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QF 3 – MÉTODOS ESPECTROSCÓPIOS, TITRIMÉTRICOS E 
ELETROQUÍMICOS 
 
 
 
 
 
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Sumário 
 
NOSSA HISTÓRIA .................................................................................................... 3 
1. INTRODUÇÃO ................................................................................................. 4 
2. MÉTODOS ESPECTRÓSCOPICOS ............................................................... 5 
2.1 Processos Eletrônicos ............................................................................ 6 
2.2 Processos vibracionais ......................................................................... 10 
3. MÉTODOS TITRIMÉTRICOS ........................................................................ 13 
3.1 Titrimétria .............................................................................................. 16 
3.2 Titulação de oxirredução....................................................................... 20 
4. MÉTODOS ELETROQUÍMICOS .................................................................... 25 
4.1 Oxidação e redução .............................................................................. 25 
5. REFERÊNCIAS: ............................................................................................. 29 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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NOSSA HISTÓRIA 
 
 
A nossa história inicia com a realização do sonho de um grupo de empresários, em 
atender à crescente demanda de alunos para cursos de Graduação e Pós-Graduação. Com 
isso foi criado a nossa instituição, como entidade oferecendo serviços educacionais em 
nível superior. 
A instituição tem por objetivo formar diplomados nas diferentes áreas de 
conhecimento, aptos para a inserção em setores profissionais e para a participação no 
desenvolvimento da sociedade brasileira, e colaborar na sua formação contínua. Além de 
promover a divulgação de conhecimentos culturais, científicos e técnicos que constituem 
patrimônio da humanidade e comunicar o saber através do ensino, de publicação ou outras 
normas de comunicação. 
A nossa missão é oferecer qualidade em conhecimento e cultura de forma confiável 
e eficiente para que o aluno tenha oportunidade de construir uma base profissional e ética. 
Dessa forma, conquistando o espaço de uma das instituições modelo no país na oferta de 
cursos, primando sempre pela inovação tecnológica, excelência no atendimento e valor do 
serviço oferecido. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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1. INTRODUÇÃO 
 
 
Química é a ciência dos princípios e métodos de pesquisa Teórico de análises 
químicas. A análise química consiste em um grupo Tecnologia que pode identificar quais 
componentes são encontrados em uma determinada amostra e sua quantidade. 
Isso é dividido em análises qualitativas e quantitativas. Análise qualitativo é 
determinar a composição da amostra da análise quantitativa pode determinar o número de 
ingredientes uma amostra. As substâncias identificadas e quantificadas são denominadas 
analitos, e o local onde essas amostras são coletadas é denominado matriz. 
Os métodos de análise instrumental incluem medir as propriedades físicas do analito, 
como condutividade, potencial de eletrodo, absorção ou emissão de luz, razão massa-carga 
e fluorescência. O método não envolve apenas o uso de equipamentos complexos, mas 
também pode envolver reações químicas em alguns estágios. Embora sejam mais rápidos, 
geralmente não são tão precisos quanto os métodos clássicos usado para quantificar e 
identificar minorias étnicas. 
Os químicos começaram a explorar outros fenômenos relacionados ele tem as 
características de um analito da década de 1930 ou mais precisamente. A medição das 
propriedades físicas dos analitos começou a ser usada para a análise quantitativa de vários 
analitos orgânicos, inorgânicos e bioquímicos. Posteriormente, surgiu a tecnologia 
cromatográfica, que substituiu a destilação, extração e precipitação de componentes em 
misturas complexas antes da determinação qualitativa ou quantitativa. Esses novos 
métodos de separação e determinação de substâncias químicas são chamados de métodos 
de análise instrumental. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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2. MÉTODOS ESPECTRÓSCOPICOS 
 
Sensoriamento remoto é uma técnica que se baseia na utilização de dados sobre a 
superfície terrestre, obtidos sem o contato físico direto entre o sensor e o alvo. Os sensores 
remotos captam a radiação eletromagnética (REM) refletida ou emitida pelos alvos e essa 
radiação traz consigo as informações espaciais (tamanho, forma, estrutura e textura) e 
também as espectrais do alvo (reflectância, absorbância e transmitância). 
Como a RIN é uma forma de energia, Meneses e Ferreira Jr. (1995) a definem como 
sendo "uma medida de troca energética resultante da interação da radiação 
eletromagnética de um determinado comprimento de onda com os objetos da superfície 
terrestre". 
Dozier e Goetz (1989) ressaltam que para as ciências naturais é cada vez mais 
necessária a compreensão da Terra como um sistema integrado, e, para que essa 
abordagem seja contemplada, os sistemas sensores tendem a se adequar espacial, 
espectral e temporalmente às escalas apropriadas às pesquisas. Para as escalas 
detalhadas são necessários sensores que possuam capacidade de detalhamentos espacial 
e espectral. 
A análise dos espectros de reflectância de alta resolução permite, segundo Dozier e 
Goctz (1989), a identificação de minerais em solos e rochas, o exame de partículas 
suspensas e de fitoplancton em águas continentais ou costeiras, a estimativa do tamanho 
dos grãos de neve e de sua contaminação por impurezas e o estudo de processos 
bioquímicos na cobertura vegetal por meio de feições de absorção. 
Dentro dessa ótica, o sensoriamento remoto atualmente passa a um novo 
paradigma: a espectrometria de imageamento, que, utilizando sensores hiperespectrais, é 
encarada por Galvão (notas de aula) como o estado da arte da técnica na faixa óptica. 
Apesar de os princípios da técnica terem sido estabelecidos na década de 1980, tornaram-
se operacionais apenas nos anos 1990. 
Espectroscopia é o estudo da radiação eletromagnética como função de 
comprimento de onda em que ela está sendo refletida, emitida ou espalhada por um gás, 
um liquido ou um sólido (CLARK, 1999). A energia refletida pelas superfícies pode ser 
entendida como a porção da energia incidente, suprimindo-se as porções que foram 
absorvidas ou mesmo transmitidas. A reflectância espectral [ρ(λ)], que é função do 
 
 
 
 
 
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comprimento de onda (λ), pode ser definida matematicamente como a razão entre a 
radiância da superfície [L(λ)] expressa em Wm-2sr-1μm-1 no comprimento de onda (λ) e a 
irradiância incidente [E(λ)] em W m-2 μm-1 no comprimento de onda (λ), conforme a equação 
1.1 (SLATER, 1980). 
𝜌(𝜆) = 𝜋 
𝐿 (𝜆)
𝐸 (𝜆)
 
 
O Sol é a principal fonte natural de REM nas faixas do espectro eletromagnético do 
ultravioleta, do visível, do infravermelho próximo e do infravermelho de ondas curtas. Em 
comprimentos de ondas maiores, na faixa do infravermelho termal, a eficiência do Sol como 
fonte de REM é bastante reduzida da Terra passa a ter maior eficiência como fonte, porém 
nessa faixa não se analisa o espectro óptico de reflectância e sim o de emitância 
(LILLESAND KIEFER, 1994). Clark (1999) define o processo de emissão como a saída de 
fótons da superfície. Todas as superfícies emitem fótons que, por sua vez, estarão 
submetidos a leis físicas de reflectância, refração e absorção. 
No processo de interação dos fótons com a matéria, parte deles é refletida pelos 
grãos da superfície do material, alguns passam pelos grãos e alguns são absorvidos 
(CLARK, 1999). Os fótons são absorvidos pelos minerais por diversos processos que 
dependem de sua composição química. Essas absorçõessão governadas por dois 
processos gerais: processos eletrônicos e processos vibracionais (HUNT, 1980). 
 
2.1 Processos Eletrônicos 
 
Átomos isolados e íons têm estados de energia discretos, ou seja, são eventos 
quânticos (CLARK, 1999). A absorção de fótons em um comprimento de onda especifico é 
a causa da mudança de um estado de energia mais baixo para um mais alto. Já a emissão 
de um fóton é resultado da mudança de um estado de energia mais alto para um mais 
baixo. Quando um fóton é absorvido, de modo geral ele não é posteriormente emitido no 
mesmo comprimento de onda (CLARK, 1999). 
As transições entre os níveis de energia são responsáveis pelas feições de absorção 
nos espectros. Muitas das feições encontradas nos espectros obtidos nas faixas do visível 
 
 
 
 
 
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e do infravermelho próximo são decorrentes de efeitos do campo cristalino, porém outros 
processos eletrônicos produzem feições espectrais (HUNT, 1980). 
É importante perceber que os componentes mais comuns nos minerais e rochas, ou 
seja, sílica, potássio e oxigênio, não possuem níveis de energia discretos na faixa do visível 
e do infravermelho refletido, de tal modo que as transições entre eles possam gerar feições 
espectrais. Em virtude desse fato, nenhuma informação relativa a esses elementos nos 
materiais geológicos pode ser inferida. Porém os espectros da estrutura cristalina e dos 
íons específicos apresentados na estrutura dos minerais encontram-se disponíveis de 
forma indireta, o que permite a caracterização dos materiais (HUNT, 1980). 
Muitos dos materiais geológicos normalmente podem ser caracterizados em 
decorrência da presença de ferro (além dos demais elementos de transição). A presença 
tão frequente do ferro, como um dos componentes principais em muitos materiais, deve-se 
aos íons ferrosos e férricos, que substituem com alguma facilidade o Al e Mg em seus 
octaedros e, às vezes, no tetraedro de silício, devido à alta solubilidade dos íons de ferro 
na água (HUNT, 1980) 
Os processos eletrônicos subdividem-se em quatro subprocessos: efeito de campo 
cristalino, transferências de carga entre os íons, bandas de condução e centro de cores 
(HUNT, 1980). 
É o processo eletrônico mais comumente encontrado nos espectros de minerais 
devido aos elétrons desemparelhados dos orbitais internos dos elementos de transição (Sc, 
Ti, V, Cr, Mn, Fe, Co, Ni, Cu e Zn). Ferro é o elemento de transição mais comum na 
composição dos minerais que existem na superfície da Terra (CLARK, 1999). Os orbitais d 
de todos os elementos de transição apresentam níveis de energia idênticos nos íons 
isolados, mas, quando o íon se localiza em um campo cristalino, os níveis de energia 
desses orbi tais se dividem (BURNS, 1993). 
De acordo com a teoria de campo cristalino para o caso do Fe+, por exemplo, os 
cinco orbitais de valência do íon livre do elemento de transição que se encontram em níveis 
iguais de energia são submetidos a um processo de repulsão eletrostática por causa da 
proximidade dos ligantes com carga negativa. Isso ocasiona um rompimento dos cinco 
orbitais de valência de dá origem a um par de orbitais de maior nível energético e a um 
triplete de orbitais de, menos energético. Os níveis de energia são determinados pelo 
estado de valência do íon (por exemplo, Fe2+, Fe3+) e pela simetria do sítio que ocupa. Os 
 
 
 
 
 
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níveis de energia também são influenciados pelos tipos de ligantes, pela extensão da 
distorção do retículo e pelo valor do distanciamento interatômico do metal-ligante (BURNS, 
1993). 
Quando isso ocorre e a radiação eletromagnética de um determinado comprimento 
de onda é absorvida pelo íon metálico, os elétrons desemparelha dos do orbital de são 
excitados e se deslocam para o orbital dy, de maior energia. Essa absorção define nos 
espectros de reflectância uma feição espectral no comprimento de onda correspondente à 
energia requerida para a transição (MENESES e FERREIRA Jr., 1995). 
O campo cristalino varia com a estrutura do cristal e um mesmo íon (o Fe por 
exemplo) produz feições localizadas em pontos distintos do espectro (diferentes energias), 
tornando a identificação mineral possível por meio da espectroscopia (CLARK, 1999). 
Sherman e Waite (1985) mostraram que a diferença entre as cores de dois minerais, 
a goethita e a hematita, é determinada pela transição de efeito de campo cristalino 2(A) => 
2('T,), que ocorre em 0,48 um para goethita e 0,53 um para hematita. 
As feições espectrais resultantes de processos eletrônicos também podem ser 
causadas por meio do processo de transferência de carga, conhecido como transições 
interelementos, no qual a absorção de um fóton causa o deslocamento de um elétron entre 
íons ou entre íons e ligantes (CLARK, 1999). 
A transferência pode ocorrer também entre o mesmo metal, porém com valências 
diferentes, como, por exemplo, entre Fe2+ e Fe3+ Normalmente as feições espectrais 
ocasionadas por transferências de carga são utilizadas como diagnóstico da composição 
mineralógica. As intensidades das feições são usualmente centenas a milhares de vezes 
mais fortes do que as resultantes de transições de efeito de campo cristalino (CLARK, 
1999). 
As feições resultantes das transferências de carga no caso da ligação Fe-O são uma 
das características mais comumente observadas nos espectros de minerais terrestres e 
são responsáveis pelo movimento da intensidade de reflectância em direção à faixa azul no 
espectro visível, particularmente perceptível nos espectros de materiais muito alterados. 
Meneses e Ferreira Jr. (1995) consideraram que o caimento íngreme da intensidade 
de reflectância do Fe - como a feição mais comumente observada para solos e rochas 
intemperizadas, centrada em torno de 0,35 µm - é decorrente da transferência de carga 
entre o íon Fe3+ de um orbital p e o íon O2 de um orbital s. Essa feição é bastante comum 
 
 
 
 
 
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nos minerais de alteração e típica para o diagnóstico da sua presença em rochas, mesmo 
que em teores mínimos. 
Alguns minerais apresentam dois níveis de energia nos quais os elétrons podem 
residir: um nível mais alto de energia chamado de "banda de condução", no qual os elétrons 
movem-se livremente ao longo de átomos ou grupo de átomos existentes nos sólidos, e 
uma região de energia mais baixa chamada de "banda de valência", na qual os elétrons 
estão aprisionados a átomos individuais (CLARK, 1999). 
Entre esses dois níveis de energia encontra-se uma zona de energia na qual os 
elétrons não podem se mover, chamada de banda proibida ou intervalo proibido (HUNT, 
1980). 
O intervalo proibido é normalmente pequeno ou inexistente em metais e muito 
grande em materiais dielétricos. E semicondutores, o intervalo proibiu do corresponde à 
energia do visível até o infravermelho próximo. A cor amarela do enxofre é causada pelo 
intervalo proibido. Os minerais cinábrio (HgS) e enxofre (S) têm espectros que mostram o 
intervalo proibido no visível (CLARK, 1999). 
Segundo Hunt (1980), há um número limitado de materiais que exibem feições na 
região visível e, por conseguinte, são coloridos. Entretanto essa cor não pode ser explicada 
em termos químicos ou pela presença de impurezas. 
Tais características são exibidas ocasionalmente nos espectros de haletos e em 
particular da fluorita. Nesses casos, as feições espectrais responsáveis pelas 
características de cores podem ser explicadas em termos de um fenômeno eletrônico 
chamado "centro de cor", que é ocasionado por defeitos no cristal. Existem muitos desses 
tipos de defeitos, sendo o mais comum o centro F. Nassau (1978) considerou que as feições 
espectrais que ocorrem nos espectros de vido a centros de cores se devem a elétrons 
capturados nos defeitos do retículo cristalino. 
Esses defeitos podem produzir níveis de energia discretos e os elétrons podem saltar 
para eles. O movimentode um elétron no defeito do cristal requer energia de fótons. As 
cores amarelas, púrpuras e azuis da fluorita são causadas pelos centros de cor (HUNT, 
1980, e CLARK, 1999). Um espectro produzido por centros de cor em uma amostra de 
fluorita púrpura. 
 
 
 
 
 
 
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2.2 Processos vibracionais 
 
Uma molécula livre pode rotacionar e transladar. Esses movimentos são chamados 
vibrações reticulares e ocorrem tipicamente em níveis muito baixos de energia, acima de 
20,0 um aproximadamente (CLARK, 1999). 
As ligações em uma molécula ou na estrutura de um cristal são como molas com 
pesos a elas fixados, ou seja, todo sistema pode vibrar (CLARK, 1999). Cada vibração 
possui um número quântico e uma frequência associada. A frequência e os níveis de 
energia de uma molécula dependem da força em cada mola (a ligação entre os átomos da 
molécula e o reticulo cristalino como um todo) e de suas massas - a massa de cada 
elemento da molécula (MENESES e FERREIRA Jr., 1995; CLARK, 1999). Para uma 
molécula com N átomos, há 3N-6 modos normais de vibrações chamadas de fundamentais. 
As vibrações adicionais são chamadas harmônicas quando envolvem múltiplos de um único 
modo fundamental e combinações quando envolvem modos diferentes de vibrações 
(CLARK, 1999). 
Uma harmônica acontece quando uma fundamental é excitada com dois (ou mais) 
quanta, de forma que a feição pode aparecer duas vezes (ou mais) da frequência 
fundamental (HUNT, 1980). Feições de combinação podem a acontecer quando duas ou 
mais fundamentais diferentes ou harmônicas se combinam e se localizam na (ou próximo 
da) soma das frequências de todas as vibrações fundamentais envolvidas (HUNT, 1980). 
A evidência espectral para transições vibracionais em todos os materiais 
geologicamente importantes acontece nas regiões do infravermelho de ondas curtas, entre 
1,2 a 3,0 um (HUNT, 1980). 
Uma feição vibracional é chamada de ativa no infravermelho e só é percebida nesse 
espectro se houver mudanças nos dipolos moleculares (CLARK, 1999). Uma molécula 
simétrica, como N2, considerada normalmente como não ativa no infravermelho, não 
apresentará feição, a menos que esteja retorcida, por condições, por exemplo, de alta 
pressão (CLARK, 1999). 
Tradicionalmente as frequências de vibrações fundamentais são referenciadas com 
a letra grega nu (ⱱ) e um número subscrito (HERZBERG, 1945, apud CLARK, 1999). Se 
uma molécula tem vibrações fundamentais ⱱ1, ⱱ2, ⱱ3 e pode apresentar harmônicas 2ⱱ1, 
3ⱱ1, 2ⱱ2 e combinações ⱱ1+ⱱ2, ⱱ2+ⱱ3, ⱱ1+ⱱ2+ⱱ3 e assim por diante. Esses exemplos 
 
 
 
 
 
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apresentam adições de modos, mas as subtrações também são possíveis, como, por 
exemplo, v1+v3-v2. Cada harmônica ou combinação mais alta é normalmente de 30 a 100 
vezes mais fraca que a anterior. Consequentemente o espectro de um mineral pode ser 
bastante complexo (CLARK, 1999). Em espectroscopia de refletância, essas absorções 
fracas podem ser medidas facilmente e a informação utilizada normalmente como 
diagnóstico dos elementos componentes do material são as segundas e terceiras 
harmônicas e combinações (CLARK, 1999). 
O que se observa no infravermelho de ondas curtas são feições resultantes de 
harmônicas e combinações que envolvem os materiais que têm frequências fundamentais 
muito altas. Porém há relativamente poucos grupos que apresentam tal característica. Entre 
eles estão o OH-, o CO3
2-, o SO4
2- e, sem dúvida, os mais comuns são os que envolvem o 
modo de estiramento do OH- na faixa do infravermelho de ondas curtas (HUNT, 1980). 
Vibrações de dois ou mais modos podem acontecer na mesma frequência, porém 
elas não podem ser distinguidas. Quando isso ocorre, costuma-se dizer que os modos são 
degenerados (CLARK, 1999). Uma molécula isolada com modos degenerados pode 
apresentar, em um cristal, os modos com as frequências ligeiramente diferentes por causa 
das influências ocasionadas pela assimetria do campo cristalino (CLARK, 1999). 
A evidência é tão frequente que esse modo de estiramento do OH-, nos espectros 
de materiais terrestres, ocorre não só porque a hidroxila existe como parte da estrutura de 
um número grande de materiais, mas também porque as bandas de hidroxila aparecem 
sempre que a água está presente (HUNT, 1980). Meneses e Ferreira Jr. (1995) afirmam 
que a alta polaridade da ligação H-O torna as feições espectrais na faixa do infravermelho 
muito mais evidentes. 
Segundo Meneses e Ferreira Jr. (1995), a molécula da água é encontrada nos 
sólidos inorgânicos sob a forma de inclusões, associada à estrutura do reticulo cristalino, 
como ocorre com os minerais hidratados; em posições específicas do cristal sem 
interferência estrutural, como é o caso das zeólitas, que se caracterizam por fácil perda ou 
absorção de água; e absorvida ou adsorvida na superfície dos cristais, entre outros. 
A molécula de água no estado líquido apresenta três vibrações fundamentais: v1, o 
estiramento simétrico que aparece em 3,106 um; v2, o dobramento da ligação H-O-H em 
6,08 um; e v3, o estiramento assimétrico em 2,903 um. As harmônicas e combinações 
dessas vibrações que aparecem no infravermelho próximo são (v2+v3) em 
 
 
 
 
 
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aproximadamente 1,875 um; (2v2 + v3) em ~ 1,454 um; (v1 + v3) em 1,380 um; (v1 + v2 + 
v3) em 1,135 um; e (2v1 + v3) em 0,942 um (HUNT e SALISBURY, 1970; HUNT, 1980). 
Nos espectros de minerais, rochas e solos, sempre que a água está presente, duas 
feições bem-distintas aparecem, uma a 1,4 um devido à vibração 2v3 e outra a 1,9 um 
decorrente da vibração v2+v3 (HUNT e SALISBURY, 1970; HUNT, 1980). 
Essas vibrações podem aparecer no espectro relativamente agudas e bem definidas, 
ou podem se apresentar muito largas. Se forem agudas, isso indica normalmente que as 
moléculas de água estão bem localizadas e definidas. Se forem largas, significa que elas 
não estão ordenadas ou mais de um local está ocupado por moléculas de água. A presença 
das bandas de absorção a 1,4 um e 1,9 um é sinônimo de moléculas de água 
desassociadas da estrutura mineral em alguma forma, como, por exemplo, a água de 
hidratação ou água capturada no reticulo cristalino. O aparecimento da banda em 1,4 um 
sem a banda em 1,9 um informa, ainda, que se encontram presentes no material grupos de 
OH diferentes da água, como no caso das hidroxilas (HUNT SALISBURY, 1970). 
O íon de hidroxila, OH, muito frequentemente ocorre em sólidos inorgânicos. Só um 
estiramento fundamental da ligação oxigênio hidrogênio é ativo no infravermelho e ocorre 
próximo a 2,77 um, mas sua localização exata depende da posição que a hidroxila ocupa 
na estrutura do mineral (HUNT, 1980). 
A primeira harmônica (2vOH) de estiramento da hidroxila que produz a feição próxima 
a 1,4 um é a feição característica mais comum nos espectros no infravermelho de ondas 
curtas. O estiramento fundamental da OH pode formar combinação com outras 
fundamentais, de modo vibracional e reticular. 
Em particular, tais combinações fundamentais de dobramento X-OH, onde X e Al ou 
Mg, produz feições espectrais próximas a 2,2 ou 2,3 um, respectivamente (HUNT, 1980). 
Além das feições exibidas pela água líquida e pelo grupo OH, vários outros grupos 
contidos em minerais exibem feições espectrais especificas no infravermelho de ondas 
curtas (HUNT, 1980). Os carbonatos exibem feições entre 1,6 e 2,5 µm, que são 
decorrentes das combinações e harmônicas de quatro vibrações fundamentais do íon CO3
2-
. Essas vibrações fundamentais podem ser identificadas como v1, o estiramento simétrico 
da ligação C-O (inativa no infravermelho); v2, o dobramento fora do plano (11,376 um); v3, 
o estiramento assimétrico (próximo de 7,0 um); e v4, o dobramento no plano (1,4 um). 
Combinações e harmônicas dessas fundamentais produzem cinco feições no infravermelho 
 
 
 
 
 
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de ondas curtas, ou seja, (v1+3v3,) próximaa 1,9 um; (2v1+2v3) próxima a 2,0 um; (v1 + 2v3 
+ v4) ou (3v1+2v4.) próxima a 2,160 um; 3v3, próxima a 2,35 um; e (v1+2v3) próxima a 2,55 
um (CLARK, 1999). 
 
3. MÉTODOS TITRIMÉTRICOS 
 
Para procedermos à continuação da análise da amostra do solo de sua propriedade, 
deveremos utilizar outra técnica, que é a volumetria, que, em vez de medir diferenças de 
massa, mede diferenças de volumes (V) ou volumes, fornecendo informação fundamental 
para calcularmos o número de moles ou quantidade de matéria e, na sequência, a 
concentração em mol/L dos componentes dissolvidos em solução que quisermos analisar, 
utilizando a nossa expressão já conhecida da concentração em mol/L. 
O número de moles ou quantidade de matéria dividida pelo volume da solução igual 
a: mol. V(L) = mol/L, ou molaridade, ou M. 
Conhecendo, portanto, a concentração em mol/L (M) de um reagente, medindo seu 
volume (V) e conhecendo a estequiometria da reação, teremos a quantidade 
estequiométrica de um reagente (a quantidade de matéria) que reage com a amostra, que, 
uma vez conhecendo o seu volume, podemos encontrar a concentração em mol/L. 
Essa relação estequiométrica entre reagentes que interagem entre si nos permite, 
conhecendo a concentração (M1) e volume (V1) de um deles, e o volume (V2) que foi 
medido para reagir de outro, calcular a concentração deste segundo. Esse reagente é a 
base da titulação ou Titrimétria. Se na igualdade anteriormente exposta conhecemos três 
das quatro incógnitas, a quarta pode ser encontrada facilmente. 
A Titrimétria se divide academicamente de acordo com as reações que ocorrem na 
determinação de um analito. Todas elas medem diferenças de volume, mas, dependendo 
da reação, são divididas em: 
• Titrimétria ácido-base: Quando as reações envolvidas se dão entre um ácido 
e uma base. 
• Titrimétria de precipitação: Quando o analito (titulado) e o titulante reagem 
formando um produto pouco solúvel. 
 
 
 
 
 
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• Titrimétria de oxirredução: Quando a reação entre os reagentes envolve 
transferência de elétrons. 
• Titrimétria de complexação: Quando o analito e o titulante formam um 
complexo. 
 
A primeira delas – a Titrimétria ácido-base envolve um ácido e uma base. 
Quem deu o primeiro passo na classificação de ácidos e bases foi Arrhenius (Svante 
A. Arrhenius, cientista sueco, 1859-1927), que classificou os ácidos como substâncias 
doadoras de prótons, e as bases, como doadoras de OH -. É a reação clássica de um ácido 
somado a uma base, formando sal e água. 
Não se esqueça de que o índice (aq.) a seguir do componente químico significa que 
ele está dissociado em seus íons por estar solúvel em solução aquosa. 
Alguns anos mais tarde, Johannes N. Brönsted, químico dinamarquês, 1879-1947, e 
Thomas M. Lowry, 1874-1936, químico inglês, ampliaram, independentemente, o conceito 
de Arrhenius por terem percebido que dois ditos ácidos podiam reagir entre si, um 
funcionando como ácido e o outro como base; bastava que um tivesse uma constante de 
dissociação (K) maior que do outro. Não havia, assim, a necessidade de nenhum composto 
contendo (OH-) para agir como base. Sendo assim, o conceito de Arrhenius foi ampliado 
da seguinte forma: um ácido doa um próton, enquanto uma base recebe esse próton. 
Assim, o conceito ampliou a abrangência tanto de ácidos como de bases, afirmando que 
uma base não precisa necessariamente ter o grupamento (OH -), e que um ácido pode 
funcionar como base, dependendo da reação. O exemplo mais clássico é de uma mistura 
de H2SO4 e HNO3, que é uma reação ácido-base, na qual o H2SO4 funciona como ácido e 
o HNO3 como base. 
Mesmo dois ácidos, de acordo com a definição inicial de Arrhenius, podiam reagir 
entre si, conforme provaram Brönsted e Lowry. Até então, o conceito de base só valia para 
as substâncias que apresentassem (OH-) na sua estrutura. Na reação anterior, o ácido 
sulfúrico doa um próton dos seus dois prótons ionizáveis para o ácido nítrico, que os recebe, 
dissociando-se e formando o íon nitrônio (NO2) como resultado dessa reação. Outro 
pesquisador trouxe uma enorme contribuição para os ácidos e bases Gilbert N. Lewis 
(1875-1946, físico-químico norte americano), que foi quem definiu a ligação covalente, entre 
outras contribuições para a Química, e trouxe uma nova teoria de ácidos e bases na qual 
 
 
 
 
 
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os ácidos são substâncias que podem receber elétrons e as bases, por sua vez, são 
compostos que podem doar elétrons. 
A teoria de Lewis trouxe uma visão ainda mais ampla às duas teorias anteriores, 
ampliando as reações que hoje são consideradas ácido-base e inserindo o raciocínio da 
doação de elétrons para a definição de qual elemento é ácido ou base, que é um conceito 
mais amplo e fácil de entender. Não devemos confundir, no entanto, troca de elétrons com 
doação ou compartilhamento, pois a troca de elétrons envolve mudança do número de 
oxidação e a reação não será de ácido-base, e sim de oxidorredução. 
A teoria de Lewis é uma das mais abrangentes ainda hoje. Porém, as anteriores não 
foram desprezadas, sendo apenas complementadas por esta primeira. Há casos em que a 
teoria de Arrherius responde perfeitamente à análise desejada; já em outros, a teoria de 
Brönsted-Lowry se encaixa sem maiores problemas. Portanto, dependendo do caso, 
podemos usar qualquer uma das três teorias. Explica a preferência de ácidos e bases entre 
si de acordo com sua maciez ou dureza, características que são dadas pela natureza do 
íon, pelo tamanho, pela carga ou número de oxidação, pela blindagem, entre outros efeitos 
que estão em jogo quando uma ligação ácido-base é feita. Um ácido duro normalmente 
prefere uma base dura, e um ácido macio, uma base macia. Portanto, podendo escolher as 
reações ácido-base, segundo o conceito de Lewis, se resultarão em macio – macio e duro 
– duro. 
Com esses conceitos iniciais em mente, iremos continuar nossa série de análises 
dos componentes do seu terreno hipotético. A nossa próxima tarefa será dar início à análise 
para a verificação da presença e da quantidade de alguns componentes na água de um 
poço artesiano hipotético existente na propriedade analisada no decorrer desta obra. Após 
a amostragem adequada para água, conforme ANA (2001), Schiavetti (2009) e Soriano 
Junior e Reis (2005), de posse de aproximadamente 10L para procedermos à análise, 
discutiremos o procedimento a seguir. 
O total de 10 L de água foi tomado do poço em três dias diferentes, seguindo os 
cuidados descritos nas referências do parágrafo anterior. 
Os ensaios que faremos começarão pela determinação do pH, seguidos da 
quantificação de íons cloretos presentes. Essa quantidade não pode ser alta, pois o cloreto, 
em concentrações maiores que as indicadas pelos órgãos competentes, é nocivo à saúde 
do ser humano e dos animais. 
 
 
 
 
 
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3.1 Titrimétria 
 
O pH é uma grandeza logarítmica que indica a quantidade ou concentração de íons 
(H+) em solução. Por analogia, pOH é a mesma representação, porém de íons (OH-). Para 
entendermos essa grandeza, recordemos o caráter anfotérico da água: 
 
 
 
 O caráter anfótero nesse contexto indica que a molécula de água ora doa prótons 
(age na reação como ácido), ora recebe esses prótons (age como base). Por ter esse 
comportamento duplo, a molécula atua tanto como base quanto como ácido, dependendo 
das condições experimentais. 
Supondo um ácido genérico HA: 
 
 
 
A força com que o próton desse ácido será doado à água é definido e medido pela 
constante de dissociação (K) do ácido α genérico, monoprótico, HA. Quanto maior for o 
valor de A, mais prótons serão originados das moléculas do ácido HA e mais a reação de 
desprotonação será deslocada para seus produtos (havendo mais formação de produtos). 
Também existem outras constantes associadas a equilíbrios diversos,tais como o 
de dissociação de uma base em água, como a seguir: 
 
 
 
 
 
 
 
 
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A constante que define esse equilíbrio tem a mesma composição que todas as 
constantes possíveis – produtos divididos pelos reagentes. Porém, como o equilíbrio se 
refere à dissociação de uma base (b), a constante é denominada de Kb. 
Tanto Ka quanto Kb se relacionam às concentrações dos produtos e reagentes de 
cada uma de suas reações. Assim, K é definido como a multiplicação das concentrações 
de seus produtos (cada concentração elevada ao coeficiente estequiométrico de cada um 
dos produtos) dividido pela multiplicação da concentração de seus reagentes (cada 
concentração elevada ao coeficiente estequiométrico de cada reagente na equação 
principal). 
Se os coeficientes estequiométricos nas reações químicas não forem iguais a 1, as 
constantes devem ficar na equação do equilíbrio, elevadas a esse coeficiente diferente de 
1. 
 
 
 
Existem tabelas na literatura química com vários valores de Ka e Kb que já foram 
determinados previamente. 
Da mesma forma para o equilíbrio de dissociação, ou autoprotólise, da água, existe 
também um K, que se chama Kw: 
 
 
 
A concentração da água pura é de 55,5 mol/L, e essa concentração, quando incluída 
na constante K do equilíbrio anteriormente demonstrado, após essa inclusão do 
denominador em K, esta passa a se chamar Kw. 
 
 
 
 
 
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Todas as equações nas quais constem espécies expressas dentro de colchetes, 
indicam casos de concentração, sempre em mol/L, a não ser que se diga o contrário. Nas 
expressões de K, o uso de concentrações é uma aproximação, pois, na verdade, essas 
expressões são os produtos das atividades de cada um dos produtos e reagentes. Essa 
atividade, no entanto, que é uma grandeza físico-química de difícil mensuração, pode ser 
substituída por sua equivalente proporcional, conforme a equação a seguir, que é a 
concentração que temos quando as soluções são suficientemente diluídas. 
 
 
 
Em soluções diluídas, f é aproximadamente igual a 1 e, portanto, podemos fazer 
essa aproximação e substituir o item que equivale à atividade por concentração em mol/L. 
Mas, lembre-se, isso só é válido para soluções diluídas. Normalmente, em laboratório de 
análises químicas e neste livro, usaremos soluções consideradas como diluídas para essa 
aproximação. 
Como na expressão de Kw o número 1. 10-14 é de difícil compreensão, manipulação 
e cálculo, podemos e devemos fazer algumas manipulações matemáticas perfeitamente 
lícitas para melhorarmos esse número. Vamos inicialmente aplicar o operador logaritmo 
nas duas partes da equação do Kw, para não a alterar. É importante lembrarmos que o 
operador logaritmo, quando aplicado a uma multiplicação, transforma-se na soma 
logarítmica dos multiplicandos: 
 
 
 
 
 
 
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 O número (-14) ainda é desajeitado. Então, vamos multiplicar toda a equação acima 
por (-1): 
 
 
 
Substituindo (log) pelo operador matemático p, que é igual a (log), a equação anterior 
se transforma em: 
 
 
 
Portanto, a expressão final obtida acima nos permite, conhecendo a concentração 
de (H) ou o pH de uma solução, encontrar a (OH-), ou o pOH dessa mesma solução, e 
ainda entender porque o pH de uma solução neutra é 7. Ela será neutra na situação em 
que (H) = (OH-) e, consequentemente, pH = pOH. Se e quando substituirmos essa última 
igualdade na equação do pKw, teremos: 
 
 
 
Portanto, as soluções que apresentam (H) =(OH-) possuem pH = 7. As soluções nas 
quais temos (H) (H) terão pH > 7 e, consequentemente, são básicas. 
 
 
 
 
 
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Também há a relação entre Ka e Kb e o Kw; Ka e Kb são grandezas diretamente 
proporcionais a Kw: 
 
 
 
Alguns materiais reagentes, para serem dosados, reagem melhor por meio de 
reações que envolvem troca de elétrons, ou seja, por reações de oxidação-redução. A 
Química Analítica Quantitativa também estuda essas reações, pois o objetivo ainda é o de 
quantificar um analito. Alguns reagentes que têm como característica fazer dosagens por 
oxirredução possíveis são utilizados muito frequentemente em controle de qualidade, em 
quantificações para dosagem de produtos em processos industriais e assim 
sucessivamente. Esses reagentes são, por exemplo, sais alcalinos dos ânions 
permanganato, tiossulfato, dicromato e iodo. Além das reações de oxirredução e de seus 
respectivos reagentes, também estudaremos neste capítulo a formação de complexos 
(reação de um ácido e uma base, segundo o conceito de Lewis) para quantificar íons 
metálicos, por exemplo, através de um complexante universal, como o sal dissódico do 
ácido etileno diamino tetra-acético. 
Alguns aspectos da estequiometria dessas reações e o cálculo das concentrações 
dos materiais que desejamos quantificar serão vistos na sequência, a quantificação de 
substâncias que reagem com ácidos ou bases e formando produtos insolúveis. 
 
3.2 Titulação de oxirredução 
 
Nesse caso, para compreendermos a abrangência de titulações por oxirredução, 
vamos supor agora que você queira analisar o conteúdo de vitamina C contido em um frasco 
que você comprou na farmácia. Para compormos um comprimido ou pastilha efervescente, 
temos de ter, entre outros componentes inertes, o ácido ascórbico, que é a vitamina C. 
A vitamina C é uma substância antioxidante, trazendo benefícios à saúde; porém, 
como todas as substâncias, não deve ser consumida em excesso. As substâncias 
antioxidantes se oxidam, sacrificam-se em detrimento de outras e, assim fazendo, reduzem 
aquelas com as quais reagem, protegendo outras que não devem fazê-lo. Esse mecanismo 
 
 
 
 
 
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de oxidação no corpo humano é extremamente prejudicial à saúde, pois algumas 
substâncias em nosso corpo, quando se oxidam, formam radicais livres ou deixam de atuar 
como devem. Os radicais livres são muito reativos e não seletivos, ou seja, reagem 
indiscriminadamente, desviando moléculas com funções biológicas de suas respectivas 
tarefas, como no caso de desativação de uma enzima, por exemplo. 
Assim, as substâncias antioxidantes reagem a esses radicais livres, protegendo 
nossas moléculas biológicas, deixando-as intactas. O ácido ascórbico é uma substância 
antioxidante, ou seja, oxida-se, protegendo da oxidação outras substâncias que estejam na 
sua presença. 
Uma maneira, por exemplo, de sabermos se o conteúdo de ácido ascórbico (vitamina 
C) no medicamento adquirido está de acordo com o anunciado no rótulo, consiste em 
fazermos uma titulação com uma solução que se conheça a concentração (padronizada) 
de iodo. Essa técnica se chama titulometria ou Titrimétria de oxirredução, pois as reações 
envolvidas fazem transferência de elétrons entre si, variando o número de oxidação (nox) 
dos reagentes, consequentemente formando produtos que possuem oxidação diferentes 
dos reagentes que lhes deram origem. 
Alguns conceitos, no entanto, precisam ser revistos para que você possa 
compreender melhor essa técnica analítica. 
São eles: 
• Redução: Ganho de elétrons. 
• Oxidação: Perda de elétrons. 
• Agente oxidante: Oxida uma outra substância, reduzindo-se. 
• Agente redutor: Reduz uma outra substância, oxidando-se. 
• Potencial redox: Valor em elétron-volt da força de oxidação ou redução que 
um composto, molécula ou íon possui quando reage com outra substância. 
 
Para procedermos à análise da sua amostra de vitamina C, marca “X” qualquer, 
adquirida no comércio, precisamos de soluções padronizadas para titularmos a amostra 
cuja concentração de ácido ascórbico desejamos conhecer. 
Como já sabemos, uma solução padrão primária pode titular outra, que será então 
um padrão secundário e assim por diante. Uma soluçãode iodo previamente padronizada 
 
 
 
 
 
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pode titular estequiometricamente outra de ácido ascórbico, porém, uma solução de iodo 
aquosa não é padrão primário. 
Portanto, precisamos de um padrão primário para antes padronizarmos a solução de 
iodo. Não temos um padrão primário para iodo que seja barato e acessível. Portanto, 
poderemos usar uma solução de tiossulfato de sódio (Na2S2O3), que padroniza 
perfeitamente uma solução de iodo; no entanto, necessitamos ainda de um padrão primário 
para essa segunda solução. Felizmente, existe um padrão primário para padronizar 
tiossulfatos. Esse padrão primário é o dicromato de potássio (K2Cr2O7), que se constitui em 
padrão primário para o tiossulfato, que, uma vez padronizado, será um padrão secundário. 
Quando este padronizar uma solução de iodo, essa última solução de iodo será uma 
solução padrão terciário. Outra solução precisará ser preparada, no caso, o indicador para 
o iodo, que consiste em uma solução aquosa de amido, que forma um complexo de 
adsorção com o iodo de coloração azul intensa ou marrom escura, dependendo da 
composição desse amido. Normalmente, essa solução é 1% m/v, que deve ser fervida para 
melhor dissolução e, depois de completado o seu volume com água destilada, deve ser 
guardada em frasco escuro e sob refrigeração. Devemos secar o dicromato de sódio sal 
p.a. e guardá-lo em dessecador até o momento de ser utilizado. 
Alguns cuidados analíticos são muito importantes nessa determinação exatamente 
porque os reagentes empregados têm características químicas diferentes e, se não 
procedermos exatamente como o recomendado, não obteremos bons resultados. O iodo 
que será gerado nas etapas de padronização é volátil, pois é facilmente sublimável e, por 
esse motivo, devemos usar erlenmeyer com tampa de rosca esmerilhada. Devemos 
adicionar um pouco de iodeto às soluções que formarão ou conterão iodo, pois o iodo é 
pouquíssimo solúvel em água, mas, na presença de iodetos, forma um complexo que é 
solúvel em água. Detalhe importante: essas reações só ocorrem em meio ácido forte. 
O tiossulfato de sódio (Na2S2O3) não é padrão primário porque está normalmente 
contaminado com enxofre, e essa contaminação vai aumentando à medida que a solução 
envelhece. É eflorescente e se decompõe na presença de luz. A molécula de tri-iodeto (I3) 
reage com o tiossulfato exatamente da mesma forma que o iodo e, portanto, essa solução 
formada é tratada como se fosse o próprio iodo. A solução de iodo deve ser preparada, no 
entanto, com quantidades compatíveis de iodeto nem muito mais, nem muito menos. 
 
 
 
 
 
 
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As reações envolvidas na padronização do tiossulfato pelo dicromato são: 
 
 
 
Você deve observar que o dicromato, que é o padrão primário, irá reagir, reduzindo-
se de (Cr6+) a (Cr3+), e oxida o iodeto a iodo molecular. O iodo formado é proporcional à 
massa de dicromato utilizada. Esse iodo gerado, após o tempo de reação mínimo de 30 
minutos, deve estar depositado em um frasco no escuro para não sofrer interferência da luz 
para ser então titulado com a solução de tiossulfato de sódio. O tiossulfato de sódio reage 
com o iodo na proporção 1:1 (2:2). O iodo gerado na reação anteriormente demonstrada 
(veja na reação que um dos produtos formados é 3 moles de I2) será padronizado pelo 
tiossulfato. 
 
 
 
O tiossulfato de sódio é oxidado pelo iodo a tetrationato de sódio (Na2S4O6) e o iodo, 
com isso, se reduz a iodeto (representado pelo NaI na reação anteriormente exposta). 
Assim, temos a solução de tiossulfato padronizada indicada no ponto final pelo 
desaparecimento da cor azul intensa e aparecimento de uma coloração azul esverdeada 
pela presença do (Cr3+). Agora, de posse do tiossulfato padronizado, precisamos padronizar 
a solução de iodo já preparada adicionada de iodeto. A padronização da solução de iodo 
pelo tiossulfato segue a reação: 
 
 
 
Nesse momento, devemos trocar a solução da bureta (o mais adequado seria trocar 
de bureta) após lavá-la o suficiente para evitar contaminação e enchê-la com solução de 
iodo previamente preparada. A solução de tiossulfato de sódio deverá ser pipetada 
quantitativamente para outro erlenmeyer e então titulada. O indicador goma de amido não 
 
 
 
 
 
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deve ser adicionado ao erlenmeyer no início das titulações de padronização. Este deve ser 
adicionado perto do PE, quando a solução estiver amarelo-clara, pois a cor ficaria muito 
intensa, dificultando a visualização do ponto final (PF). Devemos adicionar o indicador 
depois que o iodo se formar no erlenmeyer para a sua dosagem, pois a concentração de 
iodo fica cada vez menor e, assim, a coloração azul, que já é forte, mascara a formação da 
cor azul-esverdeada do complexo amido (Cr3+). Porém, na dosagem de amostras, o 
indicador pode ser adicionado no início da titulação, porque, nesse caso, o iodo está sendo 
adicionado gota a gota e sendo totalmente consumido antes do PF. O aparecimento da 
coloração azul forte, intensa, indica o PF. Às vezes, dependendo da maior presença de 
amilopectina no amido, a coloração final obtida nessa titulação não será de um azul intenso, 
mas sim de um marrom escuro. 
A reação de dosagem da vitamina C pelo iodo é a seguinte: 
 
 
 
O ácido ascórbico (C6H8O6) é oxidado pelo iodo (I2) a ácido dehidroascórbico 
(C6H6O6), e o iodo (I2) é reduzido a íons iodeto e representado como ácido iodídrico (HI). 
No nosso ensaio hipotético, inicialmente também teremos de preparar nossa 
amostra para analisá-la. Apanhamos alguns comprimidos do frasco comprado no comércio 
local e, após triturá-los e moê-los em um gral de porcelana, homogeneizamos o pó e 
pesamos as réplicas e procedemos à padronização das soluções para dosar essa 
substância, como veremos a seguir. 
A solução de tiossulfato preparada para compreender 0,1 mol/L deve ser 
previamente filtrada em papel de filtro quantitativo, aumentada ao volume previamente 
calculado em balão volumétrico e então pode ser padronizada por dicromato de potássio 
p.a. sólido que já está seco. 
Várias massas de aproximadamente 0,1 g de dicromato de K devem ser pesadas 
para serem transferidas uma a uma em erlenmeyers de 250 mL com tampa e junta de vidro 
esmerilhada e adicionadas com água, iodeto de potássio (KI) e HCl, na concentração 3 
mol/L. Após esse procedimento, esses erlenmeyers devem ser tampados imediatamente e 
colocados no escuro, durante 30 minutos no mínimo. Passado esse tempo, devemos 
 
 
 
 
 
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colocar a solução de tiossulfato preparada em uma bureta, depois rinsá-la e, após zerá-la, 
iniciamos a titulação de cada um dos erlenmeyers contendo o iodo liberado pelo padrão 
primário. 
 
4. MÉTODOS ELETROQUÍMICOS 
 
A eletroquímica estuda a relação entre as reações química e a energia elétrica. 
Reações químicas podem gerar energia elétrica, como no caso das celas galvânicas 
(pilhas). As celas eletrolíticas, por sua vez, consistem em sistemas nos quais uma reação 
química é provocada pela passagem de corrente elétrica, caracterizando o fenômeno de 
eletrólise. 
Não só as pilhas, mas essencialmente, todo evento eletroquímico constitui 
oxirredução, isto é, troca de elétrons entre átomos e/ou íons. Produção de metais a partir 
de seus minérios, proteção de ligas metálicas contra a corrosão, funcionamento de pilhas 
e baterias, processos bioquímicos e de envelhecimento da pele são apenas alguns 
exemplos de fenômenos eletroquímicos. 
 
4.1 Oxidação e redução 
 
Fenômenos de oxirredução implicam reações em que uma espécie química-átomo, 
íon ou molécula - transfere elétrons a outra. Diz-se que a espécie química que perde 
elétrons sofre oxidação, e a espécie que captura os elétrons sofre redução. 
A substância da qual faz parte a espécie que sofre redução é denominada agente 
oxidante, e a substância da qual faz partea espécie que sofre oxidação é denominada 
agente redutor. 
Não é possível a ocorrência do fenômeno de redução dissociado do fenômeno de 
oxidação. Se uma espécie que mica sofre oxidação, necessariamente, existirá pelo menos 
uma espécie química que sofre redução (e vice-versa). 
A toda espécie química está sempre associado um esta do de oxidação, o qual 
traduz o estágio em que a espécie se encontra com respeito à capacidade de ceder/receber 
 
 
 
 
 
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elétrons frente a outras espécies. Esse estado de oxidação é representado pelo número de 
oxidação (Nox). 
 
Regras básicas para determinação do número de oxidação: 
 
A. O número de oxidação de cada átomo em uma substância simples é sempre 
zero. 
Exemplos: 
O2, O3, P4, S8, Cr(diam), todas, por definição, possuem Nox =0. 
 
B. A soma dos números de oxidação de todos os átomos constituintes de uma 
substância composta, seja ela de caráter iônico ou molecular, é sempre zero. 
Exemplos: 
NaCl (Nox do Na) + (Nox do Cl) = 0 
C2H6 (Nox do C). 2 + (Nox do H). 6 = 0 
 
C. Em íons monoatômicos, o número de oxidação é sempre igual à sua própria 
carga; em íons poliatômicos, a soma dos números de oxidação deve ser igual 
à carga do íon. 
Exemplos: 
Na+ Nox = +1 
Ca2+ Nox = +2 
NH4
+ +x+1= +1 
 +x +4= +1 
 +x= +1-4 
 x= -3 
Cr2O7
-2 (Nox do Cr) . 2 + (Nox do O).7 = -2 
D. Para substâncias compostas e íons poliatômicos: 
 D.1) Existem elementos que possuem Nox fixo. 
Metais alcalinos e a prata (Ag) Nox = +1 
Metais alcalino-terrosos e o zinco (Zn) Nox = +2 
Alumínio (Al) Nox = +3 
 
 
 
 
 
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Flúor (F) Nox = -1 
Exemplos: 
NaCIO (Nox do Na) - +1 
CaSO4 (Nox do Ca) = +2 
Al2O3 (Nox do Al) = +3 
CaF2 (Nox do Ca)= +2 e (Nox do F) = -1 
 
D.2) CI, Br e I possuem (em compostos binários) Nox = -1, exceto quando 
combinados com oxigênio ou flúor. 
Exemplos: 
HBr (Nox do Br) = -1 
CI2O (Nox do Cl) = +1 
CIF (Nox do Cl) = +1 
HCLO3 (Nox do Cl) = +5 
 
D.3) O hidrogênio (H) apresenta, geralmente, Nox = +1. Quando o hidrogênio 
estiver ligado a metal, formando hidretos metálicos, terá Nox =-1 
Exemplos: 
HCl (Nox do H) = +1 
H2SO4 (Nox do H) = +1 
NH3 (Nox do H) = +1 
C6H12O6 (Nox do H) = +1 
CaH (Nox do H) = -1 
 
D.4) O oxigênio (O) apresenta, geralmente, Nox = -2. Especificamente no 
composto OF, terá Nox = +2. Nos peróxidos (E, o oxigênio terá Nox = -1. Nos 
superóxidos (0.), o oxigênio tem Nox = -1/2. 
Exemplos: 
 
Н 2О (Nox do O) -2 
H2SO4 (Nox do O) -2 
C6H12O6 (Nox do O) -2 
 
 
 
 
 
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H2O2 (Nox do O) = -1 
CaO2 (Nox do O) = -1 
KO2 (Nox do O) = -1/2 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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