Apostila-Corrosao

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Corrosão				Prof. E.Becker
								
Pilha é um sistema capaz de converter energia química em energia elétrica, que ocorre ao unir dois metais diferentes.
Pilha de zinco (Zn) e cobre (Cu)
Semi Reação de oxidação (anodo) 	Zn 0 ( Zn +2 + 2 e-
Semi Reação de redução (catodo) 	Cu +2 + 2 e- ( Cu 0
Equação Global:			 Zn 0 + Cu +2 ( Zn +2 + Cu 0
Representação:		Zn 0 / Zn +2 / / Cu +2 / Cu 0					 			(oxidação) 		(redução)
Explicação:
No eletrodo de zinco (anodo):
Ao ceder elétrons através do condutor metálico para o íon Cu +2 devido à ddp entre os dois eletrodos, o Zn0 da placa vai para a solução na forma de Zn+2, causando assim a corrosão da placa e consequente aumento da concentração de Zn+2 na solução. Com o tempo este eletrodo tem sua massa diminuída.
No eletrodo de cobre (catodo):
Íons Cu 2+ da solução migram até a placa de cobre e recebem os elétrons cedidos pelo Zn0. Ao receberem os elétrons, se reduz e se transformam em Cu0. A concentração de íons Cu+2 vai diminuindo no decorrer da reação. Com o tempo este eletrodo tem sua massa aumentada.
	É a deterioração dos metais através do processo eletroquímico que ocorre nas reações de oxi-redução. As corrosões são comuns em nosso dia-a-dia: a formação de ferrugem em objetos de ferro, o escurecimento da prata, a formação do azinhavre (camada verde de carbonato de cobre que se forma sobre objetos de cobre) etc.
	A corrosão causa grandes danos às estruturas de edifícios, pontes, navios e carrocerias de carros. Estima-se que 5% da renda anual de todos os países modernos são aplicadas diretamente ou indiretamente para manter, reparar, ou repor produtos deteriorados pelo efeito da corrosão, principalmente em regiões litorâneas.
	O processo de corrosão mais comum é o que ocorre com o ferro. Está relacionada com a capacidade que este e outros metais possuem em se oxidar e com a capacidade do oxigênio de se reduzir. O ferro enferruja porque se estabelece uma “pilha” entre um ponto e outro do objeto.
	A presença do ar e da umidade são fundamentais, pois fazem parte da reação (sem água e oxigênio, o ferro não enferruja). Os ambientes salinos aceleram a corrosão, pois aumentam a condutividade elétrica entre os pólos da pilha.
Observa-se que o ferro perde elétrons (oxida) sendo corroído enquanto o Cu permanece intacto atraindo mais cátions de Cu que são reduzidos formando camadas sobre o eletrodo de Cu. Os elétrons fluem do Fe para o Cu sob um potencial específico, no caso 0,78 V. A fim de se comparar os diferentes metais criou-se uma série eletroquímica tendo como ponto de referência o eletrodo de H. Esse eletrodo de referência consiste numa solução saturada de H+ a 1M, 1 atm e 25oC.
O sinal do potencial indica se o metal é reduzido ou oxidado na presença do eletrodo de referência. Todos os potenciais negativos indicam que o metal é oxidado. De acordo com essa série pode-se, portanto, verificar que metal será oxidado e qual será reduzido numa dada célula de corrosão.
Potenciais de Redução
Proteção contra a Corrosão
O zinco tem maior potencial do que o ferro. Assim, se os dois forem combinados, o zinco atuará como ânodo e o ferro como cátodo. Essa característica é utilizada como artifício para se prevenir a corrosão do ferro e nela baseia-se o método de proteção pelo uso do zinco.
O aço revestido com zinco, na verdade, está protegido de duas maneiras distintas: Se a camada de zinco se mantiver contínua, ou seja, sem qualquer perfuração, a mesma atua como uma barreira evitando que o oxigênio e a água entrem em contato com o aço, inibindo assim a oxidação. Caso ela tenha qualquer descontinuidade e na presença do ar atmosférico, que possui umidade, o zinco passa a atuar como ânodo, corroendo-se em lugar do ferro. Essa propriedade confere à peça maior durabilidade uma vez que a corrosão do zinco é de 10 a 50 vezes menos intensa do que a do ferro na maioria das áreas industriais e rurais e de 50 a 350 vezes em área marinhas.
Zn ( Zn+2 + 2 e- (ERed = - 0,76 V)
Fe+2 + 2 e- ( Fe . (ERed = - 0,44 V) 
Zn + Fe+2 ( Zn+2 + Fe
Podemos perceber que o zinco apresenta menor potencial de redução, portanto, a sua oxidação é mais fácil de ocorrer, ou seja, ele perde elétrons com maior facilidade que o ferro.
A ferrugem também pode ser evitada utilizando-se revestimentos de proteção, como tintas, graxas, óleos e esmaltes, pois estes produtos impedem o contato do metal com o ar e água.
Outro metal utilizado para proteger o ferro contra a corrosão é o estanho, impedindo a ficar exposto ao ar e a água. Este tipo de revestimento é muito usado nas latas de folha de flandres. Porém se a lata for riscada, a parte do revestimento se perde e o ferro exposto se oxida rapidamente. O potencial de redução do ferro (ERed = - 0,44 V) é menor do que o do estanho (ERed = - 0,14 V).
É muito comum haver corrosão quando colocamos metais diferentes em contato, pois forma-se uma “pilha”, na qual o potencial de oxidação mais elevado será corroído mais depressa. Este dado é muito importante nas operações de soldagem. O metal da solda deve ser compatível com o metal que está sendo soldado, para diminuir riscos de corrosão.
O alumínio é muito mais reativo do que vários metais, com um potencial de – 1,66 V, porém ocorre um fenômeno chamado apassivação, onde ocorre uma oxidação superficial, com formação de uma película de Al2O3, que permanece fortemente aderida, protegendo o interior da peça.
Outra forma de proteger o ferro ou aço contra a corrosão é utilizar outro metal que apresenta maior tendência de perder elétrons e se oxida no lugar do ferro, chamado “eletrodo de sacrifício”. Geralmente o metal usado nestes casos é o magnésio (ERed = - 2,36). As tubulações de ferro que formam aquedutos e oleodutos utilizam o anodo de magnésio como sacrifício e que deve ser substituído esporadicamente.
Eletrólise
Faraday descobriu que íons de um metal são depositados no estado sólido quando uma corrente elétrica circula através de uma solução iônica de um sal do metal. 
Ex: 1 Ag+ + 1 e- ( 1 Ag
 1 mol 1 mol 1 mol
 
 1 Cu+2 + 2 e- ( 1 Cu
 1 mol 2 mol 1 mol
O número de elétrons que circula depende da corrente elétrica.
A unidade para medir corrente elétrica é o ampère (A), que se refere ao numero de couloumbs (C) que passa por um ponto por unidade de tempo.
 
Corrente (i) = carga (Q) ( A = coulomb ( Q = i . t
 Tempo (t) segundo
Em 1909, Milikam determinou que a carga elétrica de 1 elétron é igual a 1,6 x 10-19 C e como sabemos que um mol de elétrons corresponde à 6,02 x 1023, a quantidade de carga transportada pela passagem de 1 mol de elétrons é o produto entre os dois:
9,65 x 104 C ou 96.500 C = 1 F (constante de Faraday).
	
	Exemplo:
	1) Uma peça recebeu um banho de prata por processo eletrolítico. Sabendo-se que o Ag+ se reduz a Ag e que a quantidade de carga envolvida foi de 0,01faraday, qual a massa de prata depositada? (massa atômica Ag = 108).				
1 Ag+ + 1 e- ( 1 Ag
 1 mol e- 1 mol
 1 faraday --------- 108 g
 0,01 faraday --------- x x = 1,08 g de prata 
2) Se considerarmos que a quantidade de carga igual a 9650 C é responsável pela deposição de cobre quando é feita uma eletrólise de CuSO4, qual será a massa de cobre depositada? ( Massa atômica Cu=64).
	
CuSO4 ( Cu+2 + SO4-2
 1 Cu+2 + 2 e- ( 1 Cu
 2 mols 1 mol
 2 x (96500 C) --------- 64 g
 9650 ---------------- x x = 3,2 g de cobre