Unidade VII Eletroquímica

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ELETROQUIMICA
	
É o estudo de Interfaces carregadas eletricamente e dos fenômenos que ocorrem nestas interfaces.
Eletroquímica é o estudo da interação da eletricidade com as reações químicas. 
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Reações químicas espontâneas: conversão de energia química em energia elétrica, denominado pilha ou célula galvânica ou eletroquímica.
Reações químicas não-espontâneas: conversão de energia elétrica em energia química, denominado eletrólise, células eletolíticas.
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 Nomenclatura utilizada no estudo da eletroquímica 
ELETRODOS: São as partes metálicas que estão em contato com a solução dentro de uma célula eletroquímica.
ÂNODOS: São os eletrodos pelo qual a corrente elétrica que circula numa célula ENTRA na solução. Onde ocorre a oxidação.
CÁTODOS: São os eletrodos pelo qual a corrente elétrica que circula numa célula DEIXA a solução. Onde ocorre a redução.
d) ELETRÓLITOS: São todas as soluções que CONDUZEM a corrente elétrica.
e) ÍONS: São as partículas carregadas que se movimentam na solução.
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OBS. Lembrando que o sentido convencionalmente adotado para a corrente elétrica é o sentido oposto ao da movimentação dos elétrons, ânodo e cátodo podem ser redefinidos como segue:
 ÂNODO: Eletrodo do qual saem os elétrons para o circuito externo da célula. 
CÁTODO: Eletrodo no qual entram os elétrons através do circuito externo da célula.
f) CÉLULA ELETROQUÍMICA: Todo sistema formado por um circuito externo que conduza a corrente elétrica e interligue dois eletrodos que estejam separados e mergulhados num eletrólito
. Os elétrons são liberados pela meia reação de oxidação no anodo, passam pelo circuito externo e reentram na célula no catodo, no qual eles são usados na meia reação de redução.
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Dados sobre reaçõs de oxi-redução 
(reação REDOX)
 Os elementos envolvidos em uma reação eletroquímica são caracterizados pelo número de elétrons que têm. 
 Número de oxidação e redução (tendência dos elementos em perder e ganhar elétrons ).
 Semi-reações.
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Reações de oxidação
Qualquer processo em que o oxigênio é adicionado a outra substância é uma reação de oxidação
			2 Mg(s) + O2(g) →MgO(s)
Nesta reação o oxigênio é o agente oxidante, a substancia responsável pela oxidação
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A Oxidação pode ocorrer de três maneiras: 
-quando se adiciona oxigênio à substância;
-quando uma substância perde hidrogênio;
-ou quando a substância perde elétrons. 
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Reação de redução
Um processo em que o oxigênio é removido de uma substância é uma reação de redução
Fe2O3(s) + 3 CO(g) → 2 Fe(s) + 3 CO2(g)
Nesta reação o CO é o agente redutor, a substância responsável pela redução
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A Redução ocorre também de três maneiras: 
-quando uma substância perde oxigênio; 
-quando ganha hidrogênio;
-ou quando ganha elétrons. 
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Redução do oxido de Ferro(III)
Fe2O3(s) + 3 CO(g) → 2 Fe(s) + 3 CO2(g)
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Reações de oxi-redução
Nem todas as reações de oxidação-redução envolvem oxigênio.
Toda reação de oxidação e redução envolve transferência de elétrons entre substâncias 
A substância que se oxida perde elétrons e a substância que se reduz ganha elétrons 
	
			Zn(s) + Cu+2(aq) → Cu(s) + Zn+2(aq)
O Zn se oxida, fornecendo elétrons para o ion Cu+2, que se reduz. 
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Reação em uma pilha
Redução do ion Cu+2 pelo Zn
 
				PILHA DE DANIEL
Zn(s) + CuSO4(aq) → Cu(s) + ZnSO4(aq)
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Números de oxidação
O número de oxidação de um átomo em uma substância é uma carga hipotética atribuída ao átomo seguindo um conjunto de regras
A oxidação aumenta o número de oxidação de um elemento
A redução diminui o número de oxidação de um elemento
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Regras para atribuir números de oxidação 
O número de oxidação de um elemento não-combinado com outro elemento é zero . 
A soma dos números de oxidação de todos os átomos em uma espécie é igual a sua carga total . 
Alguns elementos tem valores específicos : 
H é +1 quando combinado com não-metais . 
Li , Na , K , Rb , Cs é + 1 
Be , Mg , Ca, Sr , Ba , Ra é +2 . 
Al é +3
F é –1 
Cl , Br , I é –1 , exceto quando ligados diretamente ao oxigênio . 
O é –2 na maioria de seus compostos . 
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Exemplos
KMnO4
(+1) + x +[4 x (-2)] = 0
X = +7
Cr2O7-2
2x + [7 x (-2)] = -2
X = +6
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Meias-reações
			Zn(s) + CuSO4(aq) → Cu(s) + ZnSO4(aq)
Meia-reação de oxidação
			Zn0 (s) → Zn+2(aq) + 2 e-
Zn → agente redutor
Meia-reação de redução
			Cu+2(aq) + 2 e- → Cu0(s)
CuSO4 →agente oxidante
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Pilha (Célula Galvânica)
	Por volta de 1780, o anatomista italiano Luigi Galvani (1737-1798), realizando experiências de anatomia com sapos, concluiu que a corrente elétrica tinha origem nos músculos animais
.
Em 1786, Galvani realizou uma experiência curiosa: pendurou a perna de uma rã em um guincho de bronze preso a um poste de ferro. Durante uma tempestade, observou que a faísca elétrica a fazia saltar e concluiu que para se obter eletricidade eram necessários dois metais diferentes e um pedaço de carne. 
	Alessandro Volta (1745-1827) partiu de um pressuposto diferente do de Galvani: o de que a eletricidade tinha origem nos metais. 	
	Como físico, Volta tentava provar que só existia um tipo de eletricidade, aquela estudada pelas físicos. Por isso, trocou os tecidos de organismos vivos por ferro, cobre e tecido molhado. Variando os metais usados, rapidamente se convenceu de que seu raciocínio fazia sentido.
	Em 1800, Volta construiu um equipamento capaz de produzir corrente elétrica continuamente: a pilha de Volta. Ele empilhou alternadamente discos de zinco e de cobre, separando-os por pedaços de tecido embebidos em solução de ácido sulfúrico. A pilha de Volta, produzia energia elétrica sempre que um fio condutor era ligado aos discos de zinco e de cobre, colocados na extremidade da pilha.
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	Em 1836, o químico e meteorologista inglês Jonh Frederiz Daniell (1790-1845) construiu uma pilha diferente, substituindo as soluções ácidas utilizadas por Alessandro Volta por soluções de sais, tornando as experiências com pilhas menos arriscadas.
	A pilha de Daniell , foi construída com dois eletrodos, um de cobre e um de zinco, mas cada eletrodo ficava em uma cela individual, o que aumentava a eficiência da pilha, pois ela possuía um tubo que ligava as duas cubas, este tipo foi chamado de ponte salina. Com os dois eletrodos imersos em semi-células contendo soluções com seus respectivos íons, o Cu++ e o Zn++, uma ponte salina ficava conectada às duas semi-células por um fio metálico. O seu funcionamento é semelhante a de Alessandro Volta (1745-1827), pois possuem os mesmos eletrodos: cobre e zinco, as diferenças são que na pilha de Daniell os eletrodos estão em compartimentos separados, e a utilização da ponte salina, que é responsável pelo fechamento do circuito elétrico.
	 Nessa pilha ocorre a semi-reação de oxidação no eletrodo de zinco(ANODO), havendo um fluxo de elétrons através do fio metálico até o eletrodo de cobre (CATODO), local onde ocorre a semi-reação de redução. Para manter a neutralidade elétrica, íons migram através da ponte salina, que é uma solução eletrolítica que não participa diretamente das reações nos eletrodos. 
 - Representação convencionada pela IUPAC : Ânodo/Solução do ânodo//Solução do cátodo/Cátodo
Exemplo: Pilha de Daniell Zn/Zn2+//Cu2+/Cu
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Série de Atividade 
Série de atividade : uma lista de metais dispostos em ordem decrescente de facilidade de oxidação 
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Cu(s) + AgNO3(aq)→Ag(s) + Cu(NO3)2(aq)
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Zn(s)+CuSO4(aq)→Cu(s)+ZnSO4(aq)
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Células galvânicas ou voltáicas:
 armazenam energia elétrica.
As reações que ocorrem nos eletrodos tendem a prosseguir espontaneamente e produzem um fluxo de elétrons do anodo
para o catodo, que é conduzido através de um condutor externo.
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Células voltáicas
Na célula voltáica a transferência de elétronsocorre pelo caminho externo em vez de diretamente entre os reagentes
Voltimetro mede a diferença
de potenciais eletricos – Tensão. 
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Célula voltáica
Componentes da célula voltáica
Eletrodos :qualquer sólido em cuja superfície ocorre uma reação de oxidação-redução 
				Anodo eletrodo negativo (-) oxidação
				Catodo eletrodo positivo (+) redução
Eletrólitos : soluções contendo íons metálicos .
				 A corrente através das soluções da célula 			 é transportada pelos íons em movimento 
Ponte salina
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Anodo – onde ocorre a oxidação
Catodo – onede ocorre a redução
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Ponte Salina
A ponte salina é um caminho iônico para a corrente entre as soluções no compartimento do catodo e do anodo ou seja permite o fluxo de íons.
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A ponte salina também reduz o
Potencial de junção líquida que se 
Estabelece devido a diferença de
Potencial entra duas soluções 
Colocadas em contato.
 
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Potencial padrão, Eo do eletrodo de Zn
			Zn(s) → Zn+2(aq) + 2 e- Eº = + 0,76 V
Mede o poder de puxar elétrons de um único eletrodo. 
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Eletrodo padrão de hidrogênio
É utilizado para definir o potencial padrão de qualquer outro eletrodo
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Potencial padrão do eletrodo de Cu
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Potencial da célula Zn-Cu
Zn(s) → Zn+2(aq) + 2e- Eo = + 0,76 V oxidação
Cu+2(aq) + 2 e- → Cu(s) Eo = - 0,34 V redução
Zn(s) + Cu+2(aq)→Zn+2(aq) + Cu(s) Eo = + 1,10 V
Eocélula = Eo( anodo) – Eo( catodo) 
Lembre-se : 
 Eoredução = - Eooxidação 
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Potencial da célula Zn-Cu
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Tabela de Potenciais 
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Espontaneidade de reações redox 
Um valor positivo do potencial de reação de uma célula. Eo, indica um processo espontâneo
	
	Zn(s) + Cu+2(aq)→Zn+2(aq) + Cu(s) Eo = + 1,10 V
Um valor negativo indica um processo não-espontâneo
 Zn+2(aq) + Cu(s) → Zn(s) + Cu+2(aq) Eo = - 1,10 V 
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Pilhas : células primárias 
 
 Células primárias ou pilhas : 
 
	células voltáicas com os reagentes selados dentro de um invólucro.
 não podem ser recarregadas e, quando acabam, são descartadas. 
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Pilha seca 
George Leclanché(1839-1882) : inventou em 1866 
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Pilha seca – reações 
Zn(s) → Zn+2(aq) + 2 e- (oxidação , no anodo) 
NH4+(aq) + 2 e- → 2 NH3(g) + H2(g) (redução, catodo)
2 MnO2(s) + H2(g) → Mn2O3(s) + H2O (l) 
2 NH3(g) + Zn+2(aq)+ 2 Cl-(aq) → Zn(NH3)2Cl2(s) 
2 MnO2(s)+2 NH4Cl(s)+ Zn(s) →Mn2O3(s)+ H2O(l)+ Zn(NH2)2Cl2(s) E° =1,5 V
Vantagem : baixo custo 
Desvantagens : 
reação direta espontânea mas lenta entre o eletrodo de zinco e o ion amônio: Zn + 2 NH4+ →Zn+2 + 2 NH3 
Se uma corrente for gerada rapidamente, a voltagem cai.
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Pilha alcalina- reações 
Zn(s)+ 2 OH-(aq) → Zn(OH)2(s) + 2 e- 
2 MnO2(s) + H2O(l) + 2 e- → MnO(OH)(s) + 2 OH-(aq) 
Zn(s) + 2 MnO2(s) → Zn(OH)2(s) + MnO(OH)(s) E° = 1,5 V
Vantagens :
- não há diminuição da voltagem sob altas correntes
- vida de prateleira longa ( 5 anos)
potencial estável
Desvantagem : mais cara
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Pilha de mercúrio - reações
Zn(s)+ 2 OH-(aq) → Zn(OH)2(s) + H2O(l) + 2 e- 
HgO(s) + H2O(l) + 2 e- → Hg(l) + 2 OH-(aq)
Zn(s)+ HgO(s)→Hg(l)+Zn(OH)2(s) E° = 1,35 V
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Pilha de prata - reações
Zn(s)+ 2 OH-(aq) → Zn(OH)2(s) + H2O(l) + 2 e- 
Ag2O(s) + H2O(l) + 2 e- → 2 Ag(s) + 2 OH-(aq)
Zn(s)+ Ag2O(s)→2 Ag(s)+ Zn(OH)2(s) E° = 1,60 V
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Bateria chumbo-ácido 
Pb(s) + SO4-2(aq) → PbSO4(s) + 2 e- Eo = + 0,356 V 
PbO2(s)+4 H3O+(aq)+SO4-2(aq)+2 e-→PbSO4(s)+6 H2O(l) E°= + 1,685 V 
Pb(s) + PbO2(s) + 2 H2SO4(aq)→ 2 PbSO4(s) + 2 H2O(l) E° = +2,041 V 
Eletrólito : H2SO4
Capacidade : 35 Wh/kg
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Bateria chumbo-ácido
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Bateria Níquel-Cádmio
Cd(s) + 2 OH-(aq) → Cd(OH)2(s) + 2 e- 
2 NiO(OH)(s) + 2 H2O(l) + 2 e- → 2 Ni(OH)2(s) + 2 OH-(aq) 
2 Ni(OH)3(s) + Cd(s) → 2 Ni(OH)2(s)+ Cd(OH)2(s) E°=+1,20 V 
Eletrólito : KOH
Capacidade : 500 Wh/kg 
		
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Bateria Níquel-Metal Hidreto
1 eletrodo positivo 2 carcaça metálica
3 eletrodo positivo 4 eletrodo negativo
5 separador 
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Bateria Níquel-Metal Hidreto
Anodo : composto inter-metálico(M) do tipo AB5, onde A é uma mistura de Lantânio, cério, praseodímio e neodímio e B é níquel
Catodo: NiO(OH), oxi-hidróxido de níquel
Anodo : H2O + M + e-  MH + OH- 
Catodo: Ni(OH)2 + OH- + e-  NiO(OH) + H2O
Capacidade : 70 Wh/kg
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Bateria de íon Lítio
Anodo: composto intercalar de Li+ com grafite	,onde íons de ítio são captados pelo grafite	e elétrons são liberados para o circuito externo	 
			xLi+ + x e- + Cn  LixCn
Catodo: composto intercalar de Li com óxidos de manganês . Ions de lítio são liberado e transferidos para o anodo, juntamente com elétrons
	LiMn2O4  Li1-xMn2O4 + x e- + x Li+
Tensão : 3,6 V 
150 Wh/kg 
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Bateria de ion Litio
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Bateria de íon Lítio
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Bateria de íon Lítio
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Mais sobre as reações espontâneas
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 Células de combustível:
O Conceito existe há mais de 150 anos, é atribuída a paternidade da célula de combustível a William Grove, ele teve a idéia durante seus experimentos sobre eletrólise de água, quando imaginou como seria o processo inverso , ou seja reagir hidrogênio com oxigênio para gerar eletricidade, o termo célula de combustível surgiu em 1839, criado por Ludwig Mond e Charles Langer.
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FUNCIONAMENTO DA CÉLULA A COMBUSTÍVEL
Ânodo: O terminal negativo - ânodo - tem canais de fluxo que distribuem o gás hidrogênio sobre a superfície do catalisador. Catalisador: Uma fina camada de catalisador recobre o eletrólito ou membrana. O catalisador é um metal, normalmente platina ou níquel, que acelera as reações químicas entre o oxigênio e o hidrogênio. Membrana ou Eletrólito: Algumas células utilizam eletrólitos líquidos e outras sólidas, como as membranas plásticas de troca de prótons para conduzirem cargas positivas, os prótons. Somente as cargas positivas atravessam o eletrólito, os elétrons não. Cátodo: O terminal positivo - cátodo - tem canais de fluxo que distribuem o gás oxigênio sobre a superfície do catalisador, e remove a água produzida durante a reação.
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Célula de combustível alcalina
Célula eletroquímica em que são consumidos um agente redutor (combustível) e um agente oxidante (comburente), com o objetivo de gerar energia elétrica. 
Anodo –2H2(g) + 4OH(aq)-  4H2O(l) + 4e-
Eletrólito – KOH (aq.) 
Catodo – O(g) + 4e- + 2H2O(l) 4OH-(aq)
Uso na industria aeroespacial.
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Célula a combustível : reações
2 H2(g) + 4 OH-(aq)  4 H2O(l) + 4 e- E° = +0,828 V
O2(g) + 2 H2O(l) + 4 e-  4 OH-(aq) E° = -0,401 V
2 H2(g) + O2(g)  2 H2O(l) E° = + 1,229 V 
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Química de uma célula a combustível ácida
Lado do ânodo:
 2H2(g) => 4H+ + 4e-
Eletrólito: H3PO4 (aq)
Lado do cátodo:

O2(g) + 4H+ + 4e- => 2H2O(l)
Reação líquida:

2H2(g) + O2(g) => 2H2O(l)	
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Tipos de corrosão
 Corrosão química (seca ou oxidação direta): 
- Ausência de água líquida; 
Temperaturas elevadas e 
Interação direta entre o metal e o meio corrosivo
Corrosão eletroquímica : 
 Ocorre na presença de água; 
Temperaturas ambientes e
- Formação de um pilha ou célula de corrosão, onde há a circulação de elétrons na superfície metálica.
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Corrosão
	Anodo 2 Fe(s) → 2 Fe+2(aq) + 4 e-
 Catodo O2(g)+ 2 H2O(l) + 4e- → 4OH-
 2 Fe(s) + 2 H2O(l) + O2(g)→2 Fe(OH)2(s)
4 Fe(OH)2(s) + O2(g)→ 2 Fe2O3.H2O(s) + 2 H2O(l)
 verde marron
Corrosão do ferro
 Processo inverso pelo qual o metal volta à condição da sua origem (óxidos/hidróxidos). Transformação de um metal em íon metálico devido à interação comomeio. Interação destrutiva do material com o meio ambiente
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Formas decorrosão
 A corrosão pode ser classificada pelo modo como ela se manifesta.
 Em metais ela pode assumir uma das seguintes designações:
 uniforme;
 galvânica;
 em frestas;
 por pites;
 por lixívia seletiva;
 erosão-corrosão
 corrosão sob tensão.
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Corrosão
 Em metais
 perda efetiva de material por dissolução ou pela formação de uma incrustação.
																												Duas reações químicas 																																	precisam ocorrer
 
Solução ácida - HCl
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 Exemplos de Corrosão
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Ruptura em um tubo de caldeira (pressão de operação: 136 Kgf/ cm2) devido A fragilização por hidrogênio
Interior de uma linha de retorno de condensado que sofreu processo intenso de corrosão (PORT & HERRO, 1991)
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Carcaça de uma caldeira fogotubular, mostrando os pontos de corrosão localizada (pittings) devido à presença de oxigênio
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tubo de caldeira aquatubular incrustado com produtos de corrosão (óxido férrico)
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Corrosão no concreto
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Corrosão de Armaduras na base de Pilares 
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Corrosão de Armaduras 
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Corrosão de Armaduras em Lajes 
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Corrosão de Armaduras devido à Presença de Umidade
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Corrosão de Armaduras devido à Presença de Umidade
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Corrosão de Armaduras por Ataque de Cloretos
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Ninhos e Segregações no Concreto 
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Desagregações do Concreto 
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Lascamento do Concreto 
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A corrosão das armaduras no concreto armado é um fenômeno que só ocorre quando as condições de proteção proporcionadas pelo cobrimento de concreto são insuficientes. 
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Por que se preocupar com a corrosão?
 3 razões:
 Custo;
 Segurança;
 Conservação de recursos.
 Em relação aos custos:
 Nos E.U.A. a corrosão gera por ano custos da ordem de 4,5% do PIB daquele país;
 Deste total, cerca de 100 bilhões de dólares são gastos na utilização de materiais mais resistentes à corrosão e no emprego de novas tecnologias;
 O setor que mais investe no problema é o da indústria automotiva.
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Proteção contra corrosão
- Pintura 
- Verniz 
- Plastificação
- Eletrodeposição (Zn, Cu, Ni, Cr, Ag, Au)
- Proteção catódica
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 Protecção catódica
A protecção catódica é um processo no qual o metal a ser protegido é tornado o cátodo de uma pilha. A protecção de depósitos submarinos, canalizações subterrâneas, etc., é feita desta forma.
Ânodo sacrificado
Mg  Mg2+ + 2 e-
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Proteção catódica com Zn
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Proteção catódica
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 Reações não espontâneas
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Eletrólise
A eletrólise é o processo de forçar uma reação a ocorrer na direção não-espontânea pelo uso da corrente elétrica.
Célula Eletrolítica-Requer uma fonte externa de energia elétrica para sua operação. Nesse caso, a célula considerada pode ser operada eletroliticamente conectando-se o pólo positivo de uma fonte externa de voltagem, que tenha um potencial superior a 0,412 V, ao eletrodo de prata e o pólo negativo da fonte ao eletrodo de cobre. Na célula eletrolítica, a direção da corrente é inversa àquela da célula galvânica 
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Célula eletrolítica
Célula eletrolítica : uma célula eletroquímica na qual se processa a eletrólise 
Componentes : 
- catodo : eletrodo negativo
- anodo : eletrodo positivo
- eletrólito : uma solução aquosa ou um sal fundido
- fonte de tensão e corrente contínua
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Esquema da célula eletrolítica
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Eletrólise do NaCl aquoso
Catodo: 
2 H2O(l) + 2 e- →H2(g) + 2 OH-(aq) Eº= - 0,83 V
Anodo 
2 Cl-(aq) → Cl2(g) + 2e- Eº = +1,36 V 
Reação global 
2 Na+(aq) + 2 Cl-(aq) + 2 H2O(l)→2 NaOH(aq) + H2(g) + Cl2(g)
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Eletrólise de NaCl aquoso
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Eletrólise do NaCl fundido
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Aplicações da eletrólise
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Eletrodeposição
Consiste na deposição de metais que se encontram sob a forma iônica em um banho. 
A superfície a revestir é colocada no catodo de uma célula eletrolítica. Por eletrodeposição é comum revestir-se com cromo, níquel, ouro, prata, estanho e, principalmente, cádmio, que por ser um metal muito tóxico é empregado como revestimento aplicado por este processo.
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Eletrodeposição de metais
Catodo Ni+2(aq) + 2e- → Ni(s) 
Anodo Ni(s) → Ni+2(aq) + 2e- 
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Eletrorefino de metais
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Lei de Faraday
Michael Faraday(1791-1867)
A quantidade de uma substância oxidada ou reduzida em uma célula eletrolítica é diretamente proporcional ao número de elétrons transmitidos à célula 
Moles de elétrons = corrente (A) x tempo(s) 
 constante de Faraday
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Constante de Faraday
1 Faraday(F) =carga de 1 mol de elétrons 
1 F = 6,02 x 1023 x 1,60 x 10-19 C 
1 F = 96485 C/mol de e-
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Lei de Faraday
Michael Faraday(1791-1867)
A quantidade de uma substância oxidada ou reduzida em uma célula eletrolítica é diretamente proporcional ao número de elétrons transmitidos à célula 
n=Q/F ; n=It/F
Moles de elétrons = corrente (A) x tempo(s) 
 constante de Faraday
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Constante de Faraday
1 Faraday (F) = carga de 1 mol de elétrons
1 F= 6,02 x 1023 x 1,60 x 10-19 C 
1 F = 96485 C/ mol de elétrons
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Exemplo
Calcular a massa de zinco depositada no catodo, durante a eletrólise de uma solução de sulfato de zinco, sob uma corrente de 2,5 A durante 15 minutos.
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Exemplo ( cont.)
	Meia-reação de redução (catodo)
Zn+2(aq) + 2e- → Zn(s)
Moles de e- = 2,5 A x (15 x 60) s = 0,0233 mol
 96485 C/mol e- 
Moles de Zn =0,0233 mol e- x 1 mol Zn = 0,01165 mol
 2 mol e-
Massa de Zn = 0,01165 mol x 65,39 g.mol-1 
Massa de Zn = 0,761 g
		
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Lei de Faraday:
m = i(A) x t(s) x massa molar(g.mol-1)
 número de e-/mol x 96485 C/mol e-
m= massa de metal depositada.
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Exemplo
Quantas horas são necessárias para depositar
25 g de cobre a partir de uma solução 1M de 
CuSO4 usando uma corrente de 3 A. 
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Cont.
Moles de elétrons = corrente (A) x tempo(s) 
 constante de Faraday
Resposta = 7,0 h
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