11 - Eletroquímica - folheto

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“CORROSÃO É UM PROCESSO
RESULTANTE DA AÇÃO DO MEIO
SOBRE UM DETERMINADO
MATERIAL, CAUSANDO SUA
DETERIORAÇÃO.”
Prof. Éderson e Horacimone Química
�Apesar da estreita relação com os metais, esse fenômeno ocorre em
outros materiais, como concreto e polímeros orgânicos, entre outros.
�Sem que se perceba, processos corrosivos estão presentes direta ou
indiretamente no nosso cotidiano, pois podem ocorrer em grades,
automóveis, eletrodomésticos e instalações industriais.
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Corrosão eletroquímica
A corrosão eletroquímica é um processo espontâneo, passível de
ocorrer quando o metal está em contato com um eletrólito, onde
acontecem, simultaneamente, reações anódicas e catódicas.
Reação anódica (oxidação)
Fe → Fe2+ + 2e
A formação da ferrugem
Reação catódica (redução)
2H2O + 2e → H2 + 2OH
–
2Fe(OH)3 → Fe2O3.H2O + 2H2O
�O produto final da corrosão, ou seja, a
ferrugem, consiste nos compostos Fe3O4
(coloração preta) e Fe2O3.H2O (coloração
alaranjada ou castanho-avermelhada).
Fe3O4 + 2H2O + H2
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Pilha galvânica
Área anódica (Fe) sofre o desgaste.
Área catódica (Cu) sofre aumento 
da massa).
Eletrólito
O eletrólito é uma solução
condutora ou condutor iônico que
envolve simultaneamente as áreas
anódicas e catódicas.
• A energia liberada em uma
reação redox pode ser usada
para realizar trabalho elétrico.
• Elétrodos: metais sólidos
conectados por um circuito
externo.
a) Ânodo: elétrodo onde
ocorre oxidação.
b) Cátodo: elétrodo onde
ocorre redução.
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�A intensidade do processo de
corrosão é avaliada pela carga ou
quantidade de íons que se
descarregam no catodo ou pelo
número de elétrons que migram
do anodo para o catodo, sendo
que a diferença de potencial da
pilha (ddp).
Corrosão Química
�A corrosão química decorre do ataque de um
agente químico diretamente sobre o material, sem
transferência de elétrons de uma área para outra.
�O processo consiste numa reação química entre o meio 
corrosivo e o material metálico, resultando na formação 
de um produto de corrosão sobre a sua superfície.
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Corrosão Química
�Os polímeros (plásticos e borrachas) também podem sofrer
corrosão, ou melhor, uma degradação, pela ação do meio, de
solventes ou de oxidantes enérgicos.
�Nessa corrosão, as reações químicas levam à cisão das
macromoléculas, em geral com comprometimento das
propriedades físicas e químicas do material, como ocorre na
hidrólise do poli(tereftalato de etileno) (PET).
Corrosão Química
�A destruição do concreto, observada nas pontes e viadutos,
tem como uma de causas a corrosão química, devida à ação
dos agentes poluentes sobre seus constituintes (cimento, areia
e agregados de diferentes tamanhos).
�Fatores mecânicos (vibrações e erosão),
físicos (variação de temperatura),
biológicos (bactérias) ou químicos (em
geral ácidos e sais) são os responsáveis
por esse processo.
�Uma segunda causa para a deterioração do
concreto é a corrosão eletroquímica que
ocorre nas armaduras de aço-carbono em seu
interior.
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Corrosão Eletrolítica
�A corrosão eletrolítica se caracteriza por ser um
processo eletroquímico, que se dá com a aplicação de
corrente elétrica externa, ou seja, trata-se de uma
corrosão não-espontânea.
�Esse fenômeno é provocado por correntes de fuga, também chamadas de
parasitas ou estranhas, e ocorre com freqüência em tubulações de petróleo e de
água potável, em cabos telefônicos enterrados, em tanques de postos de gasolina
etc.
�Geralmente, essas correntes são devidas a deficiências de isolamento ou de
aterramento, fora de especificações técnicas.
Corrosão Eletrolítica
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Como minimizar os efeitos da corrosão?
�Às vezes, o custo de um novo material que substituirá o antigo é de 20
a 50 vezes mais alto, o que inviabiliza a reposição. Assim, na maioria das
vezes, é necessário o emprego de uma técnica anticorrosiva.
�Os processos mais empregados para a prevenção da corrosão são a proteção
catódica e anódica, os revestimentos e os inibidores de corrosão.
�A proteção catódica é a técnica que transforma a estrutura metálica que se
deseja proteger em uma pilha artificial, evitando, assim, que a estrutura se
deteriore.
�É graças à proteção catódica que tubulações enterradas para o transporte de
água, petróleo e gás, e grandes estruturas portuárias e plataformas marítimas
operam com segurança.
�A proteção catódica de estruturas metálicas é baseada na injeção de corrente
elétrica por meio de duas técnicas: a proteção por anodos galvânicos (espontânea)
e a proteção por corrente impressa (não-espontânea).
Proteção catódica por anodo de zinco em casco de navio: (a) vista inferior do navio em dique 
seco; (b) fixação do anodo de zinco no casco do navio.
�Proteção catódica por anodos de zinco, em navios, onde há a formação de uma
pilha na qual, em função de seu maior potencial de oxidação, o zinco atua como
anodo e protege o ferro do casco do navio.
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�Os revestimentos protetores geralmente são aplicados sobre
superfícies metálicas formando uma barreira entre o metal e o
meio corrosivo e, conseqüentemente, impedindo ou minimizando
o processo de corrosão.
�As tintas, como as epoxídicas e o zarcão, são revestimentos
muito utilizados na proteção de tubulações industriais, grades e
portões.
�A galvanização é um método que consiste na superposição de
um metal menos nobre sobre o metal que será protegido.
�É uma técnica muita empregada, como no caso de parafusos de
ferro galvanizados com zinco.
�Os inibidores de corrosão são substâncias inorgânicas ou orgânicas que,
adicionadas ao meio corrosivo, objetivam evitar, prevenir ou impedir o
desenvolvimento das reações de corrosão, sejam elas na fase gasosa, aquosa
ou oleosa.
�Nas últimas décadas, com o intuito de evitar ou minimizar os inconvenientes
causados pelos processos corrosivos, têm sido desenvolvidos e estudados
novos materiais mais resistentes e duradouros, como ligas metálicas,
polímeros e cerâmicas.
�Grandes indústrias em todo o mundo também têm investido em pesquisas no
sentido de repensar projetos e processos em busca de soluções combinatórias, ao
mesmo tempo mais eficazes e menos onerosas.
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�Estimou-se que cerca de 20% a 50% dos problemas que ocorrem nas companhias
petrolíferas são devidas a corrosão por microrganismos. Muitas vezes, as perdas
financeiras devido à manutenção de um equipamento deteriorado por biocorrosão são
elevadas.
�Sulfeto provoca corrosão de material de ferro e aço inoxidável em tanques,
tubulações, e na produção do óleo.
�Estima-se que a MIC custa para a indústria petrolífera cerca de US$ 0,40 por barril
de petróleo produzido, gerando um impacto econômico muito alto em relação aos
processos de corrosão .
�Esse valor pode variar dependendo do tipo da calha, teores de enxofre, medidas
preventivas e de controle empregadas.
�O sulfeto tem propriedades corrosivas que afeta a produção petrolífera e de
transporte em oleodutos, tanques de armazenamento, plataformas e navios e a
qualidade do gás e do petróleo produzido.
BIOCORROSÃO
Áreas da Eletroquímica
Pilhas e baterias: são dispositivos nos quais uma reação espontânea de óxido-redução
produz corrente elétrica.
Eletrólise: é o processo no qual uma corrente elétrica produz uma reação de óxido-
redução.
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Pilha de Daniell
Aspecto inicial da pilha
Pilha de Daniell
Aspecto da pilha após um certo tempo de funcionamento
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Visão molecular dos processos do eletrodo
Durante a reação, Zn(s) é oxidado a Zn2+(aq) e Cu2+(aq) é reduzido a
Cu(s). O íon Cu2+ entra em contato com a lâmina de Zn(s), dois elétrons
são transferidos de um átomo de Zn(s) para Cu2+(aq), formando um íon
Zn2+(aq) e um átomo de Cu(s).
O íon Zn2+(aq) migra para a solução enquanto Cu(s) deposita-se na
lâmina. Vale lembrar que essa reação de redox entre Zn(s) e Cu2+(aq) é
espontânea.
Modificações
• diminuição da coloração azul da solução de CuSO4(aq);
• espessamento da barra de Cu(s).
Explicações
• diminuição da concentração de íons Cu2+(aq);
• formação de Cu(s) a partir de Cu2+(aq).
Pilha de Daniell
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Modificações
• diminuiçãoda barra de Zn(s);
• aumento da turbidez da solução de ZnSO4(aq).
Explicações
• transformação de Zn(s) em Zn
2+
(aq);
• aumento da concentração de íons Zn2+(aq).
Pilha de Daniell
Zn(s) Zn
2+
(aq) + 2e
-
Ânodo: é o pólo negativo, onde ocorre oxidação (perda de elétrons).
Semi-reação de oxidação:
Semicela de Zn
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Cu2+(aq) + 2e
- Cu(s)
Semicela de Cu
Semi-reação de redução:
Cátodo: é o pólo positivo, onde ocorre redução (recebimento de elétrons).
Cu2+(aq) + 2e
- Cu(s)
Zn(s) Zn
2+
(aq) + 2e
-
Zn(s) + Cu
2+
(aq) Zn
2+
(aq) + Cu(s)
Equação global
Cátodo:
Ânodo:
Reação global:
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Zn / Zn2+ // Cu2+ / Cu
Ânodo
(pólo negativo)
OXIDAÇÃO
Cátodo
(pólo positivo)
REDUÇÃO
Ponte salina
Representação das pilhas
Lado esquerdo Lado direito
Esta é a representação sugerida pela IUPAC
International Union of Pure and Applied Chemistry
União Internacional de Química Pura e Aplicada
Qual a finalidade da ponte salina ?
A finalidade da ponte salina é impedir que as soluções se misturem e, através de uma
corrente iônica, mantê-las eletricamente neutras, ou seja, a ponte salina permite o
restabelecimento do equilíbrio das cargas nas soluções dos eletrodos.
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Em uma pilha, a espécie que apresenta maior potencial de redução (Ered) sofre redução e, 
portanto, a outra espécie, de maior potencial de oxidação (Eoxi), sofre oxidação.
Potencial de redução e oxidação
O ∆Eo de uma pilha corresponde à diferença entre os potenciais de redução 
ou de oxidação das espécies envolvidas em condição padrão*.
*Condição padrão: espécies com concentração 1 molar e possíveis gases 
envolvidos com pressão de 1 atmosfera a 25 oC
Potencial padrão de uma pilha
∆∆∆∆Eo = (Eored maior) - (Eored menor)
ou ∆Eo = (Eooxi maior) - (Eooxi menor)
Outras maneiras
ddp = Eored. – E
o
red.
Eletrodo que Eletrodo que
recebe e doa e
∆Eo = (Eoredução) - (Eooxidação)
∆Eo = (Eooxidante) - (Eoredutor)
Eocel = (E
o
cátodo) - (E
o
ânodo)
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Eletrodo padrão de hidrogênio
Convenção dos potenciais
EoH2(g) , H+(aq) = 0
EoH+(aq) , H2(g) = 0Potencial de redução
Potencial de oxidação
Medidas dos potenciais de eletrodo
Pilha de zinco e hidrogênio
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Zn(s) Zn
2+
(aq) + 2 e
-
2 H+(aq) + 2 e
- H2(g)
Zn(s) + 2 H
+
(aq) Zn
2+
(aq) + H2(g)
∆Eo = (EoH+(aq) , H2(g)) - (EoZn2+(aq) , Zn(s))
0,76 V = 0 - (EoZn2+(aq) , Zn(s)) E
o
Zn2+(aq) , Zn(s) = - 0,76 V
Medidas dos potenciais de eletrodo
Pilha de zinco e hidrogênio
Cátodo:
Ânodo:
Reação global:
Medidas dos potenciais de eletrodo
Pilha de cobre e hidrogênio
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Cu2+(aq) + 2 e
- Cu(s)
H2(g) 2 H
+
(aq) + 2 e
-
H2(g) + Cu
2+
(aq) 2 H
+
(aq) + Cu(s)
∆Eo = (EoCu2+(aq) , Cu(s)) - (EoH+(aq) , H2(g))
Medidas dos potenciais de eletrodo
Pilha de cobre e hidrogênio
Cátodo:
Ânodo:
Reação global:
0,34 V = (EoZn2+(aq) , Zn(s)) - 0 E
o
Cu2+(aq) , Cu(s) = + 0,34 V
EredZn = - 0,76 V E
red
Cu = + 0,34 V
∆Eo = (EoCu2+(aq) , Cu(s)) - (EoZn2+(aq) , Zn(s))
∆Eo = ( + 0,34 V) - ( - 0,76 V) 
∆Eo = + 1,10 V
Todas as pilhas são reações espontâneas e o seu ∆Eo sempre apresenta valor 
positivo.
Potencial da pilha de Daniell
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O Eoxi é numericamente igual ao Ered; porém, com sinal contrário
Os melhores agentes oxidantes são aqueles que apresentam maior potencial de
redução.
Os melhores agentes redutores são aqueles que apresentam maior potencial de
oxidação.
Tabela de potenciais
Espontaneidade de uma reação
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Mg2+(aq) + 2 e
- Mg(s)
Ni(s) Ni
2+
(aq) + 2 e
-
Mg2+(aq) + Ni(s) Mg(s) + Ni
2+
(aq)
∆Epilha = Eored Mg2+ - Eored Ni
∆Epilha = (-2,38 V) - (+0,25 V) ∆Epilha = -2,13 V
Espontaneidade de uma reação
Cátodo:
Ânodo:
Reação global:
Como o ∆Epilha é negativo, conclui-se que a reação entre o Mg2+ e Ni não é 
espontânea e, portanto, não caracteriza uma pilha, ou seja, obter Mg0 por este 
método fica impossível.
De acordo com as reações abaixo, pode-se obter Mg0 por ação de sal do seu 
cátion com Ni0? (ou seja, pode-se dizer que a reação é espontânea?)
Espontaneidade de reações redox
• Em uma reação redox, se E° é negativo, a reação é não-
espontânea. Se E° é positivo a reação é espontânea.
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Corrosão do ferro
Fe Fe2+ + 2 e-
2 Fe(OH)2
O2 + 2 H2O + 4 e
- 4 OH-
2 Fe + O2 + 2 H2O 2 Fe
2+ + 4 OH-
4 Fe(OH)2 + O2 + 2 H2O 4 Fe(OH)3 2 Fe2O3 . 3 H2O
Proteção contra a corrosão
Revestimento de ferro com zinco
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Proteção contra a corrosão
Revestimento de ferro com estanho
Proteção contra a corrosão
Proteção com eletrodo ou com metal de sacrifício
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Pilha seca comum
Utilização: rádios portáteis, brinquedos, relógios, 
lanternas etc. 
Pilhas comerciais
Zn Zn2+ + 2 e-
2 NH4
+ + 2 MnO2 + 2 e
- 2 NH3 + Mn2O3 + H2OCátodo:
Ânodo:
Pilha alcalina
Utilização: rádios portáteis, brinquedos, relógios, lanternas etc. 
Pilhas comerciais
Zn + 2 MnO2 + H2O Zn(OH)2 + Mn2O3
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Zn + HgO + H2O Zn(OH)2 + Hg
Utilização: relógios, câmaras fotográficas, aparelhos auditivos, calculadoras etc. 
Pilha de mercúrio
Pilhas comerciais
Pilha de lítio
Utilização: por ser leve e originar uma grande voltagem é muito usada em marcapassos. 
Pilhas comerciais
4 Li + 2 SOCl2 4 Li
+ + 4 Cl- + S + SO2
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Pilhas de combustíveis
Utilização: veículos
espaciais.
Pilhas comerciais
Cátodo:
Ânodo:
Reação global:
O2 + 2 H2O + 4 e
- 4 OH-
2 H2 + 4 OH
- 4 H2O + 4 e
-
2 H2 + O2 2 H2O
Bateria de níquel-cádmio
Utilização: filmadoras, flashes, aparelhos eletrônicos portáteis, telefones etc.
Baterias
Cd + NiO2 + 2 H2O Cd(OH)2 + Ni(OH)2
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Baterias ou acumuladores de chumbo
Utilização: automóveis
Baterias
PbO2 + 4 H
+ + SO4
2- + 2 e- PbSO4(s) + 2 H2O
Pb + SO4
2- PbSO4(s) + 2 e
-
Pb + PbO2 + 4 H
+ + 2 SO4
2- 2 PbSO4(s) + 2 H2O
Cátodo:
Ânodo: