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Disciplina de Física e Química A 11º ano de escolaridade Componente de Química

Paulo José Santos Carriço Portugal Página 1 de 17

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



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



+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

→+

+→+∨→+



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



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 +→+ ++



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:



• 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 →++



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



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.



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



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



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



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.



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.



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.



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.



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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