Avaliação de Corrosão - MEC 151 -

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AVALIAÇÃO DE CORROSÃO 
G1
Aluna: Érika Laiane Azevedo dos Santos
Turma: MEC 151
Professor: Elanio Aguiar de Medeiros
Tema: Pilha de Daniel, o que é oxidação e redução e como ocorrem.
SUMÁRIO
___________________________________________________________
Pilha de Daniel _____________________________________1
 1.1 Como foi feito ___________________________________1
 1.2 Processo químico _________________________________1
 1.3 Funcionamento da pilha de Daniell: ___________________2
 1.3.1 Ânodo (placa de zinco) __________________________2
 1.3.1.1 Semirreação do ânodo _______________________3
 1.3.2 Cátodo (placa de cobre) ____________________________3
 1.3.2.1 Semirreação do cátodo ______________________3
Oxidação e Redução ________________________________3
 2.1 Oxidação _________________________________________4
 2.1.1 Quando uma substância reage com oxigênio ___________4
 2.1.2 Quando uma substância perde o hidrogênio ____________4
 2.1.3 Quando um átomo ou íons de uma substância perde elétrons ______________________________________________4
 2.2 Redução _________________________________________5
 2.2.1 Quando uma substância perde oxigênio _______________5
 2.2.2 Quando uma substância ganha hidrogênio ______________5
 2.2.3 Quando um átomo ou íon de uma substância ganha elétrons________________________________________________5
 2.3 Resumo ___________________________________________6
Pilha de Daniel 
A primeira bateria conhecida foi desenvolvida por Alessandro Volta (1745-1827) em 1800. Ele é feito de placas metálicas de zinco e cobre espalhadas, separadas por chumaços de algodão imersos no eletrólito, e transmite corrente entre as placas, ou seja, conduz os elétrons perdidos pelo zinco para o cobre. Cada placa é um eletrodo, e cada grupo e algodão dessas duas placas é chamado de célula eletrolítica ou célula eletrolítica.
Porém, a solução eletrolítica usada por Volta é ácida e gera gases tóxicos, o que é muito perigoso. Portanto, em 1836, o químico britânico John Frederic Daniel (1790-1845) aperfeiçoou essa descoberta e montou um novo tipo de célula de menor risco, a conhecida pilha de Daniel. 
Como foi feito
Daniel fez o seguinte: Em um recipiente, colocou um pedaço de zinco em uma solução de sulfato de zinco (ZnSO4), em um recipiente separado colocou a folha de cobre em uma solução de sulfato de cobre (CuSO4). Dessa forma, ele fez eletrodos de zinco e eletrodos de cobre. Cada um desses eletrodos é chamado de semicela.
Processo químico
As reações de oxirredução são produzidas separadamente em cada sistema, com a transferência de elétrons entre espécies químicas, como explicado abaixo. No entanto, portanto, não foi possível aproveitar a transferência de elétrons para gerar corrente elétrica e luz de uma lâmpada, por exemplo. Portanto, ele colocou um circuito externo conectando esses dois eletrodos, com uma pequena lâmpada no meio.
Além disso, criou soluções de sulfato de cobre e zinco interconectadas com solução salina usada para manter o habitante da migração de íons neutra. Sem solução salina, um excedente de cargas positivas e a reação parariam de ambos os lados do sistema.
A ponte salina pode ser um tubo de vidro em U com uma solução de sulfato de potássio (K2SO4), de nitrato de sódio (NaNO3), de nitrato de amônio (NH­4­NO3) ou de cloreto de potássio (KCl). 
Com o passar do tempo, observou-se que a placa de zinco era corroída e a placa de cobre aumentava de massa, enquanto a solução de sulfato de cobre, que era azul, ia ficando incolor:
 
Isso ocorreu devido às reações de oxirredução, onde há transferência de elétrons entre os eletrodos
· Funcionamento da pilha de Daniell:
* Ânodo (placa de zinco) – O zinco metálico tem maior potencial de oxidação que o cobre, por isso ele perde 2 elétrons que são conduzidos para os eletrodos de cobre. Com isso, o zinco metálico (Zn0(s)) sofre oxidação e se transforma no cátion zinco (Zn2+(aq)), que fica na solução. É por isso que a placa de zinco vai perdendo massa com o passar do tempo e a quantidade de cátions Zn2+ aumentam na solução de sulfato de zinco.
Portanto, a placa de zinco é o polo negativo da pilha, onde ocorre a oxidação, sendo denominado de ânodo.
Semirreação do ânodo: Zn( s) ↔ Zn2+(aq) + 2 e-
* Cátodo (placa de cobre) – O cobre metálico tem maior potencial de redução que o zinco, por isso ele recebe os 2 elétrons que o zinco perdeu. Com isso, os cátions cobre (Cu2+(aq)), que estavam na solução de sulfato de cobre, sofrem redução e se transformam em cobre metálico (Cu0(s)), que se deposita na placa. É por isso que, com o passar do tempo, a massa da placa de cobre vai aumentando. Além disso, a cor azul da solução de sulfato de cobre se deve à presença dos íons Cu2+. Visto que eles vão diminuindo em solução, a sua cor vai se tornando transparente com o passar do tempo.
Dessa maneira, a placa de cobre é o polo positivo da pilha, onde ocorre a redução, sendo denominado de cátodo.
Semirreação do cátodo: Cu2+(aq) + 2 e- ↔ Cu( s) 
Reação Global da Pilha: Cu2+(aq) + Zn( s) ↔ Zn2+(aq) + Cu( s) 
A notação química ou representação da pilha de Daniell é feita da seguinte forma:
Zn / Zn2+// Cu2+ / Cu
Oxidação e Redução
A formação de ferrugem é um processo que envolve enormes perdas econômicas ao longo dos anos, uma vez que requer muito dinheiro para produzir mais ferro simplesmente com o objetivo de substituir o que foi perdido. 
Outro processo químico importante é a fotossíntese, mas isso lidera os benefícios, bem como a manutenção de plantas, também garante a conservação de cadeias alimentares e ecossistemas.
Esses dois processos, apesar de serem tão diferentes, apresentam algo em comum entre si: ambos envolvem reações com ocorrência de oxidação e redução.
· OXIDAÇÃO 
A oxidação pode ocorrer em três ocasiões:
1- Quando uma substância reage com oxigênio:
 Por exemplo, frutas como a maçã são escurecidas em contato com oxigênio do ar porque se oxidam. Para evitar que isso ocorra em saladas de frutas, adicione-se suco de laranja, que contém vitamina C (ácido L-ascórbico), que oxida ainda mais facilmente. Portanto, essa taxa de ácido antes da fruta, evitando que a fruta seja perdida. 
O nome "oxidação" foi usado porque pretendia que este tipo de reação ocorreu apenas com a presença de oxigênio. Posteriormente, outros tipos de oxidação foram descobertos, mas o nome já era generalizado e permaneceu.
As reações de oxidação com a presença do oxigênio podem ocorrer de diversas formas, tais como na combustão, na oxidação branda e na oxidação energética. Por exemplo a reação de combustão do etanol usado como combustível em automóveis:
CH3CH2OH(l) + 3 O2(g) → 2 CO2(g) + 3 H2O(g)+ energia térmica
combustível comburente produtos
 etanol oxigênio gás carbônico e água
2- Quando uma substância perde o hidrogênio:
Este tipo de reação de oxírredução ocorre muito em caso de oxidação em química orgânica. Por exemplo, por isso temos a oxidação de um álcool secundário, o propano-2 -ol óxida na presença de uma solução aquosa de dicromato de potássio (k2cr2o7) no meio do ácido. Observe que ocorre a perca de átomos de hidrogênio do álcool, transformando-o numa cetona:
 
3- Quando um átomo ou íons de uma substância perde elétrons:
É o conceito mais completo da reação de oxidação, como acontece nos três casos mencionados. Devido à perda de um ou mais elétrons, o Nox (número de oxidação), o que aumenta o átomo ou íon adquirido. 
Os elétrons perdidos são transferidos para outro átomo ou íon, que é reduzido. Desta forma, a substância que sofre oxidação também é chamada de agente redutor porque causa a redução de outra substância. 
Por exemplo, se colocarmos uma faixa de magnésio em uma solução aquosa de ácido clorídrico, verificamos que a faixa "desaparecerá" com o tempo, e e ocorrerá uma efervescência na solução. De fato, o magnésio de metal (mg (s)) é oxidado, isto é, que ele perde dois elétrons, se transformandono cátion mg2 + (AQ), NOx de zero a +2 aumenta. Como esses íons estão na solução, a tira de magnésio desaparece.
 Mg(s) + 2HCl(aq) → MgCl2(aq) + H2(g)
Mg(s) + 2H+(aq) → Mg2+(aq) + + H2(g
· REDUÇÃO
Redução também ocorre em três ocasiões, que são processos contrários aos vistos anteriormente para a oxidação:
1- Quando uma substância perde oxigênio:
Por exemplo, se colocarmos o óxido de cobre, que é um composto negro para reduzir numa aparelhagem apropriada, ele é superaquecido e entra em contato com o gás hidrogênio, perdendo oxigênio. Essa redução é visualizada pela cor do composto que se torna rosa.
2- Quando uma substância ganha hidrogênio:
 Um aldeído, por exemplo, reage com hidrogênio e se torna um álcool primário,
 O OH
 | |
H3C - C + 2 [H] → H3C - C ?H
 | |
 H H
3- Quando um átomo ou íon de uma substância ganha elétrons:
 No exemplo dado antes da reação entre magnésio e ácido clorídrico, cada cation hidrogênio (H +) recebe dois elétrons de cada átomo de magnésio, com isso, seu NOx diminui de +1 a zero, a redução é sofrida e é convertida a gás hidrogênio (H2) que é responsável pela efervescência observada. Esta espécie também é chamada de agente oxidante, uma vez que causou a oxidação de magnésio. 
Mg(s) + 2HCl(aq) → MgCl2(aq) + H2(g)
Mg(s) + 2H+(aq) → Mg2+(aq) + H2(g)
A oxidação e redução são produzidas simultaneamente, ou seja, ao mesmo tempo em uma reação que se deve a isso, chamada de reação de oxirredução ou redox.
RESUMIDAMENTE TEMOS:
 
A ferrugem citada no início do texto é uma reação de oxidorredução entre o ferro e agentes naturais, principalmente o oxigênio do ar. Abaixo será mostrado que o ferro é oxidado, perdendo dois elétrons cada. A presença de água acelera o processo de corrosão porque em sua presença formam-se íons que conduzem melhor os elétrons. Posteriormente, o Fe (OH)2 é oxidado formando a ferrugem: Fe (OH)3 ou Fe2O3.3H2O.
Ânodo: 2 Fe (s) → 2Fe2+ + 4e- 
Cátodo: O2 + 2 H2O + 4e- → 4 OH-___________
Reação global: 2 Fe + O2 + 2 H2O → 2 Fe (OH)2
Já a fotossíntese é uma reação de oxidorredução em que as moléculas da clorofila absorvem fótons da luz solar, perdendo seus elétrons que ficam no estado excitado. A molécula de água é então quebrada (oxidação) e o hidrogênio fornece os elétrons para os pigmentos, no caso para a clorofila, que perdeu seus elétrons excitados. Na quebra da água também haverá a liberação de O2. A energia obtida é então utilizada para transformar (reduzir) as moléculas de CO2 em compostos complexos, como carboidratos e biomassa.
Reação genérica de fotossíntese:
nCO2 + nH2O+ luz solar ® {CH2O}n + nO2