relarorio eletroquimica e corrosão

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Introdução 
A eletroquímica estuda os fenômenos químicos e elétricos gerados por reações químicas espontâneas (em pilhas ou baterias), onde ocorrem reações de oxirredução que transformam energia química em energia elétrica, e temos também a transformação química gerada pela passagem de corrente elétrica numa solução (eletrólise). 
Nas pilhas e baterias, o pólo negativo é o eletrodo que fornece elétrons ao circuito externo, chamado de anodo (para onde se dirigem os aníons) e o pólo positivo é o eletrodo que recebe elétrons do circuito externo, chamado de catodo (para onde se dirigem os cátions). 
Os potenciais de redução listados na tabela de potenciais padrão de redução são obtidos a partir de um eletrodo padrão de hidrogênio, que por convenção possui o potencial EH2/H+ = 0V. 
As reações de oxirredução são espontâneas quando o Δεo e ΔG calculados a partir dos potenciais padrão de redução for negativo. Caso contrário, a reação ocorrerá somente se for submetida uma corrente elétrica ao sistema. 
ΔG = - nFΔE (joules) ou ΔG = - nFΔE/4186 (em Kcal.mol-1) 
A corrosão é também um processo de oxirredução e designa um processo de oxidação que ocorre na superfície de um metal, dando origem a íons. E é um processo resultante da ação do meio sobre um determinado material, causando sua deterioração. 
Cientificamente, o termo corrosão tem sido empregado para designar o processo de destruição total, parcial, superficial ou estrutural dos materiais por um ataque eletroquímico, químico ou eletrolítico. 
Corrosão metálica é a transformação de um material metálico ou liga metálica pela sua interação química ou eletroquímica num determinado meio de exposição, processo que resulta na formação de produtos de corrosão e na libertação de energia. A corrosão pode ser vista como nada mais que a tendência ao retorno para um composto estável. Assim, por exemplo, quando uma peça de aço enferruja, o ferro, principal componente, está retornando à forma de óxido, que é o composto original do minério.
Objetivos 
Observar a espontaneidade de reações de oxidação e redução; 
Montar a pilha de zinco e cobre (pilha de Daniell); 
Reconhecer e caracterizar os produtos da reação de eletrolise do KI;
Verificar as áreas catódicas e anódinas de uma placa de ferro;
Verificar o que ocorre quando se justapõe dois materiais diferentes expostos a um meio corrosivo;
PROCEDIMENTOS
Verificação qualitativa da tabela de potencial de oxidação
Em um tubo de ensaio foi adicionada uma pequena quantidade da solução de cobre (II);
Nessa solução um prego (antecipadamente limpo com palha de aço) foi submerso;
Observou e registrou-se evidências de alguma transformação, foi registrada a equação que descreve a reação química;
Em outro béquer foi despejada a solução Zn (II) e mergulhou uma lâmina de cobre, novamente foi observado e registrado os resultados.
Montagem da pilha de cobre e zinco (Pilha de Daniel)
Em um béquer, foram despejados 20 mL da solução de sulfato de cobre (II) e num outro, 20 mL da solução de sulfato de zinco (II);
Com o auxílio de uma pinça, pegou-se uma ponte salina (em gel) mergulhada em solução de KCl(aq) dentro de um béquer e em seguida, o esquema abaixo foi montado:
O circuito foi fechado intercalando o voltímetro entre os eletrodos, sendo que o eletrodo de zinco foi ligado ao terminal negativo e o eletrodo ao terminal positivo;
Foram registradas as equações das semi-reações que ocorreram nos eletrodos e a equação global;
Após a leitura do multímetro, o mesmo foi desligado, então os eletrodos foram retirados das soluções e em seguida a ponte salina enxaguando-a com agua destilada e depois foi devolvida para o béquer com solução de KCl;
Com o amparo da Tabela de Potencial Padrão de Redução foi calculada a diferença de potencial (∆ɛ°) da pilha e então, pôde-se comparar o resultado experimental com o teórico;
Eletrólise
Em um tubo em “U” foi colocada a solução de KI 0,5 mol L-1 até enchê-lo praticamente por completo;
Em cada extremidade do tudo foram imersas partes de dois carbonos (grafite) ligados a polos opostos de uma fonte;
O processo de eletrólise foi conduzido por cerca de 3 minutos;
Foram registrados as transformações no ânodo e cátodo e em seguida, os eletrodos de carbono foram retirados do tubo;
Utilizando uma pipeta, foi retirado cerda de 2 mL de solução de um dos ramos do tubo e dividiu-se esse volume pipetado em dois tubos de ensaio, o mesmo procedimento foi utilizado para o outro ramo do tubo e novamente dividiu-se o volume retirado em outros dois tubos de ensaio;
Adicionou-se 1 gota de fenolftaleína a um tubo ensaio de cada par;
Foi adicionada 1 gota de dispersão de amido ao outro tubo de cada par;
Ao fim dos procedimentos as reações foram registradas e interpretadas.
Variação das áreas Anódicas e Catódicas
Foi colocada em uma placa de ferro limpa (decapada com HCl, lavada e seca) cerca de 2 gotas da solução de NaCl contendo K3[Fe(CN)6] (indicador ferroxílico) e fenolftaleína.
E após 3 minutos foi registrado o que pôde ser observado.
Corrosão Galvânica
Foram colocados sobre um vidro relógio dois metais diferentes ligados por um fio de cobre soldado em ambos;
Despejou-se 3 mL da solução de NaCl contendo K3[Fe(CN)6] (indicador ferroxílico) e fenolftaleína;
Ao final dos procedimentos foram escritas as reações anódicas e catódicas ocorridas.
RESULTADO E DISCUSSÃO
Procedimento I
Parte1
O prego mergulhado na solução de cobre (II) reagiu com a solução. Tal afirmação é feita devido à mudança de tonalidade do prego, que adquiriu uma coloração amarronzada, coloração esta característica do cobre metálico.
Esta mudança de tonalidade deve-se ao cobre que passou da forma iônica para a forma metálica, depositando-se sobre a superfície do prego. A solução presente no interior do tubo de ensaio também mudou de coloração, foi clareando com o passar do tempo.
A reação que descreve a reação química descrita acima é representada por:
Fe(s) + CuSO4(aq) → FeSO4(aq) + Cu(s) 
Observando-se a reação fica claro que o Fe(s) oxidou-se, transferindo dois elétrons para o cobre, este por sinal se reduziu.
Semi-reação de oxidação: Fe → Fe²+ + 2e‾ ε0 =+0,44 V
Semi-reação de redução: Cu²+ + 2e‾ → Cu ε0 =+0,34 V
ε0 total = ε0oxidação + ε0redução
ε0 total = 0,44 + 0,34 = + 0,78 V
Se o potencial padrão da reação (ε0 total) é maior que zero a solução é espontânea, logo caracteriza-se como uma pilha.
Parte2
A lâmina de cobre, mergulhada na solução de Zn (II), não reagiu com a solução. Isto se deve ao potencial padrão de reação (ε0 total) que é negativo, logo a reação não é espontânea.
Semi-reação de oxidação: Cu → Cu²+ + 2e‾ ε0 =+0,34 V
Semi-reação de redução: Zn²+ + 2e‾ → Zn ε0 = - 0,76 V
ε0 total = ε0oxidação + ε0redução
ε0 total = -0,76 - 0,34 = - 1,10 V, ε0 total é negativo logo a reação não é espontânea.
Procedimento II
Sabe-se que os elétrons circulam do eletrodo de maior potencial de oxidação, o zinco, para o de menor potencial de oxidação, o cobre. 
Também se sabe que a semi-reação de oxidação ocorre no anodo e a semi-reação de redução ocorre no catodo. Logo, na pilha realiza de Daniell o catodo é o zinco e o anodo é o cobre.
Semi-reação de oxidação: Zn → Zn²+ + 2e‾ ε0 = + 0,76 V
Semi-reação de redução: Cu²+ + 2e‾ → Cu ε0 =+0,34 V
Reação global: Zn(s) + Cu(aq)+2 → Zn(aq)+2 + Cu 
ε0 total = 0,76 + 0,34 = + 1,10 V
Esperava-se que o multímetro marcasse +1,10V, mas observou-se que o multímetro apresentou 1,06 Volts em seu visor. A diferença do valor teórico para o experimental pode ser proveniente do erro do aparelho usado para medição (multímetro) ou ser proveniente de impurezas presentes nas soluções de ZnSO4 e CuSO4, tendo em vista que as soluções retiradas do vasilhame armazenador estão sendo reaproveitadas.
Procedimento III
Na solução aquosa de iodeto de potássio, o KI se dissocia liberando K+ e I- para o meio. Também encontra-se presentes no meio H+ e OH-, provenientes da ionização da água.
Apesar de haver mais de um cátion e maisde um ânion, apenas um deles sofrerão a descarga do eletrodo.
Na eletrólise, a oxidação ocorre no anodo que é o polo positivo, já a redução ocorre no catodo (pólo negativo).
No anodo duas reações podem ocorrer:
2I⁻ → I2 + 2e- (E° = +0,54V) 
2H2O → O2 + 4H⁺ + 4e⁻ (E° = +1,23V)
No catodos também pode ocorrer duas reações :
2H2O + 2e- → H2 + 2OH⁻ (E° = -0,82V)
K+ + 1e⁻ → K° (E° = -2,92V)
Analisando os potenciais de oxidação, verifica-se que o potencial de oxidação do I- é maior que o da H20, logo a reação que realmente ocorre no anodo é:
2I⁻ → I2 + 2e- 
Já no catodo a reação que realmente ocorre é o 2H2O + 2e- → H2 + 2OH⁻, tendo em vista que a água possui maior potencial de redução.
Assim a reação global da eletrólise do KI é :
2I⁻ + 2H2O + 2e- → I2 + H2
Após a montagem do sistema e o tempo estipulado no procedimento para a eletrólise acontecer, verificou-se que a solução próxima a um dos eletrodos tornou-se amarelada devido a formação do iodo e a solução próxima ao outro eletrodo verificou-se um desprendimento de gás (provavelmente o gás hidrogênio).
O produto de cada um dos lados do tubo U foram colocados em dois tubos de ensaio.
Após a adição da fenolftaleína, observou-se que na solução amarelada não ocorreu nada. Já na solução em que houve desprendimento de gás a solução tornou-se rosada, isso aconteceu devido à solução ser básica.
Após a adição de dispersão de amido nos outros dois tubos restantes. A mudança só foi verificada na solução amarelada, que tornou-se azul, resultado da interação do iodo com o amido formando um adsorvato azul.
Procedimento IV
Verificação das áreas Anódicas e Catódicas 
A solução gotejada no ferro era uma solução de indicadores: fenolftaleína que indica presença de meio básico e K3[Fe(CN)6] indicador de Fe2+ em solução, cuja coloração característica é o azul. Na placa de ferro verificou-se que nas bordas da gota, onde há contato do ferro com O2(g), está delimitada a porção catódica da solução, corroborado pela coloração rósea da fenolftaleína, a qual indica excesso de OH- na região; e no centro das gotas a porção anódica, com formação de Fe2+ pela oxidação do ferro, indicados pela coloração azul características do indicador (oxidação do ferro à Fe2+).
Corrosão Galvânica
Quando utilizado a peça de Fe:Cu, foi observado o aparecimento de coloração róseo-avermelhada em torno do bastão de cobre e resíduo azul em torno do bastão de ferro. O que indica que o ferro sofre o processo de corrosão e que a região catódica está próxima a placa de cobre, uma vez que este transfere os elétrons para o meio aquoso ao qual está inserido, tendo como reações do processo, as seguintes reações:
Reação anódica: Fe(s) → Fe2+(aq) + 2e- (x4)
Reação catódica: 2 H2O(l) + O2(g) + 4e- → 4OH-(aq) (x2)
Reação global: 4Fe(s) + 4H2O(l) + 2O2(g) → 4Fe2+(aq) + 8OH-(aq)
Produto de corrosão: Fe2+(aq) + OH-(aq)→ Fe (OH)2(s)
Na região anódica observou-se que com a presença de K3Fe(CN)6 ferrocianeto de potássio, reagente sensível à Fe2+, houve a formação do resíduo azul Fe3[Fe(CN)6]2. Na região catódica à medida que se processa a reação, uma característica é observada, surge um resíduo de coloração róseo-avermelhada em torno do bastão de cobre Cu. Essa característica é explicada pela adição da fenolftaleína que indica a formação de íons hidroxila OH- (meio básico), ou seja, simultaneamente a reação que forma a hidroxila, surge o resíduo róseo-avermelhado
Quando utilizado a peça de Fe:Zn, foi observado o aparecimento de coloração róseo-avermelhada em torno do bastão de ferro e resíduo esbranquiçado em torno da lâmina de zinco, o que permite induzir que o zinco sofre processo de corrosão (oxidação), e a região catódica está próxima a placa de ferro, uma vez que este transfere os elétrons para o meio aquoso ao qual está inserido, tendo como reações do processo, as seguintes reações:
Reação anódica: Zn(s) → Zn2+(aq) + 2e- (x4)
Reação catódica: 2 H2O(l) + O2(g) + 4 e- → 4OH-(aq) (x2)
Reação global: 4Zn(s) + 4H2O(l) + 2O2(g) → 4Zn2+(aq) + 8OH-(aq)
Produto de corrosão: Zn2+(aq) + 2OH-(aq) → Zn (OH)2(s)
Onde é possível deduzir que a razão do aparecimento do resíduo esbranquiçado em torno da lâmina de zinco resulta do Hidróxido de zinco formado de acordo com a equação:
Zn2+(aq) + 2OH-(aq) → Zn (OH)2(s)
É possível deduzir também que não houve corrosão do ferro, pois em caso afirmativo haveria a oxidação do mesmo Fe2+ que reagiria com o ferrocianeto, adicionado ao eletrólito, dando o produto Fe3[Fe(CN)6]2, azul. Nesta experiência o ferro está protegido, pois está acoplado ao eletrodo de zinco, porque este último é que funciona como anodo, sendo o ferro o catodo.
CONCLUSÃO
A partir da análise da tabela de potencial de redução é possível prever a espontaneidade da reação e que a voltagem fornecida esta diretamente associada a concentração das soluções interligadas. Através dos experimentos realizados em laboratório verificou-se que existem reações que ocorrem de maneira espontânea e outras que ocorrem mediante ao fornecimento energético. Já nos experimentos relacionados a aula de corrosão, foi possível inferir que a corrosão pode ser classificada como a reação química que altera a estrutura, a composição química ou o aspecto de um metal, podendo provocar seu desgaste ou até mesmo sua destruição.
REFERÊNCIAS 
ATKINS, Peter; JONES, Loretta.Princípios de Química: Questionando a vida moderna e o meio ambiente. Porto Alegre: Bookman, 2001.
ATKINS, Peter.Físico-Química:Fundamentos. Rio de Janeiro: Ltc, 2003.
GENTIL, V icente; 1996. Corrosão. Ed LTC – Universidade Federal do Rio de Janeiro, RJ; 3ª Edição. 
Práticas de Química Geral. Departamento de Química – ICEx; Universidade Federal de Minas Gerais, MG(2015); pag 50 a 54.