ aq+ CO32- aq
S
S
KsCaCO3=Ca2+eCO32-e
Ks=S ×S= S2
* Ag2SO4 s+ água⇌2Ag2+ aq+ SO42- aq
2S
S
Ks= [Ag+]e2[SO42-]e
Ks=(2S)2×S
Ks=4S2
Nota: Apesar da constante de produto de solubilidade (Ks) ser adimensional, a solubilidade tem que
ser expressa em mol dm-3.
Variação da Solubilidade com a Temperatura
* Se a dissolução do sal é endotérmica, a solubilidade do sal aumenta com o aumento da
temperatura;
* Se a dissolução do sal é exotérmica, a
solubilidade do sal diminui com o aumento da
temperatura.
Efeito da Temperatura e da Pressão na Solubilidade de um gás
Gás + Solvente ⇌ Solução
* Temperatura
O aumento da temperatura provoca a
libertação de maior quantidade de gás,
diminuindo assim a solubilidade.
* Pressão
O aumento da pressão faz com que o
equilíbrio se desloque no sentido da produção
de um menor número de moles gasosas (→),
de acordo com o princípio de Le Chatelier,
aumentando assim a solubilidade.
Previsão da formação de precipitados
2KI aq+ Pb(NO3)2 aq→ PbI2 s+ 2KNO3 (aq)
Os sais de potássio são muito solúveis.
KI aq→ K+ aq+ I- aq
Os nitratos são muito solúveis.
Pb(NO3)2 aq →Pb2+ aq+ 2NO3- (aq)
 Se Q < Ks, a solução está insaturada (não há formação de precipitado);
 Se Q = Ks, a solução está saturada, mas não há formação de precipitado;
 Se Q > Ks, a solução está sobressaturada e forma-se precipitado.
Exercício Resolvido: Adicionaram-se 40,00 ml de solução aquosa de iodeto de potássio (KI), 0,010
mol dm-3 a 20,00 ml de solução aquosa de nitrato de chumbo (Pb(NO3)2), de concentração 0,020
mol dm-3, a 25ºC. Verifique se ocorreu a formação de precipitação (Ks (PbI2) = 8,7 × 10-9).
KI aq→ K+ aq+ I- aq
V=40,00×10-3 dm3 4,00×10-4 mol 4,00×10-4mol
C=0,010
C=nV⟺0,010=n40,00×10-4⟺nKI=4,00×10-4mol
Pb(NO3)2 aq→Pb2+ aq+ 2NO3- (Aq)
V=20,00×10-3
4,00×10-4 mol 8,00×10-4 mol
C=0,020
C=NV⟺n(Pb(NO3)2)=0,020×20,00×10-3⟺n(Pb(NO3)2)=4,00×10-4mol
Como os sais de potássio e os nitratos são muito solúveis, poderá precipitar PbI2.
V solução=V1+V2=60,00×10-3dm3
[Pb2+]=nV=4,00×10-460,00×10-3=6,67×10-3mol/dm3
I-=nV=4,00×10-460,00×10-3=6,67×10-3 mol/dm3
Q=Pb2+I-⟺Q=6,67×10-3(6,67×10-3)2⟺Q=2,96×10-7
Efeito do Ião Comum
PbI2 s+ água ⇌Pb2+ aq+ 2I-(aq)
S
2S
Ks=Pb2+I-⟺Ks=4S2
Solução aquosa de iodeto de sódio (NaI).
NaI aq→Na+ aq+I- (aq)
Por efeito do ião comum (I-), ao aumentar a concentração de I-, o equilíbrio desloca-se no sentido
inverso (sentido da precipitação do sal), diminuindo a solubilidade.
Dureza das Águas
É a soma das concentrações em iões cálcio (Ca2+) e magnésio (Mg2+), existentes na água.
A dureza de uma água é dada pela massa de carbonato de cálcio (CaCO3), em mg, existente em cada
dm3 de água.
ppm=m(CaCO3)m colução×106
Origem


Constituição dos Solos:
 Solos basálticos, areníticos e graníticos possuem baixas concentrações de iões Ca2+ e
Mg2+ - águas macias.
 Colos calcários e dolomíticos possuem elevadas concentrações de iões Ca2+ e Mg2+ águas duras.
ETA: adição de hidróxido de cálcio (Ca(HO)2), provoca precipitação de carbonato de cálcio.
Consequências
 Entupimento e rebentação de canalizações;



Aumento dos consumos energéticos;
Problemas de saúde;
Aumento do custo pela necessidade de utilização de aditivos (anticalcários, amaciadores,
etc.)
Como minimizar os problemas da Dureza das Águas
 Utilização de aditivos nas lavagens;
 Anticalcários
 Amaciadores
 Instalação de um dispositivo de permuta iónica.
 Os iões calcário (Ca2+) e magnésio (Mg2+) são retidos e substituídos por iões sódio
(Na+).
Desmineralização da água do Mar
A- Destilação (consultar página 168 do manual)
Água do mar → Água Potável
(110ºC)
B- Osmose Inversa