Química - Teórico_VOLUME5

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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
PROPRIEDADES COLIGATIVAS E ELETROQUÍMICA
QUÍMICA ORGÂNICA
CINÉTICA QUÍMICA E EQUILÍBRIO QUÍMICO
Aulas 35 e 36: Propriedades Coligativas: osmometria 6
Aulas 37 e 38: Eletroquímica: oxirredução 12
Aulas 39 e 40: Eletroquímica: introdução a pilhas e processos espontâneos 20
Aulas 41 e 42: Eletroquímica: pilha de Daniell e célula de combustível 29
Aulas 43 e 44: Eletroquímica: eletrólise ígnea 35
Aulas 35 e 36: Reações de substituição em aromáticos e reações de eliminação 44
Aulas 37 e 38: Reações de oxidação 51
Aulas 39 e 40: Oxidação de alcenos 58
Aulas 41 e 42: Esterificação, hidrólise e condensação amídica 63
Aulas 43 e 44: Transesterificação e saponificação 66
Aulas 35 e 36: Cinética química: conceitos de velocidade instantânea, lei cinética da 
velocidade das reações 74
Aulas 37 e 38: Cinética química: ordem das reações 80
Aulas 39 e 40: Equilíbrio químico: equilíbrios químicos homogêneos 86
Aulas 41 e 42: Equilíbrio químico: deslocamento de equilíbrio 95
Aulas 43 e 44: Equilíbrio químico: equilíbrios iônicos 103
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Competência 1 – Compreender as ciências naturaise 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
PROPRIEDADES COLIGATIVAS E ELETROQUÍMICA: 
Incidência do tema nas principais provas
UFMG
Os tópicos relacionados à eletroquímica 
podem ser cobrados de maneira 
interdisciplinar, tornando necessário entender 
sua base, principalmente diferenças e 
utilidades entre uma pilha e um processo 
eletrolítico.
Cobrado de maneira objetiva, exige 
conhecimento das principais diferenças entre 
os processos eletroquímicos.
É importante reconhecer processos de 
oxirredução, mas com ênfase na parte de pilhas 
e eletrólise, principalmente, relacionados a 
funcionamento e aplicações.
O tópico que aborda os números de oxidação 
é necessário para assimilar os conteúdos 
de eletroquímica, seus diferentes processos, 
aplicações e diferenças.
Com questões teóricas, é importante que os 
conceitos de oxirredução estejam fixados para 
que seja mais fácil identificar os diferentes 
processos eletroquímicos que existem, assim 
como suas aplicações.
Os temas de pilhas e eletrólise são os mais 
cobrados, sendo necessário entender as 
diferenças de cada processo e aplicações.
O tema que envolve oxirredução pode ser 
cobrado de maneira interdisciplinar com 
Biologia. Assim, é importante diferenciar 
processos de oxidação e redução, bem 
como entender os diferentes processos 
eletroquímicos.
Os principais temas estão ligados aos números de 
oxidação, principalmente assuntos que envolvem 
pilhas e eletrólise em situações do cotidiano e que 
podem envolver, inclusive, funcionamento de uma 
pilha como produção de insumos na indústria.
Os principais assuntos estão relacionados a 
pilhas e eletrólise, de maneira bem concisa. 
É necessário interpretar as informações e 
entender as diversas aplicações que podem 
ser feitas.
Os assuntos predominantes estão relacionados 
aos processos eletroquímicos. É fundamental 
que os conceitos que envolvem oxirredução 
estejam fixados, assim como é dominar as 
diferenças entres pilha e eletrólise e suas 
aplicações.
O tópico principal envolve oxirredução, queserve de base para melhor compreensão 
dos processos eletroquímicos. É impor-
tante compreender as diferenças e suas 
aplicações.
O assunto mais cobrado envolve os proces-
sos eletroquímicos. É importante dominar 
o assunto de oxirredução, assim como as 
diferenças e aplicações de pilhas e eletrólise.
O assunto que abrange oxirredução pode ser 
exigido de modo interdisciplinar. É necessário 
entender os processos de oxidação e redução, 
assim como é compreender os diversos 
processos eletroquímicos mostrados.
É importante que toda a parte de proprieda-
des coligativas esteja fixada, assim como é 
muito relevante o tópico de oxirredução, pois é 
uma das bases da eletroquímica.
É importante a última parte de propriedades 
coligativas, assim como atentar-se aos pro-
cessos de oxirredução, pilhas e eletrólise, que 
focam em suas diferenças e aplicações.
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 ProPriedades Coligativas: osmometria
CompetênCias: 3, 5 e 7 Habilidades: 17, 21, 24, 25, 26 e 27
AULAS 
35 e 36
1. OsmOse
A osmose é um processo físico-químico espontâneo de movimentação do solvente entre dois meios com concentrações 
diferentes de soluto, separados por uma membrana semipermeável. 
A capacidade que cada solvente apresenta de atravessar uma membrana semipermeável está relacionada com a sua pressão 
de vapor: quanto maior a pressão de vapor da solução, menor será a capacidade de seu solvente de atravessar uma mem-
brana semipermeável.
A osmose também é uma propriedade coligativa das soluções, uma vez que depende somente do número de partículas 
dissolvidas, e não da natureza dessas partículas (moléculas ou íons).
Observe o fenômeno da osmose nas figuras:
Osmose entre solvente puro e solução:
H2O
Molécula de soluto
As
moléculas
de água
passam
através da
membrana
Membrana semipermeável
Osmose entre soluções com diferentes concentrações:
H2O
Moléculas de soluto
As
moléculas
de água
passam
através da
membrana
Membrana semipermeável
Observe que a movimentação das moléculas do solvente 
ocorre do meio hipotônico (menos concentrado em soluto) 
para o meio hipertônico (mais concentrado em soluto) com 
o objetivo de que a mesma concentração seja atingida em 
ambos os meios, tornando-os isotônicos.
A membrana semipermeável é seletiva, visto que ela per-
mite a passagem do solvente, mas não das partículas de 
soluto. O papel celofane, a bexiga animal, certos tipos de 
gelatina e a membrana celular funcionam como membra-
nas semipermeáveis.
Alguns exemplos de osmose no dia a dia:
 § Salgar a carne para conservá-la é uma prática muito 
comum. Nesse caso, o meio externo está mais concen-
trado (por causa do sal), e o meio interno (interior das 
células da carne) está menos concentrado. Por esse 
motivo, ocorre a saída de água das células da carne 
e dos microrganismos que poderiam causar a deterio-
ração da carne. Como os microrganismos não conse-
guem viver em meio muito concentrado de sal, a carne 
permanece conservada por mais tempo.
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 § Quando saladas que contêm alface são temperadas, 
pode-se verificar que, depois de algum tempo, a alface 
murcha e ocorre acúmulo de água no recipiente. Isso 
ocorre porque a água difunde das células vegetais da 
alface (meio menos concentrado) para o meio mais 
concentrado, que é a solução de vinagre e sal.
Osmoscopia ou osmometria é o estudo e a medição 
da pressão osmótica das soluções.
3. Leis da OsmOmetria
As leis da osmometria foram descobertas pelo químico 
holandês Jacobus H. Van’t Hoff (1852-1911), laureado em 
1901 com o prêmio Nobel de Química. Van’t Hoff desco-
briu que, em soluções diluídas de solutos não iônicos, a 
pressão osmótica independe do soluto e obedece, funda-
mentalmente, a duas leis:
 § Primeira lei – Em temperatura constante, a pressão os-
mótica é diretamente proporcional à concentração molar.
p = K ⋅ M
 § Segunda lei – Em concentração molar constante, a 
pressão osmótica é diretamente proporcional à tempe-
ratura absoluta da solução.
p = M ⋅ T
Para soluções moleculares e diluídas, a equação fun-
damental da osmometria é idêntica à equação dos 
gases perfeitos.
p . V = n1 
. R . T ⇒ p = 
n1 __ 
V
 . R . T ⇒ p = M . R . T
Em que:
p = pressão osmótica
R = constante universal dos gases perfeitos
T = temperatura absoluta (K)
M = concentração molar (mol/L)
n1 = número de mols do soluto
3.1. Classificação das soluções
Considerando duas soluções à mesma temperatura, com 
pressões osmóticas pA e pB:
 § a solução A é hipertônica em relação à B quando 
pA > pB;
 § a solução A é isotônica em relação à B quando 
pA = pB;
 § a solução A é hipotônica em relação à B quando 
pA < pB.
Duas soluções isotônicas também são denominadas soluções 
isosmóticas ou soluções de igual tonicidade.
Experiência - Osmose na Alface
Fonte: Youtube
multimídia: vídeo
2. PressãO Osmótica (p)
Pressão osmótica é a pressão exercida sobre a solução 
para impedir que a osmose ocorra de maneira espontânea. 
Quanto maior a concentração de uma solução, maior será 
a pressão osmótica.
É interessante notar que, se a pressão mecânica sobre a 
solução for maior que a pressão osmótica, o fenômeno 
normal se inverterá, ou seja, o solvente passará da solução 
para o lado do solvente puro. Esse processo é denomina-
do osmose reversa e é empregado na dessalinização da 
água do mar para a obtenção de água potável.
 
membrana
semipermeável
anteparo
p
Solvente Puro Solução
8
3.2. Determinação de 
massas moleculares
A pressão osmótica é um efeito coligativo muito mais pro-
nunciado do que os efeitos tonométrico, ebuliométrico e 
criométrico. Por esse motivo, a pressão osmótica pode ser 
determinada com precisão e constituir um excelente méto-
do para determinação de massas moleculares dos solutos.
Acrescente-se que, numa solução coloidal, os efeitos to-
nométrico, ebuliométrico e criométrico são imperceptíveis. En-
tretanto, a pressão osmótica pode ser medida e constitui um 
dos métodos de determinação da massa média das partículas 
coloidais, também denominada massa micelar média.
3.3. Efeito osmótico nas 
soluções iônicas 
Como a osmose é uma propriedade coligativa, o fator de 
Van’t Hoff (i) também é válido para a equação fundamen-
tal da osmometria, uma vez que, para as concentrações 
idênticas, as soluções eletrolíticas apresentam efeitos coli-
gativos maiores do que as soluções não eletrolíticas:
p = M . R . T . i
Em que: i = 1 + α ⋅ (q – 1);
i = fator de Van’t Hoff;
a = grau de ionização (ou de dissociação iônica);
q = número de mols de íons originados por mol de soluto;
M = concentração do soluto na solução (mol . L-1). 
 Aplicação do conteúdo
1. Calcule a pressão osmótica, a 27 ºC, de uma solução 
aquosa que contém 6 g de glicose (M = 180 g/mol), em 
820 mL de solução.
Resolução:
p ⋅ V = 
m1 ___ 
M1
 ⋅ R ⋅ T ⇒ 
p ⋅ 0,82 = 6 ___ 
180
 ⋅ 0,082 ⋅ 300 ⇒ p = 1 atm
2. Uma solução foi preparada com adição de 1,0 grama 
de hemoglobina em água suficiente para produzir 0,10 
L de solução. Sabendo que a pressão osmótica (p) dessa 
solução é 2,75 mmHg, a 20 ºC, calcule a massa molar da 
hemoglobina.
(R = 62,3 mmHg ⋅ L ⋅ mol–1 ⋅ K–1)
Resolução:
p = M R T ⇒ p = m _______ 
M ⋅ V(ℓ)
 R . T ⇒
 M = m ______ p ⋅ V(ℓ)
 R . T
M = 1 ⋅ 62,3 ⋅ (273 + 20) ___________ 
2,75 ⋅ 0,1 ⇒ 
M = 6,63 ⋅ 104 g/mol
É comum a sensação de sede depois da ingestão de doces, como chocolates e balas. Isso ocorre porque os doces 
aumentam o nível de glicose extracelular no organismo e geram a hiperglicemia.
Quando uma pessoa ingere muitos doces, o pâncreas libera o hormônio glucagon, que é responsável por interagir 
com a glicose e levá-la do meio extracelular para o meio intracelular.
Durante esse processo e depois de consumir muito açúcar, a água é necessária para ajudar na osmose ou difusão 
simples da glicose para dentro das células. O responsável por esse processo é o hipotálamo.
Vale lembrar que o açúcar é importante para o organismo, pois garante energia para as funções vitais e atividades 
diárias do ser humano.
A necessidade por doces énatural, mas é preciso consumir esse tipo de alimento com muita responsabilidade. Doces 
em excesso prejudicam a saúde e podem até levar ao desenvolvimento de diabetes.
VIVENCIANDO
9
Por que a pressão sanguínea aumenta com a ingestão de sal? Isso tem tudo a ver com a biologia. Com a ingestão de 
sal, ocorre um aumento na pressão osmótica, um aumento da quantidade de água nos líquidos extracelulares (san-
gue e tecido entre as células) e um aumento da pressão arterial. A consequência é uma maior entrada de água nas 
células devido à osmose. Se não houver um sistema para remover essa água, a célula inchará progressivamente até 
estourar (provocando sua morte). O mecanismo fisiológico para a retirada dessa água, e inclusive dos íons produzidos 
dentro da própria célula, é o sistema bomba de sódio e potássio.
CONEXÃO ENTRE DISCIPLINAS
3. No que se refere a efeitos coligativos, a água do mar 
se comporta como uma solução 0,6 M de NaCℓ, com 
i = 2 . Determine a pressão osmótica do mar, a 20°C. 
Dado R = 0,082 atm ∙ L ∙ mol-1 K-1 
Resolução:
Usando a equação fundamental da osmometria, tem-se:
p = M . R . T . i ⇒ 
⇒ p = 0,6 ∙ 0,082 ∙ (20 + 273) ∙ 2 
p = 28,83 atm
4. São dissolvidos 0,06 mol de nitrato de alumínio 
[Aℓ(NO3)3] em água suficiente para 1.200 mL de 
solução. Sabendo que a solução, a 27 °C, apresenta 
pressão osmótica de 4,2 atm, determine: 
Dado: R = 0,082 atm ∙L ∙ mol-1 ∙ K-1. 
a) A molaridade da solução.
b) O fator de Van’t Hoff. 
c) O grau de dissociação do sal. 
d) O grau de dissociação do nitrato de alumínio é 
100%? Qual seria a pressão osmótica, considerando 
que o grau de dissociação do nitrato de alumínio é 
de 100% e mantendo todas as condições descritas? 
Resolução:
a) M = 
n1 __ 
V
 ⇒ M = 0,06 mol _______ 
1,2 L
 ⇒ M = 0,05 M.
b) p = M . R . T . i ⇒ 4,2 
= 0,06 ∙ 0,082 ∙ (27 + 273) ∙ i ⇒ i = 3,41. 
c) Aℓ(NO3)3 → Aℓ
3+ + 3NO - 3 ; logo, o valor de q para 
nitrato de alumínio é 4.
i = 1 + α ∙ (q – 1) → 3,41 = 1 + α ∙ 
(4 – 1) → α = 0,803 ou 80,3%. 
d) Pelos cálculos do item c, o grau de dissociação não 
é 100%.
Calculando a pressão osmótica para α = 100%:
Como i = 1 + a(q - 1), considerando a = 1, tem-se:
i = 1 + 1.(4 - 1) = 4 
Assim:
p = M . R . T . i ⇒ 
⇒ p = 0,05 ∙ 0,082 ∙ (27 + 273) ∙ 4
⇒ p = 4,92 atm.
multimídia: sites
g1.globo.com/bemestar/noticia/2014/05/
medicos-explicam-o-que-pode-causar-sede-
-e-os-beneficios-de-beber-agua.html
10
ÁREAS DE CONHECIMENTO DO ENEM
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.26
Habilidade
A osmose é um processo muito importante presente na natureza. Por isso, é de extrema importância conhecer seus 
fundamentos principais e seus mecanismos de funcionamento.
Modelo 
(Enem) A lavoura arrozeira na planície costeira da região sul do Brasil comumente sofre perdas elevadas devido à sali-
nização da água de irrigação, que ocasiona prejuízos diretos, como a redução de produção da lavoura. Solos com pro-
cesso de salinização avançado não são indicados, por exemplo, para o cultivo de arroz. As plantas retiram a água do 
solo quando as forças de embebição dos tecidos das raízes são superiores às forças com que a água é retida no solo.
WInKeL, H.L.; tSCHIeDeL, M. CuLtura Do arroz: SaLInIzação De SoLoS eM CuLtIvoS De arroz. DISponíveL 
eM: Http//agropage.trIpoD.CoM/SaLInIza.HML. aCeSSo eM: 25 jun. 2010 (aDaptaDo).
A presença de sais na solução do solo faz com que seja dificultada a absorção de água pelas plantas, o que provoca 
o fenômeno conhecido por seca fisiológica, caracterizado pelo(a): 
a) aumento da salinidade, em que a água do solo atinge uma concentração de sais maior que a das células das raízes das 
plantas, impedindo, assim, que a água seja absorvida;
b) aumento da salinidade, em que o solo atinge um nível muito baixo de água, e as plantas não têm força de sucção para 
absorver a água;
c) diminuição da salinidade, que atinge um nível em que as plantas não têm força de sucção, fazendo com que a água 
não seja absorvida;
d) aumento da salinidade, que atinge um nível em que as plantas têm muita sudação, não tendo força de sucção para 
superá-la;
e) diminuição da salinidade, que atinge um nível em que as plantas ficam túrgidas e não têm força de sudação para 
superá-la.
Análise expositiva - Habilidade 26: A presença de sais na solução do solo faz com que seja dificultada a 
absorção de água pelas plantas (devido ao processo de osmose), o que provoca o fenômeno conhecido por 
seca fisiológica, caracterizado pelo aumento da salinidade, em que a água do solo atinge uma concentra-
ção de sais maior do que a das células das raízes das plantas, impedindo, assim, que a água seja absorvida.
Alternativa A
A
11
 DIAGRAMA DE IDEIAS
SOLUÇÃO
MEMBRANA PERMEÁVEL 
SOMENTE AO SOLVENTE
DESSALINIZAÇÃO DA 
ÁGUA DO MAR
OSMOSE PRESSÃO OSMÓTICA
OSMOSE RESERVA
PRESSÃO NECESSÁRIA 
PARA IMPEDIR A OSMOSE
SOLVENTE LÍQUIDO
PODE ATRAVESSAR
ESSA PASSAGEM 
É CHAMADA
IMPEDIDA QUANDO 
APLICA-SE A
PRESSÃO SUPERIOR 
A ELA ACARRETA
USADA NA
É A
TEM
12
 ElEtroquímica: oxirrEdução
CompetênCias: 3, 5 e 7 Habilidades:
17, 18, 21, 24, 25, 
26 e 27
AULAS 
37 E 38
1. OxidaçãO e reduçãO
As reações que pressupõem perda e ganho de elétrons são 
denominadas reações de oxirredução. Algumas são funda-
mentais no mundo, pois fazem parte dos processos que 
permitem a manutenção da vida.
Um exemplo de reação de oxirredução é a fotossíntese. As 
moléculas de clorofila utilizam energia luminosa para pro-
duzir o gás oxigênio:
6 CO2(g) + 6 H2O(ℓ) → C6H12O6 (aq.) + 6 O2 (g)
Outro exemplo é o metabolismo da glicose no organismo:
C6H12O6 (aq.) + 6 O2 (g) → 6 CO2 (g) + 6 H2O(ℓ)
Os dois casos são reações de oxirredução (também de-
nominadas reações de oxidorredução).
Todas as reações de oxirredução ocorrem com transferência 
de elétrons. O processo de transferência pode ser facilmente 
comprovado por meio de um experimento muito simples.
Ao introduzir um fio de cobre (Cu) numa solução aquosa 
de nitrato de prata (AgNO3), verifica-se, depois de certo 
tempo, que ocorre a formação de um depósito de prata e 
que a solução adquire cor azul, característica dos íons Cu2+.
As reações envolvidas podem ser representadas pelas se-
guintes equações:
Semirreação de oxidação 
Cu0 → Cu2+ + 2 e– 
perda de elétrons
Semirreação de redução 
 2 Ag+ + 2 e– → 2 Ag0 
ganho de elétrons 
Reação Global
Cu0 + 2Ag+ → Cu2+ + 2Ag0
Por causa da transferência de elétrons, ocorre uma mu-
dança na carga elétrica das espécies químicas. 
Essas cargas elétricas são representadas pelo número 
de oxidação (Nox).
Conhecer o número de oxidação de uma espécie química 
facilita a compreensão dos processos de oxirredução.
Como determinar o Nox?
2. NúmerO de OxidaçãO (NOx)
O número de oxidação é a carga que o elemento 
adquire quando faz uma ligação iônica ou a carga 
parcial (δ) que ele adquire quando faz uma ligação 
predominantemente covalente.
Exemplos
 § Nos compostos iônicos, o Nox corresponde à própria car-
ga do íon (carga real). Essa carga equivale ao número de 
elétrons perdidos ou recebidos na formação do composto.
Na + Cℓ → NaCℓ
 cede 1 e– recebe 1 e–
Nox = +1 Nox = –1
 § Nos compostos moleculares, não há transferência de-
finitiva de elétrons, mas compartilhamento deles. Dessa 
forma, o Nox corresponde à carga elétrica que o átomo 
iria adquirir caso a ligação fosse rompida com trans-
ferência de elétrons entre os átomos.
Em consequência, o átomo de maior eletronegatividade 
receberia os elétrons do outro átomo:
H + Cℓ → HCℓ
Considerando que o átomo de cloro é mais eletronegativo que 
o hidrogênio, o átomo de cloro ficaria com o par de elétrons.
Observeesse e outros exemplos na forma de estrutura de 
Lewis (fórmula eletrônica):
-2
+1
+1
0
13
3. CálCulO dO NOx
1. Substâncias simples (formadas por apenas um ele-
mento químico)
Os átomos apresentam número de oxidação zero.
Nesse caso, como os átomos são de um mesmo elemento, 
eles apresentam a mesma eletronegatividade; numa eventual 
quebra da ligação, nenhum átomo perde ou ganha elétrons.
Exemplos:
H2 O2 O3 P4 Na Cgrafite S8
2. Metais representativos (famílias A) e hidrogênio
a) Metais alcalinos (família 1A / grupo 1): Li, Na, 
K, Rb, Cs e Fr
Se combinados em compostos, os átomos da família dos 
metais alcalinos apresentam número de oxidação +1.
Exemplos:
 NaCℓ K2SO4
Nota: apesar de a prata (Ag) pertencer às famílias B (me-
tais de transição), os compostos dela também apresentam 
Nox = +1.
b) Metais alcalino-terrosos (família 2A / grupo 2): 
Be, Mg, Ca, Sr, Ba e Ra
Se combinados em compostos, os átomos da família 
dos metais alcalino-terrosos apresentam número de 
oxidação +2.
0 0 0 0 0 0 0
+1 +1
 MgSO4 Ca3N2 BaCℓ2
Nota: apesar de o zinco (Zn) pertencer às famílias B (me-
tais de transição), os compostos dele também apresentam 
Nox = +2.
c) Alumínio, Aℓ (família 3A / grupo 13)
Se combinados em compostos, os átomos de alumínio 
apresentam número de oxidação +3.
Exemplos:
 Aℓ(OH)3 Aℓ2(SO4)3
d) Hidrogênio
Se combinados com ametais, os átomos de hidrogê-
nio apresentam número de oxidação +1 (possuem 
menos eletronegatividade que os ametais).
Exemplos:
 HCℓ H2S H3PO4 NH3
Se combinados com metais, nos hidretos metálicos, 
os átomos de hidrogênio apresentam número de 
oxidação –1 (possuem mais eletronegatividade que 
os metais).
Exemplos:
 NaH CaH2
3. Oxigênio, O (família 6A / grupo 16)
Se combinados em compostos, os átomos de oxigênio 
apresentam número de oxidação –2.
Exemplos:
CaO Na2O H2O Fe2O3 H2SO4
Nos peróxidos, cada átomo de oxigênio apresenta 
número de oxidação –1.
+2 +2 +2
+3 +3
+1 +1 +1 +1
–1 –1
–2 –2 –2 –2 –2
Árvore de Prata - Oxirredução
Fonte: Youtube
multimídia: vídeo
14
Exemplos:
 H2O2 Na2O2 CaO2
Nota: quando combinado com o flúor, que é mais eletrone-
gativo, no fluoreto, portanto, o oxigênio apresenta número 
de oxidação +2, uma vez que perde dois elétrons para o flúor.
+2
 OF2
4. Halogênios (família 7A / grupo 16): F, Cℓ, Br, I 
Nos compostos, à extrema direita da fórmula, 
cada átomo apresenta número de oxidação –1.
Exemplos:
NaCℓ CaBr2 FeI3
5. O somatório de todos os números de oxidação de um 
composto é zero.
Exemplos:
H2SO4
2 . (+1) + x + 4 . (– 2) = 0 ⇒ x = +6
HCℓO4
+1+ x + 4 . (– 2) = 0 ⇒ x = +7
H4P2O7
4 . (+ 1) + 2x + 7 . (– 2) = 0 ⇒ x = +5
6. O somatório de todos os números de oxidação de um 
íon composto é igual à carga desse íon.
Exemplos:
(MnO4)
1–
x + 4 . (–2) = –1 ⇒ x = +7
(PO4)
3–
–1 –1 –1
–1 –1 –1
+1 x –2
x+1 –2
+1 x –2
x –2
x –2
x + 4 . (–2) = –3 ⇒ x = +5
x +1
(NH4)
1+
x + 4 × (+1) = +1 ⇒ x = –3
4. VariaçãO dO NOx Nas 
reações de OxirreduçãO
Retomando o exemplo da reação entre o cobre e a solução 
aquosa de nitrato de prata e associando-o ao conceito de 
Nox, obtém-se:
Cu → Cu2+ + 2e–
O cobre sofre uma transformação com perda de elétrons 
⇔ aumento do Nox.
A semirreação em que ocorre perda de elétrons é de-
nominada reação de oxidação.
O cobre metálico (Cu) que sofre oxidação é denomina-
do agente redutor, uma vez que cede elétrons aos íons 
prata (Ag+), provocando a redução desses íons.
2Ag+ + 2e– → Ag
A prata sofre uma transformação com ganho de elétrons 
⇔ diminuição do Nox.
A semirreação em que ocorre ganho de elétrons é de-
nominada reação de redução.
Os íons prata (Ag+) que sofrem redução agem como 
agentes oxidantes, uma vez que recebem os elétrons do 
cobre (Cu) que oxidou.
5. VariaçãO dO NOx NOs 
COmpOstOs OrgâNiCOs
Os números de oxidação usuais dos elementos químicos 
que aparecem mais frequentemente nos compostos orgâ-
nicos são:
hidrogênio: Nox = +1
halogênios (F, Cℓ, Br, I): Nox = –1
oxigênio (O) e enxofre (S): Nox = –2
nitrogênio (N) e fósforo (P): Nox = –3
0 +2
0+1
15
Foi visto que a soma dos números de oxidação de todos 
os átomos num composto é igual a zero. Observe alguns 
exemplos de cálculos que mostram o número de oxidação 
do carbono, representado pela letra x:
CH4: x + 4
.(+1) = 0 ⇒ x = – 4
C2H6: 2x + 6
.(+1) = 0 ⇒ x = – 3
C2H4: 2x + 4
.(+1) = 0 ⇒ x = – 2
CH2Cℓ2: x + 2
.(+1) + 2.(–1) = 0 ⇒ x = 0
CCℓ4: x + 4 
. (–1) = 0 ⇒ x = 4
Note que o número de oxidação do carbono varia de –4 
para +4, mostrando que ele se comporta ora como ele-
mento eletronegativo, ora como elemento eletropositivo.
O tipo de cálculo apresentado resulta no número de oxi-
dação global (um valor médio) do carbono no composto. 
E se o interesse for descobrir o número de oxidação de 
um átomo de carbono específico (isolado) dentro de uma 
cadeia carbônica? Para isso, é necessário atribuir esses va-
lores a cada uma das quatro ligações que partem do áto-
mo do carbono considerado:
 § zero às ligações com outros átomos de carbono (pois 
na covalência C – C , o par eletrônico é repartido por 
igual);
 § –1 às ligações com o hidrogênio (pois o Nox do hi-
drogênio é +1); e
 § +1 a cada ligação com elementos eletronegativos – 
halogênio, oxigênio, enxofre, nitrogênio, etc. –, pois são 
elementos mais eletronegativos que o carbono.
Os exemplos a seguir mostram o número de oxidação de 
cada carbono individualmente:
–3 –3–1 +3
–2
–1
–3 –3 0 –3–3–2
6. BalaNCeameNtO pelO 
métOdO de OxirreduçãO
O processo de balanceamento se baseia no princípio 
de que:
O número total de elétrons cedidos é igual 
ao número total de elétrons recebidos.
6.1. Roteiro para o balanceamento
1. Calcule o Nox de cada elemento.
2. Represente os “ramais” de oxidação e redução com os 
respectivos números de elétrons cedidos e recebidos.
3. Escolha uma substância do ramal de oxidação e outra do 
ramal de redução. Não escolha substância com Nox repetido. 
Escolha a substância com maior número de átomos, desde 
que o Nox das duas substâncias do ramal não se repita.
4. Multiplique o número de elétrons cedidos ou recebidos 
pela atomicidade (número de átomos do elemento na sub-
stância) dos elementos que sofrem oxidação e redução. 
Inverta os resultados obtidos (se possível, simplifique-os), 
pois eles serão os coeficientes das substâncias escolhidas.
Exemplo
Balanceamento da equação:
CrO3 + SO2 → Cr2O3 + SO3
sofre redução (Nox reduziu) ⇒ 
recebe / ganha |3 – 6| = 3 elétrons
CrO3 + SO2 → Cr2O3 + SO3
+6 +4 +3 +6–2 –2 –2 –2
ramal de redução
ramal de oxidação
multimídia: sites
https://www.quimicalimentar.com.br/por-
-que-alimentos-estragam/
16
sofre oxidação (Nox aumentou) ⇒ doa /cede |6 – 4| 
= 2 elétrons
 § Para o SO2 (sofre oxidação ⇒ agente redutor):
total de elétrons doados 
= 1 átomo × 2 elétrons/átomo = 2 elétrons doados
 § Para o CrO3 (sofre redução ⇒ agente oxidante):
total de elétrons recebidos 
= 2 átomos × 3 elétrons/átomo = 6 elétrons recebidos
De acordo com a regra, os números totais de elétrons 
recebidos e cedidos serão os coeficientes “trocados” na 
equação:
6SO2 ⇒ 2 elétrons cedidos
2Cr2O3 ⇒ 6 elétrons recebidos
CrO3 + 6SO2 → 2Cr2O3 + SO3
Como os coeficientes são múltiplos entre si, podem ser 
simplificados:
2 : 6 ⇔ 1 : 3
Que resulta em:
CrO3 + 3SO2 → 1Cr2O3 + SO3
Acertada a equação pelo método das tentativas, final-
mente obtém-se:
2CrO3 + 3SO2 → 1Cr2O3 + 3SO3
 Aplicação do conteúdo
1. (UFF) Uma das principais impurezas que existem 
nos derivadosde petróleo e no carvão mineral é o 
enxofre. Quando esses combustíveis são utilizados, 
a queima do enxofre produz SO2 de cheiro irritável e 
esse, por sua vez, na atmosfera, reage com o oxigê-
nio e se transforma lentamente no SO3. Essa reação 
é acelerada pela presença de poeira na atmosfera. O 
SO3 reage com a água da chuva produzindo o H2SO4, 
que é um ácido forte. Durante esse processo, o enxofre 
passa por diferentes estados de oxidação. Em relação 
às substâncias SO2, SO3 e H2SO4, o número de oxidação 
do enxofre é, respectivamente:
a) +4, +6, +6.
b) –4, +4, +6.
c) +2, –3, 0.
d) –2, +3, +6.
e) –4, +6, 0.
Resolução:
O número de oxidação (Nox) do hidrogênio é +1 e do 
oxigênio é –2. A partir disso, é possível calcular o Nox do 
enxofre em cada composto. Sendo x o Nox do enxofre, 
tem-se:
SO2 → x + [2 ∙ (–2)] = 0 x – 4 = 0 → x = +4
SO3 → x + (3 ∙ (–2)] = 0 → x – 6 = 0 → x = +6
H2SO4 → [2 ∙ (+1)] + x + [4 ∙ (–2)] 
= 0 → 2 + x – 8 = 0 → x = +6
Assim, o número de oxidação do enxofre nos compostos 
SO2, SO3 e H2SO4 será +4, +6 e +6.
Alternativa A 
2. (Unitau) Na reação:
Fe + HNO2 → Fe(NO3)2 + NO + H2O
não balanceada, o agente oxidante e o agente redutor são, 
respectivamente:
a) NO e H2O.
b) Fe e HNO3.
c) Fe e Fe(NO3)2.
d) HNO3 e NO.
e) HNO3 e Fe
Resolução:
Calculando os Nox de cada elemento, tem-se:
É possível observar que quem reduziu (agente oxidante) foi 
o HNO3 e quem oxidou (agente redutor) foi o Fe. 
Alternativa E
3. (Mackenzie) Um estudante, após ler que o ouro reage 
com água régia, segundo a equação
Au + HCℓ + HNO3 → AuCℓ3+ H2O + NO
afirma que:
I. A água régia consiste na mistura de HCℓ com 
HNO3 na proporção de 3:1, respectivamente.
17
II. O HNO3 é o agente oxidante.
III. Na reação de 1 mol de ouro, ob-
tém-se dois mols de água.
IV. O ouro é reduzido a Au3+.
Das afirmações feitas, são corretas:
a) I , II e III, somente.
b) I e III, somente.
c) II e IV, somente.
d) II e III , somente.
e) I, II, III e IV.
Resolução:
Balanceando a equação da reação de ouro com água ré-
gia, tem-se:
1Au + 3HCℓ + 1HNO3 → AuCℓ3 + 2H2O + 1NO 
Com isso, as afirmativas estão:
I. Correta, pois a proporção entre HC e HNO3 é de 3:1, 
de acordo com a reação balanceada.
II. Correta, pois o nitrogênio do HNO3 (Nox = +5) 
reduziu a NO (Nox = +2), sendo um agente oxidante.
III. Correta, pois formaram-se dois mols de água de 
acordo com a reação balanceada.
IV. Incorreta, pois o ouro foi oxidado a Au+3.
Alternativa A
O ferro não existe de forma livre na natureza. Ele existe nas formas de seus minérios, ou seja, compostos que contêm 
ferro. Os principais são hematita (Fe2O3), magnetita (Fe3O4), siderita (FeCO3), limonita (Fe2O3H2O) e pirita (FeS2).
Para se obter o ferro metálico, é possível realizar transformações nesses minerais. A área que faz a extração de um 
metal por meio de seus minerais é a metalurgia, e o ramo que trata apenas da produção de ferro a partir dos minerais 
mencionados é a siderurgia, palavra que vem do grego e significa “trabalho feito sobre o ferro”. 
Em geral, o mineral utilizado nas siderúrgicas é a hematita, e o processo de produção do ferro é feito em altos-fornos. A princípio, 
colocam-se nesses altos-fornos o carvão coque, que será queimado para produzir calor. Depois, adiciona-se uma mistura de 
hematita, calcário (CaCO3) e carvão coque.
Uma corrente de ar favorece a queima do carvão coque, produzindo-se monóxido de carbono (CO), que reage com a hematita 
em uma reação de oxirredução.
VIVENCIANDO
4. (Udesc) Dada a reação química, cuja equação não 
está ajustada,
xKMnO4 + yHCℓ → pKCℓ + qMnCℓ2 + rH2O + sCℓ2
Ajuste-a com números inteiros menores possíveis e escolha 
a proposição CORRETA.
a) O valor de y é 8.
b) O KMnO4 é o agente redutor na reação.
c) O HCℓ é o agente oxidante na reação.
d) O potássio e o hidrogênio se ox-
idam durante a reação.
e) O manganês se reduz durante a reação.
Resolução:
De acordo com a equação, o composto KMnO4 (Nox 
do Mn = +7) reduz a MnCℓ2 (Nox do Mn = +2) e o 
HCℓ (Nox do Cℓ = –1) oxida a Cℓ2(Nox do Cℓ = 0).
Composto ∆Nox Atomicidade Coeficientes
Oxida Cℓ2 0 – (–1) = 1 1 × 2 = 2 5Cℓ2
Reduz KMnO4 7 – 2 = 5 5 × 1 = 5 2KMnO4
Assim, as incógnitas serão: x = 2, y = 16, p = 2, q = 2, r = 
8 e s = 5. O agente oxidante é o KMnO4 e o agente redutor 
é o HCℓ.
Alternativa E
18
Queima do carvão coque: 
2C + O2 → 2CO
Redução da hematita pelo CO: 
3Fe2O3 + CO → 2Fe3O4 + CO2
Fe3O4 + CO → 3FeO + CO2
O óxido de ferro (II) (FeO) reage com o monóxido de carbono, formando ferro metálico (Fe0) e dióxido de carbono:
FeO + CO → Fe + CO2
Disponível em: <http://alunosonline.uol.com.br/quimica/proDucao-Ferro.html>.
Metais como o ouro e a prata são considerados nobres, ou seja, são metais resistentes à corrosão e à oxidação, diferen-
temente da maioria dos outros metais. A maioria dos metais é encontrada em combinação com outros materiais, como os 
minérios. Existem pouquíssimos metais que são encontrados na forma simples.
Entretanto, deve-se ter cautela ao dizer que metais como ouro e prata não sofrem corrosão ou oxidação. A maioria dos 
metais está sujeita à oxidação de sua superfície, isto é, a superfície reage com o oxigênio ou com outros componentes do ar. 
As maiores exceções são os metais de cunhagem e os metais do grupo da platina – e mesmo estes reagem com compostos 
sulfurados e escurecem em ambientes industrialmente poluídos. Todos os outros metais reagem com a umidade e o oxigênio 
do ar, mas, enquanto alguns sofrem forte corrosão, outros parecem ser inertes. Na verdade, todos se oxidam, mas, em muitos 
casos, a fina camada de óxido adere firmemente à superfície do metal, evitando o prosseguimento da reação, como é o caso 
do alumínio e do titânio. Já o ferro forma óxidos porosos que permitem que a corrosão prossiga. Os aços inoxidáveis são 
produzidos através de uma liga de ferro com cromo ou níquel, formando um óxido protetor sobre a superfície, cuja espessura 
é tão pequena que o brilho e o aspecto metálico da superfície se conservam.
No caso da prata, por exemplo, ela escurece com o tempo, devido à formação de uma película superficial de sulfeto de prata 
(Ag2S), que é de cor preta. Esse fenômeno é causado pelo sulfeto de hidrogênio (H2S) do ar e também pelos compostos 
sulfurados existentes nos alimentos que entram em contato com talheres de prata.
Além disso, o fato de algumas pessoas exalarem muito ácido úrico escurece a prata rapidamente. Existem pessoas que, se 
colocarem uma corrente de prata, ela escurecerá em questão de horas. Essas pessoas devem utilizar somente prata banhada 
a ródio. Produtos à base de cloro (água sanitária, por exemplo), água oxigenada e ácidos (produtos de limpeza de pedras, por 
exemplo) são grandes responsáveis pelo escurecimento da prata.
Ambientes carregados de ácidos ou sulfatos (salas de revelação de filmes e fotos, salas de impressoras a laser, etc.) são muito 
agressivos à prata.
O ouro, por sua vez, é um metal relativamente inerte e que sobrevive com uma corrosão mínima. São as ligas à base de cobre 
e/ou prata que corroem facilmente, resultando em compostos da corrosão da prata e do cobre, que deixam uma enriquecida 
e possivelmente enfraquecida superfície de ouro.
Até mesmo o ouro está sujeito a ataques corrosivos, podendo apenas ser oxidado em contato com água régia 
(mistura 3HCℓ : 1HNO3).
19
 DIAGRAMA DE IDEIAS
NÚMERO DE 
OXIDAÇÃO
ELETRONEGATIVIDADE
ELEMENTO 
QUÍMICO
ESPÉCIE 
QUÍMICA
ÁTOMO
MOLÉCULA
ÍON
Nº TOTAL DE
ELÉTRONS
PERDIDOS
Nº TOTAL DE
ELÉTRONS
RECEBIDOS
SOMA DE TODOS 
OS NÚMEROS DE 
OXIDAÇÃO
REAÇÃO
QUÍMICAPROPRIEDADE PERIÓDICA
REAÇÃO DE 
OXIRREDUÇÃO
PRODUTO(S)
AGENTE OXIDANTE
AUMENTO 
DO NOX
DIMINUIÇÃO 
DO NOX
REAGENTE(S)
AGENTE REDUTOR
OXIDAÇÃO
REDUÇÃO
PERDA DE 
ELÉTRONS
GANHO DE 
ELÉTRONS
VARIAÇÃO DO NÚMERO 
DE OXIDAÇÃO DE UM 
OU MAIS ELEMENTOS
ZERO (NULA)
ELETRICAMENTE 
NEUTRA
ELETRICAMENTE 
CARREGADA (ÍON)
CARGA 
DE ÍON
PROPRIEDADE 
DE UM
NOME GENÉRICO DE
NA QUAL
PODE PARTICIPAR 
DEUMA
PODE SER
DENOMINADO DENOMINADO
PODE SER
NA QUAL HÁ
NELA HÁ UM
SERÁ
SE A ESPÉCIE FOR SE A ESPÉCIE FOR
EM QUE OCORRE EM QUE OCORRE
SOFRE
SOFRE
SOFRE
SOFRE
COMO TODA REAÇÃO 
QUÍMICA TEM
COM DOIS OU MAIS
 REAGENTES NA OXIRREDUÇÃO,
 UM DELES É 
É UMA
EM UMACADA UMA
TEM SUA
RELACIONA-SE 
AO CONCEITO DE
AMBOS SÃO 
IGUAIS
20
 ElEtroquímica: introdução a 
pilhas E procEssos EspontânEos
CompetênCias: 5, 6 e 7 Habilidades:
17, 18, 21, 24, 25, 26 
e 27
AULAS 
39 E 40
1. Introdução
A Eletroquímica é o segmento da Química que estuda os 
fenômenos envolvidos na produção de corrente elétrica a 
partir da transferência de elétrons em reações de oxirredu-
ção. Além disso, estuda a utilização de corrente elétrica na 
produção dessas reações.
Esse estudo pode ser dividido em duas partes: pilhas/bate-
rias e eletrólise.
Pilhas e baterias são dispositivos nos quais uma reação 
espontânea de oxirredução produz corrente elétrica.
2. PIlhas
A primeira pilha elétrica foi criada em 1800 pelo cientista 
italiano Alessandro Volta (1745-1827). Era constituída por 
um conjunto de duas placas metálicas de zinco e cobre, 
denominadas eletrodos (do grego, “percurso elétrico”), e 
por algodão embebido em solução eletrolítica, que conduz 
corrente elétrica. Cada conjunto de placas e algodão forma 
uma célula ou cela eletrolítica.
Nessa cela, os elétrons fluem da lâmina de zinco (Zn) para 
a de cobre (Cu), mantendo a lâmpada acesa durante um 
pequeno intervalo de tempo.
A pilha
de Volta
Terminal
negativo
Terminal 
positivo
Disco
de prata
ou cobre
Cartão
ou tecido
Disco
de zinco
Terminal
Positivo
Disco
De Prata
ou cobre
carTão ou 
Tecido
Disco
De zinco
Terminal
negativo
Pilha De volTa
Em 1836, essa descoberta foi aperfeiçoada pelo inglês 
John Frederick Daniell (1790-1845), que dividiu a cela ele-
trolítica da pilha em duas partes, ou seja, em duas semi-
celas. É essa pilha, denominada pilha de Daniell, que será 
estudada a seguir.
3. PotencIal das PIlhas
3.1. Potencial de redução e 
potencial de oxidação
Anteriormente, foi estudado o fenômeno da oxirredução.
Considere os metais de zinco (Zn) e cobre (Cu). Tanto os 
íons Zn2+ como os íons Cu
2+ têm uma certa tendência 
de receber elétrons; no entanto, os íons Cu2+ são os que 
sofrem redução.
Assim, é possível concluir que a tendência do Cu2+(aq) de 
sofrer redução é maior que a do Zn2+(aq).
Por esse motivo, afirma-se que os íons Cu2+ possuem maior 
potencial de redução (Ered).
Cu2+(aq) + 2 e
– → Cu Ered Cu
2+ > Ered Zn
2+
Nessa pilha, como os íons Cu2+ sofreram redução, o zinco 
sofrerá oxidação, o que permite concluir que o zinco apre-
senta maior potencial de oxidação (Eoxi).
Zn → Zn2+(aq) + 2 e
– Eoxi Zn > Eoxi Cu
A espécie que apresenta maior Ered sofre redução; dessa 
forma, a outra espécie, de maior Eoxi, sofre oxidação.
Em geral, utiliza-se o potencial de redução para se avaliar 
os fenômenos de oxirredução, bem como para fazer o cál-
culo da diferença de potencial de uma pilha.
A tabela a seguir mostra as semirreações de redução de 
vários elementos e seus respectivos potenciais de redução, 
obtidos, experimentalmente, a 25 ºC e 1 atm (condições 
padrão), tomado o hidrogênio como padrão zero.
21
 
Au
m
en
ta
 o
 c
ar
át
er
 o
xi
da
nt
e 
(c
ap
ac
id
ad
e 
de
 re
ce
be
r e
lé
tr
on
s)
 
Semirreações de redução E0 (Volt)
Li1+(aq) + 1 e
– → Li (s) –3,05
Na1+(aq) + 1 e
– → Na (s) –2,71
Mg2+(aq) + 2 e
– → Mg(s) –2,36
Al3+(aq) + 3 e
– → Aℓ(s) –1,68
Zn2+(aq) + 2 e
– → Zn(s) –0,76
Fe2+ (aq) + 2 e
– → Fe(s) –0,44
Ni2+(aq) + 2 e
– → Ni(s) –0,23
Pb2+(aq) + 2 e
– → Pb(s) –0,13
Fe3+(aq) + 3 e
– → Fe(s) –0,04
2 H1+ (aq) + 2 e
– → H2(g) 0,00
Cu2+(aq) + 2 e
– → Cu(s) +0,34
I2(s) + 2 e
– → 2 I–(aq) +0,54
Ag1+(aq) + 1 e
– → Ag(s) +0,80
Hg2+(s) + 2 e
– → Hg(aq) +0,86
Br2(s) + 2 e
– → 2 Br–(aq) +1,07
Cℓ2 (s) + 2 e
– → 2 Cℓ–(aq) +1,36
Au3+(aq) + 3 e
– → Au(s) +1,42
F2(g) + 2 e
– → 2 F–(aq) +2,87
Como o F2(g) apresenta o maior potencial de redução, ele é 
o melhor oxidante.
Uma vez que a redução é um processo inverso à oxidação, 
quanto maior for o E0red de uma espécie, menor será sua 
facilidade em sofrer oxidação, isto é, quanto maior for o 
Ered, menor será o Eoxi.
O Eoxi é numericamente igual ao Ered; , mas com sinal contrário.
Li+(aq) + e
– 
reDução
 Li (s) 
E0red = –3,04 V/ E
0
oxi = +3,04 V
F2 (g) + 2e
– 
reDução
 2F–(aq) 
E0red = +2,89 V/ E
0
oxi = –2,89 V
Como o Li(s) apresenta o maior potencial de oxidação, bem 
como o menor potencial de redução, ele é o melhor redutor.
5. cálculo da voltagem
Nas pilhas, os elétrons fluem, por meio de um fio externo, 
do eletrodo em que ocorre oxidação (ânodo) para o ele-
trodo em que ocorre redução (cátodo). Se nesse fio for 
instalado um aparelho denominado voltímetro, será pos-
sível medir a força eletromotriz (f.e.m. ou ΔE0) da pilha. 
Considere o par cobre-alumínio:
Aℓ Cu
Ponte salina 
K+ Cℓ- 
CátodoÂnodo
Voltímetro
Aℓ2(SO4)3(aq)
CuSO4(aq)
O valor indicado em volt (V) pelo voltímetro corresponde à 
força eletromotriz da pilha. Nas pilhas comuns, esse valor 
aparece indicado na embalagem externa da pilha.
A diferença de potencial ou ddp (ΔE) de uma pilha depen-
de das espécies envolvidas, das suas respectivas concentra-
ções e da temperatura. Por esse motivo, o ΔE é medido na 
denominada condição-padrão, que corresponde a espécies 
com concentração 1 mol/L e possíveis gases envolvidos 
com pressão de 1 atmosfera a 25 ºC. Nessas condições, a 
diferença de potencial da pilha será representada por ΔEº.
O ΔE0 de uma pilha corresponde à diferença entre os po-
tenciais de redução ou de oxidação das espécies envolvidas:
ΔE0 = (E0red maior) – (E
0
red menor) ou 
ΔE0 = (E0oxi maior) – (E
0
oxi menor)
Como fazer uma super pilha caseira
FonTe: YouTube
multimídia: vídeo
4. Força de oxIdantes 
e de redutores
Observando a tabela acima, é possível perceber que o Li+(aq) 
apresenta o menor potencial de redução (E0 = – 3,04 V) e que 
o F2 (g) apresenta o maior potencial de redução (E
0 = + 2,89 V).
Li+(aq) + 1 e
– 
reDução
 Li (s) E
0
red = –3,04 V
F2 (g) + 2 e
– 
reDução
 2 F–(aq) E
0
red = +2,89 V
22
Considere, como exemplo, uma pilha formada por eletro-
dos de alumínio e cobre, cujos E0red são:
E0 (Aℓ3+ / Aℓ0) = –1,68 V E0 (Cu2+ / Cu0) = +0,34 V
Observando os potenciais, é possível perceber que o cobre, 
com maior potencial de redução, reduz-se, ao passo que o 
alumínio se oxida:
Cu2+(aq) + 2e
– → Cu(s) E
0
red = +0,34 V
Aℓ(s) → Aℓ
3+
(aq) + 3e
– E0oxi = +1,68 V
A equação global da pilha pode ser obtida a partir do uso 
de coeficientes que igualem o número de elétrons cedidos 
e recebidos nas semirreações:
Semirreação de redução: 
3Cu2+ (aq) + 6e
– → 3Cu (s) E
0
red = +0,34 V
Semirreação de oxidação: 
2Aℓ (s) → 2Aℓ
3+
(aq) + 6e
– E0oxi = +1,68 V
_________________________________________
________________________
Reação global:
 
2Aℓ (s) + 3Cu
2+ 
(aq) → 2Aℓ
3+
(aq) + 3Cu (s) ΔE
0 = +2,02 V
Nota
Os valores dos E0 não dependem do número de mol 
das espécies envolvidas; eles são sempre constantes 
nas condições padrão para cada espécie. Em outras 
palavras, ao multiplicar uma semirreação por uma 
constante, o valor do E0 não se altera!
Para calcular o ΔE0 dessa pilha, recorra à equação:
ΔE0 = (E0 red maior) – (E
0 
red menor)
ΔE0 = (+0,34 V) – (–1,68 V)
ΔE0 = +2,02 V
A representação dessa pilha pode ser feita assim:
Aℓ(s) / Aℓ
3+
(aq) // Cu
2+
(aq) / Cu(s)
ânoDo (-) soFre 
oxiDação menor eo
reD
cáToDo (+) soFre 
reDução maior eo
reD
É muito provável que você já tenha observado que as pilhas têm certas classificações, como AA ou AAA. Essas identi-
ficações indicam os tamanhos de cada uma delas. “De início, as letras eram uma notação usada apenas entre os es-
pecialistas para dar uma ideia do comprimento, do diâmetro e do formato da pilha”, afirma o químico José Maurício 
Rosalen, da Universidade de São Paulo (USP), no campus de Ribeirão Preto (SP). Com o tempo,o procedimento aca-
bou sendo aceito pela American National Standards Institute, a instituição que cuida de normas técnicas nos Estados 
Unidos, e se tornou popular para classificar as pilhas que usamos em casa. A primeira a surgir foi a bateria usada em 
lanternas pequenas. “Ela foi chamada arbitrariamente de C. Depois, quando surgiu uma pilha para lanternas maiores, 
ela foi batizada com a letra seguinte do alfabeto, o D”, diz outro químico, Henrique Eisi Toma, também da USP.
Com a diminuição do tamanho dos aparelhos, as pilhas menores foram batizadas de A. Ficou definido que 
ela mediria 17 mm de diâmetro por 50 mm de comprimento. “Depois, a cada redução de tamanho, ocorreu 
uma repetição da letra. O modelo AA, a pilha pequena utilizada em teclados ópticos para computadores, tem 
14,2 mm por 50 mm. Já a pilha palito, a AAA usada em controles remotos, mede 10,5 mm por 44,5 mm”, afirma 
Henrique. Você pode estar se perguntando: existe alguma pilha B? A resposta é não! Como os fabricantes não 
seguiram à risca a sequência do alfabeto na denominação das baterias, essa letra foi deixada de lado nesse 
batismo elétrico.
VIVENCIANDO
23
6. esPontaneIdade 
de uma reação
Todas as pilhas são reações espontâneas. Assim, seu ΔE0 
sempre apresenta valor positivo.
Para determinar se uma reação é espontânea e pode cons-
tituir uma pilha, deve-se separar a reação global nas duas 
semirreações.
Estudando a espontaneidade da reação:
Mg2+(aq) + Ni(s) → Mg(s) + Ni
2+
(aq)
semirreações
redução: Mg2+(aq) + 2e
– → Mg(s)
oxidação: Ni(s) → Ni
2+
(aq) + 2e
–
A primeira semirreação corresponde à redução do 
magnésio e, de acordo com a tabela de potenciais, seu 
E0red = –2,36 V.
A segunda semirreação corresponde à oxidação do níquel, 
cujo potencial de oxidação é igual ao inverso do potencial 
de redução mostrado na tabela, isto é, +0,24 V.
Considerando que o ΔE pilha é igual à soma dos potenciais 
de oxidação e redução, obtém-se:
ΔEpilha = E
0
red Mg
2+
 + E
0
oxi Ni
ΔEpilha = –2,36 + 0,24
ΔE pilha = –2,12 V
 § Como o ΔEpilha é negativo, conclui-se que a reação entre 
Mg2+ e Ni0 não é espontânea e não caracteriza uma pi-
lha. Assim, prever se uma reação de oxirredução pode 
ocorrer espontaneamente permite que os químicos 
antecipem reações indesejáveis (como a corrosão dos 
metais, por exemplo) e tomem providências para evitar 
que ela ocorra.
Exemplo:
Por meio do potencial da semicela Cu2+/Cu, que é +0,34 
V, e da semicela Fe2+/Fe, que é –0,44 V, pode-se prever que 
a corrosão do ferro por íons cobre (II) é espontânea, mas 
a corrosão do cobre por íons Fe(II) não é espontânea. Ob-
serve os cálculos.
I. Considerando que o ferro sofra oxidação:
Fe(s) + Cu
2+
(aq) → Fe
2+
(aq) + Cu(s) 
ΔEpilha = E
0 (Cu2+/Cu0) – E0 (Fe2+/Feo)
= +0,34 – (– 0,44) = +0,78 V — reação espontânea
II. Considerando que o cobre sofra oxidação:
Cu(s) + Fe
2+
(aq) → Fe(s) + Cu
2+
(aq)
ΔEpilha = E
0 (Fe2+/Feo) – E0 (Cu2+/Cu0)
= – 0,44 – (+0,34) = –0,78 V — reação não espontânea
Fe2+/Feo –0,44V Cu2+/Cu0 +0,34V
 A transferência de elétrons 
é espontânea 
A transferência de elétrons 
nnããoo éé espontânea 
a TransFerência De eléTrons é esPonTânea
a TransFerência De eléTrons não é esPonTânea
multimídia: sites
mundoestranho.abril.com.br/ambiente/
como-e-feita-a-reciclagem-de-pilhas-e-
baterias/
7. corrosão e 
Proteção de metaIs
A corrosão é a deterioração de metais pelo processo 
eletroquímico que ocorre nas reações de oxirredução. 
Estima-se que aproximadamente 20% de todo o ferro 
produzido anualmente sejam utilizados, ao custo de bi-
lhões de dólares, para a reposição de equipamentos que 
sofreram corrosão.
Por que ocorre a formação da ferrugem? 
O ferro, por exemplo, enferruja porque se estabelece uma 
diferença de potencial (ddp) entre um ponto e outro do 
objeto de ferro.
24
 § Corrosão do ferro
O ferro contém pequenas quantidades de impurezas (den-
tre elas, outros metais). Admite-se, por isso, que o ferro, de 
um lado, e as impurezas, de outro, funcionem como dois 
polos de uma pilha, possibilitando reações do tipo:
reação no ânodo: 
2Fe → 2Fe3+ + 6e–
reação no cátodo:
 3 __ 
2
 O2 (do ar) + 3H2O + 6e
– → 6OH–
reação global: 
2Fe0 + 3 __ 
2
 O2 + 3H2O → 2Fe(OH)3
De fato, as reações são mais complicadas. Parte do ferro é oxi-
dada a Fe2+, e parte, a Fe3+, de sorte que a ferrugem é uma mis-
tura de óxidos e hidróxidos hidratados de ferro (II) e ferro (III).
Na formação da ferrugem:
 § a presença do ar e da umidade são fundamentais, uma 
vez que fazem parte da reação (sem água e oxigênio, o 
ferro não enferruja);
 § a presença, no ar, de CO2, SO2 e de outras substâncias 
ácidas acelera a corrosão, uma vez que deslocam a rea-
ção catódica para a direita (princípio de Le Chatelier); a 
corrosão também é acelerada por várias bactérias que 
tornam mais ácido o meio;
 § ambientes salinos, como ocorre no mar e em suas vizi-
nhanças, aceleram a formação da ferrugem, pois aumen-
tam a condutividade elétrica entre os polos da pilha; é o 
que acontece nos cascos dos navios, em pontes como a 
Rio - Niterói, em tanques de gasolina enterrados nos 
postos à beira-mar, etc.
8. Proteção com eletrodo 
ou metal de sacrIFícIo
Para proteger o metal – ferro ou aço – da corrosão, convém 
utilizar um metal que apresente maior tendência para a 
perda de elétrons (maior potencial de oxidação). Esse me-
tal oxida-se e evita a corrosão do ferro, motivo pelo qual é 
denominado metal de sacrifício.
Um metal utilizado com essa finalidade é o magnésio, cujo 
potencial de redução é menor – e, consequentemente, cujo 
potencial de oxidação é maior – do que o do ferro:
E0red Mg = –2,36 V < E
0 
red Fe = –0,44 V
ou
E0oxi Mg = +2,36 V > E
0 
oxi Fe = +0,44 V
De acordo com a equação:
Mg(s) → Mg
2+ + 2e–
Observe que, ao se oxidar, o magnésio perde elétrons para 
o ferro, que permanece protegido. As placas de magnésio 
deverão ser periodicamente substituídas por outras, uma 
vez que sofrerão corrosão “ao proteger” o ferro.
9. revestImento do Ferro
Chapas de aço podem ser protegidas por uma película de 
estanho, que dá origem à lata comum e com a qual são 
fabricadas, por exemplo, as latas de conserva.
Para retardar a corrosão do ferro ou do aço em canaliza-
ções de água, oleodutos, cascos de navios, tanques sub-
terrâneos de combustíveis, etc., é costume ligar a essas es-
truturas blocos de outro metal mais reativo do que o ferro, 
como o magnésio, o zinco, etc. 
Se o potencial de oxidação for superior ao do ferro, como é o 
caso do magnésio, ele será corroído mais depressa, retardan-
do, assim, a corrosão do ferro ou do aço. Afirma-se-se, nesse 
caso, que o magnésio funcionou como metal de sacrifício.
Terminal
soldado
Fio de cobre
isolado
Cano 
de ferro
O solo agindo
como eletrólito
Superfície
do solo
Metal de sacrifício
(ânodo de magnésio)
30 cm
 Aplicação do conteúdo
1. Considere o seguinte quadro, que mostra o resultado 
de reações entre metais e soluções aquosas de íons me-
tálicos. O sinal + indica que a reação ocorreu, e o sinal 
– indica que não se observou reação.
Metal
Solução
Pb Cu Zn Ag
Pb2+ – + –
Cu2+ + + –
Zn2+ – – –
Ag+ + + +
25
Da análise do quadro, conclui-se que a afirmativa errada é:
a) Dentre os metais, o zinco é o que se oxida mais 
facilmente.
b) Dentre os íons, Ag+ é o que se reduz mais facilmente.
c) Os íons metálicos não são capazes de oxidar a prata.
d) O chumbo é um redutor mais forte que o cobre.
e) O íon Cu2+ é um oxidante mais fraco que Zn2+.
Resolução:
Pegando a linha do Pb2+ e fazendo a reação com os metais 
Cu, Zn e Ag, tem-se:
Reação Ocorre a reação?
Pb2+ + Cu → 
Pb + Cu2+
Não
Pb2+ + Zn → 
Pb + Zn2+
Sim
Pb2+ + 2 Ag → 
Pb + 2Ag+
Não
Seguindo o raciocínio, pode-se ver que Ag+ desloca todos 
os outros metais, seguido do Cu2+, Pb2+ e Zn2+. Ou seja, 
Ag+ tem uma tendência maior de se reduzir (ou seja, tem 
o maior), seguido de Cu2+, Pb2+ e Zn2+ (o zinco é o que 
tem menor tendência a se reduzir, ou seja, tem o menor). 
Sabendo disso, as afirmativasestão:
a) Correta, uma vez que o zinco é o que tem menor 
potencial de redução, ou seja, é o que se oxida com 
maior facilidade.
b) Correta, uma vez que a prata é o que tem maior 
potencial de redução, ou seja, é o que se reduz com 
maior facilidade.
c) Correta, uma vez que a prata é o que tem maior 
potencial de redução, ou seja, é o que se reduz com 
maior facilidade, sendo nenhum dos metais apresen-
tados capaz de oxidar a prata.
d) Correta, pois o chumbo se oxida mais facilmente 
que o cobre (chumbo é um agente redutor mais forte 
que o cobre).
e) Incorreta, pois o cobre se reduz com mais facili-
dade que o zinco (cobre é um agente oxidante mais 
forte que o zinco).
Alternativa E
2. Considere as seguintes semirreações e os respectivos 
potenciais normais de redução (E0):
Ni2+ + 2e- → Ni0 E0 = –0,25 V 
Au3+ + 3e- → Au0 E0 = +1,50 V
O potencial da pilha formada pela junção dessas duas se-
mirreações será:
a) +1,25 V. d) –1,75 V. 
b) –1,25 V. e) +3,75 V.
c) +1,75 V. 
Resolução:
Para calcular o potencial da pilha, usa-se a equação: 
ΔE = EOmaior – E
O
menor, sendo o potencial maior a reação de 
redução do Au e o menor a de Ni. Assim, o potencial da 
pilha será:
ΔE = EOmaior – E
O
menor
ΔE = 1,50 – (–0,25)
ΔE = 1,75 V
E a reação que ocorre é:
2Au3+ + 3Ni → 2Au + 3Ni2+
Como se trata de pilha, a reação é espontânea; portanto, o 
potencial tem de ser maior que zero para que a reação seja 
espontânea (ΔE > 0).
Alternativa C
3. (Mackenzie) A reação que ocorre em uma pilha é re-
presentada pela seguinte equação: 
Mn + Cu2+ → Mn2+ + Cu
Sabendo-se que o potencial de oxidorredução do manga-
nês é igual a +1,05 volts e o do cobre é igual a –0,35 volts, 
e admitindo-se que a concentração dos íons é unitária, a 
voltagem da pilha será:
a) 0,70 volts.
b) –1,40 volts.
c) 1,40 volts.
d) –0,70 volts.
e) n.d.a.
Resolução:
Para calcular o potencial da pilha, usa-se a equação: 
ΔE = E0maior – E
0
menor, sendo o potencial maior a reação de 
redução do Mn e o menor a de Cu. Assim, o potencial da 
pilha será:
ΔE = E0maior – E
0
menor 
ΔE = 1,05 – (–0,35) 
ΔE = +1,40 V
4. (FUVEST) Considere os potenciais padrões de redução:
Semirreação (em solução aquosa) Potencial (volt)
Ce4+ + e- → Ce3+ +1,61
Sn4+ + 2e- → Sn2+ +0,15
26
Qual das reações deve ocorrer espontaneamente?
a) Ce4+ + Sn4+ → Ce3+ + Sn2+ 
b) 2Ce4+ + Sn2+ → 2Ce3+ + Sn4+ 
c) Sn4+ + Ce3+ → Ce4+ + Sn2+ 
d) Ce3+ + Sn2+ → Ce4+ + Sn4+
Resolução:
Como se trata de pilha, a reação é espontânea; assim, o 
potencial tem de ser maior que zero para que a reação seja 
espontânea (ΔE > 0). Para calcular o potencial da pilha, 
usa-se a equação: ΔE = E0maior – E
0
menor, sendo o potencial 
maior que a reação de redução do Ce4+ e o menor que a do 
Sn4+. As equações das semirreações, bem como a reação 
global, são:
Semirreação (em 
solução aquosa)
Potencial (volt)
2Ce4+ + 2e- → 2 Ce3+ + 1,61
Sn2+ → Sn4+ + 2e- – 0,15
Reação global ΔE (volt)
2Ce4+ + Sn2+ → 2Ce3+ + Sn4+ + 1,46
Alternativa B
Você já deve ter presenciado alguém dizendo que ao se colocar a pilha no congelador sua carga é restituída. Mas 
será que realmente dá para recarregar a pilha com esse simples método caseiro? A resposta é não! Esse macete 
caseiro rende, no máximo, alguns minutos de sobrevida às pilhas. Elas funcionam convertendo energia química em 
energia elétrica, pela reação entre duas substâncias. Esse processo acaba liberando gases como hidrogênio e amô-
nio, por exemplo, em bolhas que se movimentam, dificultando a passagem de corrente elétrica no interior da pilha. 
Quando há formação de muitas bolhas na pilha, a resistência do sistema aumenta e, consequentemente, abaixa a 
força eletromotriz. “Tudo o que a baixa temperatura faz é congelar esses gases, imobilizando-os em bolhas menores. 
Isso desobstrui o trânsito daquela carga elétrica que ainda resta, fazendo uma pilha gasta voltar a funcionar mais um 
pouquinho, nada além disso”, diz o físico Cláudio Hiroyuki Furukawa, da Universidade de São Paulo.
CONEXÃO ENTRE DISCIPLINAS
ÁREAS DE CONHECIMENTO DO ENEM
Dimensionar circuitos ou dispositivos elétricos de uso cotidiano.5
Habilidade
A importância da eletroquímica está expressa no cotidiano. Cada vez que são utilizados conceitos físico-químicos, é 
importante ter a noção do que está acontecendo no mundo molecular e subatômico. A principal aplicação está dire-
tamente ligada ao uso de aparelhos como carros, pilhas, baterias e qualquer produto que forneça corrente elétrica.
27
Modelo 
(Enem) A calda bordalesa é uma alternativa empregada no combate a doenças que afetam folhas de plantas. Sua 
produção consiste na mistura de uma solução aquosa de sulfato de cobre (II) (CuSO4) com óxido de cálcio (CaO) e sua 
aplicação só deve ser realizada se estiver levemente básica. A avaliação rudimentar da basicidade dessa solução é 
realizada pela adição de três gotas sobre uma faca de ferro limpa. Após três minutos, caso surja uma mancha aver-
melhada no local da aplicação, afirma-se que a calda bordalesa ainda não está com a basicidade necessária. O quadro 
apresenta os valores de potenciais padrão de redução (E0) para algumas semirreações de redução.
Semirreação de redução E0(V)
Ca2+ + 2e– → Ca –2,87
Fe3– + 3e– → Fe –0,04
Cu2+ + 2e– → Cu +0,34
Cu+ + e– → Cu +0,52
Fe3+ + e– → Fe2+ +0,77
moTTa, i.s. calDa borDalesa: uTiliDaDes e PreParo. DouraDos: embraPa, 2008 (aDaPTaDo).
A equação química que representa a reação de formação da mancha avermelhada é: 
a) Ca2+(aq) + 2Cu
+
(aq) → Ca(s) + 2Cu
2+
(aq). d) 3Ca
2+
(aq) + 2Fe(s) → 3Ca(s) + 2Fe
3+
(aq).
b) Ca2+(aq) + 2Fe
2+
(aq) → Ca(s) + 2Fe
2+
(aq). e) 3Cu
2+
(aq) + 2Fe(s) → 3Cu(s) + 2Fe
3+
(aq).
c) Cu2(aq) + 2Fe
2+
(aq) → Cu(s) + 2Fe
3+
(aq).
Análise expositiva - Habilidade 5: Tem-se a aplicação de uma solução de CuSO4(CU
2+(SO4)
2–) em uma placa 
de ferro (Fe0), concluí-se que Cu2+ e Fe0 estão envolvidos no processo. A partir do quadro, devem ser sele-
cionadas as equações envolvidas, ou seja, aquelas que apresentam Cu2+ e Fe0.
Semirreação de redução E0(V)
Fe3+ + 3e– → Fe – 0,04
Cu2+ + 2e– → Cu + 0,34
+0,34 V > -0,04 V
Fe3+ + 3e- → Fe (×2; inverter)
Cu2+ + 2e- → Cu (×3; inverter)
2 Fe → 2Fe3+ + 6 e-
3 Cu2+ + 6e- → 3Cu
2Fe + 3 Cu2+ → 2Fe3+ + 3Cu
3Cu2+(aq) + 2Fe(s) → 3Cu(s) + 2 Fe
3+
(aq)
Alternativa E
E
Global
Global
28
 DIAGRAMA DE IDEIAS
CELA ELETROQUÍMICA
CELA GALVÂNICA
SEMICELAS
FORÇA 
ELETROMOTRIZ (ΔEº)
VOLTÍMETRO
MEIO CONDUTOR 
IÔNICO
POTENCIAL PADRÃO 
DE SEMICELA (Eº)
FLUXO DE ÍONS
ESPONTANEIDADE
DE REAÇÃO DE
OXIRREDUÇÃO
FORÇAS OXIDANTES 
OU DE REDUTORES
CORROSÕES 
DE METAIS
PROTEÇÃO 
CATÓDICA
METAL DE 
SACRIFÍCIO
VOLT (V)
PODE SER
FORMADA 
POR DUAS
INCLUEM 
UM
ONDE HÁ
CADA UM 
TEM SEU
EXPRESSO 
NA UNIDADE
USADO PARA CALCULAR
USADO PARA PREVER
EVITADA 
POR
QUE USA
MEDIDO COM
29
 ElEtroquímica: pilha dE daniEll 
E célula dE combustívEl
CompetênCias: 5, 6 e 7 Habilidades:
17, 18, 21, 24, 25, 26 
e 27
AULAS 
41 E 42
1. A pilhA de dAniell
Na pilha de Daniell, os dois eletrodos metálicos são unidos 
externamente por um fio condutor, e as duas semicelas são 
unidas por uma ponte salina que contém uma solução sa-
turada de KCℓ(aq).
De início, o sistema apresentava este aspecto:
Ponte salina (KCℓ(aq))
Algodão ou 
lã de vidro
Algodão ou 
lã de vidro
CuSO4(aq) (Azul)
Cu
Cu2+SO4
2-
Fio condutor
Zn
ZnSO4(aq) (incolor)
Zn2+SO4
2-
Ponte salina
Trata-se de um dispositivo utilizado em eletroquímica 
para unir duas semicélulas. A ponte salina é um tubo 
de vidro em forma de U invertido, com cada uma das 
extremidades mergulhada nas semicélulas de uma 
pilha. Ela contém uma solução de sal inerte, como ni-
trato de potássio (KNO3) ou cloreto de potássio (KCℓ), 
cuja função é permitir o intercâmbio de íons entre as 
semicélulas e fechar o circuito para a corrente con-
tínua produzida entre os eletrodos mergulhados nas 
soluções eletrolíticas dessas semicélulas.
Outra função da ponte salina é manter a neutrali-dade elétrica das soluções nas semicélulas: no âno-
do, a contínua oxidação produz um excesso de carga 
positiva; no cátodo, a redução provoca excesso de 
carga negativa. Os ânions presentes na ponte salina 
se dirigem para o lado com excesso de carga positiva, 
e os cátions vão para o lado com excesso de carga 
negativa, fazendo com que as soluções se manten-
ham eletricamente neutras.
2. potenciAl dAs pilhAs
2.1. Potencial de redução e 
potencial de oxidação
Os eletrodos na pilha de Daniell são de zinco (Zn) e cobre 
(Cu). Tanto os íons Zn2+(aq) como os íons Cu
2+
(aq)apresentam 
certa tendência de receber elétrons; no entanto, os íons 
Cu2+(aq) são os que sofrem redução. Portanto, pode-se con-
cluir que a tendência do Cu2+(aq) de sofrer redução é maior 
que a do Zn2+(aq). Por isso, afirma-se que os íons Cu
2+ têm 
maior potencial de redução (Ered).
Cu2+(aq) + 2 e
– → Cu Ered Cu2+ > Ered Zn2+
Nessa pilha, como os íons Cu2+ sofreram redução, o zinco 
sofrerá oxidação, o que permite concluir que ele apresenta 
maior potencial de oxidação (Eoxi).
Zn → Zn2+(aq) + 2 e
– Eoxi (Zn) > Eoxi (Cu)
Numa pilha, a espécie que apresenta maior potencial 
de redução sofre redução. Assim, a outra espécie, de 
menor potencial de redução e, consequentemente, de 
maior potencial de oxidação, sofre oxidação.
Depois de certo tempo de funcionamento, a pilha apresen-
ta o seguinte aspecto:
Zn2+
Zn2+
Cℓ-
e-
Cℓ- K+
Zn2+
Zn2+
Zn(s) Cu(s)
K+
ZnSO4(aq)
Ânodo Polo
Oxidação
-
CuSO4(aq)
Cátodo Polo
Redução
+
Cu2+
Cu2+
SO4
2-
SO4
2-
e-
30
4. cálculo dA voltAgem
O ΔE0 de uma pilha corresponde à diferença entre os po-
tenciais de redução e de oxidação das espécies envolvidas:
ΔE0 = (E0red maior) – (E
0
red menor) ou 
ΔE0 = (E0oxi maior) – (E
0
oxi menor)
 Aplicação do conteúdo
1. Sabendo que o cobalto pode ceder elétrons espon-
taneamente para os íons Au3+ e considerando a pilha:
Co0 | Co2+ || Au3+ | Au0
Responda às seguintes perguntas:
a) Qual é a reação global do processo? Quais as se-
mirreações?
b) Quem se oxida? Quem se reduz?
c) Qual é o eletrodo positivo e o cátodo? Qual é o 
negativo e o ânodo?
d) Em que sentido fluem os elétrons pelo fio?
e) Qual eletrodo será gasto? Qual terá sua massa 
aumentada?
f) Qual das duas soluções vai se diluir? Qual vai se 
concentrar?
g) Quais os íons em trânsito na solução? Em que sentido?
Resolução:
a) reação global: 3 Co0 + 2 Au3+ → 3 Co2+ + 2 Au0
Semirreações:
3 Co0 → 3 Co2+ + 6 e–
2 Au3+ + 6 e– → 2 Au0
Oxirredução: prego e sulfato de cobre
Fonte: Youtube
multimídia: vídeo
O que é possível observar?
1. No eletrodo de zinco:
 § corrosão da lâmina de Zn.
Esse fato pode ser explicado pela semirreação de oxidação:
Zn(s) → Zn
2+
(aq) + 2e
–
 lâmina solução
O eletrodo em que ocorre a oxidação é o ânodo.
2. No eletrodo de cobre:
 § espessamento da lâmina de cobre;
 § diminuição da cor azul da solução.
Esses dois fatos podem ser explicados pela semirreação 
de redução:
Cu2+(aq) + 2e
– → Cu(s)
solução lâmina
O eletrodo em que ocorre a redução é o cátodo.
Pela análise dessas duas semirreações, é possível concluir 
que os elétrons fluem do circuito externo do eletrodo de 
zinco para o eletrodo de cobre, isto é, os elétrons, uma vez 
dotados de carga negativa, migram para o eletrodo posi-
tivo (polo positivo), que, nesse caso, é a lâmina de cobre.
A equação global dos processos ocorridos nessa pilha 
pode ser obtida pela soma das duas semirreações:
ânodo: Zn → Zn2+(aq) + 2e
–
cátodo: Cu2+ + 2e– → Cu(s)
reação global: 
Zn(s) + Cu
2+
(aq) → Zn
2+
(aq) + Cu(s)
O zinco vai
sendo gasto
(corroído).
A concentração 
da solução de 
CuSO4 vai
diminuindo.
O ZnSO4 formado 
pela reação 
aumentou a 
concentração da 
solução de ZnSO4.
O Cu 
depositou-se 
sobre a 
chapa 
de cobre, 
aumentando
sua massa.
3. RepResentAção dA pilhA
Representa a Ponte Salina
Zn(s) / Zn
2+
(aq) || Cu
2+
(aq) / Cu(s)
}
Lado esquerdo
Ânodo
Polo -
Oxidação
Lado direito
Cátodo
Polo +
Redução
31
b) O Co0 se oxida; o Au3+ se reduz.
c) Cátodo é o Au0; ânodo é o Co0.
d) Os elétrons fluem pelo fio externo do Co para o Au.
e) O Co0 será gasto; portanto, a massa do eletrodo de 
ouro será aumentada.
f) A solução de Au3+ se diluirá; a solução de Co2+ será 
concentrada.
g) Cátions Co2+ vão em direção ao eletodo de ouro 
(Au0); Au+3 e o ânion que o acompanha vão em di-
reção oposta.
2. Considere o esquema a seguir, que representa uma pi-
lha formada de metal cobre em solução aquosa de sulfato 
de cobre e metal cádmio em solução de sulfato de cádmio.
Ponte salina (KCℓ(aq))
Cu2+Cd2+
Cd
Cu
Voltímetro (ddp)
CátodoÂnodo
Uma tabela fornece a informação de que os potenciais 
padrões de redução do Cu2+ e do Cd2+ são, respectivamen-
te, +0,34 V e –0,40 V, e que a prata é um elemento mais 
nobre do que o cobre. Assinale a opção que mostra a or-
dem decrescente de facilidade de oxidação dos três metais 
citados e a diferença de potencial (ddp) da pilha indicada 
na figura.
a) Cu > Ag > Cd; –0,74 V.
b) Cd > Cu > Ag; +0,74 V.
c) Ag > Cu > Cd; -0,06 V.
d) Cd > Cu > Ag; +0,06 V.
e) Ag > Cd > Cu; –0,74 V.
Resolução:
Como a prata é mais nobre, isto é, reduz com mais facilida-
de do que o cobre, e pelos valores dos potenciais padrões 
de redução, tem-se que a ordem decrescente de facilidade 
de oxidação dos metais é: Cd > Cu > Ag.
Calculando o potencial da pilha, segue que:
ΔE = Eºmaior – Eºmenor
ΔE = 0,34 – (–0,40)
ΔE = +0,74V.
Alternativa B
3. Uma pilha de Daniell opera em condições padrões 
com soluções aquosas de ZnSO4 e CuSO4, com diferença 
de potencial nos terminais de ΔEº. Cristais de CuSO4 são 
adicionados na respectiva solução, alterando o poten-
cial para ΔE, na mesma temperatura.
Pode-se afirmar que esse novo potencial:
a) permaneceu constante;
b) aumentou;
c) diminuiu;
d) ficou zero;
e) não pode ser calculado.
Resolução:
A pilha é um gerador químico e, dependendo da sua com-
posição, pode ocorrer uma diferença de potencial (ddp). 
Como todo gerador, à medida que a pilha vai sendo utiliza-
da, o seu ddp vai diminuindo até a capacidade de um dos 
eletrodos se esgotar.
A ddp de uma pilha depende de vários fatores, como:
 § Concentração – No início do funcionamento da 
pilha, a concentração de íons na solução é maior e, 
por isso, a capacidade da outra espécie química de 
doar elétrons é a máxima. No entanto, com o tempo, 
a concentração desses íons vai diminuindo e a ddp 
diminui gradativamente;
 § Temperatura – A elevação da temperatura aumenta 
a velocidade das reações, provocando variações na ddp 
da pilha.
Quando são adicionados cristais de CuSO4 na respectiva 
solução, aumenta a concentração dos íons Cu2+. Com isso, 
o potencial do cobre aumenta e é mantido por mais tem-
po nesse valor, antes de começar a diminuir. Esse fato tem 
como consequência o aumento da ddp da pilha e maior 
tempo de utilização da pilha até o ddp zerar.
Alternativa B
5. pilhA ou célulA de combustível
Diferentemente das pilhas descritas anteriormente, que 
são dispositivos de armazenamento de energia elétrica, as 
pilhas de combustão são dispositivos de conversão con-
tínua de energia química em energia elétrica. De modo 
geral, o raciocínio é simples: a queima dos combustíveis 
produz energia.
H2 + 
1 __ 
2
 O2 → H2O + calor
CH4 + 2 O2 → CO2 + 2 H2O + calor
óleo combustível + O2 → CO2 + H2O + calor
32
Quando esse calor (energia) obtém um rendimento da 
ordem de 40%, ele pode ser usado em usina termoelé-
trica para produzir eletricidade. Considerando que as com-
bustões são reações de oxirredução, o objetivo das pilhas 
de combustão é obter a energia liberada pela combustão 
diretamente na forma de energia elétrica, o que eleva o 
rendimento para cerca de 55%.
Pilhas desse tipo foram usadas nas espaçonaves Gemini e 
Apolo e nos ônibus espaciais. Elas funcionam pela reação 
de combustão entre o hidrogênio e o oxigênio, produzindo 
água.
ânodo
e–
cátodo
eletrodos