Aula 3 Corrosão

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CORROSÃO
Profa.: Rafaela Landeiro
• A energia liberada em uma reação de oxi-redução espontânea é usada para
executar trabalho elétrico.
• Células voltaicas ou galvânicas são aparelhos nos quais a transferência de 
elétrons ocorre através de um circuito externo.
• As células voltaicas são espontâneas.
• Se uma fita de Zn é colocada em uma solução de CuSO4, o Cu é depositado
no Zn e o Zn dissolve-se formando Zn2+.
Células voltaicas
• À medida que ocorre a oxidação, o Zn é convertido em Zn2+ e 2e-. Os elétrons fluem no 
sentido do catodo onde eles são usados na reação de redução.
1. No anodo os elétrons são produtos (oxidação).
2. No catodo os elétrons são reagentes (redução).
• Os elétrons fluem do anodo para o catodo.
• Consequentemente, o anodo é negativo e o catodo é positivo.
• Os elétrons não conseguem fluir através da solução, eles têm que ser transportados por
um fio externo.
Células voltaicas
Células voltaicas
• Os ânios e os cátions movimentam-se através de uma barreira porosa ou ponte salina.
• Os cátions movimentam-se dentro do compartimento catódico para neutralizar o excesso
de íons carregados negativamente (Catodo: Cu2+ + 2e-  Cu, logo, o contra-íon do Cu
está em excesso).
• Os ânions movimentam-se dentro do compartimento anódico para neutralizar o excesso
de íons de Zn2+ formados pela oxidação.
Células voltaicas
Visão molecular dos processos do eletrodo
• Considere a reação espontânea de oxi-redução entre o Zn(s) e o Cu2+(aq).
• Durante a reação, o Zn(s) é oxidado a Zn2+(aq) e o Cu2+(aq) é reduzido a Cu(s). 
• No nível atômico, um íon de Cu2+(aq) entra em contanto com um átomo de Zn(s) na
superfície do eletrodo.
• Dois elétrons são transferidos diretamente do Zn(s) (formando Zn2+(aq)) para o Cu2+(aq) 
(formando Cu(s)).
Células voltaicas
Visão molecular dos processos do eletrodo
Células voltaicas
Células voltaicas
• O fluxo de elétrons do anodo para o catodo é espontâneo.
• Os elétrons fluem do anodo para o catodo porque o catodo tem um potencial de redução mais alto do que o anodo.
• A diferença potencial: é a diferença no potencial elétrico. É medida em Volts.
Fem de pilhas
C 1
J 1
 V 1 
• A força eletromotiva (fem) é a força necessária para empurrar os elétrons através do circuito externo.
• Potencial de célula: Ecel é a fem de uma célula.
• Para soluções 1 mol/L a 25 C (condições padrão), a fem padrão (potencial padrão da célula) é denominada Ecel.
Potenciais-padrão de redução (semi-célula)
• Os dados eletroquímicos são convenientemente colocados em uma tabela.
• Os potenciais padrão de redução, Ered são medidos em relação ao eletrodo padrão de 
hidrogênio (EPH).
Fem de pilhas
Potenciais-padrão de redução (semi-célula)
• O EPH é um catodo. Ele consiste de um eletrodo de Pt em um tubo colocado
em uma solução 1 mol/L de H+. O H2 é borbulhado através do tubo.
• Para o EPH, determinamos
2H+(aq, 1 mol/L) + 2e-  H2(g, 1 atm)
• O Ered de zero.
• A fem de uma célula pode ser calculada a patir de potenciais padrão de 
redução:
Fem de pilhas
Fem de pilhas
Potenciais-padrão de redução (semi-célula)
• Considere Zn(s)  Zn2+(aq) + 2e-. Podemos medir o Ecell em relação ao EPH 
(catodo): 
Ecell = Ered(catodo) - Ered(anodo)
0,76 V = 0 V - Ered(anodo).
• Conseqüentemente, o Ered(anodo) = -0,76 V.
• Os potenciais padrão de redução devem ser escritos como as reações de 
redução:
Zn2+(aq) + 2e-  Zn(s), Ered = -0,76 V.
Fem de pilhas
Fem de pilhas
Potenciais-padrão de redução (semi-célula)
• A variação do coeficiente estequiométrico não afeta o Ered.
• Portanto, 
2 Zn2+(aq) + 4e-  2 Zn(s), Ered = -0,76 V.
• As reações com Ered > 0 são reduções espontâneas em relação ao EPH.
Fem de pilhas
Potenciais-padrão de redução (semi-célula)
• Em uma célula (espontânea) voltaica (galvânica) o Ered(catodo) é mais positivo do que
Ered(anodo).
• Lembre-se
Fem de pilhas
Eletrodos de Referência
Desde que o eletrodo de hidrogênio é difícil de ser construído e usado, outros eletrodos de referência são
frequentemente preferidos na prática.
1 - ELETRODO DE CALOMELANO SATURADO (ECS) 
Este eletrodo consiste de mercúrio em equilíbrio com Hg2+, cuja atividade é determinada pela solubilidade 
de Hg2Cl2 (também conhecido como calomel). A reação de meia célula é: 
O potencial de redução deste eletrodo com relação ao eletrodo padrão de hidrogênio é +0,2415 V. 
2- ELETRODO DE PRATA- CLORETO DE PRATA 
Este eletrodo é preparado revestindo-se um fio de platina com prata, que é mantido imerso em HCl diluído 
para formar cloreto de prata sobre sua superfície. Quando o eletrodo é imerso em uma solução de cloreto, o 
equilíbrio que se estabelece é: 
Eletrodos de Referência
3- ELETRODO DE COBRE - SULFATO DE COBRE SATURADO 
Este eletrodo consiste de cobre metálico imerso em CuSO4 saturado. A reação da meia célula é : 
Em CuSO4 saturado, o potencial é 0,316 V. A precisão deste eletrodo, embora adequada para a maioria das
pesquisas de corrosão, é inferior à precisão do calomel ou do eletrodo de prata- cloreto de prata. O eletrodo
de cobre/sulfato de cobre é usado principalmente para medição de potenciais no solo.
• Em uma célula (espontânea) voltaica (galvânica) o Ered (catodo) é mais positivo do que o Ered(anodo) uma vez que
• Um E(cel) positivo indica um processo espontâneo (célula galvânica).
• Um E(cel) negativo indica um processo não-espontâneo.
Espontaneidade de 
reações redox
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.
nFEG 
J/V·mol 96.500C/mol 500.961 F
Espontaneidade de 
reações redox
A equação de Nernst
• A equação de Nernst pode ser simplificada coletando todas as constantes juntas usando uma temperatura
de 298 K:
• (Observe a mudança do logaritmo natural para o log na base 10.)
• Lembre-se que n é quantidade de matéria de elétrons.
Q
nF
RT
EE ln
Q
n
EE log
0592.0

Efeito da concetração na
fem da pilha
Corrosão do ferro
• Uma vez que Ered(Fe
2+) < Ered(O2), o ferro pode ser oxidado pelo oxigênio.
• Catodo: O2(g) + 4H
+(aq) + 4e-  2H2O(l).
• Anodo: Fe(s)  Fe2+(aq) + 2e-.
• O oxigênio dissolvido em água normalmente provoca a oxidação de ferro.
• O Fe2+ inicialmente formado pode ser ainda mais oxidado a Fe3+, que forma a 
ferrugem, Fe2O3
. xH2O(s).
Corrosão
Corrosão