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Aula 13
Química p/ ENEM 2016
Professor: Wagner Bertolini
QUÍMICA PARA O ENEM 2016 
TEORIA E EXERCÍCIOS 
Prof. Wagner Bertoliniʹ Aula 13 
 
Prof. Wagner Luiz www.estrategiaconcursos.com.br Página 2 de 65 
Que é uma aula relativamente simples, com várias definições (o que torna 
o assunto mais delicado para quem não os tem bem solidificados na 
cabecinha, eheheheh). Coloquei explicações bem detalhadas, com várias 
situações comuns. E coloquei vários exercícios resolvidos. Treine com os 
exercícios e exemplos da aula. 
Bons estudos!!!! 
 
 
 
2. TIPOS DE REAÇÕES QUÍMICAS 
 
Reações químicas são fenômenos nos quais duas ou mais substâncias 
reagem entre si, dando origem a outras substâncias diferentes. 
A representação gráfica de uma reação química chama-se ³HTXDomR�
TXtPLFD´, onde aparecem no primeiro membro os reagentes e, no 
segundo, os produtos. 
Exemplo genérico: 
A + B ĺ C + D 
 
 
Classificação 
-Reações de Síntese ou Adição 
Quando duas ou mais substâncias reagem, produzindo uma única 
substância. 
Exemplos: 
2 H2 + O2 ĺ 2 H2O 
C + O2 ĺ CO2 
SO3 + H2O ĺ H2SO4 
 
A reação de síntese pode ser chamada de: 
QUÍMICA PARA O ENEM 2016 
TEORIA E EXERCÍCIOS 
Prof. Wagner Bertoliniʹ Aula 13 
 
Prof. Wagner Luiz www.estrategiaconcursos.com.br Página 3 de 65 
- Síntese total quando os reagentes são todos substâncias simples (1o e 
2o exemplos). 
- Síntese parcial: quando pelo menos um dos reagentes for substância 
composta (3o exemplo). 
 
-Reações de análise ou decomposição 
Quando, a partir de uma substância reagente, produz-se duas ou mais 
substâncias. 
Exemplos: 
 
 
 
 
A reação de decomposição realizada pela ação do calor chama-se pirólise, 
a realizada pela ação da luz chama-se fotólise e a realizada pela ação da 
corrente elétrica chama-se eletrólise. 
 
-Reações de Deslocamento ou Simples Troca 
Quando uma substância simples reage com uma substância composta, 
produzindo uma nova substância simples e uma nova composta. 
Genericamente temos: 
A + BC ĺ AC + B (A deslocou B) 
ou 
A + BC ĺ BA + C (A deslocou C) 
 
Professor: como eu vou saber se o reagente A (acima) desloca o B 
ou o C? 
Bem, a equação acima é genérica. Mas você deve analisar se o 
elemento da substância A é metálica (desloca o B) ou ametal 
(desloca o C). Depois, deve-se avaliar os requisitos para a reação 
ocorrer. 
QUÍMICA PARA O ENEM 2016 
TEORIA E EXERCÍCIOS 
Prof. Wagner Bertoliniʹ Aula 13 
 
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Exemplos 
Na + AgCl ĺ NaCl + Ag 
Zn + 2 HCl ĺ ZnCl2 + H2 
Cl2 + CaBr2 ĺ CaCl2 + Br2 
 
-Reações de Dupla Troca 
Quando duas substâncias compostas reagem, produzindo duas novas 
substâncias compostas. 
Genericamente temos: 
 
Exemplos 
NaCl + AgNO3 ĺ AgCl + NaNO3 
Na2S + 2 HNO3 ĺ H2S + 2 NaNO3 
Al(NO3)3 + 3 NaOH ĺ Al(OH)3 + 3 NaNO3 
 
Ocorrência das Reações 
O simples contato entre as substâncias reagentes num sistema não é a 
condição exclusiva para que uma reação química ocorra. Sem dúvida, é 
necessário que haja contato entre os reagentes, mas deve existir também 
afinidade química entre eles. 
 
Indícios de ocorrência de uma reação 
- mudança de coloração no sistema e/ou 
- liberação de gás (efervescência) e/ou 
- precipitação (formação de composto insolúvel) e/ou 
- liberação de calor (elevação da temperatura do sistema reagente). 
 
-Reações de Deslocamento ou Simples Troca 
As condições de ocorrências das reações de deslocamento ou simples troca 
são: 
QUÍMICA PARA O ENEM 2016 
TEORIA E EXERCÍCIOS 
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-Deslocamento por metais 
Os átomos dos metais possuem raios grandes e elétrons livres na camada 
de valência; isso faz com que eles tenham grande capacidade de doar 
elétrons (eletropositividade) 
Essa capacidade varia de metal para metal. Por meio de observações 
experimentais, podemos colocar os principais metais em ordem 
decrescente de eletropositividade. Esta ordem é chamada fila das tensões 
eletrolíticas ou fila de reatividade: 
 
 
Exemplos 
1ª Experiência: Zn(s) + CuCl2(aq) ĺ 
Observação macroscópica 
 
 
Interpretação 
Ocorre deposição de cobre da solução na superfície da placa de zinco, e a 
solução que era azul, vai diminuindo a intensidade da coloração, em razão 
da saída de Cu2+ e passagem de zinco da superfície da placa para a solução, 
na forma de Zn2+. 
 
Análise microscópica 
QUÍMICA PARA O ENEM 2016 
TEORIA E EXERCÍCIOS 
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O Zn perdeu 2 elétrons para o cobre: Zn(s) ĺ Zn2+(aq) + 2e- 
O Cu2+ da solução recebeu 2 elétrons do zinco: Cu2+ + 2e- ĺ Cu(s) 
Com isso ocorre uma reação química entre o zinco da placa e o cobre da 
solução: 
Zn(s) + CuCl2(aq) ĺ Cu(s) + ZnCl2(aq) 
 
Conclusão: zinco (Zn) deslocou o cobre (Cu2+), com isso podemos concluir 
que o zinco é mais reativo que o cobre. 
 
2ª Experiência: Cu(s) + ZnSO4(aq) ĺ 
Observação macroscópica 
 
Interpretação 
Não houve nenhum efeito macroscópico como mudança de cor, liberação 
de gás ou formação de sólido, indicando que não ocorreu reação química. 
Análise microscópica 
Como não se observou nenhuma modificação, com isso não ocorreu reação: 
Cu(s) + ZnSO4(aq) ĺ Não há reação 
 
Conclusão: cobre (Cu) não deslocou o zinco (Zn2+), com isso podemos 
concluir que o cobre é menos reativo que o zinco. 
 
Podemos observar, então, que um metal pode doar elétrons para outro 
metal, desde que seja mais eletropositivo que ele. 
QUÍMICA PARA O ENEM 2016 
TEORIA E EXERCÍCIOS 
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Com base na fila de reatividade, podemos prever a ocorrência, ou não, das 
reações de deslocamento envolvendo metais. Assim, o metal mais 
eletropositivo (esquerda) deslocará (cederá elétrons) qualquer outro metal 
menos eletropositivo (direita), caso contrário, a reação será impossível. 
Exemplo 
Cu + FeSO4 ĺ 
impossível, pois o Cu é menos reativo que o Fe (fila de reatividade). 
 
Observação± entendemos por nobreza a característica de o metal não 
apresentar tendência a tomar parte em reações de deslocamento, ou seja, 
a nobreza é o oposto de reatividade. 
Nos casos de reações de metais com ácidos, devemos observar a posição 
do metal na fila de reatividade, pois os localizados à esquerda do hidrogênio 
reagem com ácidos, liberando H2 (gás hidrogênio). 
Exemplo 
Experiência: Zn(s) + HCl(aq) ĺ 
Observação Macroscópica 
 
Interpretação 
A placa de zinco está sendo consumida na solução de HCl com formação de 
bolhas (liberação de gás). 
Análise microscópica 
Reação da placa de zinco ao ser consumida pela solução: 
Zn(s) ĺ Zn2+(aq) + 2e- 
A liberação das bolhas é devido à formação do gás hidrogênio: 
2HCl(aq) + 2e- ĺ 2Cl-(aq) + H2(g) 
QUÍMICA PARA O ENEM 2016 
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Com isso temos a seguinte reação: 
Zn(s) + 2HCl(aq) ĺ ZnCl2(aq) + H2(g) 
 
O HNO3 e H2SO4 concentrados, que são muito oxidantes, reagem com 
metais nobres, mas não liberam o gás hidrogênio (H2) pois, estando após 
o H na fila de reatividade, não poderão deslocá-lo do ácido. Estas reações 
são mais complexas. 
 
Ocorre também reações de metais com água, nas quais encontramos:‡ Os metais alcalinos e alcalino-terrosos reagem violentamente com a água 
à temperatura ambiente, formando os hidróxidos correspondentes e 
liberando gás hidrogênio. 
 
Exemplos 
 
 
‡ Os metais comuns reagem com a água por aquecimento, formando os 
óxidos correspondentes e liberando gás hidrogênio. 
 
 
 
‡ Os metais nobres não reagem com a água. 
Resumindo temos: 
QUÍMICA PARA O ENEM 2016 
TEORIA E EXERCÍCIOS 
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Metais com a água: 
Metais alcalinos fazem reação muito violenta (perigo!) com a água, 
mesmo a frio. 
Metais alcalino-terrosos fazem reação branda com a água, a frio. 
O magnésio faz reação muito lenta com a água fria; com a água quente é 
mais rápida, porém branda. 
Os metais menos reativos que o Mg e mais reativos que o H só reagem com 
vapor de água a alta temperatura. 
Os metais menos reativos que o H não reagem com a água em nenhuma 
condição. 
 
-Deslocamento por Não-Metais 
Nos casos de reações de deslocamento com não-metais, verificamos que 
todos tendem a receber elétrons. Porém, esta capacidade varia de não-
metal para não-metal, ou seja, uns têm maior e outros menor tendência 
em receber elétrons (eletronegatividade). 
Por meio de observações experimentais, podemos colocar os não-metais 
em uma fila de reatividade. 
 
QUÍMICA PARA O ENEM 2016 
TEORIA E EXERCÍCIOS 
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Com base na fila de reatividade, podemos prever a ocorrência ou não das 
reações de deslocamentos envolvendo não-metais. Assim, o não-metal 
mais reativo (esquerda) deslocará (receberá elétrons) qualquer outro não-
metal menos reativo (direita), caso contrário, a reação será impossível. 
Exemplos 
1ª Experiência: NaBr(aq) + Cl2(aq) ĺ 
Observação Macroscópica 
 
Interpretação 
A solução de cloro inicialmente verde ficou vermelha, indicando que através 
da mudança de coloração da solução que houve reação química. 
 
Análise microscópica 
Ocorreu reação entre Br- e Cl2: 
2NaBr(aq) + Cl2(aq) ĺ 2NaCl(aq) + Br2(aq) 
Conclusão: o cloro deslocou o bromo, com isso concluímos que o cloro é 
mais reativo que o bromo. 
 
2ª Experiência: NaCl(aq) + Br2(aq) ĺ 
 
Observação Macroscópica 
QUÍMICA PARA O ENEM 2016 
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Interpretação 
A solução de bromo inicialmente vermelha ao ser adicionado à solução de 
NaCl não mudou a coloração, indicando que não houve reação química. 
Análise microscópica 
Não ocorreu reação entre Cl- e Br2: 
NaCl(aq) + Br2(aq) ĺ não há reação 
Conclusão: o bromo não deslocou o cloro, com isso concluímos que o 
bromo é menos reativo que o cloro. 
 
Resumindo temos: 
 
 
-Dupla Troca 
Existem 4 tipos de reações de dupla-troca: 
sal1 + sal2 ĺ sal3 + sal4 
sal1 + ácido1 ĺ sal2 + ácido2 
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sal1 + base1 ĺ sal2 + base2 
ácido + base ĺ sal + água 
 
Para verificarmos a ocorrência de uma das reações de dupla-troca citadas, 
a reação deve-se comportar de modo a atender a uma das seguintes 
condições. 
 
Quando ocorre a formação de um precipitado (produto menos 
solúvel que os reagentes) 
1ª Experiência: NaCl(aq) + AgNO3(aq) ĺ 
 
Análise Macroscópica 
 
 
Interpretação 
Foram misturadas duas soluções incolores e ao término da reação houve 
formação de precipitado, indicando que ocorreu reação química. 
 
Análise Microscópica 
A reação entre NaCl(aq) e AgNO3(aq) ocorreu devido à formação de um sal 
menos solúvel do que os reagentes, ou seja, formação de um precipitado 
(AgCl): 
NaCl(aq) + AgNO3(aq) ĺ NaNO3(aq) + AgCl(s) 
Na+(aq) + Cl-(aq) + Ag+(aq) + NO3-(aq) ĺ Na+(aq) + NO3-(aq) + AgCl(s) 
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Ag+(aq) + Cl-(aq) ĺ AgCl(s) 
 
Conclusão: Uma das condições que indicam a ocorrência da reação de 
dupla-troca é a formação de um precipitado. 
 
2ª Experiência: NaCl(aq) + KNO3(aq) ĺ 
Análise Microscópica 
 
 
Interpretação 
Foram misturadas duas soluções incolores e no final da mistura não foi 
verificado qualquer alteração macroscópica. 
 
Análise microscópica 
A mistura entre NaCl(aq) e KNO3(aq) não indicou ocorrência de reação 
química: 
NaCl(aq) + KNO3(aq) ĺ NaNO3(aq) + KCl(s) 
Na+(aq) + Cl-(aq) + K+(aq) + NO3-(aq) ĺ Na+(aq) + Cl-(aq) + K+(aq) 
+NO3-(aq) 
Conclusão: nenhuma evidência macroscópica indicou a ocorrência da 
reação. 
 
Vale lembrar que, em geral, as reações químicas ocorrem em solução 
aquosa. 
QUÍMICA PARA O ENEM 2016 
TEORIA E EXERCÍCIOS 
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Observação ± Dentre as funções inorgânicas, temos as seguintes regras 
de solubilidade em água a 25°C: 
 
Solubilidade em água 
Regras de solubilidade em água: 
Os sais dos metais alcalinos e de amônio são solúveis . 
Os nitratos (NO3-) e os acetatos (CH3-COO-) são solúveis . 
Os cloretos (Cl-), os brometos (Br-) e os iodetos (I-), em sua maioria, são 
solúveis . 
Principais exceções:PbCl2, AgCl, CuCl e Hg2Cl2 ĺ insolúveis 
PbBr2, AgBr, CuBr e Hg2Br2 ĺ insolúveis 
PbI2, AgI, CuI, Hg2I2 e HgI2 ĺ insolúveis 
Os sulfatos (SO42-), em sua maioria, são solúveis na água. 
Principais exceções:CaSO4, SrSO4, BaSO4 e PbSO4 ĺ insolúveis 
Os sulfetos (S2-) e hidróxidos (OH-), em sua maioria, são insolúveis na 
água. 
Principais exceções:Sulfetos dos metais alcalinos e de amônio ĺ solúveis 
 Sulfetos dos metais alcalino-terrosos ĺ solúveis 
Os carbonatos (CO32-), os fosfatos (PO43-) e os sais dos outros ânions não 
mencionados anteriormente, em sua maior parte, são insolúveis na água. 
Exceções: Os sais dos metais alcalinos e de amônio são solúveis. 
 
-Quando ocorre a formação de uma substância volátil 
Exemplo: formação de um produto volátil (gás) 
QUÍMICA PARA O ENEM 2016 
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Outro exemplo: 
 
 
Observação± Dentre as funções químicas, quanto ao grau de ionização ou 
de dissociação iônica ( ), temos: 
 
Ácidos 
 
Oxiácidos: serão tanto mais fortes quanto maior for a diferença: no de O 
± no de H ionizáveis. 
Se a diferença for zero ĺ ácido fraco. Ex.: H3BO3 
Se a diferença for 1 ĺ ácido moderado. Ex.: H2SO3 
Se a diferença for 2 ĺ ácido forte. Ex.: H2SO4 
Se a diferença for 3 ĺ ácido muito forte. Ex.: HClO4 
Exceção: H2CO3 é fraco, apesar de a diferença ser igual a 1. 
 
Bases 
± são fortes todas as bases formadas por metais alcalinos e alcalino-
terrosos (exceto de berílio e magnésio). 
± são fracas todas as demais bases. 
 
QUESTÕES 
01. (PM JOÃO MONLEVADE - TÉCNICO QUÍMICO ± 
CONSULPLAN/2011). O uso de catalisadores é de grande importância 
econômica em processos químicos industriais, por reduzirem 
significativamente o tempo de duração das reações e poderem ser usados 
diversas vezes e por muito tempo. Um exemplo de utilização industrial de 
QUÍMICA PARA O ENEM 2016 
TEORIA E EXERCÍCIOS 
Prof. Wagner Bertoliniʹ Aula 13 
 
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catalisadores está na produção do oxigênio (O2), descrita corretamente na 
reação: 
a) 1 KClO3(s) ĺ 2 KCl(s) + 3 O2(g) 
b) 2 KClO3(s) ĺ 2 KCl(s) + 3 O2(g) 
c) 2 KClO3(s) ĺ 1 KCl2(s) + 1 KmnO3(s) + ½ O2(g) 
d) 1 KClO3(s) ĺ 1 KmnO3(s + 1 KClO(s) + 1 O2(g) 
e) 1 KClO3(s) ĺ 2 KClO(s) + Mn2 + 1 O2(g) 
RESOLUÇÃO: 
A produção de O2 está em todas as reações. Porém, este não deve ser 
originário do catalisador. Lembrando que catalisador não sofre mudança 
química definitiva, descartamos as alternativas c, d e e. E somente a B está 
corretamente balanceada. 
5HVSRVWD��³%´� 
 
02. (UFRJ - TÉCNICO EM QUIMICA - UFRJ/2012). Ao borbulhar um 
fluxo de CO2 numa água que possui elevada concentração de íons Ca2+, 
devido à dissolução prévia de CaO, um aluno de química experimental 
observou a formação de um precipitado branco que é devido à formação 
da seguinte substância: 
(A) CaCl2. 
(B) CaCO3. 
(C) CO. 
(D) Na2CO3. 
(E) NaHCO3 
RESOLUÇÃO: 
A reação que irá ocorrer ao borbulhar CO2 será entre o CO2 e o Ca(OH)2 
formado anteriormente, ao se dissolver CaO em água. Vejamos: 
CaO + H2O ĺ Ca(OH)2 
Ca(OH)2 + CO2 ĺ CaCO3(s) + H2O 
5HVSRVWD��³%´� 
 
QUÍMICA PARA O ENEM 2016 
TEORIA E EXERCÍCIOS 
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03. (PM SOROCABA - PROFESSOR DE QUIMICA ± VUNESP/2012). O 
elemento fósforo, na forma de P4(g), pode ser obtido a partir de fosfato de 
cálcio e sílica por meio da reação química representada pela equação: 
2Ca3(PO4)2 (s) + x SiO2 (s) + 10 C (s) ĺ y P4 (g) + z CaSiO3 (s) + 10 CO (g) 
Nessa equação, os coeficientes estequiométricos x, y e z, correspondem, 
respectivamente, a 
(A) 3, 1 e 3. 
(B) 6, 1 e 6. 
(C) 3, 2 e 6. 
(D) 6, 1 e 3. 
(E) 6, 6 e 1. 
RESOLUÇÃO: 
Observa-se que temos 6 átomos de cálcio e 4 átomos de fósforo. Logo, os 
coeficientes y=1, z=6. Substituindo-se estes coeficientes teremos nos 
produtos teremos 28 átomos de oxigênio. Portanto, já temos 16 átomos de 
oxigênio no termo 2Ca3(PO4)2. Então, faltam mais 12 átomos de oxigênio. 
Assim, o valor de x é 6. 
5HVSRVWD��³%´� 
 
04. (PM-MG - PROFESSOR II DE QUÍMICA - FCC/2012). Dos 
processos abaixo, o único considerado endotérmico é a 
(A) neutralização de ácidos e bases. 
(B) solidificação da água. 
(C) combustão completa do metano. 
(D) decomposição de uma substância em átomos. 
RESOLUÇÃO: 
Processo endotérmico é o que precisa absorver energia para ocorrer. Para 
decompor uma substância precisamos fornecer energia para a quebra das 
ligações existentes. A solidificação é um processo que libera energia, assim 
como a combustão e as reações de neutralização. 
5HVSRVWD��³'´� 
QUÍMICA PARA O ENEM 2016 
TEORIA E EXERCÍCIOS 
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05. (PM-MG - PROFESSOR II DE QUÍMICA - FCC/2012). São 
exemplos de transformações químicas: 
(A) formação de orvalho, formação da ferrugem, cozimento dos alimentos. 
(B) sublimação do iodo, fusão do enxofre, amadurecimento de uma fruta. 
(C) aquecimento de um fio de platina, queima de uma fita de magnésio, 
pulverização do sal de cozinha. 
(D) queima de uma fita de magnésio, amadurecimento de uma fruta, 
cozimento dos alimentos. 
RESOLUÇÃO: 
As transformações químicas são fenômenos que alteram quimicamente os 
materiais. Portanto, temos todos os fenômenos químicos representados na 
alternativa D. Lembrando que mudança de estado físico não altera 
quimicamente a natureza do material. Assim como pulverizar um material 
sólido. 
5HVSRVWD��³'´� 
 
06. (PMSP - PEB-II/PROFESSOR II DE QUÍMICA± VUNESP/2012). 
As transformações químicas podem ser utilizadas para gerar energia e, 
assim, possibilitar a ocorrência de outras que consomem energia. Exemplos 
de transformações químicas que ocorrem, respectivamente, com liberação 
e absorção de energia são: 
(A) combustão do etanol e neutralização de ácidos. 
(B) fermentação biológica e combustão da gasolina. 
(C) queima de carvão e cozimento de um bolo. 
(D) cozimento de um ovo e fermentação biológica. 
(E) queima da madeira e combustão de metano. 
RESOLUÇÃO: 
Todas as combustões (queimas) liberam energia. As neutralizações 
também. Para cozer um alimento é necessário fornecer energia. 
5HVSRVWD��³&´� 
QUÍMICA PARA O ENEM 2016 
TEORIA E EXERCÍCIOS 
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07. (PM JOÃO MONLEVADE - TÉCNICO QUÍMICO ± 
CONSULPLAN/2011). ³$� SLQWXUD� HOHWURVWiWLFD�� TXH� HYLWD� GHVSHUGtFLR��
apresenta excelente acabamento e não usa solventes, é um tipo de 
galvanização, que consiste na eletrodeposição de um metal de 
UHYHVWLPHQWR�´�$R�UHDOL]DU�XPD�SLQWXUD�HP�Sy�QXP�FDUUR��p�FRUUHWR�DILUPDU�
que: 
A) cobre-se o carro com uma camada de metal pulverizado sem condução 
de corrente elétrica. 
B) trata-se de um processo de eletrólise conhecido como niquelação. 
C) o carro estará protegido da corrosão, pois é o oxidante. 
D) há uma transformação química, não apenas transporte do metal do 
ânodo para o cátodo. 
E) o carro é o cátodo e a tinta o ânodo. 
RESOLUÇÃO: 
Se é uma eletrodeposição é necessário que ocorra reação de oxirredução, 
onde teremos um cátodo (sempre ocorre a redução) e um ânodo (sempre 
ocorre oxidação). 
5HVSRVWD��³(´�� 
 
3. OXIDAÇÃO E REDUÇÃO 
Conceitos de OXI-REDUÇÃO 
A experiência descrita a seguir mostra o que ocorre quando uma lâmina de 
zinco é mergulhada em uma solução de sulfato de cobre (CuSO4). 
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Explicação 
Os íons Cu2+(aq) da solução migram até a barra de zinco Zn(s) e retiram 
(ganham) elétrons do metal. 
Assim, formam-se átomos neutros de cobre Cu0(s) que se depositam na 
lâmina, justificando assim o aparecimento da cor vermelha na superfície do 
zinco. 
Os átomos de zinco (Zn), ao perderem seus elétrons, vão para a solução 
na forma Zn2+(aq). 
Observa-se, assim, que ocorreu uma reação de transferência de elétrons 
entre os íons Cu2+(aq) e os átomos de zinco. Assim, podemos escrever a 
seguinte equação: 
 
 
2. Definições 
2.1. Oxidação 
É a perda de elétrons por uma espécie química. 
Exemplo 
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2.2. Redução 
É o ganho de elétrons por uma espécie química. 
Exemplo 
 
 
 
 
Formação da ferrugem 
Observação macroscópica: 
 
Observação microscópica: 
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3. Número de Oxidação (Nox) 
Nox é o número que designa a carga real (ligação iônica) ou carga aparente 
(ligação covalente) de um átomo ou de uma espécie química. 
 
3.1. Nox em Compostos Iônicos 
É o número que designa a carga real da espécie química. 
 
Exemplos 
‡ Considere o composto formado entre sódio (IA) e cloro (VIIA). 
 
Na doa 1e± e transforma-se em Na+ 
Cl recebe 1 e± e transforma-se em Cl± 
 
‡ Considere o composto formado entre magnésio (IIA) e oxigênio (VIA). 
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Mgdoa 2 e± e transforma-se em Mg2+ 
O recebe 2 e± e transforma-se em O2± 
 
3.2. Nox em Compostos Covalentes 
É o número que designa a carga aparente (parcial) do átomo na molécula. 
Nox negativo é atribuído ao elemento mais eletronegativo (o que atrai 
com maior intensidade os e± na ligação covalente). 
Nox positivo é atribuído ao elemento menos eletronegativo (o que deixa 
os elétrons serem atraídos na ligação covalente). 
 
Exemplos 
‡ Fluoreto de Hidrogênio (HF) 
Eletronegatividade: F > H 
 
O F atraiu 1 e- do H => Nox = 1- 
O H deixou o F atrair 1 e- => Nox = 1+ 
 
‡�Água (H2O) 
Eletronegatividade: O > H 
 
O oxigênio atraiu 2e±, sendo 1 de cada hidrogênio: => Nox = 2- 
Cada H deixou o oxigênio atrair 1e± : => Nox = 1+ 
‡ Amônia (NH3) 
Eletronegatividade: N > H 
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O nitrogênio atraiu 3e±, sendo 1 de cada hidrogênio: => Nox = 3- 
Cada H deixou o N atrair 1e± : => Nox = 1+ 
 
‡ Metanal (H2CO) 
Eletronegatividade: O > C > H 
 
O oxigênio atraiu 2e± do C: => Nox = 2- 
Cada H deixou o C atrair 1e± : => Nox = 1+ 
 
 
‡ Gás hidrogênio (H2) 
Eletronegatividade: H = H 
 
O par eletrônico não é atraído por nenhum dos átomos, já que possuem a 
mesma eletronegatividade. 
Com isso, ficamos com: => Nox = ZERO 
 
3.3. Regras Práticas para Determinação do Nox 
 
- Nox é a carga elétrica (total ou parcial) que um átomo assume no 
momento de uma ligação química. 
-Nos compostos iônicos, o número de oxidação dos elementos é a própria 
carga dos íons. 
Exemplo: NaCl, onde Na = +1 e o Cl = -1 
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- Nos compostos covalentes, o número de oxidação dos elementos é a carga 
que ele adquiriria se houvesse completa separação dos átomos da 
molécula. 
Exemplo: SO2, onde S doou 4 elétrons e cada O recebeu 2 elétrons. 
 
-Toda substância simples tem NOX igual a zero; 
- O elemento químico de uma substância simples apresentará NOX igual a 
zero; 
- A soma algébrica dos NOX de uma substância composta é igual a zero; 
- A soma algébrica dos NOX dos elementos que formam um radical 
(agregado iônico) é igual a carga do radical; 
 
NOS COMPOSTOS 
- metais alcalinos, o NOX é igual a +1; 
- metais alcalinos terrosos, o NOX é igual a +2; 
- O Hidrogênio apresenta NOX igual a +1. Mas, nos Hidretos Metálicos seu 
NOX será ±1; 
- O Oxigênio apresenta os seguintes NOX: 
(-2) nos óxidos; 
(+2) quando ligado ao Flúor; 
(-1) nos peróxidos; 
(-1/2) nos superóxidos. 
 
- Os Halogênios em geral apresentam NOX igual a ±1, quando forem o 
elemento mais eletronegativo do composto. 
Os elementos que apresentam NOX fixos são os seguintes: 
Ag = +1 
Zn = +2 
Al = +3 
O Flúor apresentará sempre NOX igual a ±1. 
 
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4. Oxirredução e Nox 
Oxidação: 
Aumento algébrico do Nox (perda de e-) 
 
Redução: 
Diminuição algébrica do Nox (perda de e-) 
Exemplo 
 
 
Interpretação 
O Zn(s) sofreu oxidação pois teve o seu Nox aumentado pelo fato de perder 
e±. 
O Cu2+(aq) sofreu redução, pois teve o seu Nox diminuído pelo fato de 
ganhar e±. 
 
5. Agente Oxidante e Redutor 
5.1. Oxidante 
É a espécie reagente que contém o elemento que sofre redução. 
Explicação: para que o elemento sofra redução, é necessário causar a 
oxidação de um outro elemento, daí o nome oxidante. 
 
5.2. Redutor 
É a espécie reagente que contém o elemento que sofre oxidação. 
Explicação: para que o elemento sofra oxidação, é necessário causar a 
redução de um outro elemento, daí o nome redutor. 
Exemplo 
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Seja a reação de produção do ferro na siderurgia, a partir da hematita 
(Fe2O3) e monóxido de carbono (CO). 
 
 
Fe3+ ĺ sofreu redução, logo, Fe2O3 é o agente oxidante (oxidante) 
C2+ ĺ sofreu oxidação, logo, CO é o agente redutor (redutor) 
 
QUESTÕES 
 
01. (PETROBRÁS - TÉCNICO DE OPERAÇÕES JUNIOR - 
CESGRANRIO/2014). Reações de oxirredução são aquelas em que há 
espécies que doam elétrons e espécies que recebem elétrons, ocasionando 
nesse processo variação do número de oxidação. 
Um exemplo de oxirredução é a seguinte reação: 
(A) H+(aq) + OH-(aq) ĺ H2O(l) 
(B) AgNO3(aq) + NaCl(aq) ĺ AgCl(s) + NaNO3(aq) 
(C) H3PO4(aq) + 2NaOH(aq) ĺ 2H2O(l) + Na2HPO4(aq) 
(D) SnCl2(aq) + 2FeCl3(aq) ĺ SnCl4(aq) + 2FeCl2(aq) 
(E) CO2(g) + H2O(l) ĺ H2CO3(aq) 
RESOLUÇÃO: 
As reações de neutralização ou de óxidos em água nunca são de óxido-
redução. A dica é procurar reação que tenha substância simples. Neste caso 
não temos nenhuma. Mas, para uma pessoa atenta perceberá que na 
reação D o ferro está combinado com 3 cloros no reagente e depois com 2 
cloros, no produto. Então, o elemento ferro teve alteração de carga. Variou 
nox = oxirredução (porque o estanho também variou. Observe que também 
se combina com diferentes valores de átomos de cloro). 
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5HVSRVWD��³'´� 
 
02. (PETROBRÁS - TÉCNICO DE OPERAÇÕES JUNIOR ± 
CESGRANRIO/2013). Reações que ocorrem com transferência de 
elétrons são denominadas reações de oxirredução. Um exemplo de reação 
de oxirredução é: 
 
RESOLUÇÃO: 
Reações em que ocorrem oxirredução são aquelas em que existe a 
transferência de elétrons e, portanto, mudança do valor de Nox de 
elementos envolvidos na reação. Uma das dicas é você procurar reação em 
que aparece substância simples, seja no reagente ou no produto. Reações 
de dupla troca NUNCA são reações de oxirredução. Outra possibilidade seria 
calcular o NOX de todos os envolvidos em todas as reações. Porém, isto 
levaria muito tempo. Pela dica dada, observa-se que a única reação que 
traz substância simples é a reação D. 
5HVSRVWD��³'´� 
 
03. (UABC - TÉCNICO DE LABORATÓRIO± VUNESP/2013). Considere 
as equações e as classificações das reações: 
I. BaCl2(aq) + Na2SO4(aq) ĺ 2NaCl(aq) + BaSO4(s) = dupla troca 
II. Cr2O72-(aq) + H2O(l) ĺ 2CrO42-(aq) + 2H+(aq) = oxirredução 
III. 2HCl(aq) + Zn(s) ĺ H2(g) + ZnCl2(aq) = deslocamento 
Assinale a alternativa que classifica corretamente cada um dos itens 
apresentados como V (verdadeiro) ou F (Falso), na ordem em que 
aparecem. 
(A) V, V, V. 
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(B) V, F, V. 
(C) V, V, F. 
(D) F, V, F. 
(E) F, F, V. 
RESOLUÇÃO: 
A segunda equação não é de óxido-redução, pois, nenhum elemento 
químico mudou o valor do nox. As demais estão corretas. 
5HVSRVWD��%´ 
 
04. (UNIPAMPA - TÉCNICO DE LABORATÓRIO± CESPE/2013). A 
reação entre o AgNO3 e o K2CrO4 resulta em um precipitado de cor 
vermelho tijolo, devido a formação do cromato de prata. 
RESOLUÇÃO: 
Seria preciso equacionar a reação de dupla-troca e ter certo conhecimento 
de precipitados (que se adquire treinando). Normalmente os sais de prata 
são insolúveis. Mas, vamos à equação e verificar se forma cromato de 
prata:2 AgNO3 + K2CrO4 ĺ Ag2CrO4 + 2 KNO3 
 Cromato de prata 
5HVSRVWD��³&(572´� 
 
05. (SEE/RJ - PROFESSOR I DE QUIMICA ± CEPERJ/2013). Em 1827, 
o químico alemão Friedrich Wöhler ¿nalmente conseguiu, com suprema 
engenhosidade experimental, isolar o alumínio metálico. Basicamente, o 
experimento de Wöhler envolveu o aquecimento de cloreto de alumínio 
desidratado com potássio puro hiper-reativo, que removeu o cloreto do 
alumínio. 
(STRATHERN, P. O sonho de Mendeleiev, 1ª edição. Rio de Janeiro, RJ: 
Jorge Zahar Editor, 2002, p.219.). Na reação realizada por Wöhler ocorreu 
uma: 
a) oxirredução 
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b) dupla-troca 
c) síntese 
d) decomposição 
e) condensação 
RESOLUÇÃO: 
Se o alumínio estava ligado ao cloro e depois foi isolado ele sofreu uma 
reação de redução, através de um processo de oxido redução. Poderíamos 
exemplificar com a seguinte equação, com os valores de nox para o Al e 
para o K (já que nada ocorre com o cloro, que terá nox+ -1): 
AlCl3 + 3K Æ Al + 3KCl 
(nox +3) Nox =0 (nox=0) (nox= +1) 
5HVSRVWD��³$´� 
 
06. (PETROBRÁS - TÉCNICO DE OPERAÇÕES JUNIOR - 
CESGRANRIO/2012). A reação do dicromato de potássio com sulfato 
de ferro II é feita em meio fortemente ácido, como representado pela 
equação não balanceada abaixo. 
 
Nessa equação, verifica-se que 
(A) 6 mol de K2Cr2O7 reagem com 1 mol de FeSO4 no balanço de massa. 
(B) o oxigênio, no ácido sulfúrico, se reduz de 4+ para 1+. 
(C) ácido sulfúrico é o agente redutor, e ferro II é o agente oxidante. 
(D) dicromato é o agente oxidante, e ácido sulfúrico é o agente redutor. 
(E) dicromato é o agente oxidante, e ferro II é o agente redutor. 
RESOLUÇÃO: 
Vejamos a equação química e seus respectivos valores de Nox: 
 
+1 +6 -2 +2 +6 -2 +1 +6 -2 +3 +6 -2 +3 +6 -2 +1 +6 -2 +1-2 
Observamos que o Cr varia seu nox diminuindo de +6 para +3. Nox 
diminuiu: elemento reduziu. Portanto, K2Cr2O7 é o agente oxidante. 
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Já o nox do Fe passa de +2 para +3. Nox aumentou, elemento oxidou. Logo 
FeSO4 (ou Fe2+) é agente redutor. 
Por exclusão, chegamos à alternativa E. nem foi necessário balancear a 
equação. 
5HVSRVWD��³(´� 
 
07. (PETROBRÁS - TÉCNICO(A) QUÍMICO(A) DE PETRÓLEO JÚNIOR 
- CESGRANRIO/2011). Considere a seguinte reação de oxirredução que 
ocorre espontaneamente: 
 
Nessa reação, é INCORRETO afirmar que 
(A) o número de oxidação do Mn no KMnO4 é 7+. 
(B) o número de oxidação do Sn no SnCl2 é 2+. 
(C) o Mn no KMnO4 se reduz a Mn . 
(D) Sn2+ se oxida a Sn4+. 
(E) KMnO4 é o agente redutor em meio ácido. 
RESOLUÇÃO: 
Segundo a reação abaixo teremos os seguintes valores de nox: 
 
+1 +7 -2 +2-1 +1-1 +2-1 +4-1 +1-1 +1-2 
Mn sofre redução (KmnO4 é agente oxidante) e Sn sofre oxidação (SnCl2 é 
agente redutor). 
Logo, podemos concluir que está incorreto o ítem E 
ResposWD��³(´� 
 
08. (UNIPAMPA - TÉCNICO DE LABORATÓRIO± CESPE/2013). Uma 
característica das reações de oxirredução é a presença de um agente 
oxidante e de um agente redutor. O agente oxidante recebe elétrons; o 
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agente redutor, por sua vez, perde elétrons. 
RESOLUÇÃO: 
O oxidante é a espécie que contém o elemento químico que sofre a redução 
(recebe elétrons). Já o redutor é a espécie que contém o elemento que 
sofre oxidação (perde elétrons). 
5HVSRVWD��³&(572´� 
 
09. (PETROBRÁS - TÉCNICO DE OPERAÇÃO JÚNIOR- 
CESGRANRIO/2012). 
2Agº + CuSO ĺ Ag2SO + Cuº 
Na reação química acima, a prata reage com sulfato de cobre, obtendo 
sulfato de prata e cobre puro. Qual o agente oxidante nessa reação? 
(A) CuSO4 
(B) Agº 
C) Ag2SO4 
(D) Cuº 
RESOLUÇÃO: 
O agente oxidante é a espécie que causa a oxidação de outra espécie. Para 
oxidar alguém ele precisa sofrer redução. Dica: agentes oxidante e redutor 
devem pertencer aos reagentes. NUNCA será um produto da reação. 
Logo, duas alternativas já poderiam ser descartadas (C e D). 
Veja que o Ag está com carga zero (átomo neutro isolado). Depois ele está 
combinado (carga +1), portanto, sofreu oxidação. Por eliminação ficaremos 
com O CuSO4 (cobre ligado tem carga +2 e depois de reagir, está como 
átomo neutro, com carga zero, sofrendo redução). 
5HVSRVWD��³$´� 
 
10. (PM TAIAÇU - PROFESSOR DE QUÍMICA ± INSITUTO 
SOLER/2013). Reações de oxirredução envolvem transferência de 
elétrons. Abaixo são apresentadas equações de um tipo dessas reações. 
Assinale a alternativa que corresponde à equação corretamente 
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balanceada: 
a) 2MnO4- + H2O2 + 6H+ĺ 2Mn2+ + 3O2 + 4H2O. 
b) 2MnO4- + 3H2O2 + 6H+ĺ 2Mn2+ + 4O2 + 6H2O. 
c) 2MnO4- + 5H2O2 + 6H+ĺ 2Mn2+ + 5O2 + 8H2O. 
d) 2MnO4- + 7H2O2 + 6H+ĺ 2Mn2+ + 6O2 + 10H2O. 
RESOLUÇÃO: 
Para responder a esta questão devemos verificar se o balanceamento está 
correto. Para isto, basta encontrar a alternativa em que todos os elementos 
químicos estejam em quantidades de átomos iguais antes e depois da 
reação. Uma análise nas alternativas impossibilita de concluir por este 
critério. Outra possibilidade rápida e verificar o total de cargas antes e 
depois da reação, já que temos íons nas equações. Este critério também 
não nos ajuda neste exemplo. Portanto, só nos resta o método mais 
trabalhoso: balancear a equação pelo método de oxido-redução. 
Vamos calcular o nox dos elementos em cada composto: 
MnO4- + H2O2 + H+ĺ Mn2+ + O2 + H2O 
+7 -2 =1 -1 +1 +2 0 +1-2 
Observamos que o manganês e o Oxigênio do H2O2 sofrem mudança de 
nox. Logo, vamos determinar a variação de elétrons destes elementos em 
cada das substâncias da reação. 
Mn= de +7 para +2 = nox diminuiu = elemento reduziu = variou 5e- por 
átomo. 
O = -1 para 0 = nox aumentou = elemento oxidou = variou 1e- por átomo 
Vamos determinar a variação total por substância: 
MnO4- = variou 5e- X 1 átomo = 5e- 
H2O2 = variou 1e- X 2 átomos = 2e- 
O múltiplo entre 5 e 2 é 10. Então, devemos multiplicar adequadamente 
para que as substâncias tenham perdido e ganhado 10e- no total. Ficaria: 
2MnO4- e 5 H2O2. Logo, teremos a alternativa C. 
5HVSRVWD��³&´� 
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11. (PM SOROCABA - PROFESSOR DE QUIMICA ± VUNESP/2012). 
Quando o nitrogênio é aplicado ao solo na forma de sais de amônio, por 
ação microbiológica, em presença de oxigênio, íons amônio são 
transformados em íons nitrato, que são assimilados pelos vegetais: 
2 O2 + NH4+ ĺ NO3± + 2 H+ + H2O 
Nessa transformação, o número de oxidação do nitrogênio varia de 
(A) +4 para +3. 
(B) +3 para ±5. 
(C) ±3 para +3. 
(D) ±3 para +4. 
(E) ±3 para +5. 
RESOLUÇÃO: 
O número de oxidação do Nitrogênio no amônio é calculado da seguinte 
maneira: 
 NH4+ 
Nox X +1 
Soma X +4 = +1 
Logo, x= -3. 
Já no NO3- 
 NO3- 
Nox X -2 
Soma X -6 = -1 
Logo, x= +5. 
5HVSRVWD��³(´� 
 
11. (PMSP - PEB-II/PROFESSOR II DE QUÍMICA± VUNESP/2012). 
Objetos de cobre expostos ao ar úmido adquirem uma coloração 
esverdeada devido à formação de carbonato básicode cobre, de acordo 
com a reação: 
2 Cu (s) + H2O (l) + O2 (g) + CO2 (g) ĺ Cu2 (OH)2CO3 (s) 
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Nessa reação, as espécies redutora e oxidante são, correta e 
respectivamente, 
(A) a água e o cobre. 
(B) a água e o gás carbônico. (C) o oxigênio e o cobre. 
(D) o cobre e a água. 
(E) o cobre e o oxigênio. 
RESOLUÇÃO: 
Vamos calcular o nox de cada elemento químico nas espécies da reação: 
Cu (s) + H2O (l) + O2 (g) + CO2 (g) ĺ Cu2 (OH)2CO3 (s) 
0 +1-2 0 +4-2 +2 -2+1 +4-2 
Observa-se que o nox do cobre aumentou. Portanto, oxidou e Cu é agente 
redutor. 
Por outro lado, o nox do Oxigênio passou de zero para -2. Nox diminuiu, 
elemento reduziu. É agente oxidante (O2). Os demais permanecem sem 
sofrer alteração em seus nox. 
5HVSRVWD��³(´� 
 
 
 
4. BALANCEAMENTO DE EQUAÇÕES POR ÓXIDO-REDUÇÃO. 
 
O balanceamento de uma reação química pelo método de oxirredução 
corresponde a ajustar os coeficientes de uma reação química com os 
menores números inteiros. Só podemos usar esta técnica se a reação for 
de oxi-redução, ou seja: ocorrer a mudança de Nox de pelo menos duas 
espécies (ou dupla mudança para um mesmo elemento químico). 
 
Regras para o balanceamento 
O balanceamento tem como fundamento que o total de elétrons 
cedidos pelo redutor seja IGUAL ao total de elétrons recebidos pelo 
oxidante. 
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1º) Determinar, na equação química, os valores de todos os Nox e verificar 
qual espécie se oxida e qual se reduz, analisando os valores dos Nox dos 
elementos nos reagentes e nos produtos. 
 
2º) Escolher entre as espécies que sofrem redução e oxidação uma delas 
para iniciar o balanceamento. 
 
3º) Calcular os Ʃoxid e Ʃred . Veja abaixo: 
Ʃoxid = número de elétrons perdidos x atomicidade do elemento 
Ʃred = número de elétrons recebidos x atomicidade do elemento 
 
4º) Se possível, os Ʃoxid e Ʃred podem ser simplificados. Exemplificando: 
Ʃoxid = 4 Ʃred = 2 
simplificando ... 
Ʃoxid = 2 Ʃred = 1 
 
5º) Para igualar os elétrons nos processos de oxidação e redução: 
O Ʃoxid se torna o coeficiente da substância que contém o átomo que se 
reduz. 
O Ʃred se torna o coeficiente da substância que contém o átomo que se 
oxida. 
 
6º) Os coeficientes das demais substâncias são determinados igualando-se 
o total de átomos de cada elemento químico existentes antes e depois da 
reação, baseando-se na conservação dos átomos. 
 
Exemplo 1 
NaBr + MnO2 + H2SO4 ĺ MnSO4 + Br2 + H2O + NaHSO4 
1+ 1- 4+ 2- 1+ 6+ 2- 2+ 6+ 2- 0 1+ 2- 1+ 
1+ 6+ 2- 
 
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O Br se oxida, pois tem nox = 1- no primeiro membro e nox = 0 no 
segundo. Esta oxidação envolve 1 elétron e como sua atomicidade no NaBr 
é igual a 1, temos: 
Ʃoxid = 1 x 1 = 1 
 
O Mn se reduz, pois tem nox = 4+ no primeiro membro e nox = 2+ no 
segundo. Esta redução envolve 2 elétrons e como sua atomicidade no MnO2 
é igual a 1, temos: 
Ʃred = 2 x1 = 2 
 
Veja que os valores totais de elétrons são diferentes. Logo, devemos igualar 
estes valores e para isto, devemos multiplicar adequadamente as 
quantidades das espécies envolvidas: 
 
2NaBr (totalizando 2 elétrons) 
1MnO2 (totalizando 2 elétrons) 
 
Costumamos falar que devemos inverter os valores obtidos para oxidante 
e redutor quando os valores individuais forem diferentes. 
 
Invertendo os coeficientes obtidos: 
2 NaBr + 1 MnO2 + H2SO4 => MnSO4 + Br2 + H2O + 
NaHSO4 
 
Os demais coeficientes são obtidos igualando-se o total de átomos de cada 
elemento químico existentes antes e depois da reação, baseando-se na 
conservação dos átomos. 
 
2 NaBr + 1 MnO2 + 3 H2SO4 => 1 MnSO4 + 1 Br2 + 2 H2O + 2 
NaHSO4 
 
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Os coeficientes iguais a 1 foram colocados somente por questões de 
evidência, uma vez que os mesmos são dispensáveis. 
 
OBS: quando os valores de elétrons forem múltiplos entre si 
devemos simplificá-los. 
 
Exemplo 2 
Uma mesma substância contém os átomos que se oxidam e também 
os que se reduzem (AUTO REDOX) 
 
NaOH + Cl2 => NaClO + NaCl + H2O 
Os átomos de Cl no Cl2 tem nox igual a zero. No segundo membro temos 
Cl com nox = 1+ no NaClO e Cl com nox = 1- no NaCl. Como a única fonte 
de Cl na reação é o Cl2, a reação pode ser reescrita assim ... 
 
NaOH + Cl2 + Cl2 => NaClO + NaCl + H2O 
 
Como o Cl2 vai ser o elemento de partida tanto para a oxidação quanto para 
a redução, a atomicidade nos dois processos será igual a 2. A oxidação 
envolve mudança do nox do Cl de zero para 1+, ou seja, um elétron. Assim 
... 
 
Ʃoxid = 1 x 2 = 2 
A redução envolve a mudança do nox do Cl de zero para 1-, ou seja, um 
elétron. Assim 
 
Ʃred = 1 x 2 = 2 
 
Simplificando, temos: Ʃoxid = Ʃred = 1 
 
NaOH + 1 Cl2 + 1 Cl2 => NaClO + NaCl + H2O 
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Os demais coeficientes são obtidos igualando-se o total de átomos de cada 
elemento químico existentes antes e depois da reação, baseando-se na 
conservação dos átomos. 
 
4 NaOH + 1 Cl2 + 1 Cl2 => 2 NaClO + 2 NaCl + 2 H2O 
 
Finalmente: 
4 NaOH + 2 Cl2 => 2 NaClO + 2 NaCl + 2 H2O 
 
Exemplo 3 
A água oxigenada atuando como oxidante 
FeCl2 + H2O2 + HCl => FeCl3 + H2O 
 
No primeiro membro, o oxigênio da água oxigenada tem nox = 1-, já no 
segundo membro, no H2O, tem nox = 2-. Isto caracteriza uma redução 
envolvendo 1 elétron. Como a atomicidade do oxigênio na substância de 
partida (H2O2) é igual a 2. 
Ʃred = 2 x 1 = 2 
 
No primeiro membro, o ferro do FeCl2 tem nox = 2+, já no segundo 
membro, no FeCl3, tem nox = 3+. Isto caracteriza uma oxidação 
envolvendo 1 elétron. Como a atomicidade do ferro na substância de 
partida (FeCl2) é igual a 1: 
Ʃoxid = 1 x 1 = 1 
 
Invertendo os coeficientes ... 
2 FeCl2 + 1 H2O2 + HCl => FeCl3 + H2O 
 
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Os demais coeficientes são obtidos igualando-se o total de átomos de cada 
elemento químico existentes antes e depois da reação, baseando-se na 
conservação dos átomos. 
 
2 FeCl2 + 1 H2O2 + 2 HCl => 2 FeCl3 + 2 H2O 
 
Exemplo 4 
A água oxigenada atuando como redutor 
KMnO4 + H2O2 + H2SO4 => K2SO4 + MnSO4 + H2O + 
O2 
O Mn no KMnO4, no primeiro membro, possui nox = 7+. No segundo 
membro, no MnSO4, o Mn tem nox = a 2+. Este processo é uma redução 
envolvendo 5 elétrons. Como a atomicidade do Mn na substância de partida 
(KMnO4) é igual a 1, temos ... 
Ʃred = 5 x 1 = 5 
 
No primeiro membro temos o oxigênio com dois nox diferentes:nox = 1- na água oxigenada e nox = 2 - no H2SO4 e KMnO4 
 
Como o O2 é gerado a partir da água oxigenada, ela será a substância de 
partida. E observe que ao final do balanceamento ambos terão os mesmos 
coeficientes (H2O2 e O2). O oxigênio no primeiro membro, na água 
oxigenada tem nox = 1-. No segundo membro o oxigênio, no O2 tem nox 
igual a zero. Isso caracteriza uma oxidação com variação de um elétron. 
Como a atomicidade do oxigênio na substância de partida (H2O2) é igual a 
2, temos: 
Ʃoxid = 1 x 2 = 2 
 
Invertendo os coeficientes, temos ... 
2 KMnO4 + 5 H2O2 + H2SO4 => K2SO4 + MnSO4 + H2O + 
O2 
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Os demais coeficientes são obtidos igualando-se o total de átomos de cada 
elemento químico existentes antes e depois da reação, baseando-se na 
conservação dos átomos. 
 
2 KMnO4 + 5 H2O2 + 3 H2SO4 => 1 K2SO4 + 2 MnSO4 + 8 H2O 
+ 5 O2 
 
 
Balanceamento de equações iônicas 
Na equação iônica escrevem-se somente as espécies que de alguma forma 
sofreram alteração. Lembrando que ela é considerada uma equação 
simplificada. Por exemplo: 
1) NaCl + AgNO3 ĺ AgCl + NaNO3 
Na+ (aq) + Cl- (aq) + Ag+ (aq) + NO-3 (aq) ĺ AgCl (s) + Na+ (aq) + NO-3 (aq) 
 
Equação iônica 
Ag+ (aq) + Cl- (aq) ĺ AgCl (s) 
 
2) Pb(NO3)2 + 2KI ĺ PbI2 + 2KNO3 
Pb2+ + 2NO-3 + 2K+ + 2I- ĺ PbI2(s) + 2K+ + 2NO-3 
 
Equação iônica 
Pb2+(aq) + 2I-(aq) ĺ PbI2(s) 
 
Para fazer o balanceamento da equação iônica deve-se seguir os mesmos 
passos para se balancear as equações moleculares. Porém, um fator que 
deve ser levado em consideração para o balanceamento é que deve-se 
conferir as cargas elétricas totais da equação. Ou seja: fazer a soma de 
todas as cargas elétricas dos reagentes que estiverem na forma iônica (com 
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os coeficientes devidamente balanceados) e igualar este valor à soma total 
de todas as cargas dos produtos que estiverem na forma iônica. 
Este passo em algumas situações serve para determinar o coeficiente de 
um dos envolvidos na equação iônica. 
 
Veja abaixo: 
Exemplo 1: 
Cr2O7 2- + Cl- + H+ ĺ Cr3+ + H2O + Cl2 
 
O nox do Cr no reagente Cr2O7 2- é 6+ e nos produtos é 3+ (Cr3+). 
Portanto, sofreu redução, variando 3 elétrons por átomo. Como são 
2 átomos de Cr terá um total de 6 elétrons. 
O nox do Cl era -1 nos reagentes e passa a Zero, nos produtos (Cl2). 
Portanto, sofreu oxidação envolvendo 1 elétron. Como são 2 
átomos de Cl terá um total de 2 elétrons. 
 
 
Observa-se que no caso acima os coeficientes são múltiplos de 2, 
portanto, pode-se fazer a simplificação destes. Os coeficientes 
seriam: 1 6 14 2 7 3. 
Esta simplificação já poderia (deveria ser feita quando do cálculo 
dos valores de oxidantes e redutores) 
 
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1 Cr2O7 2- + 6 Cl- + 14 H+ ĺ 2 Cr3+ + 7 H2O + 3 Cl2 
 
Exemplo 2: 
 
Observa-se que no caso acima os coeficientes são múltiplos de 2, 
portanto, pode-se fazer a simplificação destes. Os coeficientes 
seriam: 3 6 5 1 e 3. 
 
 
QUESTÕES 
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01. (PM SOROCABA - PROFESSOR DE QUIMICA ± VUNESP/2012). O 
elemento fósforo, na forma de P4(g), pode ser obtido a partir de fosfato de 
cálcio e sílica por meio da reação química representada pela equação: 
2Ca3(PO4)2 (s) + x SiO2 (s) + 10 C (s) ĺ y P4 (g) + z CaSiO3 (s) + 10 CO (g) 
Nessa equação, os coeficientes estequiométricos x, y e z, correspondem, 
respectivamente, a 
(A) 3, 1 e 3. 
(B) 6, 1 e 6. 
(C) 3, 2 e 6. 
(D) 6, 1 e 3. 
(E) 6, 6 e 1. 
RESOLUÇÃO: 
Observa-se que temos 6 átomos de cálcio e 4 átomos de fósforo. Logo, os 
coeficientes y=1, z=6. Substituindo-se estes coeficientes teremos nos 
produtos teremos 28 átomos de oxigênio. Portanto, já temos 16 átomos de 
oxigênio no termo 2Ca3(PO4)2. Então, faltam mais 12 átomos de oxigênio. 
Assim, o valor de x é 6. 
5HVSRVWD��³%´� 
 
02. (DMAE-RS- QUÍMICO- CONSULPLAN/2011). Qual é a soma dos 
menores coeficientes estequiométricos inteiros da reação balanceada de 
oxidação do íon iodeto pelo íon permanganato em meio ácido para originar 
iodo molecular, óxido de manganês(IV) e água? 
A) Mais do que 20. 
B) Entre 15 e 19. 
C) Entre 10 e 14. 
D) Entre 7 e 9. 
E) 6. 
RESOLUÇÃO: 
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Para se determinar a soma dos coeficientes é necessário fazer o 
balanceamento da equação. No caso a equação mencionada no enunciado 
é: MnO4 - + I- + H+ ĺ I2 + MnO2 + H2O. 
Deve-se empregar alguma técnica (tentativa, óxido-redução) para se 
chegar aos coeficientes. Mas, sempre lembrando que os átomos que 
aparecem antes da reação devem aparecer depois da reação e em mesmas 
quantidades totais. 
Vamos fazer a resolução pelo método da óxido-redução: 
MnO4 - + I- + H+ ĺ I2 + MnO2 + H2O. 
Nox +7 -2 -1 +1 0 +4 -2 +1 -2 
Quem variou o nox e quanto por átomo: 
Mn (por exemplo, do MnO4-): de +7 para +4. Variou 3 elétrons (ganhou 
3e-, reduziu). 
I- = variou de -1 para 0. Variou 1 elétron (perdeu 1e-. Oxidou). 
Vou escolher uma substancia de cada ramal (oxidação pode ser MnO4- ou 
MnO2. Um deles apenas e posso escolher qualquer um porque em ambas 
as substancias só tenho um átomo de Mn). Escolherei o MnO4- 
No ramal da oxidação tenho duas espécies I- ou I2 (vou escolher o I2 porque 
tem maior quantidade de átomos e isto ajudará a eliminar a fração que 
pode dar se usar I-). 
 Mas aqui é interessante avaliar o iodo no I2, porque seriam dois átomos e 
esta molécula precisaria da perda de 2e- para ser formada. 
Então, as quantidades de elétrons não são iguais. Preciso igualar e irei 
multiplicar em cruz. 
2 MnO4- para cada 3 I2 
Agora, uso estes coeficientes na equação e depois balanceio igualando os 
átomos antes e depois da seta: 
2MnO4 - + I- + H+ ĺ 3I2 + MnO2 + H2O 
Ficaria com 6 átomos de iodo e precisaria ter 6 I-. 
Ficaria com 2 átomos de Mn e precisaria ter 2 MnO2. 
2MnO4 - + 6 I- + H+ ĺ 3I2 + 2 MnO2 + H2O 
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Ficaria com 8 átomos de oxigênio e teria que ter os 8 átomos depois. 
Porem, já tem 4 átomos nas duas moléculas de MnO2. Logo preciso de 4 
moléculas de água 
2MnO4 - + 6 I- + H+ ĺ 3I2 + 2 MnO2 + 4 H2O. 
Precisaria ter 8 átomos de hidrogênio. Logo, 8 H+ 
2MnO4 - + 6 I- + 8 H+ ĺ 3I2 + 2 MnO2 + 4 H2O. 
Portanto, esta equação ficaria corretamente balanceada com os seguintes 
coeficientes: 2 MnO4 - + 6 I- + 8 H+ ĺ 3 I2 + 2 MnO2 + 4 H2O. 
5HVSRVWD��³$´� 
 
03. (DMAE-RS- QUÍMICO- CONSULPLAN/2011). Qual é a soma dos 
menores coeficientes estequiométricos inteiros após o balanceamento da 
seguinte transformação química CH4 + Br2 ĺ CBr4 + HBr? 
A) 4. 
B) 6. 
C) 8. 
D) 10. 
E) 12. 
RESOLUÇÃO: 
O balanceamento pode ser feito pelo método das tentativas (em quese 
deve igualar a quantidade de átomos de cada elemento químico antes e 
depois da reação) ou pelo método da oxirredução. Os coeficientes seriam: 
1 CH4 + 4 Br2 ĺ 1 CBr4 + 4 HBr 
5HVSRVWD��³'´� 
 
04. (PETROBRÁS - TÉCNICO DE OPERAÇÕES JUNIOR - 
CESGRANRIO/2012). A reação do dicromato de potássio com sulfato 
de ferro II é feita em meio fortemente ácido, como representado pela 
equação não balanceada abaixo. 
 
Nessa equação, verifica-se que 
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(A) 6 mol de K2Cr2O7 reagem com 1 mol de FeSO4 no balanço de massa. 
(B) o oxigênio, no ácido sulfúrico, se reduz de 4+ para 1+. 
(C) ácido sulfúrico é o agente redutor, e ferro II é o agente oxidante. 
(D) dicromato é o agente oxidante, e ácido sulfúrico é o agente redutor. 
(E) dicromato é o agente oxidante, e ferro II é o agente redutor. 
RESOLUÇÃO: 
Vejamos a equação química e seus respectivos valores de Nox: 
 
+1 +6 -2 +2 +6 -2 +1 +6 -2 +3 +6 -2 +3 +6 -2 +1 +6 -2 +1-2 
Observamos que o Cr varia seu nox diminuindo de +6 para +3. Nox 
diminuiu: elemento reduziu. Portanto, K2Cr2O7 é o agente oxidante. 
Já o nox do Fe passa de +2 para +3. Nox aumentou, elemento oxidou. Logo 
FeSO4 (ou Fe2+) é agente redutor. 
Por exclusão, chegamos à alternativa E. nem foi necessário balancear a 
equação. 
5HVSRVWD��³(´� 
 
05. (UNIPAMPA - TÉCNICO DE LABORATÓRIO± CESPE/2013). A 
equação KMnO4 + 8HCl ĺ KCl + MnCl2 + 5Cl2 + 4H2O está corretamente 
balanceada com os menores números inteiros possíveis. 
RESOLUÇÃO: 
Para resolver esta questão basta fazer a contagem dos átomos dos 
elementos químicos antes e depois da reação. Se der diferença, então, o 
balanceamento está errado. Os átomos de cloro estão em quantidades 
diferentes (8 e 12). 
5HVSRVWD��³(55$'2´� 
 
06. (MARANHÃO - PERITO CRIMINAL± FGV/2012). Considere a 
reação iônica de oxidação do íon iodeto: 
a H+ + bMnO4 - + c I- ĺ d I2 + e Mn+2 + f H2O. 
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Os menores coeficientes a, b, c, d, e e f que balanceiam esta equação 
correspondem, respectivamente, a: 
(A) 16, 2, 10, 5, 2, 8. 
(B) 12, 4, 5, 2,2, 6. 
(C) 12, 5, 6, 2, 1, 6. 
(D) 16, 1, 12, 5, 2, 10. 
(E) 10, 2, 10, 8, 2, 10. 
RESOLUÇÃO: 
O acerto dos coeficientes pode ser feito pelo método das tentativas ou, 
neste caso, por óxido-redução. Lembrando que os átomos que aparecem 
nos reagentes devem aparecer nos produtos e em mesma quantidade. 
MnO4 - + I- + H+ ĺ I2 + Mn+2 + H2O. 
Nox +7 -2 -1 +1 0 +2 +1-2 
Quem variou o nox e quanto por átomo: 
Mn (por exemplo do MnO4-): de +7 para +2. Variou 5 elétrons (ganhou 5e-
, reduziu) 
I- = variou de -1 para 0. Variou 1 elétron (perdeu 1e-. Oxidou). 
Vou escolher uma substancia de cada ramal (oxidação pode ser MnO4- ou 
Mn2+. Um deles apenas e posso escolher qualquer um porque em ambas as 
substancias só tem um átomo de Mn). Escolherei o MnO4- 
No ramal da oxidação tenho duas espécies I- ou I2. (vou escolher o I2 
porque tem maior quantidade de átomos e isto ajudará a eliminar a fração 
que pode dar se usar I-). Mas aqui é interessante avaliar o iodo no I2. Porque 
seriam dois átomos e esta molécula precisaria de 2e- para ser formada. 
Então, as quantidades de elétrons não são iguais. Preciso igualar este total. 
Para isto, irei multiplicar em cruz. 
MnO4- = 5e- x 1 átomo = 5e- 
I2 = 1e- x 2 átomos = 2e- 
Teremos: 
MnO4- = 5e- x 1 átomo = 5e- X 2 = 10e- 
I2 = 1e- x 2 átomos = 2e- X 5 = 10e- 
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Chegamos, assim, a 2MnO4- e 5I2 . 
Agora, uso estes coeficientes na equação e depois balanceio igualando os 
átomos antes e depois da seta: 
2MnO4 - + I- + H+ ĺ 5I2 + Mn2+ + H2O 
Ficaria com 10 átomos de iodo e precisaria ter 10 I-. 
Ficaria com 2 átomos de Mn e precisaria ter 2 Mn2+. 
2MnO4 - + 10 I- + H+ ĺ 5I2 + 2 Mn2+ + H2O 
Ficaria com 8 átomos de oxigênio e teria que ter os 8 átomos depois. Logo 
preciso de 8 moléculas de água 
2MnO4 - + 10 I- + H+ ĺ 5I2 + 2 Mn2+ + 8 H2O. 
Precisaria ter 16 átomos de hidrogênio para formar as 8 H2O. Logo, preciso 
de 16H+ 
2MnO4 - + 10 I- + 16 H+ ĺ 5I2 + 2 Mn2+ + 8 H2O. 
a= 16; b= 2; c= 10; d=5 ; e=2 ; f=8. 
5HVSRVWD��³$´� 
 
06. (PM-MG - PROFESSOR II DE QUÍMICA - FCC/2012). 
William Justin Kroll, em 1946, mostrou que o titânio podia ser obtido 
comercialmente pela redução do TiCl4 com magnésio metálico. No processo 
Kroll, representado pela equação de óxido-redução não balanceada 
TiCl4 + Mg ĺ MgCl2 + Ti 
(A) a soma dos menores coeficientes inteiros da equação balanceada é igual 
a 12. 
(B) o magnésio é o agente oxidante. 
(C) o titânio é o agente redutor. 
(D) o número de oxidação do titânio varia de +4 para zero. 
RESOLUÇÃO: 
Devemos determinar os coeficientes igualando os átomos dos respectivos 
elementos antes e depois da reação. Se temos 4 átomos de cloro antes, no 
TiCl4 então devemos ter 2 MgCl2. Assim, termos 2 Mg. 
Então, teremos 1TiCl4 + 2 Mg ĺ 2 MgCl2 + 1 Ti. 
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Resposta: [E] 
[Resposta do ponto de vista da disciplina Biologia] 
A reposição do nitrogênio atmosférico é realizada por bactérias anaeróbicas 
e representada no esquema pela etapa [V]. 
 
[Resposta do ponto de vista da disciplina Química] 
Desnitrificação: 
 
3 2
redução
NO ... ... N
5 0
� o
� o
 
 
2. (Enem 2015). Alimentos em conserva são frequentemente armazenados 
em latas metálicas seladas, fabricadas com um material chamado folha de 
flandres, que consiste de uma chapa de aço revestida com uma fina camada 
de estanho, metal brilhante e de difícil oxidação. É comum que a superfície 
interna seja ainda revestida por uma camada de verniz à base de epóxi, 
embora também existam latas sem esse revestimento, apresentando uma 
camada de estanho mais espessa. 
SANTANA. V. M. S. A leitura e a química das substâncias. Cadernos PDE. 
Ivaiporã Secretaria de Estado da Educação do Paraná (SEED); Universidade 
Estadual de Londrina, 2010 (adaptado). 
Comprar uma lata de conserva amassada no supermercado é 
desaconselhável porque o amassado pode 
a) alterar a pressão no interior da lata, promovendo a degradação 
acelerada do alimento. 
b) romper a camada de estanho, permitindo a corrosão do ferro e 
alterações do alimento. 
c) prejudicar o apelo visual da embalagem, apesar de não afetar as 
propriedades do alimento. 
d) romper a camada de verniz, fazendo com que o metal tóxico estanho 
contamine o alimento. 
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e) desprender camadas de verniz, que se dissolverão no meio aquoso, 
contaminando o alimento. 
 
Resposta: [B] 
Comprar uma lata de conserva amassada no supermercado é 
desaconselhável porque o amassado pode romper a camada de estanho, 
permitindo a corrosão do ferro e alterações do alimento, ou seja, o ferro da 
lata pode sofrer oxidação 2(s) (aq)(Fe Fe 2e )
� �o � contaminando o alimento. 
 
3. (Enem PPL 2015). Os calcários são materiais compostos por carbonato 
de cálcio, que podem atuar como sorventes do dióxido deenxofre 2(SO ), 
um importante poluente atmosférico. As reações envolvidas no processo 
são a ativação do calcário, por meio de calcinação, e a fixação do 2SO , com 
a formação de um sal de cálcio, como ilustrado pelas equações químicas 
simplificadas. 
calor
3 2
2 2
CaCO CaO CO
1
CaO SO O Sal de cálcio
2
o �
� � o
 
Considerando-se as reações envolvidas nesse processo de dessulfurização, 
a fórmula química do sal de cálcio corresponde a 
a) 3CaSO . 
b) 4CaSO . 
c) 2 8CaS O . 
d) 2CaSO . 
e) 2 7CaS O . 
Resposta: [B] 
Considerando-se as reações envolvidas nesse processo de dessulfurização, 
a fórmula química do sal de cálcio corresponde a 4CaSO : 
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3
calor
3 2
2 2 4
SO
CaCO CaO CO
1
CaO SO O CaSO
2
o �
� � o 
Observação: sorventes são materiais sólidos que retêm compostos 
químicos em sua superfície. 
 
4. (Enem PPL 2014) Os bafômetros (etilômetros) indicam a quantidade de 
álcool, 2 6C H O (etanol), presente no organismo de uma pessoa através do 
ar expirado por ela. Esses dispositivos utilizam células a combustível que 
funcionam de acordo com as reações químicas representadas: 
I. 2 6 2 4C H O(g) C H O(g) 2H (aq) 2e� �o � � 
II. 2 2
1
O (g) 2H (aq) 2e H O(
2
� �� � o 
BRAATHEN, P. C. Hálito culpado: o princípio químico do bafômetro. Química 
Nova na Escola, n. 5, maio 1997 (adaptado). 
Na reação global de funcionamento do bafômetro, os reagentes e os 
produtos desse tipo de célula são 
a) o álcool expirado como reagente; água, elétrons e H� como produtos. 
b) o oxigênio do ar e H� como reagentes; água e elétrons como produtos. 
c) apenas o oxigênio do ar como reagente; apenas os elétrons como 
produto. 
d) apenas o álcool expirado como reagente; água, 2 4C H O e H� como 
produtos. 
e) o oxigênio do ar e o álcool expirado como reagentes; água e 2 4C H O como 
produtos. 
Resposta: [E] 
Teremos: 
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sal de chumbo solúvel (etapa 2) e, por eletrólise, obtém-se o chumbo 
metálico com alto grau de pureza (etapa 3). 
ARAÚJO, R. V. V. et al. Reciclagem de chumbo de bateria automotiva: 
estudo de caso. Disponível em: www.iqsc.usp.br. Acesso em: 17 abr. 2010 
(adaptado). 
Considerando a obtenção de chumbo metálico a partir de sulfato de 
chumbo(II) na pasta residual, pelo processo hidrometalúrgico, as etapas 1, 
2 e 3 objetivam, respectivamente, 
a) a lixiviação básica e dessulfuração; a lixiviação ácida e solubilização; a 
redução do Pb2+ em Pb0. 
b) a lixiviação ácida e dessulfuração; a lixiviação básica e solubilização; a 
redução do Pb4+ em Pb0. 
c) a lixiviação básica e dessulfuração; a lixiviação ácida e solubilização; a 
redução do Pb0 em Pb2+. 
d) a lixiviação ácida e dessulfuração; a lixiviação básica e solubilização; a 
redução do Pb2+ em Pb0. 
e) a lixiviação básica e dessulfuração; a lixiviação ácida e solubilização; a 
redução do Pb4+ em Pb0. 
Resposta: [A] 
Sulfato de chumbo (II) reage com carbonato de sódio (lixiviação básica): 
 
4 2 3 3 2 4
sal
insolúvel
PbSO Na CO PbCO Na SO (etapa 1 lixiviação básica e dessulfuração)� o � � 
 
3 3 3 2 2 2
sal
solúvel
PbCO 2HNO Pb(NO ) H O CO (etapa 2 lixiviação básica )� o � � � 
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2 2H O 2H 2OH
� �o �
2
3 2Pb(NO ) Pb
�o 3
2
2NO
( ) Pb
�
�
�
� 2e�� 0Pb (redução cátodo)
( ) 2OH�
o �
� 2e�o 2H O� 2 2+ 0
0
3 2 2 3 2
chumbo
metálico
1
O (oxidação ânodo)
2 (etapa 3 redução do Pb em Pb )
1
Pb(NO ) H O 2H 2NO O Pb
2
� �
� �
�
� o � � �
 
 
8. (Enem PPL 2013) À medida que se expira sobre uma solução de azul de 
bromotimol e hidróxido de sódio (NaOH), sua coloração azul característica 
vai se alterando. O azul de bromotimol é um indicador ácido-base que 
adquire cor azul em pH básico, verde em pH neutro e amarela em pH ácido. 
O gás carbônico (CO2) expirado reage com a água presente na solução 
(H2O), produzindo ácido carbônico (H2CO3). Este pode reagir com o NaOH 
da solução inicial, produzindo bicarbonato de sódio (NaHCO3): 
2 2 2 3
2 3 3 2
CO H O H CO
H CO NaOH NaHCO H O
� o
� o � 
ARROIO, A. et AL. Química Nova na Escola, São Paulo, v. 29, 2006. 
O que a pessoa irá observar à medida que expira no recipiente contendo 
essa solução? 
a) A solução mudará de cor, de azul para verde, e, em seguida, de verde 
para amarelo. Com o acréscimo de ácido carbônico, o pH da solução irá 
reduzir até tornar-se neutro. Em seguida, um excesso de ácido carbônico 
tornará o pH da solução ácido. 
b) A solução somente terá sua cor alterada de azul para amarelo, pois será 
formado um excesso de ácido carbônico no recipiente, o que reduzirá 
bruscamente o pH da solução. 
c) A cor da solução não será alterada com o acréscimo de ácido carbônico. 
Isso porque o meio é inicialmente neutro e a presença de ácido carbônico 
não produzirá nenhuma mudança no pH da solução. 
d) A solução mudará de azul para verde e, em seguida, de verde para azul. 
Isso ocorrerá em função da neutralização de um meio inicialmente básico 
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A transformação química em questão se dá pela reação entre ácido acético 
3(CH COOH), presente no vinagre, e bicarbonato de sódio 3(NaHCO ), presente 
no balão. O gás liberado é o 2CO (gás carbônico): 
3 3 3 2 2
gás carbônicoácido acético bicarbonato de sódio
CH COOH(aq) NaHCO (s) Na (aq) CH COO (aq) CO (g) H O(� �� o � � � 
 
10. (Enem PPL 2012) Ácido muriático (ou ácido clorídrico comercial) é 
bastante utilizado na limpeza pesada de pisos para remoção de resíduos de 
cimento, por exemplo. Sua aplicação em resíduos contendo quantidades 
apreciáveis de CaCO3 resulta na liberação de um gás. Considerando a ampla 
utilização desse ácido por profissionais da área de limpeza, torna-se 
importante conhecer os produtos formados durante seu uso. 
A fórmula do gás citado no texto e um teste que pode ser realizado para 
confirmar sua presença são, respectivamente: 
a) 2CO e borbulhá-lo em solução de KC 
b) 2CO e borbulhá-lo em solução de 3HNO 
c) 2H e borbulhá-lo em solução de NaOH 
d) 2H e borbulhá-lo em solução de 2 4H SO 
e) 2CO e borbulhá-lo em solução de 2Ba(OH) 
Resposta: [E] 
A aplicação do ácido muriático em resíduos contendo quantidades 
apreciáveis de CaCO3 resulta na liberação de gás carbônico: 
3 2 2 22HC (aq) CaCO (s) H O( ) CO (g) CaC (aq)� o � � 
O teste deve ser feito com uma base que produza um sal insolúvel: 
2 2 3 2CO (g) Ba(OH) (aq) BaCO H O(� o p � 
 
11. (Enem 2012) Os tubos de PVC, material organoclorado sintético, são 
normalmente utilizados como encanamento na construção civil. Ao final da 
sua vida útil, uma das formas de descarte desses tubos pode ser a 
incineração. Nesse processo libera-se � �HC g , cloreto de hidrogênio, dentre 
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outras substâncias.Assim, é necessário um tratamento para evitar o 
problema da emissão desse poluente. 
Entre as alternativas possíveis para o tratamento, é apropriado canalizar e 
borbulhar os gases provenientes da incineração em 
a) água dura. 
b) água de cal. 
c) água salobra. 
d) água destilada. 
e) água desmineralizada. 
Resposta: [B] 
Entre as alternativas possíveis para o tratamento, é apropriado canalizar e 
borbulhar os gases provenientes da incineração em água de cal, para que 
ocorra a neutralização do � �HC g : 
2 2 2
Água de cal
Ca(OH) (aq) 2HC (g) 2H O( ) CaC (aq)� o � 
 
12. (Enem 2010) As misturas efervescentes, em pó ou em comprimidos, 
são comuns para a administração de vitamina C ou de medicamentos para 
azia. Essa forma farmacêutica sólida foi desenvolvida para facilitar o 
transporte, aumentar a estabilidade de substâncias e, quando em solução, 
acelerar a absorção do fármaco pelo organismo. 
A matérias-primas que atuam na efervescência são, em geral, o ácido 
tartárico ou o ácido cítrico que reagem com um sal de caráter básico, como 
o bicarbonato de sódio (NaHCO3), quando em contato com a água. A partir 
do contato da mistura efervescente com a água, ocorre uma série de 
reações químicas simultâneas: liberação de íons, formação de ácido e 
liberação do gás carbônico- gerando a efervescência. 
As equações a seguir representam as etapas da reação da mistura 
efervescente na água, em que foram omitidos os estados de agregação dos 
reagentes, e H3A representa o ácido cítrico. 
I. NaHCO3 ĺ Na+ + 3HCO� 
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II. H2CO3 H2O + CO2 
III. HCO±3 + H+ H2CO3 
IV. H3A 3H+ + A± 
A ionização, a dissociação iônica, a formação do ácido e a liberação do gás 
ocorrem, respectivamente, nas seguintes etapas: 
a) IV, I, II e III 
b) I, IV, III e II 
c) IV, III, I e II 
d) I, IV, II e III 
e) IV, I, III e II 
Resposta: [E] 
Teremos: 
Ionização: H3A 3H+ + A± 
Dissociação iônica: NaHCO3 ĺ Na+ + 3HCO� 
Formação de ácido: HCO3± + H+ H2CO3 
Liberação de gás carbônico: H2CO3 H2O + CO2 
 
13. (Enem 2004) Ferramentas de aço podem sofrer corrosão e enferrujar. 
As etapas químicas que correspondem a esses processos podem ser 
representadas pelas equações: 
� �
� � � �
� � � � � �
� � o
� � o
� o
2 2 2
2 22 3
2 23 3
1
Fe H O O Fe OH 
2
1 1
Fe OH H O O Fe OH 
2 4
Fe OH nH O Fe OH .nH O ferrugem
 
Uma forma de tornar mais lento esse processo de corrosão e formação de 
ferrugem é engraxar as ferramentas. Isso se justifica porque a graxa 
proporciona 
a) lubrificação, evitando o contato entre as ferramentas. 
b) impermeabilização, diminuindo seu contato com o ar úmido. 
c) isolamento térmico, protegendo-as do calor ambiente. 
d) galvanização, criando superfícies metálicas imunes. 
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e) polimento, evitando ranhuras nas superfícies. 
Resposta: [B] 
A graxa forma uma camada de proteção (camada apassivadora) que 
dificulta o contato do ferro com o oxigênio e o vapor de água presentes no 
ar e, consequentemente, a formação do hidróxido de ferro II � �� �2Fe OH e do 
hidróxido de ferro III � �� �3Fe OH formadores da ferrugem é dificultada. 
 
14. (Enem 1999) Suponha que um agricultor esteja interessado em fazer 
uma plantação de girassóis. Procurando informação, leu a seguinte 
reportagem: 
 SOLO ÁCIDO NÃO FAVORECE PLANTIO 
Alguns cuidados devem ser tomados por quem decide iniciar o cultivo do 
girassol. A oleaginosa deve ser plantada em solos descompactados, com 
pH acima de 5,2 (que indica menor acidez da terra). Conforme as 
recomendações da Embrapa, o agricultor deve colocar, por hectare, 40 kg 
a 60 kg de nitrogênio, 40 kg a 80 kg de potássio e 40 kg a 80 kg de fósforo. 
O pH do solo, na região do agricultor, é de 4,8. Dessa forma, o agricultor 
deverá fazer a "calagem". 
(Folha de S. Paulo, 25/09/1996) 
Suponha que o agricultor vá fazer calagem (aumento do pH do solo por 
adição de cal virgem - CaO). De maneira simplificada, a diminuição da 
acidez se dá pela interação da cal (CaO) com a água presente no solo, 
gerando hidróxido de cálcio (Ca(OH)2), que reage com os ions H+ (dos 
ácidos), ocorrendo, então, a formação de água e deixando ions Ca2+ no 
solo. 
Considere as seguintes equações: 
I. CaO + 2H2O o Ca (OH)3 
II. CaO + H2O o Ca (OH)2 
III. Ca (OH)2 + 2H+ o Ca2+ + 2H2O 
IV. Ca (OH)2 + H+ o CaO + H2O 
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O processo de calagem descrito pode ser representado pelas equações: 
a) I e II 
b) I e IV 
c) II e III 
d) II e IV 
e) III e IV 
Resposta: [C] 
Reação do óxido de cálcio com a água: 
� �2 2II. CaO H O Ca OH � o 
Reação do hidróxido de cálcio com os íons H� : 
� � 2 22III. Ca OH 2H Ca 2H O � �� o � 
 
Até a próxima aula. 
Grande abraço. 
Excelente estudo. Estou à disposição. 
Prof. Wagner

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