Quimica Geral - Unidade 4 - Fundamentação Quimica

Prévia do material em texto

- -1
QUÍMICA GERAL
CAPÍTULO 4 - É POSSÍVEL ASSOCIAR A 
LINGUAGEM QUÍMICA E MATEMÁTICA?
Maria Lair Sabóia de Oliveira Lima
- -2
Introdução
Você já se perguntou como a Química e a Matemática podem estar relacionadas? Pois neste capítulo vamos
associar a linguagem química com a matemática, iniciando o nosso estudo com o balanceamento. Aqui você vai
aprender que as proporções das reações químicas são extremamente importantes quando se quer um resultado
confiável e reprodutível. Nesse contexto, você irá aprender diferentes relações de proporções, entendendo e
aplicando, sempre que possível, o conceito de mol. E para que serve a unidade mol? O mol é a medida da
quantidade de matéria. Sem ele é impossível realizar transformações químicas de maneira precisa e obter reais
valores de rendimentos.
Mas essa linguagem para por aí? A resposta é não. Ainda neste capítulo, nós veremos a importância das
proporções nas reações que envolvem transferência de elétrons. Você aprenderá conceitos fundamentais
envolvendo a eletroquímica, importante fenômeno químico tão presente em nosso cotidiano.
Tenha atenção aos novos conceitos e busque mais informações nas referências utilizadas na elaboração deste
material. Com isso, resta desejar: bons estudos!
4.1 Estequiometria
Vamos iniciar o nosso estudo com cálculos simples, porém extremamente úteis, e aplicáveis desde um contexto
químico em sala de aula até um contexto maior e mais elaborado, como nas indústrias químicas. Assim, será
possível explanar as reações químicas trabalhando o seu balanceamento, estabelecendo as proporções entre
reagentes e produtos e, a partir daí, prever os rendimentos percentuais reais das reações. É muito importante
que você tenha bastante atenção no desenvolvimento de cada raciocínio.
4.1.1 Introdução à estequiometria
Quando queremos fazer um bolo, é necessário saber quais ingredientes iremos utilizar e, além disso, qual
proporção adequada a ser utilizada, não é mesmo? Caso um dos ingredientes esteja em quantidade excedente ou
insuficiente, o bolo certamente não sairá como planejado. É desste princípio que parte o conceito da
estequiometria, em que, para sintetizar uma nova molécula, é necessário saber as proporções adequadas dos
reagentes a serem empregados. Com base nessa simples analogia, algumas leis foram criadas para explicar
algumas coerências que ocorriam durante as transformações químicas. São elas (KOTZ et al , 2015):.
• Lei de Lavoisier, também conhecida como a lei da conservação das massas;
• Lei de Proust, conhecida como lei das proporções constantes.
De acordo com Kotz et al. (2015), a afirmava que, em um sistema fechado (quando não é Lei de Lavoisier
possível troca de matéria, apenas de energia, com o ambiente), a somatória das massas dos reagentes é igual à
soma das massas dos produtos formados. Em seu experimento, Lavoisier reagiu 100,5 g de mercúrio metálico
com 8 g de oxigênio molecular, resultando em 108,5 g de óxido de mercúrio II (HgO). Assim, a massa obtida no
final do experimento era idêntica à utilizada no início da reação. Ao observar que em inúmeras situações esta
observação continuava a ocorrer, Lavoisier elaborou a lei da conservação das massas. Atualmente, esta lei é
descrita com a célebre frase: “Na natureza nada se cria, nada se perde! Tudo se transforma!”.
•
•
- -3
Ainda com base nas massas dos reagentes e produtos, Joseph Louis Proust (1754-1826), químico francês
contemporâneo de Lavoisier, observou que, quando as massas dos reagentes variavam em uma mesma
proporção, as massas dos produtos também variavam em proporção igual. Assim, as massas podem ser
alteradas, mas as proporções entre elas será sempre a mesma. Tal observação de proporcionalidade explica a
necessidade do balanceamento das reações químicas, peça fundamental do estudo da estequiometria (BROWN et
al , 2016)..
Até aqui, avaliamos sempre as reações químicas conforme a variação das massas, certo? No entanto, na
atualidade, utilizamos um conceito que trata as reações químicas com mais clareza, denominado de oumol 
. Mas antes de chegarmos ao mol, é necessário compreender alguns conceitosquantidade de matéria
fundamentais. O primeiro deles é o conceito de . A massa de um átomo é expressa em massa atômica unidades
(u). Esta unidade representa 1/12 da massa de um átomo de carbono-12 (isótopo naturalde massa atômica 
mais abundante do carbono), que apresenta número de massa igual a 12 u. Portanto, se a massa atômica do Mg
(magnésio) é de 24 u, significa dizer que a massa de um átomo de Mg é 24 vezes maior que a massa de 1/12 de
um átomo de carbono-12, ou ainda duas vezes maior que a de um átomo de carbono-12. É uma convenção
utilizada até os dias atuais. Quando se trata da , esta corresponde a soma de todas as massasmassa molecular
dos átomos que compõem a molécula, também expressa em u. Por exemplo, para o MgCl (cloreto de magnésio),
2
temos 1 átomo de Mg (de massa 24 u) e dois átomos de Cl (cloro, de massa 35,5 u cada). Logo, a massa molecular
do MgCl é de 24u + 35,5u + 35,5 u, que é igual a 95 u (FIOROTTO, 2014).
2
No entanto, quando queremos realizar uma síntese, não sintetizamos apenas uma única molécula, mas sim um
VOCÊ O CONHECE?
Antoine Laurent de Lavoisier (1743-1794) foi um químico francês de família nobre que fora
guilhotinado durante a Revolução Francesa, na data de 8 de maio de 1794. Determinou que a
respiração era resultado de reações químicas com o que ele mesmo denominou de oxigênio e
ajudou a sistematizar diversas nomenclaturas químicas. Lavoisier é considerado como o pai da
Química Moderna (SCIENCE HISTORY INSTITUTE, 2018).
VOCÊ QUER VER?
Para saber a proporção adequada entre os reagentes e produtos, você deve balancear
corretamente a equação a fim de equilibrar ambos os lados da reação. No vídeo Estequiometria
(KHAN ACADEMY, 2018b), você pode aprender como fazer o balanceamento: <https://pt.
khanacademy.org/science/chemistry/chemical-reactions-stoichiome/stoichiometry-ideal/v
>. Para confirmar se o seu balanceamento está correto, você pode inserir a/stoichiometry
equação no de WebQC (2018) , disponível em < >.site https://pt.webqc.org/balance.php
- -4
No entanto, quando queremos realizar uma síntese, não sintetizamos apenas uma única molécula, mas sim um
valor exorbitante de moléculas que nos permite perceber visualmente a formação do produto desejado. Assim,
quando queremos expressar essa enorme quantidade de moléculas, utilizamos uma unidade denominada de mol
(FIOROTTO, 2014; KOTZ et al , 2015)..
Vamos supor que, com auxílio de uma balança, nós pesamos 2 amostras, uma contendo 12 gramas de átomos de
carbono-12 e outra 56 gramas de ferro (Fe). Como os átomos que compõem a amostra de ferro são maiores e
mais pesados que os átomos que compõem a amostra de carbono, podemos imediatamente imaginar que temos
mais ferro do que carbono. Se a massa atômica de um único átomo de Fe é de 56 u, isto significa que a massa
deste átomo corresponde a 56/12 da massa de um átomo de carbono-12. Assim, se x átomos de carbono pesam
12 g (não sabemos a quantidade de átomos de carbono que existem em nossa amostra, sabemos apenas a sua
massa), a mesma quantidade x de átomos de Fe pesa 56/12 x 12 g = 56 g. Logo, embora possuam massas
diferentes, as amostras de Fe e de carbono apresentam a mesma quantidade de átomos. Assim, surge o conceito
de mol, em que 1 mol de cada substância representa 6,02 x 1023 átomos, valor este que também expressa
quantidade de moléculas, compostos e íons, e conhecido como o número de Avogadro (FIOROTTO, 2014).
Além do número de Avogadro, Lorenzo Romano Amedeo Carlo Avogadro (1776-1856) também foi o responsável
pela . Nela, o cientista afirmava que volumes iguais de gases diferentes, quandoHipótese de Avogadro
submetidos a mesma temperatura e pressão, apresentavam igual número de moléculas, como representado na
Figura dos balões a seguir (BROWN et al , 2016; KOTZet al , 2015).. .
VOCÊ QUER LER?
“Constante de Avogadro – é simples determiná-la em sala de aula” (MÓL et al., 1996), traz um
interessante experimento para determinação da constante de Avogadro em sala de aula. Em
seu trabalho, os autores relatam como o experimento de eletrólise da água pode ser utilizado
na determinação da constante, empregando, para tanto, as semirreações que ocorrem em cada
eletrodo e a equação geral dos gases. É uma ótima dica para se trabalhar com seus futuros
alunos em sala de aula.
- -5
Figura 1 - Representação da Hipótese de Avogadro em que os gases que ocupam um mesmo volume apresentam 
igual número de partículas.
Fonte: magnetix, Shutterstock, 2018.
Em seu trabalho, Avogadro considerava como 22,4 L um volume padrão correspondente a 1 mol. Logo, em 22,4
L, existem 6,02 x 10 moléculas do gás, ou seja, 1 mol (ATKINS; JONES, 2012; KOTZ et al , 2015).23 .
4.1.2 Aplicação de cálculos estequiométricos
Quando se trata da estequiometria, uma de suas principais aplicações corresponde à determinação do
rendimento de uma reação (CAZZARO, 1999; KOTZ et al , 2015). Por exemplo, suponha que você tem a seguinte.
reação de neutralização entre o hidróxido de magnésio (Mg(OH) ) e o ácido clorídrico (HCl):
2
Observe que, para que a quantidade de átomos de cada espécie esteja equivalente nos reagentes e nos produtos,
é necessário adicionar o coeficiente 2 no HCl e na água. Assim, a equação encontra-se balanceada e, com base
nisso, temos a seguinte proporção:
1 mol de Mg(OH) : 2 mol de HCl : 1 mol de MgCl : 2 mol de H O2 2 2
Em uma situação ideal, em que os reagentes reagiriam em sua totalidade um com o outro, 1 mol de Mg(OH) (de
2
massa 58,33 g) reage com 2 mol de HCl (de massa 36,5 g x 2, igual a 73 g), formando 1 mol de MgCl (de massa
2
95,21 g) e 2 mol de H O (de massa 18 g x 2, igual a 36 g). Como é uma proporção, a variação na massa resulta na
2
variação do número de mol e, assim, você poderá calcular qualquer informação de massa ou de número de mol,
desde que obedeça a proporção corretamente estabelecida durante o balanceamento (ATKINS; JONES, 2012).
Vamos supor que você gostaria de produzir 18 g de H O a partir da reação entre o hidróxido de magnésio com o
2
ácido clorídrico, quantos gramas do hidróxido e do ácido seriam necessários?
Para responder a esta pergunta, devemos utilizar a proporção estabelecida no balanceamento. Assim, utilizando
regra de três simples, temos, no Quadro a seguir:
- -6
Quadro 1 - Determinação de massa de um reagente necessária para que uma reação química aconteça em 
proporções adequadas utilizando Regra de 3 simples.
Fonte: Elaborado pela autora, 2018.
Mas como podemos saber o número de mol correspondente a cada massa? Para isso, basta dividir a massa pelo
valor da massa molecular. Por exemplo, o número de mol de Mg(OH) é correspondente a 29,17 g dividido por
2
58,33 g (que é a massa correspondente a 1 mol da substância), que resulta em um total de 0,5 mol. Caso nos
interesse saber o número total de moléculas, podemos aplicar a . Ou seja, se em 1 mol deconstante de Avogadro
Mg(OH) temos 6,02 x 10 moléculas de Mg(OH) , em 0,5 mol (que corresponde a 29,17 g de Mg(OH) ), temos
2
23
2 2
3,01 x 10 moléculas de Mg(OH) (BROWN et al , 2016).23
2 
.
Em situações reais, os reagentes dificilmente reagem entre si em sua totalidade. Isto faz com que,
frequentemente, seja necessário calcular o rendimento da reação. Mas como fazemos isto? Bem, tomando como
base o Quadro que mostra o cálculo da massa de reagente, vamos imaginar que você colocou para reagir 29,17 g
de Mg(OH) com 36,5 g de HCl. Pelo cálculo apresentado, você deveria obter exatamente 18 g de H O. No
2 2
entanto, a sua real massa de água obtida no final de seu experimento foi de 16 g. Assim, 18 g de H O
2
corresponderiam a um rendimento de 100 %, enquanto que 16 g corresponderiam ao rendimento reacional real.
Com isso, o rendimento de uma reação pode ser dado por (KOTZ et al , 2015; KHAN ACADEMY, 2018c, 2018d):.
É bastante comum colocar um excesso de um dos reagentes e manter a quantidade estequiometricamente
calculada do outro, a fim de garantir que este reaja por completo. A este reagente, denominamos de reagente
(KHAN ACADEMY, 2018c , 2018d).limitante 
- -7
Vamos supor que, após observar um rendimento real de 89%, você decida aumentar a quantidade de um dos
reagentes e manter o outro fixo. Assim, você mantém os 29,17 g de Mg(OH) e acrescenta 38,5 g de HCl. Como
2
29,17 g de Mg(OH) devem reagir com 36,5 g de HCl, temos um excesso de 2 g de HCl. Logo, o HCl é o reagente
2
em excesso, enquanto que o Mg(OH) é o reagente limitante (ATKINS; JONES, 2012; KHAN ACADEMY, 2018c).
2
Vamos continuar nossos estudos associando a química com a linguagem matemática? Nossa próxima abordagem
será as soluções. 
4.2 Soluções
Neste tópico, vamos ser capazes de não apenas reconhecer diferentes tipos de soluções, mas também de utilizar
uma linguagem gráfica para entender a solubilidade e a expressão quantitativa das diferentes concentrações.
Será trabalhado o conceito de coeficiente de solubilidade, de concentração molar, como também do preparo e
diluição de soluções.
4.2.1 Tipos de soluções
Quando você adiciona um pouco de açúcar em um copo com água, o dissolve completamente (formando um meio
tão transparente quanto à água) e o bebe, o sabor doce na água se torna perceptível em seu paladar. Da mesma
forma, se você adicionar um pouco de sal de cozinha em um copo com água, o sal se dissolverá e o sabor salgado
prevalecerá. Mas por que isso acontece?
Graças às forças ou interações intermoleculares, é possível que uma substância se misture homogeneamente
com outra. O fato de dissolver completamente em água tanto o açúcar quanto o sal, é possível pelas forças
intermoleculares que existem entre as substâncias que se misturam. A partir deste primeiro exemplo, podemos
iniciar as nossas primeiras definições. Veja que, quando queremos dissolver sal em água, colocamos uma
pequena quantidade do sal em uma quantidade consideravelmente grande de água. Neste caso, o sal é o nosso 
, pois é a porção que se dissolve; e a água é o , uma vez que é ela quem dissolverá o soluto.soluto solvente
Quando temos um soluto homogeneamente dissolvido em um solvente, temos o que chamamos de solução
(ATKINS; JONES, 2012; KOTZ et al , 2015)..
Ainda nesse exemplo, observamos que o estado físico final de nossa solução é líquido. Mas veja bem: isto nem
sempre ocorre. O estado físico de sua solução dependerá diretamente de seus componentes. Assim, uma solução
poderá apresentar-se como sólida, líquida ou gasosa (BROWN et al , 2016)..
Um exemplo bastante comum de uma solução sólida são as ligas metálicas. Elas estão amplamente presentes em
nosso dia a dia, uma vez que é comum misturar diferentes metais a fim de modificar algumas propriedades como
resistência a tração e pressão. Alguns tipos de ligas bastante comuns são as amálgamas (ligas de mercúrio e
VOCÊ QUER VER?
No vídeo “ ” (KHAN ACADEMY, 2018c, 2018d), éEstequiometria – reagente limitante
evidenciado de forma didática e simplificada, a maneira de identificar o reagente limitante e o
reagente em excesso em uma reação química: <https://pt.khanacademy.org/science/chemistry
/chemical-reactions-stoichiome/limiting-reagent-stoichiometry/v/stoichiometry-limiting-
>.reagent
- -8
resistência a tração e pressão. Alguns tipos de ligas bastante comuns são as amálgamas (ligas de mercúrio e
outro, por exemplo), ligas de latão (uma mistura de cobre e zinco), de aço-inox (uma mistura de crômio e ferro),
o bronze (liga a base de cobre e estanho) e também o ouro 18 quilates (que apresenta apenas 75 % de ouro puro
em sua composição). Em todos esses casos, ocorre uma mistura homogênea entre dois sólidos, resultando no
que chamamos de soluções sólidas. Neste caso, consideramos como solventeo material que esteja em maior
quantidade (KOTZ et al , 2015; BROWN et al , 2016).. .
Já para as soluções líquidas, o soluto pode ser um sólido miscível no solvente (como no exemplo do açúcar e do
sal dissolvidos em água), um gás ou ainda outro líquido, como a dissolução do álcool em água. No caso de termos
soluto e solvente líquidos, será solvente aquele que estiver presente em maior quantidade. Quer um exemplo?
Uma solução em que temos o gás dissolvido em um líquido é a adição de CO (carbonatação) em bebidas. Sob
2
elevadas pressões, é possível dissolver o gás e, posteriormente, favorecer a formação do ácido fraco H CO ,
2 3
denominado ácido carbônico. Você apenas observa a presença do CO quando abre o recipiente. Enquanto este
2
se encontra devidamente vedado, o seu aspecto é totalmente homogêneo. Para as soluções gasosas, o nosso
exemplo mais real é a atmosfera em que vivemos. Nela, há gases como o O , CO e água na forma de vapor,
2 2
dispersos em N , que compõe nada menos do que 78 % da atmosfera terrestre (KOTZ et al , 2015; BROWN et al ,
2
. .
2016).
No entanto, vale ressaltar que há um limite de quantidade de soluto que pode ser dissolvido em um determinado
solvente. É o que denominamos de geralmente expresso em gramas de soluto porcoeficiente de solubilidade,
100 gramas de solução. Este valor é dependente da temperatura e da pressão (BROWN et al , 2016), como.
apresentado na Figura a seguir, em que temos uma representação simplificada das curvas de solubilidade. Por
exemplo, o coeficiente de solubilidade para o Pb(NO ) (nitrato de chumbo) é em torno de 20 g/100 g de
3 2
solvente a 30°C, enquanto que, nesta mesma temperatura, o coeficiente de solubilidade para o KCl é em torno de
VOCÊ SABIA?
As moedas são constituídas por ligas metálicas que fazem parte da sua composição base e do
seu revestimento. Para a moeda de 1 real, esta apresenta, desde o ano de 2002, o centro
prateado, constituído de uma liga de aço-inox, e a auréola dourada de aço-carbono (liga de
ferro e carbono) com revestimento de bronze, o que lhe confere a coloração dourada (BCB,
2018).
VOCÊ QUER LER?
O artigo “Solubilidade das Substâncias Orgânicas” (MARTINS; LOPES; ANDRADE, 2013)
explicações de solubilidade relacionada ao tipo de interação intermolecular envolvido voltado
para substâncias de natureza orgânica. O texto pode ser consultado em: <http://quimicanova.
>.sbq.org.br/imagebank/pdf/Vol36No8_1248_25-ED12977_cor.pdf
- -9
solvente a 30°C, enquanto que, nesta mesma temperatura, o coeficiente de solubilidade para o KCl é em torno de
20 g/100 g de solvente.
Figura 2 - Curvas de solubilidade em função da temperatura para os sais Pb(NO3)2, KCl e NaCl; é perceptível a 
influência da temperatura no coeficiente de solubilidade dos sais.
Fonte: Elaborado pela autora, 2018.
Além da classificação quanto ao estado físico, é possível diferenciar uma solução de outra considerando a
quantidade de soluto que há dissolvido no solvente. Quando a quantidade de soluto ainda não atingira o máximo
do coeficiente de solubilidade, temos o que denominamos de solução . Neste caso, se continuarmos ainsaturada
adicionar soluto, o solvente o continuará dissolvendo até que o coeficiente de solubilidade seja atingido. Quando
o máximo de soluto for dissolvido em um solvente, temos então uma solução (RIBAS et al , 2017).saturada .
No entanto, caso você tenha uma substância que aumente a sua solubilidade à medida que a temperatura
aumenta, você pode adicionar mais desta substância em seu solvente que ela se dissolverá gradualmente com o
aumento da temperatura (para o nitrato de chumbo, o coeficiente de solubilidade aumenta com o aumento da
temperatura, conforme representado nas curvas de solubilidade). Caso você deixe este sistema resfriar
lentamente e sem qualquer perturbação, o soluto continuará dissolvido mesmo tendo seu coeficiente de
solubilidade na temperatura mais fria, ultrapassado. Esta solução denominados de (RIBAS et al ,supersaturada .
2017).
Embora possível, as soluções supersaturadas são bastante instáveis e qualquer perturbação pode fazer com que
o excesso de soluto se decante. Quando isto acontece, passaremos a não mais ter uma solução supersaturada, e
sim uma solução saturada com corpo de chão (ou corpo de fundo) (RIBAS et al , 2017)..
- -10
4.2.2 Cálculos de concentração e diluição
Quando preparamos uma solução, é importante saber a quantidade de soluto que temos em uma determinada
quantidade de solvente. Utilizando uma linguagem química mais adequada, é importante saber a concentração
das soluções. Assim, para que os estudos químicos sejam devidamente reprodutíveis, é importante que todas as
medidas sejam realizadas de modo quantitativo e, assim, a determinação da concentração real de uma solução se
faz necessária.
Atualmente, a forma mais correta de expressar a concentração é utilizando a quantidade de matéria. Já vimos
que 1 mol de substâncias diferentes, embora difiram em suas massas, apresentam o mesmo número de
moléculas. Em termos de concentrações, é interessante utilizarmos uma medida mais correta. Para tanto, a
quantidade de soluto é expressa em mol. Como grande parte das soluções de trabalho são líquidas (o que torna o
seu manuseio mais simples), é comum utilizar a unidade litro (L) como correspondente ao solvente. Neste caso,
temos a quantidade de soluto expressa em mol dividida pelo volume de solvente utilizado, definida como 
(KOTZ et al , 2015):concentração molar .
Para obter o nº de mol, você pode dividir a massa utilizada (em gramas; g) pela massa molecular calculada (em
gramas por mol; g/mol) (KHAN ACADEMY, 2018b; KOTZ et al., 2015):
Deste modo, a concentração molar pode ser obtida utilizando a equação:
Observe que na equação acima, quando cancelamos as unidades da massa utilizada (em gramas) com a unidade
de grama correspondente à massa molecular, obtemos a unidade de mol/L.
- -11
Até aqui, vimos como preparar uma solução inicial. No entanto, é possível preparar uma solução a partir de uma
solução inicial. Neste caso, se quisermos uma solução mais concentrada, devemos adicionar mais soluto e, caso
queiramos uma mais diluída, devemos adicionar mais solvente. Este último denominamos de (BROWNdiluição 
et al , 2016;KOTZ et al , 2015). Uma diluição pode ser calculada utilizando a seguinte relação matemática:. .
Concentração inicial x Volume inicial = Concentração final x Volume final
A relação nos mostra o volume de solução inicial a ser utilizado para preparar um determinado volume de uma
solução mais diluída. Vamos supor que queremos preparar 0,5 L de uma solução 0,5 mol/L de NaCl. Temos duas
alternativas:
• calcular a massa adequada e dissolver no volume correspondente; ou
• preparar a solução a partir de uma solução mais concentrada (de 1,0 mol/L, por exemplo) e realizar uma 
diluição.
Neste caso, empregando a segunda alternativa temos: 
Logo:
Como há necessidade de 0,25 L da solução mais concentrada, vamos acrescentar mais 0,25 L de solvente a fim de
completar o volume final da solução, ou seja, os 0,5 L. Seguindo com nossos estudos, vamos conhecer a parte da
Química que lida com as reações que envolvem transferências de elétrons: a Eletroquímica.
CASO
Você necessita preparar 0,5 L de uma solução de NaCl a 1,0 mol/L. Qual massa de NaCl você
utilizaria?
Para resolver o problema, é preciso saber a concentração molar, a massa molecular do NaCl e o
volume de solução a ser preparado, que, por se tratar de uma solução, o soluto estará
uniformemente dissolvido e, por este motivo, o volume da solução corresponderá ao volume
de solvente utilizado. O NaCl tem massa molecular igual a 58,4 g/mol. Como o volume de
solução é igual a 0,5 L e já sabemos que a concentração molar a ser preparada é de 1,0 mol/L,
podemos fazer:
Logo, a massa de NaCl utilizada é dada pelo produto da concentração molar, da massa
molecular e do volume do solvente:Portanto, a massa de NaCl utilizada é igual a 29,2 g em 0,5 L de solução.
•
•
- -12
4.3 Eletroquímica
Neste tópico, vamos aplicar os conceitos fundamentais de oxidorredução, reconhecer que os mecanismos
químicos em que ocorrem transferências de elétrons são ferramentas-chaves para a compreensão e identificação
destes fenômenos. Você verá em qual situação uma espécie tenderá a se oxidar (perderespontaneamente
elétrons) ou reduzir (ganhar elétrons). Portanto, fique atento para as definições e conceitos fundamentais de
eletroquímica a serem abordados.
4.3.1 Fundamentos da eletroquímica
Reações químicas que acontecem com frequência em nosso cotidiano são as que envolvem transferência de
. Neste caso, os elétrons funcionam como moedas de troca para que uma reação aconteça. Assim, ocorreelétrons
o fornecimento de elétrons por uma espécie com simultâneo recebimento destes mesmos elétrons por outra
espécie. A espécie que doa elétrons sofre o que chamamos de ; enquanto que a espécie que recebe osoxidação
elétrons sofre o que se denomina de (ATKINS; JONES, 2012; GENTIL, 2014).redução 
Mas por que essas denominações? Primeiramente, devemos compreender o que significa o estado ou número de
oxidação de uma espécie. Este número, também denominado de Nox, pode ser definido como um número que
nos auxilia a enxergar se houve perda ou ganho de elétrons por uma dada espécie. Caso tenha ocorrido perda de
elétrons, o Nox ficará mais positivo, o que resulta em um processo de oxidação. Caso a espécie ganhe elétrons, o
seu Nox ficará menor, o que resulta em um processo de redução (ATKINS; JONES, 2012; BROWN et al , 2016)..
Vale ressaltar que como o processo de perda e ganho de elétrons ocorre , a espécie que sofresimultaneamente
oxidação provoca a redução do outro, sendo chamada de . De modo análogo, para que umaagente redutor
espécie receba elétrons, ela deve provocar a perda de elétrons por outra espécie, resultando em sua oxidação.
Neste caso, a espécie que provoca a oxidação é denominada de . Um resumo desses conceitosagente oxidante
está representado no Quadro a seguir (ATKINS; JONES, 2012; BROWN et al , 2016; KOTZ et al., 2015)..
Quadro 2 - Relação entre ganho e perda de elétrons com as definições fundamentais de eletroquímica.
Fonte: Elaborado pela autora, 2018.
O que faz com que uma espécie tenha tendência a oxidar enquanto outra tenha tendência a reduzir? Para saber a
resposta, devemos considerar os ( ), valores tabelados a uma dadapotenciais padrões de redução redE°
temperatura que, (ATKINS; JONES,quanto maior o seu valor, mais a espécie tenderá a reduzir o seu Nox 
2012; BROWN et al , 2016; GENTIL, 2014; KOTZ et al , 2015).. .
- -13
No entanto, podemos avaliar o processo contrário à redução e avaliar a oxidação. Assim, o potencial padrão de
 ( ) é numericamente o inverso do de redução. Logo, oxidação oxiE° quanto maior o seu valor, mais a espécie
(GENTIL, 2014). Na Tabela a seguir, temos os potenciais de redução e detenderá a aumentar o seu Nox 
oxidação para alguns metais:
Tabela 1 - Potenciais padrões de redução e de oxidação, à temperatura de 25°C, para diferentes metais e seus 
respectivos cátions metálicos.
Fonte: Adaptado de KOTZ et al., 2015.
Quando comparamos os potenciais expostos na Tabela, podemos conclui, por exemplo, que o íon Ag (íon prata)+
tem maior tendência a reduzir do que o íon Fe (íon ferro II) simplesmente por apresentar um maior potencial2+
padrão de redução. Ainda observando a Tabela, podemos notar que o potencial padrão de oxidação é o inverso
do de redução. Então, podemos também observar que, em presença de Ag, o Fe irá oxidar. Em uma reação
envolvendo estas duas espécies, o íon Ag estaria se transformando em Ag, enquanto que os íons Fe estariam+ 2+
sendo produzidos a partir de Fe (ATKINS; JONES, 2012; KOTZ et al , 2015)..
Observe que, para expressar a reação entre estas duas espécies, devemos igualar o número de elétrons
produzidos com o número de elétrons consumidos. Para isso, devemos multiplicar por 2 a reação de redução do
íon Ag . Logo, temos:+
VOCÊ SABIA?
O cálculo do número de oxidação pode ser realizado de maneira bastante simples. Para
aprender como calculá-lo, você poderá consultar o link: <https://pt.khanacademy.org/science
> (KHAN ACADEMY, 2018a, 2018e) em que são apresentadas/chemistry/oxidation-reduction
regras fundamentais que devem ser levadas em consideração para cálculo do número de
oxidação.
- -14
Note que o íon Ag reduziu seu número de oxidação, enquanto que o Fe aumentou, como previsto a partir dos+
potenciais padrões da Tabela. Neste caso, o íon Ag é o agente oxidante, enquanto que o Fe é o agente redutor.+
4.3.2 Pilhas e baterias
Vimos que em uma reação de oxidorredução elétrons são fornecidos por uma espécie enquanto estes mesmos
elétrons são recebidos por outra espécie. Logo, podemos concluir que uma reação de oxirredução um fluxogera
de elétrons. Em outras palavras, temos que uma reação de oxidorredução pode, espontaneamente, produzir
. Quando este processo ocorre espontaneamente, ou seja, quando uma reação química é capazcorrente elétrica
de produzir corrente elétrica, dizemos que temos uma pilha ou simplesmente uma célula eletroquímica. Em
nosso dia a dia, temos as pilhas, muitas vezes, empregadas de forma mais complexa, como, por exemplo, nas
baterias dos carros, em que várias pilhas são associadas produzindo corrente suficiente para que o carro
funcione (ATKINS; JONES, 2012; GENTIL, 2014, SENAI, 2016).
Uma representação simplificada é a da pilha de Daniell, como você pode ver na Figura a seguir.
Figura 3 - Representação da pilha de Daniell com eletrodos de zinco (zona de oxidação) e de cobre (zona de 
redução).
Fonte: Steve Cymro, Shutterstock, 2018.
Na pilha de Daniell, temos dois eletrodos de diferentes composições (Zinco e Cobre) conectados por um fio
- -15
Na pilha de Daniell, temos dois eletrodos de diferentes composições (Zinco e Cobre) conectados por um fio
metálico. Ambos estão imersos em soluções de seus respectivos sais e, imersa em ambas as soluções, está a
ponte salina, solução saturada de um sal como KCl ou NaCl para garantir o equilíbrio de cargas depois que a
reação de oxirredução começa a acontecer. De acordo com a Tabela de potenciais redox que apresentamos
anteriormente, o Zn possui um potencial de oxidação maior que o Cu, então, o Zn irá oxidar, e o Cu irá reduzir2+
(ATKINS; JONES, 2012).
Logo, o fluxo de elétrons vai do eletrodo de zinco no sentido do eletrodo de cobre, o que confere ao eletrodo de
zinco uma carga negativa, enquanto que o cobre está mais positivo. Ao eletrodo de zinco, denominamos de
ânodo (ou anodo) e ao eletrodo de cobre, de cátodo (ou catodo). Durante a reação química, o eletrodo de zinco
perde massa enquanto que o eletrodo de cobre ganha massa, fato este que pode ser visualmente observado, uma
vez que as reações de oxidorredução acontecem na interface eletrodo/solução (ATKINS; JONES, 2012; GENTIL,
2014).
Um exemplo interessante em que temos várias pilhas ligadas em série produzindo corrente elétrica é na bateria
de um carro. Neste caso, é comum o uso de baterias de chumbo-ácido, sendo o anodo correspondente a reação de
oxidação do chumbo metálico (Pb + HSO4- + H2O ⇌ PbSO4 + H3O+ + 2e-), enquanto que o catodo corresponde a
reação de redução do chumbo presente no óxido de chumbo IV (PbO2 + HSO41-+ 3H3O1+ + 2e- ⇌ PbSO4 +
5H2O). Como as reações são reversíveis, é possível recarregar a bateria (ATKINS; JONES, 2012; MOLINA et al.,
2017).
Vamos, a seguir, conhecer um tipo de processo que necessita de corrente elétrica para que as reações químicas
ocorram: a eletrólise.
4.4 Celas eletrolíticas e tipos de eletrólise
Segundo Atkins e Jones (2012), uma cela eletrolítica é célula eletroquímica em que acontece a eletrólise. Neste
tipo de processo, os eletrodos comumente se encontram no mesmo compartimento e só existe um tipode
eletrólito. Ao contrário das pilhas que vimos anteriormente, a eletrólise necessita que haja fornecimento de
corrente elétrica para que a reação química se processe. Quanto a sua aplicação industrial, ela é amplamente
empregada para obtenção de algumas substâncias como cloro, alumínio, soda cáustica, magnésio, dentre outros.
Além disso, é empregada em processos de eletrodeposição de um metal sobre outro.
VOCÊ QUER LER?
O capítulo“Eletroquímica”, do livro “Química, a ciência central” (BROWN et al., 2016) ,
apresenta o estudo da eletroquímica de maneira bastante didática. Você poderá consultar
regras de balanceamento envolvendo transferência de elétrons, identificar agentes oxidantes e
redutores bem como aplicar os potenciais de redução. Você conseguirá aprimorar muito bem
os seus conhecimentos nesse assunto.
- -16
Vamos avaliar, de maneira geral, como um processo eletrolítico acontece. Imagine que, diferente do que acontece
na pilha de Daniell, você gostaria de reduzir o Zn e oxidar o Cu . Conforme os potenciais expressos na2+
(aq) (s)
Tabela de potenciais, espontaneamente isso seria impossível de acontecer. Então, para favorecer a reação, é
necessária uma fonte externa de energia, como uma bateria comum. Assim, conectamos o polo negativo da
bateria ao eletrodo de Zn e o polo positivo da bateria ao eletrodo de Cu. Assim, a bateria mandará elétrons para o
eletrodo de Zn, forçando os íons Zn presentes na solução a se reduzirem a Zn metálico, uma vez que a redução2+
se caracteriza pelo ganho de elétrons. Neste caso, o Zn passa a ser o catodo enquanto que o eletrodo de cobre
passa a ser o anodo (KHAN ACADEMY, 2018a). Uma representação simplificada do arranjo de cargas, fluxo de
elétrons e identificação do catodo e do anodo estão representados na Figura a seguir.
VOCÊ QUER LER?
Para compreender melhor o processo de eletrólise, leia o capítulo “Princípios da Reatividade
Química: Reações de Transferência de Elétrons”, do livro “Química Geral e Reações Químicas”,
(KOTZ et al., 2015). Da página 907 a 912, os autores trazem uma abordagem bastante didática
e cotidiana do que seriam os processos eletrolíticos. Leia o capítulo com atenção e amplie os
seus conhecimentos.
- -17
Figura 4 - Esquema simplificado de um processo de eletrólise mostrando os eletrodos catodo e anodo e a fonte 
de elétrons (bateria).
Fonte: ducu59us, Shutterstock, 2018.
Quanto aos tipos de eletrólise, há dois principais:
• eletrólise ígnea;
• eletrólise aquosa.
Como todo processo de eletrólise, a ocorre quando há fornecimento de energia elétrica paraeletrólise ígnea 
que a reação química se processe. No entanto, sua particularidade se expressa quanto ao tipo de eletrólito
utilizado: uma substância iônica fundida. Este processo é amplamente empregado quando se quer obter metais.
Por exemplo, no processo de Downs, para obtenção do magnésio, utiliza-se como eletrólito uma solução de MgCl
2
fundido. Aos eletrodos, conecta-se uma bateria externa a dois eletrólitos (como representado na Figura do
•
•
- -18
processo de eletrólise). No catodo, ocorrerá a redução dos íons Mg a magnésio metálico (Mg + 2e- Mg2+ 2+
(aq)
à
) enquanto que no anodo ocorre a oxidação dos íons cloreto com formação de cloro gasoso (2Cl Cl +
(s)
–
(aq)
à
2(g)
2e-) (ATKINS; JONES, 2012).
Já a os eletrodos estão imersos em uma solução aquosa de sais. Um exemplo prático eeletrólise aquosa, 
bastante interessante é a . Neste caso, temos processos como a niquelação, galvanoplastiaeletrodeposição
(revestimento de zinco), cobreação (depende do metal que está revestindo). Aqui, um filme do metal é
depositado sobre um dado objeto, que pode ser outro metal ou um polímero coberto com grafita. Assim, como é
sobre o objeto que se quer a eletrodeposição do metal a fim de revesti-lo, o objeto atua como catodo enquanto
que o outro eletrodo (o anodo) é feito do mesmo metal da eletrodeposição (ATKINS; JONES, 2012; KOTZ et al ,.
2015).
Assim, se você quer realizar um banho de ouro em suas semijoias, é necessário que você tenha uma solução
aquosa de ouro e um eletrodo de ouro para atuar como anodo no processo. Vale ressaltar que a eletrodeposição
é bastante empregada quando se quer proteger um dado metal de processos de corrosão (GENTIL, 2014). Como
exemplo, podemos citar a cromagem (revestimento de crômio) sobre o aço-carbono em veículos automotores.
Além da belíssima contribuição estética, o processo irá proteger o metal da corrosão.
Síntese
Vimos como as reações químicas podem se tornar mais eficientes quando consideramos as proporções entre
seus reagentes. Vimos também como aplicar uma linguagem matemática desde o balanceamento até o preparo
de soluções. Seguindo nossos estudos, analisamos as reações de oxidorredução com um pouco de profundidade,
compreendendo os conceitos fundamentais que tornaram possíveis, a partir de agora, uma compreensão
química dos fenômenos cotidianos que envolvem transferência de elétrons.
Neste capítulo, você teve a oportunidade de:
• entender a relação de proporção entre os reagentes a partir da estequiometria;
• conhecer a evolução do estudo das proporções das reações a partir das leis de Lavoisier e Proust;
• compreender o número e a hipótese de Avogadro;
• observar que existem soluções em diferentes estados físicos
• utilizar o conceito de coeficiente de solubilidade;
• conhecer as soluções insaturadas, saturadas e supersaturadas;
• aplicar o conceito de mol;
• preparar soluções com concentrações molares a partir de uma massa de soluto dissolvida em um 
VOCÊ SABIA?
A soda cáustica (NaOH) pode ser produzida a partir de um processo de eletrólise aquosa do
cloreto de sódio. No processo, as reações de dissociação do cloreto de sódio e a autoionização
da água devem ser levados em consideração, pois a água é quem fornece os íons OH–
necessários para formação da soda. Para saber mais, você pode visitar o : <link http://rvq.sbq.
> (SILVA, 2012).org.br/imagebank/pdf/v4n1a05.pdf
•
•
•
•
•
•
•
•
- -19
• preparar soluções com concentrações molares a partir de uma massa de soluto dissolvida em um 
volume de solvente e de uma solução mais concentrada (diluição);
• associar a importância do balanceamento nas reações de oxidorredução;
• analisar as reações de oxidorredução, identificando as espécies que sofrem oxidação, redução, o agente 
oxidante e o agente redutor;
• compreender os potenciais padrões de oxidação e de redução;
• entender o funcionamento da pilha de Daniell;
• investigar processos de oxidorredução que necessitam de corrente elétrica para acontecer.
Bibliografia
ATKINS, P.; JONES, L. questionando a vida moderna e o meio ambiente. 5. ed. PortoPrincípios de química: 
Alegre: Bookman, 2012. 1048 p.
BCB – Banco Central do Brasil. . 2018. Disponível em: <Mudanças das moedas - R$0,50 e R$1,00 http://www.
>. Acesso em: 5/05/2018.bcb.gov.br/htms/mecir/mcomum/NovasMoedas.asp
BROWN, T. et al. A Ciência Central. 388 p.Química: 13. ed. São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2016. 
CARNEIRO, R. L. et al. Aspectos essenciais das Baterias Chumbo-Ácido e Princípios Físico-Químicos e
Termodinâmicos do seu Funcionamento. , Niterói, v. 9, n. 3, p. 889-911, mai-jun 2017.Rev. Virtual Quím.
CAZZARO, F. Um experimento envolvendo estequiometria. , São Paulo, p. 53-54,Química Nova na Escola
novembro 1999.
FIOROTTO, N. R. . 1. ed. São Paulo: Érica, 2014. 120 p.Química – estrutura e estequiometria
GENTIL, V. . 6. ed. Rio de Janeiro: LTC, 2014. 360 p.Corrosão
KHAN ACADEMY. . 2018a. Disponível em: <Células eletrolíticas e eletrólise https://pt.khanacademy.org
>. Acesso em: 4/05/science/chemistry/oxidation-reduction/electrolytic-cell/v/introduction-to-electrolysis
/2018.
_________________. . 2018b. Disponível em: <Estequiometria https://pt.khanacademy.org/science/chemistry
>. Acesso em: 6/05/2018./chemical-reactions-stoichiome/stoichiometry-ideal/a/stoichiometry_________________. reagente limitante. 2018c. Disponível em: <Estequiometria: https://pt.khanacademy.org
/science/chemistry/chemical-reactions-stoichiome/limiting-reagent-stoichiometry/v/stoichiometry-limiting-
>. Acesso em: 5/05/2018.reagent
_________________. . 2018d. Disponível em: <Reagente limitante e rendimento percentual https://pt.
khanacademy.org/science/chemistry/chemical-reactions-stoichiome/limiting-reagent-stoichiometry/a
>. Acesso em: 5/05/2018./limiting-reagents-and-percent-yield
_________________. . 2018e. Disponível em: <Reações redox https://pt.khanacademy.org/science/chemistry
>. Acesso em: 5/05/2018./oxidation-reduction
KOTZ, J. C. et al. . Vol.: 1 e 2. São Paulo: Cengage, 2015. 1207 p.Química geral e reações químicas
MARTINS, C. R.; LOPES, W. A.; ANDRADE, J. B. Solubilidade das substâncias orgânicas. , São Paulo,Química Nova
v. 36, n. 8, p. 1248-1255, 2013.
MÓL, G. de S. et al. Constante de Avogadro – é simples determiná-la em sala de aula. Química Nova na Escola,
São Paulo, p. 32-33, maio 1996.
RIBAS, J. F. et al. Soluções saturada, insaturada e supersaturada e suas representações por licenciandos em
Química. , Curitiba, v. 2, n. 2, p. 61-79, jul-set 2013.ACTIO Docência em Ciências
SENAI PR. Conheça as principais aplicações da Eletroquímica. Curitiba, Notícias, 5 de maio 2016, Tecnologia.
Disponível em: < >.http://www.senaipr.org.br/conheca-as-aplicacoes-da-eletroquimica-2-31193-316124.shtml
Acesso em: 4/05/2018.
SCIENCE HISTORY INSTITUTE. . Antoine-Laurent Lavoisier 2017. Disponível em: <https://www.sciencehistory.
>. Acesso em: 4/05/2018.org/historical-profile/antoine-laurent-lavoisier
SILVA, I. M. C. B. Métodos de Preparação Industrial de Solventes e Reagentes Químicos – Hidróxido de sódio. Rev.
•
•
•
•
•
•
- -20
SILVA, I. M. C. B. Métodos de Preparação Industrial de Solventes e Reagentes Químicos – Hidróxido de sódio. Rev.
, Niterói, v. 4, n. 1, p. 73-82, 2012.Virtual Quím.
WEBQC. .Equação equilíbrio químico – como balancear online 2018. Disponível em: <https://pt.webqc.org
>. Acesso em: 4/05/2018. /balance.php
	Introdução
	4.1 Estequiometria
	4.1.1 Introdução à estequiometria
	4.1.2 Aplicação de cálculos estequiométricos
	4.2 Soluções
	4.2.1 Tipos de soluções
	4.2.2 Cálculos de concentração e diluição
	4.3 Eletroquímica
	4.3.1 Fundamentos da eletroquímica
	4.3.2 Pilhas e baterias
	4.4 Celas eletrolíticas e tipos de eletrólise
	Síntese
	Bibliografia