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unidadeunidade
EQUILÍBRIO
QUÍMICO
O conceito de equilíbrio químico está presente em diversos as‑
pectos de nossa vida: no nosso organismo, na influência dos ocea‑
nos para a regulação do clima e até mesmo em processos indus‑
triais relacionados à economia global.
Nesta unidade, vamos estudar como diversos sistemas quími‑
cos podem atingir um estado de equilíbrio dinâmico, analisando
suas aplicações em diferentes contextos.
Ao longo desta unidade, vamos estabelecer relações entre os
mais diferentes conceitos químicos e os Objetivos de Desenvolvi‑
mento Sustentável (ODS) da ONU, evidenciando como a Química
pode contribuir com estes objetivos: Saúde e Bem ‑estar (ODS 3);
e Vida na água (ODS 14).
Representação artística A grande onda de Kanagawa,
do artista japonês Katsushika Hokusai (1830), xilogravura,
Museu Metropolitano de Arte, Estados Unidos.
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7
A foto de abertura da unidade possibilita um trabalho
interdisciplinar com os professores de Linguagens e
Ciências Humanas e Sociais Aplicadas. A presença de
elementos visuais, símbolos, significados e o objetivo
pessoal do artista são pontos que podem ser discuti-
dos. Dessa forma, é possível favorecer o desenvolvi-
mento da competência geral 3.
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P5_IDQui_VU_g26Sa_286a301_U7_Cap17_LE.indd 286P5_IDQui_VU_g26Sa_286a301_U7_Cap17_LE.indd 286 10/14/24 2:07 PM10/14/24 2:07 PM
tematematema
reversíveis
Processos
17
As estalactites e as estalagmites são formações decorrentes do
gotejamento de água através das fendas nas paredes das cavernas de
rochas calcárias.
As estalactites se projetam a partir do teto das cavernas, podendo
apresentar um aspecto bem longo e afilado. Já as estalagmites vão do
solo em direção ao teto das cavernas, sendo mais espessas do que as
estalactites, devido ao seu tipo de formação. A junção ocasional des‑
sas estruturas pode resultar na ocorrência de colunas que se espa‑
lham pelas cavernas.
Entre outras localidades, esse fenômeno pode ser observado na
Caverna do Diabo, localizada no Parque Estadual Caverna do Diabo, no
município de Eldorado, no estado de São Paulo, como também no Par‑
que Estadual de Terra Ronca, no município de São Domingos, no estado
de Goiás.
Início de conversaInício de conversa
1. Você já visitou cavernas com estalactites ou estalagmites? Compartilhe
a experiência com os colegas.
2. Você sabe quais são as substâncias envolvidas na formação das esta‑
lactites e das estalagmites? Se sim, compartilhe com a turma.
3. Muitas vezes, ao pensarmos em uma situação de equilíbrio, imagina‑
mos que esse conceito está relacionado ao fato de um objeto (ou sis‑
tema) se manter inalterado. Será que essa concepção pode ser total‑
mente aplicada ao conceito de equilíbrio químico? Para você, o que é
equilíbrio químico?
Ao promover um momento para expres‑
são de informações, ideias e opiniões,
esta seção favorece o desenvolvimento
da competência geral 4.
Parque Estadual de Terra
Ronca, São Domingos
(GO), 2023. As estalactites
e as estalagmites são
formações rochosas que
se desenvolvem no interior
das cavernas.
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1. Sugerimos que deixe os
estudantes livres para com‑
partilhar suas concepções
sobre a formação de estalac‑
tites e estalagmites.
2. Estalactites e estalagmites
formam ‑se em cavernas pela
precipitação de carbonato de
cálcio (CaCO
3
). A água rica
em dióxido de carbono (CO
2
)
dissolve o calcário, formando
bicarbonato de cálcio, que
precipita ao liberar CO
2
.
3. O equilíbrio químico é um
processo dinâmico no qual
as taxas das reações direta e
inversa são iguais, mantendo
as concentrações dos rea‑
gentes e produtos constan‑
tes ao longo do tempo.
287
Sugerimos que, se possível, converse com a coordenação escolar e organize uma
excursão para visitar locais com esses tipos de formações, desde que seja viável. A
excursão pode ser alinhada e organizada com professores de outros componentes,
como o de Geografia.
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Equilíbrios químicos
Você já ouviu falar do galinho do tempo? Observe a imagem a
seguir e entenda melhor. Para iniciar o estudo sobre equilíbrios quí‑
micos, vamos tomar como exemplo esse objeto de decoração de
origem portuguesa.
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O galinho fica cor ‑de ‑rosa em ambiente úmido (com
alta umidade) e azul em ambiente seco (com baixa
umidade).
O corpo do galinho do tempo é coberto por um sal denominado
cloreto de cobalto (COCℓ
2
). Esse sal pode ser encontrado na forma
anidra (sem água na formulação) ou na forma hidratada (com água na
formulação). Na forma anidra, ele apresenta coloração azulada e, na
forma hidratada, coloração rosada.
A mudança de cor observada no galinho é reversível e depende da
umidade do ar: quando o ar está úmido, ocorre a formação da forma hi‑
dratada e o galinho fica cor ‑de ‑rosa; quando o ar está seco, acontece a
formação da forma anidra, e o galinho fica azul. Em outras palavras, pode‑
mos dizer que existe um equilíbrio entre as formas anidra e hidratada.
Chamamos de equilíbrio químico um processo dinâmico no qual
os reagentes são constantemente convertidos em produtos (reação
direta) e os produtos são constantemente convertidos em reagentes
(reação inversa). Em uma equação química, o equilíbrio pode ser re‑
presentado por duas semissetas em direções opostas.
reagentes ⇌ produtos
No exemplo do galinho do tempo, o equilíbrio químico pode ser
representado pela seguinte equação:
cloreto de cobalto anidro ⇌ cloreto de cobalto hidratado
Outro exemplo de equilíbrio químico está relacionado à síntese da
amônia (NH
3
), uma das cinco substâncias mais produzidas no mundo.
Sua importância está relacionada ao seu uso direto como fertilizante,
como matéria ‑prima para a fabricação de fertilizantes nitrogenados e
na produção de explosivos e plásticos.
O cloreto de cobalto
é utilizado em cartões
indicadores de
umidade para garantir
o armazenamento
adequado de
produtos eletrônicos,
ou seja, livre de
umidade. Contudo,
devido à toxicidade
dos compostos de
cobalto para o sistema
respiratório e a pele,
diretrizes europeias
recomendam sua
substituição por outros
indicadores.
O Brasil é um dos
maiores importadores
mundiais desse
tipo de fertilizantes.
Os principais
fornecedores
de fertilizantes
nitrogenados para o
Brasil são: Rússia, China
e países do Oriente
Médio. Esse e outros
tipos de fertilizantes
são essenciais para
a produção de soja,
milho e cana ‑de‑
‑açúcar em nosso país.
288
P4_IDQui_VU_g26Sa_286a301_U7_Cap17_LE.indd 288P4_IDQui_VU_g26Sa_286a301_U7_Cap17_LE.indd 288 10/14/24 1:02 PM10/14/24 1:02 PM
Nitrato de potássio, um fertilizante
nitrogenado.
Gráfico da rapidez de uma
reação em função do tempo
Tempo
Rapidez
t
equilíbrio
R
1
= R
2
R
2
R
1
O equilíbrio químico é atingido quando a
rapidez da reação direta se iguala à da reação
inversa; no gráfico, indicado como instante t.
Gráfico da concentração
para a síntese da amônia, em
mol ⋅ L−1, em função do tempo
Tempo
C
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n
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m
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l
⋅
L
−
1
[
]
t
equilíbrio
H
2
N
2
NH
3
A concentração dos gases reagentes e da
amônia não se altera após o momento em
que o sistema entra em equilíbrio.
Em 1898, o químico escocês Sir William Ramsay
(1852 ‑1916) apontou que, em meados do século XX,
em decorrência da escassez de fertilizantes nitro‑
genados, ocorreria uma redução desastrosa na pro‑
dução de alimentos em todo o mundo. Na época, o
nitrogênio era obtido de depósitos naturais de nitra‑
to de sódio (NaNO3) e de nitrato de potássio (KNO3)
ou de excrementos de aves marinhas.
A previsão de Ramsay não se concretizou, devido
aos trabalhos demisturas?
2. É possível organizar essas amostras em uma
ordem, de modo a construir uma escala de
coloração? Se isso for feito, qual será a relação
entre essa escala e os prováveis valores de pH
das amostras?
3. Com base nos resultados, procure indicar o
caráter das amostras: ácido, básico ou neutro.
Atenção:
Prepare o extrato de repolho-roxo com
água fervente sob supervisão de um adulto.
Esta atividade experimental favorece o desenvolvimento da habilidade EM13CNT301, das competências
gerais 2 e 4, bem como competências socioemocionais relacionadas ao trabalho em grupo e três pilares
do pensamento computacional: decomposição, abstração e reco-
nhecimento de padrões.
Consulte o Manual do Professor.
Sugerimos que o extrato de repolho-roxo seja preparado antecipa-
damente, para melhor aproveitamento do tempo de aula.
As hortênsias (Hydrangea
macrophylla) podem atingir
em média 1,5 m de altura, e
suas inflorescências, cerca de
20 cm de diâmetro.
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Não escreva no livroNão escreva no livroNão escreva no livro
CIÊNCIA NA PRÁTICA
Após a realização da atividade proposta nesta seção, incentive os estu-
dantes a retomar os resultados e as discussões e reavaliar as respostas
com base nos novos conhecimentos. 309
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Indicadores ácido-base
Como estudamos, as antocianinas presentes nas folhas do repo-
lho-roxo são substâncias que mudam de coloração dependendo do
valor do pH do meio em que estão. Substâncias que apresentam essa
propriedade são chamadas indicadores ácido-base, e são comumen-
te utilizadas para verificar o pH, ou faixa de pH, de soluções. Embora
essa análise não seja muito precisa, é um método rápido e didático
para verificar o pH de amostras cotidianas.
O indicador natural presente
no extrato de repolho-roxo
torna possível verificar o pH de
diferentes soluções em razão
da mudança de coloração.
ácido neutro básico
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As antocianinas são indicadores ácido-base naturais. Já os indica-
dores mais comumente utilizados em laboratório são sintéticos, como
a fenolftaleína e o azul de bromotimol – uma exceção é o tornassol,
que tem origem natural.
A mudança de coloração que observamos pode ser explicada por
reações químicas pelas quais o indicador passa quando está em meio
ácido, neutro ou básico, e que estabelecem um equilíbrio. Podem
ocorrer, por exemplo, reações de ionizações, e a forma ionizada do
indicador apresentará cor diferente de sua forma não ionizada, o que
tornará possível identificar o caráter da solução. Genericamente, o
comportamento de um indicador (HInd) pode ser representado por:
HInd(aq) ⇌ H + (aq) + Ind − (aq)
Em atividades
profissionais, como
análises clínicas, a
maneira mais precisa
de determinar o pH de
uma solução é por meio
de um instrumento
denominado pHmetro.
A mudança de cor
ocorre em intervalos
de pH chamados
de faixa de viragem.
Abaixo do intervalo,
temos uma cor; acima,
outra. Na faixa, uma cor
intermediária.
Batalha-naval
com indicador
ácido -base
O vídeo apresenta
uma brincadeira que
utiliza o conceito
de indicadores
de pH. Disponível
em: https://tedit.
net/6aiui7. Acesso
em: 4 ago. 2024.
#Fica a dica!
1. (Enem PPL)
A disponibilidade de nutrientes do solo
(fertilidade) está associada à capacidade
de ceder nutrientes essenciais às plantas,
a qual é dependente do pH do solo. O culti-
vo agrícola para grande parte das espécies
vegetais desenvolve-se de forma adequada
no pH próximo a 6. Para isso, os produtores
rurais realizam práticas agrícolas e mane-
jo do solo de forma a minimizar os efeitos
deletérios do alumínio, manganês e excesso
de ferro, além de potencializar a disponi-
bilidade de outros nutrientes, como cálcio,
potássio, magnésio e fósforo. Considere um
solo alcalino no qual se deseja realizar o ma-
nejo a fim de ajustar o pH e aumentar sua
fertilidade.
CARDOSO, E. J. B. N.; ANDREOTE, F. D. Microbiologia
do solo. Piracicaba: Esalq, 2016 (adaptado).
O composto que pode ser adicionado ao
solo para atender a essa necessidade é
a) KNO
3
.
b) CaCO
3
.
c) Na
3
PO
4
.
d) A ℓ
2
(S O
4
)
3
.
e) (NH
4
)
2
SO
4
.
Não escreva no livroNão escreva no livroNão escreva no livroAT I V IAT I V IDADESDADES
Esta atividade favorece o desenvolvimento da habilidade EM13CNT307 ao propor a avaliação do uso de determinados
sais em práticas agrícolas, relacionando essa aplicação às propriedades desses compostos.
1. Alternativa e. Segundo o enunciado, o sal deve ter hidrólise ácida e não deve conter alumínio, manganês e ferro. Entre os
sais apresentados, o sulfato de amônio é o único que atende a esses critérios. A hidrólise desse sal pode ser resumida como:
Dissolução: (NH
4
)
2
SO
4
(s) → 2NH
4
+(aq) + SO
4
2–(aq)
Hidrólise, considerando 2 mol de íon amônio: 2NH
4
+(aq) + H
2
O(ℓ) ⇌ 2NH
3
(aq) + 2H
3
O+(aq)
310
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https://tedit.net/6aiui7
https://tedit.net/6aiui7
Constante do produto
de solubilidade
Existe um tipo de equilíbrio que envolve íons e depende da preci-
pitação e dissolução de compostos pouco solúveis em água, como na
formação de cálculos renais. Os rins excretam substâncias pouco so-
lúveis, como fosfato de cálcio Ca
3
(PO
4
)
2
, e oxalato de cálcio, CaC
2
O
4
.
Quando íons como cálcio, fosfato e oxalato estão presentes em gran-
de quantidade na urina, eles podem favorecer a formação de precipi-
tados dessas substâncias, originando os cálculos renais (popularmente
conhecidos como pedras nos rins).
Para evitar a saturação da urina e a formação de cálculos renais, os
urologistas recomendam a ingestão adequada de água diariamente.
Os equilíbrios químicos que envolvem a precipitação de sais pou-
co solúveis em água também estão presentes na natureza. Um exem-
plo é a formação de estalactites e estalagmites em cavernas situadas
em regiões calcárias. Há milhões de anos, a deposição de conchas
no fundo do mar, compactada e deslocada pelos movimentos da
crosta terrestre, levou à formação de calcário, material constituído
principalmente por um sal pouco solúvel em água, o carbonato de
cálcio (CaCO
3
). Esse sal, porém, se torna bastante solúvel em solu-
ções ácidas.
Quando a água, contendo gás carbônico dissolvido e alguns ácidos
provenientes da decomposição de vegetais, entra em contato com o
calcário presente no solo, ocorre a reação representada a seguir:
CaCO
3
( s) + H
2
O(ℓ ) + CO
2
(aq) ⇌ Ca 2+ ( aq) + 2 HCO
3
− (aq)
A água, contendo essas espécies químicas em equilíbrio, infiltra-
-se pelo solo e goteja nas cavernas. Com a evaporação da água, o
equilíbrio se desloca, favorecendo a formação e a liberação de CO
2
para o ar e a precipitação de CaCO
3
, originando as estalactites.
O processo de formação das estalagmites é similar ao das estalac-
tites; porém, nesse caso, a evaporação da água se dá no chão da ca-
verna e a formação da estrutura calcária ocorre no sentido do solo para
o teto da caverna.
Mesmo que um composto iônico seja praticamente insolúvel em
água, alguma quantidade estará solubilizada. Em uma solução satura-
da de fosfato de cálcio Ca
3
(PO
4
)
2
, com precipitado, a quantidade de
precipitado não muda, mesmo com agitação, devido ao equilíbrio
entre a formação do precipitado (taxa R
p
, indicada na ilustração) e a
dissociação dos íons na solução (que ocorre a uma taxa R
d
). Esse
equilíbrio é representado pela equação:
Ca
3
(PO
4
)
2
(s)
reação direta
⎯⎯⎯ ⇀ ↽ ⎯⎯⎯
reação inversa
3 Ca 2+ ( aq) + 2 PO
4
3− (aq)
R
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/ON
U
A urina é constituída
por vários compostos
dissolvidos em
um equilíbrio que
pode favorecer a
solubilização deles
ou a formação
de precipitado.
Infecções, distúrbios
metabólicos ou baixa
quantidade de água
na urina favorecem
a precipitação e a
consequente formação
de cristais, originando
os cálculos, cujo tempo
médio de formação é
de dois a três anos.
De modo geral,
recomenda-se a
ingestão de oito
copos de água por
dia, entretanto isso
não deve ser tomado
como regra universal.
Fatores como idade
do indivíduo, massa
corporal, realização de
atividades físicas, entre
outros, influenciam
na quantidade de
água que uma pessoa
deve ingerir, que deve
ser ajustada com um
profissional da saúde.
Ao tratar da formação e prevenção de cálculos renais, o tópico mobiliza o TCT Saúde. Além disso, o desenvolvimento da habilidade
EM13CNT105 é favorecido ao abordar o equilíbrio químico na formação de estalactites e estalagmites, analisando a dissolução e
precipitação do carbonato de cálcio para interpretar fenômenos naturais.
Elementos representados
em tamanhos não
proporcionais entre si.
Cores fantasia.
solução saturada
de Ca
3
(PO
4
)
2
(aq)
Ca
3
(PO
4
)
2
(s)
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Assim, percebemos que soluções aquosas saturadas formadas
por compostos iônicos pouco solúveis apresentam um equilíbrio di-
nâmico entre o precipitado e as espécies dissolvidas; então, pode-
mos determinar uma constante de equilíbrio para esses sistemas.
Essa constante é chamada produto de solubilidade (representada por
K
s
ou K
ps
), sendo expressa pelo produto das concentrações dos íons
– cada um elevado a um expoente igual ao seu coeficiente na equação
devidamente balanceada.
Uma vez que a concentração de sólidos não consta na expressão
da constante de equilíbrio, temos a constante do produto de solubili-
dade do equilíbrio da equação anterior, que é dada por:
K
ps
= [Ca 2+ ] 3 ⋅ [PO
4
3− ] 2
Conhecendo o valor da constante do produto de solubilidade (K
ps
)
a uma determinada temperatura, podemos determinar a solubilidade
de uma substância iônica nessa mesma temperatura. Para exemplificar
esse conceito, vamos determinar a solubilidade do sulfeto de chum-
bo II (PbS), sendo K
ps
= 9 ⋅ 10−29 a 25 °C:
PbS(s) ⇌ Pb 2+ (aq) + S 2− (aq)
então, K
ps
= [Pb 2+ ] ⋅ [S 2− ] .
A concentração dos íons Pb2+(aq) e S2−(aq), no equilíbrio, corres-
ponde à concentração de PbS dissolvido, ou seja:
1 mol de PbS dissolvido
produz
⎯⎯ ⟶ 1 mol de Pb 2+ (aq) + 1 mol de S 2− (aq)
x mol/L x mol/L x mol/L
Assim, temos:
K
ps
= [Pb 2+ ] ⋅ [S 2– ] ⇒ 9 ⋅ 10 –29 = x ⋅ x
90 ⋅ 10 –30 = x 2 ⇒ x = √
___________
90 ⋅ 10 –30 ⇒ x = 9,5 ⋅ 10 –15 mol/L
Isso significa que a quantidade de 9,5 ⋅ 10−15 mol de PbS satura 1,0 L
de água, ou seja, sua solubilidade é 9,5 ⋅ 10−15 mol/L. Devido a esse valor
de solubilidade, esse sal é caracterizado como insolúvel em água.
De modo similar, podemos determinar a K
ps
se soubermos a solu-
bilidade do sal. Considerando que a solubilidade do Ca
3
(PO
4
)
2
é
10−7 mol/L a 25 °C, isso indica que, em uma solução saturada, há 10−7
mol do sal dissolvido para cada litro de solução. Logo:
Ca
3
(PO
4
)
2
origina na dissociação
⎯⎯⎯⎯ ⟶ 3 Ca 2+ (aq) + 2 PO
4
3–(aq)
proporção {
1 mol/L
10 –6 mol/L
dissocia
3 mol/L
3 ⋅ (10−7 mol/L) 2 ⋅ (10−7 mol/L)
2 mol/L
Como qualquer
constante de equilíbrio,
o valor de K
ps
varia em
função da temperatura
e deve ser obtido
experimentalmente.
Uma vez que
essa constante é
determinada, ela
pode ser tabelada
para ser utilizada
posteriormente.
O produto de
solubilidade de um
composto iônico é
utilizado em diversas
áreas profissionais
que envolvem esse
conceito químico.
Na pesquisa e no
desenvolvimento de
fármacos, por exemplo,
a solubilidade de um
medicamento afetará
a biodisponibilidade e
a eficácia. Assim, o K
ps
pode ser usado para
ajustar as formulações
visando garantir
que o medicamento
se dissolva
adequadamente ao
ser ingerido.
Retome com os estudantes o conceito de solução saturada: é aquela que apresenta a máxima quan-
tidade de um soluto que pode ser dissolvida em uma determinada temperatura.
então: K
ps
= [Ca 2+ ] 3 ⋅ [PO
4
3 – ] 2 ⇒ K
ps
= (3 ⋅ 10 –7 ) 3 ⋅ (2 ⋅ 10 –7 ) 2
K
ps
= 1,08 ⋅ 10 –33
312
P4_IDQui_VU_g26Sa_302a315_U7_Cap18_LE.indd 312P4_IDQui_VU_g26Sa_302a315_U7_Cap18_LE.indd 312 10/14/24 9:11 PM10/14/24 9:11 PM
PAPO CIENTÍFICO
Equilíbrios que influenciam a saúde
A gota, doença inflamatória que afeta
principalmente homens após os 40 anos de
idade, ocorre quando a concentração de áci-
do úrico excede 7 mg por 100 mg de plasma
sanguíneo, a 37 ºC. Formam-se depósitos in-
solúveis de cristais na forma de agulhas nas
cartilagens, nos tendões e nos tecidos ma-
cios das pessoas portadoras dessa patolo-
gia, o que provoca dores intensas.
Elevados níveis de ácido úrico (hiperuri-
cemia) são observados quando a produção
desse ácido ultrapassa a capacidade que os
rins têm de eliminá-lo. Essa produção exces-
siva pode decorrer de uma dieta muito rica
em carne vermelha, peixe, cogumelo, aspar-
go e feijão, alimentos que apresentam altos
teores de purina. No organismo, a purina é
metabolizada e gera ácido úrico. Bebidas al-
coólicas também contribuem para a produ-
ção excessiva desse ácido.
No tratamento da gota, além da necessi-
dade de mudança de hábitos alimentares,
são empregados medicamentos que blo-
queiam a produção e/ou aumentam a excre-
ção de ácido úrico.
Já a formação de cálculos renais tem en-
tre as possíveis causas a ingestão de alimen-
tos que apresentam grande quantidade de
sais e proteínas, além da pouca ingestão de
água. O tamanho dos cálculos renais pode
variar muito. São considerados cálculos pe-
quenos aqueles que são menores que 5 mm
e grandes com mais de 9 mm.
Após o diagnóstico da presença de cálcu-
los renais, que se dá por exames de imagem
como raios X do abdome e ultrassonografia
do trato urinário, o paciente é encaminhado
para o tratamento, que pode envolver tanto
medicamentos quanto ondas de choque, que
possuem elevada energia e podem provocar
a fragmentação dos cálculos.
1. Após a leitura do texto, reflita: como você
pode cuidar da sua saúde para prevenir essas
doenças?
2. Pesquise em fontes confiáveis (como artigos
científicos, sites de universidades e de asso-
ciações médicas) informações que permitam
responder às seguintes questões:
• O que é a purina?
• Qual é o papel do ácido úrico no organismo?
• A ocorrência de uma disfunção renal pode
favorecer a formação de gota?
• A ocorrência de formação de gota em uma
pessoa está relacionada com fatores here-
ditários?
O tópico favorece o desenvolvimento do TCT Saúde. Ao propor a
pesquisa sobre a ocorrência da gota e dos cálculos renais, bem como
a reflexão sobre como prevenir essas doenças, as atividades da seção
favorecem o desenvolvimento das competências gerais 2, 4, 5 e 8. Ao
avaliar a dieta que está associada à gota, também é possível mobilizar a
habilidade EM13CNT104.
Neste tema, estudamos os principais conceitos de equilíbrios envolvendo íons, como constan-
tes de equilíbrio e de solubilidade, produto iônico da água, pH e pOH, indicadores ácido-base, hi-
drólise salina e suas relações em sistemas e processos industriais, biológicos e ambientais, além da
relaçãocom o ODS 3 – Saúde e bem-estar.
Volte à abertura do tema e responda novamente ao que se pede no boxe Início de conversa.
Compare suas respostas com aquelas que você respondeu anteriormente.
O que você sabia antes de estudar esse tema é diferente do que você sabe agora sobre
equilíbrios iônicos?
Fim de conversaFim de conversa
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1. Baseado no texto, os estudantes podem apontar que, para prevenir doenças
como a gota e cálculos renais, é essencial adotar uma dieta equilibrada, evitando ali-
mentos ricos em purinas, manter-se bem hidratado e evitar o consumo de bebidas
alcoólicas. Outras medida que pode ser citada é o acompanhamento médico regular
para monitorar a saúde renal.
2. Consulte o Manual do professor.
Não escreva no livroNão escreva no livroNão escreva no livro
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1. (Fuvest-SP) Dependendo do pH do solo,
os nutrientes nele existentes podem sofrer
transformações químicas que dificultam sua
absorção pelas plantas. O quadro mostra al-
gumas dessas transformações, em função do
pH do solo.
Para que o solo possa fornecer todos os
elementos citados na tabela, o seu pH de-
verá estar entre
a) 4 e 6.
b) 4 e 8.
c) 6 e 7.
d) 6 e 11.
e) 8,5 e 11.
2. (Fempar-PR)
“Para lavar as mãos, a melhor opção é água
e sabão. O álcool em gel é apenas para situa-
ções em que a pessoa não tem como lavar as
mãos. Para a limpeza de pisos, azulejos, além
do álcool líquido, a água sanitária diluída em
água pode ser utilizada.”
FELIX, P. Perguntas e Respostas: água e sabão é a
melhor opção contra o coronavírus. 2022. Disponível
em: https://saude.estadao.com.br/noticias/geral,
perguntas-e-respostas-agua-e-sabao-e-a-melhor-
opcao-contra-o-coronavirus,70003251422. Acessado
em 13 de setembro de 2022.
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7.
2. Alternativa a. A água sanitária comercial é uma solução
aquosa de hipoclorito de sódio (NaCℓO). O ânion hipo-
clorito (CℓO–) sofre hidrólise em água, resultando na
produção de íons hidróxido (OH–), o que torna a solução
básica.
A água sanitária comercial é uma solução
aquosa de hipoclorito de sódio 5,5 % (m/m)
e densidade de 1,1 g mL–1.
Em relação ao pH da água sanitária, assinale
a afirmativa correta.
a) O pH é maior que 7, pois a hidrólise
do ânion hipoclorito gera íons OH– na
solução.
b) O pH é maior que 7, pois o hipoclorito é
um cátion de um ácido fraco.
c) O pH é neutro, pois o hipoclorito de sódio
é um sal.
d) O pH é menor que 7, pois o hipoclorito é
um ânion de um ácido fraco.
e) O pH é menor que 7, pois a hidrólise
do ânion hipoclorito gera íons H
3
O+ na
solução.
3. (Acafe-SC) Litíase renal ou nefrolitíase é uma
doença renal provocada pela ocorrência de
formações endurecidas nos rins ou nas vias
urinárias. Existem diferentes tipos de cálcu-
los urinários. Na maioria dos casos, trata-se
de cálculos de cálcio (oxalato de cálcio ou
fosfato de cálcio), mas também há cálculos
de ácido úrico, estruvita e cistina. A principal
forma de prevenir pedras nos rins é se hi-
dratando.
Em um exame de rotina de um paciente foi de-
tectada uma concentração de 2 ⋅ 10 −3 mol/L
de íons cálcio na urina. Nesta condição, a
menor concentração de íons fosfato que
deve estar presente na urina para que ocor-
ra a precipitação de cristais de fosfato de
cálcio é:
Dado: Kp s
C a
3
(PO )
4
)
2
= 2 ⋅ 10 −29
a) 1, 0 ⋅ 10 −26 mol ⋅ L −1
b) 2, 5 ⋅ 10 −19 mol ⋅ L −1
c) 1, 25 ⋅ 10 −12 mol ⋅ L −1
d) 5 ⋅ 10 −11 mol ⋅ L −1
3. Alternativa d.
Sendo K
ps
= [Ca2+]3 · [PO
4
3–]2, substituímos os valores fornecidos da
concentração de íons cálcio e do Kps. Assim, temos: 2 · 10–29 =
= (2 · 10–3)3 · [PO
4
3–]2 ⇒ [PO
4
3–]2 = 2 · 10–29
_______
8 · 10–9
⇒ [PO
4
3–]2 = 2,5 · 10–21 ⇒
⇒ [PO
4
3–]2 = √
_
2,5 · 10–21 = [PO
4
3–] ≅ 5 · 10–11 mol/L.
AT I V I D A D E SAT I V I D A D E S F I N A I S F I N A I S Não escreva no livroNão escreva no livroNão escreva no livro
1. Alternativa c. Pelo quadro, temos: o fósforo está disponível entre pH 6 e 8, o magnésio entre pH 4 e 8,5, o nitrogênio
entre pH 6 e 11 e o zinco entre pH 4 e 7. A interseção viável de todas as faixas fornecidas é entre pH 6 e 7.
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https://saude.estadao.com.br/noticias/geral, perguntas-e-respostas-agua-e-sabao-e-a-melhor-opcao-con
https://saude.estadao.com.br/noticias/geral, perguntas-e-respostas-agua-e-sabao-e-a-melhor-opcao-con
https://saude.estadao.com.br/noticias/geral, perguntas-e-respostas-agua-e-sabao-e-a-melhor-opcao-con
CONSULTE A SEÇÃO
PRODUÇÃO EM FOCO,
NO INÍCIO DESTE
VOLUME.
Umas das metas previstas pelos ODS da ONU é reduzir em um ter-
ço, até 2030, a mortalidade prematura por doenças não transmissíveis
por meio de prevenção e tratamento e promover a saúde mental e o
bem-estar.
Com base nessa informação, com os colegas, faça uma pesquisa,
em fontes confiáveis, sobre as doenças não transmissíveis que envol-
vem equilíbrios iônicos no organismo, como a formação de cálculos
renais, cáries e gota.
Partindo dessa pesquisa inicial, descrevam quais seriam, para as
doenças pesquisadas, as principais possibilidades de prevenção e
tratamento em nível individual e populacional. Por fim, elaborem um
material de divulgação para compartilhar as informações encontradas
com outros estudantes da escola. Vocês podem criar um podcast ou
um post no blog ou na rede social da escola (se houver), por exemplo.
Outra possibilidade de trabalho é a realização de uma pesquisa so-
bre os possíveis impactos causados pela acidificação dos oceanos
nos diversos ecossistemas marinhos.
Nessa pesquisa, levantem quais são os possíveis métodos utiliza-
dos para a medição do pH oceânico e quais são as relações entre a
acidificação desse meio e alterações nos ciclos biogeoquímicos.
Reflitam como o conhecimento sobre equilíbrios químicos pode
ajudar no desenvolvimento de soluções para problemas ambientais
de elevada complexidade.
Mostrem o trabalho para o professor e para os demais colegas da
turma em uma apresentação multimídia, como vídeo e/ou animação.
A cárie é uma doença
infectocontagiosa, isto
é, pode ser transmitida
de um indivíduo para
outro. Dentre os fatores
que propiciam o
aparecimento da cárie,
podemos destacar a
má higiene bucal como
o principal.
Grande parte da
população é afetada
pelo processo
de dissolução da
hidroxiapatita, chamado
de desmineralização,
que forma cavidades
nos dentes, o que pode
originar a cárie.
Consulte o Manual do
Professor.
A seção favorece o desen-
volvimento dos TCT Saúde e
Educação Ambiental. Além
disso, a pesquisa e a elabo-
ração em grupo dos mate-
riais de apresentação mobili-
zam as competências gerais
2, 4, 5, 7, 9 e 10, bem como
a habilidade EM13CNT302.
Se possível, desenvolva as
atividades em colaboração
com o professor de Biologia,
para discussão das ques-
tões ambientais e de saúde
pública.
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REUNINDO
CONCEITOS
Avalie se, ao final desta unidade, você:
• Compreende o conceito de equilíbrio químico como um sistema
dinâmico;
• Consegue interpretar a magnitude da constante de equilíbrio e
sua relação com a extensão da reação;
• Aplica o princípio de Le Chatelier para fazer previsões em relação
a sistemas em equilíbrio quando são submetidos a perturbações
externas;
• Resolve problemas quantitativos relacionados a sistemas em
equilíbrio;
• Consegue estabelecer relações entre os conceitos de equilíbrio
químico e os ODS.
315
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unidadeunidade
8
ELETROQUÍMICA
É comum que objetos de metal sofram corrosão, processo esse
que, no caso do ferro, é denominado enferrujamento. Isso ocorre
principalmente quando estruturas metálicas, como as utilizadas em
viadutos, pontes e portões, ficam expostas às variações climáticas
sem a devida proteção necessária.
Mas que tipo de reação química ocorre durante um processo
de corrosão? E você sabia que a corrosão pode estar relacionada à
produção de energia elétrica, por meio de pilhas e baterias? Esses
questionamentos nos levam ao estudo da Eletroquímica, uma área
importante para o desenvolvimento de novas tecnologias voltadas
para a sustentabilidade e que envolvem armazenamento de ener-
gia, baterias avançadas e outras possibilidades que auxiliem a ma-
triz energética dos países a transitar para o uso, cada vez mais, de
mais fontes de energias renováveis.
Ao longo desta unidade vamos estabelecer relação entre os
mais diferentes conceitos químicos e os Objetivos de Desenvolvi-
mento Sustentável (ODS) da ONU, evidenciando como a Química
pode contribuir para a obtenção de Energia Limpa e Acessível
(ODS 7) e para o estímulo ao Consumo e Produção Responsáveis
(ODS 12), assim como para o desenvolvimento da Indústria, Inova-
ção e Infraestrutura (ODS 9).
Bateria de estado sólido é uma
tecnologia que está sendo
estudada pelos departamentos
de pesquisa e desenvolvimento
de diversas empresas, para ser
aplicada em escalas maiores
(como carros elétricos), mas que
já é usada em alguns dispositivos
menores, como relógios. Ela é uma
inovação em relação às baterias
convencionais de íons de lítio.
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Oxirredução
19
Muitos fenômenos ambientais, biológicos, do cotidiano e proces-
sos industriais apresentam, ao longo de suas transformações, reações
que envolvem a transferência de elétrons entre seus elementos. Es-
sas reações são conhecidas como reações de oxirredução.
A maçã cortada em pedaços que está com sua polpa escurecen-
do, a corrente enferrujada da bicicleta que está guardada no quintal, a
fotossíntese pela qual as plantas obtêm energia e a produção de me-
tais por meio de minérios são exemplos de fenômenos que envolvem
oxirredução.
A química da oxirredução também pode ser encontrada em obras
artísticas. Ao longo da história, muitos artistas utilizaram peças metáli-
cas, como ferro, cobre, bronze e outras para compor suas obras, além
de outros componentes químicos, seja por meio de esculturas feitas
com essas peças, seja até mesmo utilizando substâncias que mudam
de cor ao longo do tempo, deixando
suas obras com efeitos visuais mar-
cantes e únicos.
Na maior parte das vezes, as mu-
danças nas obras de arte são inten-
cionais e previstas no processo cria-
tivo do artista. Mas, mesmo quando
não é a intenção do artista, depen-
dendo do material que ele utiliza para
confecção da obra, ela pode adquirir
outra coloração e textura ao longo do
tempo, dependendo das condições a
que é submetida.
Início de conversaInício de conversa
1. Você já notou como algumas estátuas e móveis antigos metálicos mu-
dam sua aparência ao decorrer do tempo e alguns deles apresentam,
muitas vezes, uma camada de coloração verde em sua superfície? Por
que isso ocorre?
2. Você sabe o que são antioxidantes e como eles se relacionam tanto
com a nossa saúde como na proteção de obras de arte?
1. A mudança ocorre devido à oxidação
e à formação de produtos de corrosão,
como o sulfato de cobre, que resulta na
cor verde típica, conhecida como pátina.
2. Discuta que antioxidantes
são substâncias que inibem
a oxidação, seja protegen-
do células do corpo contra
danos ou prevenindo a dete-
rioração de obras de arte. Na
preservação de arte, antioxi-
dantes como BHT (butil-hi-
droxitolueno) são aplicados
para prevenir a degradação
de materiais orgânicos,
como tinta e verniz, neutrali-
zando radicais livres e impe-
dindo reações químicas que
causam deterioração.
Respostas pessoais.
Ao promover um momento para expressão de informações, ideias e opiniões,
esta seção favorece o desenvolvimento da competência geral 4.
Pintura de oxidação (em 12 partes), de Andy
Warhol (1978). Nesta obra, o artista e seus
colaboradores exploraram a oxidação de uma
placa metálica utilizando ácidos e bases para
criar pinturas abstratas.
317
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Oxirredução
Atualmente, usamos os termos oxidação e redução para indicar,
respectivamente, reações que ocorrem com a perda e o ganho de
elétrons — as reações de oxirredução (ou oxidorredução), indepen-
dentemente da presença ou não de oxigênio.
O conhecimento do número de oxidação é de grande importância
para o entendimento dos processos de oxirredução. Vamos, agora,
estudar as maneiras de determiná-lo.
Número de oxidação
Por meio do número de oxidação (Nox), entendemos como os elé-
trons estão distribuídos entre os átomos que constituem um com-
posto iônico e um composto molecular.
Compostos iônicos
Considere a ligação iônica entre um átomo de sódio (Na) e um áto-
mo de cloro (Cℓ), formando o cloreto de sódio (NaCℓ):
[Na]+ [ Cℓ ]–
cátion
+1
ânion
–1
O cátion sódio (Na+) apresenta carga +1. Dizemos, então, que o seu
Nox é igual a +1, enquanto o ânion cloreto (Cℓ−) apresenta Nox igual a −1.
Compostos moleculares
Considere, agora, a ligação covalente entre um átomo de hidrogênio
(H) e um átomo de cloro (Cℓ), formando o cloreto de hidrogênio (HCℓ):
originando
H Cℓ+ H Cℓ
Repare que um par de elétrons é compartilhado pelos dois átomos
na molécula de HCℓ.
Como estudamos, a eletronegatividade é uma propriedade que in-
dica a força de atração sobre os elétrons da ligação. Os elementos
mais eletronegativos exercem uma força de atração maior sobre os
elétrons da ligação. A fila de eletronegatividade proposta por Linus
Pauling (1901-1994), simplificadamente, é:
F > O > N > Cℓ > Br > S > I > C > P > H > metais
Como o átomo de cloro é mais eletronegativo que o átomo de hi-
drogênio, o par eletrônico compartilhado está acentuadamente des-
locado no sentido do átomo de cloro:
+1 Ð1
CℓH
Por causa desse deslocamento, o átomo de hidrogênio passa a apre-
sentar carga parcial positiva +1, e o átomo de cloro passa a apresentar
A
B
Mudanças de
coloração de estátuas
de cobre é resultado
da oxidação desse
elemento quando
exposto ao ar e à
umidade. A camada
esverdeada formada,
conhecida também
como azinhavre, é
formada por uma
mistura de hidróxidos
e carbonatos de
cobre e, além de
alterar a aparência
das estátuas, atua
como uma proteção
contra a corrosão
adicional, auxiliando na
preservação da obra.
Na época em que a
Estátua da Liberdade foi
inaugurada, em outubro
de 1886, a sua cor era
outra − a cor do cobre
metálico (A). Ao longo
dos anos, a cor de cobre
foi mudando para uma
tonalidade esverdeada
devido à ocorrência da
oxidação do cobre (B).
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carga parcial negativa −1. Tais cargas parciais correspondem aos seus
respectivos Nox.
Portanto, nos compostos moleculares, o Nox corresponde a uma
carga elétrica parcial, atribuída a cada átomo na molécula em função
das diferenças de eletronegatividade.
Determinação do Nox
Agora, vamos conhecer alguns exemplos que ilustram a determi-
naçãodos números de oxidação sem que seja necessário construir as
fórmulas eletrônicas dos compostos envolvidos.
1. Em uma substância simples, o Nox de cada átomo é sempre igual a
zero. Nessas substâncias, os átomos apresentam a mesma eletro-
negatividade, por isso, em uma eventual quebra de ligação, ne-
nhum deles perde ou ganha elétrons. Exemplos: H
2
, O
2
, O
3
, P
4
, S
8
,
C(grafite) e C(diamante).
2. Ao observarmos a representação dos íons monoatômicos, pode-
mos concluir que o número de oxidação será a própria carga do íon.
K+ Ba2+ F− N3−
+1 +2 −1 −3
3. Alguns elementos apresentam Nox fixo, qualquer que seja o com-
posto do qual participam. Verifique alguns exemplos:
Elementos com Nox fixo
Elemento Nox Exemplos
Metais alcalinos (Li, Na, K,
Rb, Cs, Fr)
+1
NaCℓ K
2
SO
4
+1 +1
Metais alcalinoterrosos
(Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra)
+2
CaO MgCℓ
2
+2 +2
Zinco (Zn) +2
ZnSO
4
ZnO
+2 +2
Prata (Ag) +1
AgCℓ Ag
2
SO
4
+1 +1
Alumínio (Aℓ) +3
Aℓ
2
(SO
4
)
3
Aℓ
2
O
3
+3 +1
4. Nas substâncias compostas, o Nox do elemento hidrogênio (H) é
geralmente +1. Exemplo: HBr, H
2
SO
4
e C
6
H
12
O
6
.
Quando o hidrogênio estiver ligado a um metal, formando hidretos
metálicos, seu Nox é −1. Exemplo: NaH e CaH
2
.
5. O Nox do elemento oxigênio (O) é −2 na maioria dos seus compos-
tos. Exemplos: CO, H
2
O, H
2
SO
4
e C
6
H
12
O
6
.
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No entanto, no fluoreto de oxigênio (OF
2
), o Nox do oxigênio é +2. Isso
porque o flúor é o elemento mais eletronegativo desse composto.
Já nos peróxidos O
2
2– o Nox do oxigênio é −1. Verifique alguns
exemplos:
soma dos Nox:
CaO
2
zero
+1
+2
–1
–2
Na
2
O
2
zero
+1
+2
–1
–2
H
2
O
2
zero
+1
+2
–1
–2
6. Quando são os elementos mais eletronegativos de um composto,
os halogênios apresentam Nox = −1 ao formarem compostos biná-
rios. Exemplos: HCℓ, MnBr
2
e CF
4
.
7. Os exemplos anteriores indicam o fato de que a soma dos Nox de
todos os átomos constituintes de um composto iônico ou molecu-
lar é sempre zero.
8. No caso dos íons poliatômicos, isto é, formados por dois ou mais
átomos, a soma dos Nox será igual à carga do íon.
Assim, com o auxílio dos exemplos anteriores, podemos atribuir o
Nox dos átomos participantes de diversos compostos e agrupamen-
tos iônicos.
Agora, vamos realizar um exemplo.
Determinação do Nox do enxofre em H
2
SO
4
Elemento
Quantidade de átomos
(atomicidade)
Nox do
átomo
Total
H 2 +1 2 ⋅ (+1) = +2
S 1 x 1 ⋅ (x) = x
O 4 −2 4 ⋅ (−2) = −8
Utilizando os dados da última coluna, chegamos a seguinte equação:
(+2) + x + (−8) = 0 ⇒ x = +6
Dessa forma, o número de oxidação do átomo de enxofre no ácido
sulfúrico é +6.
Podemos utilizar o mesmo passo a passo anterior para a determi-
nação do Nox do crômio (Cr) no C r
2
O
7
2– , um agrupamento iônico. Nes-
se caso, igualamos a equação à carga do íon — e não a zero como fa-
zemos para os compostos moleculares e iônicos. Assim, temos:
(2x) + (−14) = −2 (carga do íon)
2x = +12 ⇒ x = 6
Logo, o Nox de cada átomo de crômio no íon dicromato C r
2
O
7
2– é
igual a +6.
320
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Reações de oxirredução
Para compreender as reações de oxirredução, vamos analisar o ex-
perimento esquematizado a seguir.
Na sequência de imagens,
é possível observar o
aparecimento do cobre
metálico (avermelhado)
sobre uma lâmina de zinco
após esta ser submersa
em uma solução de sulfato
de cobre.
A lâmina de zinco (Zn) é introduzida em uma solução aquosa de
sulfato de cobre (CuSO
4
). Após certo tempo, percebemos o apareci-
mento de uma substância avermelhada (cobre metálico) sobre a lâmi-
na e uma mudança de cor na solução, que vai de um azul intenso para
incolor à medida que a reação acontece. O processo pode ser repre-
sentado pela seguinte equação química:
Zn(s) + CuSO
4
(aq)
solução azul intenso
→ Cu(s)
depósito avermelhado
+ ZnSO
4
(aq)
Também podemos representar a reação em sua forma iônica, iden-
tificando apenas as espécies que participam da reação. Primeiro, es-
crevemos todos os íons dos compostos presentes no experimento:
Zn(s) + Cu 2+ (aq) + SO
4
2− (aq) → Zn 2+ (aq) + Cu(s) + SO
4
2− (aq)
Note que os íons sulfato ( SO
4
2− ) aparecem em ambos os lados da
equação (reagentes e produtos), por isso podemos concluir que eles
não participaram da reação.
Zn(s) + Cu 2+ (aq) + SO
4
2− (aq) → Zn2+ (aq) + Cu(s) + SO
4
2− (aq)
Portanto, a reação que ocorreu pode ser representada assim:
Zn(s) + Cu 2+ (aq) → Zn 2+ (aq) + Cu(s)
Repare que, a transformação do Zn(s) em Zn2+(aq) ocorreu por
meio da perda de 2 elétrons por átomo de Zn(s). Note a representação
desse processo:
Zn(s) → Zn 2+ (aq) + 2 e −
Chamamos essa transformação de oxidação. De maneira simplifi-
cada, podemos dizer que:
Oxidar é perder elétrons.
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321
P4_IDQui_VU_g26Sa_316a325_U8_Cap19_LE.indd 321P4_IDQui_VU_g26Sa_316a325_U8_Cap19_LE.indd 321 10/11/24 7:17 PM10/11/24 7:17 PM
Conforme os átomos de Zn(s) oxidam, os íons Cu2+(aq) recebem
2 elétrons e se transformam em Cu(s). Verifique a representação a seguir:
Cu 2+ (aq) + 2 e − → Cu(s)
Chamamos essa transformação de redução. De maneira simplifi-
cada, podemos dizer que:
Reduzir é ganhar elétrons.
Esses processos ocorrem simultaneamente, ou seja, conforme
uma espécie se oxida, outra se reduz. Dessa forma, o número total de
elétrons perdidos por uma espécie sempre será igual ao número total
de elétrons recebidos pela outra. Essas reações são denominadas re-
ações de oxirredução.
Note a seguir a representação das equações de semirreação e a
representação da equação global do processo.
Semirreação de oxidação: Zn(s) → Zn 2+ (aq) + 2 e −
Semirreação de redução: Cu 2+ (aq) + 2 e − → Cu(s)
‾
Reação global: Zn(s) + Cu 2+ (aq) → Zn 2+ (aq) + Cu(s)
Oxidantes e redutores
Nas reações de oxirredução, temos sempre a participação de um
agente redutor e de um agente oxidante.
Considere o seguinte exemplo, que utiliza espécies da reação anterior:
Zn
0
oxidação
+2
+2 e –Zn2+
Ao se transformar em Zn2+, o Zn perde 2 elétrons.
Seu Nox passa de 0 para +2.
Como o processo de oxidação ocorre simultaneamente ao de re-
dução, os elétrons perdidos pela espécie que se oxida são recebidos
pela espécie que sofre redução. Dessa forma, a espécie oxidada pro-
voca a redução da outra espécie, ou seja, atua como agente redutor.
O agente redutor é a espécie química que perde elétrons, isto
é, sofre oxidação, e, como consequência, seu Nox aumenta.
Continuando o exemplo:
Ao ganhar 2 elétrons, o Cu2+ transforma-se em Cu.
Seu Nox passa de +2 para 0, ou seja, é reduzido e,
portanto, atua como agente oxidante.
Cu2+
redução
+ 2 e– Cu
+2 0
Agente oxidante é a espécie química que ganha elétrons, isto é,
sofre redução, e, como consequência, seu Nox diminui.
Apesar de parecer
contraditório, na
Química, redução é
quando a espécie
ganha elétrons (que
são negativos),
tornando-se mais
negativa (ou menos
positiva). Por isso o
termo “redução”. Já
oxidação implica em
perder elétrons, ou
seja, aumento da carga
positiva da espécie.
Assim como temos
agentes oxidantes,
existem também
substâncias com
ação antioxidantes,
que são aquelas
capazes de inibir
alterações oxidativas
de outras substâncias,
moléculas ou íons
pela transferência de
elétrons. Antioxidantes
atuam, por exemplo,na área de saúde,
inibindo a degradação
de células, e nas obras
de arte, impedindo a
deterioração de peças
metálicas.
322
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Sistematizando:
⎧
⎪
⎨
⎪
⎩
Zn0
• sofre oxidação (Nox aumenta)
• perde elétrons
• é o agente redutor
⎧
⎪
⎨
⎪
⎩
Cu2+
• sofre redução (Nox diminui)
• ganha elétrons
• é o agente oxidante
Balanceamento das equações
de oxirredução
Considere que os elétrons perdidos são iguais aos recebidos. A
variação do número de elétrons perdidos ou recebidos por cada es-
pécie química é chamada de variação do Nox ou ainda (ΔNox).
Exemplo: solução de permanganato de potássio (KMnO
4
) rea-
gindo com ácido bromídrico (HBr), conforme a equação química
não balanceada:
KMnO
4
(aq) + HBr(aq) → KBr(aq) + MnBr
2
(aq) + Br
2
(g) + H
2
O(ℓ)
Para balancear esta equação, inicialmente, devemos determinar o
Nox de cada espécie química participante de processo:
KMnO
4
HBr
+1 +1+1
+7 +2
+1 –1
–1 0
–1–2 –2
+ + + +KBr MnBr
2
H
2
OBr
2
oxidação: ∆Nox = 1
redução: ∆Nox = 5
Relacionando o ΔNox com a quantidade de Br
2
formada, notamos
que cada bromo que forma Br
2
perde 1 elétron; como são necessários
2 átomos de bromo para formar cada Br
2
, nessa formação foram per-
didos 2 elétrons. Assim, temos:
• KMnO
4
= 1 ⋅ ΔNox = 5
• Br
2
= 2 ⋅ ΔNox = 2
Em seguida, determinamos os coeficientes para cada espécie em
que houve variação do Nox, atribuindo o ΔNox de uma espécie como
coeficiente da outra espécie. Logo:
• KMnO
4
: ΔNox = 5 ⇒ 5 será o coeficiente do Br
2
;
• Br
2
: ΔNox = 2 ⇒ 2 será o coeficiente do KMnO
4
.
2 KMnO
4
(aq) + HBr(aq) → KBr(aq) + MnBr
2
(aq) + 5 Br
2
(g) + H
2
O(ℓ)
Analisando o número total de elétrons:
• e− perdidos: 1 Br
2
= 2 e− ⇒ 5 Br
2
= 10 e−
• e− recebidos: 1 KMnO
4
= 2 e− ⇒ 2 KMNO
4
= 10 e−
Agora, vamos balancear os outros participantes da equação, esco-
lhendo arbitrariamente os coeficientes estequiométricos até igualar
os átomos nos reagentes e produtos. Assim, a equação balanceada é:
2 KMnO
4
(aq) + 16 HBr(aq) → 2 KBr(aq) + 2 MnBr
2
(aq) + 5 Br
2
(g) + 8 H
2
O(ℓ)
323
P4_IDQui_VU_g26Sa_316a325_U8_Cap19_LE.indd 323P4_IDQui_VU_g26Sa_316a325_U8_Cap19_LE.indd 323 10/11/24 7:17 PM10/11/24 7:17 PM
Neste tema estudamos as reações de oxirredução, incluindo o conceito de Nox, o balanceamen
to dessas reações e como elas podem estar relacionadas à Arte.
Volte até a abertura do tema e responda novamente às perguntas do boxe Início de conversa.
Compare suas respostas com aquelas que você respondeu anteriormente. O que você sabia antes
de estudar esse tema é diferente do que você sabe agora sobre oxirredução?
Fim de conversaFim de conversa
Integrando as Ciências
Não escreva no livroNão escreva no livroNão escreva no livro
Este tópico favorece o
desenvolvimento do TCT
− Multiculturalismo − Diver-
sidade Cultural e da com-
petência geral 3.
Ao propor a análise das pro-
priedades específicas dos
materiais utilizados na cria-
ção e preservação artística,
bem como a investigação
de métodos para a restau-
ração de obras de arte, esta
seção favorece o desen-
volvimento da habilidade
EM13CNT307.
A seção aborda a relação
entre a Química e obras de
arte. Assim, o tópico pode
ser trabalhado em conjunto
com o professor de Arte,
favorecendo a interdiscipli-
nariedade.
Sugerimos que, em conjun-
to com o professor de Arte,
agende uma visita guiada
para algum museu de Arte
da região onde a escola está
situada. É uma oportunida-
de muito interessante de co-
mentar sobre a Química na
Arte, não somente com rela-
ção a meios de se conservar
e proteger as peças, mas
também sobre as tintas, as
formas de produção artística
que envolvem substâncias
e as técnicas químicas e
como elas têm evoluído ao
longo dos anos.
A intersecção entre Química e Arte: a oxirredução na criação
e preservação artística
As reações de oxirredução podem desempenhar um importante papel no
mundo artístico, tanto na elaboração quanto na conservação de obras.
Um exemplo é o trabalho do artista brasileiro Amilcar de Castro (1920
2002), que frequentemente utilizava em suas esculturas chapas de metal
(aço corten). Os metais, expostos a diferentes condições ambientais, sofrem
mudanças por meio da ocorrência de reações de oxidação, surgindo, assim,
novas texturas e cores, que modificam a obra continuamente.
Outro campo, vinculado às artes, é na atividade de restauração. Os profis
sionais desse ramo enfrentam o desafio de reverter o efeito da oxidação de
pigmentos em pinturas antigas, esculturas metálicas e outros artefatos histó
ricos. Em muitos casos, essa oxidação é considerada também como parte da
obra. Nesses casos, os restauradores devem decidir entre manter essa ca
mada ou revelar a superfície original da obra, por meio da análise de critérios
estéticos e históricos.
Elaborado com base em: OLIVEIRA, R. Obra de Amílcar de Castro começa a ser restaurada na Praça da Assembleia. Hoje em Dia,
Minas Gerais, jun. 2022. Disponível em: https://tedit.net/pzt4gq./ Acesso em: 25 set. 2024.
Escultura de Almicar
de Castro, Museu de
Arte Contemporânea
(MAC) da USP, São
Paulo (SP), 2024.
A
lo
is
io
M
au
ric
io
/F
ot
oa
re
na
1. Pesquise como é possível conservar e restaurar obras de arte e bens cul
turais de efeitos degradantes adversos, como a ação do tempo.
2. Você sabe o que é arte efêmera? Pesquise como esse tipo de arte pode
estar relacionado com as reações de oxirredução e discorra sobre ele.
1. Consulte o Manual do Professor.
2. Respostas pessoais. Consulte o Manual do Professor.
324
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https://www.hojeemdia.com.br/minas/obra-de-amilcar-de-castro-comeca-a-ser-restaurada-na-praca-da-assembleia-1.903452
1. Observe as ilustrações a seguir e faça o que
se pede.
As lacunas do texto são preenchidas, respec-
tivamente, por
a) zero, +4 e redutor.
b) zero, +4 e oxidante.
c) zero, +2 e redutor.
d) +1, +4 e redutor.
e) +1, +2 e oxidante.
4. (FMP-RJ)
Arqueólogos franceses encontraram gran-
des quantidades de dióxido de manganês em
resquícios de carvão e fuligem das fogueiras.
Isso sugere que os Neandertais não gastavam
tanta energia atrás desse composto químico só
para pintar o corpo, como suspeitavam os pes-
quisadores, [e sim] para fazer fogueiras.
Mas qual a relação desse mineral com fogo?
Toda. Por ser um mineral muito abrasivo, quan-
do moído e colocado sobre madeira, diminui
a temperatura necessária para combustão − a
centelha ideal para facilitar a vida dos nossos
primos distantes.
Disponível em: https://super.abril.com.br/ciencia/
neandertais-usavam-quimica-para-acender-fogo.
Adaptado. Acesso em: 18 jul. 2016.
O dióxido de manganês, ao ser misturado à
madeira, era lentamente aquecido em pre-
sença do ar, sofrendo decomposição com
liberação de oxigênio e facilitando a com-
bustão da madeira para acender as fogueiras,
segundo a seguinte equação:
2 MnO
2
→ Mn
2
O
3
+ O
2
O dióxido de manganês é um poderoso
agente
a) redutor, por oxidar o oxigênio, sofrendo
oxidação.
b) redutor, por oxidar o oxigênio, sofrendo
redução.
c) redutor, por reduzir o oxigênio, sofrendo
oxidação.
d) oxidante, por oxidar o oxigênio, sofrendo
redução.
e) oxidante, por reduzir o oxigênio, sofrendo
oxidação.
3. Alternativa a.
O cério metálico tem Nox (0).
Em CeO
2
, Nox(O) = −4; para
equilibrar Nox(Ce) = +4. O Ce
está oxidando, logo é um agen-
te redutor.
4. Alternativa d. No MnO
2
o Mn tem Nox +4; no Mn
2
O
3
é +3. Logo, Mn reduz. O oxigênio (O) passa de Nox −2
para 0, oxidando. Logo, MnO
2
é agente oxidante.
AT I V I D A D E SAT I V I D A D E S F I N A I S F I N A I S Não escreva no livroNão escreva no livroNãoescreva no livro
SO
4
2−(aq) SO
4
2−(aq)
tempo Co2+(aq)Cu2+(aq)
Co(s)
solução aquosa de
CuSO
4
solução aquosa de CoSO
4
L
u
is
M
o
u
ra
/A
rq
u
iv
o
d
a
e
d
it
o
ra
Co(s)
a) Qual é o íon responsável pela cor azul da
primeira solução?
b) Qual é o íon responsável pela cor rosa da
segunda solução?
c) Qual metal é responsável pelo depósito
avermelhado?
d) Escreva as semirreações de redução e de
oxidação e a reação global.
e) Indique os agentes oxidante e redutor do
experimento.
2. (Uerj) Recentemente, a Marinha do Brasil afun-
dou no mar um [porta-aviões] deteriorado.
Ambientalistas criticaram a operação, pois a
estrutura do navio continha amianto, fibra mi-
neral nociva à saúde.
O principal componente do amianto é a subs-
tância de fórmula química Mg
3
Si
2
O
5
(OH)
4
.
Nessa substância, o número de oxidação do
silício é igual a:
a) −6
b) −4
c) +4
d) +6
3. (Unesp-SP) O óxido de cério (CeO
2
), utilizado
em catalisadores automotivos, é obtido pela
reação entre cério metálico e oxigênio. Nessa
reação, o número de oxidação do cério varia
de __________ para __________ , sendo, portanto,
o agente __________.
1a. Cu2+(aq).
1b. Co2+(aq).
1c. Cu0(s).
1e. Agente oxidante: Cu2+; agente
redutor: Co0.
2. Alternativa c.
Soma do Nox dos elementos da fórmula,
sendo o Si o desconhecido, x:
(Mg) + (Si) + (O) + (H) ⇒ 3 ⋅ (+2) + 2x + 9 ⋅
⋅ (–2) + 4 ⋅ (+1) = 0 ⇒ x = + 4
1d.
Redução: Cu2+(aq) + 2 e− → Cu(s)
Oxidação: Co(s) → Co2+(aq) + 2 e−
Global: Co(s) + Cu2+(aq) → Co2+(aq) + Cu(s)
325
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https://super.abril.com.br/ciencia/neandertais-usavam-quimica-para-acender-fogo
https://super.abril.com.br/ciencia/neandertais-usavam-quimica-para-acender-fogo
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N
U
tematematema
eletroquímicas
Reações
20
Você já ouviu falar em carros que utilizam energia elétrica para seu
funcionamento? Atualmente, esses automóveis são considerados
uma alternativa sustentável aos veículos que utilizam combustíveis
fósseis. Por isso, existe um estímulo crescente à produção e à utiliza-
ção de carros híbridos ou totalmente elétricos.
Os carros híbridos podem utilizar como fonte de energia tanto a
eletricidade fornecida por uma bateria quanto a energia gerada pela
queima de combustível, como em um motor tradicional.
Um dos principais desafios para a produção em larga escala de veí-
culos híbridos ou elétricos cada vez mais eficientes é o desenvolvimen-
to de tecnologias relacionadas ao sistema elétrico, que inclui o motor
elétrico, o gerador, o circuito e as baterias. Esses componentes são es-
senciais para aumentar a autonomia dos veículos, permitindo a eles
percorrer mais quilômetros antes de precisarem ser recarregados.
Outra preocupação relacionada aos carros elétricos é que eles
podem aumentar a dependência da sociedade em relação à energia
elétrica nas próximas décadas.
Respostas pessoais. Consulte o Manual do Professor.
Nos últimos anos, houve um aumento na procura por carros híbridos ou totalmente
elétricos. Segundo especialistas, entre outras motivações, esse aumento está
relacionado ao custo da recarga em comparação ao abastecimento com combustíveis
convencionais.
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y
I
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a
g
e
s
História dos carros
elétricos. Olhar
digital. 2 jan. 2022.
Os carros elétricos
não são novidade: no
início do século XX,
eles representavam
quase 40% dos
veículos vendidos
nos Estados Unidos.
Conheça mais sobre
a história dos carros
elétricos no site a
seguir. Disponível
em: https://tedit.net/
axi741. Acesso em:
30 set. 2024.
#Fica a dica!
Início de conversaInício de conversa
1. Como você imagina que ocorre o fornecimento de energia elétrica por
baterias?
2. Por que os carros elétricos são mais caros que os carros movidos a ga-
solina, álcool ou diesel?
3. Qual é a principal vantagem em utilizar um carro híbrido ou elétrico?
Ao promover um momento para expres‑
são de informações, ideias e opiniões,
esta seção favorece o desenvolvimento
da competência geral 4.
326
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https://tedit.net/axi741
https://tedit.net/axi741
O que é eletroquímica?
A Eletroquímica estuda os fenômenos envolvidos na produção de
corrente elétrica a partir da transferência de elétrons e na utilização
de corrente elétrica na produção dessas reações.
Cada um desses fenômenos ocorre em um tipo de dispositivo que
chamamos de célula (ou cela) eletroquímica. Essas células podem ser
classificadas como galvânicas ou eletrolíticas, de acordo com seu
funcionamento.
Nas células galvânicas, também conhecidas como células voltai-
cas, reações espontâneas de oxirredução geram uma corrente elétri-
ca. Pilhas e baterias são exemplos de células galvânicas.
Já nas células eletrolíticas, uma fonte externa de energia elétrica tor-
na possível a ocorrência de reações de oxirredução não espontâneas.
Pilhas e baterias
A pilhas são dispositivos que transformam energia química em
energia elétrica por meio de processos eletroquímicos espontâneos,
ou seja, por meio de reações que envolvem transferência de elétrons
e geram uma corrente elétrica.
Chamamos de bateria um conjunto de pilhas.
Pilhas e a geração de energia elétrica
Uma pilha pode ser construída mergulhando uma lâmina de zinco em
uma solução aquosa de nitrato de zinco [Zn(NO
3
)
2
] para formar uma meia
célula − também chamada de meia cela ou semicela. Uma outra lâmina,
de cobre, é colocada em uma solução aquosa de nitrato de cobre II
[Cu(NO
3
)
2
] e forma uma segunda meia cela. As lâminas atuam como ele-
trodos, superfícies condutoras atra-
vés das quais os elétrons podem
entrar ou sair das meias celas.
Os dois eletrodos metálicos são
unidos externamente por um fio
condutor, e as duas semicelas são
unidas por uma ponte salina, con-
tendo uma solução saturada de
KNO
3
(aq).
Observe a ilustração a seguir.
Pilhas e baterias são
células galvânicas,
nas quais ocorrem
reações espontâneas
de oxirredução.
Este tópico permite o desenvolvimento das habilida‑
des EM13CNT101, EM13CNT107 e EM13CNT308. As primeiras pilhas
eram formadas por
discos metálicos
empilhados e por isso
recebem esse nome.
Elementos representados
em tamanhos não
proporcionais entre si.
Cores fantasia.
ânodo Zn(s) cátodo Cu(s)
Ponte salina
contendo KNO
3
(aq).
Lã de vidro
que permite
a passagem
de íons.
oxidação
Zn(s) → Zn2+(aq) + 2 e–
redução
Cu2+(aq) + 2 e– → Cu(s)
Zn(NO
3
)
2
(aq) Cu(NO
3
)
2
(aq)
K+
NO
3
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M
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elétronselétrons
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Representação esquemática de uma
pilha de zinco e cobre.
327
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Nessa pilha, a tendência do zinco em transferir elétrons para o co-
bre resulta em um fluxo de elétrons através do fio que acende a lâm-
pada. O movimento dos elétrons do ânodo de zinco ao cátodo de co-
bre cria um acúmulo, momentâneo, de cátions (Zn2+) na meia cela do
zinco, e um acúmulo de ânions ( NO
3
– ) na meia cela de cobre. O fluxo de
íons dentro da ponte salina equilibra o acúmulo de cargas dentro das
soluções, permitindo que as soluções se mantenham eletricamente
neutras e que a reação continue.
A seguir, detalhamos as observações nas duas semicelas e expli-
camos as reações que ocorrem em cada uma delas.
Na semicela de zinco, observamos a oxidação do eletrodo de zinco.
Esse fato pode ser explicado pela seguinte semirreação de oxidação:
Zn(s) → Zn 2+ (aq) + 2 e −
lâmina solução
O eletrodo onde ocorre a oxidação é o ânodo. Nesse caso, ocorre
uma diminuição da massa do eletrodode zinco e, consequentemente,
um aumento na concentração do Zn2+ na solução.
Na semicela de cobre, observamos um espessamento do eletrodo
de cobre. Esse fato pode ser explicado pela seguinte semirreação de
redução:
Cu 2+ (aq) + 2 e − → Cu(s)
solução lâmina
O eletrodo onde ocorre a redução é o cátodo. Há o aumento da
massa da barra de cobre e uma diminuição da concentração de Cu2+
na solução. Pela análise dessas duas semirreações, podemos concluir
que os elétrons fluem, no circuito externo, do eletrodo de zinco para o
eletrodo de cobre, ou seja, os elétrons, por apresentarem carga nega-
tiva, migram para o polo positivo da pilha, que nesse caso é a lâmina de
cobre, onde ocorre a redução dos íons Cu2+.
A equação global dos processos ocorridos nessa pilha pode ser
obtida pela soma das duas semirreações:
ânodo: Zn(s) → Zn 2+ (aq) + 2 e−
cátodo: Cu 2+ (aq) + 2 e− → Cu(s)
‾
equação global: Zn(s) + Cu 2+ (aq) → Zn 2+ (aq) + Cu(s)
Também podemos representar essa pilha pela representação esque-
mática recomendada pela União Internacional de Química Pura e Aplica-
da (IUPAC). Considere o seguinte esquema para uma pilha genérica:
No interior da pilha
ocorre uma reação de
oxirredução que libera
elétrons pelo polo
negativo. A passagem de
elétrons pelo filamento
da lâmpada torna-o
incandescente. Em uma
pilha comum, como a
da foto, o polo negativo
é formado por zinco,
enquanto o polo positivo
é composto de carbono.
ânodo, onde ocorre a oxidação. cátodo, onde ocorre a redução.
A(s) B(s)Ax+(aq) (1 mol/L) By+(aq) (1 mol/L)
representa a separação
das duas fases (sólida e
aquosa).
representa a separação
das duas fases (aquosa e
sólida).
ponte
salina
As condições 25 °C
e solução 1 mol/L
são consideradas
estado -padrão,
porém, podem ser
construídas pilhas
utilizando -se outras
concentrações e em
outras temperaturas.
D
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Aparelho de eletrodo
padrão de hidrogênio.
No eletrodo da imagem,
notamos o fio de platina
(à esquerda) e um tubo
de vidro (à direita) por
onde é introduzido o gás
hidrogênio.
Para a pilha exemplificada anteriormente, temos:
Zn(s) | Zn2+(aq) (1 mol/L) || Cu2+(aq) (1 mol/L) | Cu(s) (a 25 °C)
O potencial de uma pilha
Como estudamos, nas pilhas, os elétrons fluem do ânodo (eletrodo
onde ocorre oxidação) para o cátodo (eletrodo onde ocorre redução)
por meio de um fio externo. Ao colocarmos nesse fio um voltímetro,
conseguimos medir a força eletromotriz (fem ou E) da pilha, indicada
em volts (V).
Nas pilhas comuns, o valor da força eletromotriz aparece indicado
na embalagem externa da pilha.
A equação característica de um gerador (pilha, bateria, etc.) é:
U = E − r ⋅ i , em que:
• U = diferença de potencial elétrico (ddp);
• E = força eletromotriz do gerador;
• r = resistência interna do gerador;
• i = intensidade da corrente elétrica.
Nesse estudo, tratamos as pilhas como geradores ideais, isto é,
aqueles cuja resistência interna é considerada desprezível em relação
ao circuito elétrico que alimentam. Nessas condições, a equação ca
racterística se reduz a:
U = E, para geradores ideais
Ou seja, a fem da pilha é considerada igual à sua diferença de po
tencial ou ddp (ΔE).
A diferença de potencial ou ddp (∆E) de uma pilha depende das
espécies químicas envolvidas, das suas concentrações e da tempera
tura. Para calcularmos o valor de ∆E, é necessário utilizar o E° (potencial
padrão), que é medido nas chamadas condições padrão. Ou seja, solu
tos em soluções de concentração igual a 1 mol/L, gases sob pressão
parcial de 1 bar, e sólidos e líquidos puros a uma temperatura de 25 °C.
Na condiçãopadrão, a diferença de potencial da pilha será repre
sentada por ΔE0 e corresponde à diferença entre os potenciais de re
dução das espécies envolvidas:
Δ E 0 = E
red
0 (cátodo) − E
red
0 (ânodo)
Não é possível medir diretamente o potencial de redução de uma
semicela, por isso tornouse necessário estabelecer um padrão de
referência. O padrão de referência escolhido arbitrariamente foi o ele
trodo de hidrogênio, ao qual foi associado um E
red
0 = zero .
Este tópico favorece o desenvolvimento das habilidades EM13CNT101 e EM13CNT107.
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329
IDQui_VU_g26Sa_326a351_U8_Cap20_LE.indd 329IDQui_VU_g26Sa_326a351_U8_Cap20_LE.indd 329 10/18/24 6:36 PM10/18/24 6:36 PM
O eletrodopadrão de hidrogênio é formado por um fio de platina
(Pt) ligado a uma placa de platina em contato com o gás hidrogênio
(H
2
), adsorvido sobre a platina, a um 1 bar de pressão e a 25 °C, imerso
em uma solução ácida com [H+] = 1 mol/L. Quando o fio de platina re
cebe elétrons provenientes do circuito externo, ele se comporta
como cátodo, e na sua superfície os íons H+ se transformam em H
2
(g).
A equação pode ser representada por:
2 H + (aq) + 2 e− → H
2
(g)
Quando o eletrodopadrão de hidrogênio funciona como ânodo,
o gás hidrogênio é oxidado, formando íons H+(aq), de acordo com a
equação:
H
2
(g) → 2 H + (aq) + 2 e −
Agora, vamos construir o esquema de uma pilha, em que um dos
eletrodos será o de hidrogênio e o outro de zinco. Assim poderemos
determinar os E0 de zinco.
Nesse caso, o eletrodopadrão atua como cátodo, onde ocorre re
dução, e o eletrodo de zinco, como ânodo, onde ocorre oxidação.
A semirreação que ocorre no ânodo pode ser representada pela
equação a seguir.
Zn(s) → Zn 2+ (aq) + 2 e−
A semirreação que ocorre no eletrodo de hidrogênio é represen
tada pela equação:
2 H + (aq) + 2 e− → H
2
(g)
Somando as semirreações, temos:
oxidação: Zn(s) → Zn 2+ (aq) + 2 e −
redução: 2 H + (aq) + 2 e − → H
2
(g)
‾
equação global: Zn(s) + 2 H+ (aq) → Zn2+ ( aq) + H
2
(g)
Elementos representados
em tamanhos não
proporcionais entre si.
Cores fantasia.
Essa pilha pode ser representada por:
Zn(s) | Zn2+(aq) || H+(g) | H
2
(g) | Pt(s)
E
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0,76 V
e‒ e‒
Voltímetro
ponte salina‒
Zn2+
NO
3
‒
NO
3
‒
NO
3
‒
2 H+
Zn(s) ânodo
oxidação
H
2
(g) a
1 bar a
25 °C
solução 1 mol/L de
HNO
3
(aq)
2 H+(aq) + 2 e‒
→ H
2
(g)
Solução 1 mol/L
de Zn(NO
3
)
2
(aq)
Zn(s) → Zn2(aq) + 2 e‒
+
eletrodo padrão de
hidrogênio (cátodo)
Representação
esquemática
de uma pilha
de zinco e
hidrogênio.
330
IDQui_VU_g26Sa_326a351_U8_Cap20_LE.indd 330IDQui_VU_g26Sa_326a351_U8_Cap20_LE.indd 330 10/18/24 6:36 PM10/18/24 6:36 PM
Como o hidrogênio (H+) se reduziu, seu potencial de redução é
maior que o do Zn. Aplicando o ΔE0 indicado pelo voltímetro, temos:
ΔE 0 = E
red
0 cátodo
eletrodopadrão
de hidrogênio
− E
red
0 ânodo
eletrodo de zinco
ΔE 0 = E0
red (H + | H
2
)
− E0
red (Zn 2+ | Zn 0 )
0, 76 V = 0 − E0
red (Zn 2+ | Zn 0 )
(× –1) ⇒ E0
red (Zn 2+ | Zn 0 )
= –0,76 V
A partir de vários experimentos semelhantes, foi possível determi
nar os potenciais de redução de várias espécies químicas. Esses valo
res são fundamentais para prever a espontaneidade das reações de
oxirredução e para calcular a diferença de potencial (ddp) em pilhas
eletroquímicas.
A tabela a seguir apresenta alguns dos potenciais padrão de redu
ção, juntamente com as semirreações de redução correspondentes.
Esses dados são essenciais para a compreensão e aplicação dos con
ceitos de eletroquímica em diferentes contextos.
Alguns potenciais padrão de redução
( E red
0 ) com soluçãoaquosa 1 mol/L a 25 °C e 1 bar (em V)
Mg2+(aq) + 2 e− ⇌ Mg(s) −2,37
Aℓ3+(aq) + 3 e− ⇌ Aℓ(s) −1,66
Zn2+(aq) + 2 e− ⇌ Zn(s) −0,76
Cr3+(aq) + 3 e− ⇌ Cr(s) −0,74
2 H+(aq) + 2 e− ⇌ H
2
(g) 0,000
Cu2+(aq) + 2 e− ⇌ Cu(s) +0,34
Ag+(aq) + e− ⇌ Ag(s) +0,80
Au3+(aq) + 3 e− ⇌ Au(s) +1,40
F
2
(g) + 2 e− ⇌ 2 F– (aq) +2,87
Fonte: TRO, Nivaldo J. Chemistry: A Molecular Approach. 3rd. ed. Santa Barbara: Pearson Education, 2014. p. 873.
Cálculo da voltagem (ΔE ) das pilhas
O cálculo da diferença de potencial de uma pilha (ΔE0) pode ser
feito conhecendose os potenciais padrão de redução. Acompanhe a
seguir como podemos calcular o ΔE0 para a pilha de zinco e cobre
estudada anteriormente.
Os potenciais padrão de redução são:
E
red
0 (Cu2+|Cu) = +0,34 V E
red
0 (Zn2+|Zn) = –0,76 V
Como já estudamos, o ∆E0 pode ser calculado pela expressão:
ΔE 0 = E0
red
(cátodo) − E0
red
(ânodo)
Ou seja,
ΔE 0 = E
red
0 (espécie de maior potencial de redução) – E
red
0 (espécie
de menor potencial de redução)
ΔE 0 = (+0, 34 V) − (−0,76 V) = +1,10 V
0
Pilha de Zn e Cu. Repare
no visor do voltímetro
o valor da diferença de
potencial dessa pilha.
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As baterias de chumbo
são amplamente
utilizadas em automóveis.
Principais tipos de pilhas e baterias comerciais
Agora que você já conhece o funcionamento das pilhas, vamos
apresentar algumas características das principais pilhas e baterias de
uso comercial e suas respectivas reações globais.
• Pilha de Leclanché (pilha seca ou pilha comum): Formada por um
invólucro de zinco (ânodo) e grafite (cátodo) envolvido por uma ca-
mada de dióxido de manganês (MnO2), carvão em pó (C) e por uma
pasta úmida de cloreto de amônio (NH4Cℓ), cloreto de zinco (ZnCℓ2)
e água (H2O). É utilizada em rádios portáteis, brinquedos, relógios,
lanternas, etc.
2 NH 4
+ (s) + 2 MnO 2 (s) + Zn(s) → 2 NH 3 (aq) + Mn 2 O 3 (s) + H 2 O(ℓ) +
+ Zn 2+ (s)
• Pilha alcalina: Semelhante à pilha de Leclanché, porém, em vez do
NH4Cℓ, contém uma solução de KOH. Tem maior durabilidade que
as pilhas comuns, porém não é recarregável.
Zn(s) + 2 MnO 2 (s) → ZnO(s) + Mn 2 O 3 (s)
• Bateria Ni-Cd: Formada por cádmio (ânodo) e uma solução de hi-
dróxido de níquel (cátodo). Por serem recarregáveis, são utiliza-
das em dispositivos eletrônicos de uso frequente, como câmeras,
controles remotos e brinquedos.
Cd(s) + 2 NiO(OH)(s) + 2 H 2 O(ℓ) → Cd(OH) 2 (s) + 2 Ni(OH) 2 (s)
• Pilha de mercúrio: Ânodo de zinco e cátodo de óxido de mercú-
rio II. Utilizada em relógios, câmeras fotográficas, aparelhos auditi-
vos, calculadoras, etc.
Zn(s) + HgO(s) → ZnO(s) + Hg(ℓ)
• Bateria de chumbo: Nessa bateria, o ânodo é feito de chumbo, e o
cátodo, de óxido de chumbo IV, PbO2. Ambos os eletrodos estão
imersos em uma solução aquosa de ácido sulfúrico (H2SO4). Utiliza-
da em automóveis, ela geralmente gera 6 V ou 12 V.
Pb(s) + PbO 2 (s) + 2 HSO4
– (aq) + 2 H+(aq) → 2 PbSO4 (s) + 2 H 2 O(ℓ)
• Pilha de combustível: Esse tipo de pilha utiliza combustíveis gaso-
sos, como o gás hidrogênio (H2) e o gás oxigênio (O2), para gerar
energia elétrica em um ambiente apropriado. É muito utilizada em
veículos espaciais e em protótipos de automóveis de alto desem-
penho e com emissões zero de poluentes. O tópico a seguir deta-
lha esse tipo de pilha.
2 H 2 (g) + O 2 (g) → 2 H 2 O(ℓ)
Estas pilhas são utilizadas
em relógios e aparelhos
auditivos devido à sua
longa vida útil.
As baterias recarregáveis
são uma alternativa
sustentável às baterias
descartáveis.
Representação
esquemática, em corte,
da pilha comum.
Representação
esquemática, em corte,
da pilha alcalina.
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As pilhas de combustível
emitem apenas água
como subproduto.
São consideradas uma
alternativa sustentável
aos combustíveis fósseis.
Elementos representados
em tamanhos não
proporcionais entre si.
Cores fantasia.
332
P5_IDQui_VU_g26Sa_326a351_U8_Cap20_LE.indd 332P5_IDQui_VU_g26Sa_326a351_U8_Cap20_LE.indd 332 14/10/24 21:2314/10/24 21:23
Pilhas de combustíveis
A pilha de combustível é um dispositivo que converte a
energia química de combustíveis gasosos em energia elétrica.
A célula de combustível mais comum é a que utiliza hidro-
gênio-oxigênio. Nela, o gás hidrogênio (H
2
) e o gás oxigê-
nio (O
2
) reagem em um ambiente apropriado, gerando energia
elétrica. Esse tipo é muito utilizado em veículos espaciais.
Essas pilhas apresentam três compartimentos, separados
uns dos outros por eletrodos porosos e inertes. O H
2
(g) é injeta-
do em um compartimento, e o O
2
(g) é injetado em outro. Esses
gases se difundem pelos eletrodos e reagem com uma solução
eletrolítica de caráter básico contida no compartimento central.
As semirreações que ocorrem são:
ânodo: 2 H
2
(g) + 4 OH–(aq) → 4 H
2
O(ℓ) + 4e– E0 = + 0,83 V
cátodo: O2(g) + 2 H2O(ℓ) + 4e– → 4 OH–(aq) E0 = + 0,403 V
equação global: 2 H
2
(g) + O
2
(g) → 2 H
2
O(ℓ) ΔE0 = + 1,23 V
Outra pilha de combustíveis, usada atualmente em veículos elétri-
cos, também utiliza gás hidrogênio e gás oxigênio proveniente do ar,
mas apresenta uma membrana, entre os eletrodos, que permite a tro-
ca de prótons (íons H+).
Nesse tipo de pilha, o gás hidrogênio, introduzido em uma câmara
localizada ao lado do ânodo, passa através de uma parede porosa de
platina, que vai acelerar a reação anódica:
2 H
2
(aq) → 4 H + (aq) + 4 e − E 0 = 0,0 V
Os íons H+(aq) formados migram através da membrana de troca de
prótons para o outro lado da célula, onde ocorre a reação catódica:
O
2
( g) + 4 H + (aq) + 4 e − → 2 H
2
O(v) E 0 = + 0,68 V
A reação global desse tipo de pilha pode ser representada pela
equação:
2 H
2
(g) + O
2
(g) → 2 H
2
O(v) ΔE 0 = + 0,68 V
O2(g)
do ar
ar
parede porosa de grafite
impregnada com platina
voltímetro
K+
K+
K+
K+
K+
H
2
O
H2(g)
e−
H2(g)
que não
reagiu
solução de
KOH (aq)
H
2
O
H2O(v)
OH−
OH−
OH−
OH−
OH−
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Representação
esquemática de uma
pilha de combustível
que utiliza H
2
e O
2
e
é composta de uma
membrana de troca
de prótons.
Elementos representados
em tamanhos não
proporcionais entre si.
Cores fantasia.
Elementos representados
em tamanhos não
proporcionais entre si.
Cores fantasia.
H
2
(g) O
2
(g) do ar
H+e–
liberação
de calor
H
2
(g) não utilizado ar + H
2
O(v)
ânodo (eletrodo onde
ocorre difusão gasosa)
cátodo (eletrodo onde
ocorre difusão gasosa)
parede porosa de grafite impregnada de platinamembrana de troca de prótons (H+)
circuito
elétrico
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+
+
+
+
+
+
+
+
Representação
esquemática de uma
pilha combustível que
utiliza H
2
(g) e O
2
(g) e
é composta de uma
parede porosa de grafite
impregnada com platina.
333
P5_IDQui_VU_g26Sa_326a351_U8_Cap20_LE.indd 333P5_IDQui_VU_g26Sa_326a351_U8_Cap20_LE.indd 333 14/10/24 21:2314/10/24 21:23
Corrosão e proteção de metais
Você já observou metais deteriorados pelo tempo ou por terem
sido manipulados ou armazenados de forma incorreta? A deterioração
de metais em reações de oxirredução é denominada corrosão.
Considere objetos de ferro como exemplo. A corrosão do ferro,
assim como ocorre em qualquer metal, está relacionada com a ten-dência desse metal em se oxidar e com a tendência de uma espé-
cie, como o gás oxigênio (O
2
), atuar como agente oxidante, ou seja,
em reduzir.
Além disso, temperatura e concentrações dos reagentes também
afetam as reações de corrosão.
Analise o experimento representado a seguir, em que um prego de
ferro é introduzido em três tubos, cada um deles contendo uma subs-
tância diferente: água, agente desidratante (também chamado de
agente higroscópico) e óleo.
Após certo tempo, observa-se no tubo 1 a formação de ferrugem,
indicando que ocorreu a corrosão do prego; nos tubos 2 e 3 não ocor-
re alteração nos pregos.
Isso ocorre porque, para o prego de ferro sofrer corrosão, é ne-
cessário que ele esteja na presença de gás oxigênio (nesse exemplo,
proveniente do ar) e água, uma vez que o ferro se oxida facilmente
quando exposto ao ar úmido.
As reações envolvidas na formação da ferrugem são:
oxidação do ferro redução do oxigênio
(ânodo) (cátodo)
Fe(s) → Fe 2+ + 2 e − O
2
+ 2 H
2
O + 4 e− → 4 OH −
Equação global: 2 Fe + O
2
+ H
2
O → 2 Fe(OH)
2
Repare que o produto dessa reação é o Fe(OH)
2
, o hidróxido de fer-
ro II. Normalmente, o Fe(OH)
2
é oxidado a Fe(OH)
3
, o hidróxido de
ferro III. A equação química a seguir representa essa transformação:
4 Fe(OH)
2
+ O
2
+ 2 H
2
O → 4 Fe(OH)
3
ferrugem
Muitas vezes, a ferrugem é representada por Fe
2
O
3
⋅ 3 H
2
O(s) ou
Fe
2
O
3
⋅ x H
2
O(s).
Proteção contra a corrosão
Dependendo das condições, a corrosão tem efeitos indesejáveis e é
necessário minimizar a sua ocorrência. Tintas, graxas, óleos e alguns me-
tais resistentes a corrosão podem evitar a ferrugem. Metais mais reativos
que o ferro também podem ser usados, pois seus óxidos formam uma
camada protetora ao aderirem ao ferro.
Este tópico favorece o desenvolvimento da habilidade EM13CNT101.
Exemplos de corrosões
comuns no cotidiano:
escurecimento de
objetos de prata e
formação de azinhavre,
camada verde de
carbonato de cobre que
se forma sobre objetos
de cobre.
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Elementos representados
em tamanhos não
proporcionais entre si.
Cores fantasia.
Representação
esquemática de
experimento com prego
de aço.
tubo 1 tubo 2 tubo 3
*Absorve o vapor de água.
agente
desidratante*
água
ar ar
óleo
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Revestimento do ferro com zinco
O processo de aplicação de uma fina camada de zinco sobre o fer-
ro ou o aço é conhecido por galvanização. Esse tipo de revestimento
de zinco impede o contato direto do ferro com o ar e a água, inviabili-
zando o processo de corrosão do metal protegido. A camada superfi-
cial de zinco se oxida, fazendo com que o íon Fe2+ se reduza a Fe:
Zn → Zn2+ + 2 e–
Fe2+ + 2 e– → Fe
Zn + Fe2+ → Zn2+ + Fe
Em contato com o ar e a água, o Zn2+ origina o hidróxido de zinco,
Zn(OH)
2
, que se deposita sobre o ferro criando uma camada de prote-
ção e impedindo que a corrosão do ferro prossiga.
Note os potenciais de redução do ferro e do zinco representados
pelas semirreações a seguir.
Fe 2+ + 2 e − → Fe E
red
0 = − 0,44 V
Zn 2+ + 2 e − → Zn E
red
0 = − 0,76 V
Repare que o zinco apresenta menor potencial de redução, por-
tanto, sua oxidação é mais fácil de ocorrer. Em outras palavras, pode-
mos dizer que o zinco perde elétrons com mais facilidade que o ferro.
Proteção com eletrodo ou com metal de sacrifício
Outra forma de proteger o ferro ou o aço da corrosão é combinar
esses materiais com outro metal que apresenta maior potencial de
oxidação, ou seja, que tem uma tendência maior de perder elétrons.
Esse metal se oxida e evita a corrosão do ferro, sendo, por isso, cha-
mado de metal de sacrifício.
O magnésio é um metal geralmente utilizado com essa finalidade
devido ao seu potencial de oxidação. Acompanhe a seguir a compara-
ção entre os potenciais de oxidação do magnésio e do ferro:
E
oxi(Mg)
0 = +2,37 V > E
oxi(Fe)
0 = +0,44 V
O magnésio é aplicado como metal de sacrifício em tanques de
aço contendo combustível, em navios e oleodutos. Quando se oxida, o
magnésio perde elétrons para o aço, que permanece protegido:
Mg → Mg 2+ + 2 e −
As placas de magnésio devem ser substituídas por outras espora-
dicamente. Essa substituição é uma medida prática e econômica para
proteger a tubulação de um oleoduto, por exemplo, uma vez que é
bem mais barato colocar uma nova placa de magnésio do que substi-
tuir todo o oleoduto.
Além do magnésio, existem outros metais que podem ser utiliza-
dos como metais de sacrifício. A condição para que isso ocorra é que
seu potencial de oxidação seja maior que o potencial de oxidação do
metal a ser protegido.
oleoduto:
tubulação destinada a
transportar petróleo ou
outros derivados.
Placas de magnésio
(brancas) sobre casco de
navio, próximas às hélices
navais. O magnésio atua
como metal de sacrifício,
protegendo o casco do
navio da corrosão.
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Não escreva no livroNão escreva no livroNão escreva no livro
CIÊNCIA NA PRÁTICA
Esta atividade experimental favorece o desenvolvimento das habilidades EM13CNT101,
EM13CNT107 e EM13CNT301, bem como das competências gerais 2 e 4.
Construindo uma pilha
Nos primeiros modelos desenvolvidos no
século XVIII, as pilhas eram construídas pelo
empilhamento alternado de placas metálicas
e materiais sólidos embebidos em soluções
salinas. Partindo dessa concepção, podemos
montar uma pilha simples que seja capaz de
fazer um relógio funcionar.
Material
• relógio que funcione com uma pilha co-
mum de 1,5 V
• 2 placas de cobre e 2 placas de zinco
(2 cm × 10 cm lixadas)
• 1,0 m de fio comum de cobre, cortado em
duas partes iguais
• 4 tiras de tecido do tipo feltro e 2 tiras de
papelão (2 cm × 10 cm)
• 25 mL de solução de sulfato de cobre
1 mol/L
• 100 mL de solução saturada de cloreto de
sódio
• um recipiente grande de vidro
• fita adesiva isolante
• luvas de látex ou
PVC
Procedimentos
1. Utilizando luvas, empilhe dentro do recipiente
de vidro: placa de cobre, feltro embebido em
solução de CuSO
4
, papelão embebido em so-
lução de NaCℓ, feltro embebido em solução de
NaCℓ e placa de zinco. Não encharque os pe-
daços de papelão e feltro. Repita a sequência.
2. Com fita adesiva isolante, fixe um fio em cada
placa externa (cobre e zinco). Conecte o fio da
placa de zinco ao polo positivo e o da placa de
cobre ao polo negativo da entrada de pilhas. Se
o relógio funcionar irregularmente, reembeba
as tiras. Se formar sólido marrom -avermelhado
nas placas de zinco, remonte a pilha.
placa de zinco
placa de cobre
feltro embebido
em NaCℓ
feltro embebido
em CuSO
4
papelão
embebido
em NaCℓ
fio
pilha comum
pausa
AM
FM
liga/desliga
Ajuste de
frquência
placa de zinco
relógio a pilha
placa de
cobre
fita adesiva
isolante
Elaborado com base em: HIOKA, N.; MAIONCHI, F.; RUBIO, D. A. R.;
GOTO, P. A.; FERREIRA, O. P. Pilhas modificadas empregadas no
acendimento de lâmpadas. Química Nova na Escola, São Paulo,
n. 8, p. 36 ‑39, nov. 1998.
Resultados e discussão
1. Represente as transformações ocorridas du-
rante o funcionamento correto da pilha, in-
dicando o potencial de redução padrão das
semirreações e a variação de potencial de
redução padrão da reação global.
2. A variação de potencial calculada correspondedois alemães, no início do século XX:
o químico Fritz Haber (1868‑1934), que desenvolveu
em laboratório a síntese da amônia a partir de seus
elementos constituintes, e o engenheiro Carl Bosch
(1874‑1940), que adaptou esse processo para a pro‑
dução industrial. A reação pode ser simplificada pela
seguinte equação:
N 2 (g) + 3 H 2 (g)
R 1
⎯ ⇀ ↽ ⎯
R 2
2 NH 3 (g)
Na reação direta, ocorre o consumo de N2 e H2
para a formação da NH3 com rapidez R1. Simultanea‑
mente, acontece a reação inversa: a NH3 é decom‑
posta, formando N2 e H2, com rapidez R2.
Um processo reversível como esse entra em
equilíbrio químico quando a rapidez da reação direta
(R1) se iguala à da reação inversa (R2). Esta relação é
representada no gráfico.
Como consequência dessa situação, não são
mais observadas mudanças nas concentrações dos
componentes da mistura, ou seja, a quantidade de
cada substância que participa do processo perma‑
nece constante. Pode‑se representar graficamente
a concentração das substâncias que fazem parte da
síntese da amônia como foi feito no "Gráfico da con‑
centração para a síntese da amônia, em mol · L–1, em
função do tempo".
Os equilíbrios químicos envolvendo gases só são
observados em sistemas fechados, sob temperatu‑
ra e pressão constantes.
É importante lembrar que em um equilíbrio químico:
• as reações direta e inversa ocorrem simultanea‑
mente;
• a rapidez da reação direta é sempre igual à rapidez
da reação inversa;
• a quantidade das substâncias que participam do
equilíbrio é constante;
• todos os participantes estarão presentes.
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Recomendamos enfatizar aos estudantes que tanto a reação direta quanto a reação inversa acontecem simultanea-
mente desde o início da reação. O que muda em equilíbrio é que a velocidade dessas reações se igualam. Outro ponto
importante de ser ressaltado é que todos os participantes da reação estão presentes ao mesmo tempo, resultando
em colisões entre reagentes, produtos e entre reagentes e produtos constantemente, em um mesmo espaço.
289
P5_IDQui_VU_g26Sa_286a301_U7_Cap17_LE.indd 289P5_IDQui_VU_g26Sa_286a301_U7_Cap17_LE.indd 289 10/14/24 2:07 PM10/14/24 2:07 PM
História em foco
O processo Haber
O processo Haber foi desenvolvido no início do século XX, antes do
início da Primeira Guerra Mundial. Antes disso, as fontes de nitrogênio
para a produção de fertilizantes incluíam nitrato de sódio (NaNO
3
) – de‑
nominado também salitre do Chile – e guano, uma excreta proveniente
de aves marinhas, morcegos e focas.
Durante o século XX, diversos processos foram desenvolvidos para
fixar o nitrogênio atmosférico. Um desses corresponde ao denominado
processo Haber, que avançou por meio do trabalho de dois alemães,
Fritz Haber e Karl Bosch (o processo também pode ser denominado
Haber ‑Bosch).
Durante a Primeira Guerra Mundial, a amônia feita pelo processo
Haber foi utilizada para a produção de explosivos. Essa foi uma das
vantagens para a Alemanha, uma vez que, ao terem desenvolvido o
processo Haber, não dependiam de outras nações para a obtenção das
substâncias químicas necessárias para a síntese de amônia.
FHSST Authors. Textbooks for High School Students Studying the Sciences
Chemistry: Grades 10 ‑12. Cape Town: FHSST, 2008. p. 452. (The Free High
School Science Texts). Tradução dos autores.
A partir da leitura do texto, responda às questões. Em seguida,
compartilhe suas respostas com os colegas.
1. O cientista alemão Fritz Haber, atuou, durante a Primeira Guerra
Mundial, como auxiliar do exército alemão, sendo um dos respon‑
sáveis pela chamada “guerra química”, ou seja, a utilização de gases
tóxicos como armas de guerra.
a) Você considera ético um cientista auxiliar na produção de armas
químicas? Justifique sua resposta.
b) De que outro modo você acha que os cientistas citados no texto
poderiam ter utilizado seus conhecimentos durante a guerra?
Sugerimos que esta seção
seja trabalhada em conjunto
com o professor de Histó-
ria, favorecendo a interdis-
ciplinaridade com a área de
Ciências Humanas e Sociais
Aplicadas.
O debate sobre a utilização de conhecimentos químicos no contexto da Primeira Guerra Mundial favorece o desenvol-
vimento da habilidade EM13CNT304 e da competência geral 1. As atividades também favorecem o desenvolvimento
das competências gerais 4, 7 e 9. Além disso, a seção mobiliza o TCT Ciência e Tecnologia.
Respostas pessoais. Consulte
o Manual do Professor.
Em 1919, Fritz Haber
recebeu o Prêmio Nobel
de Química pela síntese
da amônia.
Constante de equilíbrio (K
c
)
A Química é uma ciência fundamentalmente baseada em experi‑
mentos. Um exemplo disso foi o desenvolvimento do conceito de
equilíbrio.
A partir de experimentos e observações de diversas reações quí‑
micas, dois químicos noruegueses, Cato Maximilian Guldberg (1836‑
‑1902) e Peter Waage (1833 ‑1900), propuseram, em 1864, a lei de ação
das massas como uma descrição geral da condição de equilíbrio.
Guldberg e Waage postularam que, em uma reação elementar em
equilíbrio, do tipo
x A + y B ⇌ z C + w D ,
A, B, C e D representam espécies químicas e x, y, z e w são seus
coeficientes na equação balanceada.
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Em 1931, Carl Bosch
recebeu, com Friedrich
Bergius, o Prêmio Nobel
de Química pelo trabalho
com métodos químicos
de alta pressão.
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P5_IDQui_VU_g26Sa_286a301_U7_Cap17_LE.indd 290P5_IDQui_VU_g26Sa_286a301_U7_Cap17_LE.indd 290 10/14/24 2:07 PM10/14/24 2:07 PM
A lei de ação das massas do sistema em equilíbrio químico é ex‑
pressa por:
K
c
=
[C] z ⋅ [D] w
___________
[A] x ⋅ [B] y
Os colchetes, [ ], indicam as concentrações, em mol/L, das espé‑
cies químicas em equilíbrio, e K
c
é a constante de equilíbrio, em ter‑
mos de concentração.
Observe um exemplo da expressão para equilíbrio homogêneo:
2 CO(g) + O
2
(g) ⇌ 2 CO
2
(g)
K
c
=
[CO
2
] 2
_____________
[CO] 2 ⋅ [O
2
]
No equilíbrio heterogêneo, os sólidos e os líquidos puros, apesar
de participarem dos equilíbrios, apresentam concentrações constan‑
tes a determinada temperatura, independentemente de estarem ou
não em estado de equilíbrio.
Para exemplificar esse fato, considere que temos dois frascos de
tamanhos diferentes com água e que a densidade da água é igual a 1
g/mL a 4 ºC. No frasco menor, temos 1,0 L de água, correspondendo a
1 000 g. No frasco maior, de 2,0 L, temos 2 000 g de água.
Como a massa molar da água é igual a 18 g/mol, é possível calcular
a quantidade em mol dessa substância em cada frasco.
Frasco I:
n
H
2
O
=
m
_
M
=
1 000
_
18
= 55,5 mol de água
Frasco II:
n
H
2
O
=
m
_
M
=
2 000
_
18
= 111 mol de água
As concentrações em mol/L nos frascos I e II são:
[H
2
O]
I
=
n
_
V
=
55, 5 mol
_
1 L
= 55,5 mol/L
[H
2
O]
II
=
n
_
V
=
111 mol
_
2 L
= 55,5 mol/L
Mesmo com a quantidade de água sendo diferente em cada fras‑
co, a concentração (mol/L) permaneceu constante. Essa característi‑
ca também é comum aos participantes sólidos. Por esse motivo, líqui‑
dos puros e sólidos não devem ser representados nas expressões da
constante de equilíbrio.
Considerando o equilíbrio:
CO
2
(g) + H
2
O(ℓ) ⇌ H + (aq) + (HCO
3
) − (aq)
A expressão da constante de equilíbrio será:
K
c
=
[H + ] ⋅ [(HCO
3
) − ]
________________à voltagem necessária para o funcionamento
do relógio? Em caso negativo, explique o que
garante que o relógio funcione.
3. Qual a função das tiras de feltro e papelão?
Quais outros tipos de materiais poderiam ser
utilizados? Justifique.
4. Justifique a ordem de empilhamento: por que
a placa de zinco não fica em contato com uma
tira embebida em solução de CuSO
4
?
5. Represente a montagem experimental indi-
cando o ânodo, o cátodo e o fluxo de elétrons
da pilha.
Atenção:
cuidado ao realizar
o experimento
Consulte o Manual do Professor.
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Cores fantasia.
Elementos representados
em tamanhos não
proporcionais entre si.
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1. (Fuvest -SP) Na década de 1780, o médico italiano Luigi Galvani realizou
algumas observações, utilizando rãs recentemente dissecadas. Em um
dos experimentos, Galvani tocou dois pontos da musculatura de uma rã
com dois arcos de metais diferentes, que estavam em contato entre si,
observando uma contração dos músculos, conforme mostra a figura a
seguir.
Interpretando essa observação com os conhecimentos atuais, pode -se
dizer que as pernas da rã continham soluções diluídas de sais. Pode -se,
também, fazer uma analogia entre o fenômeno observado e o funciona-
mento de uma pilha.
Considerando essas informações, foram feitas as seguintes afirmações:
I. Devido à diferença de potencial entre os dois metais, que estão em
contato entre si e em contato com a solução salina da perna da rã,
surge uma corrente elétrica.
II. Nos metais, a corrente elétrica consiste em um fluxo de elétrons.
III. Nos músculos da rã, há um fluxo de íons associado ao movimento de
contração.
Está correto o que se afirma em:
a) I, apenas.
b) III, apenas.
c) I e II, apenas.
d) II e III, apenas.
e) I, II e III.
2. (UFPR) Considere a seguinte célula galvânica:
Mg Pb
limão
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Dados:
Mg2+(aq) + 2 e− → Mg(s) E0 = −2,37 V
Pb2+(aq) + 2 e− → Pb(s) E0 = −0,13 V
2 H+(aq) + 2 e− → H
2
(g) E0 = 0,00 V
Sobre essa célula, indique a alternativa incorreta.
a) A placa de magnésio é o polo positivo.
b) O suco de limão é a solução eletrolítica.
c) Os elétrons fluem da placa de magnésio para a placa de chumbo atra-
vés do circuito externo.
d) A barra de chumbo é o cátodo.
e) No ânodo ocorre uma semirreação de oxidação.
1. Alternativa e.
arco de ferro
arco de cobre
os músculos da rã se
contraem, e a perna se move
arco de ferro
arco de cobre
os músculos da rã se
contraem, e a perna
se move
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1. I. Correta: O contato do
ferro e do cobre com a so-
lução salina nas pernas da
rã gera uma corrente elé-
trica devido à diferença de
potenciais elétricos.
II. Correta: Nos metais,
a corrente elétrica flui do
metal com menor potencial
elétrico para o metal com
maior potencial elétrico.
III. Correta: Há um fluxo de
íons nas pernas da rã.
2. Alternativa a é incorre-
ta. O magnésio é o ânodo
(polo negativo) porque tem
menor potencial de redu-
ção. Na célula galvânica, o
magnésio oxida e o chum-
bo reduz, sendo o chumbo
o polo positivo.
AT I V IAT I V IDADESDADES Não escreva no livroNão escreva no livroNão escreva no livro
337
P6_IDQui_VU_g26Sa_326a351_U8_Cap20_LE.indd 337P6_IDQui_VU_g26Sa_326a351_U8_Cap20_LE.indd 337 10/15/24 8:50 AM10/15/24 8:50 AM
Obsolescência
programada
Ocorre quando um produto é fabricado
para durar menos tempo do que poderia,
apresentando defeito após certo tempo
ou quando o sistema operacional deixa de
ser atualizado em modelos mais antigos
(computadores ou celulares). Isso induz o
consumidor a comprar um produto novo.
LIXO ELETRÔNICO
(E ‑LIXO)
Composição química
O e ‑lixo pode conter metais
preciosos ou raros, bem como
substâncias potencialmente tóxicas,
como metais pesados presentes
em pilhas e baterias, por exemplo.
Portanto, o descarte de EEE deve
ser feito em locais específicos, onde
seus componentes são separados e
processados.
250 mg prata
24 mg ouro
9 g cobre
300 toneladas
56 toneladas
128 000 toneladas
Um
aparelho
celular
contém
Todos os
aparelhos
produzidos no
mundo em um
ano contêm
Com o desenvolvimento tecnológico, os equipamentos eletroeletrônicos (EEE)
estão cada vez mais presentes em nosso dia a dia e revolucionaram nosso modo
de vida. No entanto, assim como outros produtos, eles têm seu ciclo de fabricação,
consumo e descarte, o que tem se tornado uma questão ambiental grave quando
consideramos a obsolescência programada e o destino dado a esses aparelhos.
O tópico favorece o desenvolvimento do TCT Educação para o Consumo.
E -lixo
Ou REEE (resíduos de
equipamentos eletroeletrônicos)
são dispositivos ou utensílios
eletroeletrônicos que se tornam
indesejados por qualquer razão
(podem ter baterias, plugues,
pilhas, etc.).
81%
trocam de celular sem antes
recorrer à assistência técnica
Um estudo mostrou que no Brasil
49%
das geladeiras são
usadas por mais de
10 anos
54%
dos celulares são trocados
antes dos 3 anos de uso
Tipos de e-lixo
Em milhões de toneladas
Televisões, monitores
e outras telas
Geladeiras, refrigeradores e
aparelhos de aquecimento
Pequenos
equipamentos
Lavadoras, micro‑ondas e outros
grandes equipamentos
Lâmpadas
Celulares, tablets e pequenos
equipamentos tecnológicos
16,8
9,1
7,6
6,6
3,9
0,7
44,7 milhões
de toneladas de e -lixo
foram produzidas em 2016
em todo o mundo
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Infográfico
clicável
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ed
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Não escreva no livroNão escreva no livroNão escreva no livro
Elementos representados
em tamanhos não
proporcionais entre si.
Cores fantasia.
55 bilhões
de euros
valor estimado dos materiais
presentes no e ‑lixo produzido
no mundo em um ano.
Como reduzir
o lixo eletrônico?
Obsolescência percebida é o
desejo de substituir aparelhos que
funcionam, como trocar o celular
por um modelo mais novo. Antes de
comprar ou trocar um produto, reflita
sobre a necessidade daquele objeto
e sobre o uso que você fará dele.
“Não compre por impulso.”
Caso seu aparelho não funcione
mais, considere consertá -lo antes
de comprar um novo. Comprar um
aparelho usado também pode ser
uma boa opção.
Ao descartar um EEE, procure um
centro de coleta especializado. No
Brasil, a Política Nacional de Resíduos
Sólidos (PNRS) estabelece que
fabricantes de EEE são responsáveis
pela destinação adequada dos
produtos que produzem.
1. Analise os dados a seguir e faça o que se pede.
Produção primária e valor potencial de resíduos de
equipamentos elétricos e eletrônicos no Brasil em 2016
Metais
Mineração
tradicional
Mineração
urbana
Quantidade
(kt*)
Quantidade
(kt)
Valor
aproximado
(milhões de
reais)
Cobre 226 74 1 344
Alumínio 793 84 506
Ouro 81 17 2 664
Prata 67 54 124
*kt: quilotonelada.
Consumo de energia e uso de água na
mineração tradicional e na mineração urbana
Metais
Mineração
tradicional
Mineração
urbana
Energia
(MJ/kg)
Água
(m3/t)
Energia
(MJ/kg)
Água
(m3/t)
Cobre 31–2 040 40 -200 14 15
Alumínio 238–925 11–320 10 2
Ouro
13 300–
52 300
120 000–
420 000
140 -230 30
Prata 480–4 280 60–200 80 -180 20 -40
* MJ: megajoule.
Elaborado com base em: MINERAÇÃO Urbana de resíduos eletroeletrônicos:
uma nova fronteira a explorar no Brasil. Centro de Tecnologia Mineral (CETEM).
Disponível em: https://tedit.net/997r3d. Acesso em: 30 set. 2024.
a) Você já ouvir falar em “mineração urbana”?
Faça uma pesquisa e descreva os princi-
pais processos dessa atividade.b) Analise as tabelas e avalie as vantagens da
“mineração urbana” em relação à minera-
ção convencional, considerando aspectos
econômicos e ambientais, como a explo-
ração e o uso de recursos naturais.
c) Como o governo e a sociedade podem
atuar para priorizar a recirculação ou re-
ciclagem dos materiais encontrados no
e -lixo?
2. Faça um levantamento dos EEE que exis-
tem na residência em que você mora. Quais
critérios foram considerados ao adquirir
cada um deles? Quais critérios devem ser
avaliados antes de adquirir um produto?
1. Consulte o Manual do Professor.
2. Consulte o Manual do Professor.
Destino do e-lixo no mundo
80%
não é encaminhado para
reciclagem adequada
(talvez vire sucata, reciclado
em locais irregulares ou
descartado no lixo doméstico)
20%
é descartado em postos
de coleta para reciclagem
adequada
Elaborado com base em: BALDÉ, C. P. et al. The Global E-waste Monitor 2017. Quantities, Flows, and Resources. United Nations University (UNU), International
Telecommunication Union (ITU) & International Solid Waste Association (ISWA), Bonn/Geneva/Vienna. Disponível em: https://tedit.net/6kgdii, A new circular vision
for eletronics. Time for a global reboot 2019. World Economic Forum, Platform for Accelerating the Circular Economy (PACE). Disponível em: https://tedit.net/i8u1pn,
Recycling – From e-waste to resources: sustainable innovation and technology transfer industrial sector studies. Programa das Nações Unidas para o Meio Ambiente
(Pnuma) e Universidade das Nações Unidas, 2010. Disponível em: https://tedit.net/85ng5j, Ciclo de vida de eletroeletrônicos. Idec e Market Analysis, 2014. Disponível
em: https://tedit.net/uh1qiu, The world’s e-waste is a huge problem. It’s also a golden opportunity. World Economic Forum. Disponível em: https://tedit.net/9na95a/.
Acesso em: 30 set. 2024.
Ao promover a análise dos prejuízos do descarte inadequado de equipamentos eletroeletrônicos, a seção
desenvolve a habilidade EM13CNT104.
As atividades envolvem investigação, interpretação de dados, comunicação e argumentação, mobilizando
as competências gerais 2, 4, 5 e 7.
339
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https://tedit.net/997r3d
https://tedit.net/6kgdii
https://tedit.net/i8u1pn
https://tedit.net/85ng5j
https://tedit.net/uh1qiu
https://tedit.net/9na95a/
0,48 V
cátodoânodo ânodocátodo
Sn Sn2+
voltímetro fonte externa (bateria ou gerador)
oxidação: Sn(s) → Sn2+(aq) + 2 e−
redução: Cu2+(aq) + 2 e− → Cu(s)
Sn2+(aq) 1,0 mol/L
Cu2+(aq) 1,0 mol/L
Cu2+Cu2+ CuCu Sn Sn2+
0,48 V
2 e−
2 e−2 e−2 e−
oxidação: Cu(s) → Cu2+(aq) + 2 e−
redução: Sn2+(aq) + 2 e− → Sn(s)
Sn2+(aq) 1,0 mol/L
Cu2+(aq) 1,0 mol/L
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célula voltaica célula eletrolítica
Eletrólise
Como estudamos anteriormente, as pilhas são dispositivos eletro-
químicos que transformam, espontaneamente, energia química em
energia elétrica. Agora estudaremos outro processo, a eletrólise.
Na eletrólise, a energia de uma fonte externa (bateria ou gerador)
promove a ocorrência de uma reação de oxirredução não espontânea.
Ou seja, enquanto na pilha temos a conversão de energia química em
energia elétrica, na eletrólise ocorre a transformação de energia elé-
trica em energia química.
As eletrólises são realizadas em uma célula eletrolítica e os eletro-
dos, geralmente, são feitos de materiais inertes, como platina ou gra-
fita (carvão). Analise os modelos a seguir.
Este tópico favorece o desenvolvimento das habilidades EM13CNT107 e EM13CNT308.
Um dos cientistas mais
importantes para o
estudo da eletrólise é o
cientista inglês Michael
Faraday (1791 -1867). Em
meados do século XIX,
Faraday realizou uma
série de investigações
fundamentais sobre
os fenômenos
elétricos, muitas das
quais relacionadas
à eletrólise. Esses
estudos deram origem
ao que atualmente
chamamos de Leis da
Eletrólise, conforme
apresentaremos
adiante.
Elaborado com base em: SILBER‑
BERG, Martin; AMATEIS, Patricia.
Chemistry: the molecular nature
of matter and change. 7. ed. USA:
BookHolders, 2014.
Elementos representados
em tamanhos não
proporcionais entre si.
Cores fantasia.
No processo de eletrólise, os elétrons são transferidos da fonte de
energia (gerador) para a célula eletrolítica. Nela, os elétrons são transfe-
ridos do ânodo (polo positivo), onde ocorre a oxidação, para o cátodo
(polo negativo).
Assim, podemos definir:
Ânodo (polo positivo): em uma célula eletrolítica, é o eletrodo em
que ocorre a perda de elétrons (oxidação).
Cátodo (polo negativo): em uma célula eletrolítica, é o eletrodo em
que ocorre o recebimento de elétrons (redução).
Durante a eletrólise, além da migração de elétrons, ocorrem migra-
ções de íons:
• cátions (íons positivos) migram para o cátodo (polo – ), no qual re-
cebem elétrons, sofrendo redução;
• ânions (íons negativos) migram para o ânodo (polo + ), no qual per-
dem elétrons, sofrendo oxidação.
Representação
esquemática comparativa
entre uma célula voltaica
(pilha) e uma célula
eletrolítica (eletrólise) para
um sistema constituído
por eletrodos de estanho
(Sn) e cobre (Cu).
340
P5_IDQui_VU_g26Sa_326a351_U8_Cap20_LE.indd 340P5_IDQui_VU_g26Sa_326a351_U8_Cap20_LE.indd 340 14/10/24 21:2314/10/24 21:23
Representação
esquemática de uma
célula eletrolítica durante a
eletrólise ígnea do cloreto
de sódio.
Elaborado com base em: BROWN,
T. L. et al. Química – A Ciência central.
13. ed. São Paulo: Pearson, 2017.
Eletrólise ígnea
A eletrólise ígnea ocorre em um meio no qual existem
uma ou mais substâncias fundidas (no estado líquido).
Considere o processo de eletrólise ígnea do cloreto
de sódio (NaCℓ) utilizando eletrodos inertes de platina.
A dissociação do cloreto de sódio fundido pode ser re
presentada pela seguinte equação:
NaCℓ(s) → Na + (ℓ) + Cℓ − (ℓ)
Com o cloreto de sódio fundido, ocorre a eletrólise íg
nea. As semirreações que ocorrem nos eletrodos são:
cátodo (redução): Na +(ℓ) + e− → Na(s)
ânodo (oxidação): 2 C ℓ −(ℓ) → C ℓ
2
(g) + 2 e−
A equação global pode ser obtida pela soma das
duas semirreações apresentadas, igualando o número de elétrons
transferidos:
cátodo: 2 Na + + 2 e − → 2 Na
ânodo: 2 C ℓ − → C ℓ
2
+ 2 e −
equação global: 2 Na +(ℓ) + 2 C ℓ −(g) → 2 Na + Cℓ
Analisando a equação global, podemos concluir que a eletrólise ígnea
do cloreto de sódio produz sódio metálico (Na) e gás cloro (Cℓ
2
).
Eletrólise aquosa
Na eletrólise aquosa, as substâncias envolvidas encontram se dis
solvidas em água. Esse processo diferencia se da eletrólise ígnea por
que, além dos íons provenientes do soluto, estarão presentes no meio
reacional os íons originados no processo de autoionização da água,
como representado de maneira simplificada na equação a seguir:
H
2
O(ℓ) → H + (aq) + OH − (aq)
Assim, na solução a ser eletrolisada teremos:
Δ
fonte de tensão
(gerador ou
bateria)ânodo (+) cátodo (−)
2 Na+(aq) + 2 e− → 2 Na(ℓ)
2 Cℓ−(aq) → Cℓ
2
(g) + 2 e−
Cℓ
2
(g)
Cℓ−(aq)
Na(ℓ)
NaCℓ(ℓ)
R
2
E
d
it
o
ri
a
l/
A
rq
u
iv
o
d
a
e
d
it
o
ra
Na+(aq)
Elementos representados
em tamanhos não
proporcionais entre si.
Cores fantasia.
• cátions {
provenientes da água (H + )
provenientes do soluto
• ânions {
provenientes da água (OH − )
provenientes do soluto
Assim como na eletrólise ígnea, na eletrólise aquosa também tra
balhamos com eletrodos inertes, de modo que os processos de des
carga dos cátions e ânions ocorrem em sua superfície.
Experimentalmente, é possível ordenar a prioridade de descarga
de cátions e ânions na célula eletrolítica.
As eletrólises podem ser realizadas em meios que contenham
substâncias puras liquefeitas (fundidas) ou dissolvidas em água (meio
aquoso).
341IDQui_VU_g26Sa_326a351_U8_Cap20_LE.indd 341IDQui_VU_g26Sa_326a351_U8_Cap20_LE.indd 341 10/18/24 6:37 PM10/18/24 6:37 PM
A fila de prioridade representada simplificadamente é:
metais alcalinos > metais alcalinoterrosos > Aℓ3+
> H+
> demais metais
ânions oxigenados > F−
> OH−
> ânions não oxigenados > HSO
4
−
facilidade de descarga crescente
Estudaremos a seguir alguns exemplos de eletrólises em meio aquoso.
Eletrólise aquosa do cloreto de sódio, NaCℓ(aq)
Em uma solução aquosa de cloreto de sódio, estão presentes tan-
to os íons provenientes da dissociação do sal como aqueles prove-
nientes da ionização da água:
NaCℓ(s) → Na + (aq) + C ℓ − (aq)
H
2
O(ℓ) → H + (aq) + OH − (aq)
Analisando a fila de descarga, é possível notar que o cátion H+(aq)
apresenta prioridade de descarga maior do que o Na+(aq), que é um
metal alcalino. Desse modo, apesar de ambos os íons serem atraídos
para o cátodo (polo negativo), somente o cátion H+(aq) sofrerá descar-
ga por meio de sua redução:
2 H + (aq) + 2 e − → H
2
(g)
Analogamente, comparando as facilidades de descarga dos ânions,
notamos que o Cℓ−(aq), um ânion não oxigenado, tem prioridade de
descarga em relação ao OH−(aq). Desse modo, apesar de ambos os
íons serem atraídos para o ânodo (polo positivo), somente o Cℓ−(aq)
sofrerá a descarga por meio de sua oxidação:
2 Cℓ − (aq) → C ℓ
2
(aq) + 2 e −
Somando as quatro equações apresentadas, teremos a equação
que representa o processo global:
2 NaCℓ(aq) → 2 Na + (aq) + 2 Cℓ − (aq)
2 H
2
O(ℓ) → 2 H + (aq) + 2 OH − (aq)
cátodo : 2 H + (aq) + 2 e − → H
2
(g)
ânodo : 2 Cℓ − (aq) → Cℓ
2
(g) + 2 e −
‾‾ 2 NaCℓ (aq) + 2 H
2
O(ℓ) → 2 Na + (aq) + 2 OH − (aq)
solução
+ H
2
(g)
⏟
cátodo
+ C ℓ
2
(g)
⏟
ânodo
Por meio da eletrólise do NaCℓ(aq), é possível produzir soda cáus-
tica (NaOH), gás hidrogênio (H
2
) e gás cloro (Cℓ
2
). Note que a presença
de OH− na solução final da eletrólise caracteriza a solução resultante
como básica.
Em vez de escrever a descarga do H+ proveniente da água, pode-
mos escrever a descarga da própria água, cuja reação é dada por:
cátodo (redução)
⎧
⎪
⎨
⎪
⎩
2 H
2
O(ℓ) → 2 H + ( aq) + 2 OH − (aq)
2 H + (aq) + 2 e − → H
2
(g)
2 H
2
O(ℓ) + 2 e − → H
2
(g) + 2 OH − (aq)
342
P5_IDQui_VU_g26Sa_326a351_U8_Cap20_LE.indd 342P5_IDQui_VU_g26Sa_326a351_U8_Cap20_LE.indd 342 14/10/24 21:2314/10/24 21:23
1. (Ufscar-SP) A figura apresenta a eletrólise de uma solução aquosa de cloreto de níquel (II), NiCℓ
2
.
AT I V IAT I V IDADESDADES Não escreva no livroNão escreva no livroNão escreva no livro
São dadas as semirreações de redução e seus res-
pectivos potenciais:
Cℓ
2
(g) + 2 e– → 2 Cℓ–(aq) E0 = +1,36 V
Ni2+(aq) + 2 e− → Ni(s) E0 = −0,24 V
a) Indique as substâncias formadas no ânodo e no
cátodo. Justifique.
b) Qual deve ser o mínimo potencial aplicado pela
bateria para que ocorra a eletrólise? Justifique.
Eletrólise aquosa do sulfato de níquel, NiSO
4
(aq)
Considere as seguintes equações:
NiSO
4
(aq) → Ni 2+ (aq) + SO
4
2− (aq)
H
2
O(ℓ) → H + (aq) + OH − (aq)
Por intermédio da fila de descarga, o Ni2+(aq), um metal alcalinoter-
roso, apresenta prioridade em relação ao H+(aq), enquanto o OH−(aq) é
prioritário em relação ao SO
4
2−(aq), um ânion oxigenado. Logo:
cátodo (polo negativo): Ni 2+ (aq) + 2 e − → Ni(s)
ânodo (polo positivo): 2 OH − (aq) → H
2
O(ℓ) +
1
__
2
O
2
(g) + 2 e −
Somando as quatro reações apresentadas:
R
e
p
ro
d
u
ç
ã
o
/U
F
S
C
A
R
,
2
0
0
5
.
1a. Polo negativo (cátodo) redução = Ni(s); polo
positivo (ânodo) oxidação = Cℓ
2
(g)
1b. O ΔE mínimo deve ser +1,60 V. A reação 2 Cℓ−(aq) + Ni2+(aq) →
→ Ni(s) + Cℓ
2
(g) não é espontânea e, portanto, deve ser forçada. E
para que isso ocorra deve se fornecer no mínimo +1,60 V.
NiS O
4
(aq) → Ni 2+ (aq) + SO
4
2– (aq)
2 H
2
O(ℓ) → 2 H + (aq) + 2 OH − (aq)
cátodo : Ni 2+ (aq) + 2 e – → Ni(s)
ânodo: 2 OH − (aq) → H
2
O(ℓ) +
1
__
2
O
2
(g) + 2 e −
equação global: NiSO
4
(aq) + H
2
O(ℓ) → 2 H + (aq) + SO
4
2− (aq)
solução
+ Ni(s)
⏟
cátodo
+
1
_
2
O
2
(g)
⏟
ânodo
Note que, pela eletrólise do NiSO
4
, obtivemos níquel metálico (Ni) e
gás oxigênio (O
2
). Além disso, a solução final apresenta caráter ácido
em razão dos íons H+(aq).
Em vez de escrever a descarga do OH− proveniente da água, po-
demos escrever a descarga da própria água, cuja reação é dada por:
ânodo (oxidação)
2 H
2
O(ℓ) → 2 H+ (aq) + 2 OH− (aq)
2 OH− (aq) → H
2
O(ℓ) +
1
__
2
O
2
(g) + 2 e–
H
2
O(ℓ) → 2 H+(aq) +
1
__
2
O
2
(g) + 2 e–
343
P6_IDQui_VU_g26Sa_326a351_U8_Cap20_LE.indd 343P6_IDQui_VU_g26Sa_326a351_U8_Cap20_LE.indd 343 10/15/24 8:50 AM10/15/24 8:50 AM
Aspectos quantitativos da eletrólise
Com o estabelecimento de relações estequiométricas e de quan-
tidade de carga, é possível calcular a quantidade dos reagentes con-
sumidos e dos produtos formados em um processo eletrolítico. Essa
relação foi estabelecida experimentalmente em 1834 por Faraday e
ficou conhecida como lei da eletrólise de Faraday.
Lei da eletrólise de Faraday: a quantidade de substância produzida
em cada eletrodo é diretamente proporcional à quantidade de car-
ga que flui através da célula eletrolítica.
No estudo dos modelos atômicos, apresentamos que a carga do
elétron em módulo corresponde a 1,6 ⋅ 10−19. Com base nesse valor,
podemos determinar a quantidade de carga transportada por 1 mol de
elétrons, ou seja, 6,02 ⋅ 10−23 e−:
1 elétron 1,6 ⋅ 10–19 C
6,02 ⋅ 10−23 elétrons Q
Q = 96 500 C = 9,65 ⋅ 104 C
1 mol de elétrons (6,02 · 10 23
e–)
transporta ⎯ ⟶
9,65 ⋅ 104 C = 1 faraday = 1 F
Desse modo, 9,65 ⋅ 104 C é a quantidade de carga transportada por 1
mol de elétrons. Essa quantidade é denominada constante de Faraday:
A quantidade de carga (Q), expressa em coulomb (C), que circula
em um circuito elétrico está relacionada com a intensidade da corren-
te elétrica (i), expressa em ampère (A), e ao tempo, expresso em se-
gundos (s).
A expressão matemática que mostra essa relação é:
Q = i ⋅ t
Atividade resolvidaAtividade resolvidaAtividades resolvidas
Observe a resolução dos exercícios a seguir.
1. Uma aliança foi recoberta por uma fina película de prata metálica (Ag)
através de um processo eletrolítico envolvendo um sal de prata com
cátions Ag+. Considerando que no processo descrito circularam pelo
sistema 0,01 faraday de carga, qual é a massa da película de prata de-
positada sobre a aliança? (Massa molar: Ag = 108 g ⋅ mol−1.)
3
D
V
e
c
to
r/
S
h
u
tt
e
rs
to
c
k
344
P5_IDQui_VU_g26Sa_326a351_U8_Cap20_LE.indd 344P5_IDQui_VU_g26Sa_326a351_U8_Cap20_LE.indd 344 14/10/24 21:2414/10/24 21:24
Solução:
A g + + 1 e − → Ag
Ao receber 1 mol de e − , 1 mol de Ag + produz
1 mol de Ag.
1 Ag+ (aq) + 1 e− → 1 Ag(s)
1 mol e −
transporta
⎯⎯ ⟶ 96 500 C = 1 F
1 mol e − 1 mol
1 faraday 108 g
0,01 faraday x
x =
0, 1 faraday ⋅ 108 g
_________________
1 faraday
= 1,08 g de Ag
2. Qual seria a massa de cobre depositada
em um processo eletrolítico a partir do sal
sulfato de cobre II, no qual foram utilizados
9 650 C de carga?
(Massa molar: Cu = 64 g ⋅ mol−1.)
Solução:
CuSO
4
(aq) → Cu 2+ + (SO
4
) 2− (aq)
Cu 2+ (aq)+ 2 e − → Cu(aq)
2 mol de e −
2 ⋅ (96 500 C) 64 g
9 500 C x
x =
9 650 ⋅ 64 g
____________
2 ⋅ 96 500
= 3,2 g de Cu
1. Uma empresa produtora de semijoia descre-
veu em seu site a missão de sua empresa:
“Produzir semijoias com materiais e design
diferenciados, de alta qualidade e beleza,
especialmente desenvolvidos para pessoas
que priorizem a arte e a beleza da ourivesa-
ria aplicada a uma joia folheada de alto valor
agregado.”
Entre seus produtos, a empresa anunciava a
venda de anéis e brincos e dispôs no site fo-
tos dessas semijoias.
Muitas dessas semijoias são produzidas a
partir de processos eletrolíticos que utilizam
materiais não nobres, recobertos por pelícu-
las de ouro ou prata (metais nobres).
Considerando que, para a fabricação de um
desses adornos, a carga envolvida na redução
do íon Ag+ para a formação da prata metálica,
utilizada em um banho de prata, foi de 96,5 C,
podemos afirmar que a massa depositada na
semijoia será de:
(Dados: M
Ag
= 108 g/mol; constante de Faraday =
= 96 500 C.)
a) 0,108 g
b) 1,08 g
c) 1,08 ⋅ 10−3 g
d) 0,108 ⋅ 10−3 g
e) 0,0018 ⋅ 10−3 g
2. O avanço tecnológico está diretamente re-
lacionado ao uso de novos materiais, cuja
descoberta muitas vezes está associada ao
desenvolvimento da Química. No caso das ba-
terias recarregáveis, por exemplo, sua evo-
lução foi fundamental para a miniaturização
de equipamentos eletrônicos, como os de
comunicação. Atualmente, existem aparelhos
celulares que são menores que as baterias uti-
lizadas nos primeiros modelos que surgiram.
Alguns tipos de bateria existentes são de:
• níquel-hidreto metálico (Ni-MH).
• níquel-cádmio (Ni-Cd).
• íon lítio (Li-íon).
Essa última é um exemplo da contribuição da
Química na evolução tecnológica, uma vez
que as baterias Li-íon armazenam o dobro de
energia que uma bateria Ni-MH e três vezes
mais que uma bateria Ni-Cd.
Com tantos avanços tecnológicos, não se
pode esquecer que é necessário realizar a
coleta seletiva para qualquer tipo de compo-
nente eletrônico, inclusive as baterias.
Se as baterias forem descartadas no lixo
comum, elas podem poluir o ambiente por
causa da:
a) presença de metais pesados.
b) presença de substâncias alcalinas.
c) presença de substâncias explosivas.
d) liberação de gás cloro durante a decom-
posição.
e) liberação de gás nitrogênio durante a de-
composição.
1. Alternativa a.
m = M
Ag
⋅ Q
____________
n ⋅ F
= m =
108 g/mol ⋅ 96,5 C
_______________
1⋅ 96 500 C
≅ 0,108 g
2. Alternativa a. As baterias podem poluir o am-
biente devido à presença de metais pesados,
como mercúrio, cádmio e chumbo.
Não escreva no livroNão escreva no livroNão escreva no livroAT I V IAT I V I DA D E SDA D E S
345
P6_IDQui_VU_g26Sa_326a351_U8_Cap20_LE.indd 345P6_IDQui_VU_g26Sa_326a351_U8_Cap20_LE.indd 345 10/15/24 8:51 AM10/15/24 8:51 AM
TRABALHO EM FOCO
Não escreva no livroNão escreva no livroNão escreva no livro
Inteligência artificial melhora em até
99% os resultados de sensores
eletroquímicos
[...]
Um dos grupos de pesquisa em nanotecnolo-
gia do Centro Nacional de Pesquisa em Energia
e Materiais (CNPEM) concluiu que dispositivos
com sensores eletroquímicos, como os usados
em monitoramento de dados ambientais ou
para testes de diagnóstico de doenças, podem
tirar enorme vantagem do uso de algoritmos de
aprendizagem computacional, uma técnica co-
nhecida como “machine learning”. [...].
O grupo verificou que a aplicação de inteli-
gência artificial nos resultados obtidos em sen-
sores eletroquímicos pode aumentar de 70% a
até 99% a acurácia dos dados finais, em relação
aos resultados de um mesmo dispositivo não
tratado por machine learning. Isto é, a utiliza-
ção desse método permite minimizar tanto os
falsos positivos quanto os falsos negativos nas
medidas que os sensores revelam. Como con-
sequência está também o impacto nos custos.
As possíveis aplicações variam e podem ser
infinitas. O próprio grupo que fez a publicação
tem trabalhado com a concepção, fabricação,
caracterização e aplicação de sensores eletro-
químicos em dois principais ramos: análises em
meio ambiente e diagnósticos clínicos. Alguns
exemplos do que já saiu dessas pesquisas incluem
o uso de sensores vestíveis em folhas para moni-
torar condições fisiológicas de plantas de soja e
cana-de-açúcar e testes rápidos da Covid-19.
Tendência mundial
O uso de machine learning é um tema atual
e que serve a fins diversos. A tendência mundial
cresce rapidamente, e o mesmo tem ocorrido em
pesquisas científicas como um todo. [...]
COMUNICAÇÃO CNPEM. Inteligência artificial me-
lhora em até 99% os resultados de sensores
eletroquímicos, out. 2023. Disponível em:
https://tedit.net/du1cxf. Acesso em: 30 set. 2024.
1. Você já ouviu falar do termo machine learning?
Pesquise o termo e comente o que você en-
tende por inteligência artificial (IA). Dê exem-
plos de outras inteligências artificiais e de
como elas podem auxiliar no dia a dia e no
mundo do trabalho, com relação aos campos
de trabalho das áreas de Ciências da Natureza
e suas Tecnologias.
2. Com base na leitura do texto, faça uma pes-
quisa em sites de divulgação científica e ou-
tras fontes confiáveis sobre o uso de inteli-
gência artificial no campo da eletroquímica.
Quais outras aplicações existem além das
mencionadas no texto?
3. Se você atuasse com pesquisa e desenvol-
vimento de produtos, como utilizaria a inte-
ligência artificial para otimizar o desempe-
nho de um componente eletroquímico (por
exemplo, sensores, baterias ou eletrocata-
lisadores)? Reúna-se em grupo e discutam
maneiras de elaborar um produto e otimizá-lo
com IA.
1. Respostas pessoais. Consulte
o Manual do Professor.
2. Respostas pessoais. Consulte o Manual do Professor.
R
e
p
ro
d
u
ç
ã
o
/O
N
U
Neste tema estudamos os principais conceitos relacionados ao estudo da Eletroquímica. Vimos
o funcionamento de diferentes dispositivos eletroquímicos, como as pilhas comerciais e as células a
combustível, assim como analisamos a produção de compostos por meio da eletrólise. Assim, é pos-
sível relacionar esses conceitos aos ODS 7 − Energia Limpa e Acessível, ODS 9 − Indústria, Inovação
e Infraestrutura e ODS 12 − Consumo e Produção Responsáveis.
Volte até a abertura do tema e responda novamente às perguntas do boxe Início de conversa.
Compare suas respostas com aquelas que você respondeu anteriormente.
O que você sabia antes de estudar esse tema é diferente do que sabe agora sobre reações ele-
troquímicas?
Fim de conversaFim de conversa
Esta seção favorece o de‑
senvolvimento das habilidades EM13CNT303 e EM13CNT308
e das competências gerais 2, 4, 5, 6, 7 e 9. Além disso, também
são mobilizados os TCT Ciência e Tecnologia e Trabalho.
3. Respostas pessoais.
Esta atividade pode ser desenvolvida em conjunto com o professor
de Matemática, por meio da integração de conceitos de programação
de máquina. Os estudantes podem aprender conceitos de algoritmos,
programação estruturada e em blocos, usando a ideia de fluxogramas
para criar o passo a passo de um produto e otimizá‑lo.
346
P5_IDQui_VU_g26Sa_326a351_U8_Cap20_LE.indd 346P5_IDQui_VU_g26Sa_326a351_U8_Cap20_LE.indd 346 14/10/24 21:2414/10/24 21:24
https://tedit.net/du1cxf
1. Considere que uma pessoa está utilizando seu
relógio digital de pulso favorito e de repente
ele para de mostrar as horas, apagando total-
mente a tela. Ela então leva a uma loja especia-
lizada e descobre que tem que trocar a pilha.
Enquanto o especialista realiza a troca, o dono
do relógio observa atentamente e questiona o
especialista, descobrindo que essa pilha é pe-
quena e muitas vezes conhecida como “pilha
de botão”, sendo composta de zinco metálico
e óxido de mercúrio.
Note a seguir o esquema que representa a
pilha utilizada em relógios.
B
a
n
c
od
e
i
m
a
g
e
n
s
/A
rq
u
iv
o
d
a
e
d
it
o
ra
zinco metálico isolante pasta de
KOH e água
óxido de mercúrio (II) aço inox
As reações que ocorrem nessa pilha são:
I. Zn(s) ⇌ Zn 2+ (aq) + 2e − ΔE0 = +0,76 V
II. HgO(s) + H
2
O(ℓ ) + 2e − ⇌ Hg(ℓ) +
+ 2 OH − (aq) ΔE0 = +0,85 V
Com base nessas informações, faça as ativi-
dades a seguir, que correspondem a compo-
sição e funcionamento desse tipo de pilha.
a) Indique a reação de oxidação e a reação
de redução.
b) Qual é o agente oxidante? E o agente re-
dutor?
c) No caderno, escreva a reação global e in-
dique o ΔE0.
d) Os elétrons partem de qual eletrodo?
e) Com o funcionamento da pilha, indique se
as quantidades das espécies Zn, HgO, Hg
e OH− vão aumentar ou diminuir.
2.
Água poderá ser tratada sem cloro
Experimentos realizados na Escola de En-
genharia de São Carlos (EESC) da USP com-
provaram que a utilização de ozônio, ácido
peracético ou um processo combinado envol-
vendo ozônio e cloro podem ser alternativas
ao uso do cloro na desinfecção de água para
consumo humano. [...]
Segundo a engenheira Jeanette Beber de
Souza [...], “Desde a década de 1970, estudos in-
ternacionais mostram que o cloro em contato
com águas que contêm certos tipos de matéria
orgânica pode produzir subprodutos com po-
tencial cancerígeno”, [...]. “Na Europa, o ozônio
é muito utilizado. No Brasil, ainda não é viável
devido aos altos custos, entre outros fatores”,
informa. [...]
Disponível em: https://tedit.net/p2ztbx.
Acesso em: 21 jul. 2024.
Considere os potenciais padrão de redução a
seguir dos elementos descritos no texto:
O
3
(g) + 2 H + (aq) + 2 e − →
→ O
2
(g) + H
2
O(ℓ ) E 0 = + 2,07 V
Cℓ
2
(g) + 2 e − → Cℓ − (aq) E 0 = + 1,36 V
De acordo com as informações anteriores,
uma das explicações possíveis para o uso do
ozônio em relação ao cloro se deve ao fato
de que
a) o O
3
(g) atua como bactericida, pois seu
caráter redutor é maior que o do Cℓ
2
(g).
b) o O
3
(g) representa uma alternativa barata
e segura, pois o principal produto desse
tratamento é o O
2
(g).
c) o Cℓ
2
(g) tem menor tendência a sofrer re-
dução, sendo por isso um agente oxidante
menos eficiente que o O
3
(g).
d) os efeitos dos compostos que se formam
no tratamento de água por ozônio no orga-
nismo humano são totalmente conhecidos.
e) o ozônio possui maior tendência a sofrer
oxidação do que o cloro gasoso, além de
destruir as bactérias.
Elementos
representados
em tamanhos não
proporcionais
entre si.
Cores fantasia.
1a. Oxidação: reação I; redução:
reação II.
1b. Zn: agente redutor; HgO: agente oxidante.
1c. Zn + HgO + H
2
O ⇌ Hg + Zn2+ +
+ 2 OH− ; ΔE0 = 1,61 V.
1d. Eletrodo de zinco.
1e. Diminuem: HgO e Zn; aumentam: Hg e OH−.
2. Alternativa c. Com base nos potenciais padrão de redução fornecidos, o ozônio possui um potencial de redução
maior do que o cloro, o que indica que ele é um agente oxidante mais forte e, portanto, tem uma maior tendência
a sofrer oxidação.
AT I V I D A D E SAT I V I D A D E S F I N A I S F I N A I S Não escreva no livroNão escreva no livroNão escreva no livro
347
P5_IDQui_VU_g26Sa_326a351_U8_Cap20_LE.indd 347P5_IDQui_VU_g26Sa_326a351_U8_Cap20_LE.indd 347 14/10/24 21:2414/10/24 21:24
https://tedit.net/p2ztbx
3. (Enem)
Texto I
Biocélulas combustíveis são uma alternativa
tecnológica para substituição das baterias con-
vencionais. Em uma biocélula microbiológica,
bactérias catalisam reações de oxidação de subs-
tratos orgânicos. Liberam elétrons produzidos na
respiração celular para um eletrodo, onde fluem
por um circuito externo até o cátodo do sistema,
produzindo corrente elétrica. Uma reação típica
que ocorre em biocélulas microbiológicas utiliza
o acetato como substrato.
AQUINO NETO, S. Preparação e caracterização de
bioanodos para biocélula e combustível etanol/O2.
Disponível em: www.teses.usp.br. Acesso em: 23 jun.
2015 (adaptado).
Texto II
Em sistemas bioeletroquímicos, os poten-
ciais padrão (E0) apresentam valores caracte-
rísticos. Para as biocélulas de acetato, considere
as seguintes semirreações de redução e seus
respectivos potenciais:
2 CO
2
+ 7 H+ + 8 e− → CH
3
OO− + 2 H
2
O E0 = −0,3 V
O
2
+ 4 H+ + 4 e− → 2 H
2
O E0 = 0,8 V
SCOTT, K.; YU, E. H. Microbial electrochemical and
fuel cells: fundamentals and applications. Woodhead
Publishing Series in Energy. N. 88, 2016 (adaptado).
Nessas condições, qual é o número mínimo
de biocélulas de acetato, ligadas em série,
necessárias para se obter uma diferença de
potencial de 4,4 V?
a) 3 b) 4 c) 6 d) 9 e) 15
4. O esquema a seguir ilustra blocos de um metal
acoplados ao casco de ferro de um navio:
B
a
n
c
o
d
e
i
m
a
g
e
n
s
/
A
rq
u
iv
o
d
a
e
d
it
o
ra
blocos de metal casco de ferro
Esses blocos de metal se oxidam, evitando
a corrosão das chapas de ferro do casco do
navio. Utilizando os potenciais apresentados
a seguir, indique qual(is) metal(is) pode(m) ser
utilizado(s) para essa finalidade.
Mg 2+ + 2 e −
⎯ ⇀ ↽ ⎯
Mg E
red
0 = − 2,36 V
Zn 2+ + 2 e −
⎯ ⇀ ↽ ⎯
Zn E
red
0 = − 0,76 V
F e 2+ + 2 e −
⎯ ⇀ ↽ ⎯
Fe E
red
0 = − 0,44 V
Cu 2+ + 2 e −
⎯ ⇀ ↽ ⎯
Cu E
red
0 = + 0,34 V
5. (Enem) O boato de que os lacres das latas de
alumínio teriam um alto valor comercial levou
muitas pessoas a juntarem esse material na ex-
pectativa de ganhar dinheiro com sua venda. As
empresas fabricantes de alumínio esclarecem
que isso não passa de uma “lenda urbana”, pois
ao retirar o anel da lata, dificulta-se a recicla-
gem do alumínio. Como a liga da qual é feito o
anel contém alto teor de magnésio, se ele não
estiver junto com a lata, fica mais fácil ocorrer
a oxidação do alumínio no forno. A tabela apre-
senta as semirreações e os valores de potencial
padrão de redução de alguns metais:
Semirreação
Potencial Padrão
de Redução (V)
Li + + e − → Li −3,05
K + + e − → K −2,93
Mg 2+ + 2 e − → Mg −2,36
Aℓ 3+ + 3 e − → Aℓ −1,66
Zn 2+ + 2 e − → Zn −0,76
Cu 2+ + 2 e − → Cu +0,34
Disponível em: www.sucatas.com.
Acesso em: 28 fev. 2012 (adaptado).
Com base no texto e na tabela, que metais po-
deriam entrar na composição do anel das latas
com a mesma função do magnésio, ou seja, pro-
teger o alumínio da oxidação nos fornos e não
deixar diminuir o rendimento da sua reciclagem?
a) Somente o lítio, pois ele possui o menor
potencial de redução.
b) Somente o cobre, pois ele possui o maior
potencial de redução.
c) Somente o potássio, pois ele possui poten-
cial de redução mais próximo do magnésio.
d) Somente o cobre e o zinco, pois eles sofrem
oxidação mais facilmente que o alumínio.
e) Somente o lítio e o potássio, pois seus po-
tenciais de redução são menores do que o
do alumínio.
3. Alternativa b. ddp = 0,8 – (–0,3) = +1,1 V; no de
pilhas =
4,4 V
_____
1,1 V
= 4
5. Alternativa e. Para retardar a oxidação do alumínio, pre‑
cisamos de metais cujo potencial padrão de redução seja
menor do que o do alumínio, e pela tabela, apenas o lítio,
potássio e magnésio tem valores menores.
Não escreva no livroNão escreva no livroNão escreva no livro
348 4. Podem ser utilizados metais com potencial de reação
menor que o do ferro: Mg e Zn.
P5_IDQui_VU_g26Sa_326a351_U8_Cap20_LE.indd 348P5_IDQui_VU_g26Sa_326a351_U8_Cap20_LE.indd 348 14/10/24 21:2414/10/24 21:24
http://www.sucatas.com
https://www.teses.usp.br/
349
CONSULTE A SEÇÃO
PRODUÇÃO EM FOCO,
NO INÍCIO DESTE
VOLUME.REUNINDO
CONCEITOS
Nesta Unidade compreendemos os principais conceitos associa-
dos ao funcionamento de pilhas e baterias. Também discutimos os im-
pactos socioambientais do descarteincorreto dos lixos eletrônicos.
Com os colegas, realize uma pesquisa sobre o descarte de e-lixo
na comunidade. Vocês podem utilizar os seguintes tópicos como
guias da pesquisa:
• Como é feito o descarte de pilhas e baterias portáteis na região?
• Há postos de coleta para os demais tipos
de lixo eletrônico?
• Se há locais de recolhimento, há quan-
tos pontos? Eles estão espalhados pela
região? Todas as pessoas têm conheci-
mento ou acesso a esses locais?
Com essas informações, elaborem um
material de divulgação para a comunidade.
Esse material pode ser um conjunto de car-
tazes, posts para as redes sociais da escola,
etc. Nele, destaquem a importância do des-
carte correto do lixo eletrônico e indiquem
possíveis locais de coleta. Smartphones, notebooks,
TVs, fones de ouvido,
pilhas e baterias são
exemplos de lixo
eletrônico, também
conhecido como e -lixo.
ga
br
ie
l1
2/
S
hu
tt
er
st
oc
k
ção sobre a pesquisa, o trabalho
com essa seção favorece o de-
senvolvimento das habilidades
EM13CNT302 e EM13CNT310.
Dessa forma, também são mo-
bilizadas as competências ge-
rais 2, 4, 5, 7, 9 e 10, além do
TCT Educação para o Consumo.
R
ep
ro
du
çã
o/
O
N
U
Consulte o Manual do Professor.
Avalie se, ao final desta Unidade, você:
• Assimilou o conceito de número de oxidação (Nox) e é capaz de de-
terminar o Nox de elementos em diferentes compostos.
• Compreendeu como realizar o balanceamento das reações de
oxirredução.
• Conseguiu relacionar os conceitos de oxirredução com fenôme-
nos do cotidiano, como a corrosão de metais e a formação de fer-
rugem.
• Identificou o ânodo, o cátodo, a ponte salina e o sentido do fluxo
de elétrons das pilhas eletroquímicas.
• Entendeu o conceito de potencial padrão de redução e como
aplicá-lo utilizando tabelas de potenciais para calcular a diferen-
ça de potencial (ddp) gerada por uma pilha.
• Empregou as Leis de Faraday em cálculos de previsões quantita-
tivas envolvendo processos eletrolíticos.
• Compreendeu a importância do descarte correto e reciclagem de
lixos eletrônicos.
Ao propor uma ati-
vidade em grupos
para a investigação
e análise das políti-
cas de descarte de
e-lixo na comuni-
dade, seguida pela
produção de um
material de divulga-
IDQui_VU_g26Sa_326a351_U8_Cap20_LE.indd 349IDQui_VU_g26Sa_326a351_U8_Cap20_LE.indd 349 10/24/24 2:01 PM10/24/24 2:01 PM
EM AÇÃO
Prevenção e combate a incêndios
Pensando no problema
Você já parou para pensar que prevenir-se contra um incêndio é
muito melhor do que combatê-lo?
Com o objetivo de desenvolver um comportamento coletivo de se-
gurança, nosso projeto tratará do tema incêndio, que exige conhecimen-
to científico, de legislação e de ações. Combinando conhecimentos so-
bre propriedades térmicas dos materiais, reações de combustão e
energia, esse tópico se alinha ao ODS 11 para tornar as cidades mais se-
guras, protegendo pessoas, meio ambiente e patrimônios.
Como se organizar
• Organizem-se em 7 grupos para desenvolver as atividades que en-
volvem o conhecimento sobre fogo e incêndio, sobre a legislação
vigente no seu município e condutas de segurança ou evasão do
local, a fim de promover o esclarecimento da comunidade escolar.
• Em cada grupo destaquem um líder, que vai organizar as tarefas de
cada etapa, e um secretário, que vai produzir um diário de bordo,
anotando o trabalho executado em cada encontro do grupo.
• Definam a duração de cada tarefa relativa à elaboração da pesqui-
sa e do produto final. O líder e o secretário devem organizar uma
tabela com as atividades de cada membro do grupo e o tempo
necessário para realizá-la, considerando o número de aulas dispo-
níveis para cada etapa.
• No diário de bordo devem ser registrados os materiais de pesqui-
sa, o progresso alcançado, assim como o planejamento da execu-
ção do produto final.
Esta seção favorece o desenvolvimento da habilidade EM13CNT306 ao
promover a avaliação dos riscos envolvidos em atividades cotidianas e o
uso de equipamentos e comportamentos de segurança na prevenção e
combate a incêndios. Por meio das atividades de pesquisa e da elabora‑
ção de uma cartilha coletiva sobre o assunto para a comunidade escolar,
são mobilizadas as competências gerais 2, 4, 5, 7, 9 e 10.
Técnicas de combate e prevenção a incêndios são muito importantes em diversos ambientes, inclusive no doméstico e escolar.
Etapa 1 − A escolha do tema
Cada grupo deverá escolher um tema, dentre os
apresentados a seguir, refletindo sobre a questão
Como evitar incêndios?.
• 1 (Ciência) - Fogo e incêndio (tetraedro do fogo,
reações físico-químicas, tipos de propagação,
ponto de fulgor, ponto de combustão, tempera-
tura de ignição).
• 2 (Ciência) - Combustíveis presentes no ambien-
te escolar e poder calorífico.
Y
u
tt
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a
p
h
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n
g
/S
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N
U
350
P5_IDQui_VU_g26Sa_326a351_U8_Cap20_LE.indd 350P5_IDQui_VU_g26Sa_326a351_U8_Cap20_LE.indd 350 14/10/24 21:2414/10/24 21:24
Não escreva no livroNão escreva no livroNão escreva no livro
• 3 (Ciência) - Classe de incêndios, méto-
dos de extinção e tipos de extintores.
• 4 (Legislação) - Normas de segurança,
legislação municipal, Cipa, brigada de in-
cêndio, etc.
• 5 (Ação) - Mapeamento da escola com
localização de extintores, rotas de fuga,
sinalizações.
• 6 (Ação) - Pesquisa com a comunidade
escolar sobre o conhecimento de riscos
e de prevenção a incêndios.
• 7 (Ação) - Como evitar incêndios e como
agir se algum vier a ocorrer?
Reflitam sobre as seguintes questões:
1. Vocês sabem a diferença entre fogo e incên-
dio? Conhecem os elementos necessários
para o início, a propagação e a extinção de in-
cêndios? E quanto aos métodos de extinção
de incêndios e tipos de extintores?
2. Vocês conhecem as normas de segurança do
município da escola onde estudam? Sabem se
existe uma equipe preparada para combater
incêndio, na eventualidade de isso acontecer?
Sabem o significado de NR, Cipa e outras siglas
utilizadas pelos especialistas?
3. Vocês sabem como agir, com segurança e se-
renidade, caso um incêndio se inicie na escola?
4. Vocês estão cientes dos riscos envolvidos nos
diferentes ambientes escolares, como sala de
aula, pátio, biblioteca, almoxarifado, etc.? E no
que se refere às atitudes necessárias na pre-
venção de incêndios?
Etapa 2 − Pesquisa
Por meio do domínio do fogo, a humani-
dade conquistou uma das mais importantes
ferramentas para o desenvolvimento de civi-
lizações. Quando utilizado sob controle, o
fogo pode ser empregado no aquecimento,
na iluminação e no cozimento de alimentos.
No entanto, se incontido, fora de controle,
transforma-se em incêndio, com consequên-
cias drásticas para as pessoas e para a pre-
servação dos edifícios e da cultura.
Realizem uma pesquisa sobre o tema em
fontes confiáveis de informação e investiguem
quais medidas a comunidade escolar pode
adotar para a prevenção e atuação em casos
de incêndio. Se possível, entrevistem bom-
beiros ou outros profissionais especializados.
Registrem as informações encontradas em
um diário de bordo com data e fontes.
Etapa 3 − Montagem do material
A partir da reunião dos temas estudados
por vocês, elaborem uma cartilha com infor-
mações para a comunidade escolar sobre as
causas da propagação de incêndios, as medi-
das de prevenção e combate, assim como as
rotas de fuga e os avisos sobre a conduta a
ser seguida nessa eventualidade.
Cada grupo ficará responsável por escre-
ver um capítulo da cartilha e todos deverão
participar da composição da capa, incluindo as
ilustrações. No material produzido, devem
constar as fontes de pesquisa, o que garante a
confiabilidade das informações. Avaliem como
imprimir pelo menos um exemplar da cartilha
para ser entregue à biblioteca da escola.
A seguir, sugerimos questões que podem
orientar a confecção da cartilha.
• Há equipamentos de proteção e combate
a incêndios e sinalizaçãobásica de emer-
gência?
• Alunos, professores e funcionários re-
cebem treinamento sobre como agir em
casos de emergência? Sabem utilizar os
equipamentos de segurança?
• Há conhecimento sobre as rotas de fuga
para que, em caso de incêndio, a saída
seja rápida, segura e com bom escoa-
mento de pessoas?
Etapa 4 − Comunicação à comunidade
A divulgação do material produzido para a
comunidade escolar poderá ser feita em meio
digital, se possível, com pelo menos um exem-
plar impresso, a ser entregue à biblioteca.
Essa divulgação poderá envolver a comunida-
de escolar e também os familiares, em um
evento escolar, com a divulgação oral dos
conteúdos da cartilha.
351
P5_IDQui_VU_g26Sa_326a351_U8_Cap20_LE.indd 351P5_IDQui_VU_g26Sa_326a351_U8_Cap20_LE.indd 351 14/10/24 21:2414/10/24 21:24[ CO
2
]
Observe a seguir a representação esquemática de um sólido par‑
ticipante de um equilíbrio.
Qual é o segredo
do galinho do
tempo?
Conheça neste
vídeo um pouco da
história do galinho
do tempo e uma
série que explicam
seu funcionamento.
Disponível em:
https://tedit.net/
drtp1r. Acesso em:
2 out. 2024.
#Fica a dica!
equilíbrio homogêneo:
equilíbrio químico
no qual todos os
componentes
participantes estão na
mesma fase.
equilíbrio heterogêneo:
equilíbrio químico no
qual pelo menos um
dos componentes está
em uma fase diferente
dos demais.
291
P4_IDQui_VU_g26Sa_286a301_U7_Cap17_LE.indd 291P4_IDQui_VU_g26Sa_286a301_U7_Cap17_LE.indd 291 10/14/24 1:03 PM10/14/24 1:03 PM
https://tedit.net/drtp1r
https://tedit.net/drtp1r
Analisando a representação é possível observar que, mesmo alte-
rando a quantidade de sólido (C), a quantidade de moléculas de cada
participante no estado gasoso não se alterou.
Assim, a expressão da constante de equilíbrio será:
K
c
=
[CO
2
]
_
[CO] 2
A seguir, apresentaremos outra maneira de compreender a constan-
te de equilíbrio, quando existe um componente sólido na reação:
2 CO(g) ⇌ CO
2
(g) + C(s)
Inicialmente, escrevemos a expressão da constante de equilíbrio
representada por K
c'
:
K
c'
=
[CO
2
] ⋅ [C]
_____________
[CO] 2
No entanto, devemos considerar que os sólidos apresentam con-
centrações constantes, independentemente de estarem ou não em
equilíbrio.
Considerando que a concentração do carbono (C) é constante,
podemos deslocá-lo para o primeiro membro da equação, no qual te-
mos o valor da constante. Assim, a expressão da constante de equilí-
brio pode ser demonstrada por:
K
c'
___________
[C]
⏟
=
[CO
2
]
_
[CO] 2
Logo, a razão
K
c'
_
[C]
é uma constante e corresponde à constante de
equilíbrio K
c
:
K
c
=
[CO
2
]
_
[CO] 2
Constante de equilíbrio (K
p
)
Nos exemplos anteriores, expressamos a constante de equilíbrio
em termos de K
c
, ou seja, em termos de concentração mol/L.
Podemos também expressar a constante de equilíbrio em termos
de pressões parciais, em equilíbrios nos quais pelo menos um dos
participantes é um gás.
Nesse caso, representamos a constante de equilíbrio por K
p
.
Como exemplo, vamos utilizar o seguinte equilíbrio:
H
2
(g) + C ℓ
2
(g) ⇌ 2 HCℓ(g)
K
c
=
[HCℓ ] 2
____________
[ H
2
] ⋅ [C ℓ
2
]
K
p
=
(P
HCℓ
) 2
____________
(P
H
2
) ⋅ (P
C ℓ
2
)
constante
Elementos representados
em tamanhos não
proporcionais entre si.
Cores fantasia.
Na expressão, só devem ser representados os componentes gaso-
sos. Tanto K
c
como K
p
(constantes de equilíbrio) só variam com a
temperatura.
C(s)
C(s)
2 CO(g) ⇋ CO
2
(g) + C(s)
Representação
esquemática de equilíbrio
químico heterogêneo
(entre CO e CO
2
). A e
B possuem diferentes
quantidades de sólido,
no entanto, a quantidade
de moléculas de [CO
2
]
e [CO] permanece
inalterada.
E
ri
c
s
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n
G
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L
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A
B
292
IDQui_VU_g26Sa_286a301_U7_Cap17_LE.indd 292IDQui_VU_g26Sa_286a301_U7_Cap17_LE.indd 292 10/18/24 3:51 PM10/18/24 3:51 PM
Cálculo da constante de equilíbrio
Vamos, agora, compreender como é determinado o valor da cons‑
tante de equilíbrio (K
c
).
O quadro a seguir apresenta os valores de concentração dos rea‑
gentes e dos produtos de uma reação reversível em três momentos:
no início da reação, durante a reação e quando o equilíbrio é atingido.
2 CO(g) + O
2
(g) ⇌ 2 CO
2
(g)
Início 20 mol 10 mol 0
Durante consome X consome Y forma Z
Equilíbrio W mol T mol 10 mol
Como a quantidade de CO
2
no início era igual a zero e no equilíbrio
há 10 mol, podemos concluir que ocorreu um consumo de 10 mol de
CO e 5 mol de O
2
, pois a proporção estequiométrica é de:
2 CO(g) + O
2
(g) ⇌ 2 CO
2
(g)
Proporção 2 1 2
Assim, temos:
2 CO(g) + O
2
(g) ⇌ 2 CO
2
(g)
Início 20 mol 10 mol 0
Proporção consome 10 mol consome 5 mol forma 10 mol
Equilíbrio 10 mol 5 mol 10 mol
Logo, as concentrações em mol/L no equilíbrio são:
[CO] =
10 mol
_
1 L
= 10 mol/L [O
2
] =
5 mol
_
1 L
= 5 mol/L
[CO
2
] =
10 mol
_
1 L
= 10 mol/L
Se substituirmos esses valores na expressão da K
c
, temos:
K
c
=
[CO
2
] 2
_____________
[CO] 2 ⋅ [O
2
]
⇒
(10) 2
_
(10) 2 ⋅ (5)
⇒ K
c
= 0,2
Ou, simplesmente, K
c
= 0,2.
A dedução da K
c
envolve conceitos termodinâmicos que não são
objeto de nosso estudo e que evidenciam que a K
c
é adimensional
(não tem unidade). Por isso, você notará que a K
c
aparecerá como um
número puro.
1. Observe os gráficos a seguir.
Concentração
Tempot
1
t
2
1
2
Rapidez
Tempot
3
t
4
3
4
Considerando as informações, indique se as
afirmações são verdadeiras ou falsas.
I. No instante t
1
, as concentrações de reagen‑
tes e produtos são iguais.
II. No instante t
1
, o equilíbrio está estabelecido.
III. No instante t
2
, o equilíbrio está estabelecido.
IV. A curva 3 representa a rapidez da reação in‑
versa.
V. Em t
4
, a rapidez das reações direta e inversa
é igual e o equilíbrio está estabelecido.
B
a
n
c
o
d
e
i
m
a
g
e
n
s
/
A
rq
u
iv
o
d
a
e
d
it
o
ra 1. I. Verdadeira.
1. II. Falsa. O equilíbrio é alcançado em t
2
.
1. III. Verdadeira.
1. IV. Falsa. A curva 3 representa a
reação direta.
1. V. Verdadeira.
AT I V IAT I V IDADESDADES Não escreva no livroNão escreva no livroNão escreva no livro
Esta atividade favorece o desenvolvimento da habilidade EM13CNT205.
293
P5_IDQui_VU_g26Sa_286a301_U7_Cap17_LE.indd 293P5_IDQui_VU_g26Sa_286a301_U7_Cap17_LE.indd 293 10/14/24 2:07 PM10/14/24 2:07 PM
2. Os óxidos de enxofre (SO2 e SO3) são óxidos ácidos e responsáveis pela chuva ácida em ambientes
poluídos. Esses óxidos podem estabelecer um equilíbrio, entre si, em determinadas condições:
2 SO 3 (g) ⇌ 2 SO 2 (g) + O 2 (g)
No quadro a seguir, apresentamos a concentração de SO3 em determinados momentos.
Concentração de SO
3
em diferentes instantes
Tempo Concentração de SO
3
em mol/L
t1 20
t2 10
t3 6
t4 6
t5 6
a) Escreva a expressão da constante de equilíbrio e faça um gráfico a partir dos dados da tabela.
b) A partir de que instante o equilíbrio se estabelece? Justifique sua resposta.
3. Em condições adequadas de pressão e de temperatura e com catalisador apropriado, o gás N2
reage com o gás H2, produzindo gás amônia.
N 2 (g) + 3 H 2 (g) ⇌ 2 NH 3 (g)
À temperatura de 500 °C, a constante do equilíbrio representado é igual a 1,0 ⋅ 102.
Sabendo que nessa temperatura as concentrações de NH3 e H2 são, respectivamente, 1 ⋅ 10−2 mol/L
e 1 ⋅ 10−1 mol/L, calcule a concentração em mol/L do N2.
4. Os óxidos de nitrogênio (NO e NO2) são conheci-
dos poluentes atmosféricos (poluentes primários
e responsáveis pela acidez das chuvas, redução da
camada de ozônio e formação de oxidantes foto-
químicos – smog).
O diagrama a seguir representa um equilíbrio en-
tre esses óxidos.
Interprete o diagrama e determine o valor de Kc
para o equilíbrio.
2a. Consulte o Manual do Professor.
2b. A partir do instante 3. A respostapode ser justificada por meio do gráfico constituído no item anterior.
3. K
c
=
[NH
3
]2
________
[N
2
] ⋅ [H
2
]3
. Utilizando os valores fornecidos pelo enun-
ciado, temos: 1 ⋅ 102 =
(1 ⋅ 10–2)2
____________
[N
2
] ⋅ (1 ⋅ 10–1)3
⇒ [N
2
] = 1 ⋅ 10–4
______
1 ⋅ 10–1
⇒
⇒ [N
2
] = 1 ⋅ 10–3 mol/L.
Deslocamento do equilíbrio
Como já estudamos anteriormente, quando um sistema se encon-
tra em equilíbrio, a rapidez da reação direta é igual à da reação inversa
e as concentrações permanecem constantes.
Porém, se o sistema em equilíbrio for perturbado por variação de
temperatura, pressão ou concentração de um dos participantes, o
equilíbrio se deslocará no sentido da reação em que o efeito da per-
turbação seja minimizado. Esse comportamento ficou conhecido
como princípio de Le Chatelier.
Vamos analisar a seguir alguns efeitos que podem provocar o des-
locamento de um equilíbrio químico.
O químico francês
Henry Louis Le Chatelier
(1850 -1936) foi um dos
primeiros cientistas a
relacionar os princípios da
Termodinâmica às reações
químicas. Dedicou -se ao
estudo das maneiras de
produzir deslocamentos
nos equilíbrios químicos,
o que é fundamental
para a indústria,
permitindo a produção
de maior quantidade de
determinado produto de
forma mais rápida e com
menor custo.
4. Para a reação 2NO
2
(g) ⇌ 2NO(g) + O
2
(g), escrevemos a expressão da constante de equilíbrio: K
c
=
[NO]2 ⋅ [O
2
]
_________
[NO
2
]2
. Aplicados os
valores das concentrações no equilíbrio fornecidos pelo gráfico, temos: K
c
=
(0,4)2 ⋅ 0,2
________
(0,6)2
= 0,089.
B
a
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c
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[ ] mol ⋅ L−1
Tempo
0,5
1,0
NO
2
(g)
NO(g)
O
2
(g)
294
IDQui_VU_g26Sa_286a301_U7_Cap17_LE.indd 294IDQui_VU_g26Sa_286a301_U7_Cap17_LE.indd 294 10/18/24 3:51 PM10/18/24 3:51 PM
Efeito da concentração
Uma analogia utilizada pela professora emérita de química Karen
Timberlake, da Universidade Valley, de Los Angeles, pode ser útil para
compreender o comportamento de um equilíbrio químico.
Observe as imagens a seguir.
novo equilíbrio
tanque A tanque B
adição de água no tanque A
tanque A tanque B
água em equilíbrio
tanque A tanque B
As imagens mostram dois tanques conectados, com água preen‑
chendo parcialmente o conector entre elas. Logo que se adiciona
água ao tanque A até preenchê‑lo, observamos um fluxo de água no
sentido do tanque B, até que ambos os tanques apresentem o mesmo
volume de água. A partir desse momento, o volume dos tanques per‑
manecerá o mesmo e dizemos que o equilíbrio foi atingido. No entan‑
to, é importante ressaltar que a água continuará movimentando‑se
constantemente entre os tanques.
O que aconteceria se alterássemos o equilíbrio atingido? Volte‑
mos à nossa analogia. Por exemplo, ao drenar a água do tanque A, ha‑
veria um fluxo de água no sentido desse tanque até que, novamente,
ambos os tanques apresentassem o mesmo volume de água. Desse
modo, um novo estado de equilíbrio seria atingido, conforme pode ser
observado nas imagens a seguir.
novo equilíbrio
tanque A tanque B
remoção de água no tanque A
tanque A tanque B
água em equilíbrio
tanque A tanque B
Vamos analisar agora o efeito da concentração em uma reação
química:
N
2
O
4
(g) ⇌ 2 NO
2
(g)
Ao adicionarmos NO
2
(g) ao sistema que está em equilíbrio, vamos
provocar uma perturbação. De acordo com o princípio de Le Chatelier,
o equilíbrio se desloca para minimizar a perturbação; sendo assim, ele
deverá se deslocar para a formação de N
2
O
4
(g), consumindo parte do
NO
2
(g) adicionado:
No equilíbrio
N 2 O 4 (g)
R direta
⎯⎯ ⇀ ↽ ⎯⎯
R inversa
2 NO 2 (g)
R direta = R inversa
Perturbação do
equilíbrio pela
adição de NO
2
N 2 O 4 (g)
R direta
⎯⎯ ⇀ ↽ ⎯⎯
R inversa
2 NO 2 (g)
R direta R inversa
O equilíbrio é
restabelecido
N 2 O 4 (g)
R direta
⎯⎯ ⇀ ↽ ⎯⎯
R inversa
2 NO 2 (g)
R direta = R inversa
Efeito da pressão
Para entendermos o efeito da variação da
pressão nos equilíbrios químicos, é necessário re‑
lembrar a hipótese de Avogadro. Essa hipótese
considera que volumes iguais de diferentes ga‑
ses, à mesma temperatura e pressão, têm a mes‑
ma quantidade de matéria, em mol. Dessa forma,
em condições normais de temperatura e pressão
(CNTP), ou seja, 273 K de temperatura e 1 atm de
pressão, 1 mol de qualquer gás ocupa 22,4 L.
Com o intuito de verificarmos os efeitos da va‑
riação de pressão em um equilíbrio, vamos consi‑
derar o equilíbrio, a uma temperatura constante:
N
2
(g) + 3 H
2
(g) ⇌ 2 NH
3
(g)
1 mol 3 mol
4 mol
4 volumes
2 mol
2 mol
2 volumes
Um aumento de pressão deslocará o equilíbrio
no sentido do menor volume, ou seja, favorecendo
a formação do NH
3
(g), como mostrado na ilustra‑
ção A.
Caso haja uma diminuição da pressão, o equilí‑
brio se deslocará no sentido de maior volume, isto
é, favorecendo a formação de N
2
(g) e 3 H
2
(g), como
mostrado na ilustração B.
A hipótese de Avogadro foi apresentada no tema 11.
Caso julgue pertinente, crie um momento para relembrar
com os estudantes essas relações.
Elementos representados
em tamanhos não
proporcionais entre si.
Cores fantasia.
Representação esquemática do efeito da pressão
no deslocamento de um equilíbrio químico.
diminuindo
a pressão
o equilíbrio se desloca para a esquerda
(maior número de mol ‒ maior volume).
4 mol
de gás
2 mol
de gás
N
2
(g) + 3 H
2
(g) 2 NH
3
(g)
aumentando
a pressão
4 mol
de gás
2 mol
de gás
N
2
(g) + 3 H
2
(g) 2 NH
3
(g)
o equilíbrio se desloca para a direita
(menor número de mol ‒ menor volume).
A
B
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Efeito da temperatura
Embora os fatores que acabamos de estudar possam deslocar o
equilíbrio de uma reação reversível, eles não alteram a constante de
equilíbrio, pois elasó se altera em função da temperatura. Aumentar a
temperatura favorece a reação que absorve calor (reação endotérmi-
ca), enquanto diminuir a temperatura favorece a reação que libera ca-
lor (reação exotérmica). Observe o equilíbrio a seguir.
N
2
(g) + O
2
(g)
endotérmica
⎯⎯⎯ ⇀ ↽ ⎯⎯⎯
exotérmica
2 NO(g) ΔH > 0
A indicação de variação de entalpia ao lado de uma reação reversível
se refere à reação direta. No exemplo anterior: a reação direta é endo-
térmica, ou seja, absorve calor. Por isso, a variação de entalpia (ΔH) será
sempre maior que zero. Assim, se aumentarmos a temperatura, favore-
ceremos a reação endotérmica, fazendo com que o equilíbrio se deslo-
que para a formação do produto. Dessa forma, teremos aumento na
concentração de NO e diminuição nas concentrações de N
2
e O
2
.
Considere outro exemplo:
N
2
(g) + 3 H
2
(g)
exotérmica
⎯⎯⎯ ⇀ ↽ ⎯⎯⎯
endotérmica
2 NH
3
(g) ΔH 0
Como cada uma das seguintes variações
afetará a mistura em equilíbrio?
a) O
2
(g) é adicionado ao sistema.
b) A mistura em equilíbrio é aquecida.
c) O volume do recipiente onde ocorre o
equilíbrio é dobrado.
d) A pressão sobre os componentes do equi‑
líbrio é dobrada.
e) Parte do NO(g) é removida.
f) Gás hélio (He) é adicionado ao sistema.
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1a. Consulte o Manual do Professor.
1b. O sistema entrou em equilíbrio. Pelo
gráfico, observamos que, após esse instan‑
te, a concentração se manteve constante.
2. Consulte o Manual do Professor.
Ao propor a pesquisa e a análise das adaptações fisiológicas dos animais para a sobrevivência em altitudes elevadas, a atividade 1
favorece o desenvolvimento da habilidade EM13CNT203 e das competências gerais 2, 4 e 5. A atividade 2 tem o objetivo de traba‑
lhar a leitura inferencial de textos. Ao buscar informações no texto e refletir sobre as perguntas propostas, é possível mobilizar as
competências gerais 2 e 4.
Neste tema, apresentamos os principais con‑
ceitosrelacionados ao estado de equilíbrio quími‑
co. Estudamos as condições para que o equilíbrio
seja estabelecido, assim como a possibilidade de
se realizar a previsão quantitativa da formação dos
produtos de uma reação, por meio de cálculos en‑
volvendo a sua constante de equilíbrio.
Abordamos a produção de amônia, um im‑
portante insumo químico, relaciona ‑se ao ODS
9 (Indústria, Inovação e Infraestrutura) e como
o equilíbrio químico envolvendo o oxigênio e a
hemoglobina em nosso sangue pode ser asso‑
ciado ao ODS 3 (Saúde e Bem ‑estar).
Volte a abertura do tema e responda no‑
vamente ao que se pede no boxe Início de
conversa. Compare suas respostas com aquelas
que você respondeu anteriormente.
O que você sabia antes de estudar esse
tema é diferente do que você sabe agora sobre
equilíbrios químicos e processos reversíveis?
Fim de conversaFim de conversa
A hipóxia pode ocorrer em grandes altitudes, onde a
concentração de oxigênio é menor.
1. Faça uma pesquisa em fontes de informação
confiáveis sobre possíveis adaptações fisio‑
lógicas que possibilitam a sobrevivência de
animais em altitudes elevadas. Registre as in‑
formações encontradas no caderno.
2. A partir do texto apresentado, como você
considera que um time de futebol acostuma‑
do a jogar em baixas altitudes deveria pro‑
ceder para não ser prejudicado, caso tivesse
uma partida em um local de maior altitude?
A
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Consulte o Manual do Professor.
1c. Utilizando os valores das concentrações a partir de t
2
,
temos: K =
[HCℓ]2
_________
[H
2
] ⋅ [Cℓ
2
]
=
0,32
________
0,55 ⋅ 0,2
= 0,8.
AT I V IAT I V IDADESDADES Não escreva no livroNão escreva no livroNão escreva no livro
299
P4_IDQui_VU_g26Sa_286a301_U7_Cap17_LE.indd 299P4_IDQui_VU_g26Sa_286a301_U7_Cap17_LE.indd 299 10/14/24 1:03 PM10/14/24 1:03 PM
1. (Fatec-SP) O hidrogênio é matéria-prima funda-
mental na produção de produtos químicos como
amônia, indispensável na indústria de fertilizan-
tes. Na produção de amônia, temos o equilíbrio
químico representado pela equação química:
N 2 (g) + 3 H 2 (g) ⇌ 2 N H 3 (g)
A expressão da constante de equilíbrio da
produção de amônia é dada por:
K =
[PRODUTOS]
____________
[REAGENTES]
=
[N H 3 ] 2
___________
[ H 2 ] 3 ⋅ [ N 2 ]
Agora, considere a equação química que re-
presenta o equilíbrio químico da reforma a
vapor do gás natural:
C H 4 (g) + H 2 O(g) ⇌ 3 H 2 (g) + CO(g)
Desse modo, assinale a alternativa que con-
tém a expressão correta da constante de
equilíbrio para a transformação que ocorre na
reforma a vapor do gás natural.
a) K =
[C H 4 ]
_
[ H 2 ]
b) K =
[ H 2 O] ⋅ [CH 4 ]
_____________
[ H 2 ] 3
c) K =
[C H 4 ] ⋅ [H 2 O]
_____________
[CO] ⋅ [ H 2 ] 3
d) K =
[CO] ⋅ [ H 2 ] 3
_____________
[C H 4 ] ⋅ [H 2 O]
e) K =
[CO] ⋅ [ H 2 ]
_____________
[C H 4 ] ⋅ [H 2 O]
2. (UFRGS-RS) Considere a reação abaixo.
2NO2(g) ⇌ N2O4(g)
A constante de equilíbrio (KC) numa dada
temperatura vale 0,02.
A alternativa que exibe as concentrações pos-
síveis, em mol L–1, na situação de equilíbrio, é
NO2 N2O4
a) 2,0 ⋅ 10−4 2,0 ⋅ 10−4
b) 0,1 2,0 ⋅ 10−4
c) 0,1 0,05
d) 0,05 1,0 ⋅ 10−4
e) 2,0 ⋅ 10−4 1,0 ⋅ 10−4
3. (UFJF-MG) Considere os seguintes equilíbrios
que envolvem CO2(g) e suas constantes de
equilíbrio correspondentes:
CO 2 (g) ⇌ CO(g) + 1 _
2
O 2 (g) K 1
2 CO(g) + O 2 (g) ⇌ 2 CO 2 (g) K 2
Marque a alternativa que correlaciona as duas
constantes de equilíbrio das duas reações
anteriores.
a) K 2 = 1 _
(K 1 ) 2
b) K 2 = (K 1 ) 2
c) K2 = K1
d) K 2 = 1 _ K 1
e) K 2 = (K 1 )
1 _
2
4. (Uerj) Considere a reação de equilíbrio químico
representada abaixo, que ocorre na atmosfera
e envolve dois óxidos de nitrogênio:
N 2 O 4 (g) ⇌ 2 N O 2 (g)
A partir de um experimento, foram registra-
das as variações das concentrações des-
ses óxidos em função do tempo. Observe o
gráfico:
Com base nos dados obtidos, o valor da
constante de equilíbrio em função das con-
centrações é igual a:
a) 3,2 ⋅ 10−3
b) 4,8 ⋅ 10−3
c) 3,3 ⋅ 10−1
d) 4,0 ⋅ 10−1
5. (Enem)
Hipóxia ou mal das alturas consiste na di-
minuição de oxigênio (O2) no sangue arterial
do organismo. Por essa razão, muitos atletas
apresentam mal-estar (dores de cabeça, ton-
tura, falta de ar etc.) ao praticarem atividade
física em altitudes elevadas. Nessas condições,
ocorrerá uma diminuição na concentração de
2. Alternativa b. Consulte o Manual do Professor.
B
an
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5. Alternativa d. A hipoxia
causada por altitudes eleva-
das se deve à menor pressão
parcial de oxigênio (O2) no ar.
Isso reduz a quantidade de
O2 disponível para se ligar à
hemoglobina (Hb) e formar he-
moglobina oxigenada (HbO2),
como mostrado na equação:
Hb(aq) + O2(aq) ⇌ HbO2(aq).
AT I V I D A D E SAT I V I D A D E S F I N A I S F I N A I S
3. Alternativa a. Constantes de equilíbrio das reações:
K1 =
[CO] ⋅ [O2]
1 __ 2
__________
[CO2]
e K2 =
[CO2]
2
_________
[CO]2 ⋅ [O2]
. Dessa forma, a reação entre
as constantes é dada por: K2 = 1 __
(K1)
2 .
1. Alternativa d.
1 C H 4 (g) + 1 H 2 O(g) ⇌ 3 H 2 (g) + 1 CO(g)
Kequilíbrio = [PRODUTOS] ____________
[REAGENTES]
=
[H2]
3 ⋅ [CO]1
___________
[CH4]
1 ⋅ [H2O]1
Não escreva no livroNão escreva no livroNão escreva no livro
300
4. Alternativa b. Pela reação fornecida, determinamos a Kc para a reação e substituímos os valores das concentrações indicados
pelo gráfico: 0,030 mol/L para N2O4 e 0,012 para NO2: Kc =
[NO2]
2
______
[N2O4]
1 = (0,012)2
______
(0,030)1 = 0,0048 = 4,8 ⋅ 10–3
IDQui_VU_g26Sa_286a301_U7_Cap17_LE.indd 300IDQui_VU_g26Sa_286a301_U7_Cap17_LE.indd 300 10/24/24 2:11 PM10/24/24 2:11 PM
hemoglobina oxigenada (HbO
2
) em equilíbrio
no sangue, conforme a relação:
Hb(aq) + O
2
(aq) ⇌ HbO
2
(aq)
Mal da montanha. Disponível em: www.feng.pucrs.br.
Acesso em: 11 fev. 2015 (adaptado).
A alteração da concentração de hemoglobina
oxigenada no sangue ocorre por causa do(a)
a) elevação da pressão arterial.
b) aumento da temperatura corporal.
c) redução da temperatura do ambiente.
d) queda da pressão parcial de oxigênio.
e) diminuição da quantidade de hemácias.
6. (Integrado – Medicina)
“A ONU tem proposto que o gás de amônia da
produtora de fertilizantes russa Uralchem seja
bombeado por gasoduto até a fronteira ucrania-
na, onde seria comprado pela comerciante de
commodities norte-americana Trammo.”
Retirado de: https://noticias.uol.com.br/ultimas-
noticias/reuters/2022/09/16/exclusivo-zelenskiy-
sugere-retomar-exportacoes-de-amonia-russa-em-
troca-de-prisioneiros-de-guerra-kremlin-rejeita.htm.
Acesso em: 5 out. 2022.
A notícia acima é um retrato da situação atual
devido à guerra entre a Ucrânia e a Rússia [...]
[no] ano de 2022. A amônia, para a indústria
de fertilizantes, é de grande importância e a
Rússia está entre os três maiores produtores
mundiais. A reação de formação da amônia,
através do método de Haber, está represen-
tada a seguir.
N 2 (g)+ 3 H 2 (g) ⇌ 2 N H 3 (g)
ΔH = − 22 kcal
Sabendo que a reação é exotérmica e conside-
rando que a reação está em equilíbrio em um
sistema fechado, avalie as afirmações a seguir.
I. A adição de gás hidrogênio favorece a for-
mação dos produtos.
II. O aumento da temperatura favorece a pro-
dução de amônia.
III. A diminuição da pressão favorecerá a for-
mação da amônia.
IV. O uso de catalisador no processo propicia-
ria um estado de transição energeticamente
idêntico ao que seria atingidosem o uso
do catalisador.
É correto apenas o que se afirma em
a) I.
b) III.
c) I e IV.
d) II e IV.
e) I, II e III.
7. (Unifesp) O ácido sulfúrico está entre as prin-
cipais matérias-primas para a indústria quími-
ca, e uma das etapas de sua produção envolve
a conversão de dióxido de enxofre (SO2) a tri-
óxido de enxofre (SO3), segundo a reação:
S O 2 (g) +
1
_
2
O 2 (g) ⇌ S O 3 (g)
O gráfico que se segue mostra a variação do
rendimento dessa conversão em função da
temperatura.
(Mariana de M. V. M. Souza. Processos inorgânicos, 2012.)
a) Escreva a expressão da constante de equi-
líbrio Kc da reação entre dióxido de enxofre
e oxigênio molecular formando trióxido de
enxofre numa dada temperatura. Escreva a
equação balanceada da reação que repre-
senta a obtenção de ácido sulfúrico a partir
da reação entre trióxido de enxofre e água.
b) Com base no gráfico de rendimento da
conversão de SO2 em SO3 em função da
temperatura e no princípio de Le Chatelier,
determine se essa reação é exotérmica
ou endotérmica. Com base no princípio
de Le Chatelier, informe o efeito que um
aumento da pressão exercida sobre o sis-
tema químico inicialmente em equilíbrio
terá sobre o rendimento de SO3 formado
quando for estabelecido o novo equilíbrio.
6. Alternativa a. Consulte
o Manual do Professor.
B
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7a. K
c
=
[SO
3
]1
__________
[SO
2
]1 ⋅ [O
2
] 1 __
2
e SO
3
+ H
2
O → H
2
SO
4
7b. Consulte o Manual do Professor.
Não escreva no livroNão escreva no livroNão escreva no livro
301
P5_IDQui_VU_g26Sa_286a301_U7_Cap17_LE.indd 301P5_IDQui_VU_g26Sa_286a301_U7_Cap17_LE.indd 301 10/14/24 4:28 PM10/14/24 4:28 PM
http://www.feng.pucrs.br
https://noticias.uol.com.br/ultimas-noticias/reuters/2022/09/16/exclusivo-zelenskiy-sugere-retomar-exportacoes-de-amonia-russa-em-troca-de-prisioneiros-de-guerra-kremlin-rejeita.htm
https://noticias.uol.com.br/ultimas-noticias/reuters/2022/09/16/exclusivo-zelenskiy-sugere-retomar-exportacoes-de-amonia-russa-em-troca-de-prisioneiros-de-guerra-kremlin-rejeita.htm
https://noticias.uol.com.br/ultimas-noticias/reuters/2022/09/16/exclusivo-zelenskiy-sugere-retomar-exportacoes-de-amonia-russa-em-troca-de-prisioneiros-de-guerra-kremlin-rejeita.htm
https://noticias.uol.com.br/ultimas-noticias/reuters/2022/09/16/exclusivo-zelenskiy-sugere-retomar-exportacoes-de-amonia-russa-em-troca-de-prisioneiros-de-guerra-kremlin-rejeita.htm
tematematema
18
Equilíbrios iônicos
Continuando o estudo dos equilíbrios químicos, vamos agora conhe-
cer alguns dos sistemas que envolvem os chamados equilíbrios iônicos.
Exemplos desses equilíbrios estão presentes na natureza e em nos-
so cotidiano: seres vivos marinhos podem ser afetados por alterações
no equilíbrio iônico das águas em que vivem; alterações em um sistema
em equilíbrio podem afetar diversos aspectos de nossa saúde.
Podemos citar equilíbrios relacionados à solubilidade do íon carbo-
nato, que tanto podem influenciar a formação das estalactites e esta-
lagmites em cavernas quanto estar relacionados a equilíbrios fisiológi-
cos, como a formação de cálculos renais, cáries e uma doença
inflamatória chamada gota.
Nas práticas agrícolas e de jardinagem, os equilíbrios químicos con-
trolam a disponibilidade de nutrientes iônicos para as plantas. Em am-
bientes industriais, estão relacionados à purificação dos produtos por
precipitação de íons indesejados.
Alterações em equilíbrios de ambientes marinhos podem impactar de
diferentes maneiras a biodiversidade desse ecossistema. Na foto diversidade
marinha do oceano Índico, Maldivas.
Início de conversaInício de conversa
1. A hidroxiapatita é o principal componente do esmalte dos dentes. Em am-
biente aquoso, essa substância pode ser classificada como solúvel ou pra-
ticamente insolúvel? Justifique.
2. A gota é uma doença inflamatória. Você já ouviu falar nela? O que a provoca?
3. O aumento na concentração de gás carbônico na atmosfera pode alterar
as condições de equilíbrio químico no ambiente marinho. Como você acha
que isso ocorre?
Ao promover um momento para ex-
pressão de informações, ideias e opi-
niões, esta seção favorece o desen-
volvimento da competência geral 4.
1. A hidroxiapatita é pratica-
mente insolúvel em meio
aquoso. Isso permite que os
dentes mantenham sua inte-
gridade estrutural e funcional
ao longo do tempo, preservan-
do-os do desgaste.
2. A gota é uma doença infla-
matória caracterizada por ver-
melhidão e sensibilidade nas
articulações, acompanhadas
de crises repentinas e muita
dor. Ela é causada pelo acú-
mulo de cristais de urato nas
articulações.
3. O aumento na concentra-
ção de gás carbônico (CO
2
)
na atmosfera leva à maior dis-
solução de CO
2
nos oceanos,
formando ácido carbônico
(H
2
CO
3
). Isso causa a acidifi-
cação dos oceanos, alterando
o equilíbrio químico marinho. A
acidificação reduz a disponibi-
lidade de carbonato de cálcio
(CaCO
3
), essencial para orga-
nismos marinhos como corais
e moluscos. Esta atividade
favorece o desenvolvimento
da habilidade EM13CNT105,
uma vez que é possível rela-
cionar essa discussão ao ciclo
do carbono e destacar a inter-
conexão entre os processos
atmosféricos e oceânicos.
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Equilíbrios iônicos
Os equilíbrios iônicos são um tipo de equilíbrio químico que envol-
ve a participação de íons e, geralmente, ocorrem em soluções aquo-
sas. Observe alguns exemplos de sistemas aquosos nos quais exis-
tem equilíbrios iônicos.
• O vinagre é uma solução aquosa de ácido acético (H3CCOOH).
Nessa solução, há um equilíbrio químico que pode ser representa-
do, simplificadamente, por:
H 3 CCOOH(aq) ⇌ H + (aq) + H 3 CCOO − (aq)
• A água mineral com gás e demais bebidas gaseificadas são exem-
plos de sistemas em que ocorre o equilíbrio representado por:
CO 2 (g) + H 2 O(ℓ) ⇌ H 2 CO 3 (aq) ⇌ HCO 3 − (aq) + H + (aq)
Quando um composto molecular reage com a água originando
íons, dizemos que ele se ionizou. Já um composto iônico em água se
dissocia, isto é, ocorre a separação dos íons já existentes.
Assim, nos mais diversos equilíbrios iônicos podemos ter a partici-
pação de ácidos, bases e sais. Inicialmente, vamos estudar o compor-
tamento de ácidos e bases em meio aquoso e suas constantes de
equilíbrio (Ka) e constantes de basicidade (Kb), respectivamente.
Lembre-se de que uma das definições de ácidos e bases foi pro-
posta a partir dos estudos do químico sueco Svante August Arrhenius
(1859-1927) sobre a condutividade elétrica de soluções aquosas. Po-
demos representar o que ocorre com essas espécies em ambiente
aquoso conforme as equações químicas a seguir:
HCℓ(aq)
água
⎯ ⟶ H + (aq) + C ℓ − (aq)
NaOH(s)
água
⎯ ⟶ Na + ( aq) + OH − (aq)
Em 1923, o químico dinamarquês Johannes Brønsted (1879-1947) e
o químico britânico Thomas Lowry (1874-1936) propuseram, por meio
de estudos independentes, uma definição para ácidos e bases que
considera a transferência de próton (H+) de uma espécie para outra.
Segundo a teoria ácido-base de Brønsted-Lowry, ácidos são espé-
cies doadoras de prótons, enquanto bases são espécies receptoras.
Por exemplo, na reação entre o cloreto de hidrogênio (HCℓ) e a
água, há transferência de um próton (H+) da molécula de HCℓ para a
molécula de água. Essa reação origina o cátion hidrônio (H3O+) e o
ânion cloreto (Cℓ−), sendo estabelecido o equilíbrio que pode ser re-
presentado pela equação química a seguir:
HCℓ (g) + H 2 O(ℓ) ⇌ H 3 O + (aq) + C ℓ − (aq)
De acordo com a teoria ácido-base de Brønsted-Lowry, como o
HCℓ é a espécie doadora de próton, ele é o ácido. Para se transformar
Nesta definição, ácidossão substâncias que,
em solução aquosa,
originam o íon H+ como
único tipo de cátion, e
bases são substâncias
que, em solução
aquosa, originam o íon
OH− como único tipo
de ânion.
Vinagre de arroz.
Água gaseificada.
W
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n
P
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no cátion hidrônio, a molécula de água foi a espécie receptora do pró-
ton, portanto nessa reação, ela atua como base.
Considerando esses conceitos, podemos escrever a equação que
representa a ionização de um ácido genérico HA em solução aquosa:
HA(aq) + H
2
O(ℓ) ⇌ H
3
O + ( aq) + A − (aq)
E, simplificadamente, por:
HA(aq) ⇌ H + ( aq) + A − (aq)
A expressão de sua constante de ionização (K
i
) pode ser repre-
sentada por:
K
i
=
[ H
3
O + ] ⋅ [A − ]
___________
[HA]
ou K
i
=
[ H + ] ⋅ [A − ]
___________
[HA]
A partir do valor de K
a
, podemos classificar um ácido de acordo
com sua força:
valor de K
i
classificação muito fraco fraco
10−7 10−2 103
forte muito forte
Determinada experimentalmente, a constante de ionização (K
i
) va-
ria em função da temperatura e depende da quantidade (concentra-
ção) de íons que o ácido origina ao se ionizar – o que é chamado grau
de ionização (α).
Para estimar o grau de ionização de um ácido em uma solução a
uma certa concentração e temperatura, podemos utilizar a relação
matemática a seguir:
α =
quantidade de matéria ionizada (em mol)
___________________________________
quantidade de matéria dissolvida (em mol)
Quanto maior o valor de α, mais ionizada estará a substância em
solução. Por causa dessa relação, o valor de α é bastante útil para o
cálculo da constante de ionização de ácidos, e, de maneira análoga,
para o cálculo da constante de basicidade.
Quando um ácido apresenta um grau de ionização de 1%, na solu-
ção existirá 1% de suas moléculas ionizadas ou 1% do número de mol
ionizados.
Produto iônico da água
Medidas experimentais de condutibilidade elétrica mostram que a
água, quando pura ou quando usada como solvente, ioniza-se em uma
extensão muito pequena. Admitindo que o processo de ionização é
De maneira similar,
podemos considerar
a equação de
dissociação de uma
base genérica, AOH, e
escrever sua constante
de basicidade:
K
b
=
[ A + ] ⋅ [OH − ]
____________
[AOH]
304
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causado pelo choque entre moléculas de água, com orientação favorável
e energia suficiente, podemos representar a situação de equilíbrio como:
H 2 O(ℓ ) + H 2 O(ℓ) ⇌ H 3 O + ( aq) + OH − (aq)
Simplificadamente, podemos escrever:
H 2 O(ℓ) ⇌ H + ( aq) + OH − (aq)
Essa reação é também chamada autoionização da água. Cada mo-
lécula de água ionizada produz um íon H+ e um íon OH−. Por isso, a
concentração de íons H+ é sempre igual à concentração de íons OH−
na água pura. Se submetermos um volume de água a uma temperatura
maior que a ambiente (admitindo 25 °C), haverá um aumento da sua
ionização, variando, consequentemente, sua condutibilidade elétrica.
No entanto, as concentrações de íons H+ e OH− presentes no equilí-
brio serão sempre iguais entre si, mesmo que ambas as concentra-
ções variem em função da temperatura. Desse modo, para a água pura
em qualquer temperatura, temos:
[H+] = [OH−]
As concentrações de H+ e OH− na água pura apresentam, a 25 °C,
valor igual a 10−7 mol/L. Considerando a equação química de equilíbrio
da autoionização da água, podemos escrever a expressão da sua
constante de equilíbrio (KC).
Kc =
[H + ] ⋅ [OH − ]
____________
[ H 2 O]
⇒ Kc ⋅ [H 2 O] = [H + ] ⋅ [OH − ]
Para a autoionização da água, o símbolo Kc é comumente referido
como Kw e corresponde à constante de ionização da água, ou produto
iônico da água. É possível calcular esse produto a 25 °C, pois já conhe-
cemos os valores de [H+] e [OH−] a essa temperatura.
K w = [H + ] ⋅ [OH − ] ⇒ K w = (10 −7 ) ⋅ (10 −7 ) ⇒ K w = 10 −14
Tanto em água pura como em soluções, o produto iônico da água
(Kw) sempre apresenta um valor constante a dada temperatura, con-
forme mostrado na tabela a seguir. Além disso, se conhecemos a [H+]
de uma solução aquosa qualquer, podemos calcular a [OH−], ambas
em mol/L, utilizando o valor de K
w
determinado à mesma temperatura
em que a solução se encontra.
É importante sabermos também que, à medida que aumenta a [H+]
em soluções aquosas, ocorre diminuição da [OH−], o que pode ser
verificado pela manutenção do valor de Kw:
K w = [H + ]↑ ⋅ [OH − ]↓
A variação de Kw só
ocorre em função da
temperatura, e seu
produto permanece
constante mesmo em
soluções nas quais
as concentrações em
mol/L de H+ e OH− não
são iguais entre si. Os
valores apresentados
na tabela indicam que a
ionização da água é um
processo endotérmico.
Valores de Kw
a uma dada
temperatura
T (°C) Kw
0 0,11 ⋅ 10−14
10 0,29 ⋅ 10−14
25 1,0 ⋅ 10−14
37* 2,4 ⋅ 10−14
45 4,0 ⋅ 10−14
60 9,6 ⋅ 10−14
*A temperatura de 37 °C
está dentro da faixa de
temperatura corporal
considerada normal nos
seres humanos, que varia
entre 36 °C e 37,6 °C.
Pense no que ocorre
com o equilíbrio iônico
da água quando uma
pessoa se encontra em
estado febril.
AZZELLINI, G. C. Equilíbrios
iônicos. Disponível em:
https://tedit.net/05hm0c.
Acesso em: 3 out. 2024.
305
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https://tedit.net/05hm0c
Solução de HBr
0,01 mol/L
25 °C
α = 100%
Agora, vamos analisar duas situações que permitem relacionar os
conceitos que estudamos até aqui.
Situação 1
Soluções aquosas de HBr são utilizadas em diversas aplicações na
indústria química. Para essa solução, podemos calcular a [OH−] com
base na [H+] e no valor de K
w
:
HBr(aq)
⎯ → H + (aq) + Br − (aq)
↓ ↓ ↓
0, 01 mol/L
ionização total
⎯⎯⎯ ⟶ 0, 01 mol/L 0, 01 mol/L
K
w
= [H + ] ⋅ [OH − ]
10 −14 = 0,01 ⋅ [OH − ] ⇒
10 −14
_
0, 01
= [OH − ] ⇒ [OH − ] = 10 −12 mol/L
Como [H+] > [OH−], a solução tem caráter ácido.
Situação 2
Soluções aquosas de hidróxido de amônio podem ser emprega-
das na fabricação de fertilizantes nitrogenados. Essas soluções po-
dem ser obtidas pela dissolução do gás amônia em água. Vamos de-
terminar a [OH−] em uma solução 2 mol/L, considerando que o grau de
ionização da substância é igual a 0,5%. Inicialmente, calculamos a
concentração de cada um dos componentes no equilíbrio.
NH
3
(g) + H
2
O(ℓ) ⇌ NH
4
+ (aq) + OH − (aq)
2 mol/L 2 mol/L 2 mol/L
2 mol/L α = 100%
x α = 0,5%
x =
2 mol/L ⋅ 0,5%
________________
100%
⇒ x = 0,01 mol/L
[OH − ] = 0,01 mol/L = 10 −2 mol/L
K
w
= [H + ] ⋅ [OH − ] ⇒ 10 −14 = [H + ] ⋅ 10 −2 ⇒ [H + ] =
10 −14
_
10 −2
⇒
⇒ [H + ] = 10 −12 mol/L
Como [OH−] > [H+], a solução tem caráter básico.
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Classificação
das soluções de
acordo com as
concentrações em
mol/L de H+ e OH–
Solução
neutra
[H+] = [OH−]
Solução
ácida
[H+] > [OH−]
Solução
básica
[H+]Variação da concentração de OH− em função da
concentração de H+ em soluções aquosas
Em soluções aquosas, à
medida que aumenta a
concentração dos íons
H+, ocorre a diminuição
dos íons OH–.
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pH e pOH
As concentrações de H+ e OH− geralmente são indicadas
por números de base decimal com expoente negativo (por
exemplo: 10−3, 10−7, 10−14). Em 1909, o bioquímico dinamarquês
Søren Sørensen (1868-1939) propôs uma notação mais conve-
niente para expressar as concentrações dessas espécies em
soluções aquosas. Nessa notação, utilizada até hoje e conhe-
cida como escala de pH (potencial hidrogeniônico), as con-
centrações de H+ são expressas em uma escala logarítmica na
base 10, de acordo com a expressão matemática a seguir:
pH = − log[H + ]
De maneira semelhante, podemos determinar o pOH (po-
tencial hidroxiliônico) de uma solução, conforme a seguinte
expressão:
pOH = − log[OH − ]
Podemos relacionar o valor de [H+] e [OH−] aos respecti-
vos valores de pH e pOH. Acompanhe os exemplos.
Primeiro, considere uma solução com [H+] = 10−5 mol/L:
pH = − log[H + ] ⇒ pH = − log 10 −5
pH = −(−5) log10 ⇒ pH = 5
Agora, vamos determinar o pOH de uma solução com [OH−] =
= 10−5 mol/L:
pOH = − log[OH − ] ⇒ pOH = − log 10 −5
pOH = −(−5) log10 ⇒ pOH = 5
Existe ainda uma relação entre pH e pOH que podemos fazer
considerando o valor de K
w
também em uma escala logarítmica
de base 10, de modo a obtermos a relação a seguir:
K
w
= [H + ] ⋅ [OH − ] ⇒ K
w
= 10 −14 ⇒ pK
w
= 14
pK
w
= pH + pOH ⇒ 14 = pH + pOH
pH + pOH = 14
As escalas de pH e pOH apresentam valores que, a 25 °C,
variam de 0 a 14. Portanto, aplicando essa relação para uma
solução cujo pH é 5, o valor de pOH será 9; e para uma solução
cujo pOH é 5, o valor do pH será 9.
B
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n
c
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m
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ra 14
13
12
11
10
9
8
7
6
5
4
3
2
1
0
leite (6,4)
vinagre (2,4-3,4)
HCℓ 1 mol/L (0,0)
suco de limão
(2,2-2,4)
água do mar
(7,0-8,3)
NaOH
1 mol/L (14,0)
soda cáustica
(13,0)
hidróxido de
amônio (11,9)
leite de magnésia
(10,5)
solução de
detergente (≅ 10)
sangue (7,4)
pH
M
a
is
á
c
id
o
M
a
is
b
á
s
ic
o
solução neutra
Representação esquemática da
escala de pH com os valores de
pH para alguns materiais.
Elaborado com base em: SILBERBERG, M.;
AMATEIS, P. Chemistry: the molecular nature of
matter and change. 7. ed. New York: McGraw-Hill
Education, 2015. p. 784.
urina (4,8-7,5)
água de chuva
não poluída (5,6)
307
P4_IDQui_VU_g26Sa_302a315_U7_Cap18_LE.indd 307P4_IDQui_VU_g26Sa_302a315_U7_Cap18_LE.indd 307 10/14/24 9:11 PM10/14/24 9:11 PM
Hidrólise salina
Se o soluto da solução for um sal, ainda assim será possível calcular
valores de pH ou pOH da solução? Algumas soluções aquosas de ca-
ráter ácido ou básico podem ser obtidas por meio da dissolução de
sais, que, ao se dissociarem, originam íons que reagem com a água, o
que permite identificar se seu caráter é ácido, básico ou neutro. Esse
processo é denominado hidrólise salina.
Vamos compreender como isso ocorre por meio de alguns exem-
plos. No primeiro, vamos considerar a dissolução do cloreto de amô-
nio em água, conforme representação a seguir:
NH
4
Cℓ (s) + H
2
O(ℓ) ⇌ NH
4
OH(aq) + HCℓ(aq)
NH
4
+
(aq) + C ℓ − (aq) + H + (aq ) + OH − (aq) ⇌ NH
4
OH(aq) + H + (aq) + C ℓ − (aq)
A fórmula NH
4
OH simplifica a representação do hidróxido de amô-
nio em solução, uma base fraca e com grau de dissociação muito bai-
xo comparado ao grau de ionização do HCℓ, um ácido forte. Dizemos,
nesse caso, que ocorreu a hidrólise do cátion do sal. A presença de
íons H+ caracteriza o caráter ácido dessa solução (pH 7); nesse caso, ocorreu a hidrólise do ânion do sal.
Como último exemplo, vamos analisar o que ocorre quando o clo-
reto de sódio (principal componente do sal de cozinha) é dissolvido
em água, com base nas equações químicas:
NaCℓ (s) + H
2
O(ℓ) ⇌ NaOH(aq) + HCℓ(aq)
Na + (aq) + C ℓ − (aq) + H + (aq ) + OH − (aq) ⇌ Na + (aq) + OH − (aq) + H + (aq) +
+ C ℓ − (aq)
Perceba que se formam tanto uma base forte quanto um ácido for-
te; então, nenhum dos íons do sal foi hidrolisado. Nesse caso, como
[H+] e [OH−] são iguais, então a solução tem caráter neutro (pH = 7).
O conceito de hidrólise
salina é empregado,
por exemplo, para
corrigir o pH do solo
em práticas agrícolas e
jardinagem. Esse ajuste
é realizado geralmente
por meio da adição
de sais. As soluções
aquosas desses sais
podem apresentar
caráter ácido, básico ou
neutro, característica
que vai influenciar
a acidificação ou
alcalinização do solo.
x
Ronda Alta (RS), 2018.
Em práticas agrícolas,
a disponibilidade
de nutrientes para
as plantas pode ser
favorecida por meio da
correção do pH do solo.
Um dos sais usados
para essa finalidade é o
carbonato de cálcio.
x
G
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o
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G
e
rl
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IDQui_VU_g26Sa_302a315_U7_Cap18_LE.indd 308IDQui_VU_g26Sa_302a315_U7_Cap18_LE.indd 308 10/18/24 6:40 PM10/18/24 6:40 PM
Um método para verificar o pH de soluções
Hortênsias (Hydrangea macrophylla), apre-
sentam flores com coloração que varia entre
azul e rosa devido às antocianinas, pigmentos
que mudam conforme o pH. Essa classe de
substâncias é encontrada em diversos vege-
tais, entre eles o repolho-roxo.
Neste experimento, vamos usar o extrato
de repolho-roxo para identificar o pH de di-
ferentes soluções, observando a variação de
cor proporcionada pelas antocianinas.
Material
• repolho-roxo
• água
• 1 panela
• 1 colher de plástico média
• 1 recipiente de cerca de 300 mL
• 6 copos de plástico transparente
• 1 seringa de até 5 mL
• caneta para marcar os copos
• amostras de: vinagre incolor, suco de limão
natural, detergente incolor, bicarbonato de
sódio, comprimido efervescente incolor,
sal de cozinha
Procedimentos
1. Cozinhe folhas de repolho-roxo em água
por 15 minutos até obter um líquido roxo-
-escuro. Deixe esfriar e transfira o líquido
para outro recipiente.
2. Numere seis copos. Preencha quatro de-
les com água até a metade. Adicione uma
colher de detergente ao primeiro, bicar-
bonato de sódio ao segundo, sal de cozi-
nha ao terceiro e um comprimido efer-
vescente ao quarto, lavando a colher
entre as preparações.
3. O quinto copo deve ser preenchido com
vinagre, e o sexto, com suco de limão, até
a metade de cada copo.
4. No caderno, faça uma tabela relacionan-
do o número do copo ao conteúdo dele.
5. Adicione 5 mL do extrato de repolho-roxo
a cada mistura usando uma seringa. Ob-
serve e registre as mudanças. Caso haja
na turma estudantes com deficiência vi-
sual, explique a eles o que está sendo fei-
to e observado.
Após a realização da atividade, as folhas
de repolho-roxo podem ser descartadas
em lixo comum, e as misturas líquidas po-
dem ser descartadas na pia. Os materiais
plásticos podem ser lavados e guardados
para reutilização em outras atividades.
Resultados e discussão
1. O que foi observado em relação à coloração
do extrato de repolho-roxo? Ela continuou a
mesma em todas asMais conteúdos dessa disciplina
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