Disciplina de Física e Química A 11º ano de escolaridade Componente de Química
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Componente de Química
2.3 Chuvas ácidas A água da chuva, na ausência de poluição, devido à presença de dióxido de carbono na
atmosfera, tem um carácter ligeiramente ácido, possuindo um pH entre 5 e 6, conforme
já foi anteriormente explicado, e verificado experimentalmente.
No entanto, uma chuva ácida tem um pH muito inferior a este valor. Este termo é
usado para descrever os diversos tipos de acidez atmosférica, a qual se manifesta sob
duas formas, a forma húmida (chuva, nevoeiro e neve) e a forma seca (partículas
sólidas e gases).
Metade da acidez atmosférica deposita-se na terra sob a forma de depósitos sólidos ou
de gases, os quais aderem á superfície dos edifícios, automóveis, árvores,…, superfícies
essas que são “lavadas” pelas chuvas, tornando-se ainda mais ácidas.
Como se formam as chuvas ácidas?
Para explicar o processo de formação das chuvas ácidas temos de explicar primeiro o
que são os óxidos acídicos. Os óxidos acídicos são compostos de oxigénio e de um
não metal e que, apesar de não possuírem hidrogénio na sua constituição, reagem com a
água, fazendo aumentar a concentração dos iões +OH 3 em solução. São exemplos o
dióxido de carbono )( 2CO , o dióxido de enxofre )( 2SO e vários óxidos de azoto xNO .
)()()()(
)(2)()()()()(
)()()()(
)()()(
)()(21)(
)()()()(
)()()(
)()()()(
)()()(
3323
3252
522
34242
4223
322
33232
3222
33232
3222
aqOHaqNOOHaqHNOaqHNOOHgON
gONgOgNO
aqOHaqHSOOHaqSOHaqSOHOHgSO
gSOgOgSO
aqOHaqHSOOHaqSOHaqSOHOHgSO
aqOHaqHCOOHaqCOHaqCOHOHgCO
x
+−
+−
+−
+−
+↔+
→+→+
+↔+
→+
→+
+↔+
→+
+↔+
→+
l
l
l
l
l
l
l
l
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A grandes altitudes, os óxidos de enxofre e os óxidos de azoto reagem nas nuvens com a
água, o oxigénio e outros oxidantes, formando uma solução de ácido nítrico e ácido
sulfúrico.
Em determinadas regiões do norte da Europa, EUA, Canadá e Japão o pH pode atingir o
valor 2, tendo-se registado em 1978, na Pensilvânia, um valor de pH igual a 1,5.
Parte do dióxido de enxofre atmosférico tem origem natural, sendo os vulcões os
principais responsáveis, mas causas antropogénicas têm contribuído significativamente
para o seu aumento na atmosfera, nas quais se destacam a extracção dos metais zinco,
chumbo, cobre e níquel a partir dos seus minérios sulfurosos. É de salientar que na
Europa 90% do dióxido de enxofre tem origem antropogénica.
Os óxidos de azoto formam-se durante a combustão nos motores de automóveis, e
aviões a grande altitude, e centrais térmicas.
Assim, o quadro seguinte resume algumas características destes gases:
Nome Propriedades Fontes
2SO Dióxido de enxofre Gás tóxico, cheiro
intenso, incolor SOx
3SO Trióxido de enxofre Gás tóxico, incolor
Produção de energia e
aquecimento, processos
industriais, transportes e
vulcões
NO Monóxido de azoto Gás tóxico, incolor
NOx 2NO Dióxido de azoto
Gás tóxico,
avermelhado
Produção de energia e
aquecimento, processos
industriais, transportes,
fogos florestais e actividade
bacteriana Quadro 1 – Algumas características dos gases SOx e NOx e respectivas fontes
Quais os efeitos da chuva ácida?
Existem efeitos negativos a vários níveis. Vejamos:
• Os seres vivos são sensíveis à acidez, estando provado que aqueles que habitam
em rios e lagos começam a morrer quando o pH desce abaixo de 5 e que as
chuvas ácidas inibem o crescimento das plantas e a germinação das sementes.
• Os solos dos campos agrícolas e florestas ficam cada vez mais ácidos pois a
lixiviação dos solos pelas chuvas ácidas leva à diminuição do teor em iões
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+2Ca , +2Mg e +K , essenciais às plantas, os quais são substituídos por iões +H ,
acidificando os solos.
• Quando a chuva ácida é neutralizada pelos carbonatos existentes no solo, liberta
iões +3lA das rochas e do solo, iões esses que são tóxicos, levando a
insuficiências respiratórias nos peixes dos rios e lagos, dado que actuam sobre as
guelras.
• A chuva ácida acelera a corrosão dos metais e leva à decomposição dos
monumentos, especialmente aqueles que são construídos à base de pedra
calcária.
• Os óxidos de azoto e enxofre provocam complicações respiratórias e pulmonares
no ser humano e a acidificação fragiliza os brônquios tornando-os mais
vulneráveis a infecções microbianas. O dióxido de carbono provoca também
complicações respiratórias e pulmonares e o monóxido de carbono provoca
asfixia, mesmo em baixo teor.
Como diminuir os efeitos das chuvas ácidas?
• Reduzir a emissão de dióxido de enxofre
• Reduzir a emissão de óxidos de azoto
• Neutralizar os ácidos que caem sobre a terra
Redução da emissão do SO2
Não podemos pensar em eliminar totalmente a emissão de dióxido de enxofre
antropogénico para a atmosfera (isso seria utópico) devido a razões de ordem técnica e
económica.
No entanto, em fornos onde se procede à queima de combustíveis, pode conseguir-se
uma redução significativa através da adição de pedra calcária ou cal, uma vez que o
dióxido de enxofre reage com o carbonato de cálcio ou com o óxido de cálcio formando
sulfato de cálcio (gesso), que pode ser recuperado e utilizado posteriormente na
construção civil, apesar de fazer aumentar o custo da energia eléctrica (10% a 15%).
Assim:
)2()()(21)(
)1()()()()()()()(
423
232332
sCaSOgOsCaSO
gCOsCaSOgSOsCaCOsCaSOgSOsCaO
→+
+→+∨→+
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Figura 1 – Diagrama representativo da emissão de gás sem SO2
Redução da emissão dos NOx
Esta redução é conseguida mediante o controlo do processo de combustão nos motores
dos veículos automóveis e nas centrais térmicas, uma vez que os factores em jogo são a
temperatura de combustão e o ratio ar – combustível.
Os motores recentes da indústria automóvel (sensivelmente a partir do início da década
de 90 do século XX) são concebidos para produzirem menos óxidos de azoto, pois têm
um baixo ratio ar – combustível, integrando também catalisadores no seu sistema de
escape, os quais reduzem a emissão destes óxidos.
Figura 2 – Esquema do sistema de tratamento de gases de um automóvel
O catalisador trata os gases quentes, resultantes da combustão, antes de chegarem ao
tubo de escape, no qual a sonda analisa estes gases modificando, em caso de
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necessidade, a quantidade de ar que entra no motor, pelo que uma condução rápida, e
com acelerações bruscas, leva a uma maior formação de óxidos de azoto.
Neutralização da acção dos ácidos que caem
Esta neutralização é conseguida por meio da pulverização das superfícies com pedra
calcária, cal morta ou cal viva, uma vez que:
)(3)()(2)(
)(4)()(2)()(
)(3)()()(2)(
22
3
22
32
222
33
l
l
l
OHaqCaaqOHsCaOOHaqCaaqOHaqOHCa
OHgCOaqCaaqOHaqCaCO
+→+
+→+
++→+
++
++
++
No entanto muitas questões subsistem acerca do fenómeno das chuvas ácidas.
Qual seria o pH da chuva se não existisse actividade humana?
Qual a relação entre as fontes de poluição e os locais de deposição dos poluentes?
Quais são exactamente os mecanismos de reacção envolvidos?
É adequado o controlo das emissões de gases poluentes para a atmosfera?
Estão identificadas as mudanças climáticas responsáveis pela alteração de pluviosidade,
independentemente da poluição atmosférica?
Na página 3 refere-se a acção nefasta da chuva ácida sobre os metais.
Enquanto que a acção da chuva ácida sobre os carbonatos resulta numa reacção de
ácido-base, a acção da chuva ácida sobre os metais resulta numa reacção de
oxidação-redução, tal que, se designarmos um metal genericamente por M , a reacção
em causa, que explica a corrosão do metal e a libertação de hidrogénio, é:
)(2
)()()( 2 gHxaqMaqHxsM x +→+ ++
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Reacções de oxidação-redução
Durante muito tempo as reacções de oxidação foram consideradas aquelas em que uma
substância se combinava com o oxigénio, como o caso das reacções de metais, como o
ferro, o zinco ou o cobre.
)(2)()(2)(2)()(2
)(2)(3)(4
2
2
322
sZnOgOsZnsCuOgOsCusOFegOsFe
→+→+→+
Às reacções que conduziam à diminuição do teor em oxigénio foi dado o nome de
reacções de redução, como aquelas em que se obtêm os metais a partir dos seus óxidos,
por reacção com o carbono ou com o hidrogénio.
)()()()()()()()(
22 gOHsCugHsCuOgCOsCusCsCuO
+→++→+
A redução do óxido implica a oxidação do carbono ou do hidrogénio pelo que a
oxidação e a redução ocorrem em simultâneo. Assim:
• Oxidação traduz ganho de oxigénio
• Redução traduz perda de oxigénio
Mas a concepção das reacções de oxidação-redução, reacções redox, evoluiu desde o
mero conceito de troca de oxigénio para um conceito mais vasto, o da troca de
electrões. Assim, as reacções redox são interpretadas em termos de transferência de
electrões entre espécies químicas.
Oxidação e redução
Quando o ferro se oxida leva à obtenção de óxido de ferro (III), um composto iónico.
)(2)(2)(3)(4 23
32322 sOFesOFegOsFe −+→→+
Se procedermos à análise sob o ponto de vista da formação de iões concluímos que esta
reacção é a conjugação de duas semi-reacções, das quais resultam duas semi-equações.
)(612)(312)(4)(4
22
3
gOegOeaqFesFe
−
+
→+
+→
Constatamos que, numa das semi-reacções, o ferro cede três electrões e que na outra o
oxigénio capta dois electrões, ou seja, na oxidação o ferro cedeu três electrões. Então:
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• Oxidação é o processo que ocorre com perda de electrões (semi-reacção de
oxidação)
• Redução é o processo que ocorre com ganho de electrões (semi-reacção de
redução)
• Existe uma transferência de electrões entre o ferro e o oxigénio
• A oxidação do ferro e a redução do oxigénio ocorrem simultaneamente
E na reacção do ferro com o cloro, uma reacção entre um metal e um não metal,
também ocorre transferência de electrões?
)(2)(3)(2 32 sFeCgCsFe ll →+
As semi-reacções que traduzem o processo são:
)(66)(36)(2)(2
2
3
sCegCesFesFe
−
+
→+
+→
ll
Como podemos constatar, existe transferência de electrões pelo que concluímos que a
definição de oxidação como perda de electrões também se aplica a reacções em que não
entra oxigénio.
Outras reacções redox importantes são as reacções de oxidação de alguns metais pelos
ácidos, o que explica um dos impactos das chuvas ácidas.
Vejamos, como exemplo, a acção do ácido sulfúrico sobre o zinco:
)()()()(2...)()()()( 22
2442 gHaqZnsZnaqHgHaqZnSOsZnaqSOH +→++→+ ++
Oxidação: eaqZnsZn 2)()( 2 +→ +
Redução: )(2)(2 2 gHeaqH →++
As duas semi-reacções são etapas hipotéticas, já que são simultâneas.
São também exemplos de reacções redox as reacções entre um metal e um ião de
outro metal em solução, como é o caso da acção do sulfato de cobre (II) sobre o
zinco:
)()()()(...)()()()( 2244 sCuaqZnsZnaqCusCuaqZnSOsZnaqCuSO +→++→+ ++
Oxidação: eaqZnsZn 2)()( 2 +→ +
Redução: )(2)(2 sCueaqCu →++
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Oxidantes e redutores
Se colocarmos um prego numa solução que contenha iões cobre (II), como )(4 aqCuSO
ou )(2 aqCuCl , ocorre rapidamente uma reacção redox, na qual o ferro do prego se
oxida e os iões cobre em solução se reduzem, tal que:
321434214342132144 344 2144 344 2144 344 2144 344 21
0arg2arg2arg0arg
)()()()( 22
acacacac
reduzidaformaoxidadaformaoxidadaformareduzidaormaf
sCuaqFeaqCusFe +↔+
++
++
Podemos exprimir, à semelhança do que acontece nas reacções ácido-base, os pares
conjugados, pares redox conjugados. Estes são FeFe /2+ e CuCu /2+ .
O cobre foi reduzido enquanto o ferro foi oxidado. Uma espécie química só pode ser
reduzida, diminuição da carga positiva (ganho de electrões), se existir outra presente
que se oxide, aumento da carga positiva (perda de electrões).
À espécie química que se oxida chamamos espécie redutora, ou redutor, pois
possibilita a redução de outrem, e à espécie química que se reduz chamamos espécie
oxidante, ou oxidante, pois possibilita a oxidação de outrem.
Então, nesta reacção, a espécie Fe é o redutor e a espécie +2Cu é o oxidante. Se
considerarmos a reacção inversa, o redutor é a espécie Cu e o oxidante é a espécie +2Fe . A ordem das espécies nos pares redox, ou oxiredutor, conjugados é
oxidante/redutor.
Em jeito de súmula:
Espécie Terminologia
Fe oxida-se é oxidada sofre oxidação provoca a redução
da outra espécie é redutora
Cu2+ reduz-se é reduzida sofre redução provoca a oxidação
da outra espécie é oxidante
redução
oxidação
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Número de oxidação de uma espécie química
O número de oxidação de uma espécie define-se como sendo o número de electrões
que esse átomo perde ou ganha na ligação iónica ou que perderia ou ganharia se,
na ligação covalente, os electrões da ligação fossem transferidos para o átomo mais
electronegativo.
Enquanto no caso dos compostos iónicos o número de oxidação é real, no caso em que
existe ligação covalente este é puramente formal dado que a carga é fictícia.
Podemos admitir uma transferência parcial de electrões entre dois átomos numa
ligação covalente polar do átomo menos electronegativo para o átomo mais
electronegativo, uma vez que o átomo mais electronegativo atrai mais fortemente os
electrões ligantes.
Generalizando:
Um elemento oxida-se quando sofre uma perda total ou parcial de electrões e reduz-
se quando experimenta um ganho total ou parcial de electrões.
Regras para a determinação de números de oxidação
O número de oxidação representa-se por n.o..
1. O número de oxidação de um átomo de um elemento no estado livre ou numa
substância elementar é zero.
2. O número de oxidação de um ião monoatómico é igual à respectiva carga
eléctrica. Nos iões poliatómicos, mas constituídos apenas por uma única espécie
de átomos, o número de oxidação é dado como o quociente entre a carga do ião
e o número de átomos que o constituem.
3. A soma dos números de oxidação dos átomos numa molécula é zero.
4. A soma dos números de oxidação dos átomos que constituem um ião
poliatómico é igual à carga do ião.
Assim, podemos entender as afirmações que se seguem.
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Os átomos dos metais alcalinos, quando combinados com átomos de outros
elementos químicos, em substâncias compostas, i.e., os átomos dos elementos do grupo
1, apresentam sempre o n.o. igual a +1.
O hidrogénio, quando combinado com outro(s) elemento(s), apresenta sempre o n.o.
igual a +1, excepto nos hidretos em que apresenta o n.o. igual a -1.
Os átomos dos metais alcalino-terrosos, quando combinados com átomos de outros
elementos químicos, em substâncias compostas, i.e., os átomos dos elementos do grupo
2, apresentam sempre o n.o. igual a +2.
O oxigénio apresenta sempre o n.o. igual a -2, excepto nos peróxidos, em que este é
igual a -1, e no fluoreto de oxigénio, 2OF , em que é igual a +2, dado que o flúor
apresenta sempre o n.o. igual a -1.
Aplicação
Calcula o número de oxidação:
a) do enxofre, no ácido sulfúrico )( 42SOH
b) do azoto, no ácido nítrico )( 3HNO
c) do crómio, no ião dicromato )( 272−OCr
d) do crómio, no ião cromato )( 24−CrO
e) do crómio, no sulfato de crómio ))(( 342 SOCr
Generalizando o conceito de oxidação-redução podemos afirmar que uma espécie
oxida-se quando aumenta o seu número de oxidação e reduz-se quando diminui o
seu número de oxidação.
Identificação de reacções redox através da variação dos números de oxidação
Designamos por uma reacção redox toda a que decorre com variação dos números de
oxidação de alguns átomos que nela intervêm.
Analisemos então os casos que se seguem.
Deposição de cobre numa barra de zinco
)()()()( 22 sCuaqZnaqCusZn +→+ ++
202).(. +=−+=∆ Znon
2)2(0).(. −=+−=∆ Cuon
Oxidante: +2Cu
Redutor: Zn
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Deposição de prata num fio de cobre
)(2)()()(2 2 sAgaqCusCuaqAg +→+ ++
1)1(0).(. −=+−=∆ Agon
202).(. +=−+=∆ Cuon
Oxidante: +Ag
Redutor: Cu
Acção do ácido nítrico sobre o cobre
)(2)(2)()()(4)( 22233 lOHgNOaqNOCuaqHNOsCu ++→+
Cálculo do n.o. do azoto no lado dos reagentes
0).(. =Cuon
1).(. +=Hon
2).(. −=Oon
5).(.0)2(3).(.1
+==−×++
NonNon
Cálculo do n.o. do azoto no lado dos produtos de reacção
2).(. +=Cuon
1).(. +=Hon
2).(. −=Oon 2
3
4).(.0)2(2).(.
5).(.1)2(3).(.
NONonNon
NONonNon
a
a
+==−×+
+=
−=−×+−
Variação dos números de oxidação
1)5(4).(. −=+−+=∆ Non
202).(. +=−+=∆ Cuon
Oxidante: 3HNO *
Redutor: Cu
* porque é a espécie que contém o átomo que se reduz
{
}
{
}
{ {
}
{
} } })(2)(2)()()(4)(
2
2
1
2
2
423
2
523
2
5
1
0
l
−+−
+
−
++
−
+
+
++→+ OHgONaqONCuaqONHsCu
oxidação
redução
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Reacções de dismutação ou de auto-oxidação-redução
São reacções em que um elemento é simultaneamente oxidado e reduzido.
Decomposição do peróxido de hidrogénio em água e oxigénio
} } } } })()(2)(2 2
02
2
1
2
1
2
1
gOOHOH +→−+−+
ll
Constatamos que o elemento oxigénio é simultaneamente reduzido e oxidado pelo que
sofre uma dismutação.
Força relativa de oxidantes e redutores
Pares redox conjugados
Semelhanças entre as reacções ácido-base e as reacções redox
Reacções ácido-base Reacções redox
Reacções em que ocorre transferência de
protões.
Reacções em que ocorre transferência de
electrões.
Uma espécie só se comporta como ácido
na presença de uma base e vice-versa.
Uma espécie só se comporta como
oxidante na presença de um redutor e
vice-versa.
A espécie que dá um protão (ácido)
origina uma espécie (base) capaz de captar
um protão, formando as duas um par
ácido-base conjugado.
A espécie que cede um ou mais electrões
(redutor) origina uma espécie (oxidante)
capaz de aceitar esse(s) electrão(ões),
formando as duas um par oxidante-redutor
conjugado, ou seja, uma par redox
conjugado.
Deposição de cobre numa barra de zinco
{
}
{
}
{
}
{
})()()()(
2
0
12
2
22
2
1
0
sCuaqZnaqCusZnredutoroxidanteoxidanteredutor
+→+ +
+
+
+
Os pares redox conjugados são ZnZn /2+ e CuCu /2+ .
redução oxidação
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Deposição de prata num fio de cobre
{
}
{
}
{
}
{
})(2)()()(2
2
0
12
2
1
0
2
1
sAgaqCusCuaqAgredutoroxidanteredutoroxidante
+→+ +
+
+
+
Os pares redox conjugados são CuCu /2+ e AgAg /+ .
Reacção do sódio com a água
{
} }
{
}
{ )()(2)(2)(22
2
01
12
2
11
0
gHaqOHNaOHsNaredutor
oxidante
oxidante
redutor
+→++
+ 876l321
Os pares redox conjugados são NaNaOH / e 22 /HOH .
Reacção entre o permanganato e o ferro (II) em meio ácido
{ {
}
{
}
{ )(4)()(5)(5)(8)( 2
2
2
2
13
3
12
2
2
47
l
876876OHaqMnaqFeaqFeaqHaqOMn
redutoroxidanteredutoroxidante
++→++ +
+
+
+
+
+
+−
+
Os pares redox conjugados são ++ 23 / FeFe e +− 24 /MnMnO .
Como já foi atrás referido, se for colocada uma barra de zinco no seio de uma solução
contendo iões cobre (II), como por exemplo uma solução de sulfato de cobre (II), cuja
tonalidade é azul, passado algum tempo a solução descora e a barra de zinco fica
avermelhada. A tonalidade azul fica cada vez menos intensa à medida que vão diminuir
os iões cobre (II) presentes na solução, os quais se vão transformar em cobre metálico, o
qual se deposita sobre a barra de zinco. Esta vai perdendo zinco metálico, o qual passa
para a solução na forma iónica.
No entanto, se se colocar um fio de cobre mergulhado numa solução que contenha iões
zinco, como por exemplo uma solução de sulfato de zinco, nada, mas nada, acontece.
Em conclusão:
o zinco consegue reduzir os iões Cu2+
mas o cobre não consegue reduzir os
iões Zn2+; o zinco tem maior poder
redutor que o cobre.
Os iões Cu2+ oxidam o zinco mas os iões
Zn2+ não oxidam o cobre.
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Referidos também atrás que se for colocado um fio de cobre no seio de uma solução
aquosa de iões prata, como é o caso de suma solução de nitrato de prata, ocorre
deposição de prata metálica sobre o fio de cobre, prata essa proveniente dos iões em
solução aquosa, enquanto que o cobre metálico vai transformar-se em iões cobre (II)
que indo para a solução lhe conferem uma tonalidade azul, sendo ela incolor
inicialmente.
No entanto, se colocarmos um fio de prata numa solução de sulfato de cobre nada
acontece.
Em conclusão:
o cobre consegue reduzir os iões Ag+
mas a prata não consegue reduzir os
iões Cu2+; o cobre tem maior poder
redutor que a prata.
Os iões Ag+ oxidam o cobre mas os iões
Cu2+ não oxidam a prata.
Em suma:
Poder oxidante: Ag+ > Cu2+ > Zn2+
Poder redutor: Zn > Cu > Ag
Nas reacções de ácido-base quanto mais forte é o ácido mais fraca é a sua base
conjugada e quanto mais forte é uma base mais fraco é o seu ácido conjugado.
Nas reacções redox, quanto mais forte é o oxidante mais fraco é o seu redutor
conjugado e quanto mais forte é o redutor mais fraco é o seu oxidante conjugado.
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Com base em múltiplas experiências foi criada uma classificação qualitativa para pares
oxidante / redutor.
O crómio tem maior poder redutor
superior ao do ferro mas inferior ao do
zinco.
Com poder redutor crescente superior ao
do alumínio temos:
Mg2+ ……….. Mg
Na+ ……….. Na
Ca2+ ……….. Ca
Ba2+ ………... Ba
K+ ………… K
Li+ ……….... Li
O poder redutor traduz a tendência para a oxidação e o poder oxidante traduz a
tendência para a redução.
O Homem utiliza em seu benefício a maior ou menor tendência dos metais para se
reduzirem e oxidarem.
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O lugar do par H+/H2
Está relacionado com a acção dos ácidos sobre os metais.
Alguns metais reduzem o ião H+, proveniente da ionização dos ácidos, a hidrogénio H2,
enquanto que outros o não fazem.
Aplicação
Interpreta, com base nos conceitos apresentados, as seguintes situações:
a) galvanização dos pipelines (protecção de uma peça de ferro por uma camada
mais ou menos espessa de zinco)
b) colocação de blocos de zinco nos cascos dos navios
c) cromagem de torneiras e parafusos (protecção de peças de ferro e aço por uma
camada de crómio)
Nos processos de protecção metálica utiliza-se a protecção dos metais pelos próprios
óxidos das espécies protectoras.
Na galvanização do ferro, o óxido de zinco forma uma camada protectora, bastante
impermeável, contra o oxigénio do ar e o mesmo acontece com o óxido de alumínio,
dado que o alumínio se oxida muito rapidamente.
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Previsão das reacções redox
Uma série electroquímica pode ser usada para prever a possibilidade de ocorrência de
uma determinada reacção redox.
Observa a figura seguinte.
Podemos inferir que:
• Um agente oxidante pode oxidar um agente redutor situado abaixo de si na série
electroquímica, transformando-se cada um no respectivo par conjugado.
• Um agente redutor reduz um agente oxidante situado acima de si na série
electroquímica, transformando-se cada um deles no respectivo par conjugado.
• Um agente oxidante não tem acção sobre um agente redutor colocado acima de
si na série electroquímica.
• Um agente redutor não tem acção sobre um agente oxidante colocado abaixo de
si na série electroquímica.
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