Pre Relatorio 6 corrosao e eletrolise

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UNIVERSIDADE ESTADUAL DE MARINGÁ
CENTRO DE CIÊNCIAS EXATAS
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA
QUÍMICA EXPERIMENTAL
Estudos de Corrosão e Eletrólise
Acadêmicos:
Ana Carolina Fernandes Parola RA: 112424
Caio Grego 112426
Giovanna Gatti Alves 112418
Julia Cardoso Oliveira 112412
Mharia Eduarda Jasper Benavides 112421
Raffaela Bandeira Rodrigues 112420
Turma: 207/05
Professora: Thelma Sley Pacheco Cellet
MARINGÁ, 24 DE FEVEREIRO DE 2022
1. Introdução:
Relação entre pilha e corrosão: A corrosão é a deterioração de um material,
geralmente metálico, que resulta de uma reação com o meio em que se encontra. Para que
haja a corrosão eletroquímica, é necessário que ocorra a transferência de elétrons, isso é,
uma reação de oxirredução.
Uma pilha é um equipamento elétrico que pode transformar espontaneamente a energia
química em energia elétrica. Para isso, o sistema deve conter dois eletrodos, os ânodos
(polo negativo) e cátodos (polo positivo), que são formados por diferentes metais por onde
passarão os elétrons que gerarão corrente elétrica.
A pilha de corrosão galvânica sucede devido à diferença de potencial dos diferentes metais
presentes no sistema, e é mais reativa quanto maior for essa diferença. Para poder saber
qual metal será corroído e qual será reduzido, se deve utilizar o valor do potencial de
redução padrão de cada metal. Aquele que apresentar menor potencial padrão de redução
será corroído e, consequentemente, aquele que apresentar maior potencial padrão de
redução será reduzido.
Pilha- área anódica e catódica: Para as pilhas o fluxo de elétrons sempre irá ocorrer no
sentido do ânodo para o cátodo, isto é, do eletrodo que tem maior potencial de redução para
o eletrodo com menor potencial de redução. O ânodo é a região onde ocorrem as reações
de oxidação e a superfície na qual ocorre a corrosão, já o cátodo é a região onde ocorrem
as reações de redução, assim a superfície se torna protegida e não existe corrosão.
Potencial e sua dependência com o meio e a concentração: O potencial se estabelece
entre o metal e a solução, se ambos estiverem em equilíbrio (se a pilha não estiver em uso),
se tem que a diferença de potencial entre os dois polos da pilha será dada pela diferença de
potencial entre os dois potenciais de equilíbrio.
Tendo como exemplo os elementos químicos Níquel (Ni) e Cobalto (Co), se a concentração
de ambos for a mesma, o níquel será mais nobre que o cobalto, tendo seu potencial padrão
maior, porém, se a concentração de íons de cobalto for muito alta e a de níquel muito baixa,
a situação pode se inverter, fazendo com que o cobalto se torne mais nobre que o níquel.
Então, não se deve tomar a tabela de potenciais padrão como um critério absoluto para as
comparações de nobrezas.
Tipos de corrosão: Existem três formas do meio agir sobre o material, degradando-o. São
elas o tipo de corrosão: química, eletroquímica e eletrolítica. Corrosão Química: Ocorre
quando um agente químico atua sobre determinado material sendo ele, metálico ou não. Os
solventes são exemplos de substâncias que podem quebrar moléculas de polímeros para
degradá-los, nesse caso, não ocorre a transferência de elétrons.
Um exemplo de corrosão química é o ácido sulfúrico que corrói o zinco.
Corrosão Eletroquímica: Esse tipo de corrosão é uma das mais presentes na indústria,
porque acontece quando o metal entra em contato direto com o meio corrosivo. Existem
duas formas básicas de causar corrosão eletroquímica, a primeira é: colocar o metal em
contato com um eletrólito e, assim, formar uma pilha galvânica. Isso ocorre quando a água e
oxigênio presentes no ar reagem com o material desprotegido.
A segunda forma de causar corrosão eletroquímica consiste em: manter dois metais ligados
por um eletrólito, por exemplo, uma placa de cobre e uma de ferro mergulhadas em um
eletrólito neutro aerado, cada uma se tornará um eletrodo. O ferro que é o ânodo perderá
elétrons para o cobre que é o cátodo, que será reduzido. O ânodo vai sofrer desgaste e dar
origem à ferrugem.
Corrosão Eletrolítica: é um processo eletroquímico que ocorre com a aplicação externa de
uma corrente elétrica, este é um processo não espontâneo. Por isso, costuma estar
presente em equipamentos que não contam com isolamento ou aterramento adequado, ou
que estão com defeitos, formam correntes de fuga que se direcionam para o solo e formam
pequenos furos nas instalações.
Tipos de proteção contra a corrosão: A corrosão dos metais é um processo natural
resultante, geralmente, de reações de oxirredução ou corrosão eletroquímica. Nesse
processo, os metais sofrem desgastes por causa da ação de agentes naturais, como o gás
oxigênio presente no ar.
E com a finalidade de minimizar os efeitos corrosivos que pode causar grandes prejuízos
econômicos, é necessária a utilização de técnicas anticorrosivas.
Para a proteção do material, se utilizam materiais orgânicos finos, como tintas, que formam
uma barreira entre o metal e o meio corrosivo. Devido ao baixo custo e à alta eficiência, as
tintas são uns dos materiais anticorrosivos mais utilizados.
Outra técnica comumente utilizada é a galvanoplastia, consiste na superposição de um
metal menos nobre sobre o que será protegido. Se aplica um revestimento metálico a uma
peça colocando ela como cátodo, que é o polo negativo em um circuito de eletrólise.
Geralmente se protege o ferro utilizando um metal que tem um potencial de oxidação maior
que o dele, como o zinco (Zn) e o magnésio (Mg).
Reação de oxidação e redução da água (ausência e presença de O2 dissolvido)
equações especiais: Se tem a reação da água na presença de oxigênio: H2O + ½ O2 + 2e-
—> 2OH- ou também multiplicando os coeficientes por 2, para poder ter números inteiros,
tem a mesma reação:
2 O2 + 4e- —> 4OH-
Para a redução da água na ausência de oxigênio, segue a reação: 2H2O + 2e- —> H2 +
2OH-
Para poder determinar as reações de oxidação da água (H2O), pode fazer a inversão das
reações acima, e assim se tem as reações de oxidação da água na ausência e presença do
oxigênio:
4OH- —> 2H2O + 2O2 + 4e-
H2 + 2OH- —> 2H2O + 2e-
Eletrólise e a facilidade de reações: A eletrólise é uma reação química de oxirredução
provocada pela passagem de corrente elétrica, e por isso o processo é não espontâneo.
Essa reação pode ocorrer de duas formas, sendo elas: a eletrólise ígnea e a eletrólise
aquosa.
Eletrólise Ígnea: ocorre quando a passagem de corrente elétrica se dá em uma substância
iônica liquefeita. Esse tipo de reação é muito comum nas indústrias, principalmente para
produção de metais.
Eletrólise Aquosa: fazem parte os íons da substância dissolvida (soluto) e da água. Na
eletrólise do cloreto de sódio em meio aquoso são produzidos a soda cáustica (NaOH), o
gás hidrogênio (H2) e o gás cloro (Cl2). Apenas uma espécie de íon positivo ou negativo
descarrega por vez, cada íon possui uma voltagem adequada para se descarregar, o par de
cátion/ânion que apresenta menor voltagem para descarregar será o que vai descarregar
primeiro.
Eletrólise do NaCl/H2O: Na eletrólise do NaCl ele se funde a temperatura de 808°C.
NaCl(sólido) —> NaCl(líquido)
através da dissociação: NaCl —> Na1+ + Cl1-
Os íons Cl1- dirigem-se para o ânodo, que é o polo positivo, transformando-se em gás cloro:
2Cl1- —> Cl2 + 2e- (oxidação)
Já os íons Na1+ se dirigem para o cátodo, polo negativo, que são transformados em sódio
metálico. A equação a seguir foi multiplicada por 2 para poder igualar o número de elétrons
na oxidação e redução. Segue a equação: 2Na1+ + 2e- —> 2Na0 (redução)
A equação global da eletrólise é dada por:
2NaCl —> 2Na1+ + 2Cl1-
2Cl1- —> Cl2 + 2e- (oxidação)
2Na1+ + 2e- —> 2Na0 (redução)
Reação global: 2NaCl —> Cl2 + 2Na0
2. Objetivos
PARTE I- Estudar o processo de corrosão tanto em meio aquoso a diferentes valores
de pH, quanto em células galvânicas e eletrolíticas;
- Conhecer e diferenciar reações que se processam em ambas as células;
- Conhecer alguns processos anti-corrosivos.
PARTE II:
- Estudar a pilha de concentração.
3. Metodologia
3.1. Parte I
A) Corrosão de ferro em meio aquoso:
Inicialmente, tome 6 tubos de ensaio e em cada um coloque um prego limpo e polido
(evite gorduras do dedo). Adicione cerca de 2 mL das seguintes soluções (0,1 mol/L):NaOH,
NaCl, HCl, Na2CO3, KNO3 e H2O (torneira). Com isso, determine aproximadamente a
concentração de íons hidrogênio em cada solução, usando papel indicador universal. Para
isso, basta notar se a solução é ácida, básica ou neutra. Após as soluções e os pregos
terem permanecido em contato durante uma hora, junte gotas de solução 0,1 mol/L de
ferricianeto de potássio a cada uma das soluções e observe possíveis mudanças. Também,
junte uma gota de solução 0,1 mol/L de ferricianeto de potássio a cerca de 1 mL de solução
de sulfato ferroso. Por fim, compare o resultado com o de cada um dos testes anteriores,
observe e registre quaisquer transformações, descrevendo as reações possíveis.
B) Processos de decapagem:
Coloque um prego enferrujado em um tubo de ensaio contendo HCl (1 mol/L) e outro
com NaOH (1 mol/L). Após uma hora, observe e discuta como você poderia utilizar-se de
soluções ácidas, básicas e óleos nas indústrias de galvanoplastia, metalurgias e afins.
C) Verificação do sentido espontâneo da reação:
Fe2+ + Cu0 ⇌ Cu2+ + Fe0
Coloque em um béquer pequeno aproximadamente 4 mL de solução de FeSO4 0,1
mol/L. Mergulhe nesta solução uma placa de cobre. Em um tubo de ensaio, coloque um
prego de ferro (limpo e polido) e adicione solução de 1 mol/L de sulfato de cobre (até a
metade do prego). Após 5 segundos retire o prego e observe.
D) Eletrodeposição de zinco em um objeto metálico:
Figura 1
Monte o seguinte esquema (cuidado com curto circuito), representado acima:
No sistema tem-se corrente contínua, um eletrodo inerte de grafita, um prego (ferro)
e béquer, contendo solução de sulfato de zinco. Coloque em funcionamento o ferro ligado
ao pólo negativo e a grafita ao pólo positivo. E observe. Deixe funcionando por certo tempo.
Cuidado, não permita o fechamento elétrico do circuito. Retire o prego, lave, pula e observe.
E) Pilha de corrosão / proteção:
Coloque em um béquer de 250 mL, 50 mL de solução aquosa de cloreto de sódio a
3%, 2 gotas de solução alcoólica a 1% de fenolftaleína e 4 gotas de solução aquosa 1,0
mol/L de ferricianeto de potássio. É necessário preparar 4 soluções idênticas.
Insira parcialmente dois eletrodos metálicos, sendo um de cobre e outro de ferro
(prego), ligando-os por meio de um fio (de cobre), como mostra o esquema abaixo:
Figura 2
Observe o que ocorreu. Após isso, em outro béquer, repita o mesmo procedimento,
substituindo a placa de Cu por Zn, observe novamente.
F) Aplicação da proteção catódica (corrente impressa):
Coloque em um béquer de 250 mL, 50 mL de solução aquosa de cloreto de sódio a
3%, 2 gotas de solução alcoólica a 1% de fenolftaleína e 4 gotas de solução aquosa 1,0
mol/L de ferricianeto de potássio (preparação idêntica a anterior, item E). Por conseguinte,
insira parcialmente dois eletrodos, um de ferro (prego) e outro de grafita, ligando-os
respectivamente aos pólos negativo e positivo de uma fonte de corrente contínua.
Tome cuidado com o curto circuito e observe.
G) Aceleração da corrosão por fornecimento de corrente:
Coloque em um béquer de 250 mL, 50 mL de solução aquosa de cloreto de sódio a
3%, 2 gotas de solução alcoólica a 1% de fenolftaleína e 4 gotas de solução aquosa 1,0
mol/L de ferricianeto de potássio (ou seja preparação idêntica ao dos itens E e F).
Prossiga como na experiência anterior (F), só que agora o ferro deverá funcionar
como pólo positivo. Cuidado com curto circuito, e como de praxe, observe.
3.2. Parte II
A) Pilha de Concentração:
Faça esta parte no início da aula:
Em um tubo de ensaio, adicione solução concentrada de SnCl2 40% (m/v) em meio
ácido (aproximadamente 1/3 de altura do tubo).
Logo após, introduza um fio de estanho, em seguida, adicione lentamente e
escorrendo pela parede do tubo, solução de SnCl2 diluída (0,2% em meio ácido).
Deixe o sistema em repouso e observe depois de algum tempo.
B) Pilha de aeração diferencial:
Sobre uma chapa de ferro limpa, deposite 0,5 mL de solução de: NaCl 3% aquoso
contendo uma gota de fenolftaleína e uma gota de ferricianeto de potássio.
Deixe em repouso e observe.
4. Referências
- CASTELLAN, Gilbert, Fundamentos da Físico Química, LTC- Rio de Janeiro-2003
- https://nortel.com.br/blog/tipos-de-corrosao/ > acessado dia 21 de fevereiro de 2022<
- https://www.google.com.br/amp/s/m.manualdaquimica.com/amp/fisico-quimica/corros
ao-protecao-metais.htm >acessado dia 22 de fevereiro de 2022<
- https://mundoeducacao.uol.com.br/quimica/eletrolise.htm > acessado dia 23 de
fevereiro de 2022<
- https://pt.slideshare.net/RailaneF/relatrio-pilhas-e-eletrlise > acessado dia 23 de
fevereiro de 2022<
https://nortel.com.br/blog/tipos-de-corrosao/
https://www.google.com.br/amp/s/m.manualdaquimica.com/amp/fisico-quimica/corrosao-protecao-metais.htm
https://www.google.com.br/amp/s/m.manualdaquimica.com/amp/fisico-quimica/corrosao-protecao-metais.htm
https://mundoeducacao.uol.com.br/quimica/eletrolise.htm
https://pt.slideshare.net/RailaneF/relatrio-pilhas-e-eletrlise