Trabalho Corrosão Eletroquímica Eletroquímica

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Fundação de Ensino de Contagem FUNEC – Centec
Ensino Técnico (PEP)
Departamento de Química
Química Industrial
Corrosão
Eletroquímica
Professor: Jose Antônio								 Nome:	 Rayara Nathanna Rezende nº32 Turma: A 
 Contagem 									 Abril/ 2013
ELETROQUÍMICA
Eletroquímica  é a parte da química que estuda a transformação de energia química em energia elétrica e vice-versa. A transformação é através das reações químicas entre os elementos presentes na reação, onde um perde elétrons e o outro ganha. Todos os processos envolvem reações de oxirredução.
DEFINIÇÃO DE OXIDAÇÃO E REDUÇÃO 
A Oxidação pode ocorrer em três circunstâncias: quando se adiciona oxigênio à substância, quando uma substância perde hidrogênio ou quando a substância perde elétrons. Exemplo: as saladas de frutas tendem a se escurecer quando entra em contato com o ar, isso porque o oxigênio age promovendo a oxidação das frutas. Uma dica para que isso não ocorra é adicionar suco de limão ou laranja, pois a vitamina C presente nas frutas cítricas impede a ação oxidante do oxigênio sobre a salada. 
A Redução, por sua vez, é o inverso e ocorre também de três maneiras: quando uma substância perde oxigênio, quando ganha hidrogênio ou quando ganha elétrons. Exemplo: quando o óxido de cobre (negro) é colocado em aparelhagem apropriada (câmara) para que ocorra sua redução, o gás hidrogênio entra em contato com o óxido de cobre superaquecido e, como resultado, ele perde oxigênio e vai aos poucos se tornando rosa, pois está sendo reduzido a cobre. Sendo assim, na reação de oxidação ocorre a perda de elétrons, enquanto a reação de redução consiste em ganhar elétrons. 
Reação de Óxido redução: sabe-se que oxidação e redução ocorrem juntas na mesma reação química. Esse fenômeno recebe o nome de Reação redox ou Óxido redução. Óxido reduções são reações que transferem elétrons entre substâncias fazendo com que o número de oxidação (nox) de uma substância aumente enquanto o nox de outra substância diminui. Esse processo não deve ser confundido com as ligações iônicas (em que há transferência de elétrons de uma substância a outra) e sim como um processo de oxidação de uma substância e a redução de outra. Podemos dizer então que em uma reação a substância que perde elétrons e sofre oxidação é designado agente redutor enquanto a substância que ganha elétrons e sofre redução é designada agente oxidante.
PILHAS
As pilhas ou células eletroquímicas, e as baterias são dispositivos em que a energia química é transformada em energia elétrica de modo espontâneo. A pilha é formada somente por dois eletrodos e um eletrólito, enquanto que a bateria é um conjunto de pilhas em série ou em paralelo. As pilhas primárias são dispositivas não recarregáveis, sendo que quando a reação de oxirredução que ocorre dentro delas cessa, elas devem ser descartadas. Para cada equipamento é indicado um tipo de pilha e, entre as pilhas primárias usadas atualmente, temos que as principais são: pilhas secas de Leclanché (pilhas comuns ou pilhas acidas ) , pilhas alcalinas e pilhas de lítio/ dióxido de manganês. Veja o que as diferencia e para quais equipamentos elas são indicadas:
Pilhas secas de Leclanché
Essas pilhas são formadas basicamente por um envoltório de zinco, separado por um papel poroso e por uma barra central de grafite envolvida por dióxido de manganês (MnO2), carvão em pó (C) e por uma pasta úmida contendo cloreto de amônio (NH4Cl), cloreto de zinco (ZnCl2) e água (H2O).O zinco funciona como o ânodo, perdendo elétrons; e o grafite  funciona como o cátodo, conduzindo os elétrons para o dióxido de manganês:
Semirreação do Ânodo: Zn (s) → Zn2+(aq) + 2 e-
Semirreação do Cátodo: 2 MnO2(aq) + 2 NH4 1+(aq)  + 2e-  → 1 Mn2O3  (s) + 2NH3(g) + 1 H2O(l)
Reação Global: Zn (s) + 2 MnO2(aq) + 2 NH41+(aq) → Zn2+(aq) + 1 Mn2O3(s) + 2NH3(g)
 
Esse tipo de pilha é indicado para equipamentos que requerem descargas leves e contínuas, como controle remoto, relógio de parede, rádio portátil e brinquedos. Você pode obter mais detalhes sobre a origem, funcionamento, durabilidade, ddp, perigos e cuidados que devem ser tomados com essas pilhas no texto “Pilha Seca de Leclanché”.
Pilhas alcalinas
Seu funcionamento se assemelha muito com o das pilhas secas de Leclanché, porém, a única diferença está que no lugar do cloreto de amônio (que é um sal ácido), coloca-se uma base forte, principalmente o hidróxido de sódio (NaOH) ou o hidróxido de potássio (KOH).
Semirreação do Ânodo: Zn + 2 OH →  ZnO  + H2O + 2e-
Semirreação do Cátodo: 2 MnO2 + H2O + 2e-→ Mn2O3 + 2 OH
Reação global: Zn +2 MnO2→  ZnO  + Mn 2O3
 
As pilhas alcalinas são mais vantajosas que as ácidas no sentido de que elas têm uma maior durabilidade, em geral, oferecem de 50 a 100% mais energia que uma pilha comum do mesmo tamanho, além de haver menos perigo de vazamentos. São indicadas principalmente para aparelhos que exigem descargas rápidas e mais intensas, como rádios, tocadores de CD/DVD e MP3 portáteis, lanternas, câmeras fotográficas digitais etc.
Pilhas de lítio / Dióxido de manganês
Essas pilhas são leves e originam uma grande voltagem (cerca de 3,4 V), devido a isso, elas são muito utilizadas em equipamentos pequenos como relógios e calculadoras. Diferentemente dos casos anteriores, o seu formato é de moeda, como mostra a imagem a seguir:
 
O ânodo é o lítio, o cátodo é o dióxido de manganês e o eletrólito é uma solução salina:
Semirreação do Ânodo: Li →Li+ + e−
Semirreação do Cátodo: MnO2 + Li+ + e− →MnO2(Li)
Reação global: Li + MnO2 → MnO2(Li)
PILHA DE DANIELL/ ESQUEMA DA PILHA DE DANIELL / ANODO E CATODO
As primeiras aplicações importantes da eletricidade provieram do aperfeiçoamento das pilhas voltaicas  originais pelo cientista e professor inglês John Daniell, em 1836. Pilhas eletroquímicas são sistemas que produzem corrente contínuas e baseiam-se nas diferentes tendências para ceder e receber elétrons das espécies químicas. A pilha de Daniell é constituída de uma placa de Zinco (Zn) em uma solução de ZnSO4 e uma placa de Cobre (Cu) em uma solução de CuSO4. As duas soluções são ligadas por uma ponte salina, ou por uma parede porosa.
 
Sentido dos elétrons
Os elétrons circulam do eletrodo de maior potencial de oxidação para o de menor potencial de oxidação. No caso da pilha de Daniell os elétrons vão do zinco para o cobre.
Pólos da pilha
Pólo positivo – o de menor potencial de oxidação – Cu.
Pólo negativo – o de maior potencial de oxidação – Zn.
Cátodo e Ânodo
Cátado – placa de menor potencial de oxidação – Cu. Onde ocorre redução.
Ânodo – placa de maior potencial de oxidação – Zn. Onde ocorre oxidação.
Variação de massa nas placas
Placa de maior potencial de oxidação – diminui – Zn.
Placa de menor potencial de oxidação – aumenta – Cu.
Equação global da pilha
Zn(s) + Cu(aq)+2 → Zn(aq)+2 + Cu
A pilha de Daniell é representada pela seguinte notação:
Zn°/Zn2+//Cu2+/Cu°
Ânodo - Ponte Salina (//) - Cátodo
Ponte salina
A parede porosa (de porcelana, por exemplo) tem por função manter constante a concentração de íons positivos e negativos, durante o funcionamento da pilha. Ela permite a passagem de cátions em excesso em direção ao cátodo e também a passagem dos ânions em direção ao ânodo. Atravessando a parede porosa, os íons em constante migração estabelecem o circuito interno da pilha.
ELETRODO PADRÃO DE HIDROGÊNIO
Eletrodo padrão é aquele no qual as concentrações das substâncias em solução é igual a 1 mol/L e a temperatura é de 25°C. No caso de um gás participar do eletrodo, sua pressão deve ser igual a 1 atm. Por convenção, o potencial padrão de eletrodo do hidrogênio é igual a zero e oseu potencial padrão de redução é igual a zero:
2H+ + 2e-  ⇒  H2  
E0red = 0 (convenção)
A IUPAC eliminou o termo potencial de oxidação. Sempre deve ser usada a expressão potencial de redução.
A medida do potencial padrão de redução de um dado eletrodo padrão é feita medindo-se a ddp de uma pilha padrão na qual uma das semipilhas é um eletrodo padrão de hidrogênio e a outra é o eletrodo padrão cujo E0red se quer medir.
Quanto maior for o E0red, mais fácil será a redução e mais forte será o oxidante.
Quanto menor for o E0red, mais difícil será a redução e mais fraco será o oxidante.
Quanto maior for o E0red, mais difícil será a oxidação e mais fraco será o redutor.
Quanto menor for o E0red, mais fácil será a oxidação e mais forte será o redutor.
TABELA DE POTENCIA-PADRÃO DE REDUÇÃO 
 
ESPONTANEIDADE DE UMA REAÇÃO DE OXIDO REDUÇÃO 
Sabemos que a reação que ocorre numa pilha é espontânea e a voltagem é sempre positiva, portanto, podemos afirmar que:
• Quando a voltagem calculada para a reação (Etotal ou ∆V) for de valor positivo, a reação será espontânea.
 
Etotal > 0 ⇒ reação espontânea.
Exemplo: 
A reação é espontânea.
• Quando a voltagem calculada para a reação for de valor negativo, a reação não será espontânea. Então, a reação inversa será espontânea.
Etotal < 0 ⇒ reação não-espontânea
Exemplo: 
A reação direta é não espontânea, a reação inversa será espontânea.
ELETROLISE
A eletrólise é um método usado para a obtenção de reações de oxido redução. Em soluções eletrolíticas, o processo se baseia na passagem de uma corrente elétrica através de um sistema líquido que tenha íons presentes, gerando, assim, reações químicas.
As reações na eletrólise podem ocorrer de várias maneiras, dependendo do estado físico em que estiver a solução que vai ser submetida à reação.
Aplicação da Eletrólise 
Eletrólise é todo processo químico não espontâneo provocado por corrente elétrica. 
Substâncias iônicas possuem a capacidade de conduzir corrente elétrica quando estão em soluções aquosas. A eletrólise provém dessa propriedade iônica, ou seja, é um processo que se baseia na descarga de íons, onde ocorre uma perda de carga por parte de cátions e ânions. 
A eletrólise é uma transformação artificial, pois é provocada por um gerador, mas tem uma enorme importância prática. Ela tem grande utilização em indústrias, na produção de muitas substâncias, dentre elas metais alcalinos, alcalino-terrosos, gás hidrogênio e gás cloro. 
A eletrólise é um processo útil na obtenção de vários elementos químicos. Por exemplo: 
Sódio: eletrólise ígnea de NaCl (cloreto de sódio) fundido em um processo que ocorre a cerca de 800°C. 
Alumínio: eletrólise ígnea de Al2O3(bauxita). 
Soda cáustica (NaOH): eletrólise aquosa do NaCl (cloreto de sódio). 
Gás hidrogênio: eletrólise aquosa do NaCl (cloreto de sódio). 
Cloro: eletrólise ígnea do gás cloro (Cl2). O cloro é muito utilizado na produção de compostos orgânicos clorados e alvejantes, e também para o tratamento de água para consumo e de piscinas. 
Observação: Eletrólise ígnea é a passagem da corrente elétrica em uma substância iônica no estado de fusão, diferente da eletrólise aquosa em que a passagem elétrica ocorre através de um líquido condutor. 
A eletrólise é muito utilizada na galvanoplastia, isto é, no recobrimento de objetos com uma fina camada de metal. Vários cátions metálicos, após a redução, ficam grudados no cátodo, o que provoca a formação de uma camada de metal. Por exemplo: 
Niquelação: recobrimento de um objeto com níquel; 
Cromação: recobrimento de um objeto com cromo.
BIBLIOGRAFIA
http://www.brasilescola.com/quimica/oxidacao-reducao.htm
http://www.infoescola.com/quimica/pilha-de-daniell-pilha-eletroquimica/
http://www.colegioweb.com.br/quimica/tabela-de-potenciaispadrao-de-reducao-.html
http://www.colegioweb.com.br/quimica/espontaneidade-de-uma-reacao-de-oxidorreducao.html
http://www.brasilescola.com/quimica/aplicacao-eletrolise.htm
http://www.brasilescola.com/quimica/eletrolise.htm