Eletroquímica: Estudo de Reações de Oxiredução

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UNIVERSIDADE FEDERAL DO PARÁ
INSTITUTO DE CIÊNCIAS EXATAS E NATURAIS
FACULDADE DE FÍSICA
DÉBORA DYANE DO AMARAL SILVA
ISABELA DOS SANTOS CARVALHO
STANLEY SANTIAGO COELHO
VITOR LUCAS RODRIGUES DE MEDEIROS
YTALO CÁSSIO GOMES PINHEIRO
WILTOM SEIICHI ITO
ELETROQUÍMICA
BELÉM/PA
2018
DÉBORA DYANE DO AMARAL SILVA
ISABELA DOS SANTOS CARVALHO
STANLEY SANTIAGO COELHO
VITOR LUCAS RODRIGUES DE MEDEIROS
YTALO GOMES PINHEIRO
WILTOM SEIICHI ITO
	
Trabalho de pesquisa apresentado como requisito para obtenção de nota na disciplina Química Geral Teórica I, ministrada pelo Prof. 
Dr.José
 Ribamar 
Bogea
 Lobato.
BELÉM/PA
2018
Sumário
1. Introdução......................................................................................................2
2. Reações de Oxiredução................................................................................2
2.1. Reações e semi-reações de oxirredução.......................................2
 2.1.1. Qual a importância de estudar as reações?.................2
 2.1.2. Como funcionam essas reações?..................................2
3. Potenciais de Redução..................................................................................3
3.1. Calculo para medir o potencial redução e de oxidação em volts representado polo símbolo E°..........................................................................4
4. Potencial Padrão............................................................................................4
5. Células Galvânicas........................................................................................5
6. Corrosão.........................................................................................................7
	6.2. Tipos de corrosão...........................................................................7
 6.2.1. Corrosão Eletroquímica.................................................7
 6.2.2. Corrosão Química...........................................................8
 6.2.3. Corrosão eletrolítica.......................................................8
6.2. Revestimentos.................................................................................8
6.3. Proteção Catódica...........................................................................9
 6.3.1 Proteção por ânodo de sacrifício..................................9
 6.3.2. Proteção catódica com corrente impressa.................9 
7. Conclusão....................................................................................................11
8. Bibliografia...................................................................................................12
1. Introdução
A eletroquímica é uma parte da química que vai trabalhar, basicamente, com a transferência de elétrons. O essencial é sabermos que quando uma substância sofre uma oxidação ela perde elétrons. Então, outra substância irá receber esses elétrons, esta sofrerá uma redução. Vamos começar falando de pilhas eletroquímicas, também chamadas de células ou célula galvânica. Neste caso, temos uma reação química Redox (espontânea), ou seja, de oxiredução que vai gerar corrente elétrica. Então, eletroquímica é a área da química que estuda as reações que envolvem a transferência de elétrons e a interconversão de energia química em energia elétrica. A eletroquímica também estuda as reações que não acontecem espontaneamente, ou seja, as que ocorrem por meio da corrente elétrica, conhecidas como eletrólise.
Energia Química → Energia Elétrica (células galvânicas – processo espontâneo)
Energia Elétrica → Energia Química (eletrólise – processo não espontâneo)
2. Reações de Oxiredução 
2.1. Reações e semi-reações de oxirredução
2.1.1. Qual a importância de estudar as reações?
O estudo sobre as reações de oxirredução é importante para questões econômicas como o desenvolvimento de novas baterias, é também de interesse biológico como o descarte de pilhas no ambiente.
2.1.2. Como funcionam essas reações? 
O termo oxidação se refere à transferência de elétrons de um reagente para outro. As reações podem ser realizadas de duas formas diferentes, uma com o contato direto entre o oxidante e o redutor e outra com o uso de células eletroquímicas, que é relacionada com a transformação de energia química em elétrica. 
Os processos de reações devem ser simultâneos e possuir dois agentes, o redutor e o oxidante. O agente redutor é aquele que irá oxidar, perder elétrons, ficando cada vez mais positivo e o seu nox irá aumentar. O agente oxidante irá ganhar elétrons, logo seu nox irá diminuir. A reação é formada com a conversão de elétrons, podendo ser subdividida em semi-reações. Ao somá-las obtém-se a equação global.
	Oxidação
	Redução
	Agente redutor
	Agente oxidante
	perder elétrons
	Receber elétrons
	Nox aumenta
	Nox diminui
3. Potenciais de Redução
Segue a baixo a tabela padrão de potencial de redução
Figura 01 – Tabela de potencial de redução
É a facilidade de um elemento químico conseguir elétrons e se reduzir, sendo que cada elemento tem seu próprio potencial de redução.
Atribuímos um valor arbitrário a um elemento, com o objetivo de conseguir potenciais de eletrodos, para termos ele como referencia. Os demais são medidos verificando-se a diferença de potencial que adquirem quando ligados ao eletrodo de referência. O sentido em que ocorre a reação determina o sinal de reação. Através convenção, os potenciais de eletrodo serão a semirreação de redução. Durante o processo, se ocorrer uma oxidação, o potencial é considerado negativo, e se caso ocorra uma redução o potencial será positivo. O eletrodo mais comum que se toma como referência para tabular os potenciais de eletrodo é o H+, que se denomina eletrodo de referência ou normal de hidrogênio, o qual possui valor igual a 0 Volt.O 
3.1. Cálculo para medir o potencial de redução e de oxidação em volts representado polo símbolo E°
Figura 02 – Cálculo para medir o potencial de redução
Onde:
deltaE°=variação de potencial
E° = diferença de potencial (padrão)
E°RED = potencial de redução
E°OX = potencial de oxidação
Padrão: 25°C e 1atm
Pode-se utilizar qualquer uma destas fórmulas, dependendo dos dados que são fornecidos.
A diferença de potencial pode ser chamada também de força eletromotriz (fem).
Quanto maior o E°RED mais o metal se irá se reduzir, e quando maior o E°RED, mais o metal se oxida.
4. Potencial Padrão
	Potencial padrão é medida em um eletrodo quando as substâncias eletroativas estão na concentração de um mol, sobre a pressão de 1 atm e temperatura de 25 oC. Como numa pilha as reações serão escritas como sendo de redução, os potenciais padrões serão sempre referentes à redução. Além disso, os potenciais padrões não expressam números absolutos e partem de um referencial, o potencial padrão referente é igual a zero e pertence ao eletrodo padrão de hidrogênio.
	Dessa forma, tendo fixado o potencial padrão do eletrodo de hidrogênio como zero podemos obter outros potenciais padrões usando o eletrodo padrão de hidrogênio como um dos eletrodos de uma pilha, Já que o potencial padrão de uma pilha é dada ao subtrair o potencial padrão do eletrodo da direita pelo da esquerda e como o potencial padrão do eletrodo de hidrogênio é 0 ele mostra o potencial padrão de outras substâncias.
	Um outro método usado para fazer medidas de potenciais padrões de pilhas consiste em medir experimentalmente os valores do potencial de redução para a pilha em diferentes concentrações do eletrólito e a partir da equação eletroquímica de Nersnt obter graficamente o valor do potencial padrão.
5. Células Galvânicas
Figura 03 – Oxidação do zinco e redução do cobre
	Nas células galvânicas, organiza-se um processo em que há transferência de elétrons. Esses elétrons passam por um fio condutor de forma que possamos obter energia elétrica. Então, basicamente,este experimento trata-se de utilizar uma reação de oxiredução para produzir corrente elétrica ou, em outras palavras, criar uma pilha. Na figura 01 observamos um processo que acontece espontaneamente quando se coloca uma placa de zinco metálico (Zn0) imersa em uma solução de Cobre (Cu2+). Nesse caso, o sal que foi dissolvido em água é o sulfato de cobre (CuSO4). O que percebemos com o tempo é um desbotamento da solução azulada, indicando que os íons Cu2+ foram consumidos, e que na barra de Zn0 há a formação, a aglutinação de outro sólido, que é o Cobre metálico. A oxidação e a redução acontecem nas semicelas. Onde acontece a redução, chamamos de cátodo, e onde acontece a oxidação, denominamos de ânodo.O importante é percebermos que o Zinco metálico reage com o Cu2+ formando o Cobre metálico e de alguma maneira devemos produzir Zn2+ uma vez que devemos combinar oxidação e redução.
	O fluxo de elétrons estará sempre no sentido oxidação → redução, ou seja, do ânodo para o cátodo. As placas metálicas e a solução iônica na qual o  metal esta mergulhado chamamos de eletrodo. Os eletrodos são ligados por qualquer fio condutor, a corrente passa por ele e podemos, com o auxílio de um voltímetro, medir o valor da diferença de potencial, que é a energia útil produzida pelo sistema. A ponte salina é um tubo de vidro em forma de "U" que se comunica com as duas soluções dos eletrodos, ela é constituída de um material gelatinoso contendo solução saturada de um eletrólito (sal), nas suas extremidades são colocadas lã de vidro ou algodão para impedir o escoamento da solução salina. A finalidade da ponte salina é manter as duas semicelas eletricamente neutras, através da migração de íons. Na semicela onde ocorre a oxidação, há um excesso de íons positivos, que é neutralizado pela migração de íons negativos provenientes da ponte salina. Na semicela onde ocorre a redução, a solução passa a apresentar excesso de íons negativos, que é neutralizado pelos íons positivos vindos da ponte salina.
Figura 04 – semi-reações e reação global
	Na figura 02 vemos as semi-reações que ocorrem em cada semicela e a reação global que a reação que representa a célula eletroquímica galvânica.
6. Corrosão
“Corrosão” é um termo químico bastante empregado no cotidiano para se referir ao processo de deterioração total, parcial, superficial ou estrutural de determinado material causado pela ação do meio.
Embora a corrosão seja mais comum em metais, ela pode ocorrer em outros materiais como granito e polímeros diversos.
6.2. Tipos de corrosão
Classificamos a corrosão em três formas: eletroquímica, química e eletrolítica. 
6.2.1. Corrosão Eletroquímica:
Esse é o tipo de corrosão mais comum, ocorrendo geralmente na presença de água. Ela pode variar de duas formas:
- Quando o metal está em contato com um eletrólito (solução condutora ou um condutor iônico que envolva áreas anódicas e catódicas ao mesmo tempo), formando uma pilha de corrosão.
Exemplo: A ferrugem é um exemplo de corrosão eletroquímica. O ferro é oxidado com facilidade quando exposto ao ar úmido (oxigênio (O2) e água (H2O)). Essa oxidação resulta no cátion Fe2+, formando o polo negativo (que perde elétrons) da pilha:
Ânodo: Fe(s) → Fe2+ + 2e-	
Entre os vários processos de redução que podem ocorrer a mais significativa é a da água:
Cátodo: 2H2O + 2e– → H2 + 2OH– 
Enquanto os cátions Fe2+ migram para o polo negativo (cátodo), os ânions OH- migram para o polo positivo (Ânodo) e ocorre a formação do hidróxido ferroso (Fe(OH)2).
- Quando dois metais são ligados por um eletrólito, formando uma pilha de Daniell:
Há uma placa de cobre e uma de ferro, ambas mergulhadas num eletrólito neutro aerado e postas em contato, formando um circuito elétrico, cada placa se tornará um eletrodo. O ferro se tornará o ânodo, oxidando-se e perdendo elétrons que migram para o cátodo (placa de cobre), que por sua vez, é reduzido. O ânodo sofrerá o desgaste, formando a ferrugem.
6.2.2. Corrosão Química:
É o ataque de algum agente químico diretamente sobre determinado material, que pode ou não ser um metal. Ela não precisa da presença de água e não há transferência de elétrons como na corrosão eletroquímica. Alguns exemplos são os solventes ou agentes oxidantes que degradam polímeros e a chuva ácida que degrada armações de concreto como demonstrados na reação abaixo:
3CaO.2SiO2.3H2O + 6HCl → 3CaCl2 + 2SiO2 + 6H2O
6.2.3. Corrosão eletrolítica
É um processo eletroquímico que ocorre com a aplicação externa de uma corrente elétrica. Esse processo não é espontâneo, ao contrário dos outros tipos de corrosão supracitados. Quando não há isolamento ou aterramento, ou estes estão com alguma deficiência, formam-se correntes de fuga, e quando elas escapam para o solo formam-se pequenos furos nas instalações.
6.2. Revestimentos
A eletrodeposição define o recobrimento de uma superfície com um material condutor (geralmente metal) pela migração e fixação de partículas carregadas eletricamente de uma solução aquosa iônica com o auxílio de corrente elétrica. O recobrimento de uma superfície metálica com zinco é genericamente chamado de galvanização, independente do processo utilizado para a realização do revestimento.
6.3. Proteção Catódica
A proteção catódica é um dos métodos mais empregados para a proteção de grandes estruturas quer seja enterradas ou submersas (parcial ou totalmente). Assim, tubulações e tanques de estocagem de gás e combustíveis diversos, por exemplo, são protegidos da corrosão. 
Pode-se optar por um dos seguintes métodos para atingir este objetivo: proteção por ânodos de sacrifício e a proteção por corrente impressa.
6.3.1 Proteção por ânodo de sacrifício
Na proteção por ânodos de sacrifício, o potencial adequado é alcançado devido ao contato elétrico entre o metal a proteger e outro metal de potencial de corrosão inferior no meio onde estarão colocados. Os metais mais utilizados para constituírem os ânodos de sacrifício são: zinco, ligas de magnésio e ligas de alumínio. 
Os ânodos são conectados eletricamente ao equipamento a proteger. Forma-se, desse modo, um par galvânico e o potencial misto se posicionarão em um valor intermediário entre os de corrosão dos dois materiais. A quantidade, tamanho e distribuição dos ânodos são de extrema importância para conseguir uma proteção efetiva, devido a uma série de fatores como o solo ou a água em que estão imersos os equipamentos, que podem ser mais ou menos condutores, e a influência que elas têm nos condutores.
6.3.2. Proteção catódica com corrente impressa 
Nos sistemas com corrente impressa, a polarização do metal a proteger é conseguida pela aplicação de uma corrente catódica através de sua interface, com auxílio de um gerador de corrente contínua. Para fechar o circuito é necessária, neste caso, também a presença de um eletrodo anódico. Há, porém uma grande diferença com o método anterior, pois naquele a polarização ocorre espontaneamente pelo contato entre os dois metais. No processo de corrente impressa, a corrente é fornecida externamente por um gerador ou retificador. Deste modo, o ânodo é polarizado para valores de potencial acima (mais nobres) do valor de potencial ao qual se estabiliza o cátodo. A diferença de potencial entre ânodo e cátodo é suprida pela fonte de força eletromotriz. Assim, não é necessário que o ânodo se dissolva, pois poderá ser um metal inerte que apenas sirva de base de uma reação anódica qualquer, em geral a de liberação de oxigênio (oxidação da água). Pode-se, porém usar metais corrosíveis como, por exemplo, ligas de ferro e silício (que se corroem pouco), sucata de ferro ou aço (bastante barata).
7. Conclusão
Como exposto, a eletroquímica é um ramo de suma importância e de aplicabilidades diversas no cotidiano. O entendimento do comportamento das reações químicas em relação a transferências de elétrons que ocorrem nestas é primordial, além de ser o principal tópico de estudos dessa área, poisreações que, à primeira vista não parecem ter associações comprincípios eletroquímicos, na verdade funcionam a partir destes, como no caso de reações de combustão, respiração e ferrugem.
Além disso, pelo fato de sua aplicabilidade ser bastante ampla no cotidiano, o viés econômico a garante um grande interesse por parte dos cientistas, desde o século XVI até os dias atuais. Começando por GirolamoCardano, em seu livro “De Subtilitate”, tratando das diferenças entre fenômenos associados ao magnetismo e à eletrostática, passando pelos diversos avanços ocorridos nas revoluções industriais proporcionados pelos estudos em eletromagnetismo eem reações químicas que envolvem eletricidade, até a eletroquímica quântica desenvolvida por RevazDogonadze e seus discípulos. 
Desta forma, todos os conceitos que foram apresentados neste trabalho são frutos de séculos, que foram desenvolvendo-se ao longo do tempo, permitindo à humanidade avanços em diversos setores. 
8. Bibliografia
FOGAçA, Jennifer Rocha Vargas. "Reações de Oxirredução"; Brasil Escola. Disponível em <https://brasilescola.uol.com.br/quimica/reacoes-oxirreducao.htm>. Acesso em 07 de julho de 2018.
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