tratamento de efluentes - guia de praticas

Universidade Tiradentes CURSO DE ENGENHARIA AMBIENTAL

GUIA DE PRÁTICAS DE TRATAMENTO DE ÁGUAS E

EFLUENTES

Quinta edição AUTOR.: Prof. José Jailton Marques, D. Sc.

Prof. André Ramos, D. Sc.

Aracaju - SE Fevereiro/2005

PREFÁCIO O presente Guia de Práticas é destinado à parte experimental da disciplina Tratamento de Água e Efluentes, do curso de Engenharia Ambiental. Na sua elaboração procurou-se cobrir os métodos inerentes à determinação dos principais parâmetros físico-químicos necessários à avaliação da qualidade das águas naturais, não deixando de lado a caracterização de efluentes líquidos, tendo em vista a demanda crescente de profissionais com conhecimentos voltados para a área ambiental. Os métodos abordados estão fundamentados em textos especializados e atuais. Deu-se maior preferência aos métodos padrões, já consagrados a nível internacional, retirados do Standard methods for the examination of water and wastewater (CLESCERI et al, 1998). Presume-se que os alunos que utilizar-se-ão deste texto já tenham adquirido os conhecimentos básicos de Química Analítica, principalmente no que diz respeito ao preparo e padronização de soluções. Caso alguém tenha alguma dúvida relativa a algum procedimento analítico, vale a pena consultar um bom texto de Química Analítica. Obviamente, algumas informações referentes a alguns métodos foram omitidas, com o intuito de tornar o trabalho mais compacto, a exemplo das técnicas de preservação das amostras e dos interferentes em algumas análises. Recomenda-se aos alunos que necessitem utilizar este Guia para trabalhos mais rigorosos que consultem a fonte referenciada anteriormente ou outra fonte fidedigna, como indicadas no final deste Guia. Os autores deste trabalho espera que o mesmo seja de grande proveito para todos os seus usuários e se coloca à disposição para eventuais críticas e sugestões que possam contribuir para a sua melhoria nas edições futuras.

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ÍNDICE PREFÁCIO ............................................................................................................................................................ 2

INTRODUÇÃO: ESCLARECIMENTOS TÉCNICOS, SEGURANÇA, HIGIENE E TÉCNICAS LABORATORIAIS ............................................................................................................................................... 4

PRÁTICA 01 - MEDIDA DE PH - POTENCIOMETRIA DIRETA................................................................ 7

PRÁTICA 02 - MEDIDA DA CONDUTIVIDADE.......................................................................................... 12

PRÁTICA 03 - DETERMINAÇÃO DA TURBIDEZ ...................................................................................... 17

PRÁTICA 04 - DETERMINAÇÃO DA ALCALINIDADE ............................................................................ 20

PRÁTICA 05 - TESTE DE COAGULAÇÃO - FLOCULAÇÃO.................................................................... 24

PRÁTICA 06 - DETERMINAÇÃO DA DUREZA .......................................................................................... 28

PRÁTICA 07 - DETERMINAÇÃO DO TEOR DE SÓLIDOS....................................................................... 32

PRÁTICA 08 - DETERMINAÇÃO DE CLORETOS ..................................................................................... 41

PRÁTICA 09 - DETERMINAÇÃO DE SULFATOS ...................................................................................... 44

PRÁTICA 10 - DETERMINAÇÃO DE CLORO LIVRE RESIDUAL.......................................................... 48

PRÁTICA 11 – RESINAS DE TROCA IÔNICA............................................................................................. 52

PRÁTICA 12 - DETERMINAÇÃO DE NITROGÊNIO AMONIACAL....................................................... 55

PRÁTICA 13 - DEMANDA QUÍMICA DE OXIGÊNIO – DQO................................................................... 58

PRÁTICA 14 – ANÁLISE MICROBIOLÓGICA DA ÁGUA ........................................................................ 61

PRÁTICA 15 – DETERMINAÇÃO DO ÍNDICE VOLUMÉTRICO DE LODO......................................... 65

BIBLIOGRAFIA................................................................................................................................................. 67

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INTRODUÇÃO: ESCLARECIMENTOS TÉCNICOS, SEGURANÇA, HIGIENE E TÉCNICAS LABORATORIAIS 1. INTRODUÇÃO

O laboratório de Química não deve ser considerado um local perigoso. Digamos que o

mesmo é uma sala de aula onde a atenção, perícia e seriedade são indispensáveis. De fato, a

segurança no laboratório depende de cada um de nós que o utiliza.

Sabemos que os acidentes ocorrem muitas vezes por motivos alheios à nossa vontade.

Porém, constata-se que, na maioria dos casos, a causa dos mesmos é a falha humana, por

imperícia, negligência ou uma simples falta de atenção. Às vezes, suas conseqüências não são

muito graves. No entanto, não devemos esquecer que, infelizmente, ocorrem algumas

fatalidades, e não há nada que pague tal preço.

É de fundamental importância que o aluno siga as instruções deste guia. Não arrisque

modificar qualquer procedimento antes de consultar o instrutor. Além desta

recomendação, o tópico seguinte traz um apanhado bem mais completo das normas de

segurança e higiene para o trabalho num laboratório de Química.

Assim, é imprescindível que o aluno esteja esclarecido, aja sempre com cautela e de

boa fé, a fim de tornar o dia-a-dia do laboratório uma tarefa agradável, aspecto bastante

favorável ao aprendizado.

2. INSTRUÇÕES GERAIS SOBRE A PARTE EXPERIMENTAL DA DISCIPLINA

Para que os trabalhos experimentais sejam dignos de confiança, é necessário que o

aluno siga corretamente as instruções e execute as experiências com o máximo rigor possível.

Para tanto, seguem algumas instruções adicionais:

• Adquirir embasamento teórico sobre os temas das experiências antes da execução das

mesmas;

• Ler atentamente todo o roteiro de cada prática antes de sua realização. Tal

procedimento maximizará o seu aprendizado e poderá evitar acidentes;

• Anotar todas as observações feitas durante a realização das experiências, a fim de facilitar

a elaboração do relatório;

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• O aluno deverá entregar ao professor os relatórios de práticas na aula de prática seguinte

da mesma disciplina.

3. PRINCÍPIOS BÁSICOS DE SEGURANÇA E HIGIENE E TÉCNICAS PARA O

TRABALHO EM LABORATÓRIO

1. Evitar qualquer tipo de brincadeira, pois o trabalho de laboratório é de extrema seriedade;

2. Nunca trabalhe sozinho no laboratório;

3. Seguir os roteiros de práticas e instruções do professor ou do técnico de laboratório;

4. Qualquer acidente dever ser imediatamente comunicado ao professor ou ao técnico;

5. Em caso de qualquer dúvida na execução da prática, por mais simples que possa parecer,

pergunte ao professor;

6. O uso de jaleco é obrigatório, de preferência com comprimento até a altura dos joelhos e

com mangas longas;

7. É proibido freqüentar o laboratório trajando: bermudas, shorts, mini-saias e sandálias

– usar roupas compridas e sapatos fechados;

8. Usar os equipamentos de proteção individual (Ex: óculos de segurança) sempre que

necessário;

9. Não comer nem fumar dentro do laboratório;

10. Manter a bancada limpa, a fim de evitar danos à pele por contato acidental. Caso ocorra

um contato do reagente com a pele, lavar imediatamente com bastante água e contactar o

professor;

11. Andar devagar, evitando chocar-se com os colegas;

12. Não utilizar vidraria quebrada ou trincada: requerer logo a substituição;

13. Toda vidraria deve estar escrupulosamente limpa, e se tiver sido guardada durante um

certo tempo, deve ser rinsada com água destilada ou deionizada (no caso das buretas,

também com a própria solução de titulação) para posterior uso;

14. Ter o máximo de cuidado ao cortar tubos de vidros e ao introduzir termômetros em rolhas,

pois os mesmos podem quebrar subitamente, provocando ferimentos;

15. Não pipetar ácidos nem quaisquer substâncias tóxicas ou corrosivas aspirando com a boca.

Usar pêra de borracha ou transferir a substância para uma proveta ou bureta, a depender

das circunstâncias;

16. Não aspirar qualquer vapor ou gás produzido nas experiências;

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17. Afastar o rosto ao misturar ou manusear qualquer produto químico;

18. Não aquecer líquidos em tubos de ensaio com a boca do mesmo voltada para si nem para

seus colegas, pois se houver projeção de líquido, ninguém será afetado;

19. Não aquecer bruscamente nenhum sólido nem líquido;

20. Utilizar a capela para a manipulação de substâncias ou realização de experiências que

desprendam gases tóxicos, irritantes ou de cheiro desagradável;

21. Quando estiver trabalhando com substâncias inflamáveis, mantenha-se longe da chama;

22. Não provar nem cheirar nenhuma substância, ao menos que o professor o autorize;

23. Ler cuidadosamente o rótulo dos frascos;

24. Antes de utilizar uma solução, agitar bem o frasco que a contém;

25. Ao diluir ácidos, proceda adicionando lentamente o ácido à água. A adição de água ao

ácido provoca a formação de respingos ou vapores, devido ao intenso calor de mistura;

26. Não retornar restos de substâncias para os frascos, sobretudo quando a solução for

padronizada ou concentrada com a indicação P.A (pro analisis), evitando contaminações

e variações na concentração;

27. Não utilizar a mesma pipeta para soluções diferentes, evitando contaminações das

soluções;

28. Não desperdiçar soluções, pois reagentes custam caro;

29. Caso uma solução, um precipitado, um filtrado ou solução for reservado para tratamento

posterior, o seu frasco deverá ser rotulado, a fim de que o seu conteúdo possa ser

identificado com facilidade e que não seja descartado;

30. Faça o possível para preservar o meio ambiente: despeje o rejeito no local apropriado

indicado pelo professor ou técnico;

31. Antes de descartar soluções residuais concentradas, diluí-las com bastante água;

32. Quando alguma experiência estiver em curso, permanecer atento à mesma;

33. Prender o cabelo antes da experiência;

34. Não colocar os dedos ou unhas na boca durante a aula;

35. Antes de deixar o laboratório, verificar as torneiras de gases, limpar as bancadas, destinar

devidamente os resíduos, lavar o material utilizado e colocá-los em locais apropriados;

36. Lavar bem as mãos antes de sair do laboratório.

LEMBRE-SE: VOCÊ É O RESPONSÁVEL PELA SUA SEGURANÇA E DE SEUS

COLEGAS !!!

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PRÁTICA 01 - MEDIDA DE pH - POTENCIOMETRIA DIRETA [De acordo com Clesceri et al (1998), seção 4500-H+]

I - FUNDAMENTOS TEÓRICOS A potenciometria direta consiste na medição da força eletromotriz (f.e.m.) de uma célula composta por um eletrodo indicador, sensível à espécie iônica de interesse, e por um eletrodo de referência. A principal aplicação da potenciometria direta ainda é a determinação do pH. A técnica tem como principais vantagens:

Rapidez - o tempo de resposta é da ordem de centésimos de segundo; Os ensaios não são destrutivos, ou seja, as amostras podem ser usadas para outras análises; A depender da geometria do eletrodo, pode-se analisar amostras pequenas; Em geral, a amostra não requer tratamento prévio; Pode-se aplicar a técnica mesmo no caso de soluções opacas e viscosas; O instrumental é simples e de fácil operação.

MEDIDA DE pH

O pH de uma solução é, na verdade, uma equação matemática envolvendo a concentração de íons H+ na solução, segundo a fórmula:

pH = - log 10 [H+] (1)

O ELETRODO DE VIDRO PARA MEDIÇÃO DE pH

O eletrodo de vidro para a determinação de pH é constituído por uma membrana de vidro em forma de bulbo contendo uma solução tampão de fosfato com íons cloreto ( normalmente na concentração 0,1 M) na qual está mergulhado um eletrodo de segunda classe: geralmente o de prata-cloreto de prata, conforme mostra a Figura 1.

Figura 1 - O eletrodo de vidro

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O eletrodo de vidro é sensível à atividade dos íons hidrogênio, resultado de complicados processos nas interfaces da membrana de vidro e nas soluções de um lado e de outro. A chave do mecanismo está na estrutura da membrana, pois cada face está revestida por delgada película de sílica hidratada. Os íons hidrogênio da solução externa modificam a carga desta camada num grau que depende da respectiva atividade na solução. Esta modificação é transmitida à interna pelos íons Na+ e Li+ do vidro. Assim, a atividade do íon hidrônio provoca um potencial de membrana por este mecanismo indireto.

O potencial do eletrodo é proporcional ao pH, possuindo, convenientemente, potencial igual a zero quando o meio externo tem pH=7. A medida de pH está diretamente ligada ao potencial de uma célula formada pelo eletrodo de vidro e por outro eletrodo de referência, assim como mostra a Figura 2.

Figura 2 - Célula para medidas potenciométricas

Atualmente, os eletrodos de vidro para medida de pH disponíveis no mercado são na verdade eletrodos combinados que substituem o conjunto mostrado na Figura 2. O arranjo dos eletrodos formando o eletrodo de vidro combinado é semelhante ao mostrado na Figura 3. O pH é um dos parâmetros físico-químicos mais utilizados para caracterização de uma amostra de água. Embora não seja uma medida direta de pureza, influencia uma série de outras propriedades e pode determinar a eficiência de uma etapa de tratamento da água.

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II - PARTE EXPERIMENTAL 1 - Aparelhagem

pHmetro digital de bancada

Sonda de compensação de temperatura;

Eletrodo de vidro;

4 beckers de 50 mL;

1 frasco lavador.

Figura 3 - Eletrodo combinado para medida de pH.

2 - Reagentes

Soluções-tampão com pH's respectivamente iguais a 4,01; 7,01 e 10,00;

Amostras de água.

3 - Calibração do instrumento

O potencial indicado pelo eletrodo de vidro está relacionado com a concentração (atividade) dos íons H+ presentes numa dada solução através da equação de Nernst:

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}log{303,2 ++= HF

RTkE

onde: E = f.e.m do sistema; k = potencial de assimetria do eletrodo; F = Número de Faraday; {H+} = atividade dos íons H+ na amostra. O potencial de assimetria decorre de imperfeições na membrana de vidro que interferem no potencial estabelecido entre a solução externa e a interna. O valor de k geralmente não é conhecido. Portanto, a calibração visa contornar esse problema, consistindo no uso de soluções padrões, com pH conhecidos. O esquema a seguir ajuda a compreender o método de calibração mais comum, usando-se dois padrões.

E2 pH2 (padrão 2) Ex pHx (amostra) E1 pH1 (padrão 1)

Considerando-se o potencial de assimetria constante, pode-se escrever:

12

1

12

1EEEE

pHpHpHpH xx

−−

=−−

ou ainda:

12

1121 )(

EEEE

pHpHpHpH xx −

−⋅−+=

Esta é a interpolação que o aparelho executa quando analisamos amostras cujos valores de pH estejam compreendidos entre dois padrões.

O efeito da temperatura está implícito no quociente F

RT303,2 , o qual é denominado

de inclinação nernstiana. Para corrigir tal efeito, os aparelhos possuem mecanismos compensadores de temperatura que dependem do tipo de fabricante. NOTA: Toda medida de pH deve ser acompanhada da temperatura na qual a mesma foi executada. Na prática, os pHmetros já possuem procedimentos automáticos de calibração, bastando apenas inserir o eletrodo em soluções de pH conhecido (soluções-tampão).

Siga as instruções do manual do pHmetro para calibração do instrumento, utilizando adequadamente as soluções-tampão quando requisitadas.

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4 - Determinação do pH

Uma vez calibrado o conjunto medidor, pode-se medir diretamente o pH de amostras procedendo-se da seguinte forma:

Ligar o instrumento cerca de 10 a 15 minutos antes de realizar a medida;

Selecionar a escala de medida em unidades de pH;

Despejar num becker limpo e seco uma pequena quantidade da amostra, porém suficiente para cobrir o bulbo do eletrodo;

Fazer a imersão do eletrodo na amostra, agitando ligeiramente o conteúdo do recipiente e ler a indicação do instrumento;

Lavar o eletrodo com água deionizada, enxugando-o. Em seguida, proteger o eletrodo com o dispositivo contendo solução saturada de KCl ou deixá-lo imerso em água deionizada (ver instruções do fabricante).

Deve-se ter sempre as seguintes precauções:

Evitar o contato do bulbo do eletrodo com as paredes do recipiente, pois o mesmo é muito frágil; Lavar e enxugar cuidadosamente os eletrodo entre duas determinações e ao fim do trabalho; Conservar o eletrodo de acordo com as instruções do fabricante.

III – PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL

Efetuar a calibração do pH-metro, utilizando as devidas soluções-tampão e seguindo as instruções do aparelho;

Medir o pH das amostras para análise.

IV - CONCLUSÕES Emita conclusões a respeito do experimento, considerando se o objetivo da prática foi

cumprido, as principais fontes de erro e a utilidade dele para a disciplina e para o seu curso.

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PRÁTICA 02 - MEDIDA DA CONDUTIVIDADE [De acordo com Clesceri et al (1998), seção 2510]

I - FUNDAMENTOS TEÓRICOS A condutividade, k, é uma medida da çapacidade de uma solução aquosa de conduzir uma corrente elétrica. Tal capacidade depende da presença de íons; da concentração total de íons, da mobilidade iônica, da valência dos íons e da temperatura. A maioria dos compostos inorgânicos, quando em solução, são relativamente bons condutores. Por outro lado, compostos orgânicos cujas moléculas não se dissociam em água são maus condutores de corrente elétrica.

A condutividade ou condutância específica de um eletrólito equivale ao inverso da resistência oferecida à passagem de corrente alternada através de um elemento de volume cúbico com aresta unitária contendo a solução. A resistência de qualquer condutor uniforme é diretamente proporcional ao seu comprimento l e inversamente proporcional à área de sua seção transversal A, conforme a equação:

AlR ⋅= ρ (1)

onde:

R = resistência, ohm; ρ = resistividade do condutor, ohm.cm; l = comprimento do condutor, cm; A = área de seção transversal do condutor, cm2.

A condutância, G, é dada pelo inverso da resistência, como mostra a equação a seguir:

Ck

lAk

lA

RG =⋅=⋅==

ρ11 (2)

sendo k a condutividade da solução (em mho cm-1) e C=Al a constante da célula de

condutividade (em cm-1).

No Sistema Internacional de Unidades (SI) o recíproco do ohm é o Siemens (S) ou mho, que é como se expressa a condutância G, enquanto a condutividade é expressa em milisiemens/m (mS/m). A condutividade de uma solução é diretamente proporcional ao teor de eletrólitos dissolvidos. Outro parâmetro utilizado para avaliar a condutividade de um eletrólito é a condutividade equivalente, Λ, definida como condutividade por unidade de concentração. A relação entre a condutividade k e a condutividade equivalente, Λ, é dada pela expressão:

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Nk⋅

=Λ1000 (3)

sendo N a normalidade da solução (expressa em número de equivalentes por litro).

A título de ilustração, a Tabela 1 apresenta as condutividades de soluções padrões de KCl a 25 oC.

Tabela 1 - Condutividades de soluções padrões de KCl a 25 oC.

Concentração de KCl (mol/L ou eq-g/L)

Condut. equivalente, Λ (S.cm2/eq-g) Condutividade, k (μS/cm)

0 149,90,0001 148,9 14,90,0005 147,7 73,90,001 146,9 146,90,005 143,6 717,50,01 141,2 1.4120,02 138,2 2.7650,05 133,3 6.6670,1 128,9 12.8900,2 124,0 24.8000,5 117,3 58.670

1 111,9 111.900Fonte: CLESCERI et al (1998). A condutividade sofre variação com a temperatura, de modo que toda medida de condutividade deve vir acompanhada da temperatura na qual a mesma foi realizada. Para fins ilustrativos, a Figura 4 mostra a variação da condutividade da água pura com a temperatura. Para o controle da qualidade de água, a medida da condutividade é de suma importância, pois está relacionada ao teor de eletrólitos dissolvidos. Segundo Santos Filho (1987), costuma-se avaliar o teor total de eletrólitos dissolvidos em águas superficiais, águas de poços, águas clarificadas, etc., pela sua condutividade à temperatura ambiente (25 oC). A Tabela 2 mostra uma relação aproximada entre a condutividade e o teor de sólidos dissolvidos numa amostra de água. A condutividade serve como parâmetro para:

Determinar o grau de mineralização para avaliar os efeitos da concentração total de íons sobre o equilíbrio químico, predizer efeitos fisiológicos em plantas e animais, estimar taxas de corrosão, etc.;

Estimar o grau de mineralização de água destilada e deionizada;

Estimar o tamanho de amostras a serem usadas para análises químicas e verificar o resultado de análises químicas;

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Estimar a quantidade de reagente necessária em reações de precipitação e de neutralização (titulação condutimétrica);

Estimar o teor de sólidos dissolvidos totais, através do uso de fatores empíricos, conforme mostra a Tabela 2;

Aproximar o número de miliequivalentes-grama por litro de cátions e ânions em amostras de águas, através da multiplicação da condutividade em micromohs/cm (μS/cm) por 0,01.

Figura 4 - Influência da temperatura sobre a condutividade da água pura. Fonte: SANTOS FILHO (1987).

Tabela 2 - Relação aproximada entre a condutividade e o teor de sólidos dissolvidos

Condutividade (μS.cm-1) Teor de sólidos dissolvidos (ppm) <1000 0,68.condutividade

1000 a 4000 0,75.condutividade 4000 a 10.000 0,82.condutividade

Fonte: SANTOS FILHO (1987).

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Condutivímetro digital de bancada;

Termômetro de laboratório com precisão de ± 0,1 oC;

Célula de condutividade com eletrodo de platina platinizada (ou de aço inox).

2 - Reagentes

Água deionizada ou bidestilada (água de condutividade);

Solução padrão de cloreto de potássio, KCl, 0,0100 M. Dissolver 746,5 mg de KCl anidro em água de condutividade e diluir a 1000 mL num balão volumétrico classe A, a 25 oC.

Esta solução serve como padrão de referência. A 25 oC esta solução apresenta uma condutividade de 1412 μmhos/cm. Esta concentração é ideal para células cujas constantes estejam na faixa de 1 a 2 cm-1. Para outros valores, usar soluções mais concentradas ou diluídas, conforme o "Standard Methods for the Examination of Water and Wastewater" (APHA, 1995).

Solução de ácido acético 0,1 M;

3 – Procedimento Experimental

a) Determinação da constante da célula (calibração)

Lavar a célula de condutividade ao menos três vezes com porções da solução de KCl 0,01M;

Ler a condutância G da solução (em Siemens) e anotar a temperatura;

Corrigir a condutividade padrão da solução de KCl 0,01 M (0,001412 mho/cm a 250C) para a temperatura do experimento a partir da fórmula:

kT = k25 * [1+0,019 (T-25)]

Calcular a constante C da célula (em cm-1) através da equação (2), a partir da condutividade da solução padrão de KCl 0,01 M, na temperatura do experimento;

OBS: Quando a determinação da condutividade é feita numa temperatura diferente de 25 oC, pode-se estimar a condutividade a 25 oC através da fórmula:

( )[ ]25019,01.106

−+⋅

=T

GCk

sendo:

k = condutividade da amostra a 25 oC, μmhos/cm;

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C = constante da célula, cm-1; G = condutância da amostra, mhos, e T = temperatura na qual foi feita a medida, oC.

b) Determinação da condutividade

Uma vez calibrada a célula de condutividade, a determinação da condutividade de uma amostra torna-se uma tarefa fácil, sempre medindo a condutância G e utilizando a equação (2) para determinar a condutividade k a partir do valor de C calculado anteriormente. O procedimento geral é o seguinte:

Ligar o aparelho e deixá-lo aquecer por cerca de 10 minutos;

Lavar a célula com uma ou mais porções da amostra;

Colocar a amostra no recipiente adequado, num nível tal que possibilite a imersão dos eletrodos;

Ajustar a temperatura em 25 ± 0,1 oC;

Fazer a leitura da condutância G das amostras para análise;

Calcule a condutividade de todas as amostras, em μS/cm;

Estimar o teor de sólidos totais dissolvidos nas amostras;

Determinar o grau de dissociação do ácido acético na solução 0,1 M.

IV - CONCLUSÕES Emita conclusões a respeito do experimento, considerando se o objetivo da prática foi


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PRÁTICA 03 - DETERMINAÇÃO DA TURBIDEZ [De acordo com Clesceri et al (1998), seção 2130 B]

I - FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA As exigências com relação a qualidade das águas para o consumo humano e para a indústria de alimentos, bebidas e medicamentos são bastante severas. Entre outros aspectos, as águas não devem apresentar turvação ou turbidez. Turbidez - é o efeito ótico que ocorre quando a luz incide sobre materiais suspensos num fluido. É uma manifestação direta do efeito Tyndall - espalhamento da luz causado por reflexões nas superfícies das partículas. A turbidez das águas é causada por sólidos suspensos e materiais colidais tais como argila, silte, matéria orgânica ou inorgânica finamente dividida, plânctons e outros organismos microscópicos. Há uma grande dificuldade de se correlacionar a turbidez com a concentração ou número de partículas suspensas, devido ao tamanho, forma e índice de refração das partículas, os quais afetam as propriedades inerentes ao espalhamento da luz. Certas substâncias dissolvidas em água, tais como sulfatos e cloretos, podem reagir com certas espécies químicas, gerando a turbidez, em intensidades proporcionais a suas concentrações. Este fato é bastante utilizado para servir como meio de calibração dos instrumentos denominados turbidímetros.

II - MEDIDA DA TURBIDEZ - MÉTODO NEFELOMÉTRICO A turbidez é medida fazendo-se incidir um feixe de luz num lado de uma célula contendo uma amostra e analisando-se a quantidade de luz que é refletida pelas partículas segundo um ângulo de 90o, relativa à quantidade de luz espalhada por uma suspensão padrão de referência.

Luz incidente

Luz espalhada

90o

Figura 5 - Esquema para determinações nefelométricas O feixe de luz é gerado por uma lâmpada especial alimentada por uma fonte devidamente regulada. A intensidade da luz refletida segundo um ângulo de 90o é medida por um fotodetector e convertida num sinal elétrico, o qual é amplificado e transformado em unidades turbidimétricas.

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A quantidade de luz espalhada é diretamente proporcional ao grau de turbidez. Numa turbidez zero, nenhuma luz sofre espalhamento e, portanto, não há geração de sinal fotoelétrico. Quanto mais partícula estiverem presentes, maior a intensidade da luz refletida e maior a leitura do aparelho. 1 - Aparelhagem

Turbidímetro ou nefelômetro de laboratório consistindo de uma fonte de luz para iluminar a amostra e um ou mais detetores fotoelétricos com dispositivos capazes de medir a intensidade da luz espalhada segundo um ângulo de 90o, em relação à direção incidente, conforme a Figura 5.

Cubetas para amostras. Devem ser de vidro ou plástico transparente e incolor. É imprescindível que as mesmas estejam escrupulosamente limpas e isentas de sulcos.

2 – Reagentes/Soluções

Água de diluição - pode-se utilizar água desmineralizada, contanto que sua turbidez não exceda 0,02 NTU, ou filtrar água de uso em laboratório utilizando um filtro com poros da ordem de 0,1μm, lavando-se o recipiente do filtrado e descartando-se os primeiros 200 mL.

Padrões de turbidez para calibração do aparelho (faixa alta, faixa baixa, faixa intermediária).

Solução 0,1 M de CuSO4;

Suspensão aquosa de CaCO3 a 0,1 %.

3 - Procedimento

Colocar a amostra numa célula (cubeta), enchendo-a até a boca;

Segurar a cubeta pela tampa, agitá-la suavemente e colocá-la no compartimento do aparelho;

Selecionar a faixa de trabalho no instrumento (ver manual do fabricante);

Fechar o compartimento da cubeta, evitando assim a entrada de luz externa;

Aguardar uma certa estabilização da leitura do aparelho e anotar o valor da turbidez.

CUIDADOS ESPECIAIS:

Não utilizar cubetas arranhadas;

Não tocar com as mãos na superfície das cubetas, pois as impressões digitais podem causar erros grosseiros;

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Certificar-se de que as cubetas estão perfeitamente secas por fora. Pode-se usar um pedaço de papel especial que não deixe fibras aderente à superfície das mesmas;

Não deixar bolhas no interior das cubetas, pois as mesmas também causam erros grosseiros;

Verificar a orientação das cubetas em relação à indicação do compartimento, quando for o caso;

Diluir amostras com turbidez elevada (acima de 400 NTU) usando água de diluição e corrigir a leitura usando o fator de diluição adotado.

III - TAREFAS

Medir a turbidez das seguintes amostras:

a) Água destilada; b) Água de torneira; c) Solução de CuSO4 0,1 M; d) Amido 0,1%.

IV – QUESTÕES

1. Verificar se a turbidez da água de torneira atende aos padrões internacionais de potabilidade estabelecidos pela Organização Mundial de Saúde.

2. Que conclusão pode ser tirada em relação à turbidez da amostra de CuSO4? 3. Qual foi a principal dificuldade para medir a turbidez da suspensão de CaCO3? 4. Há alguma correlação entre cor e turbidez?

V - CONCLUSÕES Emita conclusões a respeito do experimento, considerando se o objetivo da prática foi


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PRÁTICA 04 - DETERMINAÇÃO DA ALCALINIDADE [De acordo com Clesceri et al (1998), seção 2320 B]

I - FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA Alcalinidade de uma água é a sua capacidade de neutralizar ácido. Corresponde à soma de todas as bases tituláveis. Os valores medidos podem variar significativamente com o indicador de ponto final usado na titulação. Na maioria das águas a contribuição mais significativa para a alcalinidade provém das espécies carbonato, CO3

=, bicarbonato, HCO3- e

das espécies H+ e OH- livres, ou seja:

][][][2][ 33+−=− −++= HOHCOHCOAlcal

Na faixa de valores de pH das águas naturais (pH = 6 a 8) as contribuições [OH-] e [H+] são desprezíveis. Daí:

][2][ 33=− +≅ COHCOAlcal

A concentração de carbonato figura multiplicada por 2 devido ao fato desta espécies consumir dois íons H+. As reações pertinentes são:

−+ +⎯→← 332 HCOHCOH 35,61 =apK

=+− +⎯→← 33 COHHCO 33,102 =apK A partir dos valores de pKa, pode-se deduzir as seguintes relações:

Para valores de pH < 4,5, todas as espécies de carbonatos estão na forma H2CO3 e a alcalinidade é negativa (devido ao H+);

Na faixa de pH de 7,5 a 8,3, todo o carbonato está na forma de HCO3-, e a

alcalinidade é igual a [HCO3-];

Para valores de pH acima de 11,5, todo o carbonato está na forma CO3=, e a

alcalinidade é igual a 2[CO3=] + [OH-].

Na realidade, a alcalinidade das águas naturais contempla também as contribuições das

espécies fosfatos, silicatos, boratos, ou outras bases presentes. As medidas de alcalinidade são utilizadas como parâmetros de controle nos processos de tratamento de águas e efluentes. Por convenção, a alcalinidade é geralmente expressa em (mg de CaCO3)/L, ao invés de molaridade. Para converter a alcalinidade devida a outras espécies para (mg de CaCO3)/L deve-se seguir a relação:

20

Lmg como = (3CaCO

Lmg da espécie z) x ⎟

⎟⎠

⎞⎜⎜⎝

⎛

z

CaCO

E

E3 (1)

onde ECaCO3 e Ez representam o peso equivalente das espécies CaCO3 e z, respectivamente.


(vide Figura 6)

pHmetro digital de bancada com eletrodo de vidro e sonda compensadora de temperatura, com precisão de 0,01 unidade de pH;

Recipiente para titulação - becker de 200 mL com corpo longo;

Tampa de borracha com dois furos para permitir a acomodação do eletrodo e da ponta da bureta;

Agitador magnético;

Pipetas volumétricas;

Balões volumétricos de 1000, 200 e 100 mL;

Buretas de vidro de borossilicato de 50, 25 e 10 mL;

Frasco lavador.

Figura 6 - Esquema da aparelhagem para titulação potenciométrica.

21

2 - Reagentes

Amostra-problema;

Solução de carbonato de sódio aproximadamente 0,05 N:

• Secar de 3 a 5g de Na2CO3, padrão primário, em estufa a 250 oC durante 4 h e resfriar em dessecador;

• Pesar 2,5 ± 0,2g e transferir para um balão volumétrico de 1000 mL;

• Encher o frasco até a marca de aferição com água destilada, dissolver e homogeneizar o reagente. Esta solução não deve ser armazenada por mais de uma semana;

Solução padrão de ácido clorídrico 0,02 N:

• Preparar uma solução com normalidade aproximada;

• Padronizar com 15,00 mL de Na2CO3 0,05 N adicionados a 60 mL de água utilizando titulação potenciométrica até um pH aproximadamente igual a 5;

• Enxágüe os eletrodos com água destilada coletando o líquido dentro do becker;

• Submeta a mistura a uma ebulição suave por 3 a 5 minutos cobrindo o becker com um vidro de relógio;

• Resfriar a solução até a temperatura ambiente;

• Enxágüe o vidro de relógio dentro do becker;

• Finalizar a titulação até o ponto de inflexão;

• Calcular a normalidade através da fórmula:

CBAN

⋅⋅

=53

(2)

onde:

A = g de Na2CO3 colocada no balão de 1000 mL; B = mL de solução de Na2CO3 tomados para titulação; C = mL de ácido utilizados.

3 - Procedimento Experimental- Método da titulação potenciométrica

Prepare a aparelhagem para titulação potenciométrica

Enxagüe os eletrodos e o recipiente de titulação com água destilada;

Coloque cerca de 10 ml de amostra no recipiente de titulação;

Deixar a temperatura da amostra entrar em equilíbrio com o ambiente, se necessário;

Ligar o agitador magnético ajustando-o numa velocidade tal que permita uma mistura suave, sem produzir respingos nem ocasionar choque da bagueta com o bulbo do eletrodo;

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Adicionar a solução de HCl 0,02 N em incrementos de 0,5 mL or menos, de modo a proporcionar uma variação de pH em torno de 0,2 unidade. Após cada adição, aguardar a estabilização da indicação de pH e registrar a leitura;

Continuar adicionando alíquotas da solução ácida até que o sistema atinja um pH 4,5 ou inferior;

Construir a curva de titulação, EM PAPEL MILIMETRADO, registrando os valores de pH observados versus volume cumulativo, em mL, do agente titulante. Deve-se obter uma curva suave, exibindo um ou mais pontos de inflexão;

III – QUESTÕES

1. Deduza a equação da normalidade do HCl (equação 2);

2. Calcule a normalidade exata da solução de HCl utilizada na titulação;

3. Deduza que a alcalinidade de uma amostra qualquer pode ser calculada pela fórmula:

Alcalinidade, mg CaCO3/L = amostramL

NA 000.50×× (3)

onde: A = mL de solução padrão de ácido usados; N = normalidade da solução padrão ácida.

4. Utilize a equação acima para determinar a alcalinidade da amostra do experimento.

5. Faça uma análise crítica do valor encontrado.



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PRÁTICA 05 - TESTE DE COAGULAÇÃO - FLOCULAÇÃO

I - FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA As águas superficiais geralmente necessitam de um tratamento para remoção de turbidez, cor e microorganismos (principalmente bactérias). Já ficou bem demonstrado que os processos de filtração e sedimentação não são eficazes na remoção de bactérias, vírus, partículas coloidais e cor. Geralmente, as partículas em suspensão nas águas naturais, responsáveis por sua turbidez, possuem carga superficial negativa. A estabilidade de um colóide depende principalmente do tamanho e da carga das partículas. Assim, a estabilidade do colóide pode ser quebrada mediante a adição de íons de carga oposta à do colóide, exercendo um efeito de neutralização de cargas.

De acordo com a regra de Schulze e Hardy (Davis e Cornwell, 1997) os cátions de carga elevada são mais eficientes na neutralização das cargas negativas superficiais das partículas em suspensão nas águas naturais. A regra é a seguinte:

1.500 a 2.500 moles de íons monovalentes

30 a 50 moles de íons

bivalentes

1 mol de íons trivalentes

O objetivo da coagulação (com subsequente floculação) é transformar as partículas pequenas, com dimensões coloidais, em flocos grandes, possibilitando a separação através de sedimentação e filtração. Um agente coagulante é uma substância que, quando adicionada à água, proporciona a formação de coágulos. Existem três propriedades desejáveis num agente coagulante:

Seus cátions devem ser trivalentes;

Não pode ser tóxico. Isto é obvio, pois, caso contrário, a água seria contaminada;

O produto formado (coágulo) deve ser insolúvel na faixa de pH de trabalho.

Os dois agentes coagulantes mais comumente usados são o alumínio (Al3+), na forma de sulfato de alumínio - Al2(SO4)3.18H2O, e o ferro (Fe3+), na forma de cloreto férrico - FeCl3.6H2O. Ambos preenchem os requisitos acima mencionados. Quando o alumínio é adicionado a uma água que contém um excesso de alcalinidade, ocorre a seguinte reação:

=− +++⎯→←+⋅ 422)(332342 3186)(2618)( SOOHCOOHAlHCOOHSOAl s

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Fica evidente que cada mol de sulfato de alumínio requer 6 moles de alcalinidade (bicarbonato) e produz 6 moles de CO2. Esta reação pode modificar o pH do meio. No entanto, se o meio possuir uma reserva de alcalinidade suficientemente grande e o CO2 for removido do sistema, o pH não variará drasticamente. Por outro lado, se o meio não possuir alcalinidade, haverá a formação de acidez livre, que provocará uma redução significativa no pH do meio:

422)(32342 312)(218)( SOHOHOHAlOHSOAl s ++⎯→←⋅ Se esta reação ocorrer, deve-se adicionar hidróxido de cálcio, Ca(OH)2, ou carbonato de sódio, Na2CO3, para neutralizar o ácido. É a chamada correção de pH. Os dois fatores principais na adição de um agente coagulante são o pH e a dosagem. A dosagem e o pH ótimos devem ser determinados a partir de testes de laboratório. Os experimentos são conduzidos num aparelho semelhante ao da Figura 7. A faixa ótima de pH para a coagulação com sulfato de alumínio é de 5,5 a 6,5.

Figura 7 - Aparelho de "jar test" Segundo Davis e Cornwell, o alumínio não existe no meio nas formas simples Al3+ e Al(OH)3. Estudos afirmam que o poder coagulante do sulfato de alumínio deve-se à espécie

. Este complexo tem uma elevada capacidade de atrair partículas coloidais, formando um agregado macroscópico denominado floco, o qual se separa por decantação e/ou filtração.

[ +⋅ 42208 28)( OHOHAl ]


Aparelho de "jar test" dotado de 6 compartimentos com 1 L de capacidade e de um sistema de agitação controlado;

Cronômetro;

Cilindro graduado de 1.000 mL;

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Pipetas graduadas de 10 mL.

2 - Soluções

Solução de sulfato de alumínio, Al2(SO4)3, a 5 % - Pesar 5,0 g de sulfato de alumínio (base seca) e dissolver em água destilada, completando o volume a 100 mL;

Solução de carbonato de sódio, Na2CO3, a 5 %. Pesar 5,0 g de carbonato de sódio (base seca) e dissolver em água destilada, completando o volume a 100 mL;

Solução de ácido sulfúrico, H2SO4, 0,1 M.


O teste de jarro ("jar test") consiste na otimização do pH e da dosagem do agente coagulante, simulando as condições reinantes numa estação de tratamento de água. O teste tenta reproduzir as seguintes operações: Mistura rápida: A fase de mistura rápida consiste na adição dos agentes químicos à água. A mistura deve transcorrer no tempo de 2,0 min, com uma rotação de 100 rpm. A água coagulada é posteriormente submetida à mistura lenta. Mistura lenta: A mistura lenta tem por finalidade permitir a formação dos flocos. Essa etapa deve ser realizada em 20 min, a uma velocidade de 40 rpm. Após esse tempo, o sistema deve ser desligado para permitir a decantação dos flocos. Decantação: A decantação visa a separação dos flocos gerados, finalizando o processo de clarificação em escala de bancada. A) Otimização da dosagem de Al2(SO4)3:

Colocar cerca de 800 mL de água bruta em cada becher;

Ajustar o pH das amostras em torno de 6,0;

Adicionar, ao mesmo tempo, quantidades variadas da solução de Al2(SO4)3 a 5% (p/v) a todos os becheres, de modo a obter as seguintes concentrações: 10, 20, 30, 40, 50 e 60 mg/L;

Ajustar a velocidade de agitação do sistema em 100 rpm e deixar o conteúdo em agitação durante 1,0 min;

Reduzir a velocidade de agitação para 40 rpm e deixar o sistema funcionar durante mais 20 min;

Deixar o conteúdo dos recipientes decantar e medir a turbidez da água sobrenadante de cada um deles;

Escolher a concentração correspondente à menor turbidez como a dosagem ótima de agente coagulante.

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B) Otimização do pH:

Colocar cerca de 800 mL de água bruta em cada becher;

Adicionar, ao mesmo tempo, quantidades variadas de carbonato de sódio a 5% (p/v) ou ácido sulfúrico a 5% (p/v) (conforme o caso), de modo a obter os seguintes pH’s: 5; 5,5, 6,0; 6,5; 7,0 e 7,5;

Adicionar a cada um dos becheres a quantidade de solução de agente coagulante correspondente ao melhor resultado obtido no teste anterior;

Ajustar a velocidade de agitação do sistema em 100 rpm e deixar o conteúdo em agitação durante 1,0 min;

Reduzir a velocidade de agitação para 40 rpm e deixar o sistema funcionar durante mais 20 min;

Deixar o conteúdo dos recipientes decantar e medir a turbidez da água sobrenadante de cada um deles;

Escolher a concentração correspondente à menor turbidez como o pH ótimo.

III – QUESTÕES

Em relação ao experimento A, traçar um gráfico turbidez remanescente x pH, indicando a dosagem que você acha mais adequada para a coagulação;

Emita algumas conclusões a respeito do experimento, relatando algumas observações visuais;

Em relação ao experimento B, traçar um gráfico turbidez remanescente x dosagem de coagulante, indicando o pH que você acha mais adequado para a coagulação.

Emita algumas conclusões a respeito do experimento, relatando algumas observações visuais;



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PRÁTICA 06 - DETERMINAÇÃO DA DUREZA [De acordo com Clesceri et al (1998), seção 2340 C]

I - FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA Originalmente, a dureza de uma água foi definida como uma medida da sua capacidade de formar um precipitado com sabão. O sabão é precipitado principalmente pelas espécies iônicas cálcio e magnésio. Outros íons também podem contribuir para a dureza de uma água, a exemplo do ferro. Em baixas concentrações estes íons não são prejudiciais para uso doméstico, porém, em altas concentrações, estes íons interferem na ação limpante dos sabões, dificultando a formação de espuma. Além disso, a dureza excessiva pode provocar problemas como incrustações em superfícies quentes, a exemplo dos tubos de caldeiras e trocadores de calor, desencadeando problemas de corrosão e até explosões em geradores de vapor. A dureza das águas naturais é provocada pela ação das águas de chuva levemente ácidas sobre depósitos minerais de composição diversificada; a chuva ácida reage com os sais de cálcio e magnésio, provocando uma dissolução parcial dos mesmos, suficiente para elevar o teor de Ca++ e Mg++ nas águas a níveis às vezes intoleráveis para o fim desejado. Devido à grande abundância de depósitos de calcário e outros minerais de cálcio, tais como o gesso (CaSO4.2H2O), não é surpresa que a espécie Ca++ seja o componente predominante dos sólidos dissolvidos nas águas. O teor de dureza de uma amostra de água é comumente expresso em termos de mg de CaCO3 por litro, que corresponde aproximadamente a ppm de CaCO3. A Tabela 3 apresenta uma classificação geral das águas quanto ao teor de dureza.

Tabela 3 - Classificação das águas quanto à dureza

Dureza (ppm de CaCO3) Classificação < 15 água muito branda

15 - 50 água branda 50 - 100 água de média dureza 100 - 200 água dura

> 200 água muito dura Fonte: BERAN (1996). Quando a dureza é numericamente superior à soma dos teores de alcalinidade devida a carbonatos e bicarbonatos, o teor de dureza equivalente à alcalinidade total é denominado "dureza - carbonato"; a dureza excedente é denominada "dureza não - carbonato".

II - PARTE EXPERIMENTAL

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1 - Aparelhagem

A aparelhagem necessária para executar a análise é a mesma utilizada para qualquer determinação por via titulométrica. 2 - Reagentes

OBS: A SER PREPARADO PELO TÉCNICO

Solução tampão: dissolver 1,179 g de etilenodiaminotetraacetato dissódico dihidratado (Na2H2EDTA.2H2O) e 780 mg de sulfato de magnésio ( MgSO4.7H2O) ou 644 mg de cloreto de magnésio (MgCl2.6H2O) em 50 mL de água destilada. Adicionar à esta solução 16,9 g de cloreto de amônio (NH4Cl) e 143 mL de hidróxido de amônio (NH4OH) concentrado, submetendo o conteúdo à agitação. Diluir a 250 ml com água destilada. A solução deve ser armazenada em recipiente de vidro de borossilicato ou de plástico bem vedado, a fim de evitar o escape de amônia ou a absorção de CO2. Descartar a solução após 1 mês de armazenamento ou quando um volume de 1 a 2 ml do tampão, adicionado à amostra, for incapaz de proporcionar um pH no ponto final da titulação igual a 10 ± 0,1;

Agente complexante: para a maioria das águas não há necessidade de se adicionar agente complexante. No entanto, se a amostra de água contiver espécies interferentes, principalmente metais pesados, poderá haver um consumo excessivo de EDTA, além de gerar problemas na detecção do ponto final da titulação. Dentre os inibidores que podem ser utilizados utilizar-se-á, caso necessário, o cianeto de sódio (NaCN), seguindo o procedimento:

- ajustar o pH da amostra a 6 (ou superior) com hidróxido de amônio (NH4OH) concentrado . Adicionar 250 mg de NaCN em pó. Adicione mais NaOH 0,1 N, até atingir um pH igual a 10 ± 0,1.

CUIDADO: NaCN é extremamente venenoso. Nunca adicione NaCN em pó (ou em solução) a um meio ácido. O mesmo é válido para o descarte das soluções residuais. Utilize bastante água de diluição e evite o contato com ácidos, pois isto ocasiona liberação HCN, gás altamente venenoso.

Indicador: Dentre os indicadores sugeridos na literatura utilizar-se-á o negro de eriocromo-T: sal sódico do ácido 1-(1-hidróxi-2-naftilazo)-5-nitro-2-naftol-4-sulfônico. Dissolver 0,5 g do corante em 100 g de 2,2',2"-nitrilotrietanol (também denominado trietanolamina) ou 2-metóximetanol (também chamado de etileno glicol monometil éter). Usar duas gotas da solução para cada 50 mL de amostra;

Solução padrão de EDTA 0,01 M (agente titulante): pesar 3,723 g de etilenodiaminotetraacetato dissódico dihidratado, Na2H2EDTA.2H2O (P.A.), dissolver em água destilada e diluir a 1000 mL. Padronizar contra a solução padrão de cálcio descrita no próximo tópico.

OBSERVAÇÃO: Armazenar a solução em frascos de polietileno, a fim de evitar contaminação com cátions presentes no vidro. A deterioração da solução exige que novas padronizações sejam feitas, gerando novos fatores de correção.

Solução padrão de cálcio: pesar 1,000 g de carbonato de cálcio anidro, CaCO3 (P.A.) num erlenmeyer de 500 mL. Adapte um funil na boca do erlenmeyer e

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adicione aos poucos uma solução de HCl 1+1, até que todo o CaCO3 se dissolva. Adicione 200 mL de água destilada e ferva a solução durante alguns minutos para expulsar o CO2 dissolvido. Transferir quantitativamente o conteúdo e diluir a 1000 mL com água destilada;

3 - Procedimento

Diluir cerca de 20 ml da solução padrão de cálcio a 50 mL com água desmineralizada num erlenmeyer (ou recipiente similar);

Adicionar cerca de 1 a 2 mL de solução tampão. Usualmente 1 mL é suficiente para proporcionar um pH igual a 10 ± 0,1.

Adicionar 1 a 2 gotas da solução do indicador (negro de eriocromo T);

Adicionar lentamente a solução padrão de EDTA, sob agitação contínua, até que a coloração rosa desapareça. Adicione as últimas gotas com intervalos de 3 a 5 segundos. No ponto final, o sistema assumirá a coloração lilás/azul. Anote o volume de EDTA utilizado.

Repita a titulação, partindo de 50 ml de amostra-problema.

Repita a experiência com amostra de água clarificada.

OBSERVAÇÕES: • Executar a análise sob luz do dia ou utilizar lâmpada fluorescente "luz do dia",

pois as lâmpadas incandescentes produzem coloração vermelha, que interfere no azul do ponto final.

• Caso não haja interferência, pode-se aumentar a precisão da análise aumentando o volume da amostra;

• Execute a titulação no máximo dentro de 5 min após adição do tampão; • A ausência de uma coloração nítida no ponto final indica a necessidade da

adição do agente inibidor ou significa que o indicador está deteriorado;

III- QUESTÕES Descrever qual a reação está sendo estudada na titulação em questão (reação do EDTA com CaCO3);

Demonstrar que a dureza de uma amostra pode ser calculada através da fórmula:

Dureza (EDTA) como mg CaCO3/L = amostramL

BA 000.1××

onde: A = mL do agente titulante consumidos; B = mg de CaCO3 equivalente a 1,00 mL do agente titulante. A partir dos dados da titulação com solução padrão de cálcio, calcular o valor de B;

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Calcular a dureza da amostra analisada;

Verificar se o valor encontrado atende os padrões de potabilidade estabelecidos pelo Ministério da Saúde;

Comparar a dureza da água barrenta com a da água clarificada. O processo de clarificação é eficiente para remoção de dureza?



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PRÁTICA 07 - DETERMINAÇÃO DO TEOR DE SÓLIDOS [De acordo com Clesceri et al (1998), seção 2540 A-F]

I - FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA Os "sólidos" se referem à matéria suspensa ou dissolvida presente nas águas e efluentes. Os sólidos podem afetar de modo adverso a qualidade das águas e efluentes. Um elevado teor de sólidos dissolvidos geralmente prejudica a palatabilidade da água e pode provocar problemas fisiológicos quando da sua ingestão. Por esta razão, o teor máximo de sólidos dissolvidos permitido em água potável é de 500 mg/L. Até mesmo os processos industriais apresentam exigências quanto ao teor de sólidos dissolvidos. Já os sólidos suspensos podem provocar problemas como formação de depósitos, obstrução de equipamentos, contaminações de produtos, etc., além do problema estético, como é caso das águas destinadas ao banho e ao lazer. DEFINIÇÕES IMPORTANTES: Sólidos totais (ST) - é o termo aplicado ao resíduo material deixado num recipiente, após a evaporação do líquido e posterior secagem em estufa, até peso constante, em temperaturas de 103 a 105 oC. Sólidos suspensos totais (SST) - é a parte dos sólidos retida por um filtro com poros de diâmetro nominal da ordem de 2,0 μm (ou inferior). Sólidos dissolvidos totais (SDT) - corresponde à parte dos sólidos totais que passa através do filtro descrito no item anterior. Sólidos fixos (SF) - é o termo aplicado ao resíduo deixado pelos sólidos suspensos ou pelos sólidos dissolvidos, após aquecimento num forno durante cerca de 15 a 20 min, sob uma temperatura de 550 oC. Sólidos voláteis (SV) - corresponde à fração dos sólidos suspensos ou dos sólidos dissolvidos perdida durante o aquecimento para determinação dos sólidos fixos. Sólidos sedimentáveis - é o termo aplicado ao material passível de sedimentação durante um determinado período de tempo. Este parâmetro pode incluir os sólidos flutuantes. A Figura 8 apresenta a distribuição dos sólidos que podem estar presentes em águas e efluentes líquidos, segundo Metcalf e Eddy (1991). A classificação apresentada é mais abrangente, não se restringindo aos parâmetros descritos. No entanto, pode-se associar a parte orgânica com o teor de sólidos voláteis e a parte inorgânica com o teor de sólidos fixos.

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Orgânicos

Sedimentáveis

Inorgânicos

Sólidos suspensos

Orgânicos

Não sedimentáveis

Inorgânicos

Orgânicos

Sólidos Totais

Coloidais

Inorgânicos

Sólidos dissolvidos

Orgânicos

Dissolvidos

Inorgânicos

Figura 8 - Distribuição dos sólidos presentes em águas e efluentes líquidos FONTES DE ERRO E VARIABILIDADE:

As técnicas de amostragem, subamostragem e pipetagem aplicadas a amostras bifásicas ou trifásicas podem introduzir erros grosseiros. Preze sempre pela homogeneidade do material durante a execução de tais técnicas;

A temperatura na qual a amostra é seca é de fundamental importância para a qualidade dos resultados. As perdas por volatilização, a oclusão mecânica de água, a ocorrência de água de cristalização, a emanação de gases decorrente da decomposição química induzida pelo aquecimento e o ganho de peso devido à oxidação de certas substâncias dependem da temperatura e do tempo de secagem. Após cada secagem, é importante submeter a amostra à atmosfera de um dessecador, pois, em certos casos, a amostra é um agente dessecante mais forte do que aqueles usualmente utilizados em laboratório;

O resíduo obtido após a secagem na temperatura de 103 a 105 oC pode reter água de cristalização, bem como água mecanicamente oclusa. Por isso, o tempo necessário para a amostra atingir peso constante é geralmente longo;

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A liberação de CO2 pode provocar a conversão de bicarbonato em carbonato;

O uso de água com baixa pureza na lavagem de filtros e de sólidos geralmente contribui para o erro analítico.

OBSERVAÇÃO: Anote todas as variações da técnica padrão ocorridas durante as análises e apresente-as junto com os resultados.

II - PARTE EXPERIMENTAL

OBSERVAÇÕES AO TÉCNICO (A SER FEITO ANTES DA AULA): * Ligar a estufa e mufla pelo menos 30 min antes da aula; * Colocar 6 caçarolas em estufa e 9 cadinhos em mufla por 1 hora, e, em seguida, colocar em dessecador, aonde devem estar no início da aula.

EXPERIMENTO 1 - TEOR DE SÓLIDOS TOTAIS SECOS A 103 a 105 oC 1 - Aparelhagem

Recipientes para evaporação: cápsulas de porcelana de 100 mL;

Forno tipo mufla capaz de atingir 550 oC;

Banho maria;

Dessecador contendo sílica-gel com indicador de umidade;

Estufa de secagem para operar na faixa de 103 a 105 oC;

Balança analítica com precisão de 0,1 mg;

Agitador magnético com bagueta revestida de teflon;

Pipetas com orifício de sucção de diâmetro elevado.

2 - Procedimento

Análise da amostra:

• Pesar uma caçarola previamente colocada em dessecador;

• Coloque cerca de 50 ml de amostra na caçarola;

• Evaporar a amostra até a secagem em banho-maria ou em estufa. Agite o conteúdo com um agitador magnético durante a transferência. Se necessário, adicione sucessivas porções da amostra ao mesmo prato de evaporação;

• Secar o resíduo da evaporação durante, no mínimo, 1 hora, numa temperatura de 103 a 105 oC;

• Resfriar o resíduo em dessecador até o equilíbrio com o ambiente e pesá-lo;

• Repetir o ciclo de secagem, resfriamento e pesagem até obter peso constante ou até que a variação de peso entre duas pesagens consecutivas seja inferior a 4% ou 0,5 mg. Executar as análises em duplicata.

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OBS: NÃO DESCARTAR O RESÍDUO (ELE SERÁ UTILIZADO EM ETAPA POSTERIOR).

Calcular o teor de sólidos totais pela fórmula:

mg de sólidos totais/L = amostramL

BA 000.1)( ×−

onde: A = peso do resíduo + caçarola, mg; B = peso da caçarola, mg

Comparar com o teor de sólidos totais recomendados pela Organização Mundial de Saúde para água potável.

EXPERIMENTO 2 - TEOR DE SÓLIDOS DISSOLVIDOS SECOS a 180 oC 1 - Aparelhagem

Recipientes para evaporação: cápsulas de porcelana de 100 mL;


Banho maria;


Estufa de secagem capaz de operar a 180 oC;



Pipetas com orifício de sucção de diâmetro elevado;

Cadinho filtrante de vidro sinterizado com adaptador de borracha para acoplamento no kitasato;

Aparelhagem para filtração;

Kitasato de 500 mL.

2 - Procedimento

Preparação do meio filtrante:

• Acoplar o cadinho filtrante no funil de Buchner, usando uma vedação de borracha;

• Aplicar vácuo e lavar com água de elevada pureza por três vezes, utilizando porções de 20 mL. Continuar a sucção até remover toda a água livre. Descartar o filtrado obtido nesta etapa;

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• Pesar uma caçarola previamente colocada em dessecador;

• Coloque cerca de 50 ml de amostra sobre o meio filtrante, com o vácuo previamente ligado;

• Lavar o resíduo por três vezes com porções de 10 mL de água de alta pureza, permitindo a completa drenagem da água de lavagem após cada aplicação, e aguardar cerca de 3 minutos após o fim da filtração;

• Transferir o filtrado total (incluindo a água de lavagem) para um prato de evaporação e evaporar até a secagem em banho maria ou na estufa;

• Se necessário, adicione sucessivas porções da amostra ao mesmo prato de evaporação. Se a evaporação for feita em estufa, ajustar a temperatura a um valor abaixo do seu ponto de ebulição, para evitar perdas por projeção;

• Secar o resíduo da evaporação durante, no mínimo, 1 hora, numa temperatura de 180 ± 2 oC;


• Repetir o ciclo de secagem, resfriamento e pesagem até obter peso constante ou até que a variação de peso entre duas pesagens consecutivas seja inferior a 4% ou 0,5 mg. Executar as análises em duplicata. Os resultados devem concordar dentro de 5 % em relação à média


Calcular o teor de sólidos totais pela fórmula:

mg de sólidos dissolvidos/L = amostramL

BA 000.1)( ×−

onde: A = peso do resíduo seco + caçarola, mg; B = peso da caçarola, mg.

Comparar com o valor de sólidos dissolvidos estimado através da condutividade da amostra na Prática 02 (Obs: caso não tenha sido feita, medir a condutividade da amostra e estimar o teor de sólidos dissolvidos, segundo a Prática 02).

Verificar se o valor encontrado atende os padrões de potabilidade estabelecidos pelo Ministério da Saúde.

EXPERIMENTO 3 - TEOR DE SÓLIDOS SUSPENSOS SECOS NA FAIXA DE 103 A 105 oC

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1 - Aparelhagem

Recipientes para evaporação: cápsulas de alumínio de 100 mL;







Cadinho filtrante de vidro sinterizado;


Kitasato de 500 mL.

2 - Procedimento

Preparação do meio filtrante:

• Acoplar o cadinho filtrante no funil de Buchner, usando uma vedação de borracha;

• Aplicar vácuo e lavar com água de elevada pureza por três vezes, utilizando porções de 20 mL. Continuar a sucção até remover toda a água livre. Descartar o filtrado obtido nesta etapa;

• Desacoplar o meio filtrante e colocá-lo na estufa, sob uma temperatura de 103 a 105 oC, durante 1 hora.

• Resfriar o cadinho em dessecador até o equilíbrio com o ambiente e pesá-lo;

• Repetir o ciclo de secagem, resfriamento e pesagem até obter peso constante ou até que a variação de peso entre duas pesagens consecutivas seja inferior a 4% ou 0,5 mg. Deixar o cadinho no dessecador até o momento do seu uso.


• Acoplar o cadinho filtrante no funil de Buchner, usando uma vedação de borracha e iniciar a sucção;

• Colocar cerca de 50 ml de amostra bruta sobre o meio filtrante;

• Lavar o resíduo por três vezes com porções de 10 mL de água de alta pureza, permitindo a completa drenagem da água de lavagem após cada aplicação, e aguardar cerca de 3 minutos após o fim da filtração;

• Levar o cadinho à estufa e secar durante 1 hora numa temperatura de 103 a 105 oC;


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• Repetir o ciclo de secagem, resfriamento e pesagem até obter peso constante ou até que a variação de peso entre duas pesagens consecutivas seja inferior a 4% ou 0,5 mg. Executar as análises em duplicata. Os resultados devem concordar dentro de 5 % em relação à média.


Calcular o teor de sólidos suspensos pela fórmula:

mg de sólidos suspensos/L = amostramL

BA 000.1)( ×−

onde: A = peso do resíduo seco + cadinho, mg; B = peso do cadinho, mg.

Verificar se o balanço de massa foi obedecido, isto é, se o teor de sólidos totais foi igual à soma do teor de sólidos dissolvidos e sólidos suspensos. Caso contrário, indique possíveis explicações para a diferença.

EXPERIMENTO 4 - TEORES DE SÓLIDOS FIXOS E VOLÁTEIS DETERMINADOS A 550 oC NOTA: A análise dos teores de sólidos fixos e voláteis se aplica aos resíduos sólidos obtidos nos experimentos 01, 02 e 03. Assim pode-se determinar:

Teor de sólidos totais voláteis;

Teor de sólidos totais fixos;

Teor de sólidos suspensos voláteis;

Teor de sólidos suspensos fixos;

Teor de sólidos dissolvidos voláteis;

Teor de sólidos dissolvidos fixos;

1 - Aparelhagem

Recipientes para evaporação: cápsulas de alumínio e de porcelana com capacidade de 100 mL;





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Cadinho filtrante de vidro sinterizado;


Kitasato de 500 mL.

2 - Procedimento

Submeter os resíduos sólidos obtidos nos experimentos 01, 02 e 03 ao aquecimento em estufa, sob uma temperatura de 103 a 105 oC, durante 1 hora;

Resfriar o prato em dessecador até o equilíbrio com o ambiente e pesá-lo;

Repetir o ciclo de secagem, resfriamento e pesagem até obter peso constante ou até que a variação de peso entre duas pesagens consecutivas seja inferior a 4% ou 0,5 mg. Deixar o recipiente no dessecador até o momento do seu uso.

Calcinar os resíduos a 550 oC, durante 20 min;

Resfriar o recipiente contendo o resíduo em dessecador até o equilíbrio com o ambiente e pesá-lo;

Repetir o ciclo de secagem, resfriamento e pesagem até obter peso constante ou até que a variação de peso entre duas pesagens consecutivas seja inferior a 4% ou 0,5 mg;

Calcular os teores de sólidos pelas fórmulas:

• Para sólidos voláteis:

mg de sólidos voláteis/L = amostramL

BA 000.1)( ×−

• Para sólidos fixos:

mg de sólidos fixos/L = amostramL

CB 000.1)( ×−

onde: A = peso do resíduo + recipiente antes da calcinação, mg; B = peso do resíduo + recipiente após a calcinação, mg; C = peso do recipiente, mg;

Verificar se o balanço de massa foi obedecido, isto é, se o teor de sólidos voláteis mais o teor de sólidos fixos foi igual ao teor de sólidos totais. Caso contrário, indique possíveis explicações para a diferença.

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EXPERIMENTO 5 - TEOR DE SÓLIDOS SEDIMENTÁVEIS 1 - Aparelhagem

Cone Imhoff de 1000 mL.

2 - Procedimento

Encher um cone Imhoff com a amostra homogeneizada até a marca de 1 L;

Deixar a amostra sedimentar durante 45 min e agitar suavemente o líquido sobrenadante junto à parede do cone;

Deixar o sistema sedimentar por mais 15 min;

Anotar o volume de sólidos sedimentado.

OBSERVAÇÃO: Se houver formação de bolsões de líquido entre camadas de sólidos, procure estimar os seus volumes, a fim de abatê-los da leitura do volume total de sólidos sedimentados.

Calcular o teor de sólidos sedimentáveis pela fórmula:

Sólidos sedimentáveis, mL/L = L

mLsólidos

Fazer uma comparação geral entre todos os teores de sólidos obtidos na experiência, em termos de porcentagem, indicando discrepâncias e coerências.



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PRÁTICA 08 - DETERMINAÇÃO DE CLORETOS [De acordo com o "Laboratory Manual for the Examination of Water, Wastewater and Soil". Rump e Krist (1988)]. [De acordo com Clesceri et al (1998), seção 4500 Cl- B]

I - FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA Os cloretos estão presentes em todas as águas naturais em concentrações variáveis, que dependem das condições geoquímicas do local. As águas que apresentam maiores concentrações de cloreto são aquelas localizadas nas proximidades de depósitos salinos. No caso das águas residuais domésticas, grande parte do teor de cloretos provém do material fecal. Por esta razão, o teor de cloretos pode servir como indicador de poluição quando forem descartadas as possibilidades de origem geológica. Concentrações de cloreto acima de 250 mg/L (ppm) conferem sabor característico à água. Para fins de consumo humano, a água não deve apresentar mais do que 100 mg/L de cloretos. O método para determinação de cloretos descrito abaixo se baseia na titulação de amostra com solução padrão de nitrato de prata, usando como indicador o cromato de potássio (método de Mohr). As reações envolvidas no mecanismo de precipitação são as seguintes:

)()()( saqaq AgClClAg ⎯→←+ −+ 10100,1 −×=psK

)(42)(4)(2 saqaq CrOAgCrOAg ⎯→←+ =+ 12101,1 −×=psK

O AgCl é menos solúvel e precipita primeiro. Quando o cromato de prata precipita, o sistema assume coloração vermelha, indicando o ponto final da titulação. A determinação de cloreto pelo método descrito inclui alguns interferentes, tais como brometo, iodeto, cianeto, sulfito, sulfeto e tiossulfato.


Kit para titulação:

• Bureta de 40 ou 50 mL;

• Erlenmeyer de 250 mL;

• Suporte para bureta;

• Pipetas volumétricas;

• Agitador magnético com bagueta revestida de teflon.

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2 - Reagentes

Solução padrão de nitrato de prata, AgNO3: Dissolver 4,791 g de nitrato de prata em água deionizada e completar o volume a 1000 mL. Armazenar a solução em frasco de vidro âmbar.

Solução padrão de cloreto de sódio, NaCl:

• Secar NaCl P.A. em estufa durante 2 h, a 105 oC;

• Pesar 1,648 g de NaCl;

• Dissolver o NaCl em água deionizada, completando o volume a 1.000 mL.

NOTA: 1 mL da solução contém 1 mg de cloreto.

Solução de cromato de potássio (indicador): Dissolver 10 g de cromato de potássio em água deionizada e completar o volume a 100 mL.

3 - Preparo da amostra

Medir o pH da amostra a ser titulada.

Se o pH da amostra estiver abaixo de 5, adicionar uma pequena quantidade de carbonato de cálcio, CaCO3, sólido à amostra e agitá-la. Por outro lado, se o pH da amostra for superior a 9,5, a amostra deve ser titulada com ácido sulfúrico 0,1 M usando fenolftaleína como indicador. A quantidade de ácido consumida, juntamente com a quantidade de CaCO3 utilizada, devem ser adicionadas à amostra a ser analisada.

4 – Procedimento

Medir 25 mL de solução padrão de NaCl e colocar em um erlenmeyer;

Adicionar 1 mL da solução indicadora de cromato de potássio, Ag2CrO4;

Titular a mistura com a solução padrão de nitrato de prata, AgNO3, observando-a contra um fundo branco, até que a coloração do meio mude de verde - amarelada para vermelho;

Repetir o procedimento com 10 ml de amostra (ou um volume menor, caso o teor de cloreto seja elevado). Realizar o experimento em triplicata.

Titular um ensaio em "branco" seguindo o mesmo procedimento utilizado na titulação da amostra, mas utilizando água destilada ao invés de amostra;

5 - Redução de interferentes

O sulfito, o sulfeto e o tiossulfato podem ser removidos utilizando-se o seguinte procedimento:

42

Acidificar levemente a amostra com ácido sulfúrico 0,1 M;

Submeter a amostra à ebulição durante cerca de 15 min minutos;

Adicionar 3 mL de H2O2 a 10 % e tornar a ferver a amostra por mais 15 min. As perdas por evaporação devem ser compensadas usando água deionizada;

Adicionar gota-a-gota NaOH 1 M até alcalinizar levemente o meio e colocar a mistura novamente em ebulição durante cerca de 2 a 3 min;

Filtrar a amostra e submetê-la à análise conforme o procedimento anteriormente descrito.

6 - Cálculos e questões

A partir da massa de AgNO3 utilizada para preparo da solução de agente titulante e sabendo que cada mol de AgNO3 precipita um mol de cloreto, calcule o volume de agente titulante (AgNO3), em ml, equivalente a 1 mg de cloreto.

Dados: Pesos atômicos; Cl:35,45; Ag: 107,83; N:14,01; O:16,00.

Demonstrar que a concentração de cloretos pode ser determinada pela fórmula:

Concentração de cloreto em mg/L = DCBA 000.1)( ×−×

Onde:

A = Volume de solução de AgNO3 (ml) equivalente a 1 mg de cloreto; B = Volume de solução de AgNO3 (ml) consumido na titulação da amostra; C = Volume de solução de AgNO3 (ml) consumido na titulação do "branco; D = Volume da amostra (ml).

Calcular o teor de cloreto da solução padrão de NaCl;

Compare o valor obtido com o valor teórico da solução padrão (1mg Cl- / ml solução);

Calcular o teor de cloreto na amostra original;

Verificar se o valor encontrado atende os padrões de potabilidade estabelecido pelo Ministério da Saúde e pela OMS;



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PRÁTICA 09 - DETERMINAÇÃO DE SULFATOS [De acordo com o "Laboratory Manual for the Examination of Water, Wastewater and Soil". Rump e Krist (1988)]. [De acordo com Clesceri et al (1998), seção 4500 SO4

= C].

I - FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA O sulfato iônico ocorre naturalmente nas águas em concentrações em torno de 50 mg/L. Em alguns casos, a exemplo das águas das regiões ricas em minérios à base de sulfato, como o gesso, as concentrações de sulfato podem atingir valores da ordem de 1000 mg/L. As águas contaminadas e os efluentes contêm normalmente altas concentrações de sulfato, de modo que o aumento no teor de sulfato de uma água potável pode indicar contaminação do corpo d'água por efluentes. O método para determinação de sulfatos adotados neste manual foi o gravimétrico, utilizando-se uma solução padrão de cloreto de bário, BaCl2, cuja reação é a seguinte:

)(4)(42

)( saqaq BaSOSOBa ⎯→←+ =+ 10100,1 −×=psK

O sulfato de bário precipitado na reação é tratado conforme o procedimento descrito abaixo e o teor de sulfato na amostra é obtido após a calcinação do precipitado numa mufla a 800 oC. O sulfato de bário tem uma solubilidade em água de cerca de 3 mg/L, à temperatura ambiente, porém tal solubilidade pode ser reduzida adicionando-se um excesso de íons bário, Ba2+, de acordo com o princípio de Le Chatelier. Apesar da solubilidade do sulfato de bário aumentar com a acidez do meio utiliza-se normalmente meio ácido, a fim de evitar a formação de sais de bário com cromato, carbonato e fosfato, que são insolúveis em soluções neutras (Basset et al, 1978). Além disso, a acidez ocasiona um aumento no tamanho dos cristais, facilitando a filtração. Um interferente muito comum neste método é a sílica, quando a sua concentração supera o limite de 25 mg/L. A redução da interferência da sílica será melhor descrita no fim do próximo tópico.

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II - PARTE EXPERIMENTAL OBS AO TÉCNICO: DEIXAR MUFLA, PLACA DE AQUECIMENTO E VÁCUO LIGADOS 20 MIN ANTES DA AULA

1 - Aparelhagem

Bureta de 40 ou 50 mL;

Suporte para bureta;

Pipetas volumétricas;

Bastão de vidro com terminal de borracha;

Forno tipo mufla capaz de operar a 800 oC;

Banho - maria;

Cadinho de porcelana;

Bécher de 250 mL.

2 - Reagentes

Solução de cloreto de bário, BaCl2: Dissolver 10,0000 g de cloreto de bário em 90 mL de água deionizada;

Solução de alaranjado de metila (indicador): Dissolver 100 mg de alaranjado de .metila em água deionizada, completando o volume a 100 mL;

Solução de nitrato de prata, AgNO3: Dissolver 1,0000 g de nitrato de prata juntamente com algumas gotas de ácido nítrico concentrado em água deionizada e completar o volume a 100 mL;

Ácido clorídrico a 20 %;

Cloreto de sódio a 10 %.

3 - Procedimento

Medir 50 ml de amostra e colocar num bécher, completando o volume a 200 mL, se necessário;

Filtrar a amostra a vácuo;

Ajustar o pH do meio em torno do neutro. Usar papel de pH;

Adicionar 2 mL de ácido clorídrico a 20 %;

Submeter a mistura à ebulição por um curto período de tempo;

Adicionar cloreto de bário pré-aquecido sob agitação constante até a precipitação parecer quantitativa. Adicionar mais 3 mL da solução de cloreto de bário;

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Aquecer o sistema por mais 1/2 hora e deixá-lo em repouso por ao menos 2 horas (melhor pernoitar) antes da filtração;

Pesar um papel de filtro quantitativo;

Filtrar o precipitado usando papel de filtro quantitativo (tarja azul ou verde);

Lavar o precipitado várias vezes com água até que não mais seja detectado cloreto no filtrado (usar teste do nitrato de prata);

Transferir o papel de filtro contendo o precipitado para um cadinho de porcelana previamente submetido à calcinação até peso constante, a 800 oC;

Aquecer lentamente o cadinho contendo o precipitado usando o bico de Bunsen, até que o papel seja queimado. NÃO UTILIZAR CHAMA DIRETA;

Calcinar o precipitado numa mufla durante 30 min, à temperatura de 800 oC.

4 - Redução de interferentes

A sílica possivelmente presente numa amostra pode ser removida através do seguinte procedimento:

Evaporar a amostra contendo sulfato em banho maria;

Adicionar algumas gotas de ácido clorídrico a 20 % e de cloreto de sódio a 10 %;

Evaporar novamente a amostra até a secura;

Aquecer o resíduo na mufla a 500 oC;

Resfriar o resíduo e umedecê-lo com cerca de 3 mL de água e algumas gotas de ácido clorídrico a 20 %;

Evaporar novamente a amostra até a secura;

Dissolver o resíduo em água quente e 1 mL de ácido clorídrico a 20 %;

Adicionar cerca de 50 mL de água quente ao sistema e filtrá-lo ainda quente até que não haja traços de cloreto no filtrado;

O filtrado segue para a determinação de sulfato pelo método já descrito.

5 - Cálculos e questões para relatório

Demonstrar que a concentração de sulfato pode ser calculada pela fórmula:

Concentração de sulfato em mg/L = B

A 3,411×

onde:

A = Peso do sulfato de bário, mg; B = Volume da amostra, mL.

Calcular a concentração de sulfato da amostra analisada pela fórmula acima.

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Verificar se o valor encontrado atende os padrões de potabilidade estabelecidos pelo Ministério da Saúde e pela OMS.

Calcular a concentração de sulfato da amostra com a redução de interferentes.



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PRÁTICA 10 - DETERMINAÇÃO DE CLORO LIVRE RESIDUAL [De acordo com Clesceri et al (1998), seção 4500 – Cl B].

I - FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA A cloração das águas de abastecimento e águas poluídas serve primariamente como meio de destruição ou desativação dos microorganismos patogênicos. Um benefício adicional da cloração, particularmente no tratamento de água para fins potáveis, é a melhoria na qualidade da água, resultado das reações com amônia, ferro, manganês, sulfeto, dentre outras substâncias inorgânicas.

A cloração pode também produzir efeitos adversos. Tanto o sabor quanto o odor das águas que apresentam traços de fenóis e outros compostos orgânicos presentes na água são intensificados com a cloração. Alguns compostos organoclorados, potencialmente carcinogênicos, podem ser formados em decorrência da cloração. Os compostos resultantes da reação do cloro com a amônia (ou com aminas) afetam negativamente a vida aquática. Para minimizar tais impactos, faz-se necessário um monitoramento da qualidade da água.

O cloro é normalmente utilizado na sua forma molecular (Cl2), como hipoclorito de sódio (NaClO) ou como hipoclorito de cálcio [Ca(ClO)2]. Quando o cloro molecular ou hipoclorito é aplicado à água ele sofre inicialmente um processo de hidrólise, formando cloro livre, que consiste numa mistura de cloro molecular aquoso (Cl2), ácido hipocloroso (HClO) e íons hipoclorito (ClO-). A concentração destas espécies depende do pH e da temperatura do meio, fatores que afetam o equilíbrio das seguintes reações: Cl2 + H2O → HClO + HCl

HClO H⇔ + + ClO-

No pH das águas naturais há a predominância do ácido hipocloroso e dos íons

hipoclorito. Normalmente, a cloração da água é feita em duas etapas: a pré e a pós cloração. A pré-cloração é feita quando a água entra no processo de tratamento e a pós-cloração é feita depois que a água passa pelos filtros. Para garantir a qualidade da água até a sua chegada no ponto de consumo, promove-se a cloração de tal modo a manter um certo teor de cloro residual. Este cloro residual pode estar na forma livre (como HClO ou ClO-) ou na forma combinada (normalmente como compostos formados na reação com amônia - cloraminas), segundo reações do tipo: HClO + NH3 → NH2Cl + H2O . Nesse contexto, o objetivo desta prática é determinar o teor de cloro residual em águas através de técnica iodométrica, cujo princípio envolve a oxidação de iodeto (I-) a iodo molecular (I2) pelo cloro residual. O iodo produzido é titulado contra uma solução padrão de tiossulfato de sódio, usando o amido como indicador. A titulação deve ser realizada num pH entre 3 e 4, pois, próximo à neutralidade, a reação não é estequiométrica, devido à oxidação parcial do tiossulfato a sulfato.

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Kit básico para titulação (erlenmeyer, bureta, placa com agitação magnética, etc).

2 - Reagentes

Ácido acético concentrado, CH3COOH (glacial);

Iodeto de potássio sólido, KI;

Solução padrão de tiossulfato de sódio, Na2S2O3, 0,1 N:

• Dissolver 25 g de Na2S2O3.5H2O em 1 L de água recém fervida;

• Adicionar alguns mL de clorofórmio, CHCl3, para evitar o crescimento biológico;

• Armazenar durante cerca de 2 semanas, para permitir a oxidação do bissulfito porventura presente;

Padronização da solução padrão de tiossulfato de sódio, Na2S2O3, 0,1 N (método do dicromato de potássio):

• Dissolver 4,9040 g de K2Cr2O7 anidro em água destilada e diluir a 1000 mL, de modo a obter uma solução 0,1000N. Armazenar num frasco de vidro bem fechado;

• Adicionar a 80 mL de água destilada, sob agitação constante, 1 mL de H2SO4 concentrado, 10 mL de K2Cr2O7 0,1000 N e 1 g de KI;

• Deixar o sistema em repouso, no escuro, durante 6 min;

• Titular com solução 0,1 N de Na2S2O3 até que a coloração da solução mude de amarelo escuro para amarelo claro;

• Adicionar 1 mL de solução indicadora de amido e titular até que a coloração azul desapareça;

• Calcular a normalidade da solução de Na2S2O3 pela fórmula:

Normalidade do Na2S2O3 = 322

1OSNamL

Solução de amido (indicador):

• Pesar 5 g de amido e transferir para um gral;

• Adicionar um pouco de água destilada fria e, com o pistilo, transformar o amido em pasta;

• Transferir a pasta para um recipiente de 1 L contendo água destilada em ebulição;

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• Agitar e deixar o sistema em repouso durante 1 noite;

• Separar o sobrenadante e preservá-lo adicionando 1,25 g de ácido salicílico e 4 g de cloreto de zinco, ZnCl2.

Solução padrão de iodo 0,1000 N:

• Dissolver 40 g de iodeto de potássio, KI, em 25 mL de água deionizada

• Pesar 12,69 g de iodo ressublimado e adicioná-lo imediatamente à solução de KI, agitando o sistema até a dissolução completa do iodo;

• Transferir o conteúdo para um balão volumétrico de 1000 mL e completar o volume com água deionizada;

Solução padrão de iodo 0,0282 N:

• Dissolver 25 g de KI em água deionizada, num balão volumétrico de 1 L;

• Adicionar o volume correto de solução padrão 0,1 N de iodo, de modo a produzir uma solução 0,0282 N de iodo;

• Diluir o conteúdo a 1000 mL com água deionizada;

3 - Procedimento

Volume da amostra: Selecionar um volume de amostra capaz de consumir entre 0,2 mL e 20 mL de Na2S2O3 0,1 N (Ex: 50 ml);

Preparação para titulação: Adicionar num erlenmeyer de 1000 mL:

• 5 mL de ácido acético glacial (ou o bastante para produzir um pH entre 3 e 4);

• Aproximadamente 1 g de KI;

• Agitar o conteúdo com um bastão de vidro;

Titulação da amostra: Titular na ausência de luz solar, seguindo o procedimento:

• Adicionar de uma bureta Na2S2O3 0,1 N até que a coloração mude de amarelo escuro para amarelo claro;

• Adicionar 1 mL de solução de amido e titular até que a coloração amarela desapareça;

Titulação do branco:

• Medir um volume de água deionizada equivalente ao da amostra;

• Adicionar 5 mL de acético glacial, 1 g de KI e 1 mL de solução de amido;

• Proceder a titulação conforme as situações abaixo:

Se aparecer uma coloração azul, titular com Na2S2O3 0,01 N ou 0,025 N até o desaparecimento da cor azul e anotar o resultado B (B é negativo);

Caso contrário, titular com solução padrão de iodo 0,0282 N até que a cor azul apareça. Retrotitular com Na2S2O3 0,01 N ou 0,025 N e anotar o resultado B (B é positivo).

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4 - Interferentes

Manganês nas formas oxidadas e outros agentes oxidantes;

Agentes redutores como sulfetos orgânicos.

NOTA: Usar sempre ácido acético. O uso de ácido sulfúrico aumenta a interferência. O ácido clorídrico não deve ser jamais utilizado.

5 - Cálculos e questões

A partir da titulação do padrão, calcular a concentração do Na2S2O3 padronizado, em mol/l;

Descreva as reações químicas pertinentes da prática, incluindo:

- Reação do cloro residual (considere que todo cloro residual está na forma de Cl2) com iodeto, formando iodo molecular;

- Reação do iodo molecular com tiossulfato de sódio (Na2S2O3);

Mostre que a concentração de cloro residual pode ser calculada pela fórmula:

mg de cloro como Cl2/L = amostramL

NBA 35450)( ××±

onde: A = mL de Na2S2O3 consumidos na titulação da amostra;

B = mL de Na2S2O3 consumidos na titulação do branco (positivo ou negativo); N = Normalidade do Na2S2O3.

Calcule a concentração de cloro residual da amostra analisada, a partir da fórmula acima.

Verificar se o valor encontrado atende os padrões de potabilidade estabelecidos pelo Ministério da Saúde.



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PRÁTICA 11 – RESINAS DE TROCA IÔNICA

I - FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA Uma resina de troca iônica pode ser definida, de modo geral, como um material insolúvel em água que contém íons lábeis capazes de serem trocados por outros íons presentes em suas proximidades, sem que outra variação tenha lugar em sua estrutura. Esquematicamente, pode-se representar:

++ +⎯→←+ HRMMRH

No tratamento de água, normalmente o cátion M+ é o cálcio ou magnésio, que conferem dureza à água. Sendo assim, processos de troca iônica são usualmente utilizados como abrandamento, isto é, para remoção de dureza da água.

Os processos de transferência de íons são semelhantes aos processos de adsorção, mas diferem pelo fato de que nos processos de transferência de íons, a troca é feita estequiometricamente, fato que não ocorre na adsorção. Existem dois tipos básicos de resinas: a) Catiônicas: São resinas fortemente ácidas que contém, em sua estrutura, por exemplo, grupos SO3H ou COOH. Podem ser encontradas na forma hidrogenada ou sódica. A forma hidrogenada adsorve cátions e libera uma quantidade equivalente de íons H+ para a solução, enquanto a forma sódica liberará íons Na+. b) Aniônicas: São geralmente derivadas do grupo amino (NH2) e podem trocar um ânion com o meio. Depois de um certo tempo, a resina se satura no cátion que é trocando, necessitando-se de um processo de regeneração para recuperação da capacidade de troca iônica da mesma. As resinas fortemente catiônicas, ou fortemente aniônicas, têm grande resistência aos ataques químicos e alto grau de regeneração. A capacidade de uma resina é o número de miliequivalentes que um grama de resina é capaz de fixar. Para cada íon, ela é função do tamanho efetivo dos poros e depende da velocidade de difusão. Por exemplo, uma resina forte utilizada para troca iônica pode absorver até 10% de seu próprio peso!

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O aparato experimental para o experimento de troca iônica encontra-se ilustrado na Figura 1:

Figura 1 – Aparato experimental para o experimento de troca iônica

2 – Materiais e Reagentes

Resina de troca catiônica fortemente ácida;

Solução padrão de cálcio contendo 0,1 mol/L de íons;

Algodão;

Béqueres de 500 ml;

Papel indicador de pH;

Frasco Mariotte.

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3 - Procedimento

Preparar um leito de resina catiônica (regenerada ou nova) colocando 10 g da mesma na coluna mostrada na figura 1;

Medir o pH da solução padrão de cálcio, o qual deve estar em torno do neutro;

Determinar a dureza da solução padrão de cálcio;

Eluir a solução padrão de cálcio através do leito, coletando amostras a cada 5 min, e determinar o pH, a condutividade e a dureza das mesmas.

III – QUESTÕES PARA RELATÓRIO

1. Na sua opinião, quais os fatores influenciam a adsorção sobre uma resina?

2. Foi detectada alguma variação no pH da solução? Em caso positivo, explique;

3. Se fosse utilizado um leito misto, qual seria o comportamento esperado para a condutividade?



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PRÁTICA 12 - DETERMINAÇÃO DE NITROGÊNIO AMONIACAL [De acordo com Clesceri et al (1998), seção 4500 - NH3 C].

I - FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA As formas de nitrogênio de maior interesse presentes em águas e efluentes são nitrato, nitrito, amônia e nitrogênio orgânico. Todas estas formas de nitrogênio, assim como o nitrogênio gasoso (N2), podem ser bioquimicamente convertidas umas nas outras. Elas compõem o conhecido ciclo do nitrogênio. O nitrogênio orgânico é definido funcionalmente como nitrogênio ligado a estruturas orgânicas com valência (-3). Analiticamente, o nitrogênio orgânico e o nitrogênio amoniacal são referenciados como "nitrogênio kjeldahl" - uma alusão à técnica utilizada. O nitrogênio orgânico inclui materiais como proteínas, peptídeos, ácidos nucléicos e uréia, além de outros compostos orgânicos sintéticos. O teor de nitrogênio oxidado corresponde à soma do teor de nitrato com o de nitrito. O nitrato ocorre nas águas superficiais a nível de traços, porém pode atingir níveis mais elevados em águas subterrâneas. Em efluentes domésticos frescos os níveis de nitrato são pequenos, porém, em efluentes de processos de tratamento biológicos, os níveis são bem mais elevados, podendo atingir cerca de 30 mg de N - NO3

- por litro.

O nitrito é composto de nitrogênio com estado de oxidação intermediário. Em quantidades excessivas, o nitrito pode causar uma doença conhecida como metemoglobinemia, que acomete geralmente crianças. Outro inconveniente, objeto de várias pesquisas, são os produtos derivados da reação do ácido nitroso, proveniente da ação de soluções ácidas sobre o nitrito, com as aminas secundárias (RR'NH), formando nitrosaminas (RR'N-NO), muitas das quais são carcinogênicas. A amônia está presente nas águas superficiais e efluentes. Sua formação dá-se a partir da deaminação de compostos orgânicos nitrogenados e da hidrólise da uréia. A amônia reage prontamente com o cloro, produzindo mono e dicloraminas. As concentrações de amônia nas águas variam de 10 μg de N-NH3/L a mais de 30 mg de N-NH3/L em alguns efluentes.


Aparelhagem para destilação: Monte um sistema composto por um balão de destilação com capacidade de 800 a 2.000 mL acoplado a um condensador vertical, de modo que a saída do condensador fique submersa no líquido absorvente;

Medidor de pH.

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2 - Reagentes

Água livre de amônia: Adicionar 0,1 mL de ácido sulfúrico concentrado, H2SO4, a 1 L de água destilada e redestilar, desprezando os primeiros 100 mL. Armazenar a água num recipiente hermeticamente fechado para evitar contaminação com amônia proveniente da atmosfera do laboratório.

OBSERVAÇÃO: Usar água livre de amônia para preparar todas as soluções.

Solução tampão de borato: Adicionar 88 mL de uma solução 0,1N de NaOH a aproximadamente 500 mL de uma solução 0,025M de tetraborato de sódio, Na2BB4O7 (9,5 g de Na2B4B O7.10H2O/L) e diluir a 1 L.

Hidróxido de sódio 6 N;

Agente removedor de cloro: Dissolver 3,5 g de tiossulfato de sódio (Na2S2O3.5H2O) em água e diluir a 1 L. 1 mL do reagente remove o cloro residual de 500 mL de amostra, numa concentração de 1 mg/L. O reagente é relativamente instável. Descartar depois de 1 semana;

Agente neutralizante:

1) Hidróxido de sódio, NaOH, 1 N ou

2) Ácido sulfúrico, H2SO4, 1 N;

Solução absorvente: ácido bórico - Dissolver 20 g de ácido bórico em água e diluir a 1 L;

Solução indicadora de ácido bórico, H3BO3:

• Dissolver 200 mg de vermelho de metila em 100 mL de álcool etílico a 95%;

• Dissolver 100 mg de azul de metileno em 50 mL de álcool etílico a 95%;

• Misturar as duas soluções de indicadores. A solução obtida é válida por 1 mês;

• Dissolver 20 g de H3BO3 em água;

• Adicionar 10 mL da solução indicadora mista e diluir a 1 L. Preparar a solução mensalmente;

Äcido sulfúrico 0,04 N: Diluir 1 mL de H2SO4 concentrado a 1 L.

3 - Procedimento

Preparação do equipamento:

• Adicionar 500 mL de água e 20 mL de solução tampão de borato num becher;

• Ajustar o pH do meio a 9,5 com a solução de NaOH 6N;

• Transferir a mistura para um balão de destilação e adicionar ao mesmo algumas pérolas de vidro;

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• Submeter o conjunto à destilação até que o destilado não mais apresente traços de amônia;

• Deixar o conjunto montado para evitar contaminação;

Preparação da amostra:

• Medir o volume da amostra selecionado a partir da Tabela 4 e diluí-lo a 500 mL;

• Remover o cloro residual adicionando o removedor de cloro, caso seja necessário;

• Neutralizar o meio com ácido ou base diluídos usando um pH-metro;

• Adicionar 25 mL da solução tampão de borato;

• Ajustar o pH a 9,5 com NaOH 6N usando um pH-metro;

Destilação:

• Desconectar o balão da aparelhagem de destilação previamente montada e submetida à limpeza com vapor;

• Acoplar o balão contendo a amostra ao condensador;

• Coletar o destilado num erlenmeyer de 500 mL contendo 50 mL de solução indicadora de ácido bórico;

Titulação: Titular a amônia no destilado com uma solução 0,02N de H2SO4 até a coloração do indicador tornar-se pálida;

Tratamento do "branco": Dar o mesmo tratamento a um ensaio em branco para aplicar as correções necessárias;

Cálculo do teor de amônia: O teor de amônia é calculado pela fórmula:

mg de N-NH3/L = ( )amostramLBA 280×−

onde: A = Volume de H2SO4 gasto na titulação da amostra, mL; B = Volume de H2SO4 gasto na titulação do "branco", mL.

Tabela 4 - Volumes de amostras para determinação de amônia segundo o teor de amônia na amostra.

Teor de amônia na amostra (mg/L) Volume da amostra (mL) 5-10 250 10-20 100 20-50 50 50-100 25

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PRÁTICA 13 - DEMANDA QUÍMICA DE OXIGÊNIO – DQO [De acordo com Clesceri et al (1998), seção 5220 D]

I – Princípio do Método Maioria dos compostos orgânicos são oxidados por uma mistura de ácidos crômico e sulfúrico. Quando uma amostra é digerida, o íon dicromato oxida o material orgânico presente na amostra. Isto resulta na transformação de cromo (VI) em cromo (III). Ambas as espécies são coloridas e absorvem na região visível do espectro. O íon dicromato, Cr2O7

=, absorve fortemente luz com comprimento de onda de 400 nm e a espécie cromo (III) absorve fortemente luz a 600 nm. Praticamente não há interferência entre as duas espécies.

Para amostras com DQO entre 100 e 900 mg/L, a melhor opção é a determinação da quantidade de Cr3+ produzida. Amostras com DQO’s superiores devem ser diluídas. Para amostras com DQO da ordem de 90 mg/L ou inferiores deve-se optar pela determinação da espécie Cr2O7

=.

II – LIMITAÇÕES E INTERFERENTES O interferente mais comum na análise da DQO é o cloreto. O cloreto reage com nitrato de prata, precipitando cloreto de prata, inibindo a ação catalítica da prata. O mesmo acontece com outros haletos. Além disso, nas condições do ensaio, os haletos concorrem com a matéria orgânica pelo dicromato, pois os mesmos são oxidados.

−−−−+ =⎯→←+ IBrClXAgXXAg ,,

HALETO DE PRATA kps

AgCl 10106,1 −×

AgBr 13107,7 −×

AgI 16105,1 −× A adição de sulfato de mercúrio, HgSO4, antes de iniciar o processo de digestão, contorna parcialmente o problema, uma vez que o cloreto sofre complexação em presença do Hg2+:

[ ] 1724 1064 −−+= ×=+⎯→← KClHgHgCl

Recomenda-se não utilizar o método quando a concentração de cloretos for superior a 2000 mg/L. A razão HgSO4/Cl- limite é de 10:1 (p/p). O nitrito também interfere no teste de DQO. O ácido sulfâmico é recomendado para minimizar sua interferência, conforme será discutido mais adiante.

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III - APARELHAGEM

• Bloco digestor capaz de fornecer temperatura controlada na faixa de 150 ± 20oC. • Cubetas para digestão de amostras (16 x 100 mm) com tampas rosqueáveis, com

vedação de teflon. • Espectrofotômetro VIS com cubetas de vidro de 10 mm de percurso ótico.

IV – REAGENTES

a)Solução sulfocrômica (DQO elevada) – adicionar a aproximadamente 500 mL de água deionizada 10,216 g de K2Cr2O7 padrão primário, previamente seco a 150oC por 2 horas, 167 mL de H2SO4 concentrado (18 M) e 33,3 g de HgSO4.

b)Solução de prata – adicionar Ag2SO4 PA (em cristais ou em pó) em ácido sulfúrico concentrado na razão de 5,5 g Ag2SO4/kg de H2SO4. Deixar em repouso de 1 a 2 dias para dissolução completa, homogeneizando logo em seguida.

c)Solução padrão de biftalato de potássio (KHP), HOOCC6H4COOK - dissolver 425 mg de KHP (recém-pulverizado e previamente seco em estufa a 110o C durante 2 h) em água deionizada e diluir a 1000 mL. O KHP tem uma DBO teórica de 1,176 mg de O2/mg KHP (ou 500 μg/mL). Esta solução é estável por 3 meses quando armazenada em refrigerador e não apresentar deterioração bacteriológica

NOTA: Se a amostra contiver nitrito, pode-se minimizar a sua interferência utilizando-se ácido sulfâmico na proporção de 10 mg de ácido por mg de nitrito, procedendo de modo semelhante com relação ao branco, conforme o SMEWW, seção 5220 A.2.

V - PROCEDIMENTO 1 - Construção da Curva de Calibração • Preparar pelo menos cinco padrões em pontos dentro da faixa de medição a ser utilizada.

Exemplo: Faixa de 100 a 1000mg/L;

• Nas cubetas vazias (6 cubetas) colocar nesta ordem:

• 1,5 mL da solução de prata (item 4.b);

• 3,5 mL da solução sulfocrômica (item 4.a);

• 2,5 mL da amostra (ou padrão), exceto na sexta cubeta, a qual receberá 2,5 mL de água deionizada (e ácido sulfâmico, quando for o caso), servindo como branco;

• Fechar bem os tubos para não ocorrer vazamento e colocar no bloco digestor numa temperatura de 148 – 150 oC, durante 2 horas. Após este período, remover as cubetas do termoreator;

• 10 (dez) minutos depois, homogeneizar as cubetas por meio de agitação e deixá-las em repouso até atingir a temperatura ambiente;

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• Transferir o branco digerido para uma cubeta e zerar a absorbância num comprimento de onda de 600 nm [para leitura da espécie cromo (III)] ou a 400 nm (para leitura da espécie Cr2O7

=);

• Proceder as leituras das absorbâncias dos padrões digeridos no mesmo comprimento de onda do branco e construir a curva de calibração absorbância versus DQO teórica.

2 – Análise de Amostras Reais A amostra a ser analisada deve seguir os mesmos passos da análise dos padrões, com os mesmos volumes de reagentes, etc.

O resultado da leitura da amostra em absorbância deve ser usado para se obter a DQO equivalente, através da curva de calibração.

OBSERVAÇÃO: Sempre usar o ensaio em branco.

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PRÁTICA 14 – ANÁLISE MICROBIOLÓGICA DA ÁGUA

I - FUNDAMENTOS TEÓRICOS O gênero Escherichia, juntamente com os gêneros Enterobacter, Citrobacter e Klebsiella, formam o grupo denominado “coliforme”. O habitat das bactérias que pertencem a este grupo é o trato intestinal do homem e de outros animais. Os coliformes totais são gram-negativos, aeróbios ou anaeróbios facultativos, não formadores de esporos, oxidase-negativos, capazes de se desenvolver na presença de sais biliares ou agentes tensoativos que fermentam a lactose, com produção de ácido, gás e aldeído a 35,0±0,50C em 24-48 horas, podendo apresentar atividades da enzima β-galactosidase. Dentre o grupo dos coliformes, destaca-se o grupo dos coliformes fecais, constituído predominantemente por bactérias Escherichia coli. Tal bactéria fermenta a lactose e o manitol, com produção de ácido e gás a 44,5±0,20C em 24 horas, produz indol a partir do triptofano, oxidase negatica, não hidroliza a uréia e apresenta atividade das enzimas β-galactosidase e β-glucoronidase, sendo considerada o mais específico indicador de contaminação fecal recente e de eventual presença de organismos patogênicos, visto que tem seu habitat exclusivamente no trato intestinal do homem e de outros animais. Logo, sua presença indica possibilidade de ocorrerem outros microorganismos entéricos na amostra. Por outro lado, alguns sorotipos de E. coli são responsáveis por gastroenterites, especialmente em crianças, pessoas idosas ou convalescentes, sendo a diarréia o principal sintoma, com tempo de incubação de 6 a 36 horas e duração de dois dias. O índice de coliformes totais é utilizado para avaliar as condições higiênicas sendo que altas contagens significam contaminação pós-processamento e limpezas deficientes, tratamentos térmicos ineficientes ou multiplicação durante o processo ou estocagem. O índice de coliformes fecais é empregado como indicador de contaminação fecal, ou seja, de condições higiênico-sanitárias, visto presumir-se que a população deste grupo é constituída de uma alta proporção de Escherichia coli. A enumeração de coliformes pode ser efetuada em meios de cultura líquidos (técnica do número mais provável – NMP) ou em meios sólidos. A técnica do NMP é a mais sensível, principalmente quando se deseja detectar baixos números de coliformes na amostra. Por esta técnica, pode se obter informações sobre a população presuntiva de coliformes (teste presuntivo), sobre a população real de coliformes (teste confirmativo) e sobre a população de coliformes de origem fecal (coliformes fecais).

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II - PARTE EXPERIMENTAL 1 – Aparelhagem/vidraria/materiais

Liquidificador com copo estéril;

3 tubos contendo 9 ml de diluente;

9 tubos de caldo LST, cada um com um tubo de Durham invertido em seu interior;

9 tubos de caldo VBBL, cada um com um tubo de Durham invertido em seu interior;

9 tubos de caldo EC, cada um com um tubo de Durham invertido em seu interior;

3 placas de Agar EMB;

Tubo com Agar nutriente

Alças, pipetas, tubos, etc;

Estufa a 35-370C;

Banho-maria a 44,50±0,1 0C;

Bateria para GRAM, microscópio.

2 - Reagentes

225 ml de solução salina peptonada (meio peptona+soro fisiológico);

Caldo Lauril Sulfato Triptose (LST);

Caldo verde brilhante lactose bile 2% (VBBL);

Caldo EC;

Caldo AGAR EMB;

Agar inclinado;

Agar Nutriente;

IMVICE – meios: água peptonada (indol), meio de Clark & Lubs (VM e VP), Agar Citrato de Simmons (Citrato);

Reagentes: reativo de Kovacs (indol), reativo para VM e reativo para VP: reativo A (alfa-naftol) e reativo B (KOH);


a) Preparo da amostra

Retirar, assepticamente, 25 g ou 25 ml do material a ser analisado;

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Colocar em copo esterilizado de liquidifcador doméstico;

Adicionar 225 ml de solução diluente (solução salina peptonada);

Homogeneizar por 2 min 30 seg em rotação máxima;

Tal diluição corresponde a uma proporcionalidade 1:10.

A partir da diluição inicial, retirar 1 ml desta para 9 ml de solução diluente de peptona (o que irá constituir uma diluição 1:100);

Retirar 1 ml da solução de diluição 1:100 para 9 ml de solução diluente de peptona (o que irá constituir uma diluição 1:1000);

b) Teste presuntivo

Pipetar alíquotas de 1ml de cada diluição para uma série de 3 tubos de caldo lauril sulfato triptose (LST);

Alternativa: iniciar com 1 ml de amostra e realizar diluições sucessivas, partindo de 9 ml de pectona (1:10), colhendo 1 ml desta e adicionando a 9 ml de peptona (1:100) e colhendo 1 ml desta e adicionando a 9 ml de peptona (1:1000);

Homogeneizar e incubar os tubos a 35-370C por 48 horas;

Observar a produção de gás no tubos de fermentação (tubos de Durham) ou turvação;

c) Teste confirmativo (coliformes totais)

De cada tubo de caldo LST positivo, transferir uma alçada para um tubo de caldo verde brilhante lactose bile 2% (VBBL) previamente identificado, de acordo com a diluição correspondente;

Incubar em estufa a 35-370C por 48 horas;

Considerar positivos os tubos com produção de gás no tubo de Durham;

Verificar, na tabela de NMP, o número correspondente e expressar o resultado em NMP de coliformes totais por g ou ml (Tabela em anexo);

d) Coliformes fecais

De cada tubo de caldo LST positivo, transferir uma alçada para um tubo de caldo EC previamente identificado, de acordo com a diluição correspondente;

Incubar em banho-maria a 44,50C ±0,2 por 24 horas;

Considerar positivos os tubos com produção de gás no tubo de Durham;

Verificar, na tabela de NMP, o número correspondente e expressar o resultado em NMP de coliformes totais por g ou ml (Tabela em anexo);

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e) Pesquisa de E. coli

Repicar todas as subculturas positivas em caldo EC para AGAR EMB com auxílio de alça de platina ou níquel-cromo, fazendo estrias por esgotamento;

Para cada tubo positivo em caldo EC, semear uma placa (ou parte da placa) de AGAR EMB, identificada, para a perfeita correspondência;

Incubar a 35-37 0C por 48 horas;

Verificar o crescimento de colônias com características de E. coli, ou seja, 2 a 3 mm de diâmetro, com brilho metálico esverdeado ou com o centro escuro abrangendo praticamente toda a colônia;

De cada placa (ou área de placa) correspondente a cada tubo, repicar de 2 a 3 colônias características para tubo com Agar Inclinado;

Incubar por 18-24 h a 35-37 0C;

Efetuar em cada cultura em agar nutriente o IMVIC, que corresponde às seguintes provas bioquímicas: indol, vermelho de metina (VM), Voges-Proskauer (VP) e citrato;

Considerar a cultura positiva para E. coli, quando forem obtidos os seguintes resultados para o IMVIC:

Indol VM VP Citrato Tipo

+ + - - E. coli típica

- + - - E. coli atípica

Verificar na tabela o NMP correspondentes aos tubos de EC positivos para a presença de E. coli e expressar o resultado em NMP de E. coli /g ou ml (Tabela em anexo);

III – QUESTÕES PARA RELATÓRIO Verificar se os valores de NMP para coliformes totais e fecais atende os padrões de potabilidade estabelecidos pelo Ministério da Saúde e pela OMS;

Fazer uma análise crítica da experiência, indicando possíveis fontes de erro.



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PRÁTICA 15 – DETERMINAÇÃO DO ÍNDICE VOLUMÉTRICO DE LODO

[De acordo com CLESCERI et al, 1998, seção 2540 F].

I - INTRODUÇÃO O índice volumétrico de lodo (IVL) é uma medida direta do teor de sólidos

sedimentáveis numa amostra de água ou de efluente, expresso em base volumétrica (mL/L) ou na forma de concentração (mg/L). O IVL está associado à sedimentabilidade do lodo.

O cálculo do IVL pode ser feito pela seguinte fórmula:

SSTASDTAIVL =

onde:

SDTA = volume em mililitros (mL) de sólidos na amostra, após 45 min de decantação em cone tipo Imhoff de 1.000 mL. SSTA = teor de sólidos em suspensão na amostra expresso em g/L. IVL = índice de lodo em mililitro por grama (mL/g).

O controle operacional pelo índice de lodo pode ser resumido na Tabela 5 a seguir:

Tabela 5 - Índice Volumétrico de Lodo.

IVL (ml/g) SEDIMENTABILIDADE CARACTERÍSTICA <50 Perfeita Efluente sem turbidez 50 – 100 Muito boa Efluente bom 100 – 200 Tolerável Perigo de intumescência e perda lodo 200 – 400 Má Lodo “doente” >400 Praticamente impossível Perda total de lodo Em resumo, os valores dos índices de lodo até 100 ml/g são considerados como indicador de um lodo de boa qualidade de decantação. Consequentemente a unidade está funcionando satisfatoriamente. Os sistemas de aeração estendida convencionais operam em valores em torno de 70 ml/g.

II - MATERIAIS Cone Imhoff graduado de 1000 mL;

Bastão de vidro.

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III - PROCEDIMENTO

1. Método Volumétrico Encher o cone Imhoff até a marca de 1 L com a amostra bem homogeneizada;

Deixar a amostra decantar por 45 min, agitando-a suavemente junto às paredes com um bastão de vidro. Deixar decantar por mais 15 min;

Ler o volume de sólidos sedimentado no cone e registrar o resultado em mL/L;

Calcular o IVL nas unidades desejadas, utilizando as fórmulas aqui apresentadas;

OBS.: Os sólidos que porventura flotarem não devem ser computados.

2. Método Gravimétrico Este método é preferível no caso de amostras contendo flocos de lodo químico ou

biológico. Determinar o teor de sólidos suspensos totais conforme PRÁTICA 07 - DETERMINAÇÃO DO TEOR DE SÓLIDOS;

Colocar uma certa quantidade de amostra num recipiente diâmetro superior a 9 cm, de modo a obter uma profundidade maior ou igual a 20 cm;

Deixar o conteúdo em repouso por 1 h sem perturbação;

Sifonar 250 mL do centro do recipiente, numa profundidade média da camada líquida sobrenadante;

Determinar o teor de sólidos suspensos totais na amostra do sobrenadante, expressando-o em mg/L;

Calcular o teor de sólidos sedimentáveis de acordo com a fórmula:

)/()/()/( LmgNSSTLmgSSTLmgSS −=

Onde:

SS – Sólidos sedimentáveis;

SST – Sólidos suspensos totais na amostra bruta;

NSST – Sólidos sedimentáveis na amostra decantada.

OBS.: O teor de sólidos suspensos totais no sobrenadante é tido como sólidos não sedimentáveis.

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BIBLIOGRAFIA CLESCERI et al. Standard methods for the examination of water and wastewater. 20. ed.

Washington, 1998. CHRISTIAN, Gary D. Analytical Chemistry. [New York]: John Wiley & Sons, Inc., 1994,

812p.

DAVIS, M. L., CORNWELL, D. A. Introduction to environmental engineering. Mcgraw Hill 2ed., 1991, 822 p.

SANTOS FILHO, D. F. DOS. Tecnologia de tratamento de água. 2 ed. São Paulo: Nobel, 1983, 251p.

GONÇALVES, M. L. S. M. Métodos instrumentais para análises de soluções. 2. ed. Coimbra: Fundação Calouste Gulbenkian, 1990.

RUMP, H. H., KRIST, H. Laboratory manual for the examination of water, wastewater and soil. New York: VCH Publishers. 1988, 190p.

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tratamento de efluentes - guia de praticas

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