reações de oxidoredução

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Percurso de aprendizagem - Quinzenal SC
 Número de oxidação
 Pilhas
 Tipos de corrosão
 Técnicas de prevenção e tratamento da corrosão
Unidade 8 - Reações de Oxirredução
Percurso de aprendizagem - Quinzenal SC
 
Número de oxidação
Introdução à unidade de ensino
Número de Oxidação
Reações de Oxirredução
Reações de Oxirredução | Tópico 1: Número de
Oxidação
Nome das professoras-autoras
 
• Clarissa L. Lopes 
• Katiusca Wessler Miranda 
Lição 1 de 3
Introdução à unidade de ensino
Introdução à unidade de ensino
 
Um dos tipos de reações químicas que desperta muito o interesse de diversos setores da engenharia e
economia são as reações de oxirredução. Isso porque essas reações estão associadas tanto aos
processos de deterioração de materiais, quanto à construção de pilhas e baterias.
A deterioração ocorre em todos os tipos de materiais. No entanto, a corrosão em metais apresenta um
interesse muito grande no setor da engenharia pelo simples fato deste material ser amplamente utilizado
em projetos de edificações, maquinários, automotivos e outros. A corrosão desperta interesse tanto em
especificações de projeto, pois ela causa a redução de propriedades do material, como também no setor
econômico devido ao alto custo de manutenção de componentes.
Você já deve ter se questionado porque a bateria do seu celular não dura muito mais ou porque os carros
elétricos ainda não deslancharam. O que limita o desenvolvimento e a comercialização dos automóveis
elétricos, por exemplo, é a tecnologia envolvida na construção de baterias leves e capazes de dar autonomia
para os veículos. Além disso, a possibilidade de recarregá-las em pouco tempo apenas conectando-as a
uma fonte de energia.
Perceba o quanto é importante conhecer as reações de oxirredução e quantas oportunidadespodem surgir
em sua carreira profissional se você dominar esse conhecimento. Vamos explorar essas reações?
Ao final desta unidade de ensino, você deverá ser capaz de:
VA M O S C O M E Ç A R ?
Lição 2 de 3
Número de Oxidação
Para os materiais metálicos, o processo de corrosão é normalmente um processo eletroquímico, isto é, uma
reação química na qual existe a transferência de elétrons de um componente para o outro (CALLISTER JR.,
2006). Vamos imaginar a corrosão de uma peça de ferro. Se você expor um prego produzido a partir de ferro
ao ambiente externo por alguns dias, logo você observará na superfície desse prego o aparecimento de uma
coloração laranja. Esse conhecimento é empírico, aprendemos isso ainda quando crianças, mas o que está
verdadeiramente acontecendo com o prego?
O ferro metálico (Fe) usado na produção do prego está reagindo com o oxigênio (O2) do ar e se
transformando em óxido de ferro (III) (Fe2O3), composto iônico, sólido, de coloração laranja conhecido
como ferrugem. A reação química em questão pode ser escrita como:
FIGURA 1 - Reação de oxidação do ferro e número de oxidação (NOX) dos elementos químicos envolvidos
Fonte: Elaborado pelas autoras. (Adaptado)
Analise a reação, o ferro, elemento metálico no estado fundamental (Fe), ao reagir com o oxigênio, doou três
elétrons, transformando-se em um cátion (Fe3+ um íon positivo).
Enquanto que o elemento químico oxigênio presente no gás oxigênio (O2), composto molecular neutro, ao
combinar-se com o ferro, recebeu dois elétrons, transformando-se em um ânion (O2- um íon negativo).
As cargas atribuídas aos elementos envolvidos na reação química são conhecidas como número de
oxidação (NOX).
E como atribuir o número de oxidação a um elemento químico? bom, vamos iniciar com algumas regras
práticas:
QUADRO 1 - Regras para atribuição de NOX para elementos químicos em uma reação de oxirredução
Fonte: Elaborado pelas autoras. (Adaptado)
Agora, vamos assistir o vídeo para entender ainda mais.
Videoaula: “Atribuindo número de oxidação (NOX) para compostos e íons poliatômicos”
Vamos observar mais alguns exemplos para praticar as regras descrita no vídeo e descobrir quais serão os
Nox para elementos que não apareceram nas regras?
Antes de analisar a resolução do exemplo, tente fazer você mesmo.
Determine o número de oxidação (NOX) para os elementos citados abaixo.
Cu - Al2O3 – H2SO4 – (Cr2O7)2-
Resolução –
Cu
1. Como o Cu é um composto elementar, segundo as regras seu nox = 0
 
Al2O3
1. Sabemos que o Al está no grupo 3, logo seu Nox será 3+;
H2SO4
1. Sabemos que o H tem Nox = 1+, pois o composto não é um hidreto metálico;
2. Sabemos que o O tem Nox = 2-, pois o composto não é um peróxido nem um superóxido;
3. Como sabemos que a soma dos Nox deve ser igual a zero, podemos fazer o cálculo para descobrir o Nox
do S.
1 (Nox do H) x 2 (quantidade de H) = + 2 
2- (Nox do O) x 4 (quantidade de O) = - 8
2. Como sabemos que a soma dos Nox deve ser igual a zero, podemos fazer o cálculo; 3+ (Nox do Al) x 2
(quantidade de Al) = +6 / x (Nox do O) x 3 (quantidade de O) = + 3x
3. Logo, nox do O é igual a 2-.
x (Nox do S) x 1 (quantidade de S) = + 1x
4. Logo, Nox do S é igual a 6+.
(Cr2O7)2-
1. Sabemos que o O tem Nox = 2-;
2. Sabemos que a soma dos Nox deve ser igual a 2-, pois temos um íon composto, agora podemos fazer o
cálculo para descobrir o Nox do S. 2- (Nox do O) x 7 (quantidade de O) = - 14 x (Nox do Cr) x 2 (quantidade de
Cr) = +2x
3. Logo, Nox do Cr é igual a 6+.
Abaixo temos mais alguns exemplos. Mas, antes de analisar a resolução, tente fazer você mesmo:
Determine o Nox dos elementos presentes nos compostos abaixo:
Resposta –
C O NT I NU E
É importante citar que as reações de oxirredução não ocorrem somente em casos de corrosão, mas sim,
que é um tipo de reação química na qual ocorre transferência de elétrons de uma substância para outra.
Vamos assistir ao vídeo para saber mais?
Videoaula: “Compreendendo as reações de oxirredução”
Lição 3 de 3
Reações de Oxirredução
Por definição, elementos químicos que perdem elétrons sofrem uma reação conhecida como oxidação.
Enquanto que elementos químicos que ganham elétrons sofrem uma reação conhecida como redução
(BROWN, et al., 2007).
Um agente oxidante é uma substância que provoca a oxidação, portanto está sofrendo redução. Por outro
lado, um agente redutor é uma substância que provoca a redução, portanto ela está sofrendo oxidação.
QUADRO 2 - Reações de oxirredução e a transferência de elétrons
Fonte: Elaborado pelas autoras. (Adaptado)
Nem toda a reação de oxirredução envolve oxigênio, mas todas as reações de oxidação e redução envolvem
transferência de elétrons entre substâncias. Veja na imagem abaixo a reação entre o cobre metálico (Cu) e
uma solução salina de nitrato de prata (AgNO3), que é conhecida como árvore de prata.
FIGURA 2 - Reação de oxirredução entre o cobre metálico e uma solução de nitrato de prata
Fonte: Elaborada pelas autoras. (Adaptado)
Observe que o cobre metálico se transforma em um composto iônico, solúvel em água, conhecido como
nitrato de cobre, que colore a solução de azul. Quando isso ocorre, o NOX do cobre aumenta de zero para
dois, porque esse elemento está se transformando em um íon positivo. Portanto, o cobre sofre o processo
de oxidação. Já a prata migra da solução aquosa e deposita-se na superfície do cobre metálico, e quando
isso ocorre, ela deixa de ser um íon, ganhando elétrons para se tornar um elemento metálico. Assim, a prata
sofre uma reação de redução.
Esta reação entre o cobre e o nitrato de prata é espontânea e ocorre rapidamente. A imagem abaixo mostra
como fica a solução após a imersão do fio de cobre.
FIGURA 3 - Reação de oxirredução entre um fio de cobre e uma solução de nitrato de prata
Você sabia que reações como essa são usadas como princípio para o recobrimento de superfíciesmetálicas? Em geral, pode ser usado o recobrimento de uma superfície com um metal mais resistente à
corrosão ou com um metal menos resistente, e aí, nesse caso, chamamos de metal de sacrifício, porque ele
será oxidado, mas por outro lado protegerá o material que recebeu o revestimento.
Pilhas
Pilhas
Reações de Oxirredução | Tópico 2: Pilhas
A energia liberada em uma reação de oxirredução espontânea pode ser usada para realizar trabalho elétrico.
Essa tarefa é efetuada por uma célula voltaica (ou galvânica), que é um dispositivo no qual a transferência
de elétrons ocorre por um caminho externo em vez de ocorrer diretamente pelos reagentes, ou seja, uma
pilha (BROWN, et al., 2007; KOTZ, TREICHEL, WEAVER, 2009).
Observe na figura que mostra uma chapa de zinco metálico imersa em uma solução aquosa de sulfato de
cobre. Durante a reação, o Zn metálico é oxidado e se transforma em sulfato de zinco (ZnSO4), composto
iônico solúvel que permanece em solução aquosa, desbotando a coloração azul. Enquanto isso, o íon cobre
deposita-se na superfície da placa de zinco convertendo-se a cobre metálico.
Lição 1 de 1
Pilhas
FIGURA 4 - Reação de oxirredução entre cobre e zinco, onde 
a transferência de elétrons ocorre pelos reagentes
Fonte: Anima Digital.
Fonte: Anima Digital.
Fonte: Anima Digital.
Fonte: Anima Digital.
Podemos escrever as reações de oxidação e de redução separadamente, mostrando o que ocorre com cada
elemento, estas são chamadas de semi-reações:
Semi–reação de oxidação: Zn0(s) → Zn2+(aq) + 2 e- 
Semi-reação de redução: Cu2+(aq) + 2 e- → Cu0(s)
A reação global expressa as duas reações (oxidação e redução) que ocorrem simultaneamente
Reação global: Zn0(s) + Cu2+(aq) → Zn2+(aq) + Cu0(s)
Na imagem seguinte, a reação que ocorre entre cobre e zinco é a mesma, mas a montagem é um pouco
diferente. A diferença é que o Zn0 metálico e o Cu2+ na solução aquosa não estão diretamente em contato
na célula voltaica. Em vez disso, Zn0 metálico é colocado em uma solução de sulfato de zinco (fonte de
Zn2+), enquanto que uma chapa de Cu0 metálica é colocado em uma solução contendo sulfato de cobre
(fonte de Cu2+). A oxidação do zinco e a redução cobre irão ocorrer porque ambas as placas estão ligadas
entre si por um fio de cobre, que está conectado a um multímetro no qual a diferença de potencial elétrico
(ΔE) poderá ser registrada. Ou seja, uma pilha usando cobre e zinco foi construída.
FIGURA 5 - Célula voltaica ou Pilha de Daniell
Fonte: Cidepe, 2017.
A seguinte você pode visualizar o funcionamento de uma célula voltaica, que também é conhecida como
Pilha de Daniell.
Pilha de Daniell
Fonte: QUÍMICA sem segredos, 2017.
Os dois metais sólidos, conectados por um circuito externo, são chamados de eletrodos. O eletrodo no qual
ocorre a oxidação é chamado de anodo, e o eletrodo no qual ocorre a redução é chamado de cátodo. Cada
compartimento da célula voltaica é chamado de semicélula. Uma semicélula é o local da semi-reação de
oxidação e a outra é o local da semi-reação de redução.
Anodo – semi-reação de oxidação: Zn(s) → Zn2+(ag) + 2 e
Cátodo – semi-reação de redução: Cu2+(ag) + 2 e → Cu(s) 
A diferença de potencial entre dois eletrodos em uma célula voltaica fornece a força diretora para empurrar
os elétrons do anodo para o cátodo, e é conhecida como Força Eletromotriz (fem). Sob condições padrão, a
fem é chamada de potencial-padrão da célula (Eºcel). Para a célula voltaica 
Zn-Cu, o potencial-padrão da célula a 25 ºC é 1,10V.
Observe que, o potencial da célula é calculado pela diferença entre o potencial-padrão de redução do cátodo
(E0red) e o potencial-padrão de redução do anodo.
Veja as semi-reações de cada eletrodo com seus respectivos potencial-padrão de redução obtidos a partir
da tabela abaixo.
Anodo – Zn(s) → Zn2+(aq) + 2 e                     Eºred = - 0,76 V
Cátodo – Cu2+(aq) + 2 e → Cu(s)                  Eºred = + 0,34 V 
                                                                           Eºcel = Eºred (catodo) – Eºred (anodo) 
                                                                           Eºcel = + 0,34 – (-0,76) 
                                                                           Eºcel = + 1,10 V
Logo, concluímos que a pilha de Daniel (Cu-Zn) nas condições padrões gera 1,1V de tensão, e, portanto, é
espontânea, pois o potencial da célula é positivo.
TABELA 1 - Tabela com potenciais de redução padrões
Videoaula: “Construindo pilhas e baterias” 
Vamos analisar alguns exemplos para um melhor entendimento? 
Nas reações, analisamos o composto que oxidou e reduziu, os agentes redutor e oxidante, as 
VIMEO
Construindo pilhas e baterias from Ânima Digital on
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semi-reações e o cálculo do potencial padrão da célula - Eºred.
Cu(s) + 2HCl(ag) à CuCl2(ag) + H2(g)
Resolvendo:
Agente Oxidante: HCl 
Agente Redutor: Cu 
Semi-reação oxidação (Ânodo): Cu → Cu2+ + 2e            Eº= + 0,34 V 
Semi-reação redução (Cátodo): 2H+ + 1e → H<               Eºred = 0 V
Eºcel = Eºred (catodo) - Eºred (anodo) 
Eºcel = 0 - (+0,34) 
Eºcel = -0,34 (Reação não espontânea)
2Na + BaCl2 → 2NaCl + Ba
Resolvendo:
Agente Oxidante: BaCl2 
Agente Redutor: Na *Observe que os agentes redutor e oxidante sempre aparecem antes da flecha. 
Semi-reação oxidação (Ânodo): Na → Na++ e             Eº= - 2,71 V 
Semi-reação redução (Cátodo): Ba++ e → Ba              Eºred = -2,90 V
Eºcel = Eºred (catodo) - Eºred (anodo) 
Eºcel = -2,90 - (-2,71) 
Eºcel = -0,19 (Reação não espontânea)
Fe + Ag2SO4 → 2Ag + FeSO4
Resolvendo:
Agente Oxidante: Ag2SO4 
Agente Redutor: Fe 
Semi-reação oxidação (Ânodo): Fe → Fe2+ + 2e              Eº= - 0,44 V 
Semi-reação redução (Cátodo): Ag+ + e → Ag                 Eºred = - 0,80 V
Eºcel = Eºred (catodo) - Eºred (anodo) 
Eºcel = 0,80 - (-0,44) 
Eºcel = 1,24  (Reação não espontânea)
Agora você pode pesquisar novas reações e treinar o quanto achar necessário.
Tipos de corrosão
Tipos de Corrosão
Reações de Oxirredução | Tópico 3: Tipos de
Corrosão
Antes de falarmos sobre os tipos de corrosão vamos entender a definição de deterioração dos materiais.
Os mecanismos de deterioração são diferentes para cada tipo de material. Por exemplo, nos metais existe
uma perda de material, porque ele dissolveu no meio corrosivo ou por ele ter formado um novo produto. Esse
processo é chamado corrosão, e é sobre os tipos de corrosão metálica que discutiremos neste tópico. Nas
Lição 1 de 1
Tipos de Corrosão
cerâmicas, o processo de deterioração também é chamado de corrosão. No entanto, as cerâmicas são
muito resistentes à deterioração, normalmente ocorre em altas temperaturas e/ou em ambientes de
condições químicas extremas. Nos polímeros dizemos que ocorre a degradação e isso pode ocorrer devido
a exposição em solventes químicos, temperatura e radiação. Você já percebeu que alguns eletrodomésticos
brancos ficam amarelados com o tempo? Então, ali está ocorrendo a degradação do polímero devido a
presença de radiação.
Então, podemos entender que a corrosão é um processo espontâneo de deterioração de metais em razão de
ações químicas e eletroquímicas destes com o ambiente. (TOLENTINO, 2015).
VIDEOAULA: “Mecanismos de corrosão metálica”
Esse processo é espontâneo quando se tem as três condições: o ânodo, o cátodo e o eletrólito (meio
corrosivo.)
Nesse mecanismo eletroquímico também existe um sub-mecanismo chamado eletrolítico que não é
espontâneo e ocorre quando uma corrente elétrica é impressa no sistema. Esse mecanismo de corrosão é
muito comum em tubulações que estão perto de linhas ferroviárias, das quais podem apresentar correntes
de fuga.
No mecanismoquímico, não ocorre troca de elétrons, porém o metal reage com algum componente do meio.
Nesse caso, podemos destacar as reações do metal com monóxido de carbono (CO), como a que ocorre
para o níquel, convertendo-o em carbonato de níquel:
Ni (s) + 4CO (g) → Ni(CO)4 (l)
As reações entre metais (M) e o íon cloreto são muito comuns nos equipamentos da indústria de
transformação do PVC (policloreto de vinila), polímero que libera cloro ao ser moldado pelo calor:
M(s) + nCl-(ag) → MCln(ag)
Podemos também classificar pelo TIPO de corrosão, alguns deles são:
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Corrosão Uniforme
Ocorre de forma total na superfície do metal, não é profunda o que não causa grandes preocupações. Normalmente
apresenta uma incrustação ou um depósito de óxido.
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Corrosão Galvânica
Ocorre quando há o contato entre metais dissimilares e um eletrólito. A diferença de potencial eletroquímico entre os
metais pode causar a corrosão do metal com maior potencial de oxidação. Isso ocorre em revestimentos de jóias e
aços zincados. A camada de zinco sobre o aço é justamente para que o zinco (com menor potencial de redução)
oxide em detrimento ao aço, veja a tabela de potencial de redução padrão. Quanto mais próximo os potenciais de
redução padrão dos metais em contato, menor é a probabilidade de ocorrer a corrosão.
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Corrosão em Frestas
Esse tipo de corrosão pode ocorrer em juntas soldadas, em rebites, parafusos e reatores que podem apresentar uma
fresta em seu interior. Na fresta ocorre a entrada e estagnação do líquido onde inicia-se o processo corrosivo como
demonstrado na figura abaixo.
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Corrosão por Pites
Forma de corrosão muito localizada e gera orifício com diâmetro muito pequeno, porém de grande profundidade. Por
esse motivo, esse tipo de corrosão é considerado extremamente perigoso e trágico, pois é de difícil detecção. Seu
mecanismo de corrosão é muito semelhante ao que acontece na fresta, pois a corrosão por pite ocorre no interior do
próprio pite.
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Corrosão intergranular
Ocorre ao longo do contorno do cristal do material (lembre-se que o cristal é a junção de muitas células unitárias).
Esse tipo de corrosão prevalece em alguns materiais, como no caso de aços inoxidáveis que quando aquecidos o
elemento cromo segrega formando carbeto de cromo e, portanto, perdendo seu efeito “inoxidável”. Então, nunca
coloque sua travessa de mesa de aço inoxidável no forno. Caso contrário você estará favorecendo a oxidação da
mesma.
Podemos também classificar a corrosão de acordo com sua aparência ou forma que é diretamente ligada
com o tipo de corrosão.
No recurso abaixo você poderá verificar algumas formas de corrosão e onde é possível identificá-las.

A corrosão depende dos seguintes fatores:
Técnicas de prevenção e tratamento da corrosão
Técnicas de prevenção e tratamento da corrosão
Bibliogra�a
Reações de Oxirredução | Tópico 4: Técnicas de
Prevenção e Tratamento da Corrosão
Como podemos perceber a corrosão nos materiais afeta as propriedades mecânicas das peças fabricadas
a partir desses. Isso porque a maioria dos compostos formados são frágeis e pelo fato do material estar
reduzindo sua seção útil devido à perda de massa. Portanto, entende-se que quanto mais oxidado estiver o
material, mais debilitado ele se tornará. Existem alguns métodos para prevenir a corrosão em materiais
metálicos e prolongar a vida útil e em serviço dos componentes projetados. Alguns métodos mais comuns
de controle de corrosão estão apresentados abaixo:
O projeto de engenharia adequado pode ser tão importante para a prevenção de corrosão quanto a seleção
de materiais (SMITH, 2012).
Lição 1 de 2
Técnicas de prevenção e tratamento da corrosão
Além de considerações em projetos podemos trabalhar com revestimentos ou inibidores de corrosão. De
uma forma geral os recobrimentos são aplicados para isolar as regiões anódica e catódica e evita o contato
com o eletrólito.
Recobrimentos como óleos e graxas são eficientes por curto período de tempo, pois são
facilmente removidos;
1
Veja um exemplo de revestimento anódico e catódico.
FIGURA 11 - Revestimento anódico e catódico
Fonte: ASKELAND, 2014.(Adaptado)
Camada de óxido estável se formam na superfície de alguns metais, tais como: alumínio, titânio, cromo e
aços inoxidáveis. A vantagem desse fenômeno é que mesmo que a superfície seja riscada, uma nova
camada protetora é rapidamente formada. Nesse caso o material não perde massa significativamente como
em aços comuns que formam a ferrugem. Veja que o termo aço inoxidável é errôneo, pois ele oxida, no
entanto, sua oxidação proporciona uma camada protetora de óxido de cromo.
Recobrimentos como pinturas (tintas e vernizes) e recobrimento cerâmicos apresentam maior
proteção, no entanto, podem ser arranhados onde uma pequena área fica exposta,
ocasionando uma corrosão rápida e localizada.
2
Recobrimento metálico podem ser de dois tipos: Revestimento anódico, quando revestimento
tem maior potencial de oxidação comparado com o núcleo. Um exemplo é o aço galvanizado
(aço recoberto com uma camada de zinco), mesmo que ocorra um arranhão no revestimento, o
zinco anódico para o aço continua o protegendo. Por sua vez, no revestimento catódico, caso a
superfície seja riscadao aço será rapidamente oxidado, pois o revestimento não apresenta
potencial de oxidação maior do que o núcleo. Este é o princípio de revestimento de jóias e por
isso que devemos tomar muito cuidado para não arranhá-las (ASKELAND, 2014).
3
Outro método de proteção contra corrosão é a proteção catódica, na qual nós forçamos o material a receber
elétrons e assim ele se torna cátodo. Este método pode ser ou por ânodo de sacrifício ou por corrente
impressa. Vamos entender como cada um funciona?
Deve ser um material que apresenta potencial de oxidação muito maior que o material a ser protegido. Para
proteção de aços normalmente se utiliza barras de zinco ou magnésio. O ânodo de sacrifício, como o nome
já diz, se sacrifica e oxida em detrimento ao material que se deseja proteger. Na oxidação ele libera elétrons
para esse material, o que causa a proteção, pois o material passa a ser cátodo. A aplicação desse método
de proteção contra corrosão ocorre em dutos subterrâneos, navios e plataformas de petróleo. A quantidade
e os locais de disposição dos blocos de ânodos de sacrifício é calculada e prevista em projeto. Como estes
materiais são consumidos eles devem ser trocados de tempos em tempos para manter a proteção dos
componentes (ASKELAND, 2014). Veja a aplicação de ânodo de sacrifício em um compartimento navio.
 
FIGURA 12 - Utilização de ânodo de sacrifício
 NO D O D E SA C RI FÍ C I O C O RRE NTE I M PRE SSA
É obtida por meio de uma corrente direta conectada entre um ânodo auxiliar e o metal a ser protegido. A
fonte é conectada a uma bateria para que os elétrons fluam para o metal, que será o cátodo e o ânodo
auxiliar de sucata de ferro será oxidado (ASKELAND, 2014). Analise a imagem abaixo que demonstra os dois
métodos de proteção catódica.
 
FIGURA 13 - Proteção catódica
Você conseguiu compreender o quão importante é o tema corrosão para o engenheiro? Abordando tanto
aspectos de segurança em projetos como condições econômicos? Obviamente que este conteúdo é só
uma introdução ao tema, pois você, estudante de engenharia, aprenderá muito mais sobre ele ao longo do
seu curso.
C O NT I NU E
 NO D O D E SA C RI FÍ C I O C O RRE NTE I M PRE SSA
Blog Química Ensaiada. Reação de simples troca ou deslocamento. Disponível em:
<https://quimicaensinada.blogspot.com.br/2014/03/reacao-de-simples-troca-ou-de_13.html>. Acesso em:
23 de novembro de 2017.
BROWN, T. L.; LEMAY, H. E.; BURSTEN, B. E. Química, a ciência central. São Paulo: Pearson Prentice Hall,
2005.
CALLISTER, W. D. Ciência e engenhariade materiais: uma introdução. 9. ed. Rio de Janeiro: LTC, 2018.
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aceleram-esforcos-e m-carros-eletricos-apos-aposta-da-china.shtml>. Acesso em 23 de novembro de 2017.
Lição 2 de 2
Bibliografia
GENTIL, Vicente. Corrosão. 6.ed. Rio de Janeiro: LTC, 2017.
KOTZ, J. C.; TREICHEL, P. M.; WEAVER, G. C. Química Geral e reações químicas. São Paulo: Cengage
Learning, 2009. v.1.
SMITH, W. F; HASHEMI, J. Fundamentos de ciência e engenharia de materiais: 5 ed. Porto Alegre: McGraw
Hill, 2012.
TOLENTINO, Nathalia Motta de Carvalho. Processos químicos industriais: matérias-primas, técnicas de
produção e métodos de controle de corrosão. 1. ed. São Paulo: Érica, 2015.
VILELLA, Gabriel. Eletroquímica – pilhas. Disponível em: <http://quimicasemsegredos.com/eletroquimica-
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Fotos: Grupo Ănima Educação e Banco de Imagens DP Content.