Aula 8 Eletroquímica pilhas, eletrólise e corrosão

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Eletroquímica 
BROWN, Theodore; LEMAY, H. Eugene; BURSTEN, Bruce E. Química: a ciência central. 9. 
ed. São Paulo: Prentice-Hall, 2005. Capítulo 20 
KOTZ, John C.; TREICHEL, Paul M.; Weaver, Gabbriela C.; Química geral e reações 
químicas: volume 2. Rio de Janeiro: LTC, 2005. Capítulo 20 
 
2 
Eletroquímica 
Estudo das relações entre a eletricidade e as reações químicas. 
Reações de Oxirredução (ou Redox) 
Como determinar se uma reação é de oxirredução? 
Conhecendo os números de oxidação (Nox) dos elementos 
envolvidos na reação 
Fe(s) + CuSO4(aq) Cu(s) + FeSO4(aq) 
? 
3 
Números de oxidação 
4 
Substância Regra Exemplos 
Substância simples O Nox será sempre zero Al, Fe, O2, Cl2, O3, Br2, Ar, C, 
I2, H2, etc. 
Metais alcalinos Quando combinados, Nox será +1 NaCl, CsF 
Metais alcalino-
terrosos 
Quando combinados, Nox será +2 MgO, CaF, CaOH 
Boro e alumínio Quando combinados, Nox será +3 AlCl3, BF3 
Oxigênio Nox igual a -2, exceto em 
peróxidos 
H2O, H2SO4 
Hidrogênio Quando ligado a ametal, Nox será 
+1. Quando ligado a metal, Nox 
será -1. 
HCl, H2CO3 
 CaH2, KH 
Enxofre, telúrio e 
selênio 
Nox igual a -2 quando estiverem 
em compostos binários sem 
oxigênio 
H2Te, CS2 
Cloro, bromo e iodo Nox igual a -1 em compostos 
binários sem oxigênio 
HCl, MgCl2, CaBr2, HI 
Flúor Quando combinados, Nox será -1 NaF, CaF2 
Tabela 1: Principais regras para o cálculo do Nox 
Números de oxidação 
5 
Compostos iônicos: Nox será igual a própria carga do íon 
Números de oxidação 
Compostos moleculares: Nox será a carga elétrica aparente que o 
átomo adquiriria se houvesse a quebra da ligação covalente, e o átomo 
mais eletronegativo ficasse com os elétrons da ligação. 
NaCl MgCl2 
HCl H2O 
HClO HClO2 HClO3 HClO4 CO3
2- KMnO4 
6 
Números de oxidação 
 Em uma transformação química, quando uma determinada espécie 
química perde elétrons, dizemos que essa espécie química sofreu 
oxidação. Nesse caso, o Nox vai aumentar. 
 
Oxidação: perda de elétrons: aumenta Nox 
 
 
 
 
 Quando, em uma transformação, uma espécie química ganha elétrons, 
o Nox dessa espécie vai diminuir. Nesse caso, dizemos que ela sofreu 
redução. 
 
Redução: ganho de elétrons: diminui Nox 
Quem sofre oxidação é um agente redutor 
Quem sofre redução é um agente oxidante 
7 
Eletroquímica 
Reações de Oxirredução 
Transferência de elétrons 
 
Processo simultâneo de perda e ganho de elétrons 
ou redox 
Fonte: http://pt.slideshare.net/thelawofscience/acids-and-bases-11425616 
Mg(s) + 2HCl(aq) MgCl2(aq) + H2(g) 
Semirreações 
 
Mg Mg2+ + 2e- 
 
 
 
2H+ + 2e- H2 
Semirreação de oxidação 
Semirreação de redução 
8 
Variações de Nox: reações de oxirredução 
Cu(s) + 2AgNO3(aq) Cu(NO3)2 + 2Ag(s) 
Cu(s) + 2Ag+(aq) Cu2+ + 2Ag(s) 
Oxidação: agente redutor 
Redução: agente oxidante 
Recebe e- 
Perde e- 
Escreva a equação iônica. 
 
Indique os agentes redutor e 
oxidante. 
 
Escreva as semirreações de 
redução e oxidação. 
Cu(s) 
AgNO3(aq) 
Eletroquímica 
Reações de Oxirredução 
Oxidação: agente redutor (substância redutora) 
Redução: agente oxidante (substância oxidante) 
Fornece elétrons para 
outra substância 
Remove elétrons de 
outra substância 
9 
Variações de Nox: reações de oxirredução 
As equações para cada semirreação são balanceadas 
em carga e massa. 
Cu(s) + 2Ag+(aq) Cu2+(aq) + 2Ag(s) 
 
Cu(s) Cu2+(aq) + 2e- 
2Ag+(aq) + 2e- 2Ag(s) 
Semirreação de oxidação 
Semirreação de redução 
Equação iônica global 
balanceada 
Ag+(aq) + e- Ag(s) 
Necessita de balanceamento 
Eletroquímica 
Reações de Oxirredução 
10 
Fonte: http://pibidqmcvr.blogspot.com.br/2012/12/800x600-normal-0-21-false-false-false.html 
Potencial-padrão (1,0 mol/L e 1 atm) para algumas meia-células, a 25ºC 
11 
Balanceamento de equações de oxirredução 
Al(s) + Cu2+(aq) Al 3+(aq) + Cu(s) Equação não balanceada 
Cu2+(aq) + 2e- Cu(s) 
Al (s) Al 3+(aq) + 3e- 
Semirreação de redução: 
Semirreação de oxidação: 
Cu2+(aq) Cu(s) 
Al (s) Al 3+(aq) 
Redução: 
Oxidação: 
Nox diminui 
Nox aumenta 
Identifique quais espécies químicas sofrem redução e oxidação: 
Escreva as semirreações: 
Uma lâmina de alumínio foi mergulhada em uma solução aquosa de 
sulfato de cobre (II) ocorrendo a formação de cobre metálico e íons Al 3+. 
Eletroquímica 
Reações de Oxirredução 
12 
Cu2+(aq) + 2e- Cu(s) 
Al(s) Al3+(aq) + 3e- 
Semirreação de redução: 
Semirreação de oxidação: 
Balanceie as semirreações em massa e carga: 
Fonte:http://pt.slideshare.net/vanessa
whitehawk/electrochemistry-ch-14 
Balanceamento de equações 
de oxirredução 
Cu2+(aq) + 2e- Cu(s) 
Al(s) Al3+(aq) + 3e- 
Semirreação de redução: 
Semirreação de oxidação: 
Multiplique cada semirreação por um fator apropriado: 
O agente redutor deve transferir tantos e- quanto 
necessários para a redução do agente oxidante. 
x3 
x2 
3Cu2+(aq) + 6e- 3Cu(s) 
2Al(s) 2Al3+(aq) + 6e- 
Semirreação de redução: 
Semirreação de oxidação: 
Some as semirreações para obter a equação global balanceada: 
3Cu2+(aq) + 2Al(s) 3Cu(s) + 2Al3+(aq) 
Eletroquímica 
Reações de Oxirredução 
13 
Dispositivos nos quais 
uma reação espontânea 
de oxirredução produz 
corrente elétrica 
Processo não espontâneo, no 
qual uma corrente elétrica 
produz uma reação de 
oxirredução 
Estuda as relações entre eletricidade e as reações químicas 
Eletroquímica 
Pilhas e baterias Eletrólise 
corrosão 
14 
Eletroquímica 
Fonte: http://www.il.mahidol.ac.th/e-media/electrochemistry/web/electrochem01.htm 
Fonte: http://pt.slideshare.net/LKOTZE/redox-reactions-50999868 
Zn(s) + Cu2+(aq) Zn2+(aq) + Cu(s) 
Lâmina de zinco em solução 
aquosa de sulfato de cobre 
Íons SO4
2- : íons espectadores 
Oxidação: Zn(s) Zn2+(aq) + 2e- 
Cu2+(aq) + 2e- Cu(s) Redução: 
Zn(s) + Cu2+(aq) Zn2+(aq) + Cu(s) 
Neste sistema a transferência de 
elétrons não pode ser 
aproveitada para produzir 
corrente elétrica 
Zn(s) Cu(s) 
Ânodo ( - ) Cátodo ( + ) 
ZnSO4(aq) CuSO4(aq) 
Ponte salina 
1,0 mol/L 1,0 mol/L Meia-célula 
Zn ǀ Zn2+ 
Meia-célula 
Cu2+ ǀ Cu 
Pilha Célula Voltaica 
Para o funcionamento da pilha, a principal condição é que os reagentes 
sejam mantidos separados, de modo que a transferência de elétrons 
(passagem de corrente elétrica) se dê através de um fio. 
Eletroquímica 
Zn ǀ Zn2+ ‖ Cu2+ ǀ Cu 
13 
16 
Pilha Célula Voltaica Eletroquímica 
 Os elétrons fluem do circuito externo : ânodo cátodo 
 
 
 Eletrodo de Zn(s): sofre corrosão (desgaste) 
 
 Eletrodo de Cu(s): sofre deposição 
 
 
 As soluções nas duas meia-células devem permanecer neutras para 
que a célula voltaica possa funcionar normalmente 
[Zn2+] 
[Cu2+] 
Membrana porosa ou ponte salina 
Qual a função da ponte salina? 
17 
Eletroquímica 
Fonte: https://profhenriquequimico.wordpress.com/2014/02/16/bentinho-resumo-pilha-
de-daniell-3-ano-semana-1002-a-1402/ 
Fonte: http://quimicasemsegredos.com/pilha-de-daniel/ 
Pilha de Daniell 
Pilha Comum 
Fontes portáteis de eletricidade 
BateriaFonte: http://alunosonline.uol.com.br/quimica/qual-diferenca-entre-pilhas-baterias.html 
18 
Baterias 
Pilhas e baterias: células voltaicas portáteis que funcionam como fontes de 
eletricidade. 
Pilha comum: 1,5 V 
 
Bateria: células voltaicas múltiplas 
 
 
 
Baterias múltiplas em série: maior voltagem 
Maiores voltagens podem ser atingidas 
19 
1) No funcionamento de uma célula voltaica (pilha) verifica-se o acúmulo 
de chumbo metálico na placa da esquerda e desgaste da placa da direita. 
Pb2+(aq) 
Pb(s) 
Al 3+(aq) 
Al (s) 
a) Expresse, por meio de equações químicas, o que ocorre em cada eletrodo. 
b) Em que sentido se estabelece o fluxo eletrônico no fio metálico? 
c) Qual eletrodo atua como cátodo e qual atua como ânodo? 
d) Qual é o polo positivo e qual é o negativo? 
e) Equacione a reação global da pilha. 
Exercícios 
20 
Cu2+(aq) 
Cu(s) 
Ag+(aq) 
Ag(s) 
2) No funcionamento de uma célula voltaica (pilha) verifica-se o depósito 
de metal na placa de prata e o desgaste da placa de cobre. 
Exercícios 
a) Qual dos eletrodos é o ânodo? E o cátodo? 
b) Qual dos eletrodos é o polo negativo? E o polo positivo? 
c) Que espécie química é oxidada? E qual é reduzida? 
d) Equacione a semirreação anódica. 
e) Equacione a semirreação catódica. 
f) Equacione a reação global da pilha. 
g) Qual o sentido da movimentação dos elétrons no fio? 
h) Qual o sentido da movimentação dos íons na ponte salina? 
21 
Eletroquímica 
Fem de Pilhas 
Por que os elétrons são transferidos espontaneamente do 
átomo de Zn(s) para um íon Cu2+? 
“Os elétrons fluem do ânodo de uma célula voltaica para o cátodo devido a 
diferença na energia potencial. A energia potencial dos elétrons é mais alta 
no ânodo que no cátodo, e eles fluem espontaneamente por um circuito 
externo do ânodo para o cátodo.” 
BROWN, Theodore; LEMAY, H. Eugene; BURSTEN, Bruce E. Química: a ciência central. 9. ed. São Paulo: Prentice-Hall, 2005. Capítulo 20 
Voltímetro: fornece o valor da diferença de potencial entre dois eletrodos de 
uma célula voltaica. 
Diferença de potencial: força eletromotriz ou fem; potencial da pilha 
Força diretora que empurra os elétrons pelo circuito externo 
 
Depende das reações específicas que ocorrem no ânodo e no cátodo, 
das concentrações dos reagentes e produtos e da temperatura. 
22 
Eletroquímica 
Fem de Pilhas 
Zn(s) + Cu2+(aq) Zn2+(aq) + Cu(s) E0cel = +1,10 V 
25ºC e condições padrão 
 
Concentrações de 1,0 mol/L 
Pressão de 1 atm 
Zn(s) oxida: ânodo 
Cu2+ reduz: cátodo 
Eletrodo de Cu possui maior potencial de redução que o eletrodo de Zn 
Potencial do eletrodo 
Potencial da meia-célula 
23 
Eletroquímica 
Potencial do eletrodo 
Zn(s) em solução contendo Cu2+(aq) 
Cu(s) em solução contendo Ag+(aq) 
Ocorre reação 
Ag(s) em solução contendo Cu2+(aq) 
Ag(s) em solução contendo Zn2+(aq) 
Não ocorre reação 
Cada eletrodo possui um potencial. 
Potencial (E) de um eletrodo é uma grandeza relacionada à tendência que 
ele tem para sofrer oxidação ou redução. 
 Elétrons movimentam-se em um fio metálico de um ponto de menor 
potencial elétrico em direção a um ponto de maior potencial elétrico. 
Polo positivo: maior 
potencial elétrico 
24 
Eletroquímica 
Potencial do eletrodo 
O potencial da célula voltaica é a diferença entre os potenciais dos 
eletrodos do cátodo e do ânodo. 
 
 
“Por convenção, o potencial associado a cada eletrodo é escolhido como 
o potencial para a redução que ocorre naquele eletrodo.” 
BROWN, Theodore; LEMAY, H. Eugene; BURSTEN, Bruce E. Química: a ciência central. 9. ed. São Paulo: Prentice-Hall, 2005. Capítulo 20 
Potenciais-padrão de redução, E0red 
Valores tabelados 
25 
Fonte: http://pibidqmcvr.blogspot.com.br/2012/12/800x600-normal-0-21-false-false-false.html 
Potencial-padrão de redução (1,0 mol/L e 1 atm) para algumas meia-células, a 25ºC 
Eletroquímica 
Potencial-Padrão da meia-célula 
Meia-célula adotada como referencial padrão 
Fonte:http://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/p
otencialpadrao-reducao-das-pilhas.htm 
Voltímetro: Fornece apenas diferenças 
de potencial (comparação do potencial 
elétrico de um ponto com o outro). 
Solução aquosa de H2SO4 
1,0 mol/L em H+ 
Para poder comparar as diversas meia-
células, resolveu-se medir e tabelar as 
diferenças de potencial de todas em 
relação a um único referencial. 
Eletrodo-padrão de hidrogênio 
Se essa meia-célula atuar como 
ânodo: H2 → 2H
+ + 2e- 
2H+ + 2e- → H2 
Se essa meia-célula atuar como 
cátodo: 
Observação: Platina (Pt) é um metal nobre, 
dificilmente reage. Mas tem a propriedade 
de adsorver o H2(g) em sua superfície. 
2H+(aq) + 2e- → H2(g) E
0
red = 0 
27 
Eletroquímica 
Potencial-Padrão da meia-célula 
Estado-padrão 
 
• 25ºC 
• Gases participantes com pressão de 1 atm 
• Íons participantes da oxirredução com concentração igual a 1,0 mol/L 
 
No estado-padrão, o potencial é representado por E0 e denomina-se 
potencial-padrão. 
Experimentos com eletrodo-padrão de hidrogênio, no estado-padrão. 
Diferença de potencial-padrão. 
ΔE0 = E0red. (cátodo) – E
0
red.(ânodo) 
O valor de E0 para o eletrodo-padrão de hidrogênio foi convencionado como 
sendo 0 V (zero volt), quer ele atue como ânodo, quer atue como cátodo. 
28 
Eletroquímica 
Potencial-Padrão da meia-célula 
Exemplos de medidas de potenciais de redução: 
 Medida de E0red do eletrodo de zinco 
 
 Medida de E0red do eletrodo de cobre 
lousa 
Conclusões sobre potenciais de eletrodos: 
E0red. ˃ 0 – ocorre com eletrodos que têm maior tendência a sofrer 
redução que o eletrodo de referência (H2). 
E0red. ˂ 0 – ocorre com eletrodos que têm menor tendência a sofrer 
redução que o eletrodo de referência (H2). 
 
29 
Exercícios 
3) As seguintes meia-células são usadas para montar uma pilha: 
 
 
Zn(s) Ag(s) 
Zn2+(aq) Ag+(aq) 
Considerando os potenciais da 
meia-célula: 
 
Zn2+(aq) + 2e- Zn(s) E0 = -0,76 volt 
Ag+(aq) + 1e- Ag(s) E0 = +0,80 volt 
 
Responda às questões a seguir, que se 
referem ao funcionamento da pilha: 
 
a) Qual dos eletrodos é o ânodo? E o 
cátodo? 
b) Qual dos eletrodos é o polo 
negativo? E o polo positivo? 
c) Que espécie química é oxidada? E 
qual é reduzida? 
d) Equacione a semirreação anódica. 
e) Equacione a semirreação catódica. 
f) Equacione a reação global da pilha. 
g) Qual o sentido da movimentação 
dos elétrons no fio? 
h) Qual o sentido da movimentação 
dos íons na ponte salina? 
i) Calcule o valor de ΔE0 para essa 
pilha. 
30 
Espontaneidade de reações de oxirredução 
Reação de oxirredução espontânea: 
 
E0red. (cátodo) – E
0
red. (ânodo) ˃ 0 
 
ΔE0 ˃ 0 
Reação de oxirredução não espontânea: 
 
E0red. (cátodo) – E
0
red. (ânodo) ˂ 0 
 
ΔE0 ˂ 0 
Mg2+(aq) + 2e- Mg(s) E0 = -2,37 V 
Ni2+(aq) + 2e- Ni(s) E0 = -0,25 V 
Cu2+(aq) + 2e- Cu(s) E0 = 0,34 V 
 
Com base nos dados acima, justifique se as equações abaixo são ou não 
espontâneas: 
 
Mg2+(aq) + Ni(s) Mg(s) + Ni2+(aq) 
Cu2+(aq) + Mg(s) Cu(s) + Mg2+(aq) 
Ni2+(aq) + Cu(s) Ni(s) + Cu2+(aq) 
31 
Eletroquímica 
 
Eletrólise 
Reação química provocada pela passagem da corrente elétrica. 
Eletrólise ígnea: reação química provocada pela 
passagem da corrente elétrica através de um 
composto iônico fundido. 
Eletrólise aquosa: reação química provocada pela 
passagem da corrente elétrica através de uma 
solução aquosa de um eletrólito. 
32Eletrólise 
 
 
 Células eletrolíticas 
 
 Reações de oxirredução não espontâneas (reações de eletrólise) 
 
 Utilizam energia elétrica para ocorrer (fonte externa de energia: 
pilhas ou baterias) 
 
 
 Células voltaicas (pilhas) 
 
 Reações de oxirredução espontâneas 
 
 Geram energia elétrica 
33 
Eletroquímica 
 
Eletrólise de sais fundidos 
Fonte: http://slideplayer.com.br/slide/364636/ 
Eletrólise do NaCl fundido 
34 
Eletroquímica 
 
Eletrólise de soluções aquosas 
Eletrólise do NaCl(aq) 
Complicação: presença de H2O 
H2O pode ser oxidada 
para formar O2, ou 
reduzida para formar H2 
ao invés dos íons dos sais. 
Redução: 
2H2O(l) + 2e- → H2(g) + 2OH
-(aq) E0 = -0,83 V 
 
Oxidação: 
2H2O(l) → O2(g) + 4H
+(aq) + 4e- E0 = +1,23 V 
35 
Eletrólise 
 
 Eletrodos inertes: não reagem, mas servem como superfície onde 
a oxidação e a redução ocorrem 
 
Exemplos: eletrodos de carbono (grafite), eletrodos de platina. 
 
 
 Eletrodos ativos: participam do processo de eletrólise 
 
“A galvanoplastia, por exemplo, usa a eletrólise para depositar uma 
fina camada de metal em outro para melhorar seu aspecto visual ou 
a resistência à corrosão.” 
Explique como funciona a galvanização do níquel em um 
pedaço de aço 
? 
36 
Corrosão 
Processo espontâneo que envolvem reações de oxirredução (ou não) nas quais 
o metal é atacado por alguma substância em seu ambiente e é convertido em 
um composto não-desejado. 
Fonte: https://portogente.com.br/portopedia/corrosao-84260 
Qual a diferença existente entre corrosão 
química e corrosão eletroquímica ? 
 
 
Corrosão química: há interação direta 
entre o metal e o meio corrosivo, ausência 
de água líquida e temperatura em geral 
elevada. 
 
Corrosão eletroquímica: há formação de 
uma pilha, com circulação de elétrons na 
superfície metálica, necessariamente 
presença de água no estado líquido, e a 
grande maioria ocorre na temperatura 
ambiente. 
37 
“As perdas econômicas resultantes da corrosão em 
países industrializados representam cerca de 3,5% 
do PIB, sendo que 25% dessas perdas poderiam ser 
economizadas com prevenção, projetos e a utilização 
de materiais mais adequados. Para isso, é necessário 
noções dos princípios fundamentais da corrosão.” 
Corrosão 
Fonte: https://portogente.com.br/portopedia/corrosao-84260 
38 
Fonte: http://noticias.uol.com.br/album/2013/02/22/desabamento-do-edificio-
palace-2-no-rio-de-janeiro-completa-15-anos.htm 
“Foram encontrados pilares ocos e 
indícios de que a construção foi feita 
com areia da praia.” 
Desmoronamento do Edifício Palace II no Rio de Janeiro, em 1998 
Fonte: http://puc-riodigital.com.puc-rio.br/Texto/Cidade/Desabamento%3A-nova-tragedia-causada-por-
negligencia-no-Rio-11991.html#.WEXhibLyvIU 
39 
Fonte: http://aldowerle.blogspot.com.br/2012/09/corrosao-de-
armaduras-parte-ii.html 
Por que ocorrem desabamentos na construção civil? 
 
“Erros na execução da obra, resultantes da aplicação de materiais de baixa 
qualidade ou inadequados. Um exemplo é a utilização de areias com sal 
encontradas próximas ao mar, que comprometem a qualidade do concreto 
pela corrosão na armadura de ferro — problema que pode surgir até muitos 
anos após a conclusão da obra.” 
Fonte: http://www.segurado.com.br/bloggustavo/?p=325 
Esquadrias, portões, escadas, 
vigas, armaduras, elevadores, 
portas, janelas, pontes, tubos, 
escadas, etc... 
Corrosão na Construção Civil 
Gera grande impacto econômico. 
40 
Metais amplamente usados na construção civil 
Aço: ferro + carbono Resistência 
física 
Aço inoxidável: ferro + crômio 
Crômio oxida-se na presença de O2 para formar óxido de crômio 
(Cr2O4) – película fina e estável que se adere à superfície do metal. 
Fonte:http://www.embarquenaviagem.com/2014/09/03
/aplicativos-que-vao-facilitar-sua-viagem-nova-york/ 
Cobre: se oxida na presença de O2, H2O e CO2 para formar 
uma mistura de Cu(OH)2 e CuCO3, os quais conferem uma 
coloração azul esverdeada. 
Alumínio: corrosão muito lenta 
Formação de revestimento protetor fino de óxido de 
alumínio (Al2O3) na superfície. 
Impermeabiliza a superfície, 
evitando passagem de O2 e H2O. 
Cu2+ + 2e- → Cu(s) E0red= +0,34 V 
Fe2+ + 2e- → Fe(s) E0red= -0,44 V 
 Al3+ + 3e- → Al(s) E0red= -1,66 V 
 
Não pode ser usado sem proteção 
E0red E
0
oxi 
41 
Corrosão do ferro 
Ferrugem: requer tanto água quanto O2 
Outros fatores: pH da solução, presença de sais, contato com metais mais 
difíceis de oxidar e desgaste no ferro. 
Processo de corrosão do ferro: envolve a redução e a oxidação, e o ferro 
por si só conduz eletricidade. 
Processo eletroquímico 
Fonte: http://slideplayer.com.br/slide/364562/ 
Corrosão eletroquímica 
42 
Corrosão 
do ferro 
O2(g) + 2H2O(l) + 4e- 4OH
-(aq) E0 = +0,40 V 
 
2Fe(s) 2Fe2+(aq) + 4e- E0 = -0,44 V 
2Fe(s) + O2(g) + 2H2O(l) 2Fe
2+(aq) + 4OH- E0 = +0,84 V 
 
2Fe(s) + O2(g) + 2H2O(l) 2Fe(OH)2(aq)
 
Fe(OH)2 facilmente se oxida a Fe(OH)3 
Ânodo 
 
Cátodo 
Meio aerado: 2Fe(OH)2 + H2O + 1/2O2 2Fe(OH)3 
 2Fe(OH)3 Fe2O3.3H2O 
Meio deficiênte em O2: 3Fe(OH)2 Fe3O4 . 2H2O + H2(g) 
ppto esponjoso amarelo 
ppto castanho amarelado 
Hidratado: verde 
Anidro: preto 
43 
Fonte: http://pibidqmcvr.blogspot.com.br/2012/12/800x600-normal-0-21-false-false-false.html 
Potencial-padrão de redução (1,0 mol/L e 1 atm) para algumas meia-células, a 25ºC 
44 
Prevenindo a corrosão do ferro 
Mas se o revestimento for quebrado, e o ferro for exposto ao O2 e H2O, a 
corrosão começará. 
Proteção anódica: 
Ferro revestido com metal ou pintura. 
forma de inibir a reação anódica (oxidação do ferro) 
Tinta: zarcão (Pb3O4) 
Ferro revestido com estanho 
45 
Prevenindo a corrosão do ferro 
Proteção catódica: ferro galvanizado 
Ferro revestido com fina camada de zinco. 
 Usa o princípio da eletroquímica para proteger o ferro da corrosão 
Mesmo se o revestimento de zinco for quebrado, e o ferro for exposto ao O2 e 
H2O, o zinco que é mais facilmente oxidado servirá como ânodo. 
Ânodo de sacrifício 
Fe2+(aq) + 2e- Fe(s) E0 = -0,44 V 
Zn2+(aq) + 2e- Zn(s) E0 = -0,76 V 
Sofrem redução 
Sofre oxidação 
O2(g) + 2H2O(l) + 4e- 4OH
-(aq) E0 = +0,40 V 
O2(g) + 4H
+(l) + 4e- 2H2O(aq) E
0 = +1,23 V 
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Qual é a diferença entre proteção anódica ou proteção catódica contra a 
corrosão? Explique a operação de cada processo. 
 
Proteção catódica: É uma forma de proteger o metal da corrosão, forçando-o a 
ser o cátodo, não o ânodo, de uma pilha eletroquímica. Usualmente se acopla 
o metal a outro, que possui um maior potencial de oxidação, isto é, oxida-se 
mais facilmente. O melhor exemplo é a galvanização, onde o ferro é revestido 
por zinco. Esta película de zinco se oxida antes do ferro - ela é chamada 
de ânodo de sacrifício. Poderia ser acoplada através de um fio condutor, como 
é o caso das barras de magnésio ligadas aos emissários submarinos. 
 
Proteção anódica: É uma forma de inibir a reação anódica (oxidação do ferro). 
O procedimento mais comum é revestir a superfície do metal por uma camada 
de tinta ou de óxido protetor. O método atual consiste em oxidar a superfície 
do ferro com um sal de cromo (IV) para formar o ferro (III) e cromo(III). Estes 
óxidos são impermeáveisa água e ao oxigênio, e a oxidação do ferro (reação 
anódica) torna-se impossível. 
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 Tem-se uma placa de aço galvanizada (recoberta com zinco). Por que o ferro não será 
corroído, mesmo que a sua superfície não esteja completamente revestida? 
 A camada de zinco atua como um ânodo e protege o ferro subjacente, mesmo que a 
superfície não esteja completamente revestida, porque o ferro exposto é o cátodo e, 
consequentemente, não é corroído. A corrosão ocorre na superfície de zinco. Enquanto 
houver zinco, o ferro exposto estará protegido. 
 
 
 Tem-se uma chapa de ferro ou aço revestido de estanho. Porque o estanho fornece 
proteção somente se a superfície do metal estiver completamente revestida ? 
 Caso a cobertura da superfície for perfurada, a camada de estanho torna-se o cátodo em 
relação ao ferro, que assim passa a atuar como ânodo. O par galvânico resultante produz 
corrosão no ferro. Com uma pequena área anódica deve fornecer elétrons para uma 
grande superfície catódica, pode resultar uma corrosão localizada muito rápida. 
 
 
 O que é passivação? Porque metais passivados são sujeitos à corrosão quando riscados ? 
 Alguns metais e ligas tendem a tornar-se passivos devido à formação de uma película fina 
e aderente de óxido ou outro composto insolúvel nas suas superfícies. A passivação faz 
com que esses materiais funcionem como áreas catódicas. A destruição da passividade 
através de um risco na camada do óxido, expõe a superfície metálica ativa, que funciona 
como ânodo. 
 
 
Fonte: http://www.ebah.com.br/content/ABAAAA0k4AF/exercicios-corrosao 
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Meios onde ocorrem os processos de corrosão 
 Corrosão na atmosfera 
 Corrosão no solo 
 Corrosão em concreto 
 Corrosão em água doce 
 Corrosão em água salgada 
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Fonte: http://pt.slideshare.net/AdrianadeAraujo/metais-na-construo-civil-corroso-e-proteo 
Corrosão na atmosfera 
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Corrosão na atmosfera 
 Vapor atmosférico 
 Orvalho 
 Neblina 
 Chuva 
 
Chuva ácida Maresia 
SO2 e SO3 
NO2 
CO2 
H2S 
Na+ Cl- 
Cloreto de sódio 
Aumenta a condutividade da água 
Pode impedir a formação da camada passiva 
(pode também destruir a camada passiva) 
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Corrosão no solo 
Fonte: http://www.cimm.com.br/portal/material_didatico/6345#.VsJqrLIrLIU 
A aeração e a retenção de água são os principais atributos físicos do solo. 
 
 Solos granulares (areia e cascalho): têm boa drenagem e aeração, atacam o 
aço numa taxa de corrosão próxima da atmosfera circundante. 
 
 Solos argilosos e lamacentos: são caracterizados por textura fina, alta retenção 
de água, aeração pobre e baixa drenagem. Neste tipo de solo, a taxa de 
corrosão sobre o aço é elevada. 
Solo: apresenta características ácidas ou básicas, e contém sais minerais, 
gases dissolvidos, micro-organismos e poluentes. 
A superfície do metal tem contato direto com a água 
(umidade solo) e com as partículas sólidas. 
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Corrosão no aço no concreto 
 
 Os produtos da corrosão do aço têm um volume específico maior do 
que o próprio aço. 
 O aumento do volume dos produtos da corrosão causa tensões que 
podem resultar na fissura do concreto. 
 O próprio processo de corrosão no concreto cria condições de 
aumento da taxa de ataque (fissuras). 
 
O carbonato de cálcio 
não deteriora o 
concreto, porém durante 
a sua formação consome 
os álcalis da pasta (ex: 
Ca(OH)2 ) e reduz o pH. 
Favorece corrosão 
Principal causa: presença de íons e carbonatação 
Areia utilizada 
Concreto exposto à alta concentração de gás 
carbônico (CO2): 
CO2 + H2O H2CO3 
 
 
H2CO3 + Ca(OH)2 CaCO3 + 2H2O 
 
 
umidade 
 pasta de cimento 
hidratada 
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Fonte: http://reformafacil.com.br/produtos/concreto-produtos/controle-de-corrosao-em-estruturas-de-concreto-armado/ 
 O sistema é importado do Canadá e conta com uma linha de produtos 
diversificada, como pastilhas (ânodo de proteção catódica), barras de revestimento e 
folhas adesivas de zinco, aplicados em estruturas de concreto armado sujeitas a ações 
corrosivas, como as de obras portuárias e edificações próximas a orla marítima. 
 A Anchortec – indústria de produtos químicos para a construção civil – está 
trazendo para o Brasil, durante a quarta edição da Concrete Show, um palestrante 
internacional que explicará aos visitantes todos os diferenciais e benefícios da linha 
Galvashield, que também pode ser usada na indústria de papel e celulose, em 
ambientes abrasivos, locais onde as estruturas estão sujeitas as ações de íons cloreto, 
e em obras de reparos diversas. 
 Essa nova tecnologia disponível para 
o mercado de construção civil promete 
acabar com os problemas de corrosão nas 
estruturas de concreto armado que 
comprometem a durabilidade dos 
empreendimentos. 
 A pesquisa resultou na Galvashield, 
um sistema de proteção galvânica para 
estruturas de concreto, visando o controle da 
corrosão. 
“ 
” 
Corrosão no concreto 
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Corrosão na água 
Fatores que influenciam a corrosão em água: 
 qualidade mineral da água 
 acidez 
 presença de oxigênio dissolvido 
 velocidade do fluxo 
 Presença de excesso de CO2: acidificação da água, favorece a corrosão. 
Este excesso não é comum nas águas naturais. 
Presença de excesso de CO2 com carbonatos de cálcio ou magnésio: 
efeito oposto – retarda a corrosão pela formação de carbonatos 
insolúveis que se depositam na superfície do metal (aço). Este depósito é 
isolante. 
Água do mar: presença de íons acelera o processo de corrosão 
https://sites.google.com/site/scientiaestpotentiaplus/corrosao 
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1. (UNI-RIO) "A ferrugem" apresentada pelos automóveis, na nossa cidade, é 
um processo denominado corrosão. Na presença de ar seco (ausência de 
umidade), o automóvel praticamente não enferruja. Numa cidade praiana, 
como o Rio de Janeiro, torna-se necessária a adoção de medidas que 
minimizem a corrosão. Uma delas é a galvanização, que significa revestir o 
ferro presente no automóvel com um metal redutor mais forte do que ele. 
Assinale a opção que apresenta o metal redutor que permite a galvanização 
do ferro. 
(Dado: Fe2+/Fe = - 0,44V) 
 
a) Cd2+(aq) + 2e
- → Cd(s) E
0 (V) = - 0,40 
b) Co2+(aq) + 2e
- → Co(s) E
0 (V) = -0,28 
c) Cu2+(aq) + 2e
- → Cu(s) E
0 (V) = 0,34 
d) Ni2+(aq) + 2e
- → Ni(s) E
0 (V) = -0,25 
e) Zn2+(aq) + 2e
- → Zn(s) E
0 (V) = -0,76 
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2. O alumínio sofre corrosão em contato com o ferro. Para efetuar uma 
proteção catódica, qual dos metais a seguir é o mais indicado? E qual é a 
equação química correspondente? 
 
Dados: 
Al3+(aq) + 3 e
- → Al(s) E
0 = -1,67 V 
Zn2+(aq) + 2 e
- → Zn(s) E
0 = - 0,76 V 
Cu2+(aq) + 2 e
- → Cu(s) E
0 = +0,34 V 
Mg2+(aq) + 2 e
- → Mg(s) E
0 = - 2,38 V 
Ni2+(aq) + 2e
- → Ni(s) E
0 = -0,25 V 
 
a) Alumínio. Equação: Fe + Al3+→ Fe3+ + Al 
b) Zinco. Equação: 3 Zn + 2 Al3+→ 3 Zn2+ + 2 Al 
c) Cobre. Equação:3 Cu + 2 Al3+→ 3 Cu2+ + 2 Al 
d) Magnésio. Equação:3 Mg + 2 Al3+→ 3 Mg2+ + 2 Al 
e) Níquel. Equação: 3 Ni + 2 Al3+→ 3 Ni2+ + 2 Al 
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Fe2+ + 2e- → Fe° E° = − 0,44 V 
Sn2+ + 2e- → Sn° E° = − 0,14 V 
3. As latas de conservas são fabricadas com lâminas de ferro revestidas com 
estanho e apresentando, no seu interior, uma película de verniz protetor inerte. 
Um determinado produto com pH = 2 foi embalado, a vácuo, numa dessas 
latas. No transporte, a lata foi amassada, ocorrendo fratura nos revestimentos 
de verniz e de estanho, deixando o ferro em contato direto com o produto. 
 
Dados os potenciais de redução: 
 
 
 
 
 
a) que metal tende a sofrer corrosão? Justifique. 
 
b) escreva as reaçõesanódica e catódica da pilha de corrosão formada. 
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4. Uma forma de proteger um metal contra corrosão é conectá-lo 
eletricamente a um ânodo de sacrifício. Este deve ser: 
 
a) um metal mais facilmente oxidável do que o metal que se quer proteger. 
b) um metal menos facilmente oxidável do que o metal que se quer proteger. 
c) o mesmo metal que se quer proteger. 
d) uma pintura. 
e) um metal com potencial de redução maior do que o do metal que se quer 
proteger. 
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1. O NaCl fundido contém íons Na+ e Cl-. Por que o Na+ migra para o 
cátodo e Cl- migra para o ânodo, quando uma bateria fornece uma 
corrente elétrica ao sal fundido? 
 
 
2. Explique por que a eletrólise do NaCl aquoso produz H2 gasoso e não 
sódio metálico no cátodo, e Cl2 gasoso e não O2 gasoso no ânodo. 
3. Qual das afirmativas a seguir descreve melhor que acontece quando o 
MgCl2 aquoso é eletrolisado? 
 
a) Forma-se Mg metálico no ânodo 
b) Os íons Mg2+ são eletrolisados no cátodo. 
c) Forma-se Cl2 gasoso no ânodo pela oxidação do Cl
- 
d) Os íons Cl- fluem para o cátodo 
Exercícios eletrólise