Aula 7

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① Cinética Química; 
② Equilíbrio Químico; 
③ Eletroquímica; 
④ Reações Nucleares. 
 
........................................................................................................................................................................... 
 
① CINETICA QUÍMICA 
 
Toda reação química necessita de 
certo tempo para se completar. Algumas 
reações são extremamente rápidas, como 
por exemplo, a neutralização entre um 
ácido e uma base em solução aquosa. 
Existem, por outro lado, reações 
extremamente lentas. 
 
 
Reação entre solução aquosa de nitrato de chumbo 
III e iodeto de potássio (quase instantânea), e 
formação de ferrugem em ferro (reação lenta). 
 
A velocidade com que ocorrem as 
reações depende de uma série de fatores, 
como estado físico dos reagentes, 
temperatura, concentração dos reagentes, 
presença de catalisador ou inibidor, 
superfície de contato (no caso de 
reagentes sólidos) e a pressão do sistema, 
no caso de haver reagentes no estado 
gasoso. 
O estudo da cinética inclui a 
compreensão dos modelos que explicam 
as reações químicas, bem como os fatores 
que nelas interferem. 
 
 Teoria das Colisões 
 
Para as reações químicas ocorrerem é 
necessário haver aproximação e contato 
entre as partículas reagentes. Essa é a 
ideia básica da teoria das colisões. 
Sabemos que as partículas de uma 
substância química possuem energia 
própria que faz com que elas fiquem em 
movimento. Tal movimento dá origem a 
colisões, e a partir dessas colisões pode 
ocorrer uma reação química. 
Para que haja uma reação é 
necessário que a colisão ocorra com uma 
energia capaz de provocar um rearranjo de 
átomos dos reagentes, formando novas 
ligações. Além do fator energia os choques 
devem ocorrer segundo uma orientação 
favorável. 
 
 
A rapidez de uma reação depende 
da frequência das colisões e da fração 
dessas colisões que são efetivas, ou seja, 
colisões com energia suficiente e 
orientação favorável. No instante em que 
ocorre o choque efetivo forma-se uma 
estrutura que recebe o nome de complexo 
ativado e que pode ser definido como um 
estágio intermediário em que todas as 
partículas dos reagentes estão agregadas. 
A energia mínima necessária para formar 
o complexo ativado é chamada de energia 
de ativação (Ea). 
A energia de ativação funciona 
como uma “barreira” a ser vencida pelos 
reagentes para que a reação ocorra. 
Assim, quanto maior for essa energia de 
ativação, mais lenta será a reação e vice-
versa. 
 
 
AULA 7 
 
- 2 - 
 Rapidez das Reações Químicas 
 
Rapidez ou velocidade de uma reação 
é uma grandeza que indica como as 
quantidades de regente ou produto dessa 
reação variam com o passar do tempo. É 
expressa pela variação da concentração, 
da quantidade de matéria, da pressão, da 
massa ou do volume, por unidade de 
tempo. 
 
 
 
 
 
 
A unidade associada à velocidade da 
reação depende da propriedade do 
sistema e da unidade de tempo 
consideradas. 
A rapidez da reação diminui com o 
tempo, ou seja, à medida que os 
reagentes são consumidos, a reação 
torna-se mais lenta. Uma das razões para 
isso é que à medida que a quantidade de 
reagentes diminui o número de colisões 
efetivas também diminui. 
 
 Fatores que influenciam na 
Velocidade da Reação 
 
Superfície de Contato 
 
No caso de reações em que 
participam substâncias em diferentes 
fases, verifica-se que a rapidez da reação 
depende da superfície de contato entre 
essas fases. Assim, quanto mais 
fragmentado for esse reagente, maior será 
o número de choques, e maior será a 
velocidade da reação. 
 
Temperatura 
 
Quando a temperatura de 
um sistema em reação aumenta, 
a energia cinética média das 
partículas aumenta o que faz 
com que tanto a frequência de 
colisões como a energia 
envolvida em cada colisão 
aumente. Consequentemente, a 
quantidade de colisões efetivas 
aumenta, provocando aumento 
da rapidez da reação. 
 
Concentração 
 
Aumentando a concentração dos 
reagentes iremos aproximar suas 
moléculas, aumentar a frequência dos 
choques efetivos e, consequentemente, 
aumentar a velocidade da reação. 
 
Catalisadores 
 
Os catalisadores são substâncias 
que aceleram uma reação sem serem 
consumidas, ou seja, são regenerados no 
final do processo. 
Aumentam a velocidade de uma 
reação, pois abaixam a energia de 
ativação. 
 
 
 
Pressão 
 
Um aumento da pressão favorece 
principalmente as reações entre gases, 
aproximando as moléculas, aumentando a 
frequência dos choques entre as 
moléculas e, portanto, aumentando a 
velocidade das reações. 
 
 
 
 
- 3 - 
Luz 
 
A luz é uma forma de energia e pode 
interferir na velocidade de algumas 
reações químicas. Ao atingir os reagentes, 
ela transfere para eles parte sua energia. 
Dessa forma, como as partículas 
reagentes possuem energia maior, 
areação ocorre com maior rapidez. 
 
 Lei Cinética 
 
A maneira pela qual a concentração 
dos reagentes interfere na rapidez de uma 
reação deve ser determinada 
experimentalmente, pois cada reação tem 
sua rapidez alterada de maneira diferente. 
De forma geral, para uma dada 
reação química: 
 
aA + bB + cC + ... xX + yY + zZ + ... 
 
Á velocidade é expressa pela fórmula: 
 
v = k[A]a[B]b[C]c... 
 
Onde k é a constante de velocidade da 
reação. Essa fórmula é chamada Lei da 
Velocidade da reação. 
Para uma reação que ocorre em 
duas ou mais etapas, a velocidade da 
reação global é igual à velocidade da 
etapa mais lenta. Portanto, para escrever a 
lei de velocidade global, consultamos a 
etapa lenta e não a equação global. 
 
Exercícios 
 
1. O gráfico mostrado abaixo foi construído 
com dados obtidos no estudo de 
decomposição do íon tiossulfato (S2O3
2–), 
a temperatura constante em meio ácido 
variando a concentração molar do íon 
(diluição em água). A reação ocorre com 
maior e menor velocidade média 
respectivamente nos trechos: 
 
 
a) II e III 
b) I e IV 
c) II e IV 
d) III e IV 
 
2. Um dos componentes presentes num 
determinado xarope não apresenta mais 
efeito terapêutico quando a sua 
concentração é igual ou inferior a 
0,25mol/L. Esse medicamento é vendido 
como uma solução, cuja concentração 
desse componente é igual a 1,00mol/L. 
Sabendo-se que a velocidade de 
decomposição do medicamento é de 0,5 
mol/L por ano, qual é a validade do 
medicamento? 
a) 3 anos 
b) 2 anos 
c) 18 meses 
d) 12 meses 
e) 15 meses 
 
3. Um químico realizou um experimento 
para estudar a velocidade de dissolução 
(solubilização em função do tempo) de 
comprimidos efervescentes em relação ao 
estado do comprimido e à temperatura da 
água. Utilizando sempre a mesma 
quantidade de água, registrou os tempos 
aproximados (em segundos) de 
dissolução, e os resultados estão 
representados no gráfico abaixo. 
 
 
 
 
 
 
- 4 - 
 
Com base no gráfico são feitas as 
seguintes afirmações: 
I. Para o comprimido amassado, a 
velocidade de dissolução é maior. 
II. A velocidade de dissolução do 
comprimido diminui conforme aumenta a 
temperatura. 
III. A quantidade de comprimidos nos 
experimentos não influencia a velocidade 
de sua dissolução. 
IV. A uma temperatura de 40°C, um 
comprimido inteiro demoraria cerca de 19s 
para se dissolver. 
V. Com o aumento da temperatura, a 
aceleração da dissolução é maior para o 
comprimido amassado. 
São corretas apenas as afirmações 
a) I, III e IV. 
b) II, IV e V. 
c) I, II e III. 
d) I, IV e V. 
e) II, III e IV. 
 
4. Quando a manteiga é exposta ao ar à 
temperatura ambiente, ocorre uma 
mudança no seu sabor e odor, dando 
origem àmanteiga rançosa. A substância 
química responsável pelo ranço na 
manteiga é o ácido butírico ou butanoico. 
Esse ácido é formado pela reação de 
hidrólise dos glicerídeos (ésteres) 
presentes na manteiga. Considerando a 
total formação da manteiga rançosa, é 
CORRETO afirmar que: 
a) a temperatura não afeta a velocidade de 
hidrólise dos glicerídeos presentes na 
manteiga. 
b) armazenar a manteiga na geladeira 
diminui a velocidade da reação de hidrólise 
dos glicerídeos. 
c) a diminuição do pH da manteiga evita a 
formação do ácido butanoico. 
d) a adição de um catalisador acarreta o 
aumento da quantidade final obtida de 
ácido butanoico. 
e) ao se dividir a manteiga em quatro 
pedaços, diminui-se a velocidade de 
formação do ácido butanoico. 
 
5. Ao abastecer um automóvel com 
gasolina, é possível sentir o odor do 
combustível a certa distância da bomba. 
Isso significa que, no ar, existem 
moléculas dos componentes da gasolina, 
que são percebidas pelo olfato. Mesmo 
havendo, no ar, moléculas de combustível 
e de oxigênio, não há combustão nesse 
caso. Três explicações diferentes foram 
propostas para isso: 
I. As moléculas dos componentes da 
gasolina e as do oxigênio estão em 
equilíbrio químico e, por isso, não reagem. 
II. À temperatura ambiente, as moléculas 
dos componentes da gasolina e as do 
oxigênio não têm energia suficiente para 
iniciar a combustão. 
III. As moléculas dos componentes da 
gasolina e as do oxigênio encontram-se 
tão separadas que não há colisão entre 
elas. 
Dentre as explicações, está correto 
apenas o que se propõe em 
a) I. 
b) II. 
c) III. 
d) I e II. 
e) II e III. 
 
6. Analise as curvas mostradas a seguir. 
Nelas, encontram-se descritos 
graficamente alguns padrões idealizados 
de variação da entalpia no decorrer de 
reações químicas, abrangendo quatro 
 
- 5 - 
diferentes possibilidades. Escolha a 
alternativa na qual se encontra enunciada 
uma previsão correta para a velocidade de 
reação e a energia liberada esperadas 
tendo em vista os valores registrados na 
curva descrita. 
 
 
 
a) Curva I: traduz uma maior velocidade de 
reação associada a uma menor energia 
liberada 
b) Curva II: traduz uma maior velocidade 
de reação associada a uma maior energia 
liberada 
c) Curva III: traduz uma menor velocidade 
de reação associada a uma maior energia 
liberada 
d) Curva IV: traduz uma menor velocidade 
de reação associada a uma menor energia 
liberada 
 
7. A água oxigenada é uma substância 
oxidante que, em meio ácido, permite a 
obtenção de iodo, a partir de iodetos 
existentes nas águas-mães das salinas, 
como mostra a reação escrita abaixo: 
 
H2O2 + 2H3O
+ + 2l- 4H2O + l2 
 
Quando se faz um estudo cinético dessa 
reação em solução aquosa e se examina, 
separadamente, a influência da 
concentração de cada reagente, na 
velocidade da reação (v), obtêm-se os 
gráficos seguintes: 
 
 
A expressão da lei de velocidade da 
reação é: 
a) v = k . [H2O2] . [I
–] 
b) v = k . [H3O
+] 
c) v = k . [H2O2] . [H3O
+] 
d) v = k . [H3O
+] . [I–] 
 
8. O NO2 proveniente dos escapamentos 
dos veículos automotores é também 
responsável pela destruição da camada de 
ozônio. As reações que podem ocorrer no 
ar poluído pelo NO2, com o ozônio, estão 
representadas pelas equações químicas I 
e II, e pela equação química global III. 
 
Com base nessas informações e nos 
conhecimentos sobre cinética química, 
pode-se afirmar: 
a) A expressão de velocidade para a 
equação química global III é representada 
por V = k[NO2][O3]. 
b) A adição de catalisador às etapas I e II 
não altera a velocidade da reação III. 
c) Duplicando-se a concentração molar de 
NO2(g) a velocidade da reação 
quadruplica. 
d) A velocidade das reações químicas 
exotérmicas aumenta com a elevação da 
temperatura. 
e) A equação química III representa uma 
reação elementar. 
 
9. (PISM III) O pentóxido de dinitrogênio 
(N2O5) é um sólido cristalino incolor que 
sublima numa temperatura próxima à 
ambiente, também conhecido por anidrido 
nítrico. Pode ser decomposto em oxigênio 
molecular e em dióxido de nitrogênio. O 
gráfico abaixo descreve os resultados de 
um experimento, realizado em um 
recipiente fechado, sobre a velocidade de 
 
- 6 - 
decomposição do N2O5(g), em presença 
de catalisador. 
 
 
Em relação a esse experimento, pede-se: 
a) Correlacione as curvas I e II descritas 
no gráfico com os produtos formados. 
b) A equação balanceada para a 
decomposição do N2O5. 
c) Calcule a velocidade da reação no 
intervalo de 1h a 2h. 
 
10. (UERJ) A irradiação de microondas 
vem sendo utilizada como fonte de energia 
para determinadas reações químicas, em 
substituição à chama de gás convencional. 
Em um laboratório, foram realizados dois 
experimentos envolvendo a reação de 
oxidação do metilbenzeno com KMnO4 em 
excesso. A fonte de energia de cada um, 
no entanto, era distinta: irradiação de 
micro-ondas e chama de gás 
convencional. 
Observe, no gráfico abaixo, a variação da 
concentração de metilbenzeno ao longo do 
tempo para os experimentos: 
 
 
Observe, agora, a equação química que 
representa esses experimentos: 
 
 
Para o experimento que proporcionou a 
maior taxa de reação química, determine a 
velocidade média de formação de produto, 
nos quatro minutos iniciais, em g.L-1.min-1. 
Em seguida, calcule o rendimento da 
reação. 
 
11. A figura a seguir apresenta projeções, 
resultantes de simulações computacionais, 
da concentração de dióxido de carbono, 
em ppm, na atmosfera terrestre até o ano 
de 2200. 
As projeções dependem do aumento anual 
da velocidade de emissão de dióxido de 
carbono. 
 
 
 
a) Determine a velocidade média de 
emissão do dióxido de carbono entre os 
anos de 2020 e 2050 para o pior cenário 
de emissão apresentado no gráfico. 
b) Sabe-se que a massa total de ar na 
atmosfera é de 5 x 1021 g. Calcule a 
quantidade (em kg) de dióxido de carbono 
que estaria presente na atmosfera 
terrestre no ano de 2060 usando a 
projeção em que a velocidade de emissão 
é constante. 
 
12. (UFJF) Uma forma de se alterar a 
velocidade de reações químicas é 
adicionar uma substância, denominada de 
catalisador, que praticamente não sofre 
 
- 7 - 
alteração ao final do processo reacional. A 
velocidade de decomposição do 
acetaldeído pode ser modificada pela 
adição de iodo gasoso (I2) ao sistema. 
Essa reação ocorre em duas etapas que 
estão representadas abaixo. Para esse 
processo, responda às questões a seguir. 
 
 
a) Escreva a reação global de 
decomposição do acetaldeído. 
b) Escreva a expressão para a lei de 
velocidade da primeira etapa do processo 
de decomposição do acetaldeído. 
c) Se, no início, a concentração de 
acetaldeído foi de 3,0 x 10-2 mol.L-1 e, ao 
atingir o equilíbrio, a concentração do 
mesmo é de 1,0 x 10-2 mol.L-1, calcule o 
tempo necessário para a reação atingir o 
equilíbrio, considerando que a velocidade 
da primeira etapa é igual a 0,50 mol.L-
1.min-1. 
 
13. (Fuvest) Um estudante desejava 
estudar, experimentalmente, o efeito da 
temperatura sobre a velocidade de uma 
transformação química. 
Essa transformação pode ser 
representada por: 
 
A + B P 
 
Após uma série de quatro experimentos, o 
estudante representou os dados obtidos 
em uma tabela: 
 
 
Que modificação deveria ser feita no 
procedimento paraobter resultados 
experimentais mais adequados ao objetivo 
proposto? 
a) Manter as amostras à mesma 
temperatura em todos os experimentos. 
b) Manter iguais os tempos necessários 
para completar as transformações. 
c) Usar a mesma massa de catalisador em 
todos os experimentos. 
d) Aumentar a concentração dos 
reagentes A e B. 
e) Diminuir a concentração do reagente B. 
 
14. (PUC-PR) Compostos naturais são 
muito utilizados na denominada Medicina 
Naturalistas. Povos indígenas amazônicos 
há muito fazem uso da casca da Quina 
(Coutarea hexandra) para extrair quinina, 
princípio ativo no tratamento da malária. 
Antigos relatos chineses também fazem 
menção a uma substância, a artemisina, 
encontrada no arbusto Losna (Artemisia 
absinthium), que também está relacionada 
ao tratamento da malária. 
Em estudos sobre a cinética de 
degradação da quinina por ácido, foram 
verificadas as seguintes velocidades em 
unidades arbitrárias: 
 
 
 
A partir desses dados, pode-se concluir 
que a lei de velocidade assume a forma 
A) V = k [quinina]2 
B) V = k [quinina]2 / [ácido] 
C) V = k 2 [quinina]2 
D) V = k [quinina] [ácido]2 
E) V = k [ácido]2 / [quinina] 
 
15. (PUC-RJ) Os antiácidos efervescentes 
contêm em sua formulação o ácido cítrico 
Catalizador 
 
- 8 - 
(H3C6H5O7) e o bicarbonato de sódio 
(NaHCO3), os quais, à medida que o 
comprimido se dissolve em água, reagem 
entre si segundo a equação: 
 
 
 
A liberação de gás carbônico explica a 
efervescência (evolução de CO2) 
observada quando se dissolve um destes 
antiácidos. 
Com base nessas informações, é 
CORRETO afirmar que: 
(A) a efervescência será mais intensa se 
houver pedras de gelo na água. 
(B) um comprimido triturado de antiácido 
se dissolverá mais lentamente do que um 
comprimido inteiro. 
(C) a efervescência será menos intensa se 
a água estiver quente. 
(D) a temperatura tem papel essencial na 
velocidade de dissolução do comprimido. 
(E) os componentes do antiácido no 
estado sólido reagem mais rapidamente do 
que em solução aquosa. 
 
Gabarito 
1. b 5. b 
2. c 6. b 
3. d 7. a 
4. b 8. a 
9. a) Curva 1: O2 
Curva 2: NO2 
b) N2O5(g) ½ O2(g) + 2NO2(g) 
c) 0,2 mol/L.h 
10. Vm = 24,4g.L
-1.min-1 
Rendimento: 40% 
11. a) Vm = 10ppm/ano 
b) 2 . 1015 Kg 
12. a) CH3CHO CH4 + CO 
b) v = k[CH3CHO] . [I2] 
c) 2,40 segundos 
13. c 
14. d 
15. d 
② EQUÍLIBRIO QUÍMICO 
 
As observações nas quais esse 
capítulo está baseado são as de que 
algumas reações parecem prosseguir até 
se completar, mas outras aparentam parar 
mais cedo. 
 
 A reversibilidade das reações 
 
Da mesma forma que as mudanças de 
fase, as reações químicas tendem a um 
equilíbrio no qual a reação direta e a 
inversa ainda estão ocorrendo, mas na 
mesma velocidade. 
Considerando o equilíbrio: 
 
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) 
 
A velocidade da reação direta 
 
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) é dada por: 
 
v1 = k1[N2][H2]
3 
 
Essa velocidade é máxima no início 
da reação, e depois diminui com o tempo, 
pois N2 e H2 vão sendo consumidos. 
A velocidade da reação inversa 
 
2NH3(g) N2(g) + 3H2(g) é dada por: 
 
v2 = k2[NH3]
2 
 
Essa velocidade é nula no início da 
reação, e depois aumenta com o tempo, à 
proporção que NH3 vai sendo formado. 
Após certo tempo as duas 
velocidades se igualam e dizemos que foi 
atingido o equilíbrio químico. 
 
 
- 9 - 
 
 
 Constante de equilíbrio 
 
No equilíbrio temos v1 = v2. No caso da 
reação de formação da amônia: 
 
k1[N2][H2]
3 = k2[NH3]
2 
 
Kc é chamado constante de equilíbrio em 
termos de concentrações molares. A 
constante é o valor que relaciona as 
concentrações dos produtos e dos 
reagentes no momento em que ocorre o 
equilíbrio. 
Generalizando: 
 
aA + bB + ... cC + dD + ... 
 
 
 
 
 
 
Quando Kc > 1 a concentração dos 
produtos é maior que a dos reagentes, ou 
seja, a reação direta prevalece sobre a 
inversa. E quanto maior for esse Kc, maior 
será a extensão da ocorrência da reação 
direta. 
Quando Kc < 1 a concentração dos 
reagentes é maior que a dos produtos, ou 
seja, a reação inversa prevalece sobre a 
direta. E quanto menor for esse Kc, maior 
será a extensão da ocorrência da reação 
inversa. 
Para sistemas gasosos em 
equilíbrio químico, podemos trabalhar com 
a constante de equilíbrio em termos de 
pressões parciais (Kp): 
 
 
 
 
 
Pode-se inclusive demonstrar que 
existe a relação: 
 
Kp = Kc(RT)
Δn 
 
Onde R = constante universal dos gases 
T = temperatura (dada em Kelvin) 
Δn = (número total de moléculas 
produzidas) – (número total de moléculas 
reagentes). 
 
Exemplo: 
 
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) 
 
Δn = 2-(1+3) = -2, portanto: 
Kp = Kc (RT)
-2 
 
 Grau de equilíbrio 
 
Indica a relação entre o número de 
mols de moléculas que reagem até atingir 
o equilíbrio e o número de mols inicial da 
mesma substância. 
 
 
 
 
 
 
Exemplo: 
 
Consideramos a reação x → y + z, em 
que, no início, encontramos 2,00 mols de x 
e no equilíbrio são encontrados 0,80 mols 
de x sem reagir. Concluímos, então, que 
reagiram 2,00 – 0,80 = 1,20 mols de x. O 
grau de equilíbrio fica: 
 
 
 
 
 
 
Quanto maior for o grau de 
equilíbrio, mais terá caminhado a reação 
 
- 10 - 
até chegar ao equilíbrio, ou seja, maior o 
rendimento da reação. 
 
 Deslocamento do Equilíbrio 
 
A perturbação do equilíbrio é toda e 
qualquer alteração da velocidade da 
reação direta ou da inversa, provocando 
modificações nas concentrações das 
substâncias e levando o sistema a um 
novo estado de equilíbrio, ou seja, provoca 
deslocamento do equilíbrio. 
 
O princípio geral que trata dos 
deslocamentos dos estados de equilíbrio é 
chamado Princípio de Le Chatelier, cujo 
enunciado diz: 
Quando uma perturbação exterior é 
aplicada a um sistema em equilíbrio ele 
tende a si reajustar para minimizar os 
efeitos desta perturbação. 
A seguir vamos analisar a influência de 
cada um dos fatores que podem afetar o 
equilíbrio. 
 
 Concentração 
 
Adicionar ou retirar uma substância 
presente em um sistema em equilíbrio 
significa alterar sua concentração, o que 
altera o estado de equilíbrio de um 
sistema. 
A adição de uma substância desloca o 
equilíbrio no sentido que irá consumi-la. 
Podemos dizer então, que o equilíbrio é 
deslocado para o lado oposto ao da 
substância adicionada. 
A retirada de uma substância desloca o 
equilíbrio no sentido que irá restituí-la. Isto 
é, para o mesmo lado da substância que 
foi retirada. 
 
Exemplo: Considere o equilíbrio 
 
4NH3(g) + 3O2(g) 2N2(g) + 6H2O(g) 
 
Preveja o efeito sobre o equilíbrio quando 
há (a) adição de N2 e (b) remoção de NH3. 
 
Solução: (a) A adição de N2 faz a reação 
se deslocar na direção que minimiza o 
aumento de N2. Portanto a reação 
desloca-se para a formação dos 
reagentes. 
(b) Quando o NH3 é removido do sistema, 
a reação desloca-se para minimizar essa 
perda. A reação tende a favorecer a 
produção de O2 e NH3. 
 
 Pressão 
 
Quando aumentamos a pressão sobre 
um sistema em equilíbrio, à temperatura 
constante, ele se desloca no sentido em 
que há redução do número demoléculas 
em fase gasosa (menor volume). 
Uma diminuição de pressão desloca o 
equilíbrio no sentido em que há aumento 
do número de moléculas em fase gasosa 
(maior volume). 
 
Exemplo: Preveja o efeito da compressão 
sobre o equilíbrio na reação 
 
N2O4(g) 2NO2(g) 
 
Solução: Na reação inversa duas 
moléculas de NO2 se combinam para 
formar uma molécula de N2O4. Então a 
compressão favorece a produção de N2O4. 
 
 Temperatura 
 
Além de provocar deslocamento do 
equilíbrio, a temperatura é o único fator 
que altera a constante de equilíbrio. 
Quando aumentamos a temperatura de 
um sistema em equilíbrio, favorecemos a 
reação que absorve calor, a reação 
endotérmica. Por outro lado, quando 
diminuímos a temperatura, favorecemos a 
reação exotérmica, que libera calor. 
 
- 11 - 
Exemplo: Preveja como a composição de 
trióxido de enxofre, no equilíbrio abaixo, 
tenderá a mudar com o aumento da 
temperatura. 
 
2SO2(g) + O2(g) 2SO3(g) 
ΔHf
° = -197,78 kJ.mol-1 
 
Solução: Como a formação de SO3 é 
exotérmica, a reação inversa é 
endotérmica. Então, o aumento da 
temperatura do sistema favorece a 
decomposição de SO3 em SO2 e O2. 
 
 Catalisadores 
 
Um catalisador pode acelerar a 
velocidade na qual uma reação atinge o 
equilíbrio, mas não afeta o próprio estado 
de equilíbrio. 
 
EQUILÍBRIO IÔNICO 
 
É o caso particular de equilíbrio no qual, 
além de moléculas, estão presentes íons. 
Aqui também serão definidos um α e um K 
que agora recebem nomes particulares: 
grau de ionização e constante de 
ionização respectivamente. 
 
Exemplo: 
HC2H3O2 H
+ + C2H3O2
- 
 
 
 
 
 
 
 
 Equilíbrio Iônico ácido-base 
 
De acordo coma teoria de Brϕnsted-
Lowry, um ácido é um doador de prótons 
(H+) e uma base é um receptor de prótons 
(H+). 
 
HCN(aq) + H2O(l) H3O
+
(aq) + CN
-
(aq) 
NH3(aq) + H2O(l) NH4
+
(aq) + OH
-
(aq) 
As expressões das constantes de 
ionização são representadas por Ka para 
ácidos, e Kb para bases. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Quanto maior a concentração de 
íons, maior será o valor das constantes de 
ionização e mais forte será o ácido ou a 
base. 
As constantes de acidez e 
basicidade são comumente indicadas 
pelos seus logaritmos negativos: 
 
 
 
Quanto maior o valor de pKa e pKb 
menor serão os valores de Ka e Kb, e 
portanto mais fraco é o ácido ou a base. 
 
 Equilíbrio Iônico da água 
 
A água pura se ioniza segundo a 
equação: 
 
H2O H
+ + OH- 
 
E sua constante de ionização é 
expressa por: 
 
 
 
 
 
[H2O]Kc = [H+][OH-] 
Kw = [H+][OH-] 
 
Onde Kw é chamado produto iônico da 
água. 
Medidas experimentais mostram que, a 
25°C, Kw vale aproximadamente 10
-14. 
 
- 12 - 
É bom notar que: 
 
 Os conceitos de pH e pOH 
 
Para evitar o uso de expressões 
matemáticas com expoentes negativos, o 
químico Sörensen propôs as seguintes 
definições: 
 
pH ⇒ potencial hidrogeniônico, expressa a 
acidez em termos da concentração [H+] 
 
pH = -log[H+] ou –log[H3O
+] 
 
pOH ⇒ potencial hidroxiliônico, expressa a 
bacisidade em termos da concentração 
[OH-] 
 
pOH = -log[OH-] 
 
Podemos relacionar o pH e o pOH: 
 
Kw = [H
+] [OH-] = 10-14 
log [H+] + log[OH-] = log 10-14 
log [H+] + log [OH-] = -14 
- log[H+] - log[OH-] = 14 
pH + pOH = 14 
 
Concluímos então, que em uma solução: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Indicadores e pH 
 
Normalmente, a medida do pH pode 
ser feita com aparelhos eletrônicos ou com 
auxílio dos chamado indicadores ácido-
base. 
Indicadores ácido-base são 
substâncias, geralmente ácidos ou bases 
fracas, que mudam de cor, dependendo do 
meio estar ácido ou básico. Esta mudança 
de cor é decorrência do deslocamento do 
equilíbrio químico. Tomemos, por exemplo, 
o indicador ácido-base genérico HIn: 
 
HIn(aq) H
+ + In
- 
 amarelo vermelho 
 
Se adicionarmos ao equilíbrio um 
ácido qualquer, haverá um aumento na 
concentração de íons H+, o que provoca 
um deslocamento para a esquerda, 
fazendo com que a solução se torne 
amarela. No entanto, se adicionarmos uma 
base, há uma diminuição dos íons H+ (que 
são captados pelo OH– da base formando 
água) e, portanto, o equilíbrio se desloca 
para a direita, tornando a solução 
vermelha. 
 
 Hidrólise de Sais 
 
Chamamos de hidrólise salina a reação 
entre um sal e a água produzindo o ácido 
e a base correspondentes. A hidrólise do 
sal é, portanto, a reação inversa da 
neutralização. 
 
 
 
- 13 - 
 Hidrólise salina 
Sal + Água Ácido + Base 
 Neutralização ou Solidificação 
 
É importante saber que: 
- quem sofre hidrólise não é o sal todo, 
mas apenas o íon correspondente ao 
ácido ou à base fracos; 
- o íon que hidrolisa liberta da água o íon 
de carga elétrica de mesmo sinal (H+ ou 
OH-); 
- a liberação de H+ ou OH- vai mudar o pH 
da solução. 
 
Resumindo: 
 
 
 
Exemplos: 
 
 
 
 Produto de Solubilidade 
 
Em qualquer solução aquosa saturada 
de sal ou base pouco solúvel, o produto 
das concentrações dos íons – cada um 
elevado a um expoente igual a seu 
coeficiente na equação devidamente 
balanceada – é uma constante 
representada por Kps. 
 
Exemplo: 
 
Ca3(PO4)2 3Ca
+2 + 2PO4
-3 
 
Ks = [Ca
+2]3 . [PO4
-3]2 
 
Quanto menor o Kps menor a 
solubilidade da substância em questão e 
vice-versa. 
 
Exercícios 
 
1. Na tabela abaixo estão mostrados os 
dados referentes à reação química. 
 
2. Observe o gráfico abaixo, relativo ao 
estabelecimento do equilíbrio de uma 
reação, a 298K, do tipo: 
 
 
O valor de constante de equilíbrio (Kc) para 
essa reação, a 298K, é: 
a) 3 
b) 6 
c) 12 
d) 24 
 
3. Os gases CO2, H2 reagem entre si 
formando CO e H2O segundo o equilíbrio: 
 
 
- 14 - 
CO2(g) + H2(g) CO(g) + H2O(g) 
 
Foram realizados dois experimentos 
envolvendo esses gases em um recipiente 
fechado e, depois de atingido o equilíbrio, 
determinou-se a concentração de cada 
gás. A tabela abaixo resume os dados 
experimentais. 
A análise desses dados permite afirmar 
que: 
a) a reação entre CO2 e H2 é um processo 
endotérmico. 
b) a reação entre CO2 e H2 apresenta Kc 
igual a 12,5 a 400 °C. 
c) a reação entre CO2 e H2 apresenta Kc 
igual a 2,5 a 600 °C. 
d) o Kc da reação entre CO2 e H2 
independe da temperatura. 
e) o Kc da reação entre CO2 e H2 depende 
do catalisador utilizado no sistema. 
 
4. Uma das etapas de fabricação do ácido 
sulfúrico e a conversão de SO2 a SO3, 
numa reação exotérmica, que ocorre 
segundo a equação abaixo: 
 
SO2(g) + ½ O2 SO3 
 
Em relação ao equilíbrio dessa reação, é 
CORRETO afirmar que: 
a) o aumento da temperatura favorece a 
formação de SO2. 
b) o aumento da pressão, mantida a 
temperatura constante, favorece a 
formação de SO2. 
c) o aumento da velocidade de produção 
de SO3 aumenta sua concentração no 
equilíbrio. 
d) o uso de um catalisador aumenta a 
concentração de SO3 no equilíbrio.5. No equilíbrio: 
N2O3(g) (g) + NO2(g), ΔH = + 39,7 kJ 
indique o sentido do deslocamento quando 
ocorrer. 
I. Adição de N2O3(g). 
II. Aumento da temperatura do sistema. 
III. Aumento da pressão no sistema. 
a) I direita, II esquerda, III esquerda. 
b) I esquerda, II direita, III esquerda. 
c) I esquerda, II direita, III esquerda. 
d) I direita, II direita, III esquerda. 
e) Em nenhum dos casos haverá 
deslocamento. 
 
6. O gás incolor N2O4, em presença de 
calor, decompõe-se em dióxido de 
nitrogênio gasoso que possui coloração 
castanha. Em uma experiência de 
laboratório, o gás N2O4 foi colocado em 
um cilindro transparente fechado à 
temperatura ambiente, e esperou-se que o 
sistema atingisse o equilíbrio. 
Para que seja observado aumento da 
coloração castanha nesse sistema, é 
necessário: 
a) colocar o cilindro em um banho de gelo. 
b) adicionar um gás inerte no cilindro. 
c) adicionar um catalisador. 
d) diminuir o volume do cilindro. 
e) diminuir a pressão dentro do cilindro. 
 
7. 
 
 
 
 
 
- 15 - 
Com base nos dados da tabela, é correto 
afirmar: 
a) O refrigerante apresenta a menor 
concentração íons H+. 
b) O leite tipo C e a lágrima apresentam 
concentração de hidroxila igual a 1.10–7 
mol/L. 
c) A água de mar é mais ácida do que a 
água de torneira. 
d) O leite tipo C é o mais indicado para 
corrigir a acidez estomacal. 
e) O suco de laranja é mais ácido do que o 
refrigerante. 
 
8. Sabe-se que o pH de uma solução de 
ácido clorídrico 0,1 mol/L é igual a 1,0. O 
que é possível dizer sobre o pH de uma 
solução de ácido acético, um ácido fraco, 
na mesma concentração? Considere 
volumes iguais das soluções. 
a) Os valores de pH são iguais. 
b) O pH da solução de ácido acético é 
maior do que o da solução de ácido 
clorídrico, porque libera uma concentração 
maior de íons H+. 
c) O pH da solução de ácido acético é 
menor do que o da solução de ácido 
clorídrico, porque libera uma concentração 
menor de íons H+. 
d) O pH da solução de ácido acético é 
maior do que o da solução de ácido 
clorídrico, porque libera uma concentração 
menor de íons H+. 
e) O pH da solução de ácido acético é 
menor do que o da solução de ácido 
clorídrico, porque libera uma concentração 
maior de íons H+. 
 
9. Alguns animais aquáticos apresentam 
limites de resistência em relação ao pH da 
água onde habitam. Por exemplo, a faixa 
de pH de sobrevivência de camarões é 
5,5-5,8 e a dos caramujos é 7,0-7,5. 
Considere as concentrações de H+ nas 
soluções A, B e C apresentadas na tabela 
a seguir. 
 
Sobre a sobrevivência desses animais 
nessas soluções, é CORRETO afirmar 
que: 
a) somente os camarões sobreviveriam na 
solução A. 
b) os camarões sobreviveriam na solução 
B. 
c) os caramujos sobreviveriam na solução 
C. 
d) somente os caramujos sobreviveriam na 
solução A. 
e) ambos os animais sobreviveriam em 
qualquer das três soluções A, B ou C. 
 
10. Unifor-CE Considere a seguinte 
tabela: 
 
Para saber o pH de uma solução 
adicionou-se a quatro tubos de ensaio 
contendo uma pequena quantidade da 
solução em cada um, algumas gotas de 
indicadores, anotando a cor resultante na 
solução. 
 
 
 
 
 
 
- 16 - 
Pode-se afirmar, em relação ao pH da 
referida solução, que 
a) é menor que 3,0 
b) está entre 3,3 e 4,2 
c) está entre 4,6 e 6,0 
d) está entre 6,0 e 7,0 
e) é igual a 7,0 
 
11. O indicador azul de bromotimol fica 
amarelo em soluções aquosas de 
concentração hidrogeniônica maior do que 
1,0 . 10-6 mol/L e em soluções de 
concentração hidrogeniônica menor do 
que 2,5 . 10-8 mol/L. Considere as três 
soluções seguintes, cujos valores do pH 
são dados entre parênteses: suco de 
tomate (4,8); água da chuva (5,6); água do 
mar (8,2). A cor apresentada pelas 
soluções suco de tomate água de chuva e 
água do mar é, respectivamente: 
Dado: se necessário use log 2,5 = 0,4 
a) amarelo, amarelo, amarelo. 
b) amarelo, amarelo, azul. 
c) amarelo, azul, azul. 
d) azul, azul, amarelo. 
e) azul, azul, azul. 
 
12. A solubilidade do cloreto de prata é 
muito pequena e pode ser representada 
por: 
 
AgCl(s) Ag
+
(aq) + Cl
-
(aq) Kps = 1,7.10
-10 
 
Considere que 10 mL de solução de nitrato 
de prata, de concentração igual a 1,0 
mol.L-1, são diluídos até o volume de 1,0 L, 
com água de torneira, a qual, devido aos 
processos de tratamento, contém íons 
cloreto (suponha a concentração destes 
íons igual a 3,55x10-4 g L-1). 
Dado: massa molar do cloro = 35,5 g 
Com relação ao texto anterior, é correto 
afirmar: 
a) A constante Kps do cloreto de prata é 
dada 
pela expressão [Ag+] + [Cl-] = 1,7 x 10-10 
mol L-1. 
b) Após a diluição da solução de nitrato de 
prata, a expressão [Ag+] = [Cl-] = 1,7 x 10-5 
mol L-1 é verdadeira. 
c) A concentração dos íons cloreto na 
solução diluída é maior que 1,0x10-5 mol L-
1. 
d) Após a diluição da solução de nitrato de 
prata, as concentrações dos íons prata e 
dos íons nitrato são iguais. 
e) Durante a diluição deve ocorrer 
precipitação de cloreto de prata. 
 
13. Se adicionarmos um pouco de cloreto 
de cálcio, CaCl2, a uma solução saturada 
de hidróxido de cálcio, Ca(OH)2, podemos 
afirmar que: 
1. Ocorrerá um aumento do pH dessa 
solução. 
2. Ocorrerá uma diminuição do pH dessa 
solução. 
3. Não ocorrerá alteração do pH. 
4. Ocorrerá precipitação de Ca(OH)2. 
Está(ao) correta(s) apenas a(s) 
alternativa(s): 
a) 3 e 4 
b) 1 
c) 2 
d) 3 
e) 2 e 4 
 
14. 
 
 
A tabela mostra as concentrações, em 
mol/L, do sistema em equilíbrio 
representado pela equação: 
PCl5(g) PCl3(g) + Cl2(g), que foram 
obtidas, experimentalmente, a 297k. 
 
- 17 - 
Calcule o valor aproximado de Kp para 
essa reação. Expresse o resultado 
indicando 50% do valor de Kp. 
 
15. O cloro é comumente utilizado como 
desinfetante nas estações de tratamento 
de água para torná-la apropriada para o 
consumo humano. A reação que ocorre 
entre o cloro e a água, na sua forma mais 
elementar é: 
 
 Cl2(g) + H2O(l) HCl(aq) + HClO(aq) 
 
Pergunta-se: 
a) Qual o número de oxidação do cloro no 
composto HClO? 
b) Em que sentido se deslocaria o 
equilíbrio da reação química que ocorre 
entre o Cl2 e a H2O, se considerarmos as 
duas situações abaixo: 
1º: o ácido hipocloroso é consumido na 
destruição de micro-organismos; 
2º: uma base é adicionada para controlar o 
pH da água. 
c) Sabendo-se que o ácido clorídrico é um 
ácido mais forte que o ácido hipocloroso, 
escreva a expressão da constante de 
ionização do ácido que apresenta maior 
Ka. 
 
16. A produção de NO através da reação 
de N2 e O2 em motores automotivos é uma 
das principais fontes de poluição 
ambiental: 
 
N2(g) + O2(g) → 2NO(g) 
 
Partindo de 112g de N2 e 128g de O2 
contidos em frasco fechado de 2L, a uma 
temperatura T°C: 
Dados: N = 14u; O = 16u 
a) Determine a constante de equilíbrio (Kc), 
à temperatura T, sabendo que a massa de 
NO no equilíbrio é de 120g. 
b) Considerando a formação de NO uma 
reação 
exotérmica, explique como irá variar a 
constante de equilíbrio ao aumentarmos a 
temperatura. 
 
17. A aspirina e o ácido acético são ácidos 
monopróticos fracos, cujas constantes de 
dissociação são iguais a 3,4 . 10-4 e 1,8 . 
10-5, respectivamente. 
a) Considere soluções 0,1mol/L de cada 
um desses ácidos. Qual solução 
apresentará o menor pH? Justifique.b) Se os sais de sódio desses dois ácidos 
forem dissolvidos em água, formando duas 
soluções de concentração 0,1mol/L, qual 
dentre as soluções resultantes apresentará 
maior pH? Justifique. 
 
18. As concentrações de [H+] e de [OH-] 
típicas de algumas soluções encontradas 
em sua casa são apresentadas na tabela a 
seguir. Utilizando esses dados, responda 
aos dois itens abaixo. 
 
a) Determine o pH da Coca-Cola. 
b) Deseja-se neutralizar 100 litros de água 
de rejeito da lavanderia, contida em um 
tanque, pela adição de uma solução de 0,5 
mol/L de ácido sulfúrico. Determine a 
quantidade (em litros) de solução ácida a 
ser utilizada. 
 
19. (PISM III) O butano é um gás usado, 
por exemplo, como combustível em 
isqueiros, onde, sob pressão, é 
armazenado como líquido. Na presença 
de catalisador, o equilíbrio é estabelecido 
entre os isômeros butano e isobutano. 
Sobre esse equilíbrio e as características 
desses compostos, responda às questões 
a seguir. 
 
- 18 - 
a) Calcule a constante de equilíbrio, Kc, 
para a reação descrita abaixo, que se 
processa em um frasco de 1,0 L, com 0,50 
mol L-1 de butano e 1,25 mol L-1 de 
isobutano. 
 
Butano Isobutano 
 
b) Após a adição de mais 1,50 mol de 
butano ao frasco original, um novo 
equilíbrio é estabelecido e a concentração 
final de isobutano é de 2,32 mol L-1. Qual é 
a concentração do butano nesse novo 
equilíbrio? 
c) Equacione a reação balanceada de 
combustão completa do isobutano. 
Sabendo que o calor envolvido nessa 
reação é de 2868,72 kJ mol-1, classifique-a 
como exotérmica ou endotérmica. 
 
20. Substâncias ácidas e básicas estão 
presentes no nosso cotidiano e podem ser 
encontradas em diversos produtos naturais 
ou comerciais. Alguns exemplos são 
amoníaco (básico), limão (ácido) e vinagre 
(ácido). Sobre esses produtos, responda 
ao que se pede. 
a) O vinagre é uma solução aquosa de 
ácido acético em concentrações que 
podem variar de 4 a 6%. Em soluções 
aquosas, existe o seguinte equilíbrio 
químico: 
 
CH3COOH(aq) + H2O(l) CH3COO
-
(aq) + H3O
+ 
 
Qual substância você usaria (HCl ou 
NaOH) para aumentar a concentração de 
ácido acético nessa solução? Explique. 
b) Calcule o pH do vinagre, a 25ºC, 
sabendo-se que a concentração 
hidroxiliônica, [OH-], nesse produto, é 1,0 x 
10-11 mol/L. 
c) O hidróxido de amônio é uma base 
solúvel e fraca, que só existe em solução 
aquosa quando se faz borbulhar amônia 
em água. 
NH3(g) + H2O(l) NH4OH(aq) 
 
Escreva a expressão da constante de 
equilíbrio da reação de formação do 
hidróxido de amônio e calcule a massa do 
gás amônia necessária para produzir 2,06 
g de hidróxido de amônio. 
 
21. Fosfato de cálcio, Ca3(PO4)2,é um dos 
principais constituintes dos cálculos renais 
(pedra nos rins). Este composto precipita e 
se acumula nos rins. A concentração 
média de íons Ca+2 excretados na urina é 
igual a 2 . 10-3 mol/L. 
Calcule a concentração de íons PO4
-3 que 
deve estar presente na urina acima da 
qual começa a precipitar fosfato de cálcio. 
Dados: produto de solubilidade de 
Ca3(PO4)2 = 1 . 10
-25; massas atômicas: 
Ca = 40, P = 31, O = 16. 
 
Gabarito 
1. b 8. d 
2. c 9. d 
3. a 10. c 
4. a 11. b 
5. d 12. e 
6. e 13. e 
7. b 14. 67 
15. a) +1 
b)1° situação: direita 
2° situação: direita 
c) Ka = [H
+].[Cl-] / [HCl] 
16. a) 4 
b) Ao aumentarmos a temperatura o valor 
de Kc diminuirá. 
17. a) Solução de aspirina. 
b) Acetato de sódio. 
18. a) 3 
b)1L 
19. a) 2,5 
b) 0,93mol/L 
c) C4H10 + 13/2 O2 4CO2 + 5H2O 
Reação endotérmica 
20. a) HCl 
b) 3 
 
- 19 - 
c) K = [NH4OH] / [NH3] ; m = 1,0g 
21. 3,53 . 10-9 mol/L 
 
 
③ ELETROQUÍMICA 
 
A eletroquímica é o ramo da 
química que trabalha com o uso de 
reações químicas espontâneas para 
produzir eletricidade, e com o uso da 
eletricidade para forçar as reações 
químicas não espontâneas acontecerem. 
 
 Equações de oxi redução 
 
As reações estudadas nesse capítulo 
são particularmente reações de oxi-
redução. 
A chave para escrever e balancear 
equações de reações redoxes é considerar 
os processos de redução e oxidação 
separadamente. Demonstramos então as 
semi reações de ambos os processos. 
 
Exemplos: 
Mg(s) Mg
2+
(s) + 2e
- 
Fe3+(aq) + e
- Fe2+(aq) 
 
 Pilhas 
 
As pilhas, conhecidas também por 
células galvânicas, são dispositivos nos 
quais uma reação química espontânea é 
usada para gerar uma corrente elétrica. 
Uma pilha consiste de dois eletrodos, 
ou condutores metálicos, e um ou dois 
eletrólitos, um meio condutor iônico. Uma 
das células galvânicas cujo funcionamento 
é mais simples de entender é a pilha de 
Daniell baseada na reação: 
 
Zn(s) + CuSO4(aq) ZnSO4(aq) + Cu(s) 
 
 
 
 
 
 
Os átomos de Zn são convertidos 
em Zn2+ em um dos compartimentos, 
liberando elétrons para o circuito externo, 
como mostra a semi reação de oxidação: 
 
Zn(s) Zn
2+
(aq) + 2e
- 
 
Dizemos então, que o eletrodo de 
zinco é o pólo negativo ou ânodo. 
Os elétrons transferidos do Zn 
passam através do circuito externo até o 
outro compartimento, onde os íons Cu2+ 
são convertidos em Cu como mostra a 
semi reação de redução: 
 
Cu2+(aq) + 2e
- Cu(s) 
 
Dizemos então que o eletrodo de 
cobre é o pólo positivo ou cátodo. 
A soma das duas semi reações de 
oxidação e de redução nos fornece a 
equação geral da pilha: 
 
 
 
- 20 - 
Ânodo Zn° Zn2+ + 2e- 
Cátodo Cu2+ + 2e- Cu2+ 
Reação Global: Zn° + Cu2+ Zn2+ + Cu° 
 
As duas soluções eletrolíticas são 
ligadas através de uma ponte salina 
fechando o circuito interno. Essa ponte 
nada mais é que um tudo contendo uma 
solução de um sal que não interfere no 
processo, KCl por exemplo. Ela impede o 
acúmulo de cargas elétricas nas soluções 
eletrolíticas permitindo a migração dos 
íons de uma semicélula à outra. 
Após um tempo de funcionamento 
da pilha notamos no ânodo a corrosão da 
chapa de zinco e o aumento da 
concentração de íons Zn2+ na solução. No 
cátodo observa-se deposição de cobre 
metálico e uma diminuição da 
concentração de íons Cu2+ na solução. 
A União Internacional de Química 
Pura e Aplicada (IUPAC) propôs uma 
maneira esquemática para representar 
uma cela galvânica que permite descrever 
de modo rápido e simples esse tipo de 
dispositivo. Para a pilha de Daniell: 
 
Zn(s)/Zn
2+
(aq)//Cu
2+
(aq)/Cu(s) 
 
 Potencial do eletrodo 
 
O potencial de oxidação (Eoxi) de um 
eletrodo indica sua tendência a sofrer 
oxidação, ou seja, a liberar elétrons. Já o 
potencial de redução (Ered), indica a 
tendência do eletrodo a ganhar elétrons 
sofrendo redução. 
Devido a influencia da temperatura e 
da concentração no potencial de eletrodo, 
convencionou-se que sua medida fosse 
realizada a 25°C, em solução 1mol/L e à 
pressão de 1atm. Desse modo, tem-se o 
potencial padrão do eletrodo (E°). 
Um voltímetro é um aparelho que fornece 
as diferenças de potencial elétrico entre os 
pólos de uma pilha (ΔE). Para determinar 
os Eoxi e Ered das diversas espécies, foi 
escolhido como padrão o eletrodo de 
hidrogênio, ao qual foi atribuído o potencial 
de 0 volt. Confrontando todos os metais 
com o eletrodo padrão de hidrogênio, 
obtiveram-se seus E° organizando-osnuma tabela. 
 
 
 
 Diferença de potencial da pilha e 
sua espontaneidade 
 
A diferença de potencial padrão de 
uma pilha corresponde à diferença entre 
os potenciais de redução ou de oxidação 
das espécies envolvidas: 
 
ΔE° = E°catodo – E°anodo 
 
Para a pilha de Daniell: 
 
 
- 21 - 
Zn2+(aq) + 2e
- Zn(s) E° = -0,76V 
Cu2+(aq) + 2e
- Cu(s) E° = +0,34V 
ΔE° = 0,34V – (-0,76V) = +1,10V 
 
O valor positivo de ΔE° indica que a 
reação ocorre espontaneamente no 
sentido indicado pela equação. Valores 
negativos de ΔE° indicam que a reação 
não é espontânea no sentido indicado pela 
equação, ocorrendo espontaneamente a 
reação inversa. 
Como as reações que ocorrem em 
uma pilha são espontâneas, o valor de ΔE° 
sempre será positivo. 
 
 Corrosão e proteção de uma 
superfície metálica 
 
A corrosão é a oxidação não desejada 
de um metal. Por ser um processo 
eletroquímico a série eletroquímica nos 
indica por que ocorre e como pode ser 
prevenida. 
O principal responsável pela corrosão é 
a água com oxigênio dissolvido ou o ar 
úmido. 
Na figura abaixo está representado o 
mecanismo de corrosão do ferro. 
 
 
 
Uma gota de água na superfície do 
ferro pode originar o meio aquoso 
eletrolítico. A superfície do metal age como 
um ânodo de uma pilha minúscula. 
Oxidação do ferro: Fe(s) → Fe2+(aq) + 2e- 
Redução de O2: ½ O2(g) + H2O(l) + 2e
- → 
2OH-(aq) 
Eq. global: Fe(s) + ½ O2(g) + H2O(l) → 
Fe(OH)2(s) 
Normalmente, o Fe(OH)2 (hidróxido 
de ferro II) oxida-se e forma Fe(OH)3 
(hidróxido de ferro III). Como esse 
processo ocorre em meio úmido, a 
ferrugem é mais bem representada pela 
fórmula Fe2O3.3H2O. 
Um procedimento possível para 
proteger o ferro da corrosão é a 
galvanização. O processo de galvanização 
consiste em revestir o ferro ou o aço com 
zinco metálico. 
O zinco, que reveste a superfície do 
ferro, impede seu contato com o ar úmido 
ou com a água que contém oxigênio. Esse 
zinco também atua como ânodo de uma 
pilha. 
 
Zn2+(aq) + 2e
- → Zn(s) E°= -0,76V 
Fe2+(aq) + 2e
- → Fe(s) E°= -0,44V 
 
Se o ferro galvanizado fosse 
exposto ao ar e à umidade, ele estaria 
sujeito a ser oxidado a Fe2+. Este seria 
imediatamente reduzido a Fe pelo zinco, 
impedindo a formação de ferrugem. 
 
Zn(s) + Fe
2+
(aq) → Fe(s) + Zn
2+
(aq) 
 
 
 
 Pilhas Secas 
 
São as pilhas utilizadas em rádios, 
lanternas, brinquedos etc. Constituídas por 
um invólucro de zinco (ânodo); um bastão 
de grafite revestido de uma mistura de 
carvão em pó e dióxido de manganês 
(cátodo) e uma pasta úmida de cloreto de 
amônio, cloreto de zinco e água (eletrólito). 
 
 
- 22 - 
 
Quando está funcionando, a semi 
reação do ânodo é: 
 
Zn(s) → Zn
2+
(aq) + 2e
- 
 
A semi reação catódica é: 
 
2MnO2(s) + H2O(l) +2e
-→Mn2O3(s) + 2OH
-
(aq) 
 
Imediatamente seguida por: 
 
NH4+(aq) + OH
-
(aq) → MH3(g) + H2O(l) 
 
A amônia gasosa formada ao redor do 
bastão de grafite age como uma camada 
isolante, o que acarreta uma redução 
drástica de voltagem. A pilha cessa seu 
funcionamento quando o MnO2 for 
totalmente consumido. 
 
 Pilhas Alcalinas 
 
São semelhantes às pilhas secas. A 
diferença é que a mistura eletrolítica 
contem um eletrólito alcalino, geralmente 
hidróxido de potássio, no lugar do cloreto 
de amônio. 
Uma das vantagens dessa pilha sobre 
as pilhas secas comuns é que não se 
forma a camada de amônia ao redor do 
cátodo de grafite, evitando a redução 
drástica de voltagem. 
Outra vantagem é sua vida média, de 
cinco a oito vezes maior. 
 
 Bateria de automóvel 
 
É uma associação de pilhas ligadas em 
série. A bateria de 12 V consiste na 
associação de seis pilhas cada uma 
fornecendo 2 V. 
 
 
 
Cada pilha é formada por placas de 
chumbo (ânodo) e placas de óxido de 
chumbo IV (cátodo), mergulhadas em 
solução de ácido sulfúrico. 
 
Eletrólise 
 
A eletrólise é um processo de forçar 
uma reação a ocorrer na direção não-
espontânea pelo uso da corrente elétrica. 
 
 
 
Os elétrons emergem da fonte e 
entram na célula eletrolítica pelo cátodo, 
agora pólo negativo, onde ocorre a 
redução. Os elétrons saem da célula 
eletrolítica pelo ânodo, pólo positivo, e 
entram novamente na fonte. 
 
Cátodo: 2Cl-(fundido) Cl2(g) + 2e- E°red= +1,36 
Ânodo: Mg2+(fundido) + 2e
- Mg(l) E°red= - 2,36 
 
Equação da reação global: 
2Cl-(fundido) + Mg
2+
(fundido) Cl2(g) + Mg(l) 
 
- 23 - 
ΔE° = E°catodo – E°anodo 
ΔE° = -2,36V – (1,36V) = -3,72V 
 
O fato de essa diferença de 
potencial ser negativa indica que a reação 
não é espontânea. Para que a reação 
ocorra deverá ser fornecido à célula 
eletrolítica um potencial de corrente 
elétrica com valor igual à ΔE°. 
No exemplo acima o MgCl2 está 
fundido, ou seja, no estado líquido, 
fazendo os íons Mg2+ e Cl- terem mais 
liberdade de movimento. O processo 
eletrolítico descrito é denominado 
eletrólise ígnea por não existir água no 
sistema. 
 
 Eletrólise em solução aquosa 
 
É uma reação química provocada 
pela passagem de corrente elétrica através 
de uma solução aquosa de um eletrólito. 
Nesse tipo de eletrólise devemos 
considerar não só os íons provenientes da 
dissociação do sal, mas também os da 
ionização da água. 
Na eletrólise aquosa do cloreto de 
sódio: 
 
 
 
Íons presentes na dissociação do sal: 
 
NaCl(aq) Na
+
(aq) +Cl
-
(aq) 
 
Ionização da água: H2O H
+
(aq) + OH
-
(aq) 
 
Somente um dos cátions e um dos 
ânions sofre descarga nos eletrodos. O 
pólo negativo descarrega, em primeiro 
lugar, o cátion com maior potencial de 
redução. O pólo positivo descarrega, 
também em primeiro lugar, o ânion com 
maior potencial de oxidação. 
Simplificadamente: 
 
 
No caso da eletrólise em meio 
aquoso do NaCl, o íon H+ será reduzido e 
o íon Cl- será oxidado. Os íons Na+ e OH- 
continuam presentes na solução. 
A equação global do processo será: 
 
 
 
 Aspectos Quantitativos 
 
Faraday descobriu que íons de um 
metal são depositados no estado sólido 
quando uma corrente elétrica circula 
através de uma solução iônica de um sal 
do metal. A massa, em gramas, do metal 
eletrolisado é diretamente proporcional à 
carga Q que o atravessa (m ~ Q, 
consequentemente m ~ i . Δt). 
Millikan determinou que a carga elétrica 
de um elétron é igual a 1,6 . 10-19 C e, 
como sabemos 1 mol de elétrons 
corresponde a 6,02 . 1023 e- (Constante de 
Avagadro), a quantidade de carga 
transportada pela passagem de 1mol de 
elétrons é dada pelo produto entre esses 
dois valores: 
1,6 . 10-19 C . 6,02 . 1023 = 9,65 . 104 C 
Assim 9,65 . 104 C ou 96500C á a 
quantidade de carga transportada por 1 
 
- 24 - 
mol de elétrons e essa quantidade é 
denominada constante de Faraday (F). 
 
Exemplo: Na eletrólise de uma solução de 
AgNO3, foi utilizada uma corrente de 20 A 
durante 9650 s. Calcule o número de mols 
de prata depositados no cátodo. 
 
Solução: Q = i . t 
Q = 20 . 9650 
Q = 193000 C 
 
Reação que ocorre no cátodo: 
Ag+ (aq) + 1 e- Ag(s) 
 
 
 
Exercícios 
 
1. As naves espaciais utilizam pilhas de 
combustível, alimentadas por oxigênio e 
hidrogênio, as quais, além de fornecerem 
a energia necessária para a operação das 
naves, produzem água, utilizada pelos 
tripulantes. Essas pilhas usam, como 
eletrólito,o KOH(aq), de modo que todas as 
reações ocorrem em meio alcalino. 
A troca de elétrons se dá na superfície de 
um material poroso. Um esquema dessas 
pilhas, com o material poroso 
representado na cor cinza, é apresentado 
a seguir. 
 
 
 
Escrevendo as equações das 
semirreações que ocorrem nessas pilhas 
de combustível, verifica-se que, nesse 
esquema, as setas com as letras a e b 
indicam, respectivamente, o sentido de 
movimento dos: 
a) íons OH- e dos elétrons. 
b) elétrons e dos íons OH-. 
c) íons K+ e dos elétrons. 
d) elétrons e dos íons K+. 
 
2. As pilhas fazem parte do nosso dia a dia 
e são fontes portáteis de energia, 
resultantes de reações químicas que 
ocorrem no seu interior. 
Para a montagem de uma pilha 
eletroquímica, é necessário que dois 
eletrodos metálicos sejam mergulhados 
nas soluções de seus respectivos íons, 
conforme figura abaixo: 
 
 
 
A seguir, estão representadas algumas 
semirreações eletrolíticas e seus 
respectivos potenciais de redução. 
 
 
Considerando os dados fornecidos, 
assinale a alternativa INCORRETA. 
a) A força eletromotriz da pilha Ag/Ag+ // 
Cu2+/Cu é + 1,14 V. 
 
 
- 25 - 
b) O fluxo de elétrons ocorre do polo 
negativo para o polo positivo. 
c) Apenas 2 pilhas podem ser montadas a 
partir desses metais. 
d) Para funcionar um relógio de 1,2 V, 
pode-se usar uma pilha com eletrodos de 
Fe e Ag. 
e) A ponte salina permite o fluxo de íons e 
completa o circuito elétrico. 
 
3. Uma célula combustível é uma bateria 
que consome combustível e libera energia. 
Essas células são muito eficientes e pouco 
poluentes, entretanto, a produção desse 
tipo de célula ainda é muito cara. 
Considerando uma célula descrita pelas 
semirreações a seguir, assinale a 
alternativa CORRETA. 
 
a) O produto formado pela reação 
eletroquímica entre o H2 e o O2 é a água 
oxigenada. 
b) A diferença de potencial padrão (ΔE°) 
da célula combustível é de -1,23V. 
c) A reação global da célula combustível é 
2H2(g) + O2(g) 2H2O(ℓ). 
d) O gás hidrogênio é o agente oxidante 
da reação. 
e) O processo envolve a transferência de 2 
mols de elétrons entre redutor e oxidante. 
 
4. Existem pilhas, constituídas de um 
eletrodo de lítio e outro de iodo, que são 
utilizados em marca passos cardíacos. 
Seu funcionamento baseia-se nas 
seguintes semi-reações: 
Li → Li+(aq) + 1e
– E = + 3,04V 
2I–(aq)→ I2(s) + 2e
– E = – 0,54V 
Considerando esse tipo de pilha, assinale, 
no quadro a seguir, a alternativa correta. 
 
 
 
 
 
 
 
5. Considere a célula eletroquímica abaixo. 
Os eletrodos imersos nas soluções são de 
platina, portanto são inertes e não 
participam da reação da célula, apenas 
transportam elétrons. 
 
 
No decorrer do funcionamento da célula, é 
CORRETO afirmar que: 
a) a acidez aumenta na semicela (b). 
b) os elétrons fluem da semicela (a) para a 
semicela (b). 
c) ocorre a redução do Fe3+ na semicela 
(a). 
d) o íon MnO4 - passa para a semicela (a) 
através da ponte. 
 
6. A equação abaixo representa a reação 
química que ocorre em pilhas alcalinas 
que não são recarregáveis. 
Considere as afirmativas: 
I - O Zn é o agente redutor e, portanto, é 
oxidado no processo. 
II - O MnO2 sofre redução para formar 
Mn2O3. 
 
- 26 - 
III - O KOH é o agente oxidante e a água é 
oxidada, originando íons OH-. 
IV - Essa pilha é chamada de alcalina, pois 
a reação ocorre em meio básico. 
V - A pilha alcalina é um dispositivo que 
produz corrente elétrica. 
Pode-se afirmar que: 
a) I, III, IV e V estão corretas. 
b) apenas a IV está correta. 
c) I, II, IV e V estão corretas. 
d) apenas a III está correta. 
e) todas estão corretas. 
 
7. O propano e o oxigênio podem ser 
utilizados na obtenção de energia, sem 
que necessariamente tenham que se 
combinar em uma reação de combustão 
convencional. Esses gases podem ser 
tratados eletroquimicamente para produzir 
energia de forma limpa, barata e eficiente. 
Um dos dispositivos onde esse tratamento 
ocorre é conhecido como célula de 
combustível ou pilha de combustível e 
funciona como uma pilha convencional. A 
reação global de uma pilha de propano é: 
 
C3H8(g) + 5O2(g) → 3CO2(g) + 4H2O(l) 
Dadas as semirreações de redução e os 
seus potenciais: 
3CO2(g) + 2OH
+
(aq) + 2Oe
- → C3H8(g) + 6H2O(l) 
E° = 0,14V 
O2(g) + 4H
+
(aq) + 4e
- → 2H2O(l) E° = 1,23V 
Pode-se afirmar que a voltagem, nas 
condições padrão, de uma pilha de 
propano é: 
a) -1,37V 
b) -1,09V 
c) 1,09V 
d) 1,37V 
e) 6,15V 
 
8. A corrosão eletroquímica opera como 
uma pilha. Ocorre uma transferência de 
elétrons quando dois metais de diferentes 
potenciais são colocados em contato. O 
zinco ligado à tubulação de ferro, estando 
a tubulação enterrada por exemplo. Pode-
se, de acordo com os potenciais de 
eletrodo, verificar que o anodo é o zinco, 
que logo sofre corrosão, enquanto o ferro, 
que funciona como cátodo, fica protegido. 
Dados: potenciais-padrão de redução em 
solução aquosa: 
 
 
Temperatura = 25ºC; pressão = 1 atm; 
concentração da solução no eletrodo = 1,0 
M Assinale a equação global da pilha com 
a respectiva ddp da mesma: 
a) Fe2+ + 2e- → Zn2+ + 2e- ΔE = + 0,232V 
b) Zn + Fe2+ → Zn2+ + Fe ΔE = + 0,323V 
c) Fe2+ + Zn → Zn + Fe2+ ΔE = – 0,323V 
d) Fe + Zn → Zn2+ + Fe2+ ΔE = + 0,323V 
 
9. A corrosão eletroquímica opera como 
uma pilha. Ocorre uma transferência de 
elétrons, quando dois metais de diferentes 
potenciais são colocados em contato. 
Considere uma lata de aço revestida com 
estanho: se a camada de estanho for 
riscada ou perfurada, o ferro funciona 
como anodo, e o estanho, como catodo, o 
que acelera a corrosão. Isso acontece 
porque: 
a) o Fe tem maior capacidade de ganhar 
elétrons. 
b) o Fe tem menor potencial de redução 
que o Sn. 
c) o Sn é um agente redutor. 
d) o Fe tem maior potencial de redução 
que o Sn. 
e) o Sn tem maior capacidade de doar 
elétrons. 
 
10. Um método industrial utilizado para 
preparar sódio metálico é a eletrólise do 
cloreto de sódio puro fundido. Com relação 
 
- 27 - 
à preparação do sódio metálico, é 
incorreto afirmar que: 
a) a formação de sódio metálico ocorre no 
eletrodo negativo. 
b) a eletrólise é uma reação espontânea. 
c) a quantidade em mol de cloro (Cl2) 
formada é menor que a de sódio metálico. 
d) a quantidade de sódio metálico obtido é 
proporcional à carga elétrica utilizada. 
 
11. Um estudante apresentou um 
experimento sobre eletrólise na feira de 
ciências de sua escola. O esquema do 
experimento foi representado pelo 
estudante em um cartaz como o 
reproduzido abaixo: 
 
 
 
Em outro cartaz, o aluno listou três 
observações que realizou e que estão 
transcritas abaixo: 
I. Houve liberação de gás cloro no eletrodo 
1. 
II. Formou-se uma coloração rosada na 
solução próxima ao eletrodo 2, quando se 
adicionaram gotas de solução de 
fenolftaleína. 
III. Ocorreu uma reação de redução do 
cloro no eletrodo 1. 
Quais observações são corretas? 
a) Apenas I. 
b) Apenas II. 
c) Apenas III. 
d) Apenas I e II. 
e) I, II e III. 
 
12. A prateação pelo processo galvânico é 
de grande utilidade, tendo em vista que 
com um gasto relativamente pequeno 
consegue-se dar uma perfeita aparência 
de prata aos objetos tratados. 
A massa de prata (em gramas), 
depositada durante a prateação de uma 
pulseira de bijuteria, na qual foi envolvida 
uma carga equivalente a 4.825C,corresponde aproximadamente a: 
a) 54 g 
b) 27 g 
c) 10,8 g 
d) 5,4 g 
e) 1,08 g 
 
13. O alumínio é obtido pela eletrólise da 
bauxita. Nessa eletrólise, ocorre a 
formação de oxigênio que reage com um 
dos eletrodos de carbono utilizados no 
processo. A equação não balanceada que 
representa o processo global é 
Al2O3 + C → CO2 + Al 
Para 2 mols de Al2O3, quantos mols de 
CO2 e Al, respectivamente, são produzidos 
nesse processo? 
a) 3 e 2 
b) 1 e 4 
c) 2 e 3 
d) 2 e 1 
e) 3 e 4 
 
14. A produção industrial de alumínio pela 
eletrólise da bauxita fundida é um 
processo industrial que consome grande 
quantidade de energia elétrica. A semi-
reação de redução do alumínio é dada por: 
Al3+ + 3e- → Al 
Para se produzirem 2,7 g de alumínio 
metálico, a carga elétrica necessária, em 
coulombs, é: 
a) 9650 
b) 28950 
e) 19300 
c) 32160 
d) 57900 
 
- 28 - 
15. O contato com certos metais (como o 
cobre e o estanho) pode acelerar a 
corrosão do ferro e torná-la mais intensa, 
enquanto o contato com metais (como 
zinco e o magnésio) pode impedir ou 
retardar a formação de ferrugem. 
Levando-se em conta os valores dos 
potenciais 
(E°) das semi-reações abaixo, 
Mg++(aq) + 2e
– → Mg(s) – 2,37 V 
Zn++(aq) + 2e
– → Zn(s) – 0,76 V 
Fe++(aq) + 2e
– → Fe(s) – 0,44 V 
Sn++(aq) + 2e
– → Sn(s) – 0,14 V 
Cu++(aq) + 2e
– → Cu(s) + 0,36 V 
1/2 O2(g) + 2e
– + H2O(l) → 2OH
–
(aq) + 0,41 V 
Calcule o ΔE° da pilha formada por ferro e 
oxigênio em meio aquoso e ΔE° da pilha 
formada por ferro e zinco em meio aquoso. 
 
16. Observe o esquema abaixo 
representado e responda: 
 
a) Sabendo-se que o béquer da esquerda 
contém solução de ZnSO4 1 mol/L 
(solução incolor) e o béquer da direita 
contém solução de CuSO4 1 mol/L 
(solução azul), o que se observa quando 
os dois eletrodos entram em contato com 
as soluções, após certo tempo de 
funcionamento da pilha galvânica? 
b) Qual a função da ponte salina neste 
processo químico? 
c) Identifique a espécie redutora e a 
oxidante. 
 
 
17. (UFJF) Tanques reservatórios para 
combustíveis em postos de abastecimento 
e tubulações para oleodutos são 
fabricados a partir de aço. O aço comum é 
basicamente constituído por ferro. Para 
proteção desses tanques e tubulações 
subterrâneas contra corrosões, eles são 
revestidos por uma camada de magnésio 
que, periodicamente, deve ser substituída. 
 
a) Com base nos potenciais de redução da 
tabela acima, explique qual é o processo 
que ocorre para a proteção dos tanques e 
tubulações confeccionados com aço 
comum. 
b) O aço inoxidável é mais resistente a 
corrosões do que o aço comum. Ele possui 
em sua composição cerca de 20% de 
crômio. Como a presença desse metal 
atribui ao aço inoxidável essa 
propriedade? 
c) Escreva a reação global balanceada da 
pilha galvânica formada por ferro e crômio, 
indicando os agentes, oxidante e redutor. 
 
18. O alumínio é o metal com maior índice 
de reciclagem no lixo urbano, e o Brasil é o 
campeão mundial de reciclagem de 
alumínio, recuperando mais de 96% das 
latas descartadas. Uma das aplicações 
mais interessantes para o alumínio é sua 
utilização em pilhas alumínio-oxigênio. 
Essas pilhas são muito compactas e têm 
grande capacidade de gerar energia, 
embora apresentem baixa eficiência de 
recarga. Uma pilha alumínio-oxigênio é 
representada a seguir. 
 
 
 
 
 
- 29 - 
 
a) Escreva a equação e calcule a força 
eletromotriz da pilha alumínio-oxigênio. 
b) Indique o sentido do fluxo de elétrons 
durante a recarga da pilha. Justifique sua 
resposta 
 
19. (PISM III) A prateação consiste na 
eletrólise de uma solução de um sal de 
prata. O anel a ser prateado é preso ao 
polo negativo do gerador, como mostra a 
figura a seguir. 
 
Sobre a prateação, pergunta-se: 
a) O que ocorre no ânodo? 
b) Qual o sentido do fluxo de elétrons? 
c) Qual a semirreação que descreve essa 
eletrólise? 
d) Qual a diferença entre pilha e eletrólise? 
 
20. Algumas moedas apresentam uma 
tonalidade avermelhada obtido por 
eletroposição de cobre a partir de uma 
solução de sulfato de cobre II. 
Para recobrir um certo número de moedas 
foi efetuada eletrólise, com uma corrente 
elétrica de 5 ampères, em 1L de solução 
0,10mol/L em CuSO4, totalmente 
dissociado. 
a) Escreva a equação química que 
representa a dissociação do sulfato de 
cobre II e calcule a concentração dos íons 
sulfato, em mol/L, na solução inicial. 
b) Determine o tempo necessário para a 
deposição de todo o cobre existente na 
solução, considerando 1F = 96500C. 
 
21. (Fuvest) Para investigar o fenômeno 
de oxidação do ferro, fez-se o seguinte 
experimento: No fundo de cada um de dois 
tubos de ensaio, foi colocada uma amostra 
de fios de ferro, formando uma espécie de 
novelo. As duas amostras de ferro tinham 
a mesma massa. O primeiro tubo foi 
invertido e mergulhado, até certa altura, 
em um recipiente contendo água. Com o 
passar do tempo, observou-se que a água 
subiu dentro do tubo, atingindo seu nível 
máximo após vários dias. Nessa situação, 
mediu-se a diferença (x) entre os níveis da 
água no tubo e no recipiente. 
Além disso, observou-se corrosão parcial 
dos fios de ferro. O segundo tubo foi 
mergulhado em um recipiente contendo 
óleo em lugar de água. Nesse caso, 
observou-se que não houve corrosão 
visível do ferro e o nível do óleo, dentro e 
fora do tubo, permaneceu o mesmo. 
 
 
 
- 30 - 
Sobre tal experimento, considere as 
seguintes afirmações: 
I. Com base na variação (x) de altura da 
coluna de água dentro do primeiro tubo de 
ensaio, é possível estimar a porcentagem 
de oxigênio no ar. 
II. Se o experimento for repetido com 
massa maior de fios de ferro, a diferença 
entre o nível da água no primeiro tubo e no 
recipiente será maior que x. 
III. O segundo tubo foi mergulhado no 
recipiente com óleo a fim de avaliar a 
influência da água no processo de 
corrosão. 
Está correto o que se afirma em 
a) I e II, apenas. 
b) I e III, apenas. 
c) II, apenas. 
d) III, apenas. 
e) I, II e III. 
 
22. (Fuvest) 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: 
 
 
 
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 
funcionamento 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. 
 
23. (Fuvest) Na produção de combustível 
nuclear, o trióxido de urânio é 
transformado no hexafluoreto de urânio, 
como representado pelas equações 
químicas: 
 
 
Sobre tais transformações, pode-se 
afirmar, corretamente, queocorre 
oxirredução apenas em 
a) I. 
b) II. 
c) III. 
d) I e II. 
e) I e III. 
 
24. (FGV) Para que uma lata de ferro não 
sofra corrosão, esta pode ser recoberta 
por uma camada de um metal, que forma 
uma cobertura protetora, evitando a 
 
- 31 - 
formação de ferrugem. Considerando 
somente os valores dos potenciais 
padrões de redução dos metais 
Ag+ + e– → Ag° E° = + 0,80 V 
Cu+2 + 2 e– → Cu° E° = + 0,34 V 
Zn+2 + 2 e– → Zn° E° = – 0,76 V 
Mg+2 + 2 e– → Mg° E° = – 2,37 V 
e do ferro, Fe+2 + 2 e– → Fe°E° = – 0,44 V, 
quais desses poderiam ser utilizados para 
prevenir a corrosão do ferro? 
(A) Ag e Cu, apenas. 
(B) Ag e Zn, apenas. 
(C) Cu e Zn, apenas. 
(D) Cu e Mg, apenas. 
(E) Zn e Mg, apenas. 
 
25. (ITA) Considerando uma corrente 
elétrica de 1,0 mA, o tempo gasto, em 
segundos, para formar 1,0 g de H2, 
considerando somente esta reação no 
cátodo, é, aproximadamente, 
(A) 9x107 
(B) 1x106 
(C) 9x105 
(D) 1x105 
(E) 1x103 
Dados: 
Semi-reação no cátodo: 
2H(aq) + 2e− → H2(g) 
Constante de Faraday: 9,65x104 C mol−1 
Massa molar (g mol−1): H2 = 2,0 
 
26. (PUC-Campinas) A palha de aço é 
uma liga metálica que possui 99% de ferro, 
em massa. 
 
Para oxidar esse metal, basta colocar a 
palha de aço em contato com uma solução 
aquosa 1 mol.L−1, a 25°C, de: 
(A) ZnI2 
(B) AlI3 
(C) NaCl 
(D) CrCl3 
(E) CuCl2 
 
27. (PUC-Minas) Dados os seguintes 
potenciais padrão de redução: 
 
 
É CORRETO afirmar que acontecerá uma 
reação eletroquímica se um eletrodo de: 
a) cobre for mergulhado numa solução de 
sulfato de ferro. 
b) ferro for mergulhado numa solução de 
sulfato de zinco. 
c) chumbo for mergulhado numa solução 
de sulfato de ferro. 
d) zinco for mergulhado numa solução de 
sulfato de chumbo. 
 
28. (PUC-RJ) Reações de oxirredução são 
aquelas que ocorrem com transferência de 
elétrons do agente redutor para o agente 
oxidante. A reação do dicromato de 
potássio com o iodeto de potássio em 
presença de ácido sulfúrico é uma reação 
de oxirredução que pode ser representada 
pela equação simplificada, não 
balanceada, apenas com as espécies que 
participam do processo: 
 
Sobre essa reação, são formuladas as 
seguintes afirmações: 
I – Dicromato é o agente oxidante em meio 
ácido. 
II – Iodo é o agente redutor. 
 
- 32 - 
III – Um mol de iodeto libera um mol de 
elétrons, transformando-se em ½ mol de 
iodo. Assinale a opção que apresenta a(s) 
afirmação(ões) CORRETA (S) 
(A) I. (B) II. 
(C) III. (D) I e II. 
(E) I e III. 
 
29. (PUC-RJ) Nas pilhas e nas células 
eletrolíticas, ocorrem fenômenos de 
oxirredução que envolvem a transferência 
espontânea e não espontânea de elétrons, 
respectivamente. 
 
 
 
Sobre a transferência de elétrons que 
ocorre nas pilhas e nas células 
eletrolíticas, é INCORRETO afirmar que: 
 
(A) tanto na pilha quanto na célula 
eletrolítica ocorre oxidação no anodo e 
redução no catodo. 
(B) na pilha, íons circulam, pela ponte 
salina, e elétrons, pelo fio metálico. 
(C) na eletrólise de CuSO4, são 
necessários 193.000 C de carga elétrica 
para depositar 1 mol de cobre metálico no 
eletrodo, considerando-se a constante de 
Faraday igual a 96.500 C mol−1. 
(D) numa pilha Zn/Zn2+//Cu2+/Cu, o íon 
Cu2+ é o agente oxidante. 
(E) após eletrólise de solução aquosa de 
cloreto de sódio, o pH da solução não se 
altera. 
 
Gabarito 
1. b 8. b 
2. c 9. b 
3. c 10. b 
4. c 11. d 
5. b 12. d 
6. c 13. e 
7. c 14. c 
15. ΔE° = + 0,85 V 
ΔE° = + 0,32 V 
16. c) redutora: zinco metálico 
oxidante: cobre (II) 
17. c) 3Fe2+ + 2Cr 3Fe + 2Cr3+ 
Agente oxidante: Fe2+ 
Agente redutor: Cr 
18. a) 4Al(s) + 3O2(g) + 6H2O(l) 4Al(OH)3(s) 
Ddp = 2,71V 
b) De D para C. 
19. a) Oxidação da prata. 
b) Do anodo para o catodo. 
c) Ag+ + e- Ag 
20. a) CuSO4 → Cu
2+ + SO4
-2 ; 0,1mol/L 
b) 3860 segundos 
21. b 26. a 
22. e 27. d 
23. e 28. e 
24. e 29. e 
25. c 
 
 
④ REAÇÕES NUCLEARES 
 
Embora conhecidas desde o início 
do século XX, as reações nucleares 
chocaram o mundo quando foram 
explodidas as primeiras bombas atômicas 
no final da Segunda Guerra Mundial. 
Podendo liberar grandes quantidades de 
energia, as reações nucleares abriram 
uma nova era, repleta de esperanças e 
preocupações. 
Para podermos nos posicionar 
diante das polêmicas questões suscitadas 
pela radioatividade e pela energia nuclear, 
é conveniente que tenhamos 
conhecimentos científicos a respeito 
desses temas. 
 
 Descoberta da radioatividade 
 
 
- 33 - 
Em 1896, o físico francês Henri 
Becquerel constatou que um composto de 
urânio – sulfato de potássio e uranilo, 
K2UO2(SO4)2 – apresentava a 
característica de causar uma mancha 
numa chapa fotográfica mesmo sem ser 
estimulado pela luz. Mais tarde, o casal 
Marie e Pierre Curie verificou que o 
responsável pelas radiações emitidas era 
o urânio. 
Ao fenômeno constatado por Becquerel 
deu-se o nome de radioatividade – 
propriedade que alguns núcleos de átomos 
instáveis apresentam de emitir energia e 
partículas subatômicas, o que se 
convenciona chamar de decaimento 
radioativo ou desintegração nuclear. 
 Em 1898 o casal Curie descobriu outros 
dois elementos radioativos ainda não 
conhecidos: o rádio e o polônio. 
 Ainda em 1898, Ernest Rutherford 
criou uma aparelhagem para detectar as 
radiações provenientes de um material 
radioativo. Descobriu que havia dois tipos 
de radiação: alfa (α), formada por 
partículas de carga positiva, e beta (β), 
formada por partículas positivas. 
 
 
 
Experimento realizado por 
Rutherford detectou que as partículas alfa 
e beta eram desviadas pelo campo 
eletromagnético. 
Em 1900 foi descoberta a radiação gama 
(γ), que não apresenta carga elétrica. 
 
 Radiação Alfa (α) 
 
As partículas α são constituídas por 2 
prótons e 2 nêutrons (constituição idêntica 
aos núcleos de Hélio) e têm carga +2. 
Quando um núcleo as emite, perde 2 
prótons e 2 nêutrons. 
 
 
 
A emissão α é a de menor “poder 
de penetração” nos corpos, mas a que tem 
maior “poder ionizante” no ar. 
Durante essa emissão, ocorre o 
desaparecimento gradual do elemento 
original e o aparecimento de um novo 
elemento. Esse processo é denominado 
transmutação. 
Uma decorrência da emissão α é a 
chamada 1° Lei da Radioatividade: 
Quando um átomo emite uma partícula α, 
o seu número atômico diminui de 2 
unidades e o seu número de massa 
diminui de 4 unidades. 
 
Exemplo: 90Th
232 → 2α
4 + 88Ra
228 
 
 Radiação beta (β) 
 
As partículas β são elétrons emitidos 
pelo núcleo de um átomo instável. 
 
 
 
 
 
 
- 34 - 
 
 
A emissão ocorre quando um 
nêutron decompõe-se originando um 
próton, que permanece no núcleo, um 
elétron e um antineutrino, que são 
emitidos. 
Assim, formou-se a 2° Lei da 
Radioatividade: 
Quando um átomo emite uma partícula 
β, o seu número atômico aumenta de 1 
unidade e o seu número de massa 
permanece inalterado. 
 
Exemplo: 90Th
234 → -1β
0 + 91Pa
234 
 
As partículas β podem penetrar na 
pele, causando queimaduras, mas são 
barradas antes de atingir os órgãos mais 
internos do corpo. 
 
 Radiação Gama (γ) 
 
A radiação γ é formada por ondas 
eletromagnéticas emitidas por núcleos 
instáveis quando ocorrem as