Planeta Água - Situação da Água doce em números

A degradação dos ecossistemas de água doce, antes restrita às regiões densamente povoadas e industrializadas disseminou-se por quase todo o planeta atingindo as áreas mais remotas. Estima-se que 70 a 80% dos rios, lagos, represas e áreas alagadas já estão ecologicamente comprometidas, além disso, entre 1983 e 2000 houve uma diminuição de 24% na média mundial da quantidade de água descarregada pelos rios nos oceanos. Esta degradação despertou crescente demanda da sociedade por ações para mitigação, reabilitação e conservação dos ecossistemas de água doce. Um dos pontos para a racionalidade dessa recente preocupação ambiental vem do exame da distribuição das categorias de água no planeta. O total de água na Terra é estimado em 1 340 000 km3, com cada quilômetro cúbico contendo um bilhão de litros. A água superficial continental (lagos, represas, rios e áreas alagadas) soma 214 km3 (0,016% do total da água planetária) sendo que 43,5% dessa água (93,3 km3) estão em lagos salobros ou salgados. Dessa forma, a grande reserva de água doce está em lagos, representando 55,9% do total das águas sobre os continentes (0,009% da água planetária) com volume de 119,8 km3. Se somarmos a água dos rios (1,1 km3) existe aproximadamente 121 Km3 de água doce superficial na Terra (0,00908% do total). A razão para a quantidade ínfima contida em rios, se comparada aos lagos, é que os primeiros são ecossistemas de passagem, ou seja, estão devolvendo aos oceanos o excesso de água em relação à precipitação, com tempos de residência baixos.

Numa comparação para melhor compreensão desses números, de cada 1000 litros de água, somente 0,091 litro é água prontamente disponível, de uso imediato. Água salgada e salobra soma 968,27 litros, inutilizável para higiene pessoal, lavar roupas, limpar a casa ou preparar alimentos. Dos 31,63 litros restantes, 19,9 litros estão na forma de gelo e 11,7 litros é água subterrânea, de composição química e física muito variável e difícil acesso. A água subterrânea tem sua qualidade influenciada pelo solo e rochas onde se encontra, tornando-a, em alguns casos, imprópria para abastecimento. Isso é comum em áreas calcáreas, ou em regiões com rochas ricas em ferro e manganês, onde a cor e turbidez são elevadas.

Outro ponto que merece ser destacado é o crescimento exponencial da demanda por água doce no século XX. Em 1900 a humanidade utilizava cerca de 500 km3 ano-1. Hoje, esse consumo alcança 5500 km3 ano-1.. A demanda cresce cerca de 598 milhões litros por ano. O maior consumo de água doce está na produção de alimentos, e não na cidade ou indústrias. Pelos dados anteriores, as reservas de água doce (somando-se a água subterrânea e superficial), mesmo com erros nas estimativas, não deve ultrapassar muito a 8000 km3. O que está mantendo a possibilidade de expansão, especialmente da agricultura, é a água subterrânea. No entanto, não sabemos ao certo o quanto dessa água é de qualidade apropriada, sem contar o custo de sua adução, sua distribuição espacial irregular e tempo para recarga é geralmente alto, ou seja, pode-se remover água subterrânea mais depressa do que a natureza consegue repor. Rios renovam suas águas em cerca de 15 dias. Lagos podem precisar de 10 anos para "trocar" a água armazenada. As reservas de água profunda podem precisar de até 50000 anos para renovação.

No ano 2000, cerca de 1 bilhão de pessoas viviam com menos de 5 litros de água por dia, ou seja, tecnicamente sem acesso à água potável, e quase 4 bilhões tinham que sua fonte de água num raio de 1 km de suas casas. Várias doenças são veiculadas pela água, como a poliomielite, hepatites e cólera.

A melhoria e manutenção da saúde das populações humanas dependem, portanto, de um suprimento de água doce que possa ser colocado dentro de padrões de potabilidade. Quanto melhor a qualidade e a quantidade dos mananciais de água doce superficial, mais barato será seu tratamento e maior seu acesso. Usos do solo que conservem a qualidade física, química e biológica das águas superficiais são os mais sustentáveis do ponto de vista social, pelo menor custo de adução e tratamento e distribuição.

Mais um texto interessante sobre o Processo Haber-Bosch

Para se obter um bom rendimento em processos industriais, os químicos freqüentemente alteram o equilíbrio químico em vários fatores ao mesmo tempo. A síntese da amônia pelo método Haber é um bom exemplo.

            Considere que o equilibro abaixo apresenta baixo rendimento e velocidade quase nula, a 25^oC e 1 atm:

            N₂(g) + 3 H₂(g) ↔ 2 NH₃(g)         ∆H = - 92 kJ

            Para aumentar a quantidade de NH₃ no menor tempo possível (lembre-se que os processos industriais precisam e bons rendimentos e baixos custos), Haber pensou em dois fatores: pressão e catalisador.

            Um aumento da pressão deslocaria o equilíbrio para a direita, no sentido de menor volume. E, o catalisador faria com que o equilíbrio fosse alcançado no menor tempo possível.

            Mais tudo isso ainda não era suficiente. Como proceder para aumentar a velocidade do processo?

            A melhor alternativa seria aumentar a temperatura, mas nesse ponto havia um problema sério: como a reação direta é exotérmica, um aumento da temperatura aumentaria a velocidade do processo, mas deslocaria o equilíbrio para a esquerda e isso não era conveniente.

            Analisando a tabela abaixo, note que:

Quanto maior a temperatura, menor o rendimento; quanto maior a pressão, maior o rendimento.

Os efeitos da temperatura e da pressão na produção de amônia pelo método Haber (% NH₃ no equilíbrio)

oC	K	10 atm	50 atm	100 atm	300 atm	1000 atm
200	0,4	51	74	82	90	98
300	4.10-3	15	39	52	71	93
400	2.10-4	4	15	25	47	80
500	2.10-5	1	6	11	26	57
600	3.10-6	0,5	2	5	14	31

            Como conciliar, então, esses dois fatores antagônicos?

            É neste ponto que se destaca o mérito de Haber, pois, através de seu método, ele descobriu condições economicamente aceitáveis para produzir amônia e conciliar esses dois fatores: pressão de 200 a 600 atm, 450^oC e catalisadores (uma mistura de Fe, K₂O e Al₂O₃).

            Atingindo um rendimento de aproximadamente 50%, seu método permitia ainda que as sobras de N₂ e H₂ fossem recicladas para produzir mais amônia.

            O processo Haber é mais um exemplo do impacto que a Química pode provocar na sociedade.

            Em 1914, no início da Primeira Guerra Mundial, a Alemanha era dependente dos depósitos de nitrato de sódio que existiam no Chile, usados na fabricação de explosivos.

            Durante a guerra, navios da marinha adversária bloquearam os portos da América do Sul e a Alemanha passou a utilizar exaustivamente o processo Haber pra produzir amônia e seus derivados usados em explosivos. Muitos analistas afirmam que a guerra teria durado menos tempo se a Alemanha não conhecesse o processo desenvolvido por Haber, um convicto patriota, que também pesquisou o uso do gás cloro como arma química de guerra. Devido a esse envolvimento com os esforços de guerra, seu prêmio Nobel de Química foi muito criticado. Interessante – e irônico – também é o fato de que Haber foi expulso da Alemanha, em 1933, por ser judeu. Certamente ele não viveu o suficiente para ver seu método contribuir na produção de alimentos para bilhões de pessoas e todas as raças.

Texto extraído do livro “Química: Realidade e contexto”, Antônio Lembo

Síntese de Amônia pelo Processo Haber Bosch

Fritz Haber e Carl Bosch (imagem Wikipédia)

Em 1908, o químico alemão Fritz Haber publicou o primeiro trabalho sugerindo a possibilidade técnica da síntese da amônia a partir do nitrogênio e do hidrogênio atmosféricos. Dez anos depois ele ganharia o Prêmio Nobel de Química por esta descoberta.

Dois anos após o artigo inicial, em 1910, a empresa Basf comprou sua patente. Carl Bosch, engenheiro metalúrgico da empresa, transformou a possibilidade teórica prevista por Haber em uma realidade prática. Os aperfeiçoamentos renderiam a Bosch o mesmo Prêmio Nobel de Química em 1931.

O proceso de Haber é uma reação entre o nitrogênio e o hidrogênio para produzir amoníaco.

Esta reação é catalisada com o ferro, sob as condições de 200 atmosferas de pressão e uma temperatura de 450ºC.:

N_2(g) + 3H_2(g) <--> 2NH_3(g) + energia

O catalisador não afeta o equilíbrio, porém acelera a velocidade da reação para atingir o equilibrio. A adição de catalisador permite que o processo se desenvolva favoralmente em temperaturas mais baixas. No início, para a reação Haber-Bosch , usava-se o ósmio e urânio como catalisadores. Atualmente utiliza-se de maneira extensiva o ferro.

O processo foi desenvolvido por Fritz Haber e Carl Bosch em 1909 e patenteado em 1910. Foi usado pela primeira vez, em escala industrial, na Alemanha durante a Primeira Guerra Mundial. Para a produção de munição os alemães dependiam do nitrato de sódio importado do Chile, que era insuficiente e incerto. Por isso passaram a utilizar prontamente o processo de Haber para a produção do amoníaco . A amônia ( amoníaco ) produzida era oxidada para a produção do ácido nítrico, este utilizado para a produção de explosivos de nitrogênio, usados na fabricação de munição.

A amônia formada é um gás, porém refrigerado e sob alta pressão é liquefeito. Nestas condições, sob a forma líquida, não ocorre a reversibilidade, ou seja, a reação a decomposição em nitrogênio e hidrogênio não acontece.

O processo Haber foi adotado inicialmente para as necessidades militares, atualmente metade do total do nitrogênio é usado para a produção de fertilizantes utilizados na agricultura.

Olá queridos estudantes

Vamos hoje começar a estreitar nosso contato indo para um local além da sala de aula, nesse espaço reservado para trocaremos idéias por um meio que já faz parte da realidade de vocês e nós professores precisamos a aprender a explorar mais, a internet.

Vou postar textos de apoio as aulas e enriquecimento de nossas atividades. Ficarei feliz em responder todos os cometários.

Abraços a todos os que por aqui passarem.....