aula Eletroquímica UniBh

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Reação de oxirredução
Fe + 2HCl FeCl2 + H2
Agente oxidante vs agente redutor
2Fe + O2 2FeO 
4Al + 3O2 2Al2O3
2Mg + O2 2MgO
Fe + 2HCl FeCl2 + H2
Fe + 6HNO3 Fe(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O 
Eletroquímica: Oxidação vs Redução
Conceito antigo
Oxidação: ganho de oxigênio; redução: retirada de oxigênio.
2Fe + O2 2FeO
4Al + 3O2 2Al2O3
Fe2O3 + 3C 2Fe + 3CO
Em termos de elétrons
Oxidação: perda de elétron; redução: ganho de elétrons.
Fe Fe2+ + 2e-
Cl2 + 2e- 2Cl- 
Em termos de número de oxidação
Oxidação: aumento algébrico do nox; redução: diminuição algébrica do nox.
Regras para cálculo do nox
Nox de uma substância de elemento simples é zero
Nox do hidrogênio é geralmente +1;
Nox do oxigênio é geralmente -2;
Nox dos halogênios (7A) geralmente é -1
Em seus compostos, os metais tem sempre nox positivo (alcalinos +1; alcalinos terrosos +2, família do Boro +3);
Regras para cálculo do nox
Quando dois não-metais se combinam, o mais eletronegativo tem o nox negativo e o outro é positivo. Ex.: CH4
Tabela-resumo para cálculo do nox
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Eletroquímica
Exemplos de aplicação:
2Mg + O2 2MgO
H2(g) + Cl2(g) 2HCl(g)
Fórmula geral para os metais: M = Mn+ + ne-
Reação de oxirredução
Agente oxidante vs agente redutor
Equações
Agentes redutores
Elementos redutores
Agentes oxidantes
Elementos oxidantes
1
Fe
Fe
O2
O
2
Al
Al
O2
O
3
Mg
Mg
O2
O
4
Fe
Fe
HCl
H+
5
Fe
Fe
HNO3
N+5
Potencial de eletrodo padrão
É a diferença de potencial expressa em volts entre o elemento e uma solução 1M de seus íons em relação ao eletrodo normal de hidrogênio, ao qual foi atribuído. potencial igual a zero.
MlMn+ (1M) ou M; Mn+ (1M)
Tabela de potencial de eletrodo padrão (E0)
H+ + e- = H2
H+ + O2 + e- = H2O
H2O + e- = H2 + OH-
H2O + O2 +e- = OH-
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Eletrodo de referência
Ecatodo e Eanodo = potenciais de redução dos eletrodos 
Epilha = Ecatodo – Eanodo
Mas qual é o anodo e qual é o catodo? 
Quando se ligam dois eletrodos através de um circuito metálico externo obtém-se uma pilha eletroquímica
Potencial de eletrodo E0
Eletrodo : anodo (oxidação); catodo (redução)
Anodo
Aumentar o número de e- livres na fase metálica
Aumentar a concentração dos íons do metal na solução em torno dele
Aumentar o n de íons em estado de oxidação mais elevado na solução em torno dele
Diminuir a massa do eletrodo (corrosão)
Catodo
Diminuir o número de e- na fase metálica
Diminuir o número de íons do metal na solução em torno dele
Aumentar o n de íons em estado de oxidação menos elevado na solução em torno dele
Aumentar a massa do eletrodo
Pilhas eletroquímicas
E0Zn = ?
E0Cu = ?
Cu(s) + ZnSO4(aq) = ?
Pilhas eletroquímicas
Zn(s) + CuSO4(aq) = ?
Pilhas eletroquímicas: pilha de Daniell
Após certo tempo…
Pilhas eletroquímicas: pilha de Daniel
E qual é a equação geral?
Pilhas eletroquímicas: pilha de Daniel
Nomenclatura dos eletrodos
Representação da pilha
Pilhas eletroquímicas
Composição da pilha:
Anodo
Eletrólito
Catodo
Circuito metálico
Fem e variação de energia livre
Podemos demonstrar que
O G é a variação da energia livre, n é a quantidade de matéria de elétrons transferidos, F é a constante de Faraday e E é a fem da célula.
Podemos definir
Já que n e F são positivos, se G > 0 logo E < 0 (Não espontâneo).
Espontâneo só quando G < 0 logo E > 0.
Espontaneidade de reações redox
Espontaneidade de reações redox
É possível ocorrer espontaneamente a seguinte reação:
Ag+(aq) + Cu(s) → Ag(s) + Cu2+(aq)
Semi-reações:
2Ag+(aq) + 2e- → Ag(s) Ered = 0,80 V
Cu(s) → Cu2+(aq) + 2 e- Eox = -0,34 V
Ag+(aq) + Cu(s) → Ag(s) + Cu2+(aq) Ecel = 0,46 V
Use os potenciais-padrões de redução listados na Tabela para calcular a variação da energia livre, G°, para a seguinte reação:
4Ag(s) + O2(g) + 4H+(aq)  4Ag+(aq) + 2H2O(l)
(b) Suponha que a reação do item (a) fosse escrita como:
2Ag(s) + ½O2(g) + 2H+(aq)  2Ag+(aq) + H2O(l) 
Exercícios:
Exercício:
Usando os potenciais-padrões de redução, determine se as seguintes reações são espontâneas sob condições-padrões:
a) Cu(s) + 2H+ (aq)  Cu2+(aq) + H2(g)
b) Cl2(g) + 2I-  2Cl- (aq) + I2 (g) 
Corrosão
Corrosão
Etapas para o estudo de processos corrosivos:
Verificar a compatibilidade entre o meio corrosivo e o material;
Verificar condições operacionais;
Verificar relatórios de inspesão de equipamentos;
Proceder avaliação econômica;
Indicar medidas de proteção;
Estabelecer o mecanismo responsável pelo processo corrosivo
Corrosão
Variáveis do processo corrosivo
Material metálico
Composição química
Impurezas
Tratamentos térmicos e mecânicos
Estado da superfície
União de materiais
Condições operacionais
Solicitações mecânicas
Condições de imersão
Meios de proteção contra a corrosão
Meio corrosivo
Composição química
Concentração
Impurezas
pH
Temperatura
Teor de oxigênio
Sólidos suspensos
Diferentes formas de corrosão
Morfologia: Uniforme, por placas, alveolar, puntiforme, intergranular, por esfoliação, grafítica, dezincificação, empolamento por hidrogênio
Causas ou mecanismo: Aeração diferencial, corrente de fuga, galvânica, associada a solicitações mecânicas, fragilização por hidrogênio, etc
Fatores mecânicos: Sob tensão, sob fadiga, por atrito, associada à erosão
Meios corrosivos: Atmosférica, pelo solo, induzida por microrganismos, pela água do ar, por sais fundidos, etc
Localização do ataque: Por pite, uiforme, intergranular, etc
Diferentes formas de corrosão
Uniforme  ocorre em toda a extensão da superfície. 
Por placas  formam-se placas com escavações.
Alveolar  produz sulcos de escavações semelhantes à alvéolos (tem fundo arredondado e são rasos). 
Puntiforme  ocorre a formação de pontos profundos (pites).
Intergranular  ocorre entre grãos.
Intragranular  ocorre nos grãos.
Filiforme  ocorre na forma de finos filamentos.
Principais meios corrosivos
Um determinado meio pode ser extremamente agressivo, sob o ponto de vista da corrosão, para um determinado material e inofensivo para outro.
Atmosfera (poeira, poluição, umidade, gases:CO, CO2, SO2, H2S, NO2)
Água (bactérias dispersas: corrosão microbiológica; chuva ácida, etc.)
Solo (acidez, porosidade)
Produtos químicos
 Atmosfera como meio corrosivo: outros fatores
Temperatura
Tempo de permanência do filme de eletrólito na superfície
Células Eletrolíticas
Experimento de Eletrólise da Água:
Desprendimento maior de gás
Células Eletrolíticas
Experimento de Eletrólise da Água:
Polo básico
Polo ácido
2 H2O(l) + 2e- → H2(g) + 2OH-(aq)
E= - 0,83 V
Redução da água
Catodo: polo negativo (conectado)
2H2O(l) → O2(g) + 4H+(aq) + 4e-
E= -1,23V
Oxidação da água
Anodo: polo positivo (conectado)
Células Eletrolíticas
Eletrólise: 
Envolve processos não-espontâneos
Decomposição da Água:
4 H2O(l) + 4e- → 2H2(g) + 4OH-(aq) E0 red = -0,83 V
2H2O(l) → O2(g) + 4H+(aq) + 4e- E0 ox = -1,23V
6 H2O(l) → 2H2(g) + O2(g) + 4OH-(aq) + 4H+(aq) 
2 H2O(l) → 2H2(g) + O2(g) E0 cel = -2,06 V