Quimica-AULAS-3-e-4-Breviario

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Competências 2, 3 e 5
Habilidades 7, 8, 10 e 17
BREVIÁRIO 
Aulas 3 e 4
PRESSÃO DE VAPOR
Pressão máxima de vapor é a pressão exercida por seus vapores, quando estes estão em equilíbrio dinâmico com o 
líquido. Pode-se dizer também que é a pressão exercida pelas moléculas do solvente líquido contra a sua superfície 
para passar ao estado de vapor.
Quanto maior a pressão de vapor, mais volátil é o líquido. Ou seja, quanto mais pressão o líquido faz contra 
a sua superfície, mais facilmente este líquido passará para o estado de vapor, logo, ele evaporará mais rápido. Al-
guns fatores influenciam na pressão de vapor, como a temperatura e a natureza do líquido.
 Temperatura
Quando se aquece um líquido, a quantidade de vapor tende a aumentar conforme o tempo, o que fará com 
que a pressão de vapor também aumente. 
O aumento da temperatura ocasiona a agitação das moléculas. O líquido evapora mais intensamente e 
causa maior pressão de vapor.
 Natureza do líquido
A pressão de vapor depende da natureza do líquido. Se as forças intermoleculares forem de grande intensi-
dade, a vaporização será difícil e a pressão de vapor será mínima. Se, ao contrário, as moléculas estiverem 
presas fracamente ao líquido, a vaporização ocorrerá facilmente e a pressão de vapor será intensa. Portanto, 
a 20 °C, a pressão máxima de vapor de água é 17,5 mmHg e a pressão máxima de vapor do álcool etílico 
(etanol), na mesma temperatura, é 44 mmHg. O álcool, portanto, é mais volátil que a água. A pressão de 
vapor não depende da quantidade de líquido nem do espaço ocupado pelo vapor.
Pressão de vapor e temperatura de ebulição
Experimentalmente, a ebulição é caracterizada pela formação de bolhas no líquido que vão até a superfície e 
rebentam. Se formada no interior do líquido puro, a bolha contém apenas moléculas no estado gasoso do líquido 
puro. Essas moléculas exercem uma pressão contra as paredes internas da bolha. Observe uma bolha logo abaixo 
da superfície do líquido. Neste caso, é possível considerar, aproximadamente, que a força que empurra a bolha 
para o interior do líquido é a mesma que origina a pressão atmosférica. Se o líquido for aquecido, a pressão de 
vapor na bolha aumenta e, a uma certa temperatura, iguala-se à pressão atmosférica e escapa do líquido. Essa é 
a temperatura de ebulição.
180
Influência da pressão externa sobre a temperatura 
de ebulição
A pressão atmosférica varia de acordo com a altitude. Com o aumento da altitude, diminui a pressão atmosférica, 
diminuindo o ponto de ebulição. A pressão de vapor permanece inalterada, entretanto. Note que a única mudança 
é no abaixamento do ponto de ebulição, pois, como o líquido precisa chegar a uma pressão igual a do ambiente 
para entrar em ebulição, em pressões mais baixas, necessita-se de menos energia.
Em locais onde tem menos pressão atmosférica, a água ferve mais rápido. As moléculas escapam do líquido 
com mais facilidade. 
Em lugares de grande altitude, as substâncias entram em ebulição a temperaturas mais baixas que ao nível 
do mar. Isso explica a dificuldade de cozinhar alimentos, como ovos e arroz, e preparar bebidas quentes, como café 
e chá, em locais que estão no nível do mar.
EFEITOS COLIGATIVOS
Efeitos coligativos são alterações observadas num solvente que dissolve um soluto não volátil. Regularmente, 
esse soluto é um açúcar (glicose, sacarose), um sal (NaCℓ, CaCℓ2, Na2SO4 etc.) ou outras substâncias solúveis e 
não voláteis. 
A dissolução de um solvente não volátil em um solvente provoca: 
1. diminuição da pressão de vapor do solvente; 
2. elevação do ponto de ebulição (temperatura de ebulição) do solvente; 
3. diminuição do ponto de congelamento (temperatura de fusão) do solvente; e 
4. aumento da pressão osmótica do solvente. 
A intensidade com que as propriedades coligativas ocorrem depende exclusivamente da quantidade de 
partículas presentes na solução, mas não depende da natureza dessas partículas.
Esses fenômenos podem ser explicados dependendo das interações que ocorrem entre as partículas do so-
luto e as moléculas do solvente. Essas interações dificultam tanto a passagem do solvente para o estado de vapor 
como seu congelamento (solidificação). 
Os efeitos coligativos só dependem do número de partículas do soluto dissolvido.
Classificação da natureza das soluções
1. Soluções moleculares
Nelas, todas as partículas dissolvidas são moléculas, uma vez que o soluto não sofre dissociação ou ioniza-
ção, mas simplesmente se dissolve sem sofrer alterações.
Teoria na prática
Ao se dissolver um mol de sacarose (C12H22O11) em água, obtém-se como resultado um mol (6,0 ∙ 10
23) de 
partículas dissolvidas em solução, uma vez que não há alteração nas moléculas do composto. 
181
2. Soluções iônicas
São soluções formadas por íons dissolvidos no solvente, resultado da dissociação de uma substância iônica 
ou da ionização de uma substância molecular, que, por sua vez, é resultado da interação com o solvente.
NaCℓ Na+ + Cℓ–
1 mol 1 mol de cátions 1 mol de ânions
6 · 1023 cátions 6 · 1023 ânions
O número de partículas de soluto na solução depende: 
a) do número de íons presentes em cada fórmula do composto: 
O NaCℓ (1Na+ e 1Cℓ-) pode liberar até dois íons para cada fórmula dissolvida. O CaCℓ2 pode liberar até três 
íons por fórmula dissolvida (1Ca2+ e 2Cℓ-); 
b) do grau de ionização ou do grau de dissociação desse composto a uma dada temperatura:
Considere o ácido sulfúrico, H2SO4(aq), com grau de ionização = 61% a 18 ºC. A ionização de uma molécula 
de H2SO4 é dada pela expressão.
1H2SO4 + 2H2O 2H3O
+ + 1SO4
2-
1 molécula 3 partículas em solução 
Se forem consideradas 100 moléculas de H2SO4, nas condições descritas, obtém-se:
100 moléculas 
2 · 61(H3O
+) + 1 · 61(SO4
2–) = 183 (total de partículas na solução)
100 – 61 = 39 (moléculas não ionizam)
Significa que cada 100 moléculas de H2SO4 dissolvidas em água dão origem a 183 partículas em solução. 
TONOSCOPIA OU TONOMETRIA
Estudo da diminuição da pressão máxima de vapor de um líquido provocada pela adição de um soluto não 
volátil.
Numa solução aquosa de NaCℓ (b), a quantidade de moléculas de água que passa para o estado de vapor é menor 
que na água pura (a), a uma mesma temperatura.
(a) (b)
A pressão máxima de vapor de uma solução formada por um soluto não volátil é menor que a de um sol-
vente puro, porque as interações entre as partículas do soluto e as moléculas do solvente diminuem a evaporação 
das moléculas do solvente.
182
Quanto maior o número de partículas de soluto não volátil em solução, maior será a diminuição absoluta da 
pressão máxima de vapor. Essa variação (∆P) é denominada abaixamento absoluto da pressão máxima de vapor 
(∆P = P0 – P2).
No diagrama ELV, esse fenômeno fica bem evidente:
Ebulioscopia ou ebuliometria
Estudo da elevação da temperatura de ebulição de um líquido, ocasionada pela dissolução de um soluto 
não volátil.
Quanto maior a concentração do soluto, maior a elevação da temperatura de ebulição do solvente 
(te = te/solução – te/solvente puro) e maior a temperatura de ebulição desse solvente.
Líquido Temperatura de ebulição
Água pura 100 ºC
Solução aquosa de glicose 1 mol/L 100,52 ºC
Solução aquosa de glicose 2 mol/L 101,04 ºC
Crioscopia ou criometria
Estudo da diminuição da temperatura de congelamento (ponto de fusão) de um solvente em uma solução 
de soluto não volátil.
Quanto maior a concentração de soluto não volátil, maior o abaixamento da temperatura de congelamento 
do solvente (tc = tc/solvente puro – tc/solução) e menor será a temperatura de congelamento desse solvente.
Líquido Temperatura de congelamento
Água pura 0 ºC
Solução aquosa de glicose 1 mol/L –1,86 ºC
Solução aquosa de glicose 2 mol/L –3,72 ºC
183
Osmose
Osmose é a passagem de um solvente para o interior de uma solução feita desse mesmo solvente, através de uma 
membranasemipermeável (MSP). 
A osmose também é uma propriedade coligativa das soluções, uma vez que depende apenas do número de 
partículas dissolvidas e não da natureza dessas partículas (moléculas ou íons).
Osmose entre solvente e solução:
H2O
Molécula de soluto
As
moléculas
de água
passam
através da
membrana
Membrana semipermeável
Osmose entre soluções:
H2O
Moléculas de soluto
As
moléculas
de água
passam
através da
membrana
Membrana semipermeável
A membrana semipermeável (MSP), que pode ser feita de bexiga de animal ou celofane, é seletiva, isto é, 
deixa passar o solvente, mas não deixa passar o soluto.
Certo tempo depois, observa-se que o nível do solvente diminui, enquanto o nível da solução aumenta.
Exemplo
Dadas duas soluções A e B, inicialmente 0,2 M e 0,3 M, separadas por uma membrana semipermeável:
Verifica-se que as soluções A e B mudam de concentração após a osmose.
Osmoscopia ou osmometria é o estudo e a medição da pressão osmótica das soluções.
184
PRESSÃO OSMÓTICA ( )
Pressão exercida sobre a solução para impedir que ela se dilua pela passagem do solvente puro através de uma 
membrana semipermeável.
É interessante notar que, se a pressão mecânica sobre a solução for exagerada, o fenômeno normal se 
inverterá, isto é, o solvente passará da solução para o lado do solvente puro; o que é denominado osmose reversa, 
empregada em processos de dessalinização da água do mar para obtenção de água potável.
membrana
semipermeável
anteparo
p
Solvente Puro Solução
Leis da osmometria
As leis da osmometria foram determinadas experimentalmente por Van’t Hoff. Ele comprovou que, em soluções 
diluídas de solutos não iônicos, a pressão osmótica independe do soluto e obedece, fundamentalmente, a duas leis: 
 Primeira lei – em temperatura constante, a pressão osmótica é diretamente proporcional à concentração 
molar.
 = K · m
 Segunda lei – em concentração molar constante, a pressão osmótica é diretamente proporcional à tem-
peratura absoluta da solução. 
 = m · T
Para soluções moleculares e diluídas, a equação fundamental da osmometria é idêntica à equação 
dos gases perfeitos. 
 × V = n1 ∙ R ∙ T
ou
 = M ∙ R ∙ T
Da qual:
 = pressão osmótica
R = constante universal dos gases perfeitos
T = temperatura absoluta (K)
M = concentração molar (mol/L)
n1 = número de mol do soluto
Classificação das soluções 
Supondo duas soluções à mesma temperatura, com pressões osmóticas A e B: 
 a solução A é hipertônica em relação à B, quando A > B; 
 a solução A é isotônica em relação à B, quando A = B; 
 a solução A é hipotônica em relação à B, quando A < B. 
Duas soluções isotônicas também são denominadas soluções isosmóticas ou soluções de igual tonicidade.
185
PILHA
A pilha de Daniell
Na pilha de Daniell, os dois eletrodos metálicos são unidos externamente por um fio condutor, e as duas semicélu-
las são unidas por uma ponte salina que continha uma solução saturada de K2SO4(aq).
De início, o sistema apresentava este aspecto:
Zn2+
Zn2+
Cℓ-
e-
Cℓ- K+
Zn2+
Zn2+
Zn(s) Cu(s)
K+
ZnSO4(aq)
Ânodo Polo
Oxidação
-
CuSO4(aq)
Cátodo Polo
Redução
+
Cu2+
Cu2+
SO4
2-
SO4
2-
e-
O que se observa?
1. No eletrodo de cobre:
 espessamento da lâmina de cobre;
 diminuição da cor azul da solução.
Esses dois fatos podem ser explicados pela semirreação de redução:
Cu2+ (aq) + 2e
– Cu (s)
solução lâmina
O eletrodo em que ocorre a redução é o cátodo e este é o polo positivo da pilha.
2. No eletrodo de zinco:
 corrosão da lâmina de Zn.
Esse fato pode ser explicado pela semirreação de oxidação:
Zn(s) Zn
2+
(aq) + 2e
–
 lâmina solução
O eletrodo em que ocorre a oxidação é o ânodo e este é o polo negativo da pilha.
Pela análise dessas duas semirreações, pode-se concluir que os elétrons fluem no circuito externo do eletro-
do de zinco para o eletrodo de cobre, ou seja, os elétrons, uma vez dotados de carga negativa, migram para 
o eletrodo positivo (polo positivo), que, nesse caso, é a lâmina de cobre.
186
A equação global dos processos ocorridos nessa pilha pode ser obtida pela soma das duas semirreações:
ânodo: Zn Zn2+(aq) + 2e
–
cátodo: Cu2+ + 2e– Cu(s)
reação global: Zn(s) + Cu
2+
(aq) Zn
2+
(aq) + Cu(s)
Oficialmente, por convenção mundial, as pilhas são representadas da seguinte maneira:
A(s) | A
x+
(aq) || B
x+
(aq) | B(s)
 ânodo (oxidação) cátodo (redução)
De acordo com essa notação, a pilha de Daniell pode ser representada por:
Zn0 Zn2+ + 2e– Cu2+ + 2e– Cu0
ou
Zn0 / Zn2+ Cu2+ / Cu0
Potencial das pilhas
Numa pilha, a espécie que apresenta maior potencial de redução sofre redução. Portanto, a outra espécie, de menor 
potencial de redução, sofre oxidação.
A
um
en
ta
 o
 c
ar
át
er
 o
xi
da
nt
e 
(c
ap
ac
id
ad
e 
de
 r
ec
eb
er
 e
lé
tr
on
s)
 
Semirreações de redução E0 (Volt)
Li+(aq) + 1 e
– Li (s) –3,05
Na+(aq) + 1 e
– Na (s) –2,71
Mg2+(aq) + 2 e
– Mg(s) –2,36
Aℓ3+(aq) + 3 e
– Aℓ(s) –1,68
Zn2+(aq) + 2 e
– Zn(s) –0,76
Fe2+ (aq) + 2 e
– Fe(s) –0,44
Ni2+(aq) + 2 e
– Ni(s) –0,23
Pb2+(aq) + 2 e
– Pb(s) –0,13
Fe3+(aq) + 3 e
– Fe(s) –0,04
2 H+ (aq) + 1 e
– H2(g) 0,00
Cu2+(aq) + 2 e
– Cu(s) +0,34
I2(s) + 2 e
– 2 I–(aq) +0,54
Ag+(aq) + 1 e
– Ag(s) +0,80
Hg2+(s) + 2 e
– Hg(aq) +0,86
Br2(s) + 2 e
– 2 Br–(aq) +1,07
Cℓ2 (s) + 2 e
– 2 Cℓ–(aq) +1,36
Au3+(aq) + 3 e
– Au(s) +1,42
F2(g) + 2 e
– 2 F–(aq) +2,87
Com isso, pode-se afirmar que o flúor tem o maior potencial de redução, ou seja, ele tem maior facilidade 
para se reduzir. Já o lítio tem o menor potencial de redução, logo ele sofre oxidação. Portanto, flúor é o melhor 
agente oxidante e o lítio é o melhor agente redutor.
187
CÁLCULO DA VOLTAGEM
E0 = (E0red maior) – (E
0
red menor)
E0 = (E0 oxi maior) – (E
0 oxi menor)
Os valores dos E0 não dependem do número de mol das espécies envolvidas; eles são sempre constantes nas con-
dições padrão para cada espécie. Em outras palavras, ao multiplicar uma semirreação por uma constante, o valor 
do E0 não muda.
Consideremos, como exemplo, uma pilha formada por eletrodos de alumínio e cobre, cujos E0red são:
E0 (Aℓ3+ / Aℓ0) = –1,68 V E0 (Cu2+ / Cu0) = +0,34 V
Observando os potenciais, é possível perceber que o cobre, com maior potencial de redução, reduz-se, ao 
passo que o alumínio, oxida-se:
Cu2+(aq) + 2e
– Cu(s) E
0
red = +0,34 V
Aℓ(s) Aℓ
3+
(aq) + 3e
– E0oxi = +1,68 V
A equação global da pilha pode ser obtida pelo uso de coeficientes que igualem o número de elétrons 
cedidos e recebidos nas semirreações:
Semirreação de redução: 3Cu2+ (aq) + 6e
– 3Cu(s) E
0
red = +0,34 V
Semirreação de oxidação: 2Aℓ(s) 2Aℓ
3+
(aq) + 6e
– E0oxi = +1,68 V_________________________________________________________________
Reação global: 2Aℓ(s) + 3Cu
2+ 
(aq) 2Aℓ
3+
(aq) + 3Cu(s) E
0 = +2,02 V
E0 = (E0 red maior) – (E
0 
red menor)
E0 = (+0,34 V) – (–1,68 V)
E0 = +2,02 V
As pilhas, em geral, apresentam ∆E0 > 0, tornando a reação espontânea. Caso o ∆E0 seja menor que zero, a 
reação não será espontânea, ou seja, as condições ambientes não serão adequadas o suficiente para que a reação 
seja iniciada.
Força de oxidantes e de redutores
Pela análise da tabela, é possível perceber que o Li+(aq) apresenta o menor potencial de redução (E
0 = –3,04 V) e que 
o F2(g) apresenta o maior potencial de redução (E
0 = +2,89 V).
Li+(aq) + 1e
– 
redução
 Li(s) E
0
red = –3,04 V
F2 (g) + 2e
– 
redução
 2F–(aq) E
0
red = +2,89 V
Como o F2(g) apresenta o maior potencial de redução, ele é o melhor oxidante.
Uma vez que a redução é um processo inverso à oxidação, quanto maior o E0red de uma espécie, menor será 
sua facilidade em sofrer oxidação, ou seja, quanto maior o Ered, menor será o Eoxi.
188
O Eoxi é numericamente igual ao Ered, com sinal contrário, noentanto. 
Li+(aq) + e
– 
redução
 Li(s) E
0
red = –3,04 V/ E
0
oxi = +3,04 V
F2(g) + 2e
– 
redução
 2F–(aq) E
0
red = +2,89 V/ E
0
oxi = –2,89 V
Como o Li(s) apresenta o maior potencial de oxidação, bem como o menor potencial de redução, ele é o 
melhor redutor.
Espontaneidade de uma reação
Todas as pilhas apresentam reações espontâneas; logo, seu ∆E0 sempre apresenta valor positivo. Para determinar 
se uma reação é espontânea, se pode constituir uma pilha, portanto, devemos separar a reação global nas duas 
semirreações.
Vamos estudar a espontaneidade da reação: 
Mg2+(aq) + Ni(s) Mg(s) + Ni
2+
(aq)
semirreações
redução: Mg2+(aq) + 2e
– Mg(s)
oxidação: Ni(s) Ni
2+
(aq) + 2e
–
A primeira semirreação corresponde à redução do magnésio e, de acordo com a tabela de potenciais, seu 
Ered = –2,36 V
A segunda semirreação corresponde à oxidação do níquel, cujo potencial de oxidação é igual ao inverso do 
potencial de redução mostrado na tabela, ou seja, +0,23 V. 
Considerando que o ∆Epilha é igual à soma dos potenciais de oxidação e redução, obtém-se: 
Epilha = E
0
red (Mg
2+) + E
0
oxi (Ni)
Epilha = (–2,36 V) + (+0,23 V)
E pilha = –2,13 V
Como o ∆Epilha é negativo, conclui-se que a reação entre Mg
2+ e Ni0 não é espontânea; não caracteriza uma 
pilha, portanto.
Prever se uma reação de oxirredução pode ocorrer espontaneamente permite que os químicos antecipem 
reações indesejáveis (como a corrosão dos metais, por exemplo) e tomem providências para evitar que ela ocorra.
CORROSÃO E PROTEÇÃO DE METAIS
Corrosão é a deterioração de metais pelo processo eletroquímico que ocorre nas reações de oxirredução. Estima-se 
que aproximadamente 20% de todo o ferro produzido anualmente seja utilizado para reposição de equipamentos 
que sofreram corrosão – e isso ao custo de bilhões de dólares. 
Por que ocorre a formação da ferrugem? A corrosão é sempre uma deterioração dos metais, provocada por 
processos eletroquímicos (reações de oxirredução). 
O ferro, por exemplo, enferruja porque se estabelece uma diferença de potencial (ddp) entre um ponto e 
outro do objeto de ferro.
189
 Corrosão do ferro
O ferro sempre contém pequenas quantidades de impurezas (dentre elas outros metais). Admite-se, por isso, 
que o ferro, de um lado, e as impurezas, de outro, funcionem como dois polos de uma pilha, possibilitando 
reações do tipo:
reação no ânodo: 2Fe 2Fe3+ + 6e–
reação no cátodo: 3 __ 
2
 O2 (do ar) + 3H2O + 6e
– 6OH–
reação global: 2Fe0 + 3 __ 
2
 O2 + 3H2O 2Fe(OH)3
De fato, as reações são mais complicadas. Parte do ferro é oxidada a Fe2+ e parte a Fe3+, de forma que a 
ferrugem é uma mistura de óxidos e hidróxidos hidratados de ferro (II) e ferro (III).
Na formação da ferrugem: 
 a presença do ar e da umidade são fundamentais, uma vez que fazem parte da reação (sem água e 
oxigênio, o ferro não enferruja); 
 a presença, no ar, de CO2, SO2 e de outras substâncias ácidas acelera a corrosão, uma vez que deslocam 
a reação catódica para a direita (princípio de Le Chatelier); a corrosão também é acelerada por várias 
bactérias que tornam mais ácido o meio;
 ambientes salinos, como ocorre no mar e em suas vizinhanças, aceleram a formação da ferrugem, pois 
aumentam a condutividade elétrica entre os polos da pilha; é o que acontece nos cascos dos navios, em 
pontes como a Rio-Niterói, em tanques de gasolina enterrados nos postos à beira-mar etc.
PROTEÇÃO COM ELETRODO OU METAL DE SACRIFÍCIO
Para proteger o metal – ferro ou aço – da corrosão, convém utilizar um metal que apresente maior tendência para 
a perda de elétrons (maior potencial de oxidação). Esse metal oxida-se e evita a corrosão do ferro, razão pela qual 
é chamado de metal de sacrifício. 
Regularmente, um metal utilizado com essa finalidade é o magnésio, cujo potencial de redução é menor – e, 
consequentemente, cujo potencial de oxidação é maior – que o ferro:
E0red Mg = –2,36 V < E
0 
red Fe = –0,44 V
ou
E0oxi Mg = +2,36 V > E
0 
oxi Fe = +0,44 V
De acordo com a equação: 
Mg(s) Mg
2+ + 2e–
Observe que, a se oxidar, o magnésio perde elétrons para o ferro, que permanece protegido. As placas de magné-
sio deverão, portanto, ser substituídas por outras, esporadicamente, uma vez que sofrerão corrosão, “ao proteger” o ferro.
Revestimento do ferro
Chapas de aço podem ainda ser protegidas por uma película de estanho, que dão origem à lata comum e com a 
qual são fabricadas, por exemplo, as latas de conserva.
Para retardar a corrosão do ferro ou do aço em canalizações de água, oleodutos, cascos de navios, tanques 
subterrâneos de combustíveis etc., é costume ligar a essas estruturas blocos de outro metal mais reativo do que o 
ferro, como o magnésio, o zinco etc.
190
Se o potencial de oxidação for superior ao do ferro, como é o caso do magnésio, por exemplo, ele será corro-
ído mais depressa, retardando, assim, a corrosão do ferro ou do aço. Diz-se, nesse caso, que o magnésio funcionou 
como metal de sacrifício.
Terminal
soldado
Fio de cobre
isolado
Cano 
de ferro
O solo agindo
como eletrólito
Superfície
do solo
Metal de sacrifício
(ânodo de magnésio)
30 cm
PILHA OU CÉLULA DE COMBUSTÍVEL
Ao contrário das pilhas descritas anteriormente, que são dispositivos de armazenamento de energia elétrica, as 
pilhas de combustão são dispositivos de conversão contínua de energia química em energia elétrica. Em linhas 
gerais, a ideia é simples. A queima dos combustíveis produz energia.
H2 + 
1 __ 
2
 O2 H2O + calor
CH4 + 2O2 CO2 + 2H2O + calor
óleo combustível + O2 CO2 + H2O + calor
Se esse calor (energia) obtiver um rendimento da ordem de 40%, ele pode ser usado em usina termoelé-
trica para produzir eletricidade. Considerando que as combustões são reações de oxirredução, a ideia das pilhas 
de combustão é obter a energia liberada pela combustão diretamente na forma de energia elétrica, o que eleva o 
rendimento para cerca de 55%.
Pilhas desse tipo foram usadas nas espaçonaves Gemini, Apolo e, agora, nos ônibus espaciais. Elas funcio-
nam pela reação de combustão entre o hidrogênio e o oxigênio, produzindo água.
ânodo
e–
cátodo
eletrodos de
carbono (grafite)
contendo 
catalisadores
metalíticos
H2
2H+H2
(excesso)
H2O
O2
191
As pilhas de combustíveis apresentam três compartimentos separados uns dos outros por eletrodos porosos 
e inertes. O H2 é injetado num compartimento e o O2, em outro. Esses gases difundem-se pelos eletrodos e reagem 
com uma solução eletrolítica de caráter básico contida no compartimento central. Os eletrodos são inertes, forma-
dos de grafita e impregnados de platina. As semirreações que ocorrem são:
no cátodo: O2 + 4H
+
 + 4e
– 2H2O 
no ânodo: 2H2
 + 4H+ + 4e–
__________________________________________
reação global: 2H2 + O2 2H2O
ELETRÓLISE
Eletrólise ígnea
Eletrólise é a reação de oxirredução provocada por corrente elétrica, logo não é uma reação espontânea.
Na eletrólise ígnea, a substância pura está em estado líquido (fundida), sem que haja água no sistema.
Um exemplo desse tipo de eletrólise é o que ocorre com o cloreto de sódio (NaCℓ), em que são utilizados 
eletrodos de platina, que são inertes, ou seja, não reagem nas condições utilizadas.
^
Na+(�)
NaC� (fundido)
ÂnodoCátodo
C�–(�)
Fusão do cloreto de sódio: NaCℓ Na+ + Cℓ–
 Os cátions movimentam-se em direção ao cátodo e sofrem descarga elétrica (reação catódica).
 Os ânions movimentam-se em direção ao ânodo e sofrem descarga elétrica (reação anódica).
As semirreações que ocorrem nos eletrodos são:
Estabelecida a igualdade entre o número de elétrons perdidos e o número de elétrons recebidos e somadas 
as semirreações, obtém-se a reação global da eletrólise: 
cátodo e polo (–) (redução): 2Na+ + 2e– 2 Na
ânodo e polo (+) (oxidação): 2Cℓ– Cℓ2 + 2 e
–
__________________________________________________________________________
reação global (eletrólise): 2Na+ + 2Cℓ– 2Na + Cℓ2
192
Pela análise da reação global, pode-se concluir que a eletrólise ígneado cloreto de sódio produz sódio 
metálico (Na) e gás cloro (Cℓ2), duas substâncias puras indispensáveis na indústria química.
Na eletrólise há a inversão dos polos. Se nas pilhas o polo positivo era o cátodo e o negativo, o ânodo, na 
eletrólise o negativo será o cátodo e o positivo o ânodo. De qualquer forma, no ânodo acontecerá oxidação e no 
cátodo redução.
Lembre-se: polo positivo “atrai” ânions e polo negativo “atrai” cátions.
ELETRÓLISE EM SOLUÇÃO AQUOSA
Na eletrólise aquosa, a substância pura está dissolvida e dissociada em água (solução aquosa).
A eletrólise aquosa apresenta uma dificuldade a mais em relação à eletrólise ígnea: além dos íons liberados 
pela substância que se deseja eletrolisar, sempre há os íons produzidos pela autoionização da água (o solvente), 
razão pela qual haverá uma “competição” entre os íons.
Em razão disso, deve-se obedecer à ordem de descarga:
Hidroxila
Exemplo
Eletrólise aquosa do cloreto de sódio NaCℓ
Na solução há:
NaCℓ(aq) Na
+ 
(aq) + Cℓ
–
(aq)
H2O H
+
(aq) + OH
–
(aq) (autoionização da água)
Cátodo Ânodo
Migração de íons H+ e Na+ Cℓ– e OH–
Facilidade de descarga H+ > Na+ Cℓ– > OH–
Semirreação (íons que sofrem descarga)
redução
2H+ + 2e– H2
oxidação
2Cℓ– Cℓ2 + 2e
–
Íons presentes na solução (pois não sofrem descarga) Na+ OH–
193
Somadas as quatro equações, obtém-se a reação global do processo:
dissolução: 2NaCℓ 2Na+ + 2Cℓ–
autoionização: 2H2O 2H
+ + 2OH–
cátodo (redução): 2H+ + 2e– H2
ânodo (oxidação): 2Cℓ– Cℓ2 + 2e
–
__________________________________________________________________________
reação global: 2NaCℓ(aq) + 2H2O(ℓ) 2Na
+ 
(aq) + 2OH
– 
(aq) + H2 (g) + Cℓ2 (g)
solução cátodo ânodo
Conclusão: a eletrólise do NaCℓ(aq) é um processo que permite obter soda cáustica (NaOH), gás hidrogênio 
(H2) e gás cloro (Cℓ2).
ELETRÓLISE QUANTITATIVA
A quantidade (mol, massa ou volume, caso seja gás) que é produzida em um eletrodo está relacionada com sua 
semirreação. 
Formação de prata metálica no cátodo:
Ag+ + e– é Ag0
 ç ç ç
 1 mol 1 mol 1 mol
Sendo que:
1 elétron —— 1,6 · 10–19 C
 6,02 · 1023 elétrons —— x
Ao receber um mol de elétrons, um mol de Ag+ produz um mol de Ag. Nos exercícios que compreendem 
estequiometria na eletrólise, é comum usar esta fórmula:
Q = i · t
Q = quantidade de carga em coulombs (C)
i = corrente elétrica em amperes (A) 
t = tempo decorrido em segundos (s)
Por exemplo:
Ag+ + e– é Ag
 ç ç ç
 1 mol 1 mol 1 mol
Em razão disso, pode-se deduzir que:
1 mol de elétrons (e-) produz 1 mol de Ag (108 g) 
96500 C produzem 1 mol de Ag (108 g) 
1 F (constante de Faraday que corresponde a 96500 C) produz 1 mol de Ag (108 g). 
194
GASES DO EFEITO ESTUFA E FONTES DE EMISSÃO 
Os principais gases que contribuem para o aumento do efeito estufa e suas respectivas fontes antropogênicas são: 
 CO2, responsável por cerca de 60% do efeito estufa, cuja permanência na atmosfera é de centena de anos; 
o dióxido de carbono é proveniente da queima de combustíveis fósseis (carvão mineral, petróleo, gás natu-
ral, turfa), queimadas e desmatamentos, que destroem reservatórios naturais e sumidouros, cuja proprieda-
de é absorver o CO2 do ar. De acordo com o IPCC (1995), as emissões globais de CO2 hoje são da ordem de 
7,6 Gt por ano. E a natureza não tem capacidade de absorção de todo esse volume, o que vem resultando 
em aumento da concentração atmosférica mundial desses gases.
 CH4, responsável por 15% a 20% do efeito estufa, é componente primário do gás natural, também pro-
duzido por bactérias no aparelho digestivo do gado, aterros sanitários, plantações de arroz inundadas, 
mineração e queima de biomassa.
 N2O participa com cerca de 6% do efeito estufa; o óxido nitroso é liberado por micro-organismos no solo 
(processo denominado nitrificação, que libera igualmente nitrogênio – NO). A concentração desse gás teve 
um vultoso aumento em razão do uso de fertilizantes químicos, da queima de biomassa, do desmatamento 
e das emissões de combustíveis fósseis.
 CFCs são responsáveis por até 20% do efeito estufa; os clorofluorcarbonos são utilizados em geladeiras, 
aparelhos de ar condicionado, isolamento térmico e espumas, como propelentes de aerossóis (até 1978), 
além de outros usos comerciais e industriais. Como se sabe, esses gases reagem com o ozônio na estra-
tosfera, decompondo-o e reduzindo a camada de ozônio que protege a vida na Terra dos nocivos raios 
ultravioletas. Estudos recentes sugerem que as propriedades de reter calor, próprias dos CFCs, podem ser 
compensadas pelo resfriamento estratosférico resultante do seu papel na destruição do ozônio. Ao longo 
das últimas duas décadas, um ligeiro resfriamento, de 0,3 ºC a 0,5 ºC, foi medido na baixa estratosfera, 
onde a perda do ozônio é maior. 
 O3, contribuindo com 8% para o aquecimento global; o ozônio é um gás formado na baixa atmosfera, sob 
estímulo do Sol, a partir de óxidos de nitrogênio (Nox) e hidrocarbonetos produzidos em usinas termoelétri-
cas, pelos veículos, pelo uso de solventes e pelas queimadas. 
 O vapor de água presente na atmosfera também absorve parte da radiação emanada pela Terra e é um 
dos maiores contribuintes para o aquecimento natural do mundo. Apesar de não ser produzido em quanti-
dade significativa por atividades antrópicas, considera-se que, com mais calor haverá mais evaporação de 
água e, por conseguinte, aumento de sua participação para o efeito estufa. O Protocolo de Kyoto também 
menciona os gases: hidrofluorocarbonos (HFC), perfluorocarbonos (PFC) e hexafluoreto de enxofre (SF6).
Chuva ácida
A denominação chuva ácida é utilizada para qualquer chuva cujo valor de pH seja inferior a 4,5. 
Essa acidez da chuva é causada pela solubilização de alguns gases presentes na atmosfera terrestre, cuja 
hidrólise seja ácida. Entre eles destacam-se os gases com enxofre, provenientes das impurezas da queima dos 
combustíveis fósseis. 
Pode-se dizer também que as chuvas “normais” são ligeiramente ácidas, uma vez que o valor de pH delas 
está próximo de 5,6. Essa acidez natural é causada pela dissociação do dióxido de carbono em água, formando um 
ácido fraco conhecido como ácido carbônico, de acordo com esta reação química:
CO2(g) + H2O(ℓ) H2CO3(aq)
Os principais contribuintes para a produção dos gases lançados na atmosfera que provocam as chuvas 
ácidas naturais são as emissões dos vulcões e processos biológicos que ocorrem nos solos, pântanos e oceanos. 
195
A ação humana também é bastante responsável por esse fenômeno. As principais fontes humanas desses 
gases são as indústrias, as centrais termoelétricas e os veículos de transporte.
Esses gases podem ser transportados durante muito tempo, percorrer milhares de quilômetros na atmosfera 
antes de reagirem com partículas de água, que dão origem aos ácidos que mais tarde se precipitam. Essa precipi-
tação ocorre se a concentração de dióxido de enxofre (SO2) e de óxidos de nitrogênio (NO, NO2, N2O5) for suficiente 
para reagir com as gotas de água suspensas no ar (as nuvens).
Tipicamente, o pH da chuva ácida está por volta de 4,5 e pode transformar a superfície do mármore em gesso.
Por exemplo
A chuva ácida industrial é um problema substancial na China, na Europa ocidental, na Rússia e em áreas sob a 
influência de correntes de ar provenientes desses países. Os poluentes resultam essencialmente da queima de 
carvão com enxofre na sua composição, utilizado para gerar calor e eletricidade. Mas nem sempre as áreas onde 
são libertados os poluentes, como as áreas industriais, sofrem as consequências dessas chuvas, justamente porque 
a constante movimentação das massas de ar transporta esses poluentes para zonas distantes. Por essa razão, a 
chuva ácida é também considerada uma forma de poluição transfronteiriça; regiões que não poluem podem ser 
severamente prejudicadas por sua precipitação.
Como se formam as chuvas ácidas?
Os dois principais compostos originários desse problema ambiental desencadeiam processos diferentes de forma-ção de ácidos: 
Enxofre
Impureza frequente nos combustíveis fósseis, principalmente no carvão mineral e no petróleo, que promovem a 
combustão desse composto quando queimados também, de acordo com estas reações químicas: 
S(s) + O2(g) SO2(g)
2SO2(g) + O2(g) 2SO3(g)
O enxofre e os óxidos de enxofre também são lançados na atmosfera pelos vulcões.
Os óxidos ácidos formados reagem com a água para formar ácido sulfúrico (H2SO4), de acordo com a equação:
SO3(g) + H2O(ℓ) H2SO4(aq)
ou também pode ocorrer esta reação, formando-se ácido sulfuroso (H2SO3): 
SO2(g) + H2O(ℓ) H2SO3(aq)
Nitrogênio
O nitrogênio (N2) é um gás abundante na composição da atmosfera e muito pouco reativo. Para reagir com o oxi-
gênio do ar, precisa de muitíssima energia, como a de uma descarga elétrica ou do funcionamento de um motor de 
combustão – atualmente, os maiores responsáveis pela reação de oxidação do nitrogênio. Ao reagirem com água, 
os óxidos formam ácido nitroso (HNO2) e ácido nítrico (HNO3). 
Na câmara de combustão dos motores, ocorre a seguinte reação química:
N2(g) + O2(g) 2NO(g)
196
O monóxido de nitrogênio (NO) formado, na presença do oxigênio do ar, produz dióxido de nitrogênio: 
2NO(g) + O2(g) 2NO2(g)
Por sua vez, o dióxido de nitrogênio formado na presença da água (proveniente da chuva), forma ácidos de 
acordo com esta equação: 
2NO2(g) + H2O(ℓ) HNO3(aq) + HNO2(aq)
As evidências de um crescente aumento nos níveis de chuva ácida são resultado da análise das camadas de 
gelo oriundas dos glaciares. 
Por exemplo
Verifica-se uma repentina diminuição do pH, a partir da Revolução Industrial: de 6 para 4,5 ou 4. Desde então, as 
emissões de óxidos de enxofre e nitrogênio na atmosfera aumentaram. As indústrias e as centrais termoelétricas 
que queimam combustíveis fósseis, principalmente o carvão, são a principal fonte desses gases. Já chegaram a ser 
registrados valores de pH abaixo de 2,4 em algumas áreas industriais. O setor dos transportes, de veículos movidos 
a combustíveis fósseis, juntam-se às duas fontes de poluição mencionadas, que, somadas, são consideradas as 
grandes responsáveis pelo aumento dos óxidos de nitrogênio.
Com o crescimento populacional e industrial, o problema das chuvas ácidas aumentou e espalhou-se. 
A utilização de grandes chaminés, a fim de reduzir a poluição local, contribuiu para a disseminação da chuva 
ácida, liberando gases na atmosfera circulante da região.
Há uma significativa relação entre baixos níveis de pH e perda de populações de peixes em lagos. Com o 
pH abaixo de 4,5, praticamente nenhum peixe sobrevive, ao passo que níveis iguais ou superiores a 6 promovem 
populações saudáveis. 
O baixo pH também faz circular nos lagos metais pesados, como o alumínio. Ele faz com que alguns peixes 
produzam muco em excesso, nas guelras, que prejudica muito a respiração. O crescimento do fitoplâncton é inibido 
pelos grandes níveis de acidez e os animais que se alimentam dele também são bastante prejudicados.
As árvores são prejudicadas pelas chuvas ácidas de vários modos. A superfície cerosa das folhas é rompida 
e os nutrientes perdem-se, tornando as árvores mais suscetíveis ao gelo, a fungos e a insetos. O crescimento das 
raízes torna-se mais lento e, consequentemente, menos nutrientes são transportados. Os lixos tóxicos acumulam-
-se no solo e os minerais valiosos para essas espécies são dispersados ou tornam-se próximos à argila (caso dos 
fosfatos). 
Os lixos tóxicos libertados pelas chuvas ácidas constituem a maior ameaça aos humanos. O cobre mobiliza-
do foi implicado nas epidemias de diarreia em crianças jovens e acredita-se que existam ligações entre o abasteci-
mento de água contaminado com alumínio e a ocorrência de casos da doença de Alzheimer.