EM_V08_QUIMICA LIVRO DE ATIVIDADES

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Livro do Professor
Volume 8
Livro de 
atividades
Química
Carolina de Cristo Bracht Nowacki
©Editora Positivo Ltda., 2017 
Proibida a reprodução total ou parcial desta obra, por qualquer meio, sem autorização da Editora.
Dados Internacionais para Catalogação na Publicação (CIP) 
(Maria Teresa A. Gonzati / CRB 9-1584 / Curitiba, PR, Brasil)
N935 Nowacki, Carolina de Cristo Bracht.
 Química : livro de atividades : Carolina de Cristo Bracht 
Nowacki. – Curitiba : Positivo, 2017.
 v. 8 : il.
 ISBN 978-85-467-1906-8 (Livro do aluno)
 ISBN 978-85-467-1905-1 (Livro do professor)
 1. Ensino médio. 2. Química – Estudo e ensino. I. Título.
CDD 373.33
Reações de oxirredu
ção e processos 
eletroquímicos espo
ntâneos
15
2 Volume 8
Conceito de oxidação e de redução aplicado às reações que 
envolvem transferências de elétrons
Oxidação: processo em que uma espécie química perde elétron(s).
Redução: processo em que uma espécie química recebe elétron(s).
 • Para compostos iônicos, o Nox de cada átomo é numericamente igual à sua carga real, isto é, à carga do íon. 
 Exemplo: 
∴ Na+ Cℓ–
Nox = +1 Nox = –1
 • Para determinar o número de oxidação (Nox) dos átomos envolvidos em uma ligação covalente, é necessário verificar a diferença de ele-
tronegatividade existente entre os elementos que participam do compartilhamento de elétrons na ligação – nesse caso, o Nox é conhecido 
como carga aparente. 
Química 3
Determinação do número de oxidação médio
Nox
Metais com Nox fixo
• Metais alcalinos (grupo 1): +1
• Metais alcalinoterrosos (grupo 2): +2
• Outros metais: Aℓ3+, Zn2+ e Ag+
Hidrogênio
• Normalmente: +1
• Hidretos metálicos: –1
Oxigênio
• Normalmente: –2
• Peróxidos: –1
• Superóxidos: –1/2
Nox
Átomos isolados
(substância simples) 
O Nox é igual a zero.
Exemplos: 
zero
H
2
O
3
zero
Íon monoatômico
O Nox corresponde à carga do próprio íon.
Exemplos: 
–1
Cℓ–Aℓ3+
+3
Fe2+
+2
Espécie química neutra (composto)
A soma do Nox total para todos os átomos participantes é igual a zero.
Exemplos:
H
3
PO
4
+ 3 + 5 – 8 = zero + 6 + 18 – 24 = zero
Aℓ
2
(SO
4
)
3
+1 –2
+5
+3 –2
+6
Íon poliatômico
A soma do Nox total para todos os átomos participantes é igual à carga do íon.
Exemplos:
PO4
3–
+ 5 – 8 = 3– +12 – 14 = 2–
Cr 2O 7
2–
+5
–2
+6 –2
Volume 84
Reações de oxirredução
As reações químicas que apresentam variações do Nox são denominadas reações de oxirredução. Essas reações estão relacionadas com a 
transferência de elétrons entre as espécies químicas (átomos e/ou íons) dos reagentes.
O aumento do Nox verificado na espécie que perde elétron(s) indica o 
processo de oxidação; a diminuição do Nox na outra espécie, aquela 
que recebe elétron(s), o processo de redução. 
A oxidação e a redução são sempre simultâneas, ou seja, toda vez que ocorrer a perda de elétron(s) por determinada espécie participante, 
haverá o recebimento de elétron(s) pela outra espécie.
Processo envolvido Responsável pela Alteração do Nox
Agente oxidante Redução Oxidação de outra espécie química Diminui
Agente redutor Oxidação Redução de outra espécie química Aumenta
Balanceamento para equações de oxirredução
O número de elétrons perdidos pelo redutor (espécie que oxida) deve ser 
igual ao número de elétrons recebidos pelo oxidante (espécie que reduz). 
As seguintes etapas facilitam o acerto dos coeficientes de uma equação de oxirredução:
1ª. – Indique o número de oxidação (Nox) de cada elemento presente nos compostos de uma equação.
2ª. – Verifique os elementos que apresentam variação no número de oxidação (Nox).
3ª. – Identifique o processo de oxidação e o processo de redução.
4ª. – Verifique qual composto tem a maior quantidade (maior índice) do elemento que oxida e do que reduz. Caso essa quantidade seja igual (em 
ambos os lados da equação), escolhe-se o elemento com Nox diferente, se existir. 
5ª. – Determine a variação total do Nox das espécies químicas que estão relacionadas com a transferência eletrônica. Essa quantidade é calcu-
lada pela multiplicação da variação do Nox do elemento que oxida e/ou reduz pela atomicidade presente no composto escolhido na etapa 
anterior. O resultado desse cálculo corresponde à quantidade de elétrons perdida e/ou recebida.
6ª. – Indique a variação total do Nox com os coeficientes estequiométricos dos compostos escolhidos na 4ª. etapa para que o número de elétron(s) 
perdido(s) seja igual ao número de elétron(s) recebido(s) durante o processo de oxirredução. Assim, sempre que possível, simplifique o(s) 
elétron(s) perdido(s) e recebido(s) para que os coeficientes de uma equação sejam representados pelo menor conjunto possível de números 
inteiros.
7ª. – Prossiga o balanceamento por tentativa. Para isso, ao final, encontre os coeficientes dos compostos que contêm os elementos hidrogênio 
e oxigênio, pois esses elementos aparecem, em geral, em várias substâncias em uma equação.
Célula eletroquímica
O ramo da Química que estuda as reações que produzem 
corrente elétrica ou que são produzidas pela eletricidade é 
conhecido como Eletroquímica.
Pilhas e baterias são dispositivos que produzem ener-
gia elétrica por meio de uma reação espontânea de 
oxirredução. 
 Representação da pilha de Daniell
Di
vo
. 2
01
2.
 D
ig
ita
l.
Química 5
Ânodo Cátodo
Oxidação
Perda de elétron(s)
Eletrodo negativo
Znº(s) → Zn
2+
(aq) + 2 e
–
Diminuição da massa da placa de Zn
Aumento da concentração de íons Zn2+(aq)
Redução
Ganho de elétron(s)
Eletrodo positivo
Cu2+(aq) + 2 e
– → Cuº(s)
Aumento da massa da placa de Cu
Diminuição da concentração de íons Cu2+(aq)
• Equação iônica global: 
Redução
+2+2 zerozero
Oxidação
 Zn
(s)
 + Cu2+
(aq)
 → Zn2+
(aq)
 + Cu0
(s)
• Diagrama para a pilha de Daniell: 
Zn(s) Zn
2+
(aq) Cu
2+
(aq) Cu(s)
Potencial de eletrodo
O potencial de uma célula ( E), também conhecido como ddp, corresponde à diferença entre dois potenciais-padrão de redução, um asso-
ciado ao cátodo e outro ao ânodo. 
ΔE = Ecátodo – Eânodo
Por convenção, o potencial associado a cada eletrodo é escolhido para a redução que ocorre naquele eletrodo. 
↑ Eºred
↑ facilidade em receber elétron(s)
↑ tendência à redução (cátodo)
↑ caráter oxidante
↓ Eºred
↑ facilidade em perder elétron(s)
↑ tendência à oxidação (ânodo)
↑ caráter redutor
Quanto maior for a diferença de potencial entre os eletrodos, maior será a 
tendência de ocorrer, espontaneamente, a reação de oxirredução.
Classificação de células eletroquímicas
Primárias
• Pilhas
• Reação não reversível
Secundárias
• Bateria recarregável
• Reação reversível
Corrosão e proteção catódica
 • Corrosão: destruição ou deterioração de materiais em decorrência da ação química ou eletroquímica. Provoca alterações estéticas, interfere 
na resistência mecânica e na vida útil do material. 
 • Proteção catódica: método que requer a utilização de um metal de sacrifício para proteger o material metálico e impedir sua corrosão. 
Atividades
6 Volume 8
Conceito de oxidação e de redução aplicado às reações que 
envolvem transferências de elétrons
1. O nitrogênio é um elemento químico fundamental para a biodiversidade, pois está presente na constituição dos ami-
noácidos que formam as proteínas e das bases nitrogenadas formadoras dos ácidos nucleicos (DNA e RNA). Apesar de 
ser muito abundante na atmosfera (aproximadamente 78%), o nitrogênio não se encontra disponível para o uso direto 
pela maioria dos seres vivos, pois sua estrutura molecular (N2) proporciona grande estabilidade, tornando-o pouco 
reativo com outros elementos. Para que os seres vivos possam utilizar o nitrogênio e que seja possível seu retorno ao 
ar atmosférico, é fundamental a participação de micro-organismos que realizam as quatro etapas do ciclo: fixação, 
decomposição, nitrificação e desnitrificação, conforme apresentado no esquema representativo a seguir: 
Emissão
de gases
nitrogenados
Fixação do 
nitrogênioatmosférico
N2 atmosférico
Descargas elétricas
na atmosfera
Desnitrificação
Bactérias fixadoras
de N2 no solo
Bactérias fixadoras de 
N2 nos nódulos de 
raízes de leguminosas
Decompositores
NH
3
 (amônia)
NitrosomonasNitrosação
Absorção 
de NH3 por 
algumas plantas
NO
2
− (nitrito)
NO
3
− (nitrato)
Morte e
decomposição Absorção
pelas
raízes
Bactérias
desnitrificantes
Nitratação
Nitrobacter
Excreção
Alimentação
 Esquema representativo do ciclo do nitrogênio
 Determine o número de oxidação do nitrogênio em todos os compostos químicos envolvidos nesse ciclo. 
N O–
3
+5 –2
N
2
zero
N O–
2
+3 –2
N H
3
–3 +1
Di
vo
. 2
01
2.
 D
ig
ita
l.
Química 7
2. A chuva já é naturalmente ácida em razão da presença 
do gás carbônico (CO2) na atmosfera. Todavia, a quei-
ma de carvão, combustíveis fósseis e poluentes indus-
triais contribui para o efeito da chuva ácida devido à 
produção dos óxidos de enxofre (SO2 e SO3) e óxidos 
de nitrogênio, como o NO2. 
 Com base nessas informações, indique o Nox de todos 
os elementos químicos que compõem os óxidos apre-
sentados. 
C O
2
+4 –2
S O
2
+4 –2
S O
3
+6 –2
N O
2
+4 –2
3. As reações químicas que apresentam variações do Nox 
são denominadas reações de oxirredução. Essas rea-
ções estão relacionadas com a transferência de elé-
trons entre as espécies químicas (átomos e/ou íons) 
dos reagentes. Sobre esse assunto, assinale V para as 
afirmativas verdadeiras e F para as falsas.
( V ) A espécie química que perde elétron(s) está rela-
cionada ao fenômeno da oxidação. 
( V ) A espécie química que recebe elétron(s) está rela-
cionada ao fenômeno da redução.
( V ) A oxidação e a redução são sempre simultâneas, 
ou seja, toda vez que ocorrer a perda de elétron(s) 
por determinada espécie participante, haverá o re-
cebimento de elétron(s) pela outra espécie química.
( F ) O átomo ou íon que recebe elétron(s) é o agente 
redutor. 
( F ) O átomo ou íon que perde elétron(s) é o agente 
oxidante. 
4. A produção industrial de ácido nítrico ocorre pelo pro-
cesso de Ostwald, em que se utiliza amoníaco aque-
cido com um catalisador (platina) para a formação do 
óxido nítrico, que, por sua vez, oxida, formando dióxido 
de nitrogênio. Esse óxido reage com a água, dando ori-
gem, finalmente, a esse ácido.
 NH3 + O2 
catalisador⎯ →⎯⎯⎯ NO + H2O
 NO + O2 → NO2
 NO2 + H2O → HNO3 + NO
 Em laboratório, é produzido a partir da reação entre o 
ácido sulfúrico e o nitrato de sódio. 
 De acordo com essas informações, 
a) faça o balanceamento das equações relacionadas 
ao processo industrial para a obtenção do ácido ní-
trico. Para isso, indique os processos de oxidação e 
de redução envolvidos em cada uma dessas etapas. 
NH
3
 + O
2
 NO + H
2
O
Oxidação
Δ = 5 · 1 = 5 e– ∴ 4 NH
3
 
Δ = 2 · 2 = 4 e– ∴ 5 O
2
 
 NH3
O
2
Redução
zero +2 –2–3
catalisador
4 NH3 + 5 O2 
catalisador⎯ →⎯⎯⎯ 4 NO + 6 H2O
NO + O
2
 NO
2
Oxidação
Δ = 2 · 1 = 2 e– = 1 e– ∴ 2 NO
2
 
Δ = 2 · 2 = 4 e– = 2 e– ∴ 1 O
2
 
 NO2
O
2
Redução
+4zero –2+2
2 NO + O
2
 2 NO
2
NO
2
 + H
2
O HNO
3
 + NO
Oxidação
Δ = 1 · 1 = 1 e– ∴ 2 HNO
3
 
Δ = 2 · 1 = 2 e– ∴ 1 NO 
 HNO3
NO
Redução
+5 +2+4
3 NO
2
 + H
2
O 2 HNO
3
 + NO
b) escreva a reação de obtenção do ácido nítrico em 
laboratório e faça seu balanceamento pelo método 
das tentativas. 
2 NaNO3 + H2SO4 Δ⎯→⎯ Na2SO4 + 2 HNO3
3. O átomo ou o íon que perde elétron(s) – que contém o elemento que oxida – é denominado (agente) redutor, pois provoca a redução da outra 
espécie química. Consequentemente, o átomo ou o íon que recebe elétron(s) – que contém o elemento que reduz – é denominado (agente) 
oxidante, pois provoca a oxidação da outra espécie.
8 Volume 8
5. (PUC-Rio – RJ) A ocorrência da reação eletrolítica 
Pb2+(aq) + 2 H2O(ℓ) → PbO2(s) + H2(g) + 2 H
+ 
tem como consequência
a) a redução do Pb2+.
b) a oxidação da água.
c) o grande aumento do pH da solução. 
d) a manutenção do número de oxidação do Pb.
X e) a redução da concentração de Pb2+ na solução.
6. (FGV – SP) As fosfinas, PH3, são precursoras de com-
postos empregados na indústria petroquímica, de mi-
neração e hidrometalurgia. Sua obtenção é feita a partir 
do fósforo elementar, em meio ácido, sob elevada pres-
são, e a reação se processa de acordo com
 P4 + H2O → PH3 + H3PO4
 A soma dos menores valores inteiros dos coeficientes 
estequiométricos dessa equação corretamente balan-
ceada é igual a
a) 10 X d) 22
b) 11 e) 24
c) 15
P
4
 + H
2
O PH
3
 + H
3
PO
4
Oxidação
Δ = 3 · 1 = 3 e– ∴ 5 PH
3
Δ = 5 · 1 = 5 e– ∴ 3 H
3
PO
4
 PH3
H
3
PO
4
Redução
–3 +5zero
2 P
4
 + 12 H
2
O 5 PH
3
 + 3 H
3
PO
4
• Soma dos coeficientes: 2 + 12 + 5 + 3 = 22
7. (EsPCEx-Aman – RJ) O cobre é uma substância que 
possui elevado potencial de redução e no seu estado 
metálico sofre pouco em termos de oxidação frente a 
ácidos, não sendo oxidado pela maioria deles. Todavia, 
ele é oxidado na presença de ácido nítrico, conforme 
mostra a equação não balanceada de uma das possí-
veis reações:
 Cu(s) + HNO3(aq) → Cu(NO3)2(aq) + NO(g) + H2O(ℓ)
 Após o balanceamento da equação com os coeficien-
tes estequiométricos (menores números inteiros), a 
soma destes coeficientes será igual a
a) 14 d) 24
b) 18 e) 26
X c) 20 
Cu + HNO
3
 Cu(NO
3
)
2
 + NO + H
2
O
3 Cu + 8 HNO
3
 3 Cu(NO
3
)
2
 + 2 NO + 4 H
2
O
• Soma dos coeficientes: 3 + 8 + 3 + 2 + 4 = 20 
Oxidação
Δ = 2 · 1 = 2 e– ∴ 3 Cu
Δ = 3 · 1 = 3 e– ∴ 2 NO
 Cu
NO
Redução
zero +2 –2+5
8. (UFF – RJ) 
“Cinco jovens morrem em acidente de carro 
na Lagoa. Um carro destroçado, pais desespe-
rados e corpos no canteiro divisório da Aveni-
da Borges de Medeiros. Assim terminou o em-
balo de fim de semana de cinco jovens, pela 
manhã, na Lagoa, depois de deixarem a boate 
Sky Lounge...”
BRITO, Bartolomeu. Acidente na Lagoa. Jornal O Dia. Edição 
1695, setembro, 2006. 
 A expectativa de vida do brasileiro é de cerca 72 anos, 
segundo dados do IBGE, mas, como mostra o texto 
acima, esse tempo de vida pode ser abruptamente 
reduzido quando álcool e direção são misturados de 
maneira irresponsável. O teste do bafômetro é mui-
to utilizado na determinação dos níveis de álcool na 
respiração e, portanto, no sangue dos motoristas 
suspeitos de intoxicação. Normalmente, pede-se à 
pessoa que sopre, por alguns segundos, em um tubo 
que contém dicromato de potássio e ácido sulfúrico. 
A reação é sinalizada pela mudança da cor, de laranja 
para verde, ao longo do tubo, conforme a seguinte 
equação não balanceada:
5. a) O íon Pb2+ oxida a Pb4+.
 b) A água reduz a H2.
 c) Devido à formação de H+, o pH diminui, pois a solução é mais ácida.
d) O íon Pb2+ tem seu Nox aumentado para Pb4+.
e) O íon Pb2+, presente na solução, se oxida a Pb4+ na forma de óxido 
de chumbo (sólido). Consequentemente, sua concentração diminui.
Química 9
 K2Cr2O7(aq) + H2SO4(aq) + CH3CH2OH(g) → Cr2(SO4)3(aq) + H2O(ℓ) + CH3CHO(g) + K2SO4(aq)
 (alaranjado) (verde)
 Após o balanceamento, os menores coeficientes inteiros do agente oxidante e do agente redutor são, respectivamente:
X a) 1 e 3. b) 2 e 3. c) 3 e 2. d) 3 e 1. e) 2 e 2.
Oxidação
 = 3 · 2 = 6 e– = 3 e– ∴ 1 K
2
Cr
2
O
7
 (agente oxidante)
 
 = 2 · 1 = 2 e– = 1 e– ∴ 3 CH
3
CH
2
OH (agente redutor)
 
 K2Cr2O7
CH
3
CH
2
OH
Redução
+6 +3 +1–1
K
2
Cr
2
O
7
 + H
2
SO
4
 + H
3
C — CH
2
 — OH Cr
2
(SO
4
)
3
 + H
2
O + H
3
C — C + K
2
SO
4
H
O
1 K
2
Cr
2
O
7
 + 4 H
2
SO
4
 + 3 H
3
C — CH
2
 — OH 1 Cr
2
(SO
4
)
3
 + 7 H
2
O + 3 H
3
C — C + 1 K
2
SO
4
O
H
9. (ACAFE – SC) Íons Fe2+ podem ser quantificados em uma reação de oxirredução com íons MnO4
– padronizado em 
meio ácido. Uma vezbalanceada a equação química abaixo, a soma dos menores coeficientes estequiométricos intei-
ros dos reagentes é:
 MnO4
–
(aq) + Fe
2+
(aq) + H
+
(aq) → Mn
2+
(aq) + H2O + Fe
3+
(aq)
a) 10 b) 3 X c) 14 d) 5
Oxidação
Redução
+7 +2 +3+2
1 MnO
4
– + 5 Fe2+ + H+ 1 Mn2+ + H
2
O + 5 Fe3+
1 MnO
4
– + 5 Fe2+ + x H+ 1 Mn2+ + y H
2
O + 5 Fe3+
• Soma das cargas: 1 (–1) + 5 (+2) + x = 1 (+2) + y (0) + 5 (+3)
 9 + x = 17 
 x = 8 ∴ y = 4
• Soma dos coeficientes estequiométricos: 1 + 5 + 8 = 14
MnO
4
– = 5 · 1 = 5 e– ∴ 1 MnO
4
–
 Fe2+ = 1 · 1 = 1 e– ∴ 5 Fe2+
MnO
4
–
(aq)
 + Fe2+
(aq)
 + H+
(aq)
 Mn2+
(aq)
 + H
2
O + Fe3+
(aq)
10. (MACKENZIE – SP) A respeito da equação iônica de oxirredução abaixo, não balanceada, são feitas as seguintes afir-
mações:
 IO3
– + HSO3
– → I2 + SO4
2– + H+ + H2O
 I. a soma dos menores coeficientes inteiros possível para o balanceamento é 17. 
 II. o agente oxidante é o ânion iodato. 
 III. o composto que ganha elétrons sofre oxidação. 
 IV. o Nox do enxofre varia de +5 para +6. 
Soma dos menores coeficientes inteiros: 2 + 5 + 1 + 5 + 3 + 1 = 17.
O ânion iodato é o agente oxidante, pois contém o elemento que reduz e provoca a oxidação da outra espécie. 
O composto que contém o elemento que recebe elétrons está relacionado ao processo de redução. 
O Nox do elemento enxofre varia de +4 para +6. 
10 Volume 8
 Das afirmações acima, estão corretas somente
a) II e III. d) II e IV.
X b) I e II. e) I e IV.
c) I e III.
Oxidação
 = 5 · 2 = 10 e– = 5 e– ∴ 1I
2
 
 = 2 · 1 = 2 e– = 1 e– ∴ 5 HSO
3
–
 I2
HSO
3
–
Redução
+5 zero +6+4
IO
3
– + HSO
3
– I
2
 + SO
4
2– + H+ + H
2
O
2 IO3
– + 5 HSO3
– → 1 I2 + 5 SO4
2– + x H+ + y H2O
• Soma das cargas: 2 (–1) + 5 (–1) = 1 (0) + 5 (–2) + x + y (0) 
 –2 + (–5) = –10 + x 
 x = 3
2 IO3
– + 5 HSO3
– → 1 I2 + 5 SO4
2– + 3 H+ + y H2O
2 IO3
– + 5 HSO3
– → 1 I2 + 5 SO4
2– + 3 H+ + 1 H2O
11. Uma lâmina de zinco (Zn) foi colocada em uma solução de sulfato de cobre II (CuSO4). Após certo tempo, observaram-
-se as seguintes alterações. 
 
 Descreva como ocorre a transferência eletrônica entre a placa de zinco e os íons cobre presentes em solução. Repre-
sente a equação química envolvida nesse processo. 
Ao colocar a lâmina de zinco (Zn) na solução de sulfato de cobre (CuSO4), há transferência eletrônica do metal zinco para os íons Cu
2+ 
presentes na solução azul. Após certo tempo, verifica-se um depósito de cobre metálico (Cu0) e a solução se torna incolor devido à
presença de íons zinco (Zn2+).
Equação química: Zn(s) + CuSO4(aq) → ZnSO4(aq) + Cu(aq) 
Ge
tty
 Im
ag
es
/C
ha
rle
s D
 W
in
te
rs
Química 11
Célula eletroquímica
12. Encontre no caça-palavras as informações que completam de forma adequada as frases relacionadas à pilha de 
Daniell.
a) A pilha de Daniell é formada por dois compartimentos chamados de células voltaicas .
b) No eletrodo negativo, chamado de ânodo , tem-se uma placa de zinco metálico mergulhada em 
solução aquosa de sulfato de zinco.
c) No eletrodo positivo, chamado de cátodo , tem-se uma placa de cobre metálico mergulhada em 
solução aquosa de sulfato de cobre. 
d) As duas placas são unidas por um fio metálico externo em que os elétrons se movimentam do 
ânodo (eletrodo negativo ) para o cátodo (eletrodo positivo ). 
e) No eletrodo negativo, ocorre a oxidação .
f) No eletrodo positivo, ocorre a redução .
 
C Q W O V I T I S O P A N O D O
A E A S D O F G H J K L Ç Z X C
T C L V B X N M Q W E R T Y U I
O I O U P I A O A Ç U D E R S L
D D F G L D H J K L Ç Z X C V A
O B N M Q A W E R T Y U I O P T
A S D F G Ç S H J K L Ç Z X C E
V B N M Q A W V E R T Y U I O M
P A S D F O G S O H J K L Ç Z O
X C V B N M N Q W L E R T E Y I
U I O P A O S D F G T H J R K F
L Ç Z X R C V B N M Q A W B E R
T Y U T I O P A S D F G I O H J
K L E Ç Z X C V B N M Q W C E R
T L Y U O C N I Z I O P A S A D
E F G H N E G A T I V O B N M S
Se necessário, oriente os alunos para consultarem, na última página do livro, um quadro 
com os valores de alguns potenciais-padrão de redução em solução aquosa a 25oC.
12 Volume 8
13. Em nosso dia a dia, é 
muito comum o uso de 
pilhas ou baterias para o 
funcionamento de algum 
dispositivo eletrônico, 
como celulares, relógios, 
tablets, entre outros. Sobre esses dispositivos capazes 
de converter energia química em energia elétrica, as-
sinale V para as afirmativas verdadeiras e F para as 
falsas. 
( V ) As pilhas e as baterias são denominadas células 
voltaicas ou galvânicas. 
( F ) A conversão da energia química em elétrica nas pi-
lhas e baterias ocorre por meio de uma reação de 
oxirredução não espontânea. 
( F ) A primeira pilha elétrica foi inventada por John Da-
niell, em 1836. A pilha de Daniell, como é conheci-
da, é um dispositivo formado por dois metais – zinco 
e cobre – intercalados e separados por uma solução 
eletrolítica.
( F ) No ânodo de uma pilha, eletrodo positivo, ocorre a 
perda de elétron(s) pelo processo conhecido como 
oxidação. 
( F ) No cátodo de uma pilha, eletrodo negativo, ocorre o 
ganho de elétron(s) pelo processo conhecido como 
redução. 
14. Observe o esquema da pilha de Daniell:
 Sobre essa pilha, assinale V para as afirmativas verda-
deiras e F para as falsas. 
( F ) O fluxo de elétrons é do cátodo para o ânodo.
( V ) O zinco é o eletrodo onde ocorre a oxidação, por 
isso, à medida que o Znº se oxida a Zn2+, a massa 
da placa de zinco diminui e a concentração dos 
íons positivos na solução aumenta. 
( V ) No eletrodo positivo, à medida que os íons Cu2+(aq) 
são reduzidos a Cu(s), a placa de cobre tem sua mas-
sa aumentada e, consequentemente, há diminuição 
na concentração dos íons positivos na solução.
( F ) O diagrama da pilha de Daniell é 
Zn2+(aq) Znº(s) Cuº(s) Cu
2+
(aq).
( F ) A ponte salina é responsável por conduzir os elé-
trons entre os eletrodos.
15. O lixo doméstico tem-se alterado significativamente 
diante do grande consumo de produtos descartáveis 
em nosso dia a dia. Um dos maiores problemas para 
o meio ambiente são os metais pesados encontrados 
em pilhas comuns, baterias para relógios, câmaras, 
calculadoras, lanternas, telefones celulares e outros 
equipamentos. Atualmente, são utilizadas baterias de 
lítio-cádmio, cujos potenciais de redução são represen-
tados a seguir:
 Cd2+ + 2 e– → Cd Ered = –0,40 ↑ Ered ∴ redução
 Li+ + e– → Li Ered = –3,04 ↓ Ered ∴ oxidação
 De acordo com as informações, responda:
a) qual espécie química se oxida? 
Li
b) qual espécie química reduz? 
Cd2+
c) escreva a semirreação catódica. 
Cd2+ + 2 e– → Cd
d) escreva a semirreação anódica. 
2 Li → 2 Li+ + 2 e–
e) escreva a equação global dessa pilha. 
Cd2+ + 2 Li → Cd + 2 Li+
f ) qual metal é corroído? 
Li
g) qual metal tem sua massa aumentada? 
Cd
h) calcule a diferença de potencial da pilha.
ΔE = Ecátodo – Eânodo
ΔE = –0,40 – (–3,04)
ΔE = +2,64 V
 A função da ponte salina é 
estabelecer o equilíbrio dos íons entre as soluções.
©
Sh
ut
te
rs
to
ck
/O
le
ks
iy
 M
ar
k
O fluxo de elétrons é do ânodo para o cátodo. 
Zn0(s) Zn
2+
(aq) Cu
2+
(aq) Cu
0
(s)
Pilhas e baterias são dispositivos que produzem energia elé-
trica por meio de uma reação espontânea de oxirredução.
A primeira pilha elétrica comercial foi inventada 
em 1800 por Alessandro Volta. 
No ânodo, onde ocorre a oxidação (perda de elé-
trons), o eletrodo da pilha é negativo. 
No cátodo, onde ocorre a redução (ganho de elé-
trons), o eletrodo da pilha é positivo.
Química 13
16. Uma maneira comumente utilizada para representar 
uma célula galvânica é por notação simplificada, cha-
mada de diagramada célula. Em relação ao diagrama 
da seguinte pilha
 Mg(s) Mg
2+
(aq) Ni
2+
(aq) Ni(s)
 responda:
a) qual é a semirreação anódica? 
Mg(s) → Mg
2+
(aq) + 2 e
–
b) qual é a semirreação catódica?
Ni2+(aq) + 2 e
– → Ni(s)
c) qual é a equação global?
Mg(s) + Ni
2+
(aq) → Mg
2+
(aq) + Ni(s)
d) qual é o sentido do fluxo de elétrons pelo circuito 
externo?
Os elétrons fluem pelo circuito externo do ânodo para o 
cátodo. Nessa pilha, do magnésio para o níquel. 
e) em qual placa metálica há desgaste durante o pro-
cesso? Justifique. 
Há desgaste na placa de magnésio, pois no eletrodo 
correspondente a essa placa ocorre a oxidação.
f) em qual solução a concentração dos íons diminui? 
Justifique. 
Há diminuição na concentração dos íons Ni2+, pois no 
eletrodo relacionado a essa solução ocorre a redução.
17. (PUC-Rio – RJ) A partir dos valores de potencial padrão 
de redução apresentados abaixo, o potencial padrão do 
sistema formado por um ânodo de Zn/Zn2+ e um cáto-
do de Ag/AgCℓ seria:
 Zn2+(aq) + 2 e
– → Zn(s) E
º = −0,76 V
 AgCℓ(s) + e
– → Ag(s) + Cℓ
−
(aq) E
º = +0,20 V
a) −1,32 V d) +0,56 V
b) −1,16 V X e) +0,96 V
c) −0,36 V
Zn2+(aq) + 2 e
– → Zn(s) E
º = −0,76 V 
 (↓ Ered ∴ oxida – ânodo)
AgCℓ(s) + e
– → Ag(s) + Cℓ
−
(aq) E
º = +0,20 V 
 (↑ Ered ∴ reduz – cátodo)
ΔE = Ecátodo – Eânodo
ΔE = +0,20 – (–0,76) = +0,96 V
18. (UEMG) Pilhas são dispositivos que produzem corrente 
elétrica, explorando as diferentes capacidades das es-
pécies de perderem ou de ganharem elétrons. A figura 
abaixo mostra a montagem de uma dessas pilhas:
 A seguir, estão representadas algumas semirreações e 
seus respectivos potenciais de redução, a 25 ºC:
 Aℓ3+(aq) + 3 e
– → Aℓ(s) Eº = –1,66 V
 Ni2+(aq) + 2 e
– → Ni(s) Eº = –0,25 V
 Mg2+(aq) + 2 e
– → Mg(s) Eº = –2,37 V
 Fe2+(aq) + 2 e
– → Fe(s) Eº = –0,44 V
 A pilha de maior diferença de potencial (ddp) pode ser 
constituída no ânodo e no cátodo, respectivamente, pe-
los eletrodos de
a) alumínio e magnésio. c) alumínio e ferro.
X b) magnésio e níquel. d) ferro e níquel.
versus 
eletrodo 
padrão de 
hidrogênio
versus 
eletrodo 
padrão de 
hidrogênio
(↑ Eredução)
(↓ Eredução)
14 Volume 8
19. (FGV – SP)
Fontes alternativas de energia têm sido foco de 
interesse global como a solução viável para cres-
centes problemas do uso de combustíveis fósseis. 
Um exemplo é a célula a combustível microbioló-
gica que emprega como combustível a urina.
Em seu interior, compostos contidos na urina, 
como ureia e resíduos de proteínas, são transfor-
mados por micro-organismos que constituem um 
biofilme no ânodo de uma célula eletroquímica 
que produz corrente elétrica. célula a combustível microbiológica
bomba 2 bomba 1
águaurina
ânodo
cátodo
(http://www.rsc.org/chemistryworld/News/2011/October/31101103.asp. Adaptado)
 Sobre essa célula eletroquímica, é correto afirmar que, quando ela entra em operação com a geração de energia 
elétrica, o biofilme promove a
X a) oxidação, os elétrons transitam do ânodo para o cátodo, e o cátodo é o polo positivo da célula.
b) oxidação, os elétrons transitam do cátodo para o ânodo, e o cátodo é o polo positivo da célula.
c) oxidação, os elétrons transitam do ânodo para o cátodo, e o cátodo é o polo negativo da célula.
d) redução, os elétrons transitam do ânodo para o cátodo, e o cátodo é o polo positivo da célula.
e) redução, os elétrons transitam do cátodo para o ânodo, e o cátodo é o polo negativo da célula.
20. (UDESC) Analise as proposições em relação a um experimento de eletroquímica.
 I. Em uma reação de oxidorredução que ocorre espontaneamente, os elétrons são transferidos de uma espécie 
química com maior potencial de redução para outra com menor potencial de redução. Portanto, ao calcularmos a 
diferença de potencial da célula, chega-se a um valor positivo.
 II. Uma medida de potencial eletroquímico considera o uso de um eletrodo padrão de hidrogênio (EPH). Se a semicela 
H+/H2 atuar como ânodo, a semirreação será a de oxidação de H2 a H
+ e, se atuar como cátodo, será a de redução 
de H+ a H2.
 III. Uma das formas de evitar o acúmulo de cargas elétricas nas soluções catódicas e anôdicas é o uso de uma ponte 
salina. O excesso de ânions ou cátions gerados nas reações eletroquímicas é compensado pela migração de íons 
provenientes da ponte salina.
 Assinale a alternativa correta.
a) Somente a afirmativa II é verdadeira. X d) Somente as afirmativas II e III são verdadeiras.
b) Somente as afirmativas I e II são verdadeiras. e) Todas as afirmativas são verdadeiras
c) Somente as afirmativas I e III são verdadeiras.
21. (UEPA) A água oxigenada comercial é bastante utilizada para assepsia de ferimentos e descolorir cabelos, dependendo 
da concentração na qual é vendida.
 Para fins de controle de qualidade, esta solução é investigada através da reação do peróxido de hidrogênio (H2O2) com o 
permanganato de potássio (KMnO4) em meio ácido. As semirreações que descrevem este processo são dadas abaixo: 
 O2(g) + 2 H
+
(aq) + 2 e
– → H2O2(aq) Eº = +0,682 V
 MnO4
–
(aq) + 8 H
+
(aq) + 5 e
– → Mn2+(aq) + 4 H2O(ℓ) Eº = +1,510 V
(↓ Ered)
(↑ Ered)
De acordo com o enun-
ciado, o biofilme constitui 
o ânodo da célula eletro-
química. Portanto, o bio-
filme promove a oxida-
ção (perda de elétrons). 
Ou seja, faz com que os 
elétrons migrem do âno-
do (polo negativo) para o 
cátodo (polo positivo).
I. Falsa. Em uma reação de oxirredução espontânea, os elétrons são transferidos do ânodo 
para o cátodo. Portanto, da espécie química com menor potencial de redução para a es-
pécie química com maior potencial de redução. 
Química 15
 Em relação a este processo, é correto afirmar que:
a) o permanganato é o agente redutor. 
b) a reação libera 2 mols de oxigênio gasoso. 
c) a água oxigenada é um agente oxidante. 
X d) o potencial padrão da reação é igual a +0,828 V. 
e) o potencial padrão da reação é igual a + 2,19 V. 
22. (ACAFE – SC) Considere as semirreações abaixo e assinale a alternativa que contém os agentes oxidantes em ordem 
de força decrescente. 
 Cr2O7
2–
(aq) + 14 H
+
(aq) + 6 e
– → 2 Cr3+(aq) + 7 H2O(ℓ) Eº = 1,33 V
 MnO4
–
(aq) + 8 H
+
(aq)
 + 5 e– → Mn2+(aq)
 + 4 H2O(ℓ) Eº = 1,49 V
 Pb2+(aq) + 2 e
– → Pb(s) Eº = –0,13 V
a) Pb < Cr3+ < Mn2+
b) MnO4
– < Cr2O7
2– < Pb2+
c) Pb > Cr3+ > Mn2+
X d) MnO4
– > Cr2O7
2– > Pb2+
23. Por meio do cálculo da diferença de potencial de uma célula eletroquímica, é possível verificar a espontaneidade 
de uma reação. Um valor positivo de potencial (Ecélula > 0) indica que o processo é espontâneo, e um valor negativo 
(Ecélula < 0), um processo não espontâneo. 
 De acordo com as semirreações apresentadas, determine a reação global e indique se é ou não espontânea. Justifi-
que sua resposta pela diferença de potencial da pilha. 
a) Li+(aq) + e
– → Li(s) Eºred = –3,04 V
 Ag(s) → Ag
+
(aq) + e
– Eºoxi = –0,80 V( ) ( q)
Ag(s) + Li
+
(aq) → Ag
+
(aq) + Li(s)
ΔE = Ecátodo – Eânodo
ΔE = –3,04 – (+,080)
ΔE = –3,84 V (reação não espontânea) 
b) Co2+(aq) + 2 e
– → Co(s) Eºred = –0,28 V
 Ba(s) → Ba
2+
(aq) + 2 e
– Eºoxi = +2,91 V( ) ( q)
Ba(s) + Co
2+
(aq) → Ba
2+
(aq) + Co(s) 
ΔE = Ecátodo – Eânodo
ΔE = –0,28 – (–2,91)
ΔE = +2,63 V (reação espontânea) 
 (↑ Ered)
 (↓ Ered)
O permanganato é reduzido ao íon Mn2+, portanto é o agente oxidante.
A reação produz 5 mols de gás oxigênio. 
A água oxigenada oxida, portanto é o agente redutor. 
ΔE = Ecátodo – Eânodo
ΔE = +1,510 – (+0,682)
ΔE = +0,828 V
5 H2O2(aq) → 5 O2(g) + 10 H
+
(aq) + 10 e
– 
2 MnO4
–
(aq) + 16 H
+
(aq) + 10 e
– → 2 Mn2+(aq) + 8 H2O(ℓ) __________________________________________________
5 H2O2(aq) + 2 MnO4
–
(aq) + 6 H
+
(aq) → 5 O2(g) + 2 Mn
2+
(aq) + 8 H2O(ℓ)
O caráter oxidante está relacionado à espécie química 
que tem tendência a reduzir. Portanto, quanto maior 
o potencial de redução, maior a facilidade de receber 
elétrons e, consequentemente, maior o caráter oxidan-te da espécie.
∴ Ered = +0,80 V
∴ Ered = –2,91 V
16 Volume 8
24. Você já deve ter notado a imensa diversidade de modelos e preços de pilhas e baterias disponíveis no mercado para 
atender a uma grande variedade de dispositivos eletrônicos encontrados no cotidiano. Relacione as colunas das pilhas 
e baterias comumente comercializadas e algumas de suas características. 
1. Pilha comum ou seca
2. Pilha alcalina
3. Pilha de óxido de prata
4. Bateria níquel-cádmio
5. Bateria de íon lítio
6. Células combustíveis
( 5 ) É uma das melhores opções de sistemas recarregáveis.
( 4 ) Apresenta cádmio em sua composição, um metal tóxico para o meio ambiente.
( 2 ) O meio básico faz com que seu eletrodo tenha um desgaste mais lento compa-
rado às pilhas comuns. 
( 6 ) O hidrogênio é seu principal combustível.
( 1 ) Conhecida como pilha de Leclanché, é formada por um invólucro externo de 
zinco.
( 5 ) É formada por um ânodo de grafita e um cátodo de óxido de cobalto litiado.
( 2 ) O meio básico aumenta em até cinco vezes sua durabilidade.
( 4 ) O ânodo é formado por cádmio metálico (Cd); o cátodo, por óxido de níquel IV 
(NiO2), e o meio eletrolítico é fortemente alcalino (KOH).
( 3 ) É leve, pequena e tem grande capacidade de energia para seu tamanho.
( 3 ) O eletrodo negativo é constituído por zinco (Zn); o eletrodo positivo, por óxido de 
prata (Ag2O).
25. (UNICAMP – SP) Uma proposta para obter energia limpa é a utilização 
de dispositivos eletroquímicos que não gerem produtos poluentes, e 
que utilizem materiais disponíveis em grande quantidade ou renová-
veis. O esquema abaixo mostra, parcialmente, um dispositivo que pode 
ser utilizado com essa finalidade.
 Nesse esquema, os círculos podem representar átomos, moléculas 
ou íons. De acordo com essas informações e o conhecimento de ele-
troquímica, pode-se afirmar que nesse dispositivo a corrente elétrica 
flui de
X a) A para B e o círculo • representa o íon O2–.
b) B para A e o círculo • representa o íon O2+.
c) B para A e o círculo • representa o íon O2–.
d) A para B e o círculo • representa o íon O2+.
26. A corrosão de muitos metais, como o ferro, causa grandes prejuízos econômicos e sociais. Assim, há métodos de 
proteção que impedem esse tipo de deterioração. Uma forma de proteger o ferro contra a corrosão é conectá-lo ele-
tricamente a um metal de sacrifício.
 Entre as opções apresentadas, assinale o metal mais indicado para essa finalidade. 
 (Dado: Fe2+/Fe = –0,44 V) 
a) Cd2+(aq) + 2 e
– → Cd(s) Eº (V) = –0,40 V 
b) Co2+(aq) + 2 e
– → Co(s) Eº (V) = –0,28 V 
c) Ni2+(aq) + 2 e
– → Ni(s) Eº (V) = –0,25 V 
d) Cu2+(aq) + 2 e
– → Cu(s) Eº (V) = +0,34 V 
X e) Zn2+(aq) + 2 e
– → Zn(s) Eº (V) = –0,76 V 
De acordo com o esquema, é possível verificar que em B ocorre a oxidação de 
H2 (H2 → 2 H
+ + 2 e–). Portanto, corresponde ao ânodo, de onde saem os elé-
trons. Em A ocorre a redução do O2 (1/2 O2 + 2 e
– → O2– ). Ou seja, correspon-
de ao cátodo, eletrodo aonde chegam os elétrons. Pode-se concluir que o fluxo 
de elétrons é de B para A e a corrente elétrica, contrária ao fluxo, de A para B.
O zinco é o único dos metais apresentados que tem potencial de redu-
ção (–0,76 V) menor que o do ferro (–0,44 V). Dessa maneira, o zinco 
tende a se oxidar no lugar do ferro, agindo como um metal de sacrifício.
16
Processos eletroquím
icos não 
espontâneos: eletró
lise
Química 17
Eletrólise é um processo eletroquímico não espontâneo de oxirredução 
em que a energia elétrica é convertida em energia química. 
Ânodo
(+)
e–e
–
Cátodo
(–)
Cátion (+)
Ânion (–)
Fonte geradora de
corrente elétrica direta
 Representação genérica do processo eletrolítico. 
Cátodo (–) Ânodo (+)
Redução
C+ + e– → Cº
Oxidação
A– → e– + Aº
Eletrólise ígnea e aquosa
ELETRÓLISE ÍGNEA
Características
• A obtenção de íons ocorre na ausência de água; 
• a substância iônica é fundida; 
• é necessária a presença de eletrodos inertes e cubas eletrolíticas que resistam a elevadas temperaturas; 
• é um processo industrial importante para a produção de metais ativos, como sódio e alumínio. 
Representação 
da descarga por 
equações
Na eletrólise ígnea do NaCℓ, por exemplo, os íons Na+ são atraídos pelo eletrodo negativo (cátodo), enquanto os íons 
Cℓ–, pelo eletrodo positivo (ânodo). Assim, os íons Na+ livres, ao receberem elétrons, formam o sódio metálico; já os 
íons Cℓ– perdem elétrons, produzindo gás cloro. 
Dissociação por fusão: 2 NaCℓ(s) Δ⎯→⎯ 2 Na
+
(ℓ) + 2 Cℓ
–
(ℓ)
Semirreação catódica (–): 2 Na+(ℓ) + 2 e
– → 2 Na(s)
Semirreação anódica (+): 2 Cℓ–(ℓ) → Cℓ2(g) + 2 e
–
__________________________________________
Equação global: 2 NaCℓ(s) Δ⎯→⎯ 2 Na(s) + Cℓ2(g) 
Di
vo
. 2
01
2.
 D
ig
ita
l.
18 Volume 8
ELETRÓLISE AQUOSA
Características
• A obtenção de íons ocorre na presença de água; 
• os íons livres são provenientes da ionização ou da dissociação do eletrólito e da autoionização da água; 
• é um processo industrial importante, pois, em geral, utiliza-se matéria-prima de baixo custo para a produção de 
substâncias comerciais importantes, como soda cáustica (NaOH), gás hidrogênio (H2) e gás cloro (Cℓ2).
Representação 
da descarga por 
equações
Para cada par de íons (positivo ou negativo), é necessário verificar qual será preferencialmente descarregado em 
seu respectivo eletrodo.
< <H+
Demais metais
(Mn2+, Zn2+, Fe2+, Ni2+,
Cu2+, Ag+, Hg2+, Au3+, etc.)
Metais alcalinos (Li+, Na+, K+, etc.)
Metais alcalinoterrosos (Be2+, Mg2+, Ca2+, etc.)
Alumínio (Aℓ3+)
Facilidade de descarga crescente
< <OH– Ânions não oxigenados(Cℓ–, Br–, I–)Ânions oxigenados (NO–3, SO42–, CℓO–3, etc.)Fluoreto (F–)
Facilidade de descarga crescente
Prioridade de descarga de cátions e de ânions
Dissociação do eletrólito: 2 NaCℓ(aq) → 2 Na
+
(aq) + 2 Cℓ
–
(aq)
Autoionização da água: 2 H2O(ℓ) 2 H
+
(aq) + 2 OH
–
(aq)
Semirreação catódica (–): 2 H+(aq) + 2 e
– → H2(g)
Semirreação anódica (+): 2 Cℓ–(aq) → Cℓ2(g) + 2 e
–
_______________________________________________________
Equação global: 2 NaCℓ(aq) + 2 H2O(ℓ) → 2 Na
+
(aq) + 2 OH
–
(aq) + H2(g) + Cℓ2(g) 
Eletrólise com eletrodos ativos
Normalmente, essa situação ocorre no ânodo, pois os metais, em geral, apresentam tendência natural ao processo de oxidação. Quando o 
eletrodo, constituído pelo metal, participa da reação de eletrólise, em vez de ocorrer o descarregamento do ânion livre presente na solução, o 
próprio metal colocado como ânodo (eletrodo positivo) perde elétrons e é corroído. 
 Esquema da eletrólise aquosa do sulfato de cobre (CuSO4(aq)) com eletrodo ativo
Aspectos quantitativos das reações eletroquímicas
Lei de Faraday
A quantidade de uma substância eletrolisada é diretamente pro-
porcional à quantidade de carga elétrica utilizada no processo.
Q = i · Δt
em que: Q = quantidade de carga elétrica (coulomb)
 i = intensidade de corrente elétrica (ampère)
 Δt = tempo (segundos)
Carga do elétron ≅ –1,6 · 10–19 C
Constante de Faraday (F)
1 mol de elétrons (6,02 · 1023 elétrons) — 96 500 C — 1 F
Atividades
Química 19
Eletrólise ígnea e aquosa
1. A eletrólise é um processo químico de grande importância para a Química em geral, pois possibilita a produção de 
metais puros, de não metais, além de outros produtos, como soda cáustica e água oxigenada. Sobre o processo ele-
trolítico, analise as afirmativas a seguir e marque V para as verdadeiras e F para as falsas.
( V ) A eletrólise converte energia elétrica em energia química, num processo não espontâneo de oxirredução.
( V ) A eletrólise ocorre em células ou em cubas eletrolíticas a partir de uma fonte externa de energia elétrica. 
( F ) Na eletrólise, o cátodo é o eletrodo onde ocorre a oxidação.
( F ) No ânodo, eletrodo negativo, ocorre a oxidação. 
( F ) Na eletrólise, os elétrons se movem do terminal positivo (cátodo) para o negativo (ânodo).
2. O alumínio, em virtude de suas propriedades – boa resistência à corrosão, baixa densidade e elevada resistência 
mecânica –, éum metal muito utilizado em vários setores da sociedade, como na construção civil, nos meios de 
transporte, na eletroeletrônica, nas indústrias petroquímica e metalúrgica. Porém, esse metal não é encontrado na 
natureza em sua forma elementar (Aℓ(s)), apenas combinado com outros elementos que juntos formam minérios. In-
dustrialmente, o alumínio metálico é obtido pela eletrólise ígnea da alumina – óxido de alumínio. Para esse processo 
eletrolítico, relacione corretamente as equações com suas respectivas etapas.
( 1 ) 2 Aℓ2O3(s) Δ⎯→⎯ 4 Aℓ
3+
(ℓ) + 6 O
2–
(ℓ) ( 2 ) Semirreação anódica 
( 2 ) 6 O2–(ℓ) ⎯→⎯ 3 O2(g) + 12 e
– ( 1 ) Dissociação por fusão 
( 3 ) 4 Aℓ3+(ℓ) + 12 e
– ⎯→⎯ 4 Aℓº(s) ( 3 ) Semirreação catódica 
( 4 ) 2 Aℓ2O3(s) Δ⎯→⎯ 4 Aℓ
º
(s) + 3 O2(g) ( 4 ) Equação global 
3. O potássio, sétimo elemento químico mais abundante na crosta terrestre, foi o primeiro metal isolado por eletrólise. A 
maior parte do potássio está presente em minerais que são insolúveis em água, o que dificulta a produção do metal 
puro a partir deles. Comercialmente, pode ser obtido pela eletrólise de sais fundidos. 
 Represente as equações envolvidas na eletrólise ígnea do cloreto de potássio (KCℓ). 
Dissociação por fusão: KCℓ(s) Δ⎯→⎯ K
+
(ℓ) + Cℓ
–
(ℓ)
Semirreação catódica: K+(ℓ) + e
– ⎯→⎯ K(s)
Semirreação anódica: Cℓ–(ℓ) ⎯→⎯ 1/2 Cℓ2(g) + e
–
_____________________________________
Equação global: KCℓ(s) Δ⎯→⎯ K(s) + 1/2 Cℓ2(g)
Na eletrólise, o cátodo é o eletrodo onde ocorre a redução.
Na eletrólise, o ânodo (eletrodo positivo) é onde ocorre a oxidação. 
Na eletrólise, os elétrons se movem do terminal positivo (ânodo) para o negativo (cátodo). 
20 Volume 8
4. (MACKENZIE – SP) A eletrólise é uma reação química 
não espontânea de oxirredução provocada pela passa-
gem de corrente elétrica através de um composto iôni-
co fundido (eletrólise ígnea) ou em uma solução aquosa 
de um eletrólito (eletrólise aquosa). O processo eletro-
químico ígneo é amplamente utilizado na obtenção de 
alumínio a partir da alumina (Aℓ2O3), que é fundida em 
presença de criolita (3 NaF·AℓF3), para diminuir o seu 
ponto de fusão.
 A respeito do processo de eletrólise ígnea, é incorreto 
afirmar que
a) a equação global do processo de obtenção do alu-
mínio é 2 Aℓ2O3 → 4 Aℓº + 3 O2.
b) a semirreação Aℓ3+ + 3 e– → Aℓº ocorre no cátodo 
da célula eletrolítica.
X c) no ânodo ocorre o processo de redução. 
d) há um elevado consumo de energia na realização 
desse processo.
e) os eletrodos mais utilizados são os de grafita e 
platina.
5. A preparação industrial da soda cáustica (NaOH) ocorre 
pela eletrólise do cloreto de sódio em solução aquosa. 
Em relação a esse processo eletrolítico, responda: 
a) qual é a semirreação catódica?
2 H+(aq) + 2 e
– → H2(g)
b) qual é a semirreação anódica?
2 Cℓ–(aq) → Cℓ2(g) + 2 e
–
c) qual é a equação global dessa eletrólise?
2 NaCℓ(aq) + 2 H2O(ℓ) → 2 Na
+
(aq) + 2 OH
–
(aq) + H2(g) + Cℓ2(g)
d) qual é o caráter da solução – ácido, básico ou neu-
tro? Justifique. 
A solução final é básica, devido à presença de hidróxido de 
sódio na solução (2 Na+(aq) + 2 OH
–
(aq)). 
6. (UNICAMP – SP) O uso mais popular do cloreto de sódio 
é na cozinha, onde é utilizado para acrescentar sabor a 
uma infinidade de alimentos e também como conservan-
te e material de limpeza. É na indústria química, no entan-
to, que ele é mais consumido. São inúmeros os processos 
que fazem uso de produtos do processamento desse sal. 
O uso industrial do cloreto de sódio se dá principalmente 
no processo de obtenção de alguns importantes produ-
tos de sua eletrólise em meio aquoso. Simplificadamente, 
esse processo é feito pela passagem de uma corrente 
elétrica em uma solução aquosa desse sal. Pode-se afir-
mar que, a partir desse processo, seriam obtidos:
a) gás hidrogênio, gás oxigênio e ácido clorídrico.
b) gás hidrogênio, gás cloro e ácido clorídrico.
X c) gás hidrogênio, gás cloro e hidróxido de sódio em 
solução.
d) gás hidrogênio, gás oxigênio e hidróxido de sódio 
em solução.
7. (MACKENZIE – SP) O fluoreto de sódio é um sal inor-
gânico derivado do fluoreto de hidrogênio, usado na 
prevenção de cáries, na fabricação de defensivos agrí-
colas e pastas de dentes. Nessa última aplicação, esse 
sal inibe a desmineralização dos dentes, prevenindo, 
por isso, as cáries. Em condições e cuidados adequa-
dos para tal, foram realizadas as eletrólises ígnea e 
aquosa dessa substância, resultando em uma série de 
informações, as quais constam da tabela a seguir:
Eletrólise 
ígnea
Eletrólise 
aquosa
Descarga do ânodo íon F– íon OH–
Substância produzida 
no ânodo
gás flúor vapor-d'água
Descarga no cátodo íon Na+ íon H+
Substância produzida 
no cátodo
sódio metálico gás hidrogênio
4.
c) Incorreta. No ânodo, eletrodo positivo, ocorre o processo de oxidação. 
Semirreação anódica: 6 O2–(ℓ) → 3 O2(g) + 12 e
–
6. Dissociação do eletrólito: 2 NaCℓ(aq) → 2 Na
+
(aq) + 2 Cℓ
–
(aq)
Autoionização da água: 2 H2O(ℓ) 2 H
+
(aq) + 2 OH
–
(aq)
Semirreação catódica (–): 2 H+(aq) + 2 e
– → H2(g)
Semirreação anódica (+): 2 Cℓ–(aq) → Cℓ2(g) + 2 e
–
I. Correta. No eletrodo 1, ânodo (polo +), ocorre a oxidação 
dos íons Cℓ–(aq) com a produção de gás cloro, conforme a 
equação: 2 Cℓ–(ℓ) → Cℓ2(g) + 2 e
–. 
II. Correta. No eletrodo 2, cátodo (polo –), ocorre a redução 
dos íons H+ com a produção de gás hidrogênio, conforme 
a equação: 2 H+(aq) + 2 e
– → H2(g). Como os íons OH
–, 
provenientes da autoionização da água, continuam em so-
lução, o indicador fenolftaleína adquire coloração rosada. 
III. Incorreta. No eletrodo 1, ânodo (polo +), ocorre a oxida-
ção dos íons Cℓ–(aq). 
8. Na eletrólise, o polo negativo é o cátodo – eletrodo onde ocorre a redução.
C + 2 O2
– → CO2 + 4 e
– (x 3/4) ∴ 3/4 C + 3/2 O2
– → 3/4 CO2 + 3 e
–
Aℓ3+ + 3 e– → Aℓ Química 21
7. • Eletrólise ígnea
Catódo: 2 Na+(ℓ) + 2 e
– → 2 Naº(s) (sódio metálico) 
Ânodo: 2 F–(ℓ) → F2(g) + 2 e
– (gás flúor)
• Eletrólise aquosa 
Catódo: 2 H+(aq) + 2 e
– → H2(g) (gás hidrogênio)
Ânodo: 2 OH–(aq) → H2O(ℓ) + 1/2 O2(g) + 2 e
– (gás oxigênio)
 De acordo com seus conhecimentos eletroquímicos, 
pode-se afirmar que, na tabela preenchida com infor-
mações dos processos eletrolíticos,
a) não há informações incorretas.
b) todas as informações estão incorretas.
X c) há apenas uma informação incorreta.
d) há duas informações incorretas.
e) há três informações incorretas.
8. (FGV – SP) O Brasil é o sexto principal país produtor 
de alumínio. Sua produção é feita a partir da bauxita, 
mineral que apresenta o óxido Aℓ2O3. Após o proces-
samento químico da bauxita, o óxido é transferido para 
uma cuba eletrolítica na qual o alumínio é obtido por 
processo de eletrólise ígnea. Os eletrodos da cuba ele-
trolítica são as suas paredes de aço, polo negativo, e 
barras de carbono, polo positivo.
 O processo ocorre em alta temperatura, de forma que 
o óxido se funde e seus íons se dissociam. O alumínio 
metálico é formado e escoado na forma líquida. As se-
mirreações que ocorrem na cuba eletrolítica são 
 Polo + 
 C + 2 O2– → CO2 + 4 e
– 
 Polo – 
 Aℓ3+ + 3 e– → Aℓ
 A quantidade em mols de CO2 que se forma para cada 
um mol de Aℓ e o polo negativo da cuba eletrolítica são 
respectivamente 
a) 4/3 e ânodo, onde ocorre a redução. 
b) 3/4 e ânodo, onde ocorre a oxidação. 
c) 4/3 e cátodo, onde ocorre a redução. 
X d) 3/4 e cátodo, onde ocorre a redução. 
e) 3/4 e cátodo, onde ocorre a oxidação.
9. (IBMEC – RJ) Um experimento de eletrólise foi apresen-
tado por um estudante na feira de ciências da escola. O 
esquema foi apresentado como a figura abaixo: 
 O estudante listou três observações que realizou em 
sua experiência:
 I. Houve liberação de gás cloro no eletrodo 1.
 II. Formou-se uma coloração rosada na solução próxi-
ma ao eletrodo 2 quando se adicionaram gotas de 
fenolftaleína. 
 III. Ocorreu uma reação de redução do cloro no eletro-
do 1. 
 Assinale aalternativa que indica as observações corre-
tas quanto à experiência:
a) I e III
b) II
X c) I e II
d) I, II e III
e) III
10. (UPF – RS) O uso de cloro na desinfecção de águas 
foi iniciado com a aplicação do hipoclorito de sódio 
(NaCℓO(aq)) e, primeiramente, era empregado somente 
em casos de epidemias. A partir de 1902, a cloração 
foi adotada de maneira contínua na Bélgica, e, a partir 
de 1909, passou a ser utilizado o gás cloro (Cℓ2(g)), ar-
mazenado em cilindros revestidos com chumbo. O gás 
cloro (Cℓ2(g)) pode ser obtido por dois processos de ele-
trólise: eletrólise da água do mar ou de uma salmoura 
e eletrólise ígnea de cloreto de sódio fundido.
 Na+(ℓ) + e
– → Na(ℓ) E
º
red = –2,71 V
 Cℓ2(g) + 2 e
–→ 2 Cℓ–(aq) E
º
red = –1,36 V
 Considerando os processos de eletrólise e as substân-
cias químicas relacionadas no quadro acima, analise 
as afirmativas e assinale a correta. 
22 Volume 8
a) Eletrólise é um processo de oxirredução espontâneo no qual ocorre conversão de energia química em energia elétrica. 
b) A substância química NaCℓ(s) conduz a corrente elétrica, mesmo no estado sólido, pois apresenta íons em sua 
estrutura cristalina. 
c) A decomposição do cloreto de sódio é um processo espontâneo e sua reação pode ser descrita como: 
2 NaCℓ(ℓ) → 2 Na(ℓ) + Cℓ2(g), sendo o potencial da célula negativo. 
d) Para o preparo de 1 L de uma solução de NaCℓO(aq) com concentração em quantidade de matéria de 
0,6 mol L–1 , devem ser dissolvidos 4,466 g do soluto. 
X e) No processo de eletrólise do NaCℓ(ℓ), ocorre redução no compartimento do cátodo, sendo este ligado ao polo negativo.
11. (UNESP – SP) 
O silício metalúrgico, purificado até atingir 99,99% de pureza, é conhe-
cido como silício eletrônico. Quando cortado em fatias finas, recobertas 
com cobre por um processo eletrolítico e montadas de maneira interco-
nectada, o silício eletrônico transforma-se em microchips.
A figura reproduz uma das últimas etapas da preparação de um 
microchip.
As fatias de silício são colocadas numa solução de sulfato de cobre. 
Nesse processo, íons de cobre deslocam-se para a superfície da fatia (cá-
todo), aumentando a sua condutividade elétrica.
(http://umumble.com. Adaptado.)
 O processo de recobrimento das fatias de silício é conhecido como
a) eletrocoagulação
b) eletrólise ígnea
c) eletrodeformação
X d) galvanoplastia
e) anodização
12.
O que é cobre e qual sua principal utilização?
[...] 
Mesmo possuindo diversas propriedades importantes, nem 
sempre vemos o cobre em nosso dia a dia, mas uma de suas 
principais utilizações (porque ele é tão usado que fica difí-
cil dizer onde não é importante) está a nossa volta e nos traz 
benefícios inigualáveis: condução de energia elétrica. Isso 
mesmo. O cobre está presente nos fios de rede elétrica que 
vemos na rua. Mas porque a cor diferenciada? Pois os fios são 
revestidos de outro material para que se torne segura a utili-
zação do cobre e sejam evitados acidentes diversos, já que ele 
pode propagar calor e energia facilmente. [...]
ALVES, Fábio. O que é Cobre e qual sua principal utilização. Disponível em: <http://www.industriahoje.com.br/o-que-e-cobre-e-qual-sua-
principal-utilizacao>. Acesso em: 6 jan. 2016.
O processo citado corresponde à galvanoplastia, que consiste no revestimento de peças com determinado 
metal por meio de eletrólise. Nesse caso, as fatias de silício estão sendo recobertas pelo metal cobre.
©
Sh
ut
te
rs
to
ck
/L
ov
e 
Si
lh
ou
et
te
a) Incorreta. Eletrólise é um processo de oxirredução não espontâneo no qual ocorre conversão de energia elétrica em energia química. 
b) Incorreta. Para uma substância conduzir corrente elétrica, é necessária a presença de cargas (íons) em movi-
mento. No estado sólido, os íons estão unidos no retículo cristalino, por isso a substância não conduz eletricidade. 
c) Incorreta. A eletrólise é um processo não espontâneo 
com ΔE < 0. 
d) Incorreta. 
1 mol de NaCℓO — 74,5 g
0,6 mol de NaCℓO — x
x = 44,7 g
Química 23
 O cobre usado para a fabricação de fios elétricos deve ter uma pureza muito elevada, pois a presença de impurezas 
pode diminuir significativamente sua capacidade para a condução de corrente elétrica. Dessa forma, para garantir a 
condutividade elétrica do metal, os fios de cobre são purificados com o auxílio da eletrólise com eletrodos ativos.
 Sobre a eletrólise de uma solução aquosa de sulfato de cobre (CuSO4) com ânodo de cobre ativo, assinale a alternativa 
correta.
a) A semirreação catódica é representada pela equação 2 H+(aq) + 2 e
– → H2(g).
b) O cobre do ânodo, ao sofrer redução, produz íons cobre (Cu2+(aq)).
c) No cátodo, os íons cobre (Cu2+(aq)) se oxidam a cobre metálico. 
X d) A semirreação anódica é representada pela equação: Cu(s) → Cu
2+
(aq) + 2 e
–.
e) O ânodo, eletrodo positivo, é uma placa de cobre puro. 
13.
Galvanização e outros processos
[...]
A galvanoplastia é um processo químico ou eletroquímico de deposição de uma fina camada de um 
metal sobre uma superfície, que pode ser metálica ou não. O objetivo deste processo é embelezar as 
peças, e também protegê-las contra a corrosão, aumentar sua durabilidade, melhorar as proprieda-
des superficiais e características de resistência, espessura, condutividade e capacidade de estampar. 
A galvanoplastia é aplicada em vários ramos da atividade econômica: na indústria automobilística, 
na indústria de bijuterias, na construção civil, na indústria de utensílios domésticos, na informática, 
na indústria de telefonia e na recuperação de objetos decorativos. Para ganhar uma camada externa 
metálica, as peças são submetidas a um ou mais banhos, que podem ser de cromo, níquel, ouro, prata, 
cobre, zinco ou estanho.
[...]
Disponível em: <http://www.crq4.org.br/quimicavivatratamento_de_superficies>. Acesso em: 7 jan. 2016.
 Considere o processo de galvanização de uma chave:
+ –
C
R
O
M
A
Ç
Ã
O
Cr
2
(SO
4
)
3(aq)
 Com base nas informações, assinale V para as afirmativas verdadeiras e F para as falsas:
( F ) O ânodo, eletrodo positivo, é constituído pela chave.
( V ) No cátodo, ocorre a redução do cátion Cr3+(aq) com deposição de cromo metálico sobre a chave. 
( V ) Há transporte de elétrons do ânodo (polo positivo) para o cátodo (polo negativo).
( V ) Átomos de cromo metálico, no ânodo, se transformam em íons Cr3+(aq), que passam para a solução.
( F ) No polo negativo, ocorre a reação: Crº(s) → Cr
3+
(aq) + 3 e
–. 
12. 
a) Incorreta. A semirreação catódica é 
representada pela equação: 
Cu2+(aq) + 2 e
– → Cu(s). 
b) Incorreta. No ânodo, o cobre se oxida 
a íons cobre (Cu2+(aq)). 
c) Incorreta. Os íons cobre (Cu2+(aq)), no 
cátodo, se reduzem a cobre metálico. 
e) Incorreta. O ânodo, eletrodo positivo, 
é uma placa de cobre metalúrgico que 
será purificado. 
O ânodo, eletrodo positivo, é constituído de uma placa de cromo.
Semirreação catódica (–): Cr3+(aq) + 3 e
– → Cr(s) 
No cátodo, polo negativo, ocorre a reação: 
Cr3+(aq) + 3 e
– → Crº(s). 
24 Volume 8
14. As relações quantitativas entre a energia elétrica e as 
quantidades das substâncias nas eletrólises foram es-
tabelecidas por Michael Faraday (1791-1869). Julgue 
os itens a seguir em relação a esse assunto e assinale 
V para as afirmativas verdadeiras e F para as falsas.
( V ) Por meio de um grande número de experimentos, 
Faraday chegou à conclusão de que a massa de 
uma substância, formada ou transformada durante 
a eletrólise, é diretamente proporcional à quantida-
de de carga elétrica (Q) que atravessa o sistema de 
um eletrodo a outro.
( F ) A quantidade de eletricidade transportada por um 
mol de elétrons é chamada faraday e é igual a 
aproximadamente 1,6 · 10–19 C. 
( F ) O quociente 
96 500
6 02 10
1
23 1
C mol
mol
⋅
⋅
−
−,
 corresponde ao va-
lor da carga de um próton. 
( V ) Conhecendo-se a intensidade de corrente e o 
tempo de funcionamento do dispositivo durante a 
eletrólise, pode-se determinar a carga elétrica queatravessou o circuito. 
15. 
A magnesita é uma matéria-prima nobre, 
largamente utilizada na obtenção de magné-
sio metálico. [...] com um campo de aplicação 
bastante diversificado, tendo na indústria de 
refratário a sua principal área de concentração. 
É considerada, em geral, de interesse econô-
mico quando o teor mínimo de MgO na base 
calcinada atinge patamar de 65%, além, na-
turalmente, de outras exigências relativas à 
sílica, ferro, cal e alumina que não devem ex-
ceder, em média, a faixa de 2,5% a 3,0%. [...]
COSTA, A. C. M; CORREIA, D. M. B. Magnesita. Disponível em: 
<https://sistemas.dnpm.gov.br/publicacao/mostra_imagem.asp?ID
BancoArquivoArquivo=3996>. Acesso em: 7 jan. 2016.
 Outras fontes não menos importantes para a obtenção 
de magnésio são as olivinas e salmouras provenientes 
de lagos salgados e da própria água do mar. Ao passar 
uma carga elétrica de 2 A durante 9 650 segundos na 
eletrólise ígnea do cloreto de magnésio, pode-se afir-
mar que: 
 (Dados: MMg = 24 g/mol e MCℓ = 35,5 g/mol)
a) foram produzidos 24 g de magnésio metálico e 
35,5 g de gás cloro. 
b) foram produzidos 24 g de magnésio metálico e 71 g 
de gás cloro. 
X c) foram produzidos 2,4 g de magnésio metálico e 
7,1 g de gás cloro. 
d) foram produzidos 4,8 g de magnésio metálico e 
7,1 g de gás cloro. 
e) foram produzidos 48 g de magnésio metálico e 71 g 
de gás cloro. 
Q = i · Δt
Q = 2 · 9 650
Q = 19 300 C
Mg2+ + 2 e
– → Mg(s)
2 mol de e– 1 mol de Mg
2 · 96 500 C — 24 g
 19 300 C — x
x = 2,4 g de Mg(s)
2 Cℓ– → Cℓ2(g) + 2 e
–
1 mol de Cℓ2 2 mol de e
– 
71 g — 2 · 96 500 C 
 x — 19 300 C
x = 7,1 g de Cℓ2(g)
16. Uma célula eletroquímica contém uma solução de clo-
reto de ouro III (AuCℓ3). Durante 30 minutos, uma cor-
rente elétrica de 5 A atravessa essa solução. Determine 
a massa de ouro depositada no cátodo.
 (Dado: MAu = 197 g/mol)
Q = i · Δt
Q = 5 · 1 800
Q = 9 000 C
Au3+ + 3 e– → Auº
3 mol de e– 1 mol de Au
3 · 96 500 C — 197 g
 9 000 C — x
x ≅ 6,12 g de Au
Aspectos quantitativos das reações eletroquímicas
14. ( F ) A quantidade de eletricidade transportada por um mol de elétrons é chamada faraday e é igual a aproximadamente 96 500 C. 
 ( F ) A relação entre a constante de Faraday e 1 mol de elétrons corresponde ao valor da carga de um elétron.
 ( V ) Multiplicando a intensidade de corrente elétrica (i) pelo tempo (Δt), obtém-se a quantidade de carga elétrica: Q = i · Δt.
Química 25
17. Uma indústria de eletrodeposição depositou 29,5 g de 
níquel em uma peça metálica. Para isso, foram utiliza-
das uma solução de sulfato de níquel II e uma corrente 
elétrica igual a 1 930 A. Em relação a esse revestimen-
to, calcule: 
 (Dado: MNi = 59 g/mol)
a) a quantidade de carga elétrica envolvida.
Ni2+ + 2 e– → Ni(s)
2 mol de e– 1 mol de Ni
2 · 96 500 C — 59 g
 x — 29,5 g
x = 96 500 C
b) o tempo de eletrólise necessário para depositar a 
massa de níquel. 
Q = i · Δt
96 500 = 1 930 · Δt
Δt = 50 s 
18.
Fontes de hidrogênio
A água deverá ser uma das principais fon-
tes de hidrogênio no futuro. Companhias de 
energia no Brasil estão começando a pesquisar 
a viabilidade econômica de se produzir hidro-
gênio a partir da água utilizando os reservató-
rios das grandes usinas hidrelétricas brasilei-
ras. A ideia é produzir durante a madrugada, 
período em que a demanda por energia é 
baixa e de menor custo.
Para extrair o hidrogênio da molécula de 
água (H2O), utiliza-se o método por eletró-
lise. A eletrólise faz uso da eletricidade para 
romper a água em átomos de hidrogênio e 
oxigênio, passando por ela uma corrente
elétrica. Este processo existe há mais de 100 
anos. Seu funcionamento consiste de dois ele-
trodos, um negativo (ânodo) e outro positivo 
(cátodo) que são submersos em água pura, à 
qual se deu maior condutibilidade pela apli-
cação de um eletrólito, tal como um sal, me-
lhorando a eficiência do processo.
[...]
Disponível em: <http://ambientes.ambientebrasil.com.br/energia/
celula_combustivel/fontes_de_hidrogenio.html>. Acesso em: 
7 jan. 2015.
 Com base nessas informações, assinale a alternativa 
correta.
a) Durante a eletrólise da água, além do gás hidrogê-
nio, é produzido gás oxigênio no cátodo. 
b) A semirreação que se processa no cátodo pode ser 
representada pela equação: H2(g) → 2 H
+ + 2 e–. 
c) Ao aplicar uma corrente de 5 A durante 3 860 se-
gundos, é produzido 1 mol de H2. 
d) Para produzir 1 mol de H2, são necessários 
96 500 C.
X e) Para cada mol de gás oxigênio produzido no ânodo, 
formam-se 2 mols de gás hidrogênio no cátodo.
a) Incorreta. Na eletrólise da água, é formado gás 
hidrogênio no cátodo e gás oxigênio no ânodo, con-
forme as semirreações: 
2 H+ + 2 e– → H2(g) 
2 OH–(aq) → H2O(ℓ) + 1/2 O2(g) + 2 e
–
b) Incorreta. No cátodo, ocorre a redução do íon H+ 
proveniente da água, conforme representado pela 
semirreação: 2 H+ + 2 e– → H2(g). 
c) Incorreta. Q = i · Δt 
Q = 5 · 3 860 
Q = 19 300 C 
 
2 H+ + 2 e– → H2(g) 
2 mol de e– 1 mol de H2 
 
2 · 96 500 C — 1 mol de H2 
 19 300 C — x 
x = 0,1 mol de H2 
d) Incorreta. Para produzir 1 mol de H2, são necessá-
rios 2 · 96 500 C.
e) Correta. 2 H+(aq) + 2 e
– → H2(g) 
2 OH–(aq) → H2O(ℓ) + 1/2 O2(g) + 2 e
– 
________________________________ 
2 H+(aq) + 2 OH
–
(aq) → H2(g) + 1/2 O2(g) + 
H2O(ℓ) 
1 mol de H2 — 0,5 mol de O2 
 x — 1 mol de O2 
x = 2 mols de H2
26 Volume 8
19. (PUCPR) Baterias são dispositivos capazes de transfor-
mar energia química em energia elétrica por meio de 
reações eletroquímicas. Atualmente, com o avanço na 
produção e consumo de equipamentos portáteis, um 
dos grandes desafios é fazer com que as baterias con-
sigam acompanhar as novas tecnologias, tornando-se 
cada vez menores e apresentando um tempo maior de 
duração de descarga, além de aumentar, também, o 
número de ciclos de utilização. Neste panorama, as 
baterias de íon lítio representam o que temos de mais 
moderno, pois conseguem combinar alta performance 
com baixo peso.
 Supondo que um smartphone apresente um consumo 
de 50 mA de energia e funcione por um período de 
tempo de 3 860 segundos, qual a massa de íon de 
lítio que participou das reações eletroquímicas envol-
vidas?
 Dado: Constante de Faraday = 96 500 C · mol–1.
a) 7,0 · 10–2 g d) 7,0 ∙ 10–1 g
b) 1,4 ∙ 10–1 g e) 2,8 ∙ 10–2 g
X c) 1,4 ∙ 10–2 g 
i = 50 mA = 0,05 A
Δt = 3 860 s
Q = i · Δt
Q = 0,05 · 3 860
Q = 193 C
Li+ + 1 e– → Li
1 mol de Li+ 1 mol de e–
7 g de Li+ — 96 500 C
 x — 193 C
x = 0,014 = 1,4 · 10–2 g de Li
+
20. (UEPA) Um artesão de joias utiliza resíduos de peças de 
ouro para fazer novos modelos. O procedimento empre-
gado pelo artesão é um processo eletrolítico para recu-
peração desse tipo de metal. Supondo que este artesão, 
trabalhando com resíduos de peças de ouro, solubiliza-
dos em solventes adequados, formando uma solução 
contendo íons Au3+, utilizou uma cuba eletrolítica na 
qual aplicou uma corrente elétrica de 10 A por 482,5 
minutos, obtendo como resultado ouro purificado.
 (Dados: Au = 197 g/mol; constante de Faraday = 
96 500 C/mol)
 O resultado obtido foi:
a) 0,197 gramas de Au
b) 1,97 gramas de Au
c) 3,28 gramas de Au
X d) 197 gramas de Au
e) 591 gramas de Au
Δt = 482,5 min = 28 950 s
Q = i · Δt
Q = 10 · 28 950
Q = 289 500 C
Au3+(aq)
 + 3 e– → Au(s)
3 mol de e– 1 mol de Au
3 ∙ 96 500 C — 197 g
 289 500 C — x
x = 197 g de Au
21. (UECE) Duas células galvânicas ligadas em série contêm, 
respectivamente, íons Cu2+ e Au3+. No cátodo da primei-
ra são depositados 0,0686 g de cobre. A massa de ouro 
que será depositada, ao mesmo tempo, no cátodo da 
outra célula, em gramas, será, aproximadamente,
X a) 0,140 c) 0,430
b) 0,280 d) 0,520
Cu2+ + 2 e– → Cu
2 mol de e– 1 mol de Cu
2 · 96 500 C — 63,5g
 x — 0,0686 g
x ≅ 208,5 C
Au3+ + 3 e– → Au
3 mol de e– 1 mol de Au
3 ∙ 96 500 C — 197 g
 208, 5 C — x
x ≅ 0,140 g
Química 27
22. (UERN) Para cromar uma chave, foi necessário montar 
uma célula eletrolítica contendo uma solução aquosa de 
íon de cromo (Cr2+) e passar pela célula uma corrente 
elétrica de 15,2 A. Para que seja depositada na chave 
uma camada de cromo de massa igual a 0,52 grama, o 
tempo, em minutos, gasto foi de, aproximadamente:
 (Considere a massa atômica do Cr = 52 g/mol)
a) 1 c) 63
X b) 2 d) 127
Cr2+ + 2 e– → Cr
2 mol de e– 1 mol de Cr
2 · 96 500 C — 52 g
 x — 0,52 g
x = 1 930 C
Q = i · Δt
1 930 = 15,2 · Δt
Δt ≅ 126,97 s ≅ 2 min
23. (EsPCEx-Aman – RJ) Algumas peças de motocicletas, 
bicicletas e automóveis são cromadas. Uma peça au-
tomotiva recebeu um “banho de cromo”, cujo proces-
so denominado cromagem consiste na deposição de 
uma camada de cromo metálico sobre a superfície da 
peça. Sabe-se que a cuba eletrolítica empregada nesse 
processo (conforme a figura abaixo), é composta pela 
peça automotiva ligada ao cátodo (polo negativo), um 
eletrodo inerte ligado ao ânodo e uma solução aquosa 
de 1 mol · L–1 de CrCℓ3. 
 Supondo que a solução esteja completamente disso-
ciada e que o processo eletrolítico durou 96,5 min sob 
uma corrente de 2 A, a massa de cromo depositada 
nessa peça foi de
 Dados: massas atômicas Cr = 52 u e Cℓ = 35,5 u. 
1 Faraday = 96 500 C/mol de e–
a) 0,19 g X d) 2,08 g
b) 0,45 g e) 5,40 g
c) 1,00 g
Δt = 96,5 min = 5 790 s
Q = i · Δt
Q = 2 · 5 790
Q = 11 580 C
Cr3+ + 3 e– → Cr
3 mol de e– 1 mol de Cr
3 ∙ 96 500 C — 52 g
 11 580 C — x
x = 2,08 g de Cr
24. (MACKENZIE – SP) Utilizando eletrodos inertes, foram 
submetidas a uma eletrólise aquosa em série, duas so-
luções aquosas de nitrato, uma de níquel (II) e outra de 
um metal Z, cuja carga catiônica é desconhecida. Após, 
1 hora, 20 minutos e 25 segundos, utilizando uma cor-
rente de 10 A, foram obtidos 14,500 g de níquel (II) e 
25,875 g do metal Z.
 Dados: massas molares (g/mol) Ni = 58 e Z = 207 
1 Faraday = 96 500 C
 De acordo com essas informações, é correto afirmar 
que a carga iônica do elemento químico Z é igual a
a) +1 X d) +4
b) +2 e) +5
c) +3
Δt = 1 hora, 20 minutos e 25 segundos = 4 825 s
Q = i · Δt
Q = 10 ∙ 4 825 = 48 250 C
Zx+ + x e– → Z
x mol de e– 1 mol de Z
x ∙ 96 500 C — 207 g
 48 250 C — 25,875 g
x = 4 mol de e– ∴ carga do metal Z é igual a +4
28 Volume 8
25. (EsPCEx-Aman – RJ) Duas cubas eletrolíticas distintas, 
uma contendo eletrodos de níquel (Ni) e solução aquo-
sa de NiSO4 e outra contendo eletrodos de prata (Ag) 
e solução aquosa de AgNO3, estão ligadas em série, 
conforme mostra a figura a seguir.
 Dados: 
Constante de Faraday = 96 500 Coulomb/mol de 
elétrons 
Massa molar do níquel = 59 g/mol 
Massa molar da prata = 108 g/mol
 Esse conjunto de cubas em série é ligado a uma bateria 
durante um certo intervalo de tempo, sendo observado 
um incremento de 54 g de massa de prata em um dos 
eletrodos de prata. Desse modo, o incremento da mas-
sa de níquel em um dos eletrodos de níquel é de
a) 59,32 g d) 13,89 g
b) 36,25 g e) 12,45 g
X c) 14,75 g 
Cubas ligadas em série apresentam a mesma corrente 
elétrica num mesmo intervalo de tempo. 
Ag+ + 1 e– → Agº
1 mol de e– 1 mol de Ag
96 500 C — 108 g
 x — 54 g
x = 48 250 C
Ni2+ + 2 e– → Niº
2 mol de e– 1 mol de Ni
2 · 96 500 C — 59 g
 48 250 C — x
x = 14,75 g de Ni
Semirreação de 
redução
Potencial de 
redução 
Eoredução (V)
Li+(aq) + e
– Li(s) –3,04
K+(aq) + e
– K(s) –2,93
Rb+(aq) + e
– Rb(s) –2,98
Cs+(aq) + e
– Cs(s) –3,03
Ba2+(aq) + 2 e
– Ba(s) –2,91
Sr2+(aq) + 2 e
– Sr(s) –2,90
Ca2+(aq) + 2 e
– Ca(s) –3,80
Na+(aq) + e
– Na(s) –2,71
Mg2+(aq) + 2 e
– Mg(s) –2,37
Aℓ3+(aq) + 3 e
– Aℓ(s) –1,66
Mn2+(aq) + 2 e
– Mn(s) –1,18
Zn2+(aq) + 2 e
– Zn(s) –0,76
Fe2+(aq) + 2 e
– Fe(s) –0, 45
Co2+(aq) + 2 e
– Co(s) –0,28
Ni2+(aq) + 2 e
– Ni(s) –0,26
Sn2+(aq) + 2 e
– Sn(s) –0,14
Pb2+(aq) + 2 e
– Pb(s) –0,13
2 H+(aq) + 2 e
– H2(g) 0,00
Cu2+(aq) + 2 e
– Cu(s) +0,34
Ag+(aq) + e
– Ag(s) +0,80
Pt2+(aq) + 2 e
– Pt(s) +1,18
Au+(aq) + e
– Au(s) +1,69
Fonte: LIDE, David R. Handbook of Chemistry and Physics. 84 ed. 
Boca Raton: Florida; CRC Press, 2003. p. 1 218. 
 Potenciais-padrão de redução em solução aquosa a 25 ºC