APOSTILA QUÍMICA 3o. BIMESTRE

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FACULDADES UNIDAS DO VALE DO ARAGUAIA (UNIVAR)
CURSOS: BACHARELADO EM AGRONOMIA E ZOOTECNIA – 1º ano
PROFA. ME. ANNA LETTYCIA VIEIRA DOS SANTOS
ACADÊMICO (A):_________________________________________
DISCIPLINA: QUÍMICA GERAL E ANALÍTICA
3º BIMESTRE
	
	BIBLIOGRAFIA BÁSICA: 
	ATKINS, P.; JONES, L., Princípios de Química, 3a edição, Ed. Bookman: Porto Alegre, 2006.
RUSSEL, J. B. Química Geral. 2a ed., v. 1 e 2. São Paulo: Makron Books, 1994.
SKOOG, D. A.; WEST, D. M.; HOLLER, F. J.; CROUCH, S. R. Fundamentos de Química Analítica. 1.ed. Cengage Learning, 2005. 1124p.
VOGEL, AI. Química analítica quantitativa. São Paulo, ed. Mestre jou, 1981.
	BIBLIOGRAFIA COMPLEMENTAR: 
	BACCAN, N, ANDRADE, J. C., GODINHO, O E. S., BARONE, J. S. Química analítica quantitativa e elementar. São Paulo. Ed. Edgard blucher, 1979.
BRADY, J. E.; HUMISTON, G. E. Química geral. v. 1, 2ª. ed. Rio de Janeiro: LTC, 2013.
BROWN, T. L. Química: a ciência central. 9ª. ed. São Paulo: Prentice Hall, 2005.
MASTERTON, W. L.; SLOWINSKI, E. J.; STANITSKI, C. L. Princípios de química. 6. ed. Rio de Janeiro: LTC, 2011. 
BARRA DO GARÇAS - MT
OXIRREDUÇÃO – CONCEITO
Toda reação de oxirredução está relacionada com uma transferência de elétrons entre átomos e/ou íons das substâncias reagentes.
Oxirredução refere-se ao processo em que há transferência de elétrons entre espécies químicas (átomos e/ou íons) de substâncias que reagem entre si. Essa palavra é a junção de “oxidação + redução”, que são processos opostos, mas complementares, ou seja, um sempre depende do outro para ocorrer.
A oxidação ocorre quando o átomo perde elétrons. Visto que os elétrons são partículas negativas, a carga elétrica (Número de oxidação – Nox) da espécie que perdeu elétrons aumenta, “fica mais positiva”, por assim dizer.
Já a redução corresponde ao processo inverso, ou seja, a espécie química ganha elétrons e fica com o Nox menor, “mais negativo”.
As transformações químicas podem ser divididas em dois grandes grupos:
- reações nas quais os elementos participantes não têm alterados seus números de oxidação; são reações sem oxirredução.
- reações nas quais um ou mais elementos têm alterados seus números de oxidação; são reações com oxirredução.
A espécie química que ganha elétrons recebe-os da espécie química que os perdeu e vice-versa. Por isso, dizemos que sempre que ocorre uma redução, ocorre também uma oxidação, e é também por isso que chamamos esses processos de reações de oxirredução.
Além disso, se uma substância oxidou, é porque a outra espécie química ocasionou isso por retirar os elétrons dela. Assim, dizemos que a substância que contém o átomo que ganhou os elétrons ou reduziu é o agente oxidante, porque ela causou a oxidação do átomo ou íon da outra substância reagente.
Por outro lado, a substância que contém o átomo que forneceu os elétrons, isto é, que oxidou, é o agente redutor, porque ele causou a redução da outra espécie química.
Resumidamente, temos:
Vejamos um exemplo de reação de oxirredução para visualizar melhor esses conceitos mencionados até agora. A reação de fotossíntese realizada pelas plantas para produzir seu próprio alimento e limpar o ar que respiramos é um dos processos químicos mais importantes da natureza e trata-se de uma reação de oxirredução.
Conforme pode ser visto por meio da equação a seguir, de forma resumida, a planta retira do solo apenas água (H2O) através da raiz para que, juntamente ao gás carbônico (CO2) absorvido pelas folhas e na presença de luz, seja capaz de produzir moléculas orgânicas, como a glicose e também o gás oxigênio:
  6 CO2(g) + 6 H2O(l) → C6H12O6(aq) + 6 O2(g) 
 +4 -2              +1 -2             +4 -1      -2           0
Essa equação química já está balanceada e abaixo de cada elemento foram colocados os valores dos Nox para você observar o que aconteceu. Veja que no primeiro membro da equação o Nox do átomo de oxigênio era igual a -2, mas, no segundo membro, esse Nox aumentou para zero. Isso significa que o oxigênio foi a espécie química que sofreu oxidação, ou seja, perdeu elétrons, e o dióxido de carbono (CO2) foi o agente redutor.
Por outro lado, o Nox do hidrogênio da água (H2O) era +1 e passou para -1 na molécula de glicose (C6H12O6). Visto que seu Nox diminuiu, isso significa que o hidrogênio foi o elemento que sofreu redução, ou seja, ganhou elétrons, e a água foi o agente oxidante.
É importante lembrar que em toda reação de oxirredução que estiver devidamente balanceada, a quantidade de elétrons ganhos será a mesma de elétrons perdidos.
Exemplo:
Na primeira reação, o número de oxidação do Zn é alterado de zero (Zn) para +2 (Zn(OH)2), e o átomo de mercúrio passa de +2 (HgO) para zero (Hg). Na segunda reação, todos os elementos conservam seus números de oxidação.
Oxidantes e Redutores
Oxidação é o aumento do número de oxidação, e redução é a diminuição do número de oxidação. Vejamos uma reação bem simples, que ocorre em meio aquoso:
É uma reação de oxirredução, pois os elementos tiveram seus números de oxidação alterados. O Zn, ao passar para Zn2+, perdeu dois elétrons, sofrendo oxidação:
Zn – 2e- → Zn2+
O Cu2+, ao passar para Cu, ganhou dois elétrons, sofrendo redução:
Cu2+ + 2e- → Cu
Os fenômenos de oxidação e redução são concomitantes: se existe substâncias que ganham elétrons, deve haver substâncias que perdem elétrons; as primeiras provocam oxidação, e as outras, redução.
Dá-se o nome de oxidante ao elemento ou à substância que provoca oxidação, e de redutor, ao elemento ou substância que provoca redução.
Resumindo: O oxidante ganha elétrons e se reduz, e o redutor perde elétrons e se oxida. A oxidação, portanto, corresponde à perda de elétrons, e a redução, ao ganho de elétrons.
Essas conclusões são válidas quando estão envolvidos apenas íons simples. É o caso do nosso exemplo. Na maior parte das vezes, a modificação do número de oxidação não se deve a uma transferência de elétrons, mas sim a uma modificação na estrutura das substâncias. Veja, por exemplo, o caso da reação:
Cada manganês, ao ter alterado seu número de oxidação +7 para +2, abandona a estrutura MnO4-, passando a Mn2+. Cada carbono, ao passar de +3 para +4, deixa a estrutura C2O42-, passando à estrutura CO2.
Nesse caso, apesar de a variação do número de oxidação ocorrer como consequência de modificações estruturais, é prático considerar que houve “ganho” e “perda” de elétrons. O manganês, ao passar de +7 para +2, comportou-se como se tivesse “ganho” cinco elétrons, fato altamente improvável, já que a transferência de mais de três elétrons é muito difícil. O carbono, por sua vez, ao passar de +3 para +4, comportou-se como se tivesse “perdido” um elétron.
Ao adotar a transferência de elétrons, admitindo “ganho” ou “perda”, estamos fazendo uma simplificação útil e prática.
Número de Oxidação (NOX)
O número de oxidação (NOX) de um elemento é a carga elétrica que ele adquire quando faz uma ligação iônica ou o caráter parcial (δ) que ele adquire quando faz uma ligação predominantemente covalente.
Isso significa que corresponde à tendência de um átomo de atrair os elétrons envolvidos nas ligações que realiza. Por isso, a maioria dos elementos químicos apresenta diversos números de oxidação, dependendo do composto que ele está formando.
No entanto, existem alguns elementos, que normalmente são os mais eletropositivos ou mais eletronegativos, que apresentam o mesmo NOX em uma série de compostos diferentes. Esses elementos estão na tabela abaixo:
O Número de Oxidação (NOX) de um elemento químico é a carga que ele recebe em uma reação química. Por exemplo, no H2SO4
o H ficará com carga +1 (cada átomo de hidrogênio), o S (enxofre) com +6, e o O com uma carga de -2 (cada átomo de oxigênio).
Para saber qual é o NOX de um átomo dentro de uma molécula, devemos seguir algumas regras:
1 - Todos os metais alcalinos, hidrogênio (H) e prata (Ag) terão nox +1
2 - Metais alcalinos terrosos, zinco (Zn): nox+2
3 - Alumínio (Al): nox +3
4 - Oxigênio (em qualquer parte da molécula) nox -2 Na água oxigenada: -1
5 - Calcogênios (somente se aparecerem na extremidade direita da fórmula!): nox -2
6 - halogênios (somente se aparecerem na extremidade direita da fórmula!): nox -1
7 - Íons compostos: nox igual a carga do íon (por exemplo, PO4-3 terá NOX -3)
8 - Soma de todos os NOX de uma molécula SEMPRE será ZERO.
9 - Soma do NOX em íon sempre será a própria carga do íon.
10 - Elementos isolados e substâncias simples: nox ZERO.
Exemplos:
HCl
Hidrogênio se enquadra na regra 1 -> nox +1
O cloro se enquadra na regra 6 -> nox -1
1 - 1 = 0 (regra 8)
HClO
Hidrogênio -> nox +1
Cl -> não há regra que se aplica
Oxigênio -> nox -2
nox H + nox Cl + nox O = 0 , logo 1 + x + (-2) = 0, logo o NOX do Cloro será +1
OBSERVAÇÃO: um átomo que não se encaixe as regras (como o Cloro), não precisa ter o mesmo NOX em todas as moléculas. Acima notamos que no HCl, ele tem NOX = -1 , e no HClO, tem nox +1
Reações de oxirredução no cotidiano
Alguns exemplos de reações de oxirredução no cotidiano são as que ocorrem na fotossíntese, nas pilhas, na formação da ferrugem, na revelação fotográfica, entre outros.
Aqui temos dois exemplos de reações de oxirredução: tanto a de formação da ferrugem quanto a de funcionamento da bateria automotiva
As reações de oxirredução são aquelas que ocorrem com troca de elétrons entre as espécies químicas envolvidas. Quando um átomo perde elétrons, dizemos que ele sofreu uma oxidação, ficando com o Nox (número de oxidação) maior. Por outro lado, o átomo da outra substância que ganhou esses elétrons sofre uma redução, ficando com o Nox menor.
Visto que a oxidação e a redução ocorrem simultaneamente, surgiu a denominação “oxirredução” ou “oxidorredução”. Essas reações são muito importantes porque muitas delas estão envolvidas em processos essenciais para a manutenção da vida, desenvolvimento tecnológico e fabricação de produtos que auxiliam o nosso bem-estar.
Falaremos agora de algumas das principais reações de oxirredução no cotidiano:
* Fotossíntese: realizada pelas plantas, algas e algumas espécies de bactérias, na fotossíntese, a água e o gás carbônico (dióxido de carbono – CO2) reagem na presença de luz para a produção de moléculas orgânicas (estruturas que contêm o carbono como elemento principal). Um exemplo de molécula orgânica produzida é a glicose (C6H12O6):
   +4 -2             +1 -2                          +4  -1   -2                  0
6 CO2(g) + 6H2O(l) + luz solar  C6H12O6(aq) + 6O2(g)
* Metabolismo da glicose: Trata-se, basicamente, do processo inverso da fotossíntese, pois a glicose que ingerimos reage com o oxigênio para formar gás carbônico e água. O carbono sofre oxidação e o oxigênio sofre redução:
 +4   -1   -2              0            +4 -2               +1 -2
     C6H12O6(aq) + 6O2(g) ⇒ 6 CO2(g) + 6H2O(l)
* Produção do ferro: O principal método de obtenção do ferro é a partir da hematita (óxido de ferro – Fe2O3), que reage em altos-fornos com o monóxido de carbono e origina óxido de ferro II (FeO) e dióxido de carbono
3 Fe2O3 + CO → 2 Fe2O4+ CO2
Fe2O4 + CO → 3 FeO + CO2
O óxido de ferro II formado reage com o monóxido de carbono, originando ferro metálico (Fe0) e dióxido de carbono. Veja que o ferro sofreu redução e o carbono, oxidação:
 +2 -2      +2 -2     0        +4 -2
         FeO + CO → Fe + CO2
* Formação da ferrugem: ocorre por meio de várias reações complexas de oxirredução. Basicamente, tudo começa com a oxidação do ferro metálico quando exposto ao ar úmido (oxigênio (O2) e água (H2O)).
Fe(s) → Fe2+ + 2e-
Podem ocorrer então vários processos de redução, mas o mais significativo é o da água:
2H2O + 2e– → H2 + 2OH–
Em meio neutro, a oxidação do ferro resulta na formação do hidróxido de ferro II (Fe (OH)2):
Ânodo: 2 Fe (s) →  2Fe2+ + 4e-   
Cátodo: O2 + 2 H2O + 4e- → 4 OH-___________
Reação global: 2 Fe + O2 + 2 H2O → 2 Fe (OH)2
Na presença de oxigênio, esse composto é oxidado a hidróxido de ferro III (Fe(OH)3), que depois perde água e transforma-se no óxido de ferro (III) mono-hidratado (Fe2O3 . H2O), que é um composto que possui coloração castanho-avermelhada, isto é, a ferrugem que conhecemos:
2Fe(OH)2 + H2O + 1/2O2 → 2 Fe(OH)3 
2Fe(OH)3 → Fe2O3 . H2O + 2H2O
A ferrugem é uma corrosão eletroquímica de estruturas que possuem ferro e ocorre por meio de uma série de reações de oxirredução
* Pilhas e baterias: trata-se de dispositivos que transformam energia química em energia elétrica de modo espontâneo.
Seu funcionamento baseia-se na transferência de elétrons de um metal que tem tendência de ceder elétrons para um que tem tendência de ganhar elétrons, ou seja, ocorrem reações de oxidorredução. Essa transferência é feita por meio de um fio condutor.
Um exemplo é a pilha seca de Leclanché, também chamada de pilha ácida ou pilha comum, que é formada basicamente por um envoltório de zinco separado das demais espécies químicas que compõem a pilha por meio de um papel poroso.
Esse zinco corresponde ao polo negativo da pilha ou ânodo, pois sofre oxidação, perdendo dois elétrons. O polo positivo (cátodo) é formado por uma barra de grafita, que está instalada no meio da pilha, envolvida por dióxido de manganês (MnO2), carvão em pó (C) e uma pasta úmida com cloreto de amônio (NH4Cl), cloreto de zinco (ZnCl2) e água (H2O). Os elétrons perdidos pelo zinco são conduzidos por essa barra de grafita até o manganês, ocorrendo a redução do dióxido de manganês (MnO2) a trióxido de manganês (Mn2O3):
* Antioxidantes: Os agentes redutores são as espécies químicas que possuem uma tendência muito grande de sofrer oxidação (perder elétrons), por isso, causam a redução de outra espécie. Assim, essas substâncias podem ser usadas para sofrer oxidação no lugar de outras, sendo chamadas de antioxidantes por essa razão.
Além do seu uso pela medicina e pela indústria farmacêutica, os antioxidantes são muito usados pela indústria alimentícia para conservação. A vitamina C (ácido ascórbico), por exemplo, é um poderoso agente oxidante, tanto que se adicionarmos um suco de laranja sobre uma maçã, esta não se oxida, o que aconteceria se a maçã estivesse sozinha exposta ao ar. Veja mais detalhes sobre isso no texto Atuação da vitamina C como agente redutor.
* Revelação fotográfica: Nas antigas revelações fotográficas em preto e branco, costumava-se utilizar um filme que era constituído de uma lâmina plástica recoberta por cloreto de prata ou brometo de prata. O íons prata expostos à luz reagem com um agente redutor, como é o caso da hidroquinona que forma a prata metálica:
C6H4(OH)2 + 2 Ag+ → C6H4O2 + 2 Ag + 2H+
O negativo da foto era formado quando os íons prata (Ag+) não expostos à luz não reagiam com o agente redutor e eram retirados pela lavagem do filme com tiossulfato de sódio.
* Alvejantes: Os alvejantes mais usados são constituídos de cloro (Cl2), hipocloritos (ClO-) e peróxido de hidrogênio (H2O2). Todas essas substâncias atuam como agentes oxidantes. As cores são vistas por meio do movimento dos elétrons, que saltam entre as camadas de energia nos átomos. Assim, os alvejantes, por meio da oxidação, retiram esses elétrons, e a cor do tecido “desaparece”.
EXERCÍCIOS OXIRREDUÇÃO:
- (UFMG-MG) Considere as seguintes equações:
I.HCℓ + NaOH → NaCℓ + H2O
II.H2 + ½ O2 → H2O
III.SO3+ H2O → H2SO4
Ocorre oxirredução apenas em: a) I. b) II. c) III. d) I e III. e) II e III.
2 - A equação em que não ocorre reação de oxirredução é:
a) N2 + O2 → 2 NO
b) Aℓ + 3 H2SO4→ Aℓ2(SO4)3 + 3 H2
c) Zn + CuSO4 → Cu + ZnSO4
d) SnCℓ2 + 2 HCℓ + H2O2 →SnCℓ4 + 2 H2O
e) NaCℓ + AgNO3 → AgCℓ + NaNO3 
4 - Observe a reação:
SnCl2 + 2 HCl + H2O2 → SnCl4 + 2 H2O.
A partir dela, podemos afirmar corretamente que:
a) o Sn e o Cl sofrem oxidação.
b) o Sn sofre oxidação, e o O, redução.
c) o Sn sofre oxidação, e HCl, redução.
d) a H2O2 sofre redução, e o Cl, oxidação.e) a H2O2 sofre oxidação, e o Sn, redução.
5- Considere a seguinte equação que representa uma equação de oxirredução:
2 H2O + 2F2 → 4 HF + O2
Determine respectivamente a substância oxidada e a reduzida:
a) F2 e H2O. 
b) F2 e HF.
c) H2O e HF. 
d) F2 e O2.
e) H2O e F2.
6 - Com a diminuição do pH, não há mais proteção da ferragem. No processo de oxidação do ferro, há expansão de volume e consequente fragmentação do concreto. As equações que podem representar a formação da ferrugem pela ação do CO2‚ e da água são:
7 - Na reação:
8 – DETERMINE QUEM OXIDA E REDUZ:
9 - O Hidrogênio possui número de oxidação - 3 no composto:
10. Descobertas recentes da Medicina indicam a eficiência do óxido nítrico, NO, no tratamento de determinado tipo de pneumonia. Sendo facilmente oxidado pelo oxigênio a NO2, quando preparado em laboratório, o ácido nítrico deve ser recolhido em meio que não contenha O2. Os números de oxidação do nitrogênio no NO e NO2‚ são respectivamente:
a) +3 e +6
b) +2 e +4
c) +2 e +2
d) zero e +4
e) zero e +2
11 - Entre a reações indicadas, a única que envolve transferência de elétrons é
12 - Os números de oxidação do cromo e do manganês nos compostos CaCrO4 e K2MnO4 são respectivamente:
a) +2 e +2
b) -2 e -2
c) +6 e +7
d) +6 e +6
e) -6 e -6
Pilha de Daniell 
As primeiras aplicações importantes da eletricidade provieram do aperfeiçoamento das pilhas voltaicas originais pelo cientista e professor inglês John Daniell, em 1836.
Pilha é um sistema em que a energia química é transformada de modo espontâneo em energia elétrica. Pilhas eletroquímicas são sistemas que produzem corrente contínua e baseiam-se nas diferentes tendências para ceder e receber elétrons das espécies químicas.
A Pilha de Daniell é composta por um eletrodo negativo (ânodo) que cede elétrons para o eletrodo positivo chamado de cátodo. O ânodo é uma placa de zinco mergulhada em uma solução de sulfato de zinco, enquanto que o cátodo é uma placa de cobre mergulhada em uma solução de cobre. As duas soluções são ligadas por uma ponte salina, ou por uma parede porosa.
A ponte salina é uma parede porosa (de porcelana, por exemplo) tem por função manter constante a concentração de íons positivos e negativos, durante o funcionamento da pilha. Ela permite a passagem de cátions em excesso em direção ao cátodo e também a passagem dos ânions em direção ao ânodo. Atravessando a parede porosa, os íons em constante migração estabelecem o circuito interno da pilha.
Em 1836, o químico e meteorologista inglês John Frederic Daniell (1790-1845) construiu uma pilha diferente da até então conhecida na época: a pilha de Alessandro Volta. Nesta pilha ele interligou dois eletrodos, que eram sistemas constituídos por um metal imerso em uma solução aquosa de um sal formado pelos cátions desse metal.
Um dos eletrodos, o eletrodo de cobre, era constituído de uma placa de cobre mergulhada em uma solução de sulfato de cobre (CuSO4). O outro eletrodo era o de zinco, constituído de uma placa de zinco mergulhada em uma solução de sulfato de zinco (ZnSO4).
Esses dois eletrodos foram interligados por um circuito elétrico que continha uma lâmpada, pois se ela acendesse, indicaria o surgimento de uma corrente elétrica.
Além disso, havia uma ponte salina entre elas. Essa ponte era constituída de um tubo de vidro em U contendo uma solução aquosa concentrada de um sal bastante solúvel, como o cloreto de potássio (KCl(aq)), por exemplo. As extremidades do tubo são revestidas com um algodão ou com ágar-ágar.
Abaixo temos a estrutura dessa pilha ou cela eletroquímica, que ficou conhecida como pilha de Daniell. Lembrando que cada eletrodo recebe a denominação de semicela.
Com o circuito fechado, a lâmpada se acende e após, algum tempo, a placa de zinco é corroída e tem a sua massa diminuída, já na de cobre ocorre o contrário, sua massa aumenta (conforme a figura abaixo). Nota-se também que há um aumento da concentração em mol/L dos íons Zn2+ e uma diminuição dos íons Cu2+.
 
Esquema da Pilha de Daniell.
Por que isso ocorre?
Para entendermos, vejamos as reações que ocorrem em cada eletrodo separadamente.
No eletrodo de Zinco ocorre a seguinte reação em equilíbrio:
Zn( s)   ↔  Zn2+(aq) + 2 e-
Isso significa que o zinco metálico (da placa) sofre oxidação, isto é, doa dois elétrons para o cátion zinco (da solução) e se transforma em Zn2+. O inverso também ocorre, o cátion zinco presente na solução recebe os dois elétrons doados pelo zinco e se transforma em zinco metálico. Ocorre, portanto, um processo de oxidação e redução ininterrupto.
O mesmo se aplica ao eletrodo de cobre, que terá a reação global em equilíbrio dinâmico: Cu( s)   ↔  Cu2+(aq) + 2 e-
Daniell percebeu que se ligasse esses dois eletrodos, o mais reativo doaria seus elétrons para o cátion menos reativo em vez de fazer isto com os cátions da sua própria solução. Neste caso, o zinco é o mais reativo e sofre oxidação, doando os elétrons para o cobre, por isso a diminuição da sua massa. 
O eletrodo que sofre oxidação é o polo negativo, chamado de ânodo. 
O eletrodo de cobre é o que sofre a redução, o cátion cobre recebe os dois elétrons do zinco, e é denominado cátodo (polo positivo).
Sentido dos elétrons
Os elétrons circulam do eletrodo de maior potencial de oxidação para o de menor potencial de oxidação. No caso da pilha de Daniell os elétrons vão do zinco para o cobre.
Pólos da pilha
Pólo positivo – o de menor potencial de oxidação – Cu.
Pólo negativo – o de maior potencial de oxidação – Zn.
Cátodo e Ânodo
Cátodo – placa de menor potencial de oxidação – Cu. Onde ocorre redução.
Ânodo – placa de maior potencial de oxidação – Zn. Onde ocorre oxidação.
Variação de massa nas placas
Placa de maior potencial de oxidação – diminui – Zn.
Placa de menor potencial de oxidação – aumenta – Cu.
Equação global da pilha
Zn(s) + Cu(aq)+2 → Zn(aq)+2 + Cu
A pilha de Daniell é representada pela seguinte notação:
Zn / Zn2+// Cu2+ / Cu
Ânodo - Ponte Salina ( // ) - Cátodo
QUESTÕES:
1 - Quais os componentes da pilha de Daniell 
2 – Quem é o anodo e quem é catodo 
3 – Quem oxida e quem reduz 
4 – Quais as soluções usadas na pilha 
5 – Qual a importância da ponte salina 
6 – Quais as reações ocorrem em cada eletrodo 
7 – Qual a equação global da pilha de Daniell