Química - Teórico_VOLUME6

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Caro aluno 
Ao elaborar o seu material inovador, completo e moderno, o Hexag considerou como principal diferencial sua exclusiva metodologia em pe-
ríodo integral, com aulas e Estudo Orientado (E.O.), e seu plantão de dúvidas personalizado. O material didático é composto por 6 cadernos 
de aula e 107 livros, totalizando uma coleção com 113 exemplares. O conteúdo dos livros é organizado por aulas temáticas. Cada assunto 
contém uma rica teoria que contempla, de forma objetiva e transversal, as reais necessidades dos alunos, dispensando qualquer tipo de 
material alternativo complementar. Para melhorar a aprendizagem, as aulas possuem seções específicas com determinadas finalidades. A 
seguir, apresentamos cada seção:
No decorrer das teorias apresentadas, oferecemos uma cuidadosa 
seleção de conteúdos multimídia para complementar o repertório 
do aluno, apresentada em boxes para facilitar a compreensão, com 
indicação de vídeos, sites, filmes, músicas, livros, etc. Tudo isso é en-
contrado em subcategorias que facilitam o aprofundamento nos 
temas estudados – há obras de arte, poemas, imagens, artigos e até 
sugestões de aplicativos que facilitam os estudos, com conteúdos 
essenciais para ampliar as habilidades de análise e reflexão crítica, 
em uma seleção realizada com finos critérios para apurar ainda mais 
o conhecimento do nosso aluno.
multimídia
Um dos grandes problemas do conhecimento acadêmico é o seu 
distanciamento da realidade cotidiana, o que dificulta a compreensão 
de determinados conceitos e impede o aprofundamento nos temas 
para além da superficial memorização de fórmulas ou regras. Para 
evitar bloqueios na aprendizagem dos conteúdos, foi desenvolvida 
a seção “Vivenciando“. Como o próprio nome já aponta, há uma 
preocupação em levar aos nossos alunos a clareza das relações entre 
aquilo que eles aprendem e aquilo com que eles têm contato em 
seu dia a dia.
vivenciando
Sabendo que o Enem tem o objetivo de avaliar o desempenho ao 
fim da escolaridade básica, organizamos essa seção para que o 
aluno conheça as diversas habilidades e competências abordadas 
na prova. Os livros da “Coleção Vestibulares de Medicina” contêm, 
a cada aula, algumas dessas habilidades. No compilado “Áreas de 
Conhecimento do Enem” há modelos de exercícios que não são 
apenas resolvidos, mas também analisados de maneira expositiva 
e descritos passo a passo à luz das habilidades estudadas no dia. 
Esse recurso constrói para o estudante um roteiro para ajudá-lo a 
apurar as questões na prática, a identificá-las na prova e a resolvê-
-las com tranquilidade.
áreas de conhecimento do Enem
Cada pessoa tem sua própria forma de aprendizado. Por isso, cria-
mos para os nossos alunos o máximo de recursos para orientá-los 
em suas trajetórias. Um deles é o ”Diagrama de Ideias”, para aque-
les que aprendem visualmente os conteúdos e processos por meio 
de esquemas cognitivos, mapas mentais e fluxogramas.
Além disso, esse compilado é um resumo de todo o conteúdo 
da aula. Por meio dele, pode-se fazer uma rápida consulta aos 
principais conteúdos ensinados no dia, o que facilita a organiza-
ção dos estudos e até a resolução dos exercícios.
diagrama de ideias
Atento às constantes mudanças dos grandes vestibulares, é ela-
borada, a cada aula e sempre que possível, uma seção que trata 
de interdisciplinaridade. As questões dos vestibulares atuais não 
exigem mais dos candidatos apenas o puro conhecimento dos 
conteúdos de cada área, de cada disciplina.
Atualmente há muitas perguntas interdisciplinares que abrangem 
conteúdos de diferentes áreas em uma mesma questão, como Bio-
logia e Química, História e Geografia, Biologia e Matemática, entre 
outras. Nesse espaço, o aluno inicia o contato com essa realidade 
por meio de explicações que relacionam a aula do dia com aulas 
de outras disciplinas e conteúdos de outros livros, sempre utilizan-
do temas da atualidade. Assim, o aluno consegue entender que 
cada disciplina não existe de forma isolada, mas faz parte de uma 
grande engrenagem no mundo em que ele vive.
conexão entre disciplinas
Herlan Fellini
De forma simples, resumida e dinâmica, essa seção foi desenvol-
vida para sinalizar os assuntos mais abordados no Enem e nos 
principais vestibulares voltados para o curso de Medicina em todo 
o território nacional.
incidência do tema nas principais provas
Todo o desenvolvimento dos conteúdos teóricos de cada coleção 
tem como principal objetivo apoiar o aluno na resolução das ques-
tões propostas. Os textos dos livros são de fácil compreensão, com-
pletos e organizados. Além disso, contam com imagens ilustrativas 
que complementam as explicações dadas em sala de aula. Qua-
dros, mapas e organogramas, em cores nítidas, também são usados 
e compõem um conjunto abrangente de informações para o aluno 
que vai se dedicar à rotina intensa de estudos.
teoria
Essa seção foi desenvolvida com foco nas disciplinas que fazem 
parte das Ciências da Natureza e da Matemática. Nos compilados, 
deparamos-nos com modelos de exercícios resolvidos e comenta-
dos, fazendo com que aquilo que pareça abstrato e de difícil com-
preensão torne-se mais acessível e de bom entendimento aos olhos 
do aluno. Por meio dessas resoluções, é possível rever, a qualquer 
momento, as explicações dadas em sala de aula.
aplicação do conteúdo
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SUMÁRIO
QUÍMICA
ELETROQUÍMICA E QUÍMICA DESCRITIVA 
QUÍMICA ORGÂNICA E CONCEITOS MODERNOS DE ÁCIDOS E BASES 
EQUILÍBRIOS IÔNICOS E HETEROGÊNEOS
Aulas 45 e 46: Eletroquímica: eletrólise aquosa 6
Aulas 47 e 48: Eletroquímica:eletrólise quantitativa 12
Aulas 49 e 50: Titulação 18
Aulas 51 e 52: Química descritiva e ambiental 23
Aulas 45 e 46: Polímeros de adição 38
Aulas 47 e 48: Polímeros de condensação 45
Aulas 49 e 50: Acidez e basicidade dos compostos orgânicos 52
Aulas 51 e 52: Conceitos modernos de ácidos e bases 58
Aulas 45 e 46: Equilíbrios iônicos: pH e pOH 66
Aulas 47 e 48: Equilíbrios iônicos: hidrólise salina 72
Aulas 49 e 50: Equilíbrios heterogêneos 80
Aulas 51 e 52: Equilíbrios heterogêneos: produto de solubilidade 86
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Competência 1 – Compreender as ciências naturais e as tecnologias a elas associadas como construções humanas, percebendo seus papéis nos 
processos de produção e no desenvolvimento econômico e social da humanidade.
H1 Reconhecer características ou propriedades de fenômenos ondulatórios ou oscilatórios, relacionando-os a seus usos em diferentes contextos.H2 Associar a solução de problemas de comunicação, transporte, saúde ou outro, com o correspondente desenvolvimento científico e tecnológico. 
H3 Confrontar interpretações científicas com interpretações baseadas no senso comum, ao longo do tempo ou em diferentes culturas.
H4
Avaliar propostas de intervenção no ambiente, considerando a qualidade da vida humana ou medidas de conservação, recuperação ou utilização sustentável 
da biodiversidade.
Competência 2 – Identificar a presença e aplicar as tecnologias associadas às ciências naturais em diferentes contextos.
H5 Dimensionar circuitos ou dispositivos elétricos de uso cotidiano.
H6 Relacionar informações para compreender manuais de instalação ou utilização de aparelhos, ou sistemas tecnológicos de uso comum.
H7
Selecionar testes de controle, parâmetros ou critérios para a comparação de materiais e produtos, tendo em vista a defesa do consumidor, a saúde do 
trabalhador ou a qualidade de vida.
Competência 3 – Associar intervenções que resultam em degradação ou conservação ambiental a processos produtivos e sociais e a instrumen-
tos ou ações científico-tecnológicos.
H8
Identificar etapas em processos de obtenção, transformação, utilização ou reciclagem de recursos naturais, energéticos ou matérias-primas, considerando 
processos biológicos, químicos ou físicos neles envolvidos.
H9
Compreender a importância dos ciclos biogeoquímicos ou do fluxo energia para a vida, ou da ação de agentes ou fenômenos que podem causar alterações 
nesses processos.
H10 Analisar perturbações ambientais, identificando fontes, transporte e(ou) destino dos poluentes ou prevendo efeitos em sistemas naturais, produtivos ou sociais.
H11
Reconhecer benefícios, limitações e aspectos éticos da biotecnologia, considerando estruturas e processos biológicos envolvidos em produtos biotecnológi-
cos.
H12 Avaliar impactos em ambientes naturais decorrentes de atividades sociais ou econômicas, considerando interesses contraditórios.
Competência 4 – Compreender interações entre organismos e ambiente, em particular aquelas relacionadas à saúde humana, relacionando 
conhecimentos científicos, aspectos culturais e características individuais.
H13 Reconhecer mecanismos de transmissão da vida, prevendo ou explicando a manifestação de características dos seres vivos.
H14
Identificar padrões em fenômenos e processos vitais dos organismos, como manutenção do equilíbrio interno, defesa, relações com o ambiente, sexualidade, 
entre outros.
H15 Interpretar modelos e experimentos para explicar fenômenos ou processos biológicos em qualquer nível de organização dos sistemas biológicos.
H16 Compreender o papel da evolução na produção de padrões, processos biológicos ou na organização taxonômica dos seres vivos.
Competência 5 – Entender métodos e procedimentos próprios das ciências naturais e aplicá-los em diferentes contextos.
H17
Relacionar informações apresentadas em diferentes formas de linguagem e representação usadas nas ciências físicas, químicas ou biológicas, como texto 
discursivo, gráficos, tabelas, relações matemáticas ou linguagem simbólica.
H18 Relacionar propriedades físicas, químicas ou biológicas de produtos, sistemas ou procedimentos tecnológicos às finalidades a que se destinam.
H19
Avaliar métodos, processos ou procedimentos das ciências naturais que contribuam para diagnosticar ou solucionar problemas de ordem social, econômica 
ou ambiental.
Competência 6 – Apropriar-se de conhecimentos da física para, em situações problema, interpretar, avaliar ou planejar intervenções científi-
co-tecnológicas.
H20 Caracterizar causas ou efeitos dos movimentos de partículas, substâncias, objetos ou corpos celestes.
H21 Utilizar leis físicas e (ou) químicas para interpretar processos naturais ou tecnológicos inseridos no contexto da termodinâmica e(ou) do eletromagnetismo.
H22
Compreender fenômenos decorrentes da interação entre a radiação e a matéria em suas manifestações em processos naturais ou tecnológicos, ou em suas 
implicações biológicas, sociais, econômicas ou ambientais.
H23
Avaliar possibilidades de geração, uso ou transformação de energia em ambientes específicos, considerando implicações éticas, ambientais, sociais e/ou 
econômicas.
Competência 7 – Apropriar-se de conhecimentos da química para, em situações problema, interpretar, avaliar ou planejar intervenções científi-
co-tecnológicas.
H24 Utilizar códigos e nomenclatura da química para caracterizar materiais, substâncias ou transformações químicas
H25
Caracterizar materiais ou substâncias, identificando etapas, rendimentos ou implicações biológicas, sociais, econômicas ou ambientais de sua obtenção ou 
produção.
H26
Avaliar implicações sociais, ambientais e/ou econômicas na produção ou no consumo de recursos energéticos ou minerais, identificando transformações 
químicas ou de energia envolvidas nesses processos.
H27 Avaliar propostas de intervenção no meio ambiente aplicando conhecimentos químicos, observando riscos ou benefícios.
Competência 8 – Apropriar-se de conhecimentos da biologia para, em situações problema, interpretar, avaliar ou planejar intervenções científico 
tecnológicas.
H28
Associar características adaptativas dos organismos com seu modo de vida ou com seus limites de distribuição em diferentes ambientes, em especial em 
ambientes brasileiros.
H29
Interpretar experimentos ou técnicas que utilizam seres vivos, analisando implicações para o ambiente, a saúde, a produção de alimentos, matérias primas 
ou produtos industriais.
H30
Avaliar propostas de alcance individual ou coletivo, identificando aquelas que visam à preservação e a implementação da saúde individual, coletiva ou do 
ambiente.
5
ELETROQUÍMICA E QUÍMICA DESCRITIVA : Incidência 
do tema nas principais provas
UFMG
Os assuntos de eletrólise e Química 
descritiva ambiental são os principais. Por 
serem cobrados de maneira bem objetiva, 
é importante uma boa interpretação para 
organizar todo o raciocínio.
O assunto de eletrólise é cobrado de 
uma maneira bem direta. Por isso, é 
importante que os conteúdos relacionados à 
eletroquímica estejam bem fixados.
O principal tópico é o da Química descritiva 
ambiental, em que são exigidos conhecimentos 
de diversas propriedades químicas de diversos 
compostos correlacionados com a temática do 
meio ambiente.
Titulação e eletrólise são recorrentes, portanto, 
é importante que estejam bem fixados os 
conteúdos relacionados a cálculos estequio-
métricos, soluções e pH para titulação, além de 
toda a eletroquímica.
O tema da Química descritiva é o mais cobra-
do, sendo necessário que todo o conteúdo 
relacionado às propriedades de compostos 
esteja fixado, principalmente aquelas que são 
nocivas ao meio ambiente.
O tópico mais cobrado está relacionado 
com a titulação, por isso, é importante que 
esse assunto seja trabalho com calma, já 
que se faz necessário que os conteúdos de 
calculo estequiométrico, soluções e pH 
estejam bem definidos.
Os assuntos mais cobrados estão relacionados 
com titulação e eletrólise. Assim, é importante 
que os dados fornecidos sejam bem 
interpretados, para que os tópicos de cálculo 
estequiométrico, soluções e todo o conteúdo 
de eletroquímica estejam bem 
fixados.
Eletrólise aquosa é um dos temas mais recorrentes 
dentro da Química descritiva ambiental, em 
questões sobre o meio ambiente.
Um assunto recorrente é o da eletrólise, 
sendo necessário conhecimentos de eletro-
química. Além disso, aborda assuntos de 
titulação em questões bem analíticas.
Titulação e Química descritiva ambiental são 
recorrentes, por isso, os assuntos referentes 
a cálculos estequiométricos, soluções e pro-
priedades químicas dos compostos tornam-se 
importantes para a melhor interpretação dos 
fenômenos que podem afetar o 
meio ambiente.
O tema de eletrólise é cobrado de maneira 
direta, porém, é importante que os concei-
tos referentes ao assunto de eletroquímica 
estejam fixados para que se tenha melhor 
interpretação do enunciado.
Eletrólisetem uma incidência alta, então, é 
muito importante que os conteúdos sobre 
eletroquímica estejam bem fixados, já que as 
questões são bem interpretativas.
O assunto de titulação é bem recorrente, 
tornando-se necessário que os conteúdos 
referentes a cálculos estequiométricos e 
soluções estejam bem fixados para interpretar 
os diversos dados fornecidos.
São recorrentes titulação e eletrólise aquosa, 
tonando-se importante que os conteúdos rela-
cionados a cálculos estequiométricos, soluções 
e eletroquímica estejam bem fixados.
São mais recorrentes os assuntos de eletrólise 
e Química descritiva ambiental, por isso, é 
importante que todo o conteúdo relacionado 
com eletroquímica esteja fixado e ter uma boa 
compressão das propriedades de compostos 
químicos.
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 ElEtroquímica: ElEtrólisE aquosa
CompetênCias: 3, 5 e 7 Habilidades:
17, 18, 21, 24, 25, 26 
e 27
AULAS 
45 E 46
1. ElEtrólisE Em solução aquosa
Na eletrólise aquosa, a substância pura está dissol-
vida e dissociada em água (solução aquosa).
A eletrólise é um processo que transforma energia elétrica 
em energia química.
Na eletrólise aquosa as espécies que sofrem descarga 
elétrica estão presentes em solução aquosa. Note que as 
reações químicas promovidas pela eletrólise não são es-
pontâneas, então será necessário o fornecimento de uma 
certa quantidade de energia para que o processo ocorra, 
geralmente se utiliza uma fonte de corrente contínua, veja: 
Fonte de corrente contínua
ÂnodoCátodo
Considere uma substância pura genérica AxBy.
Dissolução da substância pura:
AxBy → x.A
y+ + y.Bx–
 § Os cátions movimentam-se em direção ao cátodo e 
sofrem descarga elétrica (reação catódica).
Ay+ + y.e– → A0
 § Os ânions movimentam-se em direção ao ânodo e so-
frem descarga elétrica (reação anódica).
Bx– → x.e– + B0
Estabelecida a igualdade entre o número de elétrons perdi-
dos (x) e o número de elétrons recebidos (y) e somadas as 
semirreações, obtém-se a reação global da eletrólise:
cátodo e polo (–) (redução): [Ay+ + y.e– → A0].x
ou
x.Ay+ + x.y.e– → x·A0
ânodo e polo (+) (oxidação): [Bx– → x.e– + B0].y
ou
y.Bx– → y.x.e– + y.B0
reação global (eletrólise): x.Ay+ + y.Bx– → x.A0 + y.B0
Observe que, para igualar os números de elétrons doados 
e recebidos, aplica-se o princípio do “mínimo múltiplo co-
mum”: x . y = y . x 
A eletrólise em solução aquosa pode promover a formação 
dos gases H2 ou O2 pela redução ou oxidação da água, 
respectivamente, de acordo com as equações químicas:
Descarga no ânodo – oxidação: 
H2O(ℓ) → 
1 __ 
2
 O2(g) + 2 H
+
(aq) + 2 e
- 
Descarga no cátodo – redução: 
2 H2O(ℓ) + 2 e
- → H2(g) + 2 OH
-
(aq)
Somando as equações anteriores, temos:
3 H2O(ℓ) + 2 e
- → 1 __ 
2
 O2(g) + (2 H
+
(aq)
 + 2 OH-(aq)) + 2 e
- + H2(g)
2H2O(ℓ)
Simplificando a equação anterior:
H2O(ℓ) → H2(g) + 
1 __ 
2
 O2(g)
2. ExEmplos dE rEaçõEs anódicas
No ânodo ocorre oxidação:
2OH– (aq) → 2e
– + H2O(ℓ) + 1/2 O2(g)
2Cℓ–(aq) → 2e
– + Cℓ2(g)
2I– (aq) → 2e
– + I2(s)
H2O(ℓ) → 
1 __ 
2
 O2(g) + 2H
+ 
(aq) + 2e
–
–2 oxidação 0
7
3. ExEmplos dE rEaçõEs catódicas
No cátodo ocorre redução:
2H+ (aq) + 2e
– → H2(g)
Aℓ3+ (aq) + 3e
– → Aℓ0 (s)
Cu2+ (aq) + 2e
– → Cuº(s)
Zn2+ (aq) + 2e
– → Znº(s)
Ag+ (aq) + e
– → Agº(s)
Mg2+(aq) + 2e
– → Mgº(s)
2H2O(ℓ) + 2e
– → H2(g) + 2OH
– 
(aq)
4. ordEm dE dEscarga
A eletrólise aquosa apresenta uma dificuldade a mais 
em relação à eletrólise ígnea: além dos íons liberados 
pela substância que se deseja eletrolisar, sempre há os íons 
produzidos pela autoionização da água (o solvente), razão 
pela qual haverá uma “competição” entre os íons.
Em razão disso, deve-se obedecer à ordem de descarga:
+1 redução 0
Examinemos duas eletrólises em meio aquoso.
4.1. Eletrólise aquosa do 
cloreto de sódio NaCℓ
Na solução há:
NaCℓ → Na+ (aq) + Cℓ
–
(aq)
H2O → H
+
(aq) + OH
–
(aq) (autoionização da água)
Cátodo Ânodo
Migração 
de íons
H+ e Na+ Cℓ– e OH–
Facilidade de 
descarga
H+ > Na+ Cℓ– > OH–
Semirreação
(íons que 
sofrem
 descarga)
redução
2H+ + 2e– → H2
oxidação
2Cℓ– → Cℓ2 + 2e
–
Íons presentes 
na solução
(pois não 
sofreram 
descarga)
Na+ OH–
Somadas as quatro equações, obtém-se a reação global 
do processo:
dissolução: 2NaCℓ → 2Na+ + 2Cℓ–
autoionização: 2H2O → 2H
+ + 2OH–
cátodo (redução): 2H+ + 2e– → H2
ânodo (oxidação): 2Cℓ– → Cℓ2 + 2e
–
reação global: 2NaCℓ + 2H2O(ℓ) → 
2Na+(aq) + 2OH
– 
(aq) + H2(g) + Cℓ2(g)
Conclusão: a eletrólise do NaCℓ(aq) é um processo que 
permite obter soda cáustica (NaOH), gás hidrogênio (H2) 
e gás cloro (Cℓ2).
Observe que a presença de OH– na solução final da eletró-
lise caracteriza soluções básicas.
Em vez de escrever a descarga do H+ proveniente da água, 
pode-se escrever a descarga da própria água, cuja reação 
é dada por:
autoionização: 2H2O → 2H
+ + 2OH–
cátodo (redução): 2H+ + 2e– → H2_____________________________________
reação global: 2H2O + 2e
– → H2 + 2OH
–
solução cátodo ânodo
Eletrólise Aquosa
Fonte: Youtube
multimídia: vídeo
8
Cloro líquido
Nas condições ambientes, o cloro (Cℓ2) é um gás. 
Por isso, ao ler a propaganda “temos cloro líquido”, 
bastante comum em lojas de materiais para piscina, 
entenda-se que o produto anunciado é o cloro ga-
soso borbulhado em solução de hidróxido de sódio.
Cℓ2(g) + 2 NaOH(aq) → NaCℓ(aq) + NaCℓO(aq) + H2O(ℓ)
Essa solução é utilizada na produção de desinfetantes 
e alvejantes domésticos.
4.2. Eletrólise aquosa do 
sulfato de cobre CuSO4
Na solução obtém-se:
dissolução: CuSO4 → Cu
2+ 
(aq) + SO4
2– 
(aq)
autoionização: H2O → H
+ + OH–
Cátodo Ânodo
Migração de íons Cu2+ e H+ OH– e SO4
2–
Facilidade de 
descarga
Cu2+ > H+ OH– > SO4
2–
Semirreação
(íons que sofrem 
descarga)
redução 
Cu2+ + 2e– →
→ Cu
oxidação 
2OH– → 
H2O + 
1 __ 
2
 O2 + 2e
–
Íons presentes 
na solução
(pois não 
sofreram descarga)
H+ SO4
2–
Somadas as quatro equações, obtém-se a reação global 
do processo:
dissolução: 
CuSO4 → Cu
2+ + SO4
2–
autoionização: 
2 H2O → 2H
+ + 2OH–
cátodo (redução): 
Cu2+ + 2e– → Cu
ânodo (oxidação): 
2OH– → H2O + 
1 __ 
2
 O2 + 2e
–
reação global: 
CuSO4 (aq) + H2O(ℓ) → 2H
+
(aq) + SO
-2
4(aq) + Cu(s) + 
1 __ 
2
 O2(g)
Conclusão: na eletrólise do CuSO4, obtêm-se cobre me-
tálico (Cu) e gás oxigênio (O2), e a solução final apresenta 
caráter ácido graças aos íons H+.
Em vez de escrever a descarga do OH– proveniente da 
água, pode-se escrever a descarga da própria água, cuja 
reação é dada por:
autoionização: 2H2O → 2H
+ + 2OH–
ânodo (oxidação): 
2OH– → H2O + 
1 __ 
2
 O2 + 2e
–
____________________________________
reação global: H2O → 2 H
+ + 1 __ 
2
 O2 + 2e
–
solução cátodo ânodo
O hidróxido de sódio é um composto químico muito utilizado na indústria de papel, para se fazer sabão, salitre, corantes 
e produtos de limpeza doméstica. Suas aplicações na indústria são diversas e, para isso, um método muito comum é feito 
para sua obtenção. Como se sabe, a água do mar contém NaCℓ, e este sal, em meio aquoso, será o responsável pela 
obtenção de hidróxido de sódio na indústria química. A partir do processo de eletrólise, é possível obter este composto 
por conta da formação de cloro gasoso e hidrogênio molecular nos eletrodos. Com isso, na solução, ficam na forma dis-
sociada os íons Na+ e OH−, conferindo ao sistema o caráter básico por conta da formação de NaOH na forma dissociada. 
VIVENCIANDO
9
 Aplicação do conteúdo
1. (Unicamp) Observe o esquema representativo da ele-
trólise da água.
A B
eletrodos
água
bateria
As semirreações que ocorrem nos eletrodos são:
2 H2O(ℓ) + 2e
– → 2 OH– (aq) + H2(g)
2 H2O(ℓ) → 4 H
+ 
(aq) + O2(g) + 4 e
–
A partir dessas informações:
a) Identifique os gases A e B.
b) Indique se, após certo tempo de eletrólise, o 
meio estará ácido, básico ou neutro. Por quê?
Resolução:
a) Obtém-se a reação global:
 cátodo (redução): 2 H2O(ℓ) + 
2e– → 2 OH– (aq) + H2(g) (x2)
ânodo (oxidação): 2 H2O(ℓ)→ 4 H
+ 
(aq) + O2(g) + 4e
–
____________________________________
reação global: H2O(ℓ) → H2(g) + ½O2(g)
Lembrando que nº de e– cedidos = nº de e– recebidos, são 
produzidos 2 H2(g) para 1 O2(g); logo, o volume de H2 produ-
zido será maior que o de O2.
gás A = H2 e gás B = O2
b) Observando a equação da reação global, 
nota-se que a quantidade (concentração) de 
H+ é igual à de OH–. Portanto, pela equação 
4 H+ → 4 OH–, a solução final é neutra.
2. Uma solução aquosa de iodeto de potássio (KI) foi ele-
trolisada, usando-se a aparelhagem esquematizada na 
figura. Após algum tempo de eletrólise, adicionaram-se 
algumas gotas de solução de fenolftaleína na região do 
eletrodo A e algumas gotas de solução de amido na região 
do eletrodo B. Verificou-se o aparecimento da cor rosa na 
região de A e da cor azul (formação de iodo) na região de B.
Nessa eletrólise:
I. no polo negativo, ocorre redução da água com for-
mação de OH¯ e de H2;
II. no polo positivo, o iodeto ganha elétrons e forma iodo;
III. o grafite atua como condutor de elétrons.
Dessas afirmações, apenas a:
a) I é correta.
b) II é correta.
c) III é correta.
d) I e a III são corretas.
e) II e a III são corretas.
Resolução:
Antes de fazer as semirreações, é necessário verificar quais 
íons serão oxidados e reduzidos na solução de KI:
Onde ocorre Disponíveis 
na solução
Facilidade de 
descarga 
Cátions H+ e K+ H+ > K+
Ânions OH– e I– I– > OH–
Sabendo qual são as facilidades de descarga dos íons, po-
de-se montar as semirreações no cátodo e ânodo:
Onde ocorre Reação
Cátodo 2H2O + 2e
- → H2 + 2OH
-
Ânodo 2KI → I2 + 2K
+ + 2e-
Global 2KI + 2H2O → H2 + I2 + 2K
+ + 2OH-
Analisando as afirmativas, temos que os itens estão:
I. Correta, pois no polo negativo (cátodo) ocorre a 
redução da água, formando OH- e H2.
II. Incorreta, pois no polo positivo (ânodo), iodeto per-
de elétrons (oxida), formando iodo (I2).
III. Correta, grafite atua como eletrodo, ou seja, con-
dutor de elétrons.
Alternativa D
3. (Fuvest) Para pratear eletroliticamente um objeto 
de cobre e controlar a massa de prata depositada no 
objeto, foi montada a aparelhagem esquematizada na 
figura a seguir, onde I, II e III são, respectivamente:
10
Uma das preocupações ambientais é a presença de metais pesados na água. Os metais pesados podem ser considera-
dos quaisquer metais de transição, se presentes em excesso na água. É, muitas vezes, um processo natural, decorrente 
do acúmulo de minérios que acabam por se concentrar ou de ações humanas displicentes. Ingerir água com esses metais 
pode causar problemas funcionais decorrentes do acúmulo do metal no organismo, trazendo como consequências, por 
exemplo, o cálculo renal, o acúmulo de metais no sistema nervoso central causando debilitação de movimentos, insani-
dade ou até mesmo a morte. Para retirar esses metais da água, é necessário passar por um processo de eletrólise aquosa, 
no qual serão separados os metais dessa solução. Uma das dificuldades desse processo é a energia gasta e a quantidade 
de água que tem para se desinfectar; contudo, muitas vezes, torna o processo inviável.
CONEXÃO ENTRE DISCIPLINAS
multimídia: sites
www2.fc.unesp.br/lvq/exp09.htm
a) o objeto de cobre, uma chapa de platina e um amperímetro.
b) uma chapa de prata, o objeto de cobre e um voltímetro.
c) o objeto de cobre, uma chapa de prata e um voltímetro.
d) o objeto de cobre, uma chapa de prata e um amperímetro.
e) uma chapa de prata, o objeto de cobre e um amperímetro
Resolução:
O item I é polo positivo, logo é o ânodo (onde ocorre oxida-
ção); deve-se colocar uma chapa de prata, de onde ocorre a 
oxidação da prata. No item II é polo negativo, logo é o cáto-
do (onde ocorre a redução); deve-se colocar o objeto de co-
bre que deseja ser recoberto pela prata, que é onde a prata 
da solução será reduzida. No item III deve ir o amperímetro, 
pois o item III está ligado em série com o circuito (sendo que 
o amperímetro deve ser ligado em série para medir a corren-
te e o voltímetro deve ser ligado em paralelo para medir a 
tensão, do contrário, não irá medir nenhum valor).
Alternativa E
11
 DIAGRAMA DE IDEIAS
CELA ELETROQUÍMICA ELETRÓLISE
CELA ELETROLÍTICA
OXIRREDUÇÃO NÃO 
ESPONTÂNEA
MEIO CONDUTOR 
IÔNICO
FORÇADA PELA 
CORRENTE ELÉTRICA
SOLUÇÃO AQUOSA 
DE ELETRÓLITO
ELETRÓLISE AQUOSA
ORDEM DE FACILIDADE 
DE DESCARGA
PODE SER CHAMADA
TEM É
PODE SER
NESSE CASO É UMA
NA QUAL HÁ
12
 ElEtroquímica: ElEtrólisE quantitativa
CompetênCias: 3, 6 e 7 Habilidades:
17, 21, 23, 24, 25, 26 
e 27
AULAS 
47 E 48
1. ElEtrólisE quantitativa E 
a carga dE 1 mol dE Elétron
A eletrólise é um processo muito utilizado na indústria 
(principalmente na produção de substâncias simples que 
servem de matérias-primas e na purificação de metais). Por 
esse motivo, os aspectos quantitativos relacionados a esse 
processo tornam-se de extrema necessidade.
Por exemplo: 
Qual seria a quantidade de eletricidade necessária para 
depositar 10 g de prata?
Dado: Ag = 108 g/mol
A equação de redução da prata é:
Ag+ + 1 e– → Ag0
Nesse caso, sabe-se que:
108 g de prata —— 1 mol de elétrons
10 g de prata —— Quantidade de elétrons?
Como é possível resolver o problema acima e chegar à 
quantidade de eletricidade mencionada na relação? A 
depender de como a prata é depositada, a qualidade da 
cor do objeto que foi revestido, a espessura da camada de 
metal depositado e a eficiência da proteção contra a sua 
corrosão variam.
O físico e químico Michael Faraday (1791-1867) contri-
buiu decisivamente para identificar esse fato. Ele realizou 
uma série de experimentos e percebeu que, quando uma 
corrente elétrica (eletrólise) passa em uma solução de de-
terminado íon metálico, o metal desse íon se deposita no 
fundo do recipiente. Desse modo, ele concluiu que a massa 
de uma substância formada na eletrólise é diretamente 
proporcional à quantidade de carga elétrica do sistema. 
Isso significa que, quanto maior for a intensidade da cor-
rente elétrica usada na eletrólise, maior será a quantidade 
formada de massa do produto.
A carga elétrica (Q) é dada pela seguinte fórmula, usada 
com frequência na Física:
Q = i · t
Em que:
Q = quantidade de carga elétrica (coulomb – C)
i = intensidade da corrente elétrica (ampère – A);
t = tempo decorrido na eletrólise (segundos – s).
Em 1909, outro passo importante para a eletrólise quanti-
tativa foi dado pelo físico Robert Andrews Millikan (1868-
1953), que determinou a carga elétrica de 1 elétron como 
igual a 1,6 · 10-19 C.
A constante de Avogadro afirma que em 1 mol de elétrons 
há 6,02 · 1023 elétrons. Assim, é possível calcular a carga de 
1 mol de elétrons pela regra de três:
1 elétron ————— 1,6 · 10-19 C
6,02 · 1023 elétrons ——————— x
x = 96500 coulombs
Esse valor é conhecido como Constante de Faraday (unidade: F).
Constante de Faraday é a carga elétrica de 1 mol de 
elétrons e vale 96.500 C/mol.
1F = 96.500 C
Assim, se a carga utilizada no processo for dada em fa-
raday (ou em quantidade de cargas), então será possível 
utilizar relações estabelecidas por regras de três e calcular 
a quantidade de massa que será depositada na eletrólise.
No exemplo do início, a quantidade de carga necessária 
para depositar 10 g de prata seria:
108 g de prata ——— 1 mol de elétrons —— 96.500 C 
10 g de prata ——————————— x
x = 8.935 coulombs
Ou seja, a quantidade de carga necessária será de 8.935 
coulombs. Ressaltando que, para um valor de intensidade 
da corrente elétrica e tempo decorrido na eletrólise, quando 
13
a quantidade de carga chegar ao valor de 8.935 C, 10 g de 
prata serão depositados no polo negativo do sistema.
Constante de Faraday é a carga elétrica de 1 mol de elé-
trons e vale 96.500 C/mol.
1F = 96.500
3. ElEtrólisE Em sériE
É possível realizar diversas eletrólises com a utilização de 
um mesmo gerador e formar um circuito em série.
Pelo esquema, é possível observar que as quantidades de 
cargas envolvidas nas duas cubas são iguais.
Q1 = Q2Galvanização doanel - Super química
Fonte: Youtube
multimídia: vídeo
conheça o processo para banhar 
a ouro suas joias
Fonte: Youtube
multimídia: vídeo
2. carga dE 1 mol dE 
Elétrons (faraday)
Em 1909, Millikan determinou que a carga elétrica de um 
elétron é igual a 1,6 · 10–19 C. Sabe-se que 1 mol de elétrons 
corresponde a 6,02 · 1023 elétrons. Em função disso, é pos-
sível calcular a carga de 1 mol de elétrons pela regra de três:
1 elétron —— 1,6 ·10–19 C
6,02 · 1023 elétrons —— x
Nota
Nos exercícios que compreendem estequiometria na 
eletrólise, é comum a aplicação da seguinte fórmula:
Q = i · t
Q = quantidade de carga em coulombs (C;)
i = corrente elétrica em ampères (A);
t = tempo decorrido em segundos (s);
formação de prata metálica no cátodo.
Ag+ + e– é Ag
ç ç ç
1 mol 1 mol 1 mol
Em razão disso, pode-se deduzir que:
1 mol de elétrons (e–) produz 1 mol de Ag (108 g)
96 500 C produzem 1 mol de Ag (108 g)
1 F produz 1 mol de Ag (108 g)
 Aplicação do conteúdo
1. Uma peça de bijuteria recebeu um “banho de prata” (pra-
teação) por um processo eletrolítico. Sabendo que nessa 
deposição o Ag+ reduz-se a Ag e que a quantidade de carga 
envolvida no processo foi de 0,01 faraday, qual é a massa 
de prata depositada? (massa molar: Ag = 108 gmol–1)
Ag+ + e– é Ag
ç ç
1 mol e– 1 mol
ç ç
1 faraday —— 108 g
0,01 faraday —— x
14
Resolução:
ä x = 0,01 F · 108g ___________ 
1 F
 
ä x = 1,08 g de prata
2. Considerando que uma quantidade de carga igual a 
9.650 C é responsável pela deposição de cobre se fizer 
uma eletrólise de CuSO4(aq), qual será a massa de cobre 
depositada? (massa molar: Cu = 64 g·mol–1)
CuSO4 é Cu
2+ + SO4
2–
Cu2+ + 2 e– é Cu0
ç ç
2 mol e– 1 mol
ç ç
2 (96.500 C) —— 64 g
9.650 C —— x
Resolução:
ä x = 9 650 C · 64g ___________ 
2 · 96 500 C
 
ä x = 3,2 g de Cu
3. Numa pilha antiga de flash, o eletrólito está contido 
numa lata de zinco que funciona como um dos eletrodos. 
Durante a descarga desse tipo de pilha, que massa de Zn é 
oxidada a Zn2+, por um período de 30 minutos, envol-
vendo uma corrente de 5,36 · 10–1 A? 
(massa molar do Zn = 65 g · mol–1)
i = 5,36 · 10–1 A
t = 30 minutos = 30 · 60 s = 1.800 s
Q = i·t
Q = 5,36 · 10–1 A · 1.800 s ä Q = 965 C
Zn é Zn2+ + 2 e-
ç ç
1 mol 2 mol e-
ç ç
65 g —— 2 (96.500 C)
x —— 965
Resolução:
ä x = 965 C · 65 g __________ 
2 · 96 500 C
 
ä x = 3,25 · 10–1 g de Zn
4. Considere duas cubas eletrolíticas ligadas em série, 
montadas com eletrodos inertes, sendo que a primeira 
(cuba 1) contém MgCℓ2 fundido e a segunda (cuba 2) 
contém uma solução aquosa de NiCℓ2. Faz-se atravessar 
uma corrente elétrica pelo circuito e observa-se que, 
após um determinado tempo, houve um depósito de 
3,0 g de Mg metálico. Com base nessas informações, 
assinale o que for correto.
Dados:
1F = 96.500 C
Mg =24; Ni =58,7
01. A massa de Ni depositada, no mesmo tempo, na cuba 
2, é de aproximadamente 7,4 .
02. Na superfície do ânodo da cuba 1, forma-se cloro gasoso.
04. Na superfície do polo negativo da cuba 2, forma-se H2(g).
08. Na superfície do ânodo da cuba 2, forma-se cloro gasoso.
16. A equação da reação global referente à cuba 2 é Ni-
Cℓ2(aq) → Ni
0
(s) + Cℓ2(aq), , e o que resta no meio eletrolíti-
co, após uma eletrólise completa, é apenas água. 
Resolução:
Tem-se:
Cuba 1:
MgCℓ2(s) →
∆ Mg2+(ℓ) + 2Cℓ
-
(ℓ)
(+) 2Cℓ-(ℓ) → 2e
- + Cℓ2(g) (oxidação; ânodo)
(-) Mg2+(ℓ) + 2e
- → Mg(ℓ) (redução; cátodo)__________________________________
MgCℓ2(s) 
___→Global Cℓ2(g) + Mg(ℓ)
Conhecendo as filas de descarga:
Cuba 2 :
H2O(ℓ) → H
+
(aq) + OH
-
(aq)
NiCℓ2(s) → Ni
2+
(aq) + 2Cℓ
-
(aq)
(+) 2Cℓ-(aq) → 2e
- +Cℓ2(g) (oxidação; ânodo)
(-) Ni2+(aq) + 2e
-→Ni(s) (redução; cátodo)
__________________________________
NiCℓ2(s) + H2O(ℓ) 
___→Global H+(aq) + OH
-
(aq) + Cℓ2(g) + Ni(s)
NiCℓ2(s)
___→Global Cℓ2(g) + Ni(s)
15
Na superfície do polo negativo da cuba 2, forma-se Ni(s)
Como as cubas eletrolíticas estão ligadas em série, elas 
devem ser percorridas pela mesma corrente elétrica. Cha-
mando a quantidade de eletricidade que percorre as duas 
cubas de Q, tem-se:
Mg2+ + 2e- → Mg0
2 · 96.500C —— 24g
Q —— 3g
Q = 24.125C
Ni2+ + 2e- → Ni0
2 · 96.500C —— 58,7g
 24.125C —— mNi
mNi = 7,34g ≈ 7,4g
Resposta:
01 + 02 + 08 +16 = 27.
multimídia: sites
icz.org.br/galvanizacao.php
A galvanização ou eletrodeposição é o processo de revestimento de superfícies metálicas com outros metais por um 
meio eletrolítico. Processos como douração, prateação, niquelação, cromeação, entre outros, são realizados industrial-
mente. Esses processos são de deposição eletrolítica ou galvanoplastia. O objeto metálico que será revestido com outro 
metal é utilizado como cátodo e ligado ao polo negativo do gerador. A solução eletrolítica contém os cátions do metal 
que se deseja aplicar como revestimento. É possível, por exemplo, pratear um anel de cobre por meio de uma eletrólise 
de um sal de prata, ligando o anel ao polo negativo (cátodo). O ânodo pode ser inerte a um eletrodo de prata.
O ferro galvanizado é revestido por uma camada de zinco. Ele é obtido mergulhando-se chapas de ferro no zinco fundido 
e retirando-as logo a seguir. O zinco solidifica sobre a superfície do ferro, constituindo o revestimento. O nome “ferro 
galvanizado” sugere que o processo de obtenção é a galvanoplastia ou eletrodeposição e, por isso, é inconveniente. 
VIVENCIANDO
16
ÁREAS DE CONHECIMENTO DO ENEM
Avaliar possibilidades de geração, uso ou transformação de energia em ambientes específicos, considerando implica-
ções éticas, ambientais, sociais e/ou econômicas.23
Habilidade
A galvanoplastia tem um papel fundamental na produção de peças para a proteção contra a oxidação de materiais 
com alto potencial de oxidação. 
Modelo 
(Enem) A eletrólise é muito empregada na indústria com o objetivo de reaproveitar parte dos metais sucateados. 
O cobre, por exemplo, é um dos metais com maior rendimento no processo de eletrólise, com uma recuperação de 
aproximadamente 99,9%. Por ser um metal de alto valor comercial e de múltiplas aplicações, sua recuperação tor-
na-se viável economicamente.
Suponha que, em um processo de recuperação de cobre puro, tenha-se eletrolisado uma solução de sulfato de cobre 
(II) (CuSO4) durante 3 h, empregando-se uma corrente elétrica de intensidade igual a 10 A. A massa de cobre puro 
recuperada é de aproximadamente:
Dados: constante de Faraday (F = 96.500 C/mol); massa molar em g/mol: Cu = 63,5. 
a) 0,02 g. b) 0,04 g. c) 2,40 g. d) 35,5 g. e) 71,0 g.
Análise expositiva - Habilidade 23: 
Tem-se:
Q = i · t ⇒ 10 · 3 · 3.600 s = 108.000 C
Cu2+ + 2e– → Cu
2 · 96.500 C ____ 63,5 g
 108.000 C ____ m
m = 35,5 g
Alternativa D
D
17
 DIAGRAMA DE IDEIAS
CELA ELETROQUÍMICA
CELA ELETROLÍTICA
OBTENÇÃO
DE SUBSTÂNCIAS
GALVANOPLASTIA
REFINO ELETROLÍTICO 
DE METAIS
MASSA DE SUBSTÂNCIA 
GASTA OU FORMADA EM 
UMA SEMIRREAÇÃO 
CARGA QUE ATRAVESSA 
O CIRCUITO
MASSA MOLAR
DA SUBSTÂNCIA
INTERVALO
DE TEMPO
CORRENTE
ELÉTRICA
AMPERE (A)
AMPERÍMETRO
PODE SER
DEPENDE DA 
CALCULADA A 
PARTIR DE
18
 TiTulação 
CompetênCias: 3, 6 e 7 Habilidades: 17, 21, 24, 25, 26 e 27
AULAS 
49 e 50
1. TiTulação
A titulação é um procedimento em laboratório para de-
terminar a concentração de uma solução a partir de uma 
solução de concentração conhecida.
As principais titulações são:
 § acidimetria, que determina a concentração de um 
ácido; e
 § alcalimetria, que determina a concentração de uma base.
1.1. Esquema da titulação
Em geral, são utilizados na titulação uma bureta e um 
erlenmeyer.
bureta
erlenmeyer
Solução de concentração 
conhecida (ácido ou baSe)
Volume gaSto na titulação
Solução de concentração 
deSconhecida (ácido ou baSe)
Volume deSconhecido
algumaS gotaS de indicador
Quando a torneira da bureta é aberta, ocorre a reação en-
tre o ácido e a base.
Depois que o ácido oua base do erlenmeyer é consumido 
totalmente, a titulação termina (fecha-se a torneira). O si-
nal disso é a mudança de cor da solução no erlenmeyer.
Erlenmeyer início ä 
ä erlenmeyer final 
2. PrincíPio da TiTulomeTria
Considere as soluções aquosas A e B.
solução A: MA = 
nA __ 
VA
 
solução B: MB = 
nB __ 
VB
 
Para que a reação entre A e B seja completa, as substâncias 
devem reagir na proporção indicada pelos coeficientes da 
equação balanceada:
aA + bB é cC
a — b
nA — nB
 a __ 
b
 = 
nA __ nB
 ou a __ 
b
 = 
mA · VA ______ 
mB · VB
 
Exemplos:
1. Titulação entre H2SO4 e NaOH
2 NaOH + H2SO4 é Na2SO4 + 2 H2O
 
nNaOH ____ nH2SO4
 = 2 __ 
1
 ou 
mNaOH · VNaOH __________ 
mH2SO4 · VH2SO4
 
19
Casos possíveis de titulação.
a) Titulação de ácido forte com base forte
O sal formado produz solução neutra. Assim, no ponto fi-
nal, o meio será neutro.
HC(aq) + NaOH(aq) é NaC(aq) + H2O()
Em geral, o pH de viragem dos indicadores está compreen-
dido entre 4 e 10. Portanto, qualquer indicador poderá ser 
usado. Na prática, são usados com frequência fenolftaleína 
ou alaranjado de metila.
b) Titulação de ácido fraco com base forte
O sal formado produz solução básica. Assim, no ponto fi-
nal, o meio será básico.
H3CCOOH(aq) + NaOH (aq) é H3CCOO
–Na+(aq) + H2O()
ácido acético
Deve ser usado um indicador cujo ponto de viragem ocorra 
em meio básico. Nesse caso, utiliza-se fenolftaleína, cujo 
pH de viragem está entre 8,3 e 10.
c) Titulação de ácido forte com base fraca
O sal formado produz solução ácida. Assim, no ponto final, 
a solução será ácida.
HC(aq) + NH4OH(aq) é NH4C(aq) + H2O()
Titulação de vinagre
Fonte: youtube
multimídia: vídeo
2. Titulação entre HC e NaOH
NaOH + HC é NaC + H2O
3. indicador em acidimeTria 
e alcalimeTria
O indicador é uma substância qualquer que, ao ser adi-
cionada ao erlenmeyer, indica o ponto final da reação por 
meio de mudança de coloração. Em outras palavras, ele 
indica quando a titulação deve terminar. Os indicadores 
mais comuns são:
Indicador Ácido Base
Tornassol róseo azul
Fenolftaleína incolor vermelho
Alaranjado de metila vermelho amarelo
Azul de bromotimol amarelo azul
20
Deve ser usado um indicador que vire em meio ácido. O 
indicador mais usado é o alaranjado de metila, cujo pH de 
viragem está entre 3,1 e 4,4.
 Aplicação do conteúdo
Serão examinados os típicos casos de problemas com 
titulação.
 § Titulação ácido-base
1. Para titular 150 mL de hidróxido de sódio, foram gas-
tos 200 mL de ácido sulfúrico 0,3 mol/L. Qual a concen-
tração, em mol/L, de NaOH?
Primeira resolução: 
emprego das relações de titulação
2 NaOH + 1 H2SO4 é Na2SO4 + 2 H2O
 
nNaOH ____ nH2SO4
 = 2 __ 
1
 ou 
mNaOH · VNaOH __________ 
mH2SO4 · VH2SO4
 
 
mNaOH · 150 _________ 
0,3 · 200
 = 2 __ 
1
 
ä MNaOH = 0,8 mol/L 
Segunda resolução: estequiometricamente
2 NaOH + 1 H2SO4 é Na2SO4 + 2 H2O
Cálculo da quantidade de H2SO4 empregado para neutra-
lizar o NaOH:
0,3 mol H2SO4 –—— 1 L de solução
x –—— 0,2 L de solução
ä x = 0,06 mol H2SO4 (presente em 200 mL de sua so-
lução) Cálculo da quantidade de NaOH neutralizada pelo 
H2SO4 utilizado - estequiometria:
2 mol NaOH –—— 1 mol H2SO4
y –—— 0,06 mol H2SO4
ä y = 0,12 mol NaOH (neutralizado pelo H2SO4)
Cálculo da concentração de NaOH na sua solução
0,12 mol NaOH –—— 0,150 L
z –—— 1 L
ä z = 0,8 mol/L de NaOH
 § Titulação ácido-base e porcentagem em 
massa
2. No rótulo de uma garrafa com vinagre lê-se:
Conteúdo: solução de ácido acético obtido a partir de 
vinho branco
Densidade: 1,02 g/mL
Volume: 500 mL
Desse vinagre, retirou-se uma amostra de 5 mL, que foi ti-
tulada com uma solução 0,6 mol/L de NaOH da qual foram 
gastos 8,5 mL. Qual é o título da solução?
Dado: massa molar do ácido acético = 60 g/mol.
Primeira resolução: emprego das relações de titulação
NaOH + CH3COOH é NaCH3COO
–Na+ + H2O
 
nNaOH ______ nCH3COOH
 = 1 __ 
1
 ä nNaOH = nCH3COOH
Uma vez que M = n / V ä n = M · V:
MNaOH · VNaOH = MCH3COOH · VCH3COOH
0,6 mol/L · 8,5 mL = MCH3COOH · 5 mL
ä MCH3COOH = 1,02 mol/L 
Relação entre concentrações:
M · M = d · t · 1000
ä t = 1,02 · 60 _________ 
1,02 · 1000
 
ä t = 0,06 ou 6 % (porcentagem em massa de ácido 
acético no vinagre)
Segunda resolução: estequiometricamente
Para o NaOH:
n = M · V ä n = 0,6 · 0,0085 ä n = 0,0051 mol de NaOH
Para o CH3COOH:
n = 0,0051 mol de CH3COOH (reação 1:1)
Concentração molar do ácido acético:
M = 0,051 _____ 
0,05
 
ä M = 1,02 mol/L
Uma vez que C = M · M 
Assim:
C = 1,02 mol/L · 60 g/mol = 61,2 g/L
Relação entre concentrações: C = t · d · 1000 
ä 61,2 g/L = t · 1,02 g/cm3 · 1000 cm3/L 
ä t = 61,2 _________ 
1,02 · 1000
 
ä t = 0,06 ou 6 % (porcentagem em massa de ácido 
acético no vinagre)
 § Titulação ácido-base e pureza
3. 25 g de hidróxido de sódio impuro são dissolvidos em 
água suficiente para 500 mL de solução. 
Na titulação, uma alíquota de 50 mL dessa solução gasta 
25 mL de ácido sulfúrico 1 molar.Qual é a porcentagem de 
21
pureza do hidróxido de sódio inicial?
amoStra inicial
25 g de naoh impuro;
% de pureza?
traço de reFerência
500 ml de Solução
h2o
Solução titulada;
25 ml de h2So4 (1 m)
Solução-problema e indicador
50 ml de Solução
Esse problema é um exemplo típico de análise volumétrica. Antes 
da resolução, convém comentar o que ocorre nessa sequência.
De 1 para 2: apenas dissolução do NaOH em água.
De 2 para 3: apenas retirada (separação) de 1 ___ 
10
 da solução 
de NaOH.
Somente entre 3 e 4 ocorre uma reação química, que é:
H2SO4 + 2NaOH → Na2SO4 + 2 H2O
A resolução típica desses problemas exige que se retroceda 
da solução titulada 4 para a amostra inicial 1:
Primeira resolução: H2SO4 em 4: n = M . V = 1 . 0,025
ä n = 0,025 mol
Quantidade de NaOH em 3:
H2SO4 + 2 NaOH → Na2SO4 + 2 H2O
1 mol 2 mol
0,025 mol x
x = 0,050 mol de NaOH
Quantidade de NaOH em 2:
 50 mL de solução em 3 ——— 0,05 mol
500 mL de solução 2 ——— y
ä y = 0,5 mol de NaOH
A quantidade de NaOH em 1 é igual à existente em 2, uma 
vez que de 1 para 2 ocorreu somente a adição de água;
Portanto, em 1 há:
1 mol de NaOH ——— 40 g
0,5 mol de NaOH ——— y
ä y = 20 g de NaOH puro
Se a massa da amostra inicial são 25 g:
 25 g de NaOH impuro ——— 100 %
20 g de NaOH puro ——— p
ä p = 80 %
Segunda resolução:
Concentração molar de NaOH em 3:
 
nH2SO4 ____ nNaOH
 = 1 __ 
2
 
⇒ 
MH2SO4 ⋅ 25 ________ MNaOH ⋅ 50
 = 1 __ 
2
 
⇒ MNaOH = 1 mol/L
Concentração molar NaOH em 2 = concentração molar de 
NaOH em 3
Quantidade em mol de NaOH em 2:
1 L de solução ——— 1 mol NaOH
0,5 L de solução ——— y
⇒ y = 0,5 mol de NaOH
Quantidade em grama de NaOH em 2:
mNaOH = 0,5 · 40 = 20 g
Se a massa da amostra inicial são 25 g:
25 g de NaOH impuro ——— 100 %
20 g de NaOH puro ——— p
⇒ p = 80%
22
Caso um laboratório químico possua um grande estoque de uma solução aquosa de NaOH, mas o rótulo tenha sido 
danificado, impossibilitando saber a concentração da solução, seria possível determinar essa concentração? A técnica 
de titulação ácido-base consiste em adicionar lentamente uma solução ácida (solução titulante) à solução da base 
(solução titulada). Muitas vezes, pode ocorrer o contrário. Com o auxílio de uma bureta, é possível identificar o volu-
me gasto da solução titulante e encontrar a concentração da solução titulada. No entanto, como saber que a reação 
chegou ao final e se deve parar de adicionar a solução titulante? Para isso, existe o ponto de equivalência, ou seja, o 
ponto em que a reação acabou de se completar. Toda substância foi titulada pelo titulante por meio de um indicador. 
Numa titulação, a viragem do indicador permite avaliar o instante em que foi atingido o ponto final da titulação e em 
que momento se deve parar de adicionar a solução. 
VIVENCIANDO
 DIAGRAMA DE IDEIAS
MISTURA
MISTURA DE 
SOLUÇÕES
HOMOGÊNEA
CONCENTRAÇÃO
g/L
TÍTULO EM
MASSA
CONCENTRAÇÃO EM 
QUANTIDADEDE 
MATÉRIA (mol/L)
HÁ REAÇÃO 
ENTRE OS SOLUTOS
SOLUÇÃO
TITULAÇÃO
PODE SER
É UMA
COM DUAS OU MAIS SOLUÇÕES, 
PODE-SE FAZER
PODE SER ESSA EM
HÁ CASOS EM QUE
POR EXEMPLO
UTILIZADA EM
23
 Química descritiva e ambiental  
CompetênCias: 3, 6 e 7 Habilidades:
10, 12, 17, 18, 24, 25, 
26 e 27
AULAS 
51 e 52
Nestas aulas, vamos estudar a ocorrência dos elementos 
na natureza, onde eles podem ser encontrados, o estado 
físico e suas combinações químicas mais comuns.
É bastante interessante estudar os processos usados para 
obtenção dos elementos, a partir de fontes naturais, e 
como são fabricadas algumas substâncias de grande inte-
resse industrial e comercial.
Vamos agora conhecer algumas noções sobre a consti-
tuição da Terra.
1. Constituição da terra
Para efeitos de estudos, o planeta Terra é dividido basica-
mente em três partes: litosfera, hidrosfera e atmosfera.
ATMOSFERA é a camada gasosa ao redor da Terra.
Sete elementos gasosos podem ser obtidos industrialmente 
a partir do ar atmosférico, com exceção do gás hélio (He), 
que é extraído do gás natural de certos poços no Kansas, 
Oklahoma e Texas, onde sua concentração é bem superior 
à encontrada no ar atmosférico.
Dependendo do local, do clima e da altitude, a composição 
da atmosfera pode variar. Em geral, no entanto, ela é apre-
sentada em ordem decrescente de porcentagem em volume:
Componentes Fórmula
Massa 
molecular
Porcentagem 
(em volume)
Nitrogênio N2 28 78
Oxigênio O2 32 20,9
Argônio Ar 40 0,93
Água H2O 18 0,1 a 2,8
Gás carbônico CO2 44 0,03
Neônio Ne 20 0,0018
Hélio He 4 0,00052
Criptônio Kr 84 0,00015
Hidrogênio H2 2 0,00005
Xenônio Xe 131 0,00008
HIDROSFERA é a parte líquida da Terra, que corresponde 
a cerca de 80% de sua superfície.
A água dos oceanos apresenta uma grande variedade de 
sais dissolvidos, constituindo-se em fonte principal de ob-
tenção de vários elementos, como bromo, magnésio, sódio, 
cloro etc.
Os sais dissolvidos correspondem a 3,3% da água 
dos oceanos.
Os elementos obtidos da água dos oceanos apresentam a 
seguinte abundância:
Componentes
Forma em 
que aparece
Porcentagem 
(em massa)
Hidrogênio H2O 10,74%
Oxigênio H2O 85,95%
Cloro Cℓ–(aq) 1,9%
Sódio Na+(aq) 1,1%
Magnésio Mg2+(aq) 0,13%
Enxofre SO4
2– 0,088%
Cálcio Ca2+(aq) 0,04%
Potássio K+(aq) 0,03%
Bromo Br–(aq) 0,0065%
LITOSFERA é a parte sólida da Terra, com cerca de 6.5 
mil km de raio, e mais externa, que corresponde a uma 
espessura de aproximadamente 30 km, chamada de crosta 
terrestre. Dela se extraem este elementos, que, em ordem 
decrescente de abundância, são:
Componentes Símbolo Porcentagem (em massa)
Oxigênio O 49,20
Silício Si 25,67
Alumínio Aℓ 7,50
Ferro Fe 4,71
Cálcio Ca 3,39
Sódio Na 2,63
Potássio K 2,40
Magnésio Mg 1,93
24
A obtenção dos metais a partir de seus minérios é a metalurgia.
De modo geral, esses processos consistem em:
1. Purificação (ou concentração) do minério
O minério obtido da jazida traz consigo uma quantidade 
muito grande de impurezas, material rochoso inútil, que 
deve ser removida.
2. Redução do cátion metálico ao átomo metálico
Os elementos metálicos encontram-se nos minerais na for-
ma de cátions metálicos. Para que se possa obter o metal, 
é necessário que se faça a redução do cátion:
Mex+ + xe- ⎯⎯→ Me0
3. Purificação do metal
O metal obtido nas etapas anteriores contém pequenas 
quantidades de outros metais e/ou de não metais, que devem 
ser removidos ou não, dependendo da aplicação do metal.
2. substânCias simples e 
Compostas importantes
HALOGÊNIOS são elementos da família VIIA (atual 17), 
conhecidos como halogênio (formadores de sal), altamente 
reativos, não são encontrados livres na natureza e ocorrem 
como íons halogenetos: F–, Cℓ–, Br– e I–.
2.1. Flúor - F2
Gás amarelo pálido que ocorre em minerais, como fluorita 
(CaF2), criolita (Na3AℓF6) e flúor apatita [Ca5F(PO4)3]. A mo-
lécula de flúor F2 é, em princípio, o mais forte dos agentes 
oxidantes:
F2(g) + 2e
– → 2 F–(aq) E
0
red = + 2,87 V
Na prática, o flúor raramente é utilizado como agente oxi-
dante, uma vez que o manuseio dele é extremante perigo-
so. A molécula de F2 retira elétrons de praticamente todas 
as espécies, incluindo a água, mediante violenta explosão.
O flúor (F2) é obtido pela eletrólise de uma mistura fundida 
de HF e KF, que usa ânodo de carbono. Nele se produz F2, 
e um cátodo de prata ou aço inoxidável, no qual se forma 
o H2. Os produtos devem ser mantidos separados porque 
reagem explosivamente.
O F2 pode ser armazenado tão somente em recipientes de 
aço, de cobre ou de certas ligas, uma vez que ele forma ra-
pidamente uma película de fluoreto na superfície do metal 
que impede o prosseguimento da reação.
O flúor reage violentamente com o hidrogênio, formando o 
fluoreto de hidrogênio (HF).
cátion metálico
redução
átomo metálico
Componentes Símbolo Porcentagem (em massa)
Hidrogênio H 0,87
Titânio Ti 0,58
Cloro Cℓ 0,19
Fósforo P 0,11
Manganês Mn 0,09
Carbono C 0,08
Enxofre S 0,06
Demais elementos
O oxigênio e o silício são os elementos mais abundantes da 
crosta terrestre, seguidos do alumínio e do ferro. Esses e os de-
mais elementos compõem os chamados minerais – substâncias 
sob forma de depósitos. São provenientes da concentração de 
vários elementos que ocorreram com o passar das eras geológi-
cas graças a vários processos, como fusão, cristalização, dissolu-
ção e precipitação, que formam compostos estáveis.
Em resumo: mineral é uma substância simples ou com-
posta que se forma naturalmente na crosta terrestre.
A formação de grande parte dos minerais conta com elemen-
tos metálicos, cuja extração é desejada. Tratando-se de um 
mineral que apresenta fácil extração, condições de transporte, 
baixo custo de mercado, ele passa a ser chamado de minério.
Minério é todo o mineral do qual se pode extrair elemento 
químico de forma econômica viável.
Principais minérios e seus elementos químicos extraídos:
Minério Metal
Fe2O3 (hematita) – Fe3O4-
(magnetita) – FeS2 (Pirita)
Fe
SnO2 (cassiterita) Sn
MnO2(pirolusita) Mn
Aℓ2O3 . 2H2O (bauxita) Aℓ
Cu (cobre nativo) – Cu2O (cupri-
ta) – Cu2S (calcocita) – CuFeS2 (pirita 
de cobre) – FeO . Cu2S (calcoprita)
Cu
Hg (mercúrio nativo) – HgS (cinábrio) Hg
PbS (galena) Pb
ZnS (blenda) Zn
FeO . Cr2O 3 (cromista) Cr
TiO2 (rutilo) Ti
Au (ouro nativo) Au
Ag (prata nativa) – Ag2S (argentita) Ag
Desses elementos, alguns ocorrem na natureza em estado 
nativo: Au, Ag, Pt, Hg e Cu, chamados de metais nobres.
O minério encontra-se na natureza, em locais chamados 
minas ou jazidas. O processo de extração do minério das 
minas é chamado mineração.
25
F2(g) + H2(g) → 2 HF(g)
O HF, apesar de ser um ácido fraco, tem propriedades que 
tornam difícil seu manuseio. O HF(g), ou em solução aquosa 
ataca o vidro.
As soluções de HF devem ser guardadas em recipientes de 
polietileno ou de parafina.
O HF tem outras propriedades que o tornam extremamen-
te perigoso, causa queimaduras extremamente dolorosas 
que custam vários meses para cicatrizarem.
Os íons fluoretos (F-) são usados em prevenção de cárie 
dentária, cuja fonte pode ser SnF2 (fluoreto estanoso) en-
contrado no creme dental, ou NaF, adicionado à água po-
tável, na proporção de 1 ppm.
2.2. Cloro – Cℓ2
É um gás amarelo-esverdeado, tóxico, pouco solúvel em 
água, que reage com ela gerando íons cloreto e hipoclorito.
Cl2(g) + H2O(ℓ) → HCℓO
–
(aq) + 2H
+
(aq) + Cℓ
–
(aq)
O cloro é encontrado combinado na forma de cloreto, 
como o mineral halita (NaCℓ) e silvina (KCℓ), em depósitos 
subterrâneos e nos oceanos.
Germicida poderoso, é usado na purificação da água de beber.
É obtido industrialmente pela eletrólise, mediante solução 
aquosa de cloreto de sódio.
2 NaCl + 2 H2O → 2 NaOH + H2 + Cl2
Em laboratórios, mediante reação do ácido clorídrico com 
dióxido de manganês:
MnO2 + 4 HCl → MnCl2 + H2O + Cl2
Também é usado como alvejante industrial no tratamento 
da celulose para a fabricação de papel e na obtenção de 
compostos, como o ácido clorídrico,o inseticida BHC (ben-
zeno hexaclorado) etc.
Se o cloro for borbulhado em solução de hidróxido de sódio 
à temperatura ambiente, ocorre a reação:
Cl2(g) + 2OH
-
(aq) → Cl
-
(aq) + ClO
-
(aq) + H2O(l)
cuja solução é comercializada como água sanitária e desin-
fetante para uso doméstico.
2.3. Bromo – Br2
É um líquido castanho-avermelhado, de cheiro repugnante 
e tóxico. Parcialmente solúvel em água, reage com ela e 
produz água de bromo:
Br2 + H2O → H
+ + Br– + HBrO
É obtido industrialmente pela oxidação em meio ácido de 
Br- das águas do mar, do qual o cloro é seu agente oxidante:
Cl2(g) + 2 Br
–
(aq) → 2Cl
– + Br2(g)
O bromo gasoso é arrastado por uma corrente de ar e con-
densado em seguida ao estado líquido.
No laboratório, o bromo pode ser obtido pela oxidação de 
bromo (Br–) por manganato (MnO4) em meio ácido ou ou-
tro agente oxidante. Causa queimaduras dolorosas que di-
ficilmente cicatrizam. Em razão disso, deve ser manuseado 
com extremo cuidado.
É usado na fabricação de desinfetantes, corantes e na in-
dústria fotográfica, principalmente na forma de brometo 
de prata (AgBr).
2.4. Iodo – I2
É um sólido cinza-escuro com um brilho semimetálico. 
Sublima a 184º C, gerando vapor violeta. É praticamente 
insolúvel em água. Solúvel em etanol, forma a tintura de 
iodo utilizada como desinfetante e antisséptico.
É produzido industrialmente pela oxidação de I– com gás Cl2:
Cl2 + 2 I
– → 2 Cl– + l2
Ou pela redução do IO–3 a I
–:
IO–3 + 3 SO2 + 3 H2O → I
– + 3 HSO–4 + 3 H
+
Seguido de oxidação pelo próprio iodato:
IO–3 + 5 l
– + 6 H+ → 3 I2 + 3 H2O
Em laboratório, é obtido pelo tratamento de uma mis-
tura de iodeto de potássio e dióxido de manganês com 
ácido sulfúrico:
2 Kl + MnO2 + 3 H2SO4 → 2 KHSO4 + MnSO4 + 2 H2O + I2
O iodo é usado na produção do iodofórmio (CHI3), para 
fabricação de remédios, desinfetantes, corantes e na indús-
tria fotográfica (KI e Agl).
O sal de cozinha iodado (NaCl + Nal) tem a finalidade de 
prevenir o hipertireoidismo (doença do bócio).
2.5. Hidrogênio – H2
É um gás incolor, inodoro, combustível (chamado com-
bustível do futuro). Na Terra, o hidrogênio raramente se 
encontra livre, mas combinado com o oxigênio, formando 
a água.
26
A molécula de hidrogênio é tão leve que, ao ser libertada, 
rapidamente sobe aos níveis mais altos da atmosfera, de 
onde aos poucos se perde no espaço.
É obtido industrialmente:
a) a partir do carvão:
C + H2O ⎯⎯→ CO + H2
b) pelo processo Lane:
3 Fe + 4 H2O ⎯⎯→ Fe3O4 + 4 H2
c) por eletrólise:
2 H2O → 2 H2 + O2
2 NaCl + 2 H2O → 2 NaOH + H2 + Cl2
(eletrólise aquosa)
d) em laboratório, pela reação de ácidos com metais mais 
reativos que o hidrogênio:
Zn(s) + 2 HCl(aq) → ZnCl2(aq) + H2(g)
O hidrogênio é usado na hidrogenação de óleos vegetais 
para a produção de margarina, combustível e na formação 
de vários compostos, como NH3 e HCl.
2.6. Oxigênio – O2
É um gás incolor, inodoro e, em estado líquido, é azul pálido. É 
o elemento mais abundante na Terra, quer em porcentagem de 
átomos, quer em massa. Ocorre livre na atmosfera, combinado 
com hidrogênio na hidrosfera e combinado com o silício, ferro, 
alumínio e outros elementos na crosta terrestre (litosfera).
É usado como comburente, substância que alimenta as 
combustões.
É obtido industrialmente por liquefação e posterior destila-
ção fracionada do ar atmosférico.
Inicialmente, o ar atmosférico é submetido a suces-
sivas compressões e resfriamentos até alcançar uma 
temperatura de aproximadamente –200ºC. O ar 
torna-se líquido e, então, faz-se a destilação fracionada.
Inicialmente destila o componente mais leve que é o nitro-
gênio (PE = –195ºC), depois o argônio (PE = –190ºC) e, 
por ultimo, o oxigênio (PE = –185ºC).
É obtido também pela eletrólise da água:
2 H2O → 2 H2 + O2
Na Medicina é aplicado em inalações e em aparelhos de 
respiração artificial contra envenenamentos provocados 
por certos gases, como monóxido de carbono (CO). É usa-
do na fabricação do aço e em equipamentos de mergulho.
1000º C
gás d'água
1000º C
2.7. Nitrogênio – N2
É um gás incolor, inodoro, insípido e inerte. Ocorre na Terra 
como o principal constituinte do ar atmosférico (~78% 
em volume). 
É difícil encontrar compostos inorgânicos do nitrogênio, 
como minerais, uma vez que a maioria é solúvel em água.
O nitrogênio é encontrado em compostos orgânicos em 
todos os seres vivos, animais e plantas.
Certas bactérias no solo e raízes de algumas plantas, espe-
cialmente os legumes, convertem o nitrogênio atmosférico 
em nitrogênio orgânico, que é transformado por outras 
bactérias em nitrato, a forma de nitrogênio mais usada pe-
las plantas na síntese de proteínas.
O nitrogênio é obtido industrialmente por liquefação e pos-
terior destilação fracionada do ar atmosférico.
Em laboratório, é obtido pela decomposição do nitrito de 
amônia (NH4NO2):
NH4NO2 ⎯⎯→ N2 + 2 H2O
Uma vez inerte, é usado na forma gasosa no empacotamen-
to de alimentos e no interior de lâmpadas incandescentes.
Na forma líquida, é usado na conservação de alimentos e 
de sêmen para inseminação artificial.
É usado também na síntese da amônia e na do ácido nítrico.
2.8. Amônia ou gás amoníaco – NH3
É um gás incolor (ponto de ebulição normal 
a –33,4ºC), com odor característico, sufocante, cuja inala-
ção em altas concentrações causa problemas respiratórios.
A amônia é extremamente solúvel em água, produzindo o 
hidróxido de amônio, que não existe isoladamente:
NH3 + H2O → NH4OH
NH4OH → NH4
+ + OH-
É obtida industrialmente pela síntese catalítica:
N2 + 3 H2 → 2 NH3
a) Processo de Haber-Bosch
A temperatura fica entre 500 a 600ºC, a pressão é de 200 
atmosferas e o catalisador é o ósmio ou o urânio.
O resultado é uma solução amoníaca com rendimento de 15%.
b) Processo de Claude
A temperatura é também de 500 a 600ºC, mas a pressão é 
de 1.00 atmosferas e o catalisador é o ferro. Resulta o gás 
amoníaco liquefeito, com rendimento de 40%.
D
27
c) Processo Solvay
Ação da cal viva quente sobre o cloreto de amônio:
2 NH4Cl + CaO ⎯⎯→ CaCl2 + 2 NH3 + H2O
a) Sal de amônio com base solúvel:
NH4NO3 + NaOH ⎯⎯→ NaNO3 + H2O + NH3
A amônia é utilizada em refrigeração, na produção de fer-
tilizantes, na preparação de ácido nítrico.
2.9. Ácido nítrico – HNO3
O HNO3 é um líquido incolor, mas adquire coloração 
castanha quando exposto à luz, em razão da reação de 
foto-decomposição:
2 HNO3 ⎯⎯→ 2 NO2 + 
1 __ 
2
 O2 + H2O
incolor castanha
O HNO3 é obtido industrialmente a partir do NH3, do O2 e 
da água.
Reator: 2 NH3 + 
5 __ 
2
 O2 ⎯⎯→ 2 NO + 3 H2O
Torre de oxidação: NO + 1 __ 
2
 O2 → NO2
Torre de absorção: 3 NO2 + H2O → 2 HNO3 + NO
↓reciclado para
 torre de oxidação
Em laboratório:
NaNO3 + H2SO4 ⎯⎯→ NaHSO4 + HNO3
Principais aplicações: fertilizantes e explosivos (pólvora, 
TNT, nitroglicerina).
2.10. Enxofre
Encontrado livremente na crosta terrestre, bem como com-
binado com outros elementos, principalmente sob a forma 
de sulfetos, como a galena (PbS), pirita (FeS2) e de vários 
sulfatos, como o sulfato de cálcio etc.
D
D
Luz
Pt
D
É obtido industrialmente pelo processo Flasch, segundo o 
qual o vapor de água superaquecido (a cerca de 170ºC e 
sob pressão) e ar comprimido são injetados por encana-
mentos até os depósitos subterrâneos. O enxofre funde-se 
e é forçado a subir para a superfície como uma espuma de 
ar-água-enxofre.
O enxofre é um sólido cristalino amarelo, insolúvel em 
água e solúvel em dissulfeto de carbono (CS2).
Apresenta-se sob uma variedade de formas alotrópicas.
À temperatura ambiente ou abaixo de 95,5 ºC, o enxofre 
estável é o rômbico ou enxofre a, cuja molécula é cíclica (S8).
Se aquecido lentamente, transforma-se na forma cristalina 
monoclínica, acima de 95,5ºC.
Se o enxofre líquido (ponto de fusão = 119 ºC) for resfria-
do rapidamente e despejado em água, forma-se o enxo-
fre plástico ou amorfo, bem parecido com uma goma de 
mascar. Aparentemente consiste em cadeias muito longas 
e entrelaçadas.
O enxofre é usadona vulcanização da borracha, na fabrica-
ção de pólvora e em fogos de artifício.
Em Medicina, é empregado em pomadas e sabonetes, no 
combate a certas moléstias da pele.
É usado na síntese do ácido sulfúrico.
2.11. Ácido sulfúrico – H2SO4
O H2SO4 é um líquido viscoso, corrosivo, denso e de alto 
ponto de ebulição (338 °C). O contato com a pele provoca 
queimadura e ulceração. A dissolução em água ocorre com 
grande liberação de calor, o que pode provocar ebulição vio-
lenta e explosiva e espirros quentes e corrosivos da solução.
O ácido sulfúrico é fabricado a partir das matérias-primas 
enxofre mineral, oxigênio do ar e água.
S(s) + O2(g) ⎯⎯→ SO2(g)
SO2(g) + 
1 __ 
2
 O2(g) → SO3(g)
SO3(g) + H2O(l) → H2SO4(aq)
V2O5
28
É utilizado como eletrólito de bateria de autos, na fabri-
cação de outros ácidos, na produção de fertilizantes e na 
fabricação de explosivos.
2.12. Alumínio – Al
É o metal mais abundante da litosfera. Ocorre nos alumi-
nossilicatos, argilas, micas e feldspatos.
É obtido industrialmente pelo processo Hall, que consiste 
na eletrólise ígnea da alumina (Al2O3) proveniente da bau-
xita. O mineral de alumínio é bauxita, óxido de alumínio e 
hidrato impuro Al2O3 . n H2O
Inicialmente, a bauxita é purificada pelo processo de Bayer, 
que dá origem à alumina (Al2O3)
A alumina é dissolvida em criolita (Na3AlF6), fundida e ele-
trolisada a cerca de 1.000 ºC:
2 Al2O3 → 4 Al + 3 O2
O alumínio é um metal extremamente versátil. Pode ser 
prensado, curvado, enrolado, moldado, estruturado nas 
mais variadas formas.
Sua baixa densidade torna-se útil na construção de aero-
naves e vem sendo cada vez mais utilizado nas indústrias 
automobilísticas para obter veículos mais leves. É utilizado 
na fabricação de utensílios domésticos – panelas, bacias, 
formas etc., bem como na produção de fios elétricos.
2.13. Ferro – Fe
Ocorre na natureza sob a forma de minérios, como hema-
tita (Fe2O 3), magnetita (Fe3O4) e pirita (FeS2).
O ferro é obtido industrialmente pela redução da hemati-
ta num alto-forno, mediante a siderurgia do ferro.
O alto-forno funciona continuamente e tem a parte supe-
rior carregada, periodicamente, com minério de ferro, cal-
cário (CaCO3) e coque (carbono). O ferro fundido e a escó-
ria, um material semifundido e constítuido principalmente 
de silicatos, são drenados por aberturas de separação na 
parte inferior do forno.
O ar quente injetado na parte inferior do alto-forno queima 
o carbono que está ali e dá origem ao monóxido de carbo-
no (CO), principal agente redutor no forno:
2 C(s) + O2(g) → 2 CO(g)
Se o minério for Fe2O3, ele é reduzido pelo CO a Fe3O4 na 
parte superior do forno (300 ºC):
CO(g) + 3 Fe2O3(s) → 2 Fe3O4(s) + CO2(g)
O Fe3O4 vai aos poucos descendo para a parte inferior do 
forno onde é reduzido a FeO (600 ºC):
CO(g) + Fe3O4(s) → 3 FeO(s) + CO2(g)
Na parte mais baixa do forno, FeO é reduzido a ferro (Fe) 
(de 800 a 1600 ºC):
CO(g) + FeO(s) → Fe(l) + CO2(g)
O calcário introduzido no forno sofre uma decomposição 
térmica:
CaCO3(g) → CaO(s) + CO2(g)
Depois de produzido, CaO(s) reage com as impurezas de sí-
lica e silicato, formando uma escória de silicato que é muito 
menos densa que o ferro, de modo que flutua e pode sair 
separadamente:
CaO(s) + SiO2(s) → CaSiO3(s)
 escória
Parte da escória é utilizada para construção de estradas, 
blocos, pedras artificiais, fabricação de adubos etc.
O produto do alto-forno é o ferro-gusa, que contém até 
5% de Si, P, Mn e S. Essas impurezas são geralmente oxi-
dadas e removidas do ferro.
A purificação parcial fornece o ferro fundido, que ainda 
contém quantidades consideráveis de carbono.
O aço é o ferro que contém de 0,1% a 1,5% de carbono.
Aços inoxidáveis são ligas resistentes à corrosão e apresen-
tam geralmente crômio e/ou níquel. Outros metais, incluin-
do o vanádio, o titânio e o manganês, também podem ser 
usados em aços.
3. Chuvas áCidas
A denominação chuva ácida é utilizada para qualquer 
chuva cujo valor de pH seja inferior a 4,5.
Essa acidez da chuva é causada pela solubilização de alguns 
gases presentes na atmosfera terrestre cuja hidrólise seja 
ácida. Entre eles destacam-se os gases com enxofre, prove-
nientes das impurezas da queima dos combustíveis fósseis.
Pode-se dizer também que as chuvas “normais” são ligeira-
mente ácidas, uma vez que o valor de pH delas está próximo 
de 5,6. Essa acidez natural é causada pela dissolução do dió-
xido de carbono em água, formando um ácido fraco conheci-
do como ácido carbônico, de acordo com esta reação química:
CO2(g) + H2O(l) → H2CO3(aq)
Os principais contribuintes para a produção dos gases lan-
çados na atmosfera, que provocam as chuvas ácidas na-
29
turais são as emissões dos vulcões e processos biológicos 
que ocorrem nos solos, pântanos e oceanos.
A ação humana também é bastante responsável por esse fe-
nômeno. As principais fontes humanas desses gases são as 
indústrias, as centrais termoelétricas e os veículos de transporte.
Esses gases podem ser transportados durante muito tem-
po, percorrer milhares de quilômetros na atmosfera antes 
de reagirem com partículas de água, que dão origem aos 
ácidos que mais tarde se precipitam. Essa precipitação 
ocorre se a concentração de dióxido de enxofre (SO2) e de 
óxidos de nitrogênio (NO, NO2, N2O5) for suficiente para 
reagir com as gotas de água suspensas no ar (as nuvens).
Tipicamente, o pH da chuva ácida está por volta de 4,5 
e pode transformar a superfície do mármore em gesso.
A chuva ácida industrial é um problema substancial na China, 
na Europa Ocidental, na Rússia e em áreas sob a influência 
de correntes de ar provenientes desses países. Os poluentes 
resultam essencialmente da queima de carvão com enxofre 
na sua composição, utilizado para gerar calor e eletricidade.
Mas nem sempre as áreas onde são libertados os poluentes, 
como as áreas industriais, sofrem as consequências dessas 
chuvas, justamente porque a constante movimentação das 
massas de ar transporta esses poluentes para zonas distantes.
Por essa razão, a chuva ácida é também considerada uma 
forma de poluição transfronteiriça; regiões que não poluem 
podem ser severamente prejudicadas por sua precipitação.
3.1. Como se formam as chuvas ácidas?
Os dois principais compostos originários desse problema ambien-
tal desencadeiam processos diferentes de formação de ácidos:
3.1.1. Enxofre
Impureza frequente nos combustíveis fósseis, principal-
mente no carvão mineral e no petróleo, que promovem a 
combustão desse composto quando queimados também, 
de acordo com estas reações químicas:
S(s) + O2(g) → SO2(g)
2 SO2(g) + O2(g) → 2 SO3(g)
O enxofre e os óxidos de enxofre também são lançados na 
atmosfera pelos vulcões.
Os óxidos ácidos formados reagem com a água para for-
mar ácido sulfúrico (H2SO4), de acordo com a equação:
SO3(g) + H2O(l) → H2SO4(aq)
ou também pode ocorrer esta reação, formando-se ácido 
sulfuroso (H2SO3):
SO2(g) + H2O(l) → H2SO3(aq)
3.1.2. Nitrogênio
O nitrogênio (N2) é um gás abundante na composição da 
atmosfera e muito pouco reativo. Para reagir com o oxigê-
nio do ar precisa de muitíssima energia, como a de uma 
descarga elétrica ou à do funcionamento de um motor de 
combustão – atualmente, os maiores responsáveis pela re-
ação de oxidação do nitrogênio. Ao reagirem com água, os 
óxidos formam ácido nitroso (HNO2) e ácido nítrico (HNO3), 
de acordo com estas reações químicas.
Na câmara de combustão dos motores, ocorre a seguinte 
reação química:
N2(g) + O2(g) → 2 NO(g)
O monóxido de nitrogênio (NO) formado, na presença do 
oxigênio do ar, produz dióxido de azoto:
2 NO(g) + O2(g) → 2 NO2(g)
Por sua vez, o dióxido de nitrogênio formado, na presença 
da água (proveniente da chuva), forma ácidos de acordo 
com esta equação:
2 NO2(g) + H2O(l) → HNO3(aq) + HNO2(aq)
As evidências de um crescente aumento nos níveis de chu-
va ácida são resultado da análise das camadas de gelo 
oriundas dos glaciares.
Verifica-se uma repentina diminuição do pH, a partir da 
RevoluçãoIndustrial: de 6 para 4,5 ou 4. Desde então, as 
emissões de óxidos de enxofre e nitrogênio na atmosfera 
aumentaram.
As indústrias e as centrais termoelétricas que queimam 
combustíveis fósseis, principalmente o carvão, são a prin-
cipal fonte desses gases. Já chegaram a ser registrados 
valores de pH abaixo de 2,4 em algumas áreas indus-
triais. O setor dos transportes, de veículos movidos a com-
bustíveis fósseis, juntam-se às duas fontes de poluição 
mencionadas, que, somados, são considerados os gran-
des responsáveis pelo aumento dos óxidos de nitrogênio.
Com o crescimento populacional e industrial, o problema 
das chuvas ácidas aumentou e espalhou-se.
A utilização de grandes chaminés, a fim de reduzir a po-
luição local, contribuiu para a disseminação da chuva 
ácida, liberando gases na atmosfera circulante da região.
Há uma significativa relação entre baixos níveis de pH 
e perda de populações de peixes em lagos. Com o pH 
abaixo de 4,5, praticamente nenhum peixe sobrevive, ao 
passo que níveis iguais ou superiores a 6 promovem po-
pulações saudáveis.
O baixo pH também faz circular nos lagos metais pe-
sados, como o alumínio. Ele faz com que alguns peixes 
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produzam muco em excesso, nas guelras, que prejudica 
muito a respiração. O crescimento do fitoplâncton é ini-
bido pelos grandes níveis de acidez e os animais que se 
alimentam dele também são bastante prejudicados.
As árvores são prejudicadas pelas chuvas ácidas de vários 
modos. A superfície cerosa das folhas é rompida e os nu-
trientes perdem-se, tornando as árvores mais susceptíveis 
ao gelo, a fungos e a insetos. O crescimento das raízes tor-
na-se mais lento e, consequentemente, menos nutrientes 
são transportados. Os lixos tóxicos acumulam-se no solo 
e os minerais valiosos para essas espécies são dispersados 
ou tornam-se próximos à argila (caso dos fosfatos).
Os lixos tóxicos libertados pelas chuvas ácidas constituem a 
maior ameaça aos humanos. O cobre mobilizado foi implica-
do nas epidemias de diarreia em crianças e acredita-se que 
existam ligações entre o abastecimento de água contaminado 
com alumínio e a ocorrência de casos da doença de Alzheimer.
3.2. Principais gases
Os principais gases que contribuem para o aumento do 
efeito estufa e suas respectivas fontes antropogênicas são:
 § CO2, responsável por cerca de 60% do efeito estufa, 
cuja permanência na atmosfera é de centenas de anos; 
o dióxido de carbono é proveniente da queima de com-
bustíveis fósseis (carvão mineral, petróleo, gás natural, 
turfa), queimadas e desmatamentos, que destroem re-
servatórios naturais e sumidouros, cuja propriedade é 
absorver o CO2 do ar.
 § De acordo com o IPCC (1995), as emissões globais de 
CO2 hoje são da ordem de 7,6 Gt por ano. E a natureza 
não tem capacidade de absorção de todo esse volume, 
o que vem resultando em aumento da concentração 
atmosférica mundial desses gases.
 § CH4, responsável por 15% a 20% do efeito estufa, é 
componente primário do gás natural, também produzi-
do por bactérias no aparelho digestivo do gado, aterros 
sanitários, plantações de arroz inundadas, mineração e 
queima de biomassa.
 § N2O participa com cerca de 6% do efeito estufa, o 
óxido nitroso é liberado por microorganismos no solo 
(processo denominado nitrificação, que libera igual-
mente nitrogênio – NO). A concentração desse gás teve 
um vultoso aumento em razão do uso de fertilizantes 
químicos, da queima de biomassa, do desmatamento e 
das emissões de combustíveis fósseis.
 § CFCs são responsáveis por até 20% do efeito estufa; os 
clorofluorcarbonos são utilizados em geladeiras, aparelhos 
de ar condicionado, isolamento térmico e espumas, como 
propelentes de aerossóis (até 1978), além de outros usos 
comerciais e industriais. Como se sabe, esses gases reagem 
com o ozônio na estratosfera, decompondo-o e reduzindo a 
camada de ozônio que protege a vida na Terra dos nocivos 
raios ultravioletas. Estudos recentes sugerem que as pro-
priedades de reter calor, próprias do CFCs, podem ser com-
pensadas pelo resfriamento estratosférico resultante do seu 
papel na destruição do ozônio. Ao longo das últimas duas 
décadas, um ligeiro resfriamento, de 0,3 ºC a 0,5 ºC, foi me-
dido na baixa estratosfera, onde a perda do ozônio é maior.
 § O3 contribuindo com 8% para o aquecimento global; o 
ozônio é um gás formado na baixa atmosfera, sob es-
tímulo do sol, a partir de óxidos de nitrogênio (Nox) e 
hidrocarbonetos produzidos em usinas termoelétricas, 
pelos veículos, pelo uso de solventes e pelas queimadas.
 § O vapor de água presente na atmosfera também ab-
sorve parte da radiação emanada pela Terra e é um dos 
maiores contribuintes para o aquecimento natural do 
mundo. Apesar de não ser produzido em quantidade sig-
nificativa por atividades antrópicas, considera-se que, com 
mais calor haverá mais evaporação de água e, por conse-
guinte, aumento de sua participação para o efeito estufa.
O Protocolo de Quioto também menciona os gases: hidro-
fluorocarbonos (HFCs), perfluorocarbonos (PFCs) e hexa-
fluoreto de enxofre (SF6).
Consequências das chuvas ácidas
Fonte: Youtube
multimídia: vídeo
 Aplicação do conteúdo
1. (Enem) Qual das seguintes fontes de produção de 
energia é a mais recomendável para a diminuição dos 
gases causadores do aquecimento global?
a) Óleo diesel.
b) Gasolina.
c) Carvão mineral.
d) Gás natural.
e) Vento.
Resolução:
Um dos gases que contribui para o aquecimento global é o dió-
xido de carbono (ou gás carbônico). No caso dos itens acima, a 
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produção de energia pelo óleo diesel, gasolina, carvão mineral e 
gás natural é através da queima dessas fontes; mas a combus-
tão delas geram uma certa quantidade de gás carbônico, que é 
liberado no ar, contribuindo para o aquecimento global. O único 
que não libera o gás carbônico no ar (ou outro gás que contribua 
para o aquecimento global) é o vento, ou seja, a energia eólica.
Alternativa E
2. (ETE) A presença do gás carbônico na atmosfera ter-
restre resulta, dentre outras coisas, de reações químicas 
do tipo combustão. Aponte a alternativa que exemplifi-
ca uma reação de combustão e que tenha relação com 
o aquecimento do planeta.
a) No processo de respiração, os se-
res vivos colaboram para a eliminação 
do gás carbônico da atmosfera.
b) A grande parte da energia que susten-
ta as indústrias provém da queima de car-
vão ou de derivados de petróleo.
c) Na indústria do álcool, o gás carbôni-
co pode ser obtido como subproduto no 
processo de fermentação de açúcares.
d) As águas naturalmente carbonatadas ou 
bicarbonatadas, em geral classificadas no gru-
po de águas minerais, contêm gás carbônico.
e) Os extintores de gás carbônico são empregados 
para apagar focos de fogo em líquidos inflamáveis.
Resolução:
A combustão consiste na reação química entre dois ou 
mais reagentes (combustíveis e comburentes) com grande 
liberação de energia na forma de calor. A partir dessa defi-
nição, podemos analisar os itens acima:
a) No processo de respiração, é liberada uma quan-
tidade de CO2 na atmosfera, mas os seres vivos não 
contribuem para a eliminação do CO2 na atmosfera.
b) A grande parte da energia que sustenta as 
indústrias provém da queima de carvão ou de 
derivados de petróleo, ou seja, da combustão 
dos compostos citados, liberando uma gran-
de quantidade de gás carbônico no ar, con-
tribuindo para o aquecimento do planeta.
c) O gás carbônico obtido como subproduto 
no processo de fermentação de açúcares não é 
derivada da combustão, e sim da fermentação.
d) As águas naturais (ou minerais) carbonata-
das ou bicarbonatadas contém CO2, mas não 
exemplifica uma reação de combustão.
e) Os extintores a base de gás carbôni-
co contém gás carbônico, mas não exem-
plifica uma reação de combustão.
Alternativa B
3. (FMTM) As pilhas de níquel-cádmio, o “botão” de mer-
cúrio e as pequenas baterias de chumbo, chamadas de 
SLA, são muito usadas na atualidade. O manual de apare-
lhos com essas baterias (laptops, celulares, pagers) orien-
ta o usuário para descartar