Atividadde estruturada 1 corrosão 2015.1

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ATIVIDADE ESTRUTURADA 1: PRINCÍPIOS BÁSICOS DE ELETROQUÍMICA APLICADA À CORROSÃO
Oxidação e Redução:
Questão 1: 
Identifique respectivamente a substância redutora e a oxidante da reação abaixo:
2 H2O + 2 F2 → 4 HF + O2
O oxigênio e o flúor.
O hidrogênio e o oxigênio.
A água e o gás flúor.
O gás flúor e a água.
O flúor e o oxigênio.
Resposta: Alternativa “c”.
Verificando os números de oxidação de cada espécie, temos:
  +1   -2           0           +1  -1      0
2 H2O + 2 F2 → 4 HF + O2
O número de oxidação do átomo de oxigênio aumentou, indo de -2 para zero. Isso significa que ele perdeu elétrons. A substância redutora é a que contém o átomo que forneceu os elétrons. Assim, a substância redutora é a água (e não o oxigênio isoladamente).
Já o flúor ganhou elétrons, pois o seu número de oxidação diminuiu, indo de zero para -1. Assim, a substância oxidante é o gás flúor (F2), e não o flúor isoladamente (F).
Questão 2
(PUC-MG) Em um laboratório, um grupo de estudantes colocou um pedaço de palha de aço em um prato cobrindo-o com água sanitária. Após 10 minutos, eles observaram, no fundo do prato, a formação de uma nova substância de cor avermelhada, cuja fórmula é
Fe2O3.
A reação que originou esse composto ocorreu entre o ferro (Fe) e o hipoclorito de sódio (NaCℓO), presentes na água sanitária, e pode ser representada pela seguinte equação não balanceada:
Fe(s) + NaCℓO(aq) → Fe2O3(s) + NaCℓ(aq)
Considerando-se essas informações, é incorreto afirmar:
O hipoclorito de sódio atua como o redutor.
O ferro sofre uma oxidação.
A soma dos coeficientes das substâncias que participam da reação é igual a 9.
O átomo de cloro do hipoclorito de sódio ganhou 2 elétrons.
Resposta: Alternativa “a”.
Inicialmente, devemos calcular o Nox dos átomos em todas as substâncias:
 0         +1   +1  -2             +3  -2            +1   -1
Fe(s) + NaCℓO(aq) → Fe2O3(s) + NaCℓ(aq)
Errada. O cloro diminuiu o Nox, ou seja, ele reduziu, por isso a substância que o contém, que é o hipoclorito de sódio, atua como agente oxidante e não como redutor.
Correta. O ferro oxidou-se porque seu Nox aumentou de zero para +3, indicando que ele perdeu elétrons para o cloro.
Correta. Veja o balanceamento abaixo:
 2 Fe(s) + 3 NaCℓO(aq) → 1 Fe2O3(s) + 3 NaCℓ(aq)
 2 + 3 + 1 + 3 = 9
Correta. O Nox do cloro do hipoclorito diminuiu de +1 para -1, o que dá uma diferença de 2 elétrons ( +1 – (-1) = 1 + 1 = 2).
Questão 3
Faça o balanceamento da equação a seguir:
K2Cr2O7(aq) + H2O(l) + S(g) → KOH(aq) + Cr2O3(s) + SO2(g)
Resposta: 2 K2Cr2O7(aq) + 2 H2O(l) + 3 S(g) → 4 KOH(aq) + 2 Cr2O3(s) + 3 SO2(g)
Passos:
1º passo: Determinar os números de oxidação:
 +1  +6   -2        +1   -2       0        +1  -2  +1      +3    -2       +4 -2
K2Cr2O7(aq) + H2O(l) + S(g) → KOH(aq) + Cr2O3(s) + SO2(g)
2º passo: Determinar a variação da oxidação e da redução:
3º passo: Inversão dos valores de ∆:
K2Cr2O7= ∆Nox = 2 . 3 = 6 → 6 será o coeficiente de S
S=  ∆Nox = 1 . 4 = 4→ 4 será o coeficiente de K2Cr2O7
4K2Cr2O7(aq) + H2O(l) + 6 S(g) → KOH(aq) + Cr2O3(s) + SO2(g)
4º passo: Balanceamento por tentativa:
4 K2Cr2O7(aq) + 4 H2O(l) + 6 S(g) → 8 KOH(aq) + 4 Cr2O3(s) + 6 SO2(g)
* Dividindo todos os coeficientes por 2 para ficar com os menores coeficiente inteiros:
2 K2Cr2O7(aq) + 2 H2O(l) + 3 S(g) → 4 KOH(aq) + 2 Cr2O3(s) + 3 SO2(g)
Questão 4
As reações a seguir representam as etapas envolvidas na obtenção de ácido acético (CH3CO2H) a partir de eteno (C2H4).
C2H4(aq) + O2(g) → CH3CHO(l)
eteno                       acetaldeído
CH3CHO(l)+ O2(g) → CH3CO2H
acetaldeído                ácido acético
A seguir são dadas as fórmulas estruturais do eteno, acetaldeído e do ácido acético:
Determine:
a) o Nox dos átomos de carbono nos compostos orgânicos;
b) os agentes redutor e oxidante em ambas as reações;
c) balanceie as duas equações químicas.
Resposta
a) -2 +1 0 -3+1 +1+1-2
 C2H4(aq) + O2(g) → CH3CHO(l)
 eteno                       acetaldeído
 -3+1 +1+1-2 0 -3+1 +3-2 +1
 CH3CHO(l)+ O2(g) → CH3CO2H
 acetaldeído                ácido acético
b) Em ambas as equações, o O2 (sofre redução) é o agente oxidante. Na primeira equação, o agente redutor é o eteno e na segunda, o acetaldeído.
c) 2 C2H4(aq) + 1 O2(g) → 2 CH3CHO(l)
      2 CH3CHO(l)+ 1 O2(g) → 2 CH3CO2H
Potencial de eletrodo
Em eletroquímica, o potencial padrão de eletrodo, denotado como Eo, E0 ou EO é a medida do potencial individual de um eletrodo reversível (em equilíbrio) no estado padrão.
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 o seu 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 (diferença de potencial) 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.
	MENOR E0red
	fluxo de elétrons

reação espontânea (G < 0)
fluxo de elétrons

reação não-espontânea (G > 0)
	MAIOR E0red
Tabela prática de Potencial
 Tabela de potenciais-padrão de redução
Equação de Nernst
A Equação de Nernst, desenvolvida pelo químico e físico alemão Walter Nernst, é a relação quantitativa que permite calcular a força eletromotriz de uma pilha, para concentrações de íons diferentes de uma unidade. Também usado para cálculos em titulação de oxidação-redução.
 
A variação de energia livre, ΔG, de qualquer reação e variação de energia livre padrão, ΔG°, estão relacionadas por meio da seguinte relação:
Onde  é a expressão da lei de ação das massas da reação. Para uma reação de
oxido-redução, temos que:
e
Assim, para uma reação redox, temos:
ou
Sendo:
R = 8,315 J K-1 mol-1;
T = 298,2 K (25 °C);
F = 96485 C mol-1
Substituindo na equação acima os valores de R, T e F, tem-se:
De forma alternativa, esta equação pode ser escrita em termos de logarítmo decimal:
Nessa equação, o significado de seus componentes é o seguinte: Eº é a força eletromotriz ou potencial normal da pilha correspondente (que se obtém a partir dos potenciais normais dos eletrodos); R é a constante universal dos gases; T é a temperatura em escala absoluta; F é a carga elétrica de um mol de elétrons; n é o número de mols de elétrons transferidos; Q é o quociente de reação. Esse quociente é o produto das concentrações das espécies ativas do segundo membro da reação de oxi-redução, elevadas a seus respectivos coeficientes estequiométricos (coeficientes que precedem as fórmulas na equação química equilibrada), e seu denominador é o produto análogo das concentrações dos reagentes.
Espontaneidade das Reações de Corrosão
	O processo de corrosão dos metais pode ser conceituado como uma oxidação do metal por agentes naturais, como o ar ou a água, ou agentes de origem industrial, como a chuva ácida. A maioria dos metais se oxida na presença do ar porque esses metais apresentam menor potencial de redução que o oxigênio. Com exceção dosmetais nobres, que apresentam maior potencial de redução que o oxigênio (ouro, platina, etc.), todos os demais metais em contato com o ar devem reagir e transformarem-se em óxidos, hidróxidos ou outras formas semelhantes. 
	Em presença de ar úmido, o cobre adquire lentamente uma película esverdeada chamada de azinhavre e a prata forma sobre ela um sulfeto negro (Ag2S).
	Palhas de aço podem ser protegidas da ferrugem se forem guardadas em ambientes secos (como as embalagens) ou, então, recobertas com sabão. Isso mostra que a corrosão do ferro, necessita de ar úmido, ou seja, de gás oxigênio e vapor de água. 
Formas de Corrosão
- Corrosão Uniforme: É a forma menos agressiva de corrosão. O ataque, neste caso, se estende de forma homogênea sobre toda a superfície metálica, e sua penetração média é igual em todos os pontos.
- Corrosão por Placas: Abrange os casos intermediários entre a corrosão uniforme e a corrosão localizada. Ocorre em algumas regiões da superfície.
- Corrosão por Pite: Este tipo de ataque, assim como a intergranular e intragranular, é uma das formas mais perigosas em que a corrosão pode-se apresentar. Neste caso a quantidade de material afetado não guarda relação com a magnitude dos incovenientes. Durante a corrosão puntiforme, ou pite, o ataque se localiza em um ponto isolado da superfície metálica e se propaga até o interior do metal, muitas vezes transpassando. Uma variação deste tipo de corrosão é a corrosão em frestas, ou Crevice Corrosion.
- Corrosão Alveolar: A corrosão alveolar se processa na superfície metálica produzindo sulcos ou escavações semelhantes a alvéolos, apresentando fundo arredondado e profundidade geralmente menor que seu diâmetro. 
- Corrosão Grafítica: É o processo corrosivo que ocorre nos ferros fundidos cinzentos, que normalmente são usados para tubulações de água, de esgotos, em drenagem, etc, e no chamado ferro nodular, que possuem teor de grafita. Sendo o grafita muito mais catódico que o ferro, e estando este concentrado em veios ou nódulos, que passam a agir como cátodo, enquanto o ferro age como ânodo, propiciando a corrosão. Este tipo de corrosão é observável em tubos de ferro fundido velhos, que com qualquer ferramenta pode ter partes desagregadas de suas paredes de maneira similar a grafita. 
- Corrosão por Dezinficação: É o processo corrosivo que ocorre nas ligas de zinco, como os latões, utilizados em resfriadores, condensadores, etc (trocadores de calor), tubulações para água salgada e outras. É similar ao processo de corrosão grafítica, mas o material anódico no caso é o zinco, restando o cobre e os consequentes produtos de corrosão. É observada com mais frequência nos latões de alto teor de zinco, como o latão-alumínio (76% Cu, 22% Zn e 2% Al) e latão amarelo (67% Cu e 33% Zn), mas é observada mesmo em ligas mais resistentes à corrosão deste tipo como o latão vermelho (85% Cu e 15% Zn) em caso de a partida da liga não se apresentar suficientemente homogênea.
Se a corrente elétrica flui entre os dois, o metal menos nobre (o anodo) se corrói a uma taxa mais rápida do que se os metais não estivessem em contato. A taxa de corrosão depende também das áreas relativa ao contato dos metais, a temperatura e a composição do eletrólito. Em particular, quanto maior a área do catodo em relação ao anodo, maior é a taxa de ataque. 
- Corrosão por Empolamento pelo Hidrogênio: O hidrogênio atômico penetra o material metálico e, como tem pequeno volume atômico, difunde-se rapidamente e em regiões de descontinuidades, como inclusões e vazios, ele se transforma em hidrogênio molecular (H2), exercendo pressão e originando a formação de bolhas, daí nome de “empolamento”.
- Corrosão em Torno de Cordão de Solda: Forma de corrosão que se observa em torno de cordão de solda. Ocorre em aços inoxidáveis não estabilizados ou com teores de carbono maiores que 0,03% e a corrosão se processa intergranularmente.
- Corrosão Galvânica: O contato elétrico entre materiais diferentes resulta no processo corrosivo conhecido como corrosão galvânica. A intensidade deste tipo de corrosão será proporcional à distância entre os valores dos materiais envolvidos na tabela de potenciais eletroquímicos, em outras palavras, na "nobreza" dos materiais. Exerce influência neste tipo de corrosão a proporcionalidade entre as áreas anódica e catódica. Tal proporção deverá ser menor possível com vistas a se obter a mínima corrosão na área anódica aliada a sua uniformidade. A presença de íons metálicos no eletrólito é um fator importante nesta corrosão. No caso de os íons no eletrólito serem mais catódicos que os materiais com os quais possam ter contato, haverá corrosão devido a reações de troca entre o metal e os cátions dissolvidos, com consequente oxidação do metal da estrutura em questão.
- Corrosão Induzida por Microrganismos: A CIM ou biocorrosão é qualquer processo de corrosão localizada causada por modificações microbianas em uma superfície e ocorre normalmente associada a processos corrosivos abióticos, acelerando as taxas de corrosão (Sooknah, R. et al., 2008). Os produtos resultantes do metabolismo dos microrganismos presentes nos biofilmes são responsáveis por diferentes formas de corrosão, entre elas a corrosão por pites e corrosão por frestas. O processo corrosivo em materiais metálicos pode ser induzido e acelerado com a presença de microrganismos, através de sua capacidade de provocar alterações quantitativas e qualitativas nos parâmetros físico-químicos e na interface metal/fluido. Este processo pode ocorrer tanto em ambientes anaeróbios como em aeróbios, causando no metal uma forma de corrosão localizada e estando por isso mais relacionada à corrosão por pites (puntiforme) e alvéolos (Ford e Mitchell, 1990; Ferris, e colaboradores, 1992). A corrosão microbiológica é um fenômeno eletroquímico cuja manifestação depende do substrato e das condições ambientais