O documento discute o equilíbrio ácido-base no solo e em soluções aquosas. Explica a escala de pH e a escala de Sorensen para medir a acidez e alcalinidade. Descreve também as definições de ácido e base segundo Bronsted-Lowry e as reações de ácido-base.

1. 1
B.2 –Equilíbrio de Ácido-Base
O solo é uma mistura complexa que inclui uma fração sólida, uma líquida e outra gasosa.
Múltiplas interações entre estas três frações determinam a acidez do solo. O parâmetro pH é um
dos mais importantes na caraterização de solos, o que usamos como pretexto para estudar a
escala de sorensem e a diferença entre soluções ácidas, neutras e alcalinas.
o pH é também um parâmetro utilizado na caraterização de águas.
A partir das definições de ácido e de base segundo Bronsted e Lowry e de equilíbrio de
ácido-base, explicam-se capacidades diferenciadas de certas substâncias para, em soluções
aquosas, alterarem a proporção entre as concentrações dos iões hidrónio, [H3O+], e hidróxido,
[OH-]
B.2.1 Escala de Sorensen e pH
Muitos líquidos, existentes no ambiente e utilizados no dia a dia, são soluções aquosas ou
outras misturas com elevada percentagem de água, como: águas naturais, fluidos orgânicos,
bebidas, produtos de limpeza, cosméticos. Escala de Sorensen descorbe por Soren Peter
Lauritz Sorensen. A Respetiva acidez, neutralidade ou alcalinidade pode ser avaliada através
do valor de uma grandeza designada por pH. A notação pH lê-se «pê-agá» e escreve-se sempre
com p minúsculo e H maiúsculo.
pH é um parâmetro particularmente importante para caracterizar solos, já que o seu valor
influencia a absorção de nutrientes pelas plantas e permite avaliar a adequação de solos para
determinadas culturas.
2.1.1 Escala de Sorensen
A Escala de Sorensen é uma escala numérica que indica a acidez ou alcalinidade
(também chamada basicidade) de uma solução aquosa.
Na escala de Sorensen os valores de pH variam entre 0 e 14. Para a temperatura de 25oC, se:
pH < 7, a solução é ácida;
pH = 7, a solução é neutra;
pH > 7, a solução é básica (ou alcalina)
a acidez será tanto maior quanto menor for o valor de pH
a basicidade (ou alcalinidade) será tanto maior quanto maior for o valor de pH
por exemplo, relativamente aos seguintes materias:
vinagre, pH = 3 Leite, pH = 6 água do amar = 8 Lixívia, pH = 11

2. 2
podemos dizer que:
 o vinagre é mais ácido do que o liete;
 a lixívia é mais alcalina (ou mais básica) do que a água do mar;
 a solução mais ácida é o vinagre e a mais alcalina (ou mais básica) é a lixívia.
Também podemos dizer:
 a água do mar é mais ácida do que a lixívia;
 o vinagre é menos alcalino do que o leite.
2.1.2 A Autoinização da Água
Ao analisar a escala de sorensen, podem colocar-se questões como:
 por que motivo o valor máximo da escala de sorensen é 14 ?
 por que é 7 o valor de pH para soluções neutras, a 250C ?
Para compreender a escala de sorensen é necessário conhecer um fenómeno muito
Importante que ocorre com a água: a sua auto-ionização. A água no estado líquido representa-se
através da fórmula química H2O(l). Contudo, mesmo quando pura, existem sempre, além das
moléculas de água representadas por H2O, iões hidrónio, H3O+, e iões hidróxido, OH-.
Pode representar-se pela seguinte equação química:
H2O(l) + H2O(l) H3O+
(aq) + OH-
(aq)
ou
2H2O(l) H3O+
(aq) + OH-
(aq)
se tentássemos eliminar os iões H3O+ e OH- presentes num estado de equilíbrio químico,
esse equilíbrio seria desfeito e a reação ocorreria no sentido direto, de modo a aumentar a
concentração de iões, até se atingir um novo estado de equilíbrio. Nesse novo estado de
equilíbrio continuariam a existir iões H3O+ e OH-. Não é possível, por isso, impedir a presença
destes iões na água. [H3O+]e x [OH-]e
podemos escrever a constante de equilíbrio para esta reação: Kc =
[H2O]2
e
Recorde-se que [H3O+]e e [OH-]e representam, respetivamente, o valor das concentrações
dos iões hidrónio e hidróxido em estado de equilíbrio.
2.1.3 Concentração Hidrogeniónica
o que representa, afinal, o valor de pH ? como se determina este valor ?
o pH define-se como o simétrico do logaritmo do valor numérico da concentração de iões H3O+,
ou seja: pH = - log[H3O+] ou pH = - log[H+], pOH = -log [OH-], pH + pOH = 14
O logaritmo é uma função matemática que permite representar números muito grandes ou muito
pequenos de uma maneira mais simples. Por exemplo, para logaritmos decimais:
 o logaritmo de 103 é 3 e escreve-se: log 103 = 3
 o logaritmo de 10-5 é -5 e escreve-se: log 10-5 = -5

3. 3
B.2.2 Reações de Ácido-Base
a adição de substâncias ácidas e básicas á água faz variar o pH, isto é, aumenta ou
diminui a sua acidez. Para se compreender o mecanismo desta variação, é útil conhecer alguns
ácidos e bases bastante comuns.
a tabela indica alguns dos ácidos mais importantes para utilização industrial e laboratorial
e que são produzidos m larga escala, embora todos eles existam no ambiente.
Nome ácido
Fórmula
química
Algumas aplicações
Ácido clorídrico HCl Usado para remover incrustações calcárias em caldeiras e
canalizações
Ácido sulfúrico H2SO4 Presente na bateria dos automóveis e nos decapantes de metais.
usado no fabrico d fertilizantes, tintas e fibras.
Ácido nítrico HNO3 Usado no fabrico de fertilizantes e explosivos
Ácido acético CH3CO2H Presente no vinagre
tal como no caso dos ácidos, também existem bases com interesse industrial que são
muito utilizadas no laboratório
Nome Base
Fórmula
química
Algumas aplicações
Hidróxido de
sódio
NaOH Presente em desentupidores químicos e limpa fornos. usado no
fabrico de sabões
Hidróxido de
potássio
KOH Presente em desentupidores químicos e limpa-fornos. Usado no
fabrico de sabões líquidos
Hidróxido de
cálcio
Ca(OH)2 Presente em cimentos. Usados para pintar paredes
Amoníaco NH3 Usado no fabrico de produtos de limpeza adubos, explosivos
mas como atuam essas substâncias? por que razão se chamam ácidos e bases?
estes dois conceitos, ácido e base, têm evoluido no tempo e na complexidade;
de acordo com a defenição mais antiga e mais simples, atribuida a Arrhenius
um ácido é qualquer substância que dissolvida em água origina iões H+;
uma base é qualquer substância que dissolvida em água origina iões OH-;
2.2.1 Reações de Ácido-Base Segundo Bronsted-Lowry
uma definição de ácido e base mais abrangente, que permite explicar por exemplo, a
alcalinidade de NH3 deve-se a Bronsted e Lowry, de acordo com esta definição:
um ácido é uma espécie dadora de protões;
uma base é uma espécie recetora de protões
I. Dissociação e Ionização
o hidróxido de sódio é um composto constituído por iões. Quando dissolvido em água a sua
estrutura cristalina quebra-se e os seus iões separem-se. Chama-se a isto dissociação. Os iões são

4. solvaados, isto é, passam a estar rodeados por moléculas de solvente, água neste caso, com
orientações diferentes, consoante o ião for negativo ou positivo.
NaOH(s) Na+
4
(aq) + OH-
(aq)
na tabela compara-se dissociação com ionização:
Dissociação Ionização
Ocorre quando a substância é formada por iões Ocorre quando a substância é formada por
moléculas
Ocorre em sais (incluindo hidróxidos) Ocorre em ácidos e base
Dá-se a solvatação dos iões existentes Há reação com o solvente para formar iões
Os iões solvatados separam-se Formam-se iões e dá-se a sua solvatação os iões
solvatados separam-se
II. Reações de Ácido-Base Segundo Bronsted-Lowry
já vimos que:
ácidos são espécies que doam protões, por isso aumenta a concentração de H+ (isto é,
H3O+) em solução aquosas
bases são espécies recetoras de protões, por isso aumentam a concentração de OH- em
soluções aquosas.
o cloreto de hidrogénio é um gás que, quando borbulhado em água, origina soluções
ácidas. estes fenómeno pode ser traduzido por:
HCl(aq) H2O(l) Cl-
(aq) + H3O+
(aq)
para HCl ceder o seu protão (H+) tem de existir uma espécie que o aceite, neste caso H2O.
Reação de ácido-base: reação em que há transferência de protões (H+), isto é, troca de protões entre o
ácido e base
2.2.3 Constante Ka e Kb
algumas substâncias contribuem mais do que outras para acidificara ou alcalinizar
soluções aquosas. A força do ácido pode ser expresa através da constante de acidez, Ka, que diz
respeito á ionização. No caso do ácido nítrico, HNO3, ocorre a reação de ionização traduzida por:
HNO3(aq) + H2O(l) NO3
-
(aq) + H3O+
(aq)
e vem: [NO3
-]e x [H3O+]e
=
[HNO3]e
Ka

5. o valor da constante Ka para esta reação é muito elevado (Ka=1x103), por se trata de um
ácido forte. Quando maior for a constante de acidez, mais forte será o ácido.
note-se que não aparece o fator [H2O]e na expressão de Ka, tal como não aparece em Kw,
pela mesma razão, ou seja, porque a solução é muito diluida. Por isso, a concentração do
solvente, a água, não aparece na espressão da constante de equlíbrio.
o ácido fluorídrico, HF(aq), resulta da ionização em água de um ácido fraco, HF, o qual
não se ioniza completamente. Só uma fração pequena das suas moléculas se ioniza por reação
com água. Esta reação é pocuco extensa, ocorre também a sua inversa :
HF(aq) + H2O(l) F-
5
(aq) + H3O+
(aq)
a constante de acidez é expressa por:
[F-]e x [H3O+]e
[HF]e
Ka=
a Tabela Mostra Algumas Ácidos e Bases Fortes:
Algumas ácidos Fortes Algumas bases Forte
HCl Ácido clorídrico LiOH Hidróxido de lítio
HNO3 Ácido nítrico NaOH Hidróxido de sódio
HClO4 Ácido perclórico KOH Hidróxido de potássio
HI Ácido iodídrico Ba(OH)2 Hidróxido de bário
em ácidos e bases fortes, na equação química, utiliza-se uma seta simples, por se
considerar que a reação é completa.
a tabela mostra os valores das constantes de acidez e de basicidade, a 250C, para algumas
ácidos e bases
Ácidos Ka Bases Kb
Ácido clorídrico, HCl 107 Metilamina, CH3NH2 5,5x10-4
Ácido nítrico, HNO3 103 Amoníaco, NH3 1,8x10-5
Ácido flurídrico, HF 6,8x10-4 Hidroxilamina, NH2OH 6,6x10-9
Ácido acético, CH3COOH 1,8x10-5 Piridina, C5H5N 1,5x10-9
Ácido cianídrico, HCN 4,0x10-10 Anilina, C6H5NH2 4,2x10-10
B.2.3 Qualidade dos Solos
a vida de grande parte dos organismos, depende do solo, em especial da camada
superficial. O solo é um depósito natural de materias, não consolidado, que cobre a superfície da
Terra. Das suas propriedades físicas, químicas e biológicas depende a reprodução e o
crescimento das plantas e de outros seres vívos. É um meio complexo em transformação
contínua, em que se observam múltiplas interações entre os mundos vegetal, animal e mineral
sendo, por isso, crítico para todas as formas de vida.

6. o solo é ainda o recurso material indispensável para a agricultura e, portanto, para a
6
alimentação da população humana.
o solo é uma mistura heterogénea complexa de materias.
inclui três frações, correspondentes aos três estados físico da matéria:
1. Fração sólida –inclui constituintes minerais e matéria orgânica. Matéria inorgânica: areia
(síca, SiO2); silicatos; calcários; óxidos de ferro; óxidos de aluminio.
matéria orgânica: matéria viva (bactérias, fungos, vermes, etc); matéria orgânica em
decomposição. Incluindo húmus e ácidos orgânicos como os fúlvicos e os húmicos.
2. Fração Líquida –inclui água e o que nela está dissolvido.
água iões (por exemplo: K+, Na+, Ca2+, Mg2+, PO4
3-, CO3
2-, NO3
-)
compostos orgânicos (ácidos orgânicos, álcoois,...)
3. Fração Gasosa –inclui substâncias existentes no ar e outros gases provenientes da
atividade química no solo.
constituintes do ar: N2; O2; CO2; H2O;....
2.3.1 Acidez Ativa e Acidez Potencial
O pH solos é um dos mais importantes fatores que influenciam a produção agricola. O
seu valor pode variar entre 3,5 e 11, mas o cerscimento ideal das plantas requer valores entre 5,0
e 8,5. Para cada cultura existe uma gama de pH adequada, tal como se indica na tabela
Cultura pH Cultura pH
Alfase 6,0-7,0 Couve 6,0-7,5
Amendoim 5,5-6,0 Cravo-da-índia 6,0-6,8
Ananás 5,0-6,0 Feijão mungo Superior a 5,5
Arroz 5,5-6,5 (ótimo: 6,6) Gengibre 5,5-6,0
Avelã 6,0-7,0 Inhame 5,5-6,0
Banana 5,0-7,0 Limão 6,0-7,0
Batata doce 4,5-7,7 Maçã 5,0-6,5
Cacau Próximo de 7 Mandioca 5,5-7,0
Café 5,0-6,0 Milho 5,5-7,5
Cebola 6,0-7,0 Pepino 5,5-6,5
Coco Próximo de 7 Soja 5,5-7,5
2.3.2 Correção do pH de Solos
Numa agricultura racional deve medir-se o valor de pH dos solos para avaliar da sua
adequação, ou não, para determinadas culturas. Pode corrigir-se o pH do solo de modo a torná-lo
adequando para certa cultura e, então, torna-lo mais produtivo. A correção do pH do solo permite
obter produtos agrícolas em variedade e quantidade. Para corrigir a acidez excessiva de solos
pode adicionar-se óxido de cálcio, CaO, vulgarmente chamdo cal, ou hidróxido de cálcio,
Ca(OH)2:
CaO(s) H2O(l) Ca(OH)2(s) Equação (1)
Ca(OH)2(s) + 2H3O+
(aq) Ca2+
(aq) + 4H2O(l) Equação (2)

7. o hidróxido de cálcio formado na reação representada pela equação (1) reage de acordo com a
equação (2)
também se pode usar carbonato de cálcio, CaCO3;
CaCO3(s) + 2H3O+
7
(aq) Ca2+
(aq) + CO2(g) + 3H2O(l)
B.2.4 Medição de pH de Solos
existem várias técnicas para medir o pH de solos
a tabela sintetiza informações sobre diversas técnicas de medição de pH
Indicadores de ácido-Base
Soluções cuja cor depende do
pH do meio
- Funcionam num intervalo pH (normalmente 2 unidades), chamado
zona de viragem, para o qual a cor é mal definida. Esta resulta da
sobre posição das cores da forma ácida e da forma alcalina do
indicador
- Fornecem apenas indicações qualitativas
- São baratos e simples de utilizar
Paple indicador
Papel impregnado com vários
indicadores. A cor que apresenta
depende do pH do meio em que
se utiliza
- Permite medições semi-quantitativas
- O processo de utilização é simples
- Para poucas medições, é barato
- Para muitas medições, torna-se caro, pois cada porção de papel
apenas permite uma utilização.
- Não permite medições em soluções muito coradas ou turvas, por
não se conseguir ver as cores do papel
Medidores de pH
Cada medidor é constituído por
um conjunto de dois eléctrodos,
combinados na mesma sonda,
que produz uma deferença de
potencial esta depende do pH do
meio e permite medir
diretamente valores de pH
- As medições são quantitativas e rigorosos
- Permitem medições em soluções muito coradas ou turvas
- Não podem ser utilizados em soluções fortemente alcalinas, pois
estas corroem o vidro da sonda.
- São frágeis e caros
- É necessário proceder a calibração, processo demorado, o que
aumenta o tempo necessário para medir o pH
 o Papel indicador é fornecido com uma escala de coloração assinalda com números de 1 a
10 (ou de 1 a 14)
Exercícios
1. Procurar o indicator para indentificar ácido-base?
2. Procurar ácido-base na forma um composto, maxímo 5 número?
3. Considera as seguintes águas, existentes no ambiente, á temperatura de 250C:
A. Água de um Ribeiro, pH = 7,0 C. Água de um Pântano, pH = 4,5
B. Água do mar, pH = 8,2 D. Água do um Lago, pH = 5,3

8. 8
B. 3 – Dissolução e Equilíbrio de Solubilidade
Os chamados equilíbrio de solubilidade são aqueles em que existem misturas reacionais
com equilíbrio heterogéneos envolvendo sais. Eles permitem compreender melhor as interações
entre água, ar, e solos. os equilíbrio heterogéneos envolvidos permitem explicar a dissolução de
sais e a sua precipitação, que ocorrem em determinadas condições.
B.3.1 Qualidade da Água
Existem algumas designações comuns relativas ás águas, importante em química, e
usadas várias vezes neste manual, que importa difinir e exemplificar:
1. Águas Naturais – águas existentes no ambiente, superficiais ou subterrâneas.
 exemplos: a água da chuva, de lagos, de rios e de ribeiros, as águas de nascentes ou ainda
a água do mar.
2. Água Salgada – água com elevado teor de sais dissolvidos.
 exemplos: água do mar e águas salobras (água na foz de rios)
3. Água Doce – água com baixo teor de sais dissolvidos, mas não muito desmineralizada.
 exemplos: água de lagos, de rios e de ribeiros, águas subterrâneas, da chuva, da neve,
águas provenientes de gelos e de glaciares.
4. Água Potável – água que pode ser usada para beber e para cozinhar.
 exemplos: água engarrafada, água de redes de abastecimento público, água de fontes e de
nascentes, quando são apropriadas para consumo humano.
5. Águas Balneares – águas na quais as pessoas habitualmente tomam banho, doces ou
salgadas, estagnadas ou correntes.
 exemplos: água do mar na praias, água de ribeiros em represas, águas de rios e de lagos.
Não incluem água de piscinas.
3.1.1 Assimetrias na Distribuição de Água
Apesar da água ser abundante na Terra, a sua qualidade é muito variável e econtra-se
distribuída de forma muito desigual.
Cerca de 97,5% da água que existe na Terra é água salgada dos oceanos. Só os restantes
2,5% são de água doce, a mais importante para a sobrevivência humana e também de muitas
espécies animais e vegetais.
3.1.2 Parâmetros de Qualidade em Águas

9. Os critérios estabelecidos para caracterizar a qualidade da água dependem das aplicações
9
para que se destina. Por exemplo:
 a água do mar, que é completamente imprópria para beber, pode ser uma excelente água
balnear;
 uma água potável e calcária pode ser inadequada para usar em máquinas de lavar;
 uma água residual, imprópria para tomar banho, pode ser adequada para regar.
A qualidade da água é definida por um conjunto de parâmetros e respetivos valores
paramétricos. Os parâmetros de qualidade dizem respeito a fatores cuja presença, ou ausência,
afeta a qualidade da água. Podem ser:
 Elementos químicos (por exemplo metais pesados);
 Espécies moleculares ou iónicas (por exemplo dióxido de carbono, cloretos);
 Grupos de espécies químicas (por exemplo, dureza, SAR);
 Microrganismos (por exemplo, bactérias, virus)
A definição de valores paramétricos (valores-guia) para certos constituintes, permite
avaliar a qualidade da água. Para que se possa considerar que uma água serve para o fim a que se
destina, os valores paramétricos não devem ser ultrapassados, durante longos períodos de tempo.
Por vezes ocorrem picos bem acima de valores paramétricos para deferentes águas.
Coliformes
fecais/100 mL
Clotetos/mg
L-1
*SDT/mg L-1
Nitrotos/mg
L-1
Ferro/mg L-1
Chumbo/mg
L-1
Água
potável
0 250 1500 0,5 0,2 0,01
Água de
rega
1000 150 2000 30 20 0,05
Água
balnear
100 - 37000 - - 0,05
Tabela: valores paramétricos tópicos para vários tipos de água (* sólidos dissolvidos totais).
como era de esperar, para os mesmos parâmetros de qualidade, os valores paramétricos
variam em função dos usos que se val dar ás águas.
uma água potável é mais exigente no que respeita á qualidade. Assim, tem valores
paramétricos mais baixos na grande maioria dos parâmetros de qualidade. Mas nem sempre é
assim, como mostra a atividade seguinte.
I. Qualidade de Água Potável

10. uma água potável deve obedecer a determinados requisitos para poder ser bebida e usada
para cozinhar. Não pode conter microrganismos parasitas, nem quaisquer espécies cuja presença
ou concentração anormal constituam um perigo potencial para a saúde pública.
Estão definidos muitos parâmetros para avaliar a qualidade de águas potáveis, por exemplo:
 Coliformes – parâmetro que avalia a presença de microrganismos prejudiciais;
 Cloretos – a concentração deve ser menor que 250 mg/L, para que o sabor da água não
10
seja sesagradável;
 pH – pode variar entre 4,5 e 9
Descrevem-se a seguir problemas e riscos associados a alguns parâmetros mais
importante para águas potáveis.
Parâmetro: Nitratos, NO-
3 Valor paramétrico: 50 mg L-1
O principal problema dos nitratos resulta da possibilidade de se transformarem em nitritos. Estes
provocam uma diminuição da oxigenação normal do organismo, o que pode ser grave para grávidas e
bebés (que podem contrair a chamada «doença azul» - deficiente oxigenação das células). Existe ainda
o risco de, no estômago, os nitritos se transformarem em nitrosaminas e nitrosamidas, suspeita de
provocarem cancro no estômago.
Parâmetro: Sódio, Na+ Valor paramétrico: 200 mg L-1
A presença de sódio afeta o paladar da água, que fica com um sabor sagado. Não existem conclusões
definitivas sobre a relação entre a ingestão de água com teores elevados de sódio e efeitos sobre a
saúde. Contudo, algumas pessoas com hipertensão são mais sensíveis. por isso, águas com teores de
sódio acima de 20 mg/L não são aconselhadas para pessoas que precisam de dietas pobres em sódio.
Parâmetro: Fluoretos, F- Valor paramétrico: 1,5 mg L-1
As águas com teores próximos de 0,5 mg/L são benéficas para a formação dos ossos e dentes e
previnem a cárie dentária. É por isso que se provoca o aumento da concentração de iões fluoreto em
águas de redes de abastecimento público. Contudo, a ingestão frequente, e durante longos períodos, de
águas com teores de flúor superiores a 1,0 mg/L pode aumentar o risco de doenças nos ossos e dentes,
em especial em bebés e crianças. O valor paramétrico de fluoretos em águas para consume humano está
estabelecido 1,5 mg/L.

11. Parâmetro: SDT Valor paramétrico: 1500 mg L-1
. quando se evapora a totalidade de uma amostra de água, á temperatura de 1800C, sobra apenas um
resíduo que é uma mistura de substâncias que estavam dissolvidas na água. A massa obtida
corresponde ao que se chama sólidos dissolvidos totais, SDT.
Este parâmetro pode dar indicações sobre o paladar da água. Uma água com valores inferiores a 60
mg/L é considerada boa. Geralmente, o sabor torna-se desagradável acima dos 1200 mg/L. Mas as
águas com valores muito baixos podem também ser demasiado insípidas. De acorde com a organização
mundial de saúde, não existem dados fiáveis sobre os efeitos na saúde associados ao teor em sólidos
dissolvidos totais, embora no passado tenha sido estabelecido um valor máximo admissível de 1500
mg/L. Valores elevados de SDT podem também indicar contaminação por matéria inorgânica.
Parâmetro: Matais Pesados Valor paramétrico: 1 a 50 mg L-1
A presença de metais pesados em água potável é sempre indesejávl. Isto porque são muito tóxicos para
o ser humano e têm efeitos cumulativos (dificilmente são expulsos pelo organismo, tendendo a
acumular-se). Se existem na água, devem estar em concentrações mínimas, da ordem dos microgramas
por litro.
Mercúrio: 1μg/L cádmio: 5 μg/L Arsénio: 10 μg/L Chumbo: 10 μg/L Crómio: 50 μg/L
11
II. Qualidade de água de Irrigação
A maior quantidade de água doce consumida pela humanidade é usada na agricultura e na
irrigação de culturas. A água de rega deve obedecer a critérios de qualidade que estão
relacionados principalmente com a salinidade.
Parâmetro: salinidade Valor paramétrico: 2000 mg L-1
A salinização dos solos é mais frequente em regiões tropicais (clima quente e seco), com elevadas
taxas de evapotranspiração e pouca chuva. O aumento de sais solúveis num solo eleva o seu potencial
osmótico e dificulta a absorção de água e nutrientes pelas plantas, o que provoca a redução do seu
crescimento e danifica as folhas.
É importante que uma água de rega tenha uma salinidade limitada, caso contrário poderá dar origem á
salinização do solo.
Parâmetro: RAS (SAR) Valor paramétrico: 8
O teor de sódio é importante para caracterizar águas de rega, pois os iões sódio podem ligar -se ás
argilas, levando ao seu endurecimento e impermeabilização. A concentração de iões sódio prejudiciais
é função dos teores conjuntos de iões cálcio e magnésio, pois estes tendem a remover os iões sódio do
solo.

12. B.3.2 Dissolução de Sais e de Gases em Água
A dissolução (ou Solução), por conseguinte, é a mistura homogénea que resulta depois
de dissolver qualquer substância num líquido. Numa dissolução, é possível fazer a distinção
entre o soluto (a substância que se dissolve na mistura e que costuma aparecer em menor
quantidade) e o dissolvente ou solvente (a substância onde se dissolve o soluto).
3.2.2 Mineralização e Salinidade
As águas doces naturais dissolvem compostos existentes no solo e subsolo. A maioria são
sais minerais, por isso se diz mineralização da água. São diversos os catiões e aniões que
contribuem para a mineralização.
Iões Concentração/mg/L
HCO3
- 79,0
Ca2+ 18,4
Cl- 8,7
SO4
2- 8,4
Mg2+ 5,6
tabela – valores típicos da concentração de iões presentes em águas de rios da ásia
Mineralização é Processo de transformação de matéria orgânica em substâncias
inorgânicas, que ocorre no solo, geralmente de forma lenta, a partir do qual retornam ao solo os
nutrientes retirados pelas plantas.
Salinidade (do latim: Salinitas) é uma medida da quantidade de sais existentes em
12
massas de água naturais.
3.2.1. Dissolução e Solubilidade
como já se referiu no 10º ano, a dissolução é o processo de mistura entre um soluto e um
solvente para formar uma solução que, por definição, é uma mistura homogénea.
I. Soluções Saturadas, Insaturadas e Sobressaturados
Solução Saturada: é aquela que contém a máxima quantidade de soluto num dado
solvente, a uma dada temperatura.
Solução Insaturada (ou não saturada) - é quando a quantidade de soluto usado não
atinge o limite de solubilidade (solvente), ou seja, a quantidade adicionada é inferior ao
coeficiente de solubilidade.

13. Solução Sobressaturada (ou superssaturada) - Isto só acontece quando o solvente e
soluto estão em uma temperatura em que seu coeficiente de solubilidade (solvente) é maior, e
depois a solução é resfriada ou aquecida, de modo a reduzir o coeficiente de solubilidade.
Solução Insaturada Solução Saturada Solução Sobressaturada
13
Quando é possível dissolver
mais soluto
Quando é impossível dissolver
mais soluto
Quando existe mais soluto do
que na solução saturada
Concentração < solubilidade Concentração = solubilidade Concentração > salubilidade
tabel – classificação de soluções quanto ao grau de saturação, a uma dada temperatura.
II. Salubilidade de Sais em Água : Sais Muito e Pouco Solúveis
A água não dissolve da mesma forma todos os sais. Uns são mais solúveis e chamam-se
sais muito solúveis e outros são menos solúveis e chamam-se sais pouco solúveis. Os sais pouco
solúveis são também chamados sais insolúveis, mas, na verdade, a sua solubilidade sendo
reduzida não é que não existe.
Sais Solúveis Exceções
Sais com....
Metias alcalinos, Li+, Na+, K+
Amónio, NH4
+,
Nitratos, NO3
-
Cloretos, Cl-
Brometos, Br-
Iodetos, I-Ag+,
Hg2+, Pb2+
Sulfato, SO4
2- Mg+, Ca2+, Ba2+, Pb2+
tabela: sais muito solúveis em água á tempeeratura ambiente
Sais Pouco Solúveis Exceções
Sais com...
Hidróxidos, OH- Li+, Na+, K+, Ba2+
Carbonatos, CO3
2-
Fosfatos, PO4
3-
Sulfuretos, S2-
Li+, Na+, K+, NH4
+
tabela: sais pouco solúveis em água á temperatura ambiente.
O hidróxido de cálcio é medianamente solúvel, o que o orna uma base fraca, podendo ser
utilizado na agricultura para corrigir o pH de solos.
o calcário, em que predomina o carbonato de cálcio, usa-se para corrigir o pH de solos agrícolas.
O gasesso, em que predomina o sulfato de cálcio, ambém se usa em algumas circunstâncias com
a mesma finalidade.

14. diversos nitratos são amplamente usados como adubos, por exemplo o nitrato de amónio,
NH4NO3, o nitrato de potássio, KNO3 e nitrato de cálcio, Ca(NO3)2.
O facto de os nitratos serem muto solúveis permite explicar que atividade agrícola seja
uma das maiores causas de contaminação das águas naturais. Quando os fertilizantes são
aplicados em excesso, uma parte não é usada pelas plantas. Como são muito solúveis, dissolvem-se
nas águas de irrigação e das chuvas e infiltram-se no solo, contaminando águas subterrâneas.
Esta contaminação origina a contaminação de águas de poços e furos.
14
III. Fatores que Afetam a Solubilidade
A solubilidade da maioria dos sais aumenta com a temperatura, embora esse efeito varie
de sal para sal, sendo mais acentuado nuns sais do que noutros
A pressão praticamente não influencia a solubilidade de substancias sólidas. Mas, a solubilidade
de um gás em água depende em grande medida da sua pressão. A solubilidade de gases, a uma
dada temperatura, aumenta com o aumento da pressão.
É o que sucede nas bebidas gaseificadas. estas bebidas estão sobressaturadas em dióxido
de carbono, porque contên esta sunstância dissolvida a pressão elevada, CO2(aq), que se liberta em
bolhas gasosas, CO2(g), quando a grrafa é aberta. Este dióxido de carbono pode ser de origem
artificial (por exemplo nos refrigerantes) ou de origem natural (por exemplo em alguns vinhos,
resultante da fermentação, ou em algumas águas minerais, no local de captação).
Também a temperatura tem um efeito importante sobre a solubilidade de gases em água,
a solubilidade dos gases diminui quando aumenta a temperatura.
Temperatura (0C) CO2 (g/100 g H2O) O2 (g/100 g H2O)
0 0,338 0,0070
10 0,235 0,0055
20 0,173 0,0045
30 0,131 0,0038
40 0,105 0,0034
50 0,086 0,0030
tabela:- variação da solubilidade de O2 e CO2 com a temperatura, á pressão de 1 atm
as características das águas naturais são influenciadas pela presença de gases dissolvidos, como o
oxigénio e o dióxido de carbono. A dissolução destes gases resulta das interações dessas águas
com a atmosfera, com os solos e com os seres vivos

15. CO2 O2
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 Atmosfera
 Respiração de seres vivos;
 Decomposição de matéria orgânica
 Atmosfera
 Fotossíntese
tabela: - proveniência de gases dissolvidos em águas naturais
O oxigénio dissolvido é utilizado na respiração (atenção, pois trata-se da substância
elementar dioxigénio, O2, e não do elemento oxigénio existente em diversos compostos, como
água) e determina, em grande medida, a possibilidade de existir vida aquática e a sua
sobrevivência.
se um gas for dissolvido a baixa temperatura, ou a pressão elevada, uma posterior elevação da
temperatura, ou diminução da pressão, resultará num excesso de gás dissolvido. A solução fica
sobressaturada e o gás em excesso tenderá a libertar-se de forma espontânea.
IV. Fatores que Afetam a Velocidade da Dissolução
quando se trata de um soluto sólido, a velocidade da dissolução aumenta com:
 o grau de divisão do soluto;
 a agitação da mistura;
Por exemplo, é mais fácil dissolver sal refinado em água do que sal grosso e é comum
agitar uma mistura para que o soluto se dissolva mais rapidamente.
O esquema seguinte resume os efeitos do grau de divisão de solutos sólidos e da agitação
na velocidade de dissolução.
maior grau de divisão do soluto
maior superficie de contacto entre soluto e solvente
mais interações
dissolução mais rápida
Maior agitação da mistura
Melhor contacto entre solute e solvente
Mais interações
Dissolução mais rápida
1.