SITUAÇÃO DE APRENDIZAGEM 1
APLICAÇÕES DAS TRANSFORMAÇÕES QUÍMICAS QUE
OCORREM COM O ENVOLVIMENTO DE ELETRICIDADE
Atividade 1
Página 3
Não se espera que os alunos construam frases que mostrem que a galvanoplastia usa
energia elétrica ou que o alumínio metálico pode ser obtido a partir da bauxita por
eletrólise. Mas, possivelmente, eles se lembrarão de que o descarte inadequado de pilhas
e baterias polui o ambiente; poderão lembrar-se também de que a geração de energia
elétrica pode causar danos ambientais. Os alunos, em geral, não costumam avaliar todos
os custos (ambientais e econômicos) envolvidos na geração de energia elétrica. Acham,
por exemplo, que a energia gerada por hidrelétricas não causa danos ambientais,
esquecendo-se das grandes áreas que são inundadas para a construção das represas.
Acreditam também que a energia eólica não polui, sem avaliar a poluição sonora (e,
para muitos, a poluição visual) causada pelos moinhos. Essas questões poderão ser
discutidas neste momento ou mais tarde.
Questões para análise do texto
Página 6
1. Nesses dispositivos, a energia elétrica é gerada a partir de transformações químicas.
Pilhas e baterias podem ser usadas em aparelhos celulares, computadores portáteis,
automóveis, veículos elétricos, câmeras digitais, aparelhos auditivos, em aplicações
aeronáuticas e em iluminação de emergência. Os alunos poderão lembrar outros usos,
como em lanternas, brinquedos, filmadoras, rádios, controles remotos, relógios,
equipamentos médicos etc.
2. Os principais usos industriais ocorrem na obtenção de metais (por exemplo,
alumínio), na purificação do metal cobre, na obtenção da soda cáustica e em
galvanoplastia (revestimento de superfícies metálicas com outros metais, como a
prateação e a cobreação). Nesses casos, ao contrário das pilhas e baterias, que são
1
GABARITO
geradores de corrente elétrica, há processos eletrolíticos (eletrólises) em que a
corrente elétrica gera transformações químicas.
3. O descarte de pilhas e baterias em locais inadequados pode favorecer a contaminação
do solo e das águas pelos sais de metais pesados nelas contidos. A população pode
contribuir para minimizar esse impacto fazendo o descarte das pilhas e baterias
usadas em locais onde os fabricantes possam recolhê-las.
4. O alto consumo de eletricidade necessário na produção do alumínio, por exemplo,
pode gerar problemas ambientais. Essa energia tem de ser obtida de alguma maneira:
pode ser produzida por centrais hidrelétricas – a construção dessas usinas impacta o
ambiente com grandes inundações; caso seja produzida em usinas termelétricas que
usam carvão ou gás natural como combustível, a queima de combustível fóssil
produz gás carbônico, que intensifica o efeito estufa e a acidez de águas; caso a
termelétrica use material radioativo como combustível, há o problema do lixo
atômico, além do perigo da exposição à radiação.
Caderno do Aluno
Química – 2a série – Volume 4
Desafio!
Página 7
Pilhas e baterias são aparelhagens capazes de gerar energia elétrica por meio de
transformações químicas que ocorrem espontaneamente. Eletrólise, ao contrário, é um
processo pelo qual ocorrem transformações químicas com o consumo de energia
elétrica.
Observação: o termo “bateria” refere-se à associação de várias pilhas (células) do
mesmo tipo; no entanto, muitas vezes, o termo é usado como sinônimo de “pilha”.
2
GABARITO
Caderno do Aluno
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SITUAÇÃO DE APRENDIZAGEM 2
ESTUDANDO O PROCESSO DA ELETRÓLISE
Atividade 1 – Parte 1
Página 7
Os alunos provavelmente não saberão responder, pois esse tipo de conhecimento não
faz parte do senso comum. A intenção da pergunta é focar a atenção dos alunos para a
evidência que será observada no experimento a seguir.
Página 8
Os alunos poderão observar que a palha de aço que foi mergulhada em solução de
sulfato de cobre (CuSO4) mudou de cor, adquirindo a cor do cobre metálico, e que a
solução em que ela foi mergulhada ficou mais clara (descoloriu um pouco).
Dependendo da quantidade de palha de aço e da concentração da solução de sulfato de
cobre, a solução pode descorar quase totalmente.
3
GABARITO
Caderno do Aluno
Química – 2a série – Volume 4
Página 9
Nesse experimento, ferro (palha de aço) e solução de sulfato de cobre foram
utilizados como reagentes. Durante o experimento percebe-se que a palha de aço
mergulhada na solução muda de cor, adquirindo cor de cobre metálico, e que o tom azul
da solução em que ela está mergulhada fica mais claro.
Questões para análise do experimento
Página 9
1. Da interação entre a palha de aço e a solução de sulfato de cobre resultou uma
transformação química sinalizada pela mudança de cor da palha de aço, que adquiriu
a cor do metal cobre, e o descoramento da solução, que ficou com uma tonalidade
azul mais clara ou mesmo transparente. A mudança de cor da solução depende da
quantidade de solução e de palha de aço utilizadas no experimento e do tempo de
contato entre as duas.
2. Como a tonalidade azul da solução diminuiu de intensidade e o seu volume
continuou o mesmo, pode-se supor que a concentração de íons Cu2+ na solução tenha
diminuído. Relacionando esse fato com o surgimento de depósito de cobre na palha
de aço, pode-se também supor que os íons de Cu2+ que estavam na solução se
4
GABARITO
transformaram nos átomos de cobre metálico depositados na superfície da palha de
aço.
Atividade 1 − Parte 2
Páginas 10 - 11
Não se espera que os alunos saibam a resposta, porém alguns deles podem arriscar a
responder que não, porque o íon cobre é igual ao metal da placa.
Caderno do Aluno
Química – 2a série – Volume 4
Páginas 10 - 11
Os alunos observarão que as placas apresentam aspecto brilhante e cor de cobre.
Observarão também que a solução de sulfato de cobre se apresenta azulada e
transparente. Após mergulharem as duas placas de cobre na solução de sulfato de cobre,
não serão observadas mudanças.
Página 11
O desenho antes e depois será o mesmo, pois não são observadas mudanças
perceptíveis no sistema sem o fornecimento de energia elétrica. Foram utilizadas duas
placas de cobre e solução de sulfato de cobre.
5
GABARITO
Questão para análise do experimento
Página 11
Não, pois não são observados indícios de que tenha ocorrido uma transformação
química.
Caderno do Aluno
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Atividade 2
Página 12
Nesse experimento, as placas de cobre são ligadas aos terminais de uma fonte de
corrente contínua. Foi também separado um pouco da solução de sulfato de cobre para
que sirva de padrão de comparação.
Páginas 12 - 14
Os alunos observarão, inicialmente, que as placas apresentam aspecto brilhante e cor
de cobre. Observarão também que a solução de sulfato de cobre se apresenta azulada e
transparente. Após mergulharem as duas placas de cobre na solução de sulfato de cobre,
poderão observar que a superfície da placa ligada ao polo negativo da fonte se
apresentará mais opaca. Se forem cuidadosos e mantiverem as placas paralelas, poderão
verificar que a face da placa ligada ao polo negativo da fonte (que está voltada para a
placa ligada ao polo positivo da fonte) fica mais opaca do que sua outra face (que não se
encontra voltada para a placa ligada ao polo positivo). São observadas alterações
somente nas regiões da placa que foram submersas na solução de sulfato de cobre. Ao
compararem a solução de sulfato de cobre na qual as placas foram mergulhadas com a
solução que foi separada, os alunos poderão verificar que a cor da primeira não se
alterou.
Observação: o professor também pode pedir que os alunos registrem essas
observações na forma de desenho.
6
GABARITO
Questões para análise do experimento
Páginas 14 - 15
1. Sim. As evidências observadas confirmam tal suposição, pois a superfície da placa
imersa na solução de sulfato de cobre e ligada ao polo negativo tornou-se mais
opaca.
2. Deve ter se depositado cobre metálico sobre ela.
3. Ficou marcada somente uma linha, que corresponde à altura em que a placa foi
submersa.
4.
a) Nada se pôde observar.
b) Polo positivo da fonte: Cu(s)
átomos de cobre da placa de cobre, ou seja, há perda de elétrons).
Polo negativo da fonte: Cu2+(aq) + 2 e-
Cu2+ da solução de sulfato de cobre, ou seja, há ganho de elétrons).
c) Cátodo é o eletrodo onde ocorre o processo de redução e, nesse caso, está ligado
ao polo negativo da fonte.
Ânodo é o eletrodo onde ocorre o processo de oxidação e, nesse caso, está ligado ao
polo positivo da fonte.
É importante ressaltar que as definições de cátodo e ânodo se relacionam com o fato
de ocorrer, respectivamente, redução e oxidação, e não com a polaridade.
Caderno do Aluno
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Cu2+(aq) + 2 e-
→
(ocorre a oxidação de
→
Cu(s)
(ocorre a redução de íons
Desafio!
Página 16
1. O fato da cor da solução de cobre não ter se alterado é indício de que a concentração
de íons cobre nela permaneceu constante. Isso se justifica considerando-se que
ocorreram simultaneamente dois processos: a oxidação, em que átomos de cobre
(Cuo) da placa de cobre perdem elétrons transformando-se em íons de Cu2+, que
foram para a solução; e a redução, em que íons de Cu2+ que estavam na solução
recebem elétrons transformando-se em átomos de cobre, que se depositam na placa.
Como a proporção entre as espécies participantes dessas transformações é de
7
GABARITO
1 átomo de Cu para 1 íon Cu2+ e vice-versa, a concentração desse íon não varia e
nem tampouco a cor da solução.
2. A massa da placa ligada ao polo positivo deve diminuir pois, nela, o cobre metálico
está sendo oxidado a Cu2+. Esses íons formados vão para a solução; portanto, a
massa da placa diminui.
Caderno do Aluno
Química – 2a série – Volume 4
Página 16
Os alunos poderão aplicar seus conhecimentos para pesquisar como são feitos os
banhos de prata em metais. Aprenderão que o objeto a ser prateado deverá estar ligado
ao polo negativo (cátodo) de uma fonte de corrente contínua e imerso em uma solução
que contenha cátions de prata. Ao polo positivo da fonte (ânodo) poderá estar ligada
uma placa de prata ou um material inerte (nesse caso, os átomos de oxigênio da água da
solução perderão elétrons).
H2O → 2 H+ + ½ O2 + 2 e-
2 Ag+(aq) + 2 e- → 2 Ag(s)
Por analogia, os alunos poderão perceber que, por meio de eletrólise, pode-se
“recapear” objetos metálicos, fazendo a eletrodeposição. São comuns banhos de ouro,
de cromo, de níquel, entre outros. Os materiais a sofrerem eletrodeposição devem ser
bons condutores de eletricidade. Atualmente, muitos objetos plásticos (maus condutores
de corrente elétrica) são galvanizados. Para tanto, são limpos e depois borrifados com
uma substância condutora (às vezes, é usado grafite). Após esse tratamento, o objeto é
galvanizado.
As pesquisas também precisarão apontar que os objetos deverão estar limpos e
isentos de gordura e de impurezas para melhorar a aderência da prata metálica formada
e para que, dessa maneira, não “descasque” com facilidade. Os alunos poderão ainda
aprender sobre a importância do controle da intensidade da corrente, pois esta determina
a rapidez da deposição do metal: correntes menos intensas determinam deposições mais
lentas, o que, em geral, melhora a aderência do metal depositado.
(ânodo)
(cátodo)
8
GABARITO
Caderno do Aluno
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SITUAÇÃO DE APRENDIZAGEM 3
COMO FUNCIONAM AS PILHAS
Páginas 17 - 19
Parte 1
Os alunos vão perceber que nada acontece com as placas nem com o cartão.
Parte 2
Observações
Coloração
Inicial
Metal
Placa de Castanho
cobre (Cu) avermelhado
Placa de Cinza
zinco (Zn)
Final
Castanho mais
escuro (mais
avermelhado do
que estava no
início)
Cinza com
aparência
desgastada
Aparência
Inicial
Brilhante Opaca
Final
Inicial
Massa (g)
Final
Maior que a
inicial
Brilhante Opaca
Menor que a
inicial
9
GABARITO
Observação: após o experimento, o aluno vai perceber que a placa de cobre ficou
mais opaca, dando a impressão de ter se formado um depósito. Esse depósito tem uma
cor castanha semelhante ao cobre. Muitas vezes, quando os alunos veem a cor castanha,
concluem que a placa “enferrujou”. Se isso ocorrer, é importante questionar: “De onde
veio o ferro? Tinha ferro no sistema?” Essas perguntas levam o estudante a refletir e a
perceber que a coloração observada não pode ser ferrugem.
Como a montagem foi feita com o algodão embebido na solução de sulfato de cobre,
não é possível perceber a mudança de cor dessa solução.
Caderno do Aluno
Química – 2a série – Volume 4
Questões para análise do experimento
Páginas 19 - 20
1. Não se observou nenhuma evidência de transformação química.
2. A energia que fez soar a música do cartão foi obtida quando as placas metálicas e a
solução foram colocadas em contato. A transformação química foi evidenciada pela
mudança no brilho e na coloração das placas.
3. Considerando as informações contidas no texto da Situação de Aprendizagem 1,
pode-se concluir que a energia elétrica foi obtida a partir das transformações
químicas que ocorreram no sistema formado pela placa de cobre e a solução de
sulfato de cobre e pela placa de zinco e a solução de sulfato de zinco.
4.
Semelhanças
Diferenças
Nos dois experimentos uma placa de cobre
ficou mais escura e opaca, dando a
impressão de um depósito.
No Experimento 3 da Situação de
Aprendizagem 2 a transformação só ocorreu
depois do fornecimento de energia.
Na montagem do experimento só foram
utilizadas placas de cobre.
Neste experimento observou-se uma
transformação que não exigia fornecimento
de energia elétrica, e, além da placa de
cobre, utilizou-se uma placa de zinco.
10
GABARITO
Desafio!
Página 20
Pilha é o sistema onde ocorre transformação química que produz energia elétrica.
Eletrólise é o sistema onde a corrente elétrica provoca uma transformação química.
Caderno do Aluno
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Questões para a sala de aula
Páginas 20 - 23
1. Os alunos poderão fazer diferentes representações. É importante, entretanto, que o
professor não aceite que a diferenciação entre os íons cobre II e os átomos de cobre
seja feita por meio de cores. Esta é uma visão substancialista, que deve ser evitada.
Por substancialismo entende-se a atribuição das propriedades das substâncias aos
átomos que as compõem; por exemplo, um átomo de cobre não é avermelhado, o
metal cobre sim. O que deve ficar claro é que os íons cobre II apresentam dois
elétrons a menos em sua eletrosfera do que o número de prótons em seu núcleo. Eles
estarão na solução solvatados por moléculas de água (cada íon estará cercado por
moléculas de água). Os átomos de cobre metálico estarão unidos por uma ligação
metálica.
2. Os íons de cobre se transformaram em cobre metálico, e a formação de um depósito
de cobre sobre a placa de cobre metálico evidencia essa transformação. O aumento
de massa é mais um indício dessa transformação.
Cu2+ + 2 e- → Cu(s)
3. O processo que ocorreu na placa de cobre foi uma reação de redução, pois íons de
Cu2+, ganhando elétrons, transformaram-se em átomos de cobre, que depois se
depositaram na placa.
4. Seria o cátodo da pilha, pois foi onde ocorreu a redução.
5. Estava ligado ao polo positivo. Neste caso, talvez seja importante ressaltar que o polo
é exatamente o contrário do observado na eletrólise.
6. A placa parece ter se desgastado, pois ficou opaca e não deu a impressão de ter se
formado nenhum depósito em sua superfície.
7. Zn é a forma metálica do zinco, na qual esse átomo está neutro, com carga zero. No
Zn2+ o zinco está na forma iônica e possui duas cargas positivas, mostrando que
11
GABARITO
perdeu elétrons. Na placa de zinco encontra-se o zinco na forma metálica; portanto,
Zn. Na solução há íons zinco; portanto, Zn2+.
8. Como a massa diminuiu, o zinco metálico transformou-se em íons zinco. Se tivesse
acontecido o contrário, a massa da placa teria aumentado, pois haveria formação de
zinco metálico, que ficaria depositado na superfície.
Zn(s) → Zn2+(aq) + 2e- ou Zn(s) - 2e- →Zn2+(aq)
9. O zinco perdeu elétrons; portanto, sofreu oxidação.
10. Como na região da placa de zinco ocorreu a oxidação, ela é o ânodo da pilha.
11. O fio estava em contato com o polo negativo da pilha. É importante ressaltar que o
polo é exatamente o contrário do observado na eletrólise.
Um quadro-síntese poderia ser elaborado com os alunos; por exemplo:
Caderno do Aluno
Química – 2a série – Volume 4
Pilhas
Eletrólise
Polo (+)
Cátodo (ocorre redução)
Ânodo (ocorre oxidação)
Polo (-)
Ânodo (ocorre oxidação)
Cátodo (ocorre redução)
Página 23
1. É importante que o aluno discuta que sempre que ocorre uma reação de redução deve
acontecer uma reação de oxidação, e vice-versa. Podemos concluir isso, pois na
redução ocorre um ganho de elétrons; logo, esses elétrons devem vir de uma espécie
que perdeu elétrons. Da mesma maneira, se uma espécie perde elétrons, esses
elétrons devem ser consumidos em outro processo, que é a redução.
2.
a) Cu2+ + 2e– → Cu
Zn – 2e– → Zn2+
semirreação de redução
semirreação de oxidação
Cu2+ + Zn → Zn2+ + Cu
b)
H2 → 2H+ + 2e–
2 Ag+ + 2e– → 2 Ag0
_____________________________
H2(g) + 2 Ag+ → 2 Ag(s) + 2 H+
reação global
semirreação de oxidação
semirreação de redução
reação global
12
GABARITO
Observação: lembre os alunos que, no balanceamento, o número de elétrons
perdidos na oxidação do hidrogênio deve ser igual ao número de elétrons ganhos na
redução da prata. Por isso, a equação que representa a redução da prata é
multiplicada por 2.
Caderno do Aluno
Química – 2a série – Volume 4
Desafio!
Páginas 23 - 24
As reações de oxidação e redução acontecem na interface metal/solução. Na
oxidação, o átomo de zinco (Zn) perde dois elétrons e passa para a solução na forma de
íons zinco (Zn2+(aq)). Por causa dessa reação, ocorre um fluxo de elétrons através do fio
em direção ao eletrodo de cobre. O “excesso” de elétrons na interface da placa de cobre
com a solução atrai os íons cobre (positivos), que reagem com esses elétrons,
transformando-se em cobre metálico. Portanto, no fio ocorre a condução da corrente
elétrica pelo fluxo de elétrons através dos metais.
Para que o circuito seja fechado é necessário que também haja condução da corrente
elétrica através da solução. Nesse caso, no entanto, a condução não acontece pela
movimentação de elétrons, e, sim, pela movimentação de íons na solução. No eletrodo
onde está acontecendo a oxidação aparece um excesso de cargas positivas, pois estão se
formando íons zinco; assim, os ânions migram nessa direção. Já no eletrodo de cobre
aparece uma deficiência de cargas positivas, pois os íons cobre estão se reduzindo, e os
cátions migram nessa direção. A ponte salina, portanto, tem a função de conectar as
duas soluções e permitir a condução da corrente elétrica através delas, fechando assim o
circuito.
Atividade 2
Página 24
Espera-se que os alunos citem exemplos de algumas pilhas e baterias e tentem
imaginar do que elas são feitas. Alguns alunos podem, por exemplo, saber que a bateria
de carro é feita de chumbo e de um ácido. A intenção aqui é levá-los a pensar se na
construção das pilhas são sempre usados os mesmos materiais.
13
GABARITO
Questões para análise do experimento
Páginas 26 - 28
Caderno do Aluno
Química – 2a série – Volume 4
Metais
Ferro
Fe2+
Nada ocorre (tubo 1).
Cobre
Magnésio Formação de um depósito Formação de um
Nada ocorre (tubo 2).
Íons
Cu2+
Formação de um
depósito vermelho (de
cobre) sobre o ferro;
descoramento da solução
(tubo 4).
Nada ocorre (tubo 5).
M g2 +
Nada ocorre (tubo 7).
Nada ocorre (tubo 8).
Nada ocorre (tubo 9).
escuro na superfície do
magnésio (tubo 3).
depósito (de cobre) na
superfície do magnésio
(tubo 6).
Observação: essa é apenas uma forma de construir a tabela. Pode ser que os alunos
encontrem outras maneiras de apresentá-la.
1. A reatividade não é a mesma, pois o metal magnésio reage com duas soluções, o
metal cobre não reage com nenhuma delas e o metal ferro reage com uma. Com esses
dados da tabela podemos montar a seguinte ordem crescente de reatividade: Cu, Fe e
Mg.
2. Os íons cobre sofreram redução, já que formaram um depósito de cobre metálico
sobre o ferro.
Cu2+(aq) + 2 e– → Cu(s)
3. O ferro deve ter sofrido oxidação. Levando em conta que sempre que ocorre uma
reação de redução deve haver uma reação de oxidação, o ferro deve ter sido oxidado,
já que os íons cobre foram reduzidos.
Fe(s) → Fe2+(aq) + 2 e–
14
GABARITO
4. Os resultados mostram que nos dois casos houve formação de um depósito sobre o
magnésio, indicando a redução dos íons da solução; portanto, nos dois casos houve a
oxidação do magnésio metálico.
Tubo 3
Fe2+(aq) + 2e– → Fe(s) semirreação de redução
Mg(s) → Mg2+(aq) + 2e– semirreação de oxidação
Tubo 6
Cu2+(aq) + 2 e– → Cu(s) semirreação de redução
Mg(s) → Mg2+(aq) + 2 e– semirreação de oxidação
5. Percebe-se, pela ordem de reatividade construída, que o metal mais reativo é aquele
que tem maior tendência a sofrer oxidação. A tendência dos cátions dos metais
menos reativos é a de se reduzirem para a forma metálica.
6. Sim, seria possível fazer um experimento semelhante utilizando vários cátions e
ordenando-os segundo a ordem crescente ou decrescente de reatividade.
7. Poderia-se colocar uma solução de íons ferro em dois tubos de ensaio, mergulhar um
pedaço de níquel em um deles e um pedaço de ferro no outro. Em outros dois tubos
de ensaio poderia-se colocar uma solução de íons níquel e mergulhar ferro metálico
em um tubo e níquel metálico em outro.
Observação: a resposta acima é a mais provável de ser dada pelos alunos. Talvez
algum aluno, que já consiga trabalhar melhor com variáveis, perceba que não é
necessário fazer o experimento do metal com seus próprios íons. Desse modo, como
são apenas dois metais, aquele que reagir com os íons do outro será o mais reativo.
Para essa questão, não se espera que os alunos concluam que o ferro é mais reativo
do que o níquel, pois esse experimento não foi realizado.
Caderno do Aluno
Química – 2a série – Volume 4
Desafio!
Página 28
1. Au < Pt < Ag < Hg < Cu < Pb < Sn < Ni < Co < Fe < Cr < Zn < Mn < Al < Mg < Na
< Ca < K.
15
GABARITO
2. Exemplo:
Caderno do Aluno
Química – 2a série – Volume 4
Ocorrerá a redução dos íons prata no polo positivo, com depósito de prata metálica
neste eletrodo, e a oxidação do magnésio metálico no polo negativo (eletrodo de
magnésio).
É importante que os alunos percebam, pela série de reatividade, que, como o
magnésio é mais reativo do que a prata, ele sofrerá oxidação e os íons prata serão
reduzidos.
Esse é só um exemplo, pois os alunos poderão montar pilhas com vários metais da
série. O metal mais reativo será o que sofrerá oxidação.
Páginas 29 - 30
Pilha seca comum
Zn(s) – 2 e– → Zn2+(aq)
MnO2(s) + 2 H2O + 2 e– → Mn(OH)2(s) + 2 OH–(aq)
oxidação (ânodo), polo negativo
redução (cátodo), polo positivo
Bateria de chumbo-ácido
Pb(s) + HSO4–(aq) – 2 e- → PbSO4(s) + H+(aq)
PbO2(s) + HSO4–(aq) + 3 H+(aq) + 2 e– → PbSO4(s) + 2 H2O(aq)
oxidação (ânodo), polo negativo
redução (cátodo), polo positivo
16
GABARITO
Pilha de níquel-cádmio (recarregável)
Cd(s) + 2 OH–(aq) – 2 e– → Cd(OH)2(s)
NiO2(s) + 2 H2O + 2 e → Ni(OH)2(s) + 2 OH (aq)
Caderno do Aluno
Química – 2a série – Volume 4
–
–
oxidação (ânodo), polo negativo
redução (cátodo), polo positivo
Pilha de mercúrio
Zn(s) + 2 OH–(aq) – 2 e– → Zn(OH)2(s)
HgO(s) + H2O + 2 e → Hg(l) + 2 OH (aq)
–
–
oxidação (ânodo), polo negativo
redução (cátodo), polo positivo
Página 31
Professor, proponha uma discussão a partir das informações coletadas pelos alunos.
Página 31
Essa atividade leva o aluno a refletir que as pilhas não são apenas dispositivos usados
para obter energia elétrica, mas que elas também estão associadas ao fenômeno da
corrosão. Quando dois metais diferentes são associados e existe um meio condutor
forma-se uma pilha. Nessa pilha, o ânodo sofre corrosão e se desgasta. A corrosão é
responsável por grandes perdas econômicas e, por isso, procuramos meios de evitá-la,
por exemplo, não permitindo o contato direto entre dois metais diferentes ou pintando
os objetos metálicos.
17
GABARITO
Caderno do Aluno
Química – 2a série – Volume 4
SITUAÇÃO DE APRENDIZAGEM 4
IMPACTOS AMBIENTAIS RELACIONADOS AO USO DE PILHAS,
BATERIAS E AO PROCESSO DE ELETRÓLISE
Questões para análise do texto
Páginas 33 - 34
1. Alguns aspectos citados no texto são: durabilidade; quantidade de energia fornecida
em relação à massa da bateria; custo; portabilidade; segurança; e impactos
ambientais associados à sua produção e ao seu descarte.
2. Na bateria íon lítio são utilizados compostos que contêm íons lítio e soluções
condutoras não aquosas, constituídas por substâncias orgânicas, em recipientes
selados. Algumas vantagens dessa bateria são: recarga segura associada a um
fornecimento de energia vantajoso; relação energia/massa que é o dobro da
apresentada por uma bateria de níquel-cádmio; não possuir o chamado “efeito
memória”; e não possuir metais pesados. Algumas desvantagens são: a corrosão do
invólucro externo libera o solvente empregado, que é inflamável e tóxico; o descarte
inadequado pode ocasionar a contaminação do solo e da água; e o custo é mais alto
do que o de outras baterias.
3. Esta questão visa suscitar um debate e permitir aos alunos compreenderem que não é
simples avaliar impactos ambientais associados a processos produtivos. Será que se
pode afirmar seguramente que a bateria íon lítio é a ideal, considerando que, apesar
de não ser composta de metais pesados, pode liberar materiais tóxicos e inflamáveis
utilizados como solventes?
4. Esta questão deve levar os alunos a refletir sobre a importância da busca de um
desenvolvimento sustentável, minimizando impactos ambientais, já que a sociedade
moderna não pode prescindir da utilização de diversos produtos que, ao ser obtidos,
podem causar significativos impactos no ambiente.
18
GABARITO
Caderno do Aluno
Química – 2a série – Volume 4
Páginas 34 - 35
Professor, proponha uma discussão a partir das informações coletadas pelos alunos.
Os alunos poderão verificar que já existe uma lei que orienta os fabricantes de pilhas e
baterias a recolher e reciclar as pilhas e baterias usadas. Poderão também verificar que
existem empresas que reciclam esse material e que praticamente todas as suas partes
podem ser reaproveitadas. Algumas empresas e escolas têm postos de arrecadação de
pilhas e baterias usadas, estas encaminham para as empresas de reciclagem. O descarte
de pilhas e baterias usadas em aterros sanitários pode contaminar o solo e os lençóis
freáticos com metais pesados e outros materiais tóxicos.
Atividade 2
Página 35 - 36
Neste espaço, os alunos devem descrever alguns dos impactos ambientais discutidos
em aula que mais lhes chamaram a atenção.
Páginas 36 - 38
1. Semirreação no ânodo: Cd(s) + 2 OH–(aq) → Cd(OH)2(s) + 2 e–
Semirreação no cátodo: 2 Ni(OH)3(s) + 2 e– → 2 Ni(OH)2(s) + 2 OH–(aq)
Reação global: Cd(s) + 2 Ni(OH)3(s) → Cd(OH)2(s) + 2 Ni(OH)2(s)
a) Mg(s) – 2e– → Mg2+(aq) ou Mg(s) → Mg2+(aq) + 2 e- (semirreação de oxidação)
Fe2+(aq) + 2e– → Fe(s) (semirreação de redução)
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GABARITO
b) e c)
Caderno do Aluno
Química – 2a série – Volume 4
d) O eletrodo de ferro sofrerá aumento de massa e o eletrodo de magnésio sofrerá
corrosão.
3. Alternativa a.
4. Alternativa c.
5. Alternativa a.
