Força Iónica, equação de Debye-Huckel, equação de Davies, equação de Truesdell Jones

A força iônica é uma medida do campo elétrico devido aos íons existentes na solução. É representada, pelo símbolo I ou miu(m grego) e definida como a semi-soma dos termos resultantes da multiplicação da concentração molar de cada íon presente pelo quadrado de sua carga.

I = ½ ( M1 z12 + M2 z22 + M3 z32 + .....) = 1/2 ∑ Mi zi2

I = Força Iónica

Mi= molaridade

zi2= Carga iónica elevada ao quadrado

Com base na força iónica Debye - Huckel formularam uma equação para o cálculo dos coeficientes de actividade:

Com base nesta equação foram definidas as equações de Davies e de Truesdell Jones que adicionam à equação de Debye - Huckel uma componente para as equações com um comportamento iónico forte.

Equação de Davies

(nestas equações o miu é a força iónica I)

Equação de Truesdell Jones

Constante de Equilíbrio e Temperatura - Equação de Van´t Hoff

A equação de Van't Hoff relaciona a variação da temperatura e a variação da constante de equilíbrio, mediante a variação da entalpia.

Se assumirmos que o calor Q de uma reação é constante com a temperatura T, chegamos à seguinte equação diferencial:

ln(K1/K2) = -(ΔHo/R)*[(1/T2)-(1/T1)] onde,

K1 é a constante de equilíbrio à temperatura absoluta T1,

K2 é a constante de equilíbrio à temperatura absoluta T2,

ΔHo é a variação da entalpia e

R é a constante dos gases nobres

Aplicando a equação da energia livre de Gibbs,

ΔGo = ΔHo - T.ΔSo <=> ΔGo = -RTln(K), temos

ln(K) = -(ΔHo/R)*(1/T) + (ΔSo/R), derivando em ordem à temperatura, temos

dln(K)/dT = ΔHo/RT2 (temperatura ao quadrado)

Se analisarmos o gráfico da variação do logaritmo natural da constante de equilíbrio ln(K) de um dado equilíbrio químico, em função da temperatura, temos uma linha recta cujo declive é o valor negativo da razão entre a variação da entalpia e a constante dos gases -ΔHo/R, e cujo ponto de intercepção na origem é o valor da razão entre a variação da entropia e a constante dos gases ΔSo/R.

Produto de Actividade Iónica, Constante de Solubilidade e Índice de Saturação

O produto de actividade iónica, IAP, é dado pela multiplicação das actividades dos produtos de reacção, em situação de equilíbrio químico.

O Índice de Saturação, SI, corresponde ao logaritmo da razão entre o IAP e o Kps:

SI = log (IAP/Kps)

Se,

IAP = Kps, SI = 0 - a solução encontra-se saturada em relação ao mineral em questão, não há tendência nem para a dissolução, nem para a precipitação;

IAP < Kps, SI < 0 - a solução encontra-se subsaturada em relação ao mineral em questão, há tendência para a dissolução;

IAP > Kps, SI > 0 - a solução encontra-se sobresaturada em relação ao mineral em questão, há tendência para a precipitação.

Produto de Solubilidade

Quando a uma solução saturada é adicionada mais uma quantidade do sal que a originou, passa a existir um equilíbrio entre a fase sólida (sal) e a aquosa (iões do sal).

Kps é a constante que representa o equilíbrio de dissolução, sendo definida como o produto das concentrações molares dos iões que entram no equilíbrio elevadas aos respectivos coeficientes estequiométricos.

O produto de solubilidade de um determinado equilíbrio apenas depende da temperatura, não se alterando com a presença de outros constituintes na solução em equilíbrio com o soluto sólido. O valor do Kps indica-nos a solubilidade dos compostos, sendo que, quanto menor o Kps menos solúvel é o composto. O produto de solubilidade pode, também, ser determinado através do valor da solubilidade.

Constante de Solubilidade do Carbonato de Cálcio:

CaCO3 <--> Ca2+ + CO32–

Ki: Constante de Equilíbrio

Ca2+: Ião Cálcio

CO2-: Ião Carbonato

CaCO3: Carbonato de Cálcio

Kps: Constante de Equilíbrio

Lei de Guldberg e Waage ou lei da Ação das Massas

“A velocidade de uma reação é directamente proporcional ao produto das concentrações molares dos reagentes, elevadas a potências determinadas experimentalmente”. Para reações que ocorrem em apenas uma etapa, as potências normalmente coincidem com os coeficientes dos reagentes, para reações que ocorrem em mais de uma etapa, a velocidade da reação é dada pela etapa mais lenta.

Para a reação: aA + bB --> cC + dD , onde as letras minúsculas representam os coeficientes e as maiúsculas, representam as substâncias. A velocidade é dada por:

V = K . [A]a . [B]b

K = constante cinética

a = ordem do reagente A

b = ordem do reagente B

a + b = ordem da reação

[ ] = concentração molar

Exemplo: decomposição do N2O5

2 N2O5 ->NO2 + O2

[N2O5] ________________ velocidade inicial
(mol/L) ________________ (mol/L.h)

0,010 .................................................. 0,016

0,020 .................................................. 0,032

0,030 ...................................................0,048

v = k . [N2O5] -> lei cinética da reação.

Diz-se que a reação é de 1a ordem.

Entropia

A entropia (do grego εντροπία, entropía) é uma grandeza termodinâmica geralmente associada ao grau de desordem. Ela mede a parte da energia que não pode ser transformada em trabalho. É uma função de estado cujo valor cresce durante um processo natural em um sistema fechado.
Quando um sistema termodinâmico passa do estado 1 ao estado 2, a variação da sua entropia é igual à variação da quantidade de calor reversível dividido pela temperatura.
Esta grandeza permite definir a Segunda Lei da Termodinâmica. Assim, um processo tende a dar-se de forma espontânea em único sentido. Por esses motivos, a entropia também é chamada de flecha do tempo. A unidade de entropia no SI é designada por J/K'.

A entropia está relacionada com o número de configurações (ou arranjos) de mesma energia que um dado sistema pode assumir. A interpretação molecular da entropia sugere que, em uma situação puramente geométrica, quanto maior o número de configurações, maior a entropia. Por esta razão, a entropia é geralmente associada ao conceito subjetivo de desordem. No entanto, o conceito de configurações equiprováveis não se restringe à configurações geométricas, mas envolve também as diferentes possibilidades de configurações energéticas. Por isso, a noção de desordem, embora útil e muito comum, pode ser imprecisa e incompleta em muitos casos.

Em 1877, Ludwig Boltzmann visualizou um método probabilístico para medir a entropia de um determinado número de partículas de um gás ideal, na qual ele definiu entropia como proporcional ao logaritmo neperiano do número de microestados que um gás pode ocupar:
S = K . ln Ω

Onde S é a entropia, k é a constante de Boltzmann e Ω é o número de microestados possíveis para o sistema.

A 2ª Lei da Termodinâmica

Entalpia

Entalpia é a grandeza física relacionada ao total de energia interna de um sistema por determinada quantidade de substância. A unidade, no Sistema Internacional de Unidades, para a entalpia é o Joule por mol.

A variação de entalpia (ΔH) é representada por uma proporção com um número fixo de mols.

Quanto ao sinal do (ΔH) existem dois tipos de reação:
- Reações exotérmicas: ΔH menor que zero, há uma libertação de calor;

- Reações endotérmicas: ΔH maior que zero , há uma absorção de calor.

Factores que influenciam o valor do ΔH

Quantidade de reagentes e produtos: o valor do ΔH de uma reação varia em função da concentração de cada um de seus participantes. O aumento da concentração provoca um aumento proporcional da variação de entalpia.

Os estados físicos dos reagentes e produtos: substâncias no estado sólido provocam variações de entalpia maiores do que no estado líquido; e estas, maiores do que no estado gasoso.

Estado alotrópico de reagentes e produtos: cada estado alotrópico tem um valor de entalpia distinto.

Lei de Hess

Em 1840, um físico chamado Germain Henri Hess, com base em seus estudos sobre calores de reação, descobriu que, de um modo geral, quando uma reação se dá em etapas, a soma dos calores de reação correspondentes aos diversos estágios é igual ao calor de reação obtido quando a reação é realizada completamente em uma só etapa.
Então, enunciou sua lei: "Quando uma reação química apresenta etapas intermediárias, a variação de entalpia da reação geral equivale à soma das variações de entalpia de cada uma das etapas intermediárias.

Energia Livre de Gibbs

Energia livre de Gibbs (G) é a quantidade de energia capaz de realizar trabalho durante uma reação a temperatura e pressão constantes. Ela determina a espontaneidade de uma reação. A equação que calcula a variação da energia livre é ΔG = ΔH - T.ΔS, onde ΔH é a variação de entalpia, T é a temperatura absoluta e ΔS é a variação de entropia. Em sistemas onde o ΔG> 0, houve absorção de energia por isso a reacção não é espontânea, onde ΔG <0, houve librtação de energia, por isso a reacção é espontânea. A energia livre de gibbs tende a sempre diminuir, ou seja, a reação tende a atingir o estado de equilibrio, ΔG = 0. Uma comparação semelhante é o que ocorre com os valores da Energia Potencial, por exemplo uma bola caindo de um plano inclinado. A energia potencial, à medida a que a bola vai perdendo altitude, vai tendendo a zero.

Curiosidades - Lei da Conservação da Energia VS Energia Livre (Energia do Ponto Zero)

Princípio de Le Chatelier

As diferentes formas de alterar um estado de equilíbrio para uma reação química têm uma coisa em comum: Um sistema em equilíbrio responde a qualquer perturbação com uma alteração que tende a contrariar a perturbação a que foi sujeito. De facto:
- A perturbação aumento de concentração de um componente do sistema é seguida de consumo desse componente, até se atingir um novo estado de equilíbrio;
- A perturbação aumento de temperatura favorece a transformação em que há absorção de calor, o que tende a fazer diminuir a temperatura do sistema.
- A perturbação diminuição de volume de uma mistura gasosa, com consequente aumento do número de moléculas por unidade de volume (e, assim, aumenta a pressão do sistema), é seguida da transformação no sentido em que diminui o número de moléculas (assim, tendendo a diminuir a pressão do sistema).

Princípio de Le Chatelier aplicado à variação da concentração



Princípio de Le Chatelier aplicado à variação da pressão

Equílibrio Químico

Equilíbrio químico

Um equilíbrio químico é a situação em que a proporção entre as quantidades de reagentes e produtos em uma reação química se mantém constante ao longo do tempo.
Ao menos teoricamente, toda a reação química ocorre nos dois sentidos: de reagentes se transformando em produtos e de produtos se transformando de volta em reagentes. Contudo em certas reações, como a de combustão, virtualmente 100% dos reagentes são convertidos em produtos, e não se observa o contrário ocorrer (ou pelo menos não em escala mensurável); tais reações são chamadas de irreversíveis. Há também uma série de reações nas quais logo que uma certa quantidade de produto(s) é formada, este(s) torna(m) a dar origem ao(s) reagente(s); essas reações possuem o nome de reversíveis. O conceito de equilíbrio químico praticamente restringe-se às reações reversíveis.

Constante de Equilíbrio - K

Uma vez atingido o equilíbrio, a proporção entre os reagentes e os produtos não é necessariamente de 1:1 (lê-se um para um). Dada a reação genérica aA + bB = yY + zZ , onde A, B, Y e Z representam as espécies químicas envolvidas e a, b, y e z os seus respectivos coeficientes estequiométricos. K é uma grandeza chamada de constante de equilíbrio da reação. Cada reação de equilíbrio possui a sua constante, a qual sempre possui o mesmo valor para uma mesma temperatura. De um modo geral, a constante de equilíbrio de uma reação qualquer é calculada dividindo-se a multiplicação das concentrações dos produtos (cada uma elevada ao seu respectivo coeficiente estequiométrico) pela multiplicação das concentrações dos reagentes (cada uma elevada ao seu relativo coeficiente estequiométrico).

PHREEQC (VERSION 2)

O Software utilizado nas aulas teórico-práticas de Geoquímica Ambiental será o PHREEQC, da USGS. Abaixo estão os links para download deste freeware, do respectivo manual de utilização.

PHREEQC (Version 2) A Computer Program for Speciation, Batch-Reaction, One-Dimensional Transport, and Inverse Geochemical Calculations - Download

USER’S GUIDE TO PHREEQC (VERSION 2) - PDF

A Água

A água é, sem dúvida, o mais comum e mais importante de todos os compostos. Graças às propriedades da água, a vida foi capaz de surgir e se desenvolver no nosso planeta. Estas propriedades são extremamente peculiares: a água sólida (gelo) é menos densa do que o líquido - por esta razão, o gelo bóia sobre a água líquida. Embora extremamente trivial, é exactamente o oposto do observado na grande maioria das substâncias. E, graças a esta habilidade, os peixes e plantas de lagos e rios que congelam, no inverno, não morrem, pois a capa de gelo que se forma SOBRE o lago funciona como uma barreira de proteção contra o frio. Se o gelo fosse mais denso, os peixes teriam um piso congelado, embaixo, e acima uma atmosfera fria. Uma situação muito mais sinistra! O simples facto da água ser líquida à temperatura ambiente já é completamente intrigante. Todos os compostos análogos à molécula H2O são gases.

Se não conhecessemos a água, certamente iriamos deduzir que ela seria um gás, e iria-se tornar líquida somente em temperaturas muito inferiores a 0 ºC. Isto é extremamente importante para que ela possa ser usada por organismos vivos; além de promover a vida directamente, ainda serve como meio de transporte, para recreação, e como um habitat para plantas e animais. Como é facilmente transformada em vapor (gás), pode ser transferida, pela atmosfera, dos oceanos até os continentes, onde pode precipitar sobre a forma de chuva.

Água, O líquido Vital - QMCWEB

Links úteis:
Água: O Solvente Para As Reacções Bioquímicas

Plataforma Continental Jurídica, POOC e Gestão Integrada da Zona Costeira

Definições

Plataforma continental jurídica: A plataforma continental de um Estado costeiro compreende o leito e o subsolo das áreas submarinas que se estendem além do seu mar territorial, em toda a extensão do prolongamento natural do seu território terrestre, até ao bordo exterior da margem continental ou até uma distância de 200 milhas marítimas das linhas de base a partir das quais se mede a largura do mar territorial, nos casos em que o bordo exterior da margem continental não atinja essa distância (ver Artigo 76º da CNUDM, 1982).

Domínio Litoral (Littoral zone/Zona costeira)

Zona de fronteira sujeita a contínuas alterações morfodinâmicas modeladas por processos de origem continental e marinha. Grande variabilidade temporal e espacial, função de processos geológicos continentais e marinhos:
•Movimentos tectónicos ao longo das margens continentais
•Oscilações do nível do mar
•Dinâmica erosiva e deposicional (ondas, marés, correntes, acção fluvial, glaciar,glaciar, eólica)

Domínio Oceânico (Offshore/Largo)

Zona de transição entre os continentes e as bacias oceânicas. Do ponto de vista geológico fazem parte do continente, embora se situem abaixo do NM.

Domínio Público

Conjunto de bens de utilidade pública, sujeitos a um regime especial de propriedade pública, inalienáveis, impenhoráveis e inusucapíveis:

Águas públicas salgadas ou salobras;
Leitos da água do mar;
Limite superior LMPMAVE e/ou espraiamento das vagas em condições médias de agitação.

REN - Reserva Ecológica Nacional

(DL 321/83, 5 Julho; DL 93/90, 19 Março; DL 213/92, 12 Outubro)
Protecção de ecossistemas e intensificação de processos biológicos indispensáveis ao enquadramento equilibrado das actividades humanas.

Zonas costeiras:
Praias;
Faixa entre MPMAVE e a batimétrica dos 30m.

Planos de Ordenamento da Orla Costeira - POOC

Os Planos de Ordenamento da Orla Costeira (POOC), surgem como um instrumento enquadrador que as pode conduzir a uma melhoria, valorização e gestão dos recursos presentes no litoral. O INAG, no âmbito das suas competências, promoveu a elaboração dos 6 dos 9 POOC estabelecidos, correspondentes aos seguintes troços: Caminha-Espinho, Ovar-Marinha Grande, Alcobaça-Mafra, Cidadela-São Julião da Barra, Sado-Sines e Burgau-Vilamoura. A elaboração dos POOC relativos aos restantes troços, Sintra-Sado, Sines-Burgau e Vila Moura-Vila Real de Stº António, por corresponderem maioritariamente a áreas que integram a rede nacional de áreas protegidas, foi da responsabilidade do Instituto da Conservação da Natureza.

Os Planos de Ordenamento da Orla Costeira abrangem uma faixa ao longo do litoral, a qual se designa por zona terrestre de protecção, cuja largura máxima é de 500m, contados a partir do limite da margem das águas do mar, ajustável sempre que se justifique, e uma faixa marítima de protecção que tem com limite inferior a batimétrica - 30.

INAG

Ver POOC

Gestão Integrada da Zona Costeira

As bases estratégicas para a Gestão Integrada da Zona Costeira Nacional definem os objectivos fundamentais, as linhas de orientação, bem como os domínios de intervenção prioritários e a tipologia das medidas de acção numa perspectiva de médio prazo.

Bases para a Estratégia de Gestão Integrada da Zona Costeira Nacional - Projecto de Relatório do Grupo de Trabalho (ver relatório)

Estrutura de Missão para a Extensão da Plataforma Continental

Este post é dedicado a uma parte da aula de Modificações Ambientais em Sistemas Pericontinentais Litorais, onde o Professor Nuno Gonçalves fez uma apresentação sobre a Estrutura de Missão para a Extensão da Plataforma Continental. Aqui vos deixo as reportagens e alguns sites relevantes que encontrei sobre o assunto.

Reportagem Alargar Portugal , SIC Notícias

Reportagem "Projecto da Extensão da Plataforma Continental" RTP Açores

Missão para a Extensão da Plataforma Continental (EMEPC)
O que é a Convenção das Nações Unidas sobre o Direito do Mar (CNUDM)
Artigo 76º da CNUDM, 1982
Apresentação da Proposta de Lei sobre os Espaços Marítimos Nacionais

A extensão da Plataforma Continental para além das 200 Milhas
Apoio da Marinha ao Projecto de Extensão da Plataforma Continental

Ocean Drilling Program - ODP