GABARITO Caderno do Aluno Química – 2a série – Volume 4
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 indiquem que a galvanoplastia usa
energia elétrica, ou que o alumínio metálico pode ser obtido a partir da bauxita por
eletrólise. Mas, possivelmente se lembrarão que o descarte inadequado de pilhas e
baterias polui o ambiente, ou que a geração de energia elétrica pode causar danos
ambientais. Os alunos, no geral, não costumam avaliar todas os custos (ambientais e
econômicos) envolvidos na geração de energia elétrica. Acham, por exemplo, que
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. Estas questões poderão ser discutidas neste momento ou
mais tarde.
Leitura e Análise de Texto
Página 3
1. Pilhas e baterias podem ser usadas em aparelhos celulares, computadores portáteis,
automóveis, veículos elétricos, câmeras digitais, aparelhos auditivos, aplicações
aeronáuticase iluminação de emergência. Os alunos poderão lembrar outros usos,
como em lanternas, em brinquedos, em filmadoras, rádios, controles remoto,
relógios, equipamentos médicos, etc. Nestes dispositivos a energia elétrica é gerada
a partir de transformações químicas.
GABARITO Caderno do Aluno Química – 2a série – Volume 4
2. Ao contrário das pilhas, que são geradores de corrente elétrica, há processos
eletrolíticos (eletrólises) em que a corrente elétrica pode causar transformações
químicas, como na obtenção de metais como o alumínio, na purificação do metal
cobre, na obtenção da soda cáustica, em galvanoplastia (revestimento de superfícies
metálicas com os outros metais, por exemplo, a prateação e a cobreação).
3. O descarte de pilhas e baterias em locais inadequados pode favorecer a contaminação
do solo e das águas, por sais de metais pesados, nelas contidos. A população pode
contribuir para minimizar este 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: esta energia tem que ser obtida de alguma maneira.
Pode ser produzida por centrais hidrelétricas – a construção destas usinas impactam o
ambiente com grandes inundações. Caso seja produzida em usinas termelétricas que
usem como combustível carvão ou gás natural, a queima de combustível fóssil
produz gás carbônico, que intensifica o efeito estufa e a acidez de águas. Caso a
termelétrica use como combustível material radioativo, há o problema do lixo
atômico, além do perigo da exposição à radiação.
Desafio!
Página 7
Pilhas são aparelhagens capazes de gerar energia elétrica através de transformações
químicas que ocorrem espontaneamente. Eletrólise, ao contrário, é um processo pelo
qual transformações químicas ocorrem com o consumo de energia elétrica.
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SITUAÇÃO DE APRENDIZAGEM 2
ESTUDANDO O PROCESSO DA ELETRÓLISE
Atividade 1 – parte 1
Página 7
1. Os alunos provavelmente não saberão, pois este 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.
ROTEIRO DE EXPERIMENTAÇÃO
Página 8
Os alunos poderão observar que a palha de aço que foi mergulhada em solução de
CuSO4 mudou de cor, adquirindo a cor de cobre metálico, e que a solução em que ela
foi mergulhada ficou mais clara (se descoloriu um pouco).
LIÇÃO DE CASA
Página 9
GABARITO
Caderno do Aluno Química – 2a série – Volume 4
Neste experimento foram utilizados como reagentes o ferro (palha de aço) e solução
de cobre. Percebe-se durante o experimento que a palha de aço mergulhada na solução
muda de cor, adquirindo cor de cobre metálico e a solução em que ela foi mergulhada
fica azul mais claro.
Questões para análise do experimento
Página 9
1. Da interação entre a palha de aço e a solução azul 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 (ficou mais clara, ou mesmo
transparente, dependendo das quantidades utilizadas no experimento e do tempo de
contato com a palha de aço).
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
diminui. Relacionando este fato com o surgimento de depósito de cobre na palha de
aço, pode-se supor também que os íons de Cu2+ que saíram da solução, tenham se
transformado em átomos de cobre metálico que se depositaram na superfície da palha
de aço.
Atividade 1 - parte 2
Página 10
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. Outros podem achar
que sim e não saber fundamentar a sua resposta.
GABARITO Caderno do Aluno Química – 2a série – Volume 4
ROTEIRO DE EXPERIMENTAÇÃO
Página 10
Os alunos observarão que as placas de cobre apresentam aspecto brilhante e a 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 são observadas mudanças.
LIÇÃO DE CASA
Página 11
O desenho antes e depois será o mesmo, pois não são observadas mudanças
perceptíveis no sistema sem o fornecimento de energia elétrica.
Questão para análise do experimento
Página 11
Não, pois não são observados indícios de que ocorreu transformação química.
GABARITO Caderno do Aluno Química – 2a série – Volume 4
Atividade 2
Página 12
Neste 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.
ROTEIRO DE EXPERIMENTAÇÃO
Página 12
Os alunos observarão que as placas de cobre apresentam aspecto brilhante e a 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 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 foram mergulhadas as placas com a
solução que foi separada, poderão verificar que a cor da primeira não se alterou.
Observação: O professor também pode pedir que os alunos registrem estas
observações na forma de desenho.
Questões para análise de experimento
Página 14
1. 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 sido depositado cobre metálico sobre ela.
GABARITO Caderno do Aluno Química – 2a série – Volume 4
3. Somente ficou marcada uma linha que corresponde à altura em que a placa ficou
submersa.
4. Nada se pode observar:
a) Polo positivo da fonte: Cu(s) . Cu2+(aq) + 2e- (ocorre a oxidação de
átomos de cobre da placa de cobre, ou seja, perda de elétrons).
Polo negativo da fonte: Cu2+(aq) + 2e-. Cu(s) (ocorre a redução de íons Cu2+ da
solução de sulfato de cobre, ou seja, ganho de elétrons).
b) Cátodo é o eletrodo onde ocorre o processo de redução e, neste caso, ele está
ligado ao polo negativo da fonte.
Ânodo é o eletrodo onde ocorre o processo de oxidação e, neste 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 ou oxidação e não com a polaridade.
Desafio!
Página 16
1. O fato da cor da solução de cobre não ter se alterado é indício de que nela a
concentração de íons cobre permaneceu constante. Isso se justifica considerando que
ocorreram simultaneamente dois processos: a oxidação, em que átomos de cobre
(Cuo) da placa de cobre perdem elétrons se transformando 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 1
átomo de Cuo para 1 íon Cu2+ e vice-versa, a concentração deste 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+. Estes íons formados vão para a solução e, portanto, a
massa da placa diminui.
GABARITO Caderno do Aluno Química – 2a série – Volume 4
Aprendendo a Aprender
Página 16
Os alunos poderão aplicar seus conhecimentos para pesquisar como são dados
banhos de prata em metais. Conhecerão que o objeto a ser prateado deverá estar ligado
ao polo negativo (cátodo) de uma fonte de corrente contínua, e que deverá estar 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 (neste caso, os átomos de
oxigênio da água da solução perderão elétrons).
H2O . 2H+ + ½ O2 + 2e
Por analogia, poderão perceber que por eletrólise pode-se “recapear” objetos
metálicos por 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 este tratamento, o objeto é
galvanizado.
As pesquisas deverão também apontar que os objetos deverão estar limpos, isentos
de gordura e de impurezas para melhorar a aderência da prata metálica formada e para
que, desta maneira, não se “descasque” com facilidade. Poderão também conhecer 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.
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SITUAÇÃO DE APRENDIZAGEM 3
COMO FUNCIONAM AS PILHAS
ROTEIRO DE EXPERIMENTAÇÃO
Página 17
Parte 1
Os alunos irão perceber que nada acontece com as placas nem com o cartão.
Parte 2
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Maior que
a inicial
Menor que
a inicial
GABARITO Caderno do Aluno Química – 2a série – Volume 4
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. Este depósito tem uma
cor castanha semelhante ao cobre. Quando os alunos veem a cor castanha muitas vezes
concluem que “enferrujou”. Se isto ocorrer, é importante questionar: “De onde veio o
ferro? Tinha ferro no sistema?" Estas perguntas levam o estudante a refletir e 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 desta solução.
Questões para análise do experimento
Página 19
1. Não se observou nenhuma evidência de transformação química.
2. Sim, ocorreu transformação química que foi evidenciada pela mudança no brilho e na
coloração das placas. A energia que fez soar a música do cartão foi obtida quando se
colocou em contato as placas metálicas e a solução.
3. Considerando as informações contidas no texto da situação 1, pode-se concluir que a
energia elétrica foi obtida a partir da transformação química que ocorreu 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.
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Em ambos os 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 e só
foram utilizadas placas de cobre
Neste experimento observou-se a
transformação sem a necessidade do
fornecimento de energia elétrica e, além da
placa de cobre, foi utilizada uma placa de
zinco
GABARITO Caderno do Aluno Química – 2a série – Volume 4
Desafio!
Página 20
Chamamos de pilha o sistema onde ocorre transformação química que produz
energia elétrica.
Chamamos de eletrólise o sistema onde a corrente elétrica provoca uma
transformação química.
Questões para a sala de aula
Página 20
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 a 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 cercado por moléculas
de água). Os átomos de cobre metálico estarão unidos por 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 esta transformação. O aumento de
massa é mais um indício desta transformação.
Cu2+ + 2e-. Cu(s)
3. O processo que ocorreu na placa de cobre envolve uma reação de redução, pois íons
de Cu2+ ganhando elétrons transformaram-se em átomos de cobre que nela se
depositaram.
4. Seria o cátodo da pilha, pois foi onde ocorreu a redução.
5. Estava ligado ao polo positivo. Aqui talvez seja importante ressaltar que o polo é
exatamente o contrário do observado na eletrólise.
6. Parece ter se desgastado, pois ficou opaca e não deu a impressão de ter se formado
nenhum depósito em sua superfície.
GABARITO
Caderno do Aluno Química – 2a série – Volume 4
7. Zn é a forma metálica do zinco, onde este átomo está neutro, carga zero. No Zn2+, o
zinco está na forma iônica e possui duas cargas positivas indicando que perdeu
elétrons. Na placa de zinco temos o zinco na forma metálica, portanto, Zn. Na
solução temos íons zinco, portanto, Zn2+.
8. Como a massa diminuiu, o zinco metálico se transformou em íons zinco. Se tivesse
acontecido o contrário a massa da placa teria aumentado, pois teria se formado zinco
metálico que ficaria depositado na superfície.
Zn(s) .Zn2+(aq) + 2e-ou Zn(s) - 2e-..Zn2+(aq)
9. Perdeu elétrons, portanto, sofreu oxidação.
10. Como na região da placa de zinco ocorreu a oxidação, ela é o ânodo da pilha.
11. Com o polo negativo da pilha. É importante ressaltar que o pólo é exatamente o
contrário do observado na eletrólise.
LIÇÃO DE CASA
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 isto, pois na
redução ocorre um ganho de elétrons, portanto, estes elétrons devem vir de uma
espécie que perdeu elétrons. Da mesma maneira, se uma espécie perde elétrons, estes
elétrons devem ser consumidos em outro processo que é a redução.
2.
a)
Cu2+ 2eZn – 2e– . Cu semirreação de redução
– . Zn2+ semirreação de oxidação
Cu2+ + Zn . Zn2+ + Cu reação global
b)
H2 . 2H2e+ + 2e– semirreação de oxidação
2 Ag+ + – . 2 Ag semirreação de redução
H2(g) + 2 Ag+ . 2 Ag(s) + 2 H+ reação global
Observação: lembrar aos alunos que no balanceamento o número de elétrons
perdidos na oxidação do hidrogênio deve ser igual ao número de elétrons ganhos na
GABARITO Caderno do Aluno Química – 2a série – Volume 4
redução da prata. Por isso, a equação que representa a redução da prata é
multiplicada por 2.
Desafio!
Página 23
As reações de oxidação e redução acontecem na interface metal/solução. Na
oxidação, o zinco perde dois elétrons e "vai" para a solução na forma de íons zinco. Por
causa desta 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 estes elétrons se transformando 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. Neste 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 nesta direção. Já no eletrodo de
cobre aparece uma deficiência de cargas positivas, pois os íons cobre estão reduzindo e
os cátions migram nesta direção. A ponte salina, portanto, tem a função de conectar as
duas soluções e permitir a condução da corrente elétrica através das soluções, fechando
assim o circuito.
Atividade 2
Página 24
1. 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 um ácido. A intenção aqui é levá-los a pensar se
na construção das pilhas são sempre usados os mesmos materiais.
GABARITO Caderno do Aluno Química – 2a série – Volume 4
Questões para análise de experimento
Página 26
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22
+
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Nada ocorre (tubo 1)
depósito vermelho (de
cobre) sobre o ferro,
descoramento da solução
(tubo 4)
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Formação de um
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Nada ocorre (tubo 7)
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Nada ocorre (tubo 2)
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Formação de um depósito
escuro na superfície do
magnésio (tubo 3)
depósito (cobre) na
superfície do magnésio
(tubo 6)
Nada ocorre (tubo 5)
Formação de um
Nada ocorre (tubo 8)
Nada ocorre (tubo 9)
Observação: Esta 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, por exemplo, enquanto o magnésio reage com
duas soluções o cobre não reage com nenhuma. Com os 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) + 2e– . 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 oxidado já
que os íons cobre reduziram.
Fe(s) . Fe2+(aq) + 2e–
GABARITO
Caderno do Aluno Química – 2a série – Volume 4
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) + 2e– . Cu(s) semirreação de redução
Mg(s) . Mg2+(aq) + 2e– 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 se reduzirem para a forma metálica.
6. Sim,
poderíamos fazer um experimento semelhante utilizando vários cátions e
ordená-los segundo a ordem crescente ou decrescente de reatividade.
7. Pode-se colocar 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 colocaria solução de íons níquel e mergulharia ferro metálico em um tubo e
níquel metálico em outro.
Professor, a resposta acima é a mais provável de ser dada pelos alunos. Talvez
algum, que já consiga trabalhar melhor com variáveis, perceba que não é necessário
fazer o experimento do metal com seus próprios íons. Deste modo, como são apenas
dois metais, aquele que reagir com os íons do outro será o mais reativo. Para esta
questão, não se espera que os alunos concluam que o ferro é mais reativo que o
níquel.
Desafio!
Página 28
1. Au < Pt < Ag < Hg < Cu < Pb < Sn < Ni < Co < Fe < Cr < Zn < Mn < Al < Mg < Na
< Ca < K.
GABARITO Caderno do Aluno Química – 2a série – Volume 4
2. Exemplo
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 fila de reatividade, que como o
magnésio é mais reativo do que a prata ele sofrerá oxidação e os íons prata serão
reduzidos.
Este é só um exemplo, pois os alunos poderão montar pilhas com vários metais da
série. O metal mais reativo será o que sofrerá oxidação.
LIÇÃO DE CASA
Página 28
Pilha seca comum
Zn(s) – 2e– . Zn2+(aq) Oxidação (ânodo), polo negativo.
MnO2(s) + 2 H2O + 2e– . Mn(OH)2(s) + 2 OH –(aq) Redução (cátodo), polo positivo.
Bateria de chumbo–ácido
Pb(s) + HSO4
–(aq) – 2e.
PbSO4(s) + H+(aq) Oxidação (ânodo), polo negativo.
GABARITO Caderno do Aluno Química – 2a série – Volume 4
PbO2(s) + HSO4–(aq) + 3 H+(aq) + 2e– . PbSO4(s) + 2 H2O(aq)
Redução (cátodo), polo positivo.
Pilha de níquel-cádmio (recarregável)
Cd(s) + 2 OH–(aq) – 2e– . Cd(OH)2(s) Oxidação (ânodo), polo negativo.
NiO2(s) + 2 H2O + 2e– . Ni(OH)2(s) + 2 OH–(aq) Redução (cátodo), polo positivo.
Pilha de mercúrio
Zn(s) + 2 OH–(aq) – 2e– . Zn(OH)2(s) Oxidação (ânodo), polo negativo.
HgO(s) + H2O + 2e– . Hg(l) + 2 OH–(aq) Redução (cátodo), polo positivo.
PESQUISA INDIVIDUAL
Página 31
Professor, proponha uma discussão a partir das informações coletadas pelos alunos.
Aprendendo a Aprender
Página 31
Esta 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 se associa dois metais diferentes e existe um meio condutor forma-
se uma pilha. Nesta pilha, o ânodo sofre corrosão e se desgasta. A corrosão é
responsável por grandes perdas econômicas e por isso procuramos meios de evitá-la
como, por exemplo, evitando o contato direto entre dois metais diferentes ou pintando
os objetos metálicos.
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SITUAÇÃO DE APRENDIZAGEM 4
IMPACTOS AMBIENTAIS RELACIONADOS AO USO DE PILHAS,
BATERIAS E PROCESSO DE ELETRÓLISE
Leitura e Análise de Texto
Página 32
1. Alguns aspectos citados no texto são: durabilidade, quantidade de energia fornecida
em relação à massa da bateria, custo, portabilidade, segurança e os impactos
ambientais associados ao seu descarte e à sua produção.
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 desta bateria são: recarga segura associada a um
fornecimento de energia vantajoso; relação energia/massa que é o dobro daquela
apresentada por uma bateria de níquel-cádmio; não posuir o chamado “efeito
memória”; 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; o custo é mais alto que 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 por 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 processos produtivos que
causam significativos impactos ao ambiente.
GABARITO Caderno do Aluno Química – 2a série – Volume 4
PESQUISA EM GRUPO
Página 34
Professor, proponha uma discussão a partir das informações coletadas pelos alunos.
Atividade 2
Página 36
Neste espaço, os alunos devem descrever alguns dos impactos ambientais discutidos
em aula, que mais lhe chamaram atenção.
VOCÊ APRENDEU?
Página 36
1. Semirreação – ânodo: Cd(s) + 2 OH–(aq) . Cd(OH)2(s) + 2 e–
Semirreação – cátodo: Ni(OH)3(s) + e– . Ni(OH)2(s) + OH–(aq)
Reação global: Cd(s) + 2 Ni(OH)3(s) . Cd(OH)2(s) + 2 Ni(OH)2(s)
2.
a) Mg – 2e– . Mg2+ ( semirreação de oxidação)
Fe2+ + 2e– . Fe ( semirreação de redução)
b) e c)
GABARITO 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.
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