EB932-Aula_Eletroquímica e Corrosão-23-05 e 06-06-19-Profa Maria A Carvalho de Medeiros

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Eletroquímica e Corrosão
Aulas: 23/05/2019 até as 21:00
06/06/2019 - continuação
Limeira, 06 de junho de 2019.
Profa. Responsável: Enga. Profa. Dra. Maria Aparecida Carvalho de Medeiros
UNIVERSIDADE ESTADUAL DE CAMPINAS - FACULDADE DE TECNOLOGIA
ENGENHARIA DE TRANSPORTES
DISCIPLINA: EB932 A – QUÍMICA GERAL APLICADA À ENGENHARIA
Profa.Dra. Maria A. Carvalho de Medeiros
Reações REDOX
As reações de oxidação (redox) estão entre as
reações químicas mais comuns e importantes e estão
envolvidas em uma grande variedade de processos como a
ferrugem do ferro, a fabricação e ação de alvejantes e a
respiração de animais:
Grupo Heme
REAÇÕES REDOX
Profa.Dra. Maria A. Carvalho de Medeiros
Nas reações eletroquímicas, ocorre transferência de
elétrons de uma espécie para outra. Esta transferência
produz energia na forma de calor, que também pode ser
usada para produzir energia na forma de eletricidade ou
para fazer determinados processos não espontâneos
ocorrerem.
A Eletroquímica é a área de Química que estuda
as relações entre as reações químicas e a energia elétrica.
REAÇÕES ELETROQUÍMICAS
Profa.Dra. Maria A. Carvalho de Medeiros
FACULDADE DE TECNOLOGIA
TT217 – Química Aplicada
1. REAÇÕES DE OXIRREDUÇÃO
Para saber qual espécie química perde ou ganha elétrons,
atribui-se números de oxidação:
Zn(s) + 2H
+
(aq)  Zn
2+
(aq) +H2(g)
0 +1 +2 0
Uma espécie é oxidada 
quando perde elétrons
Zn metálico para Zn2+
AGENTE REDUTOR
Uma espécie é reduzida 
quando ganha elétrons
2H+ para H gasoso
AGENTE OXIDANTE
REAÇÕES REDOX
Profa.Dra. Maria A. Carvalho de Medeiros
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TT217 – Química Aplicada
EXEMPLO 1: A bateria de níquel-cádmio (nicad), uma pilha-seca
usada em dispositivos que funcionam com bateria, usa a seguinte
reação redox para gerar eletricidade:
Cd(s) + NiO2(s) + 2H2O(l)  Cd(OH)2(s) + Ni(OH)2(s)
Identifique as substâncias oxidadas e reduzidas e, também, o
agente oxidante e o agente redutor.
1. Passo: Determinar os números de oxidação de todos os átomos na
reação e os elementos que estão variando o número de oxidação.
2. Passo: Aplicar as definições de oxidação e redução.
0 +4 -2 +1 -2 +2 -2 +1 +2 -2 +1
Cd aumenta de 0 para +2 = oxidado 
(perde elétrons) AGENTE REDUTOR
Ni diminui de +4 para +2 = reduzido 
(ganha elétrons) AGENTE 
OXIDANTE
REAÇÕES REDOX – Número de oxidação (Nox)
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TT217 – Química Aplicada
Nas substâncias elementares, o nox de cada elemento é
igual a 0: H2, O2, He, Xe, etc...
O número de oxidação de íons monoatômicos é igual a
sua carga: Ag+, Au3+, Fe3+, Fe2+, Cl-, S2-, O2-, etc...
A soma dos números de oxidação em um composto
neutro é 0.
A soma dos números de oxidação em um íon
poliatômico é igual à carga do íon.
ATRIBUIÇÃO DE NÚMEROS DE OXIDAÇÃO (Nox)
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TT217 – Química Aplicada
Os ametais tendem a ter números de oxidação negativos,
embora alguns sejam positivos em certos compostos ou
íons:
▪ Oxigênio tem nox −2, exceto no íon peróxido, que
tem nox −1;
▪ Hidrogênio tem nox −1 quando ligado a um metal e
+1 quando ligado a um ametal
▪ Flúor sempre tem nox -1
▪ Os outros halogênios têm nox −1 quando são
negativos; porém, podem ter números de oxidação
positivos, especialmente em oxiânions:
ClO4
-: O = −2; Cl = +7 / BrO3
-: O = −2; Br = +5
ATRIBUIÇÃO DE NÚMEROS DE OXIDAÇÃO (Nox)
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TT217 – Química Aplicada
Quando balanceamos uma equação química, devemos
obedecer a lei de conservação de massa: a quantidade de cada
elemento deve ser a mesma em ambos os lados da equação.
A medida que balanceamos as reações de oxirredução,
existe uma exigência adicional: os elétrons recebidos e doados
devem estar balanceados. Em outras palavras, se uma espécie
perde determinado número de elétrons durante uma reação, a
outra tem de ganhar o mesmo número de elétrons.
Algumas reações podem ser balanceadas por simples
inspeção, tentativa e erro, mas a maioria é complicada. O melhor
método de se balancear uma equação redox é através do método
das semirreações.
BALANCEAMENTO DE EQUAÇÕES DE OXIRREDUÇÃO
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Semi-reações
Apesar de a oxidação e a redução terem de ocorrer
simultaneamente, em geral, é conveniente considerá-las
processos separados. Por exemplo:
Sn2+(aq) + 2Fe
3+
(aq)  Sn
4+
(aq) + 2Fe
2+
(aq)
1. Oxidação do Sn2+: Sn2+(aq) Sn
4+
(aq) + 2e
-
2. Redução do Fe3+: 2Fe3+(aq) + 2e
-
 2Fe2+(aq)
Na reação redox como um todo, o número de elétrons perdidos 
na semi-reação de oxidação deve ser igual ao número de elétrons 
ganhos na semi-reação de redução.
BALANCEAMENTO DE EQUAÇÕES DE OXIRREDUÇÃO
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TT217 – Química Aplicada
Balanceamento de equações pelo método das semi-reações
Podemos resumir o procedimento para balancear uma
reação redox que ocorre em meio ácido como segue:
1. Divida a equação em duas semi-reações incompletas, uma
para oxidação e outra para redução;
2. Faça o balanceamento de cada semi-reação
a) Balanceie os elementos diferentes de H e O.
b) Faça o balanceamento dos átomos de O adicionando H2O
c) Faça o balanceamento dos átomos de H adicionando H+
d) Finalmente, faça o balanceamento da carga adicionando e-
ao lado com a maior carga positiva total.
3. BALANCEAMENTO DE EQUAÇÕES DE OXIRREDUÇÃO
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3. Multiplique cada semi-reação por um número inteiro de tal
forma que os elétrons dispendidos em uma semi-reação se
iguale ao número de elétrons ganhos na outra.
4. Some as duas semi-reações e simplifique quando possível,
cancelando as espécies iguais que aparecem em ambos os
lados da equação.
5. Confira a equação tendo certeza que existe o mesmo
número de átomos de cada tipo e a mesma carga total em
ambos os lados.
3. BALANCEAMENTO DE EQUAÇÕES DE OXIRREDUÇÃO
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TT217 – Química Aplicada
EXEMPLO 2: Considere a reação entre MnO4
- e C2O4
2-:
MnO4
-
(aq) + C2O4
-2
(aq)  Mn
+2
(aq) + CO2(aq)
Primeiro, atribui-se os números de oxidação.
+7 +2+3 + 4 
REDUZIDO
OXIDADO
Depois, escreva as semirreações
C2O4
-2
 CO2 Semirreação
C2O4
-2
 2CO2 Balanceamento do Carbono
C2O4
-2
 2CO2 + 2e
- Balanceamento das cargas
EXEMPLO 2
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TT217 – Química AplicadaO 2: Considere a reação entre MnO4
- e C2O4
2-:
MnO4
-
(aq) + C2O4
-2
(aq) Mn
+2
(aq) +CO2(aq)
Primeiro, atribui-se os números de oxidação.
+7 +2+3 +4
REDUZIDO
OXIDADO
Depois, escreva as semirreações
MnO4
-
 Mn+2 Semirreação
MnO4
-
 Mn+2 + 4H2O Balanceamento do Oxigênio
8H+ + MnO4
-
 Mn+2 + 4H2O Balanceamento do Hidrogênio
5e- + 8H+ + MnO4
-
 Mn+2 + 4H2O Balanceamento da Carga
EXEMPLO 2
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TT217 – Química Aplicada
EXEMPLO 2: Considere a reação entre MnO4
- e C2O4
2-:
MnO4
-
(aq) + C2O4
-2
(aq)  Mn
+2
(aq) + CO2(aq)
Primeiro, atribui-se os números de oxidação
Depois, escreva as semirreações
Agora, combine as semirreações e cancele as espécies iguais
C2O4
-2
 2CO2 + 2e
-
5e- + 8H+ + MnO4
-
 Mn+2 + 4H2O x2
x5
5C2O4
-2
 10CO2 + 10e
-
10e- + 16H+ + 2MnO4
-
 2Mn+2 + 8H2O
10e- + 16H+ + 2MnO4
- + 5C2O4
-2 
 2Mn+2 + 8H2O + 10CO2 + 10e
-
EXEMPLO 2
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TT217 – Química Aplicada
EXEMPLO 2: Considere a reação entre MnO4
- e C2O4
2-:
MnO4
-
(aq) + C2O4
-2
(aq)  Mn
+2
(aq) + CO2(aq)
Primeiro, atribui-se os números de oxidação
Depois, escreva as semirreações
Agora, combine as semirreações e cancele as espécies iguais
10e- + 16H+ + 2MnO4
- + 5C2O4
-2 2Mn+2 + 8H2O + 10CO2 + 10e
-
16H+ + 2MnO4
- + 5C2O4
-2 
 2Mn+2 + 8H2O + 10CO2
EXEMPLO 2
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CÉLULAS VOLTAICAS
A energia liberada em uma reação redox espontânea
pode ser usada para realizar trabalho elétrico. Essa tarefa é
efetuada por uma célula voltaica (ou galvânica), dispositivo
no qual a transferência de elétrons ocorre pelo caminho
externo em vez de diretamente entre os reagentes:
Os elétrons são transferidos do 
zinco para o íon Cu+2, 
formando Zn+2 e Cu(s). A 
medida que a reação prossegue, 
o zinco se dissolve, a cor azul de 
Cu+2(aq) descolore e o cobre 
metálico (metal escuro na 
lâmina) deposita-se.
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Zn metálico é colocado em contato com Zn+2 em um
compartimento da pilha, bem como Cu metálico em contato
com Cu+2 em outro compartimento, ligados por um circuito
externo (o fio que conecta as fitas – chamado de eletrodo).
O eletrodo onde ocorre a 
oxidação é chamado de anodo. 
O eletrodo onde ocorre a redução 
é chamado de catodo.
A ponte salina serve para a 
migração de íons que mantém a 
neutralidade elétrica das soluções.
CÉLULAS VOLTAICAS
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Os anions sempre migrarão para 
o anodo e os cátions sempre 
migrarão para o catodo
CÉLULAS VOLTAICAS
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Oxidação/redução
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FORÇA ELETROMOTRIZ DE PILHAS
Os processos químicos que constituem qualquer célula voltaica
são espontâneos.
De forma simples, podemos comparar o fluxo de elétrons
provocado por uma célula voltaica ao fluxo de água em uma
queda de água.
A água flui espontaneamente sobre a queda de água por causa da
diferença na energia de potencial entre o topo da queda e o rio
abaixo.
Igualmente, os elétrons fluem do anodo para o catodo devido a
diferença na energia de potencial, que é mais alta no anodo do que
no catodo. Chamamos este potencial de força eletromotriz,
denominada Ecel, também chamada de potencial da célula, que
será positivo.
Potencial-Padrão de Redução
A “voltagem” de células, ou seja, as diferenças de potencial entre
eletrodos, estão entre as medidas científicas mais precisas. Porém, é
difícil determinar o potencial de um eletrodo individual. Escolhe-se,
portanto, um zero arbitrário.
O Eletrodo Padrão de Hidrogênio, (EPH) ou Standard Hydrogen
Electrode (SHE), cujo potencial-padrão de redução atribuído é de
exatamente O V.
Eocel = E
o
red(catodo) – E
o
red(anodo)
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TT217 – Química AplicadaQual seria o potencial das semi-reações
da célula voltaica exemplificada?
Cu2+ + 2e-  Cu +0,34 
2H+ + 2e-  H2 0,00 
Zn2+ + 2e-  Zn -0,76
Eocel = (0,34) – (-0,76)
Eocel = 1,10 V
Regra : reações produto-favorecidas ocorrem entre um 
agente redutor (anodo) e um agente oxidante (catodo). 
Poder oxidante do 
íon
Poder redutor do 
metal
Potencial da célula - Eocel
Por que os metais sofrem 
corrosão?
• A corrosão é definida pela NACE (National Association 
of Corrosion Engineers – importante associação da área) 
como a deterioração de um material, geralmente 
metálico, que resulta de uma reação com o meio em que 
este se encontra. 
• A corrosão pode ser química ou eletrolítica. 
• Algumas das inúmeras diferenças entre estas duas classes 
são listadas na Tabela a seguir.
Profa.Dra. Maria A. Carvalho de Medeiros
A corrosão pode ser química ou eletrolítica
Profa.Dra. Maria A. Carvalho de Medeiros
A corrosão eletroquímica
• A corrosão eletroquímica é a mais frequente na natureza. Para que 
haja a ocorrência de corrosão eletroquímica, é necessária a 
transferência de elétrons, isto é, a ocorrência de reações de 
oxirredução. Este tipo de corrosão desencadeia-se através da 
formação de uma pilha de corrosão eletroquímica, a qual contém 
obrigatoriamente quatro elementos:
• Ânodo: Região em que ocorrem as reações de oxidação. 
Consequentemente, é a superfície na qual a corrosão ocorre.
• Cátodo: Região em que ocorrem as reações de redução. Assim, a 
superfície torna-se protegida, não há corrosão.
• Eletrólito: Solução condutora que envolve o cátodo e o ânodo.
• Ligação elétrica entre cátodo e ânodo
Profa.Dra. Maria A. Carvalho de Medeiros
Pilhas galvânicas
• O exemplo clássico das pilhas de corrosão eletroquímicas são as 
pilhas galvânicas, aquelas formadas entre dois metais diferentes, 
que costumamos estudar no ensino médio. 
• Este tipo de pilha é ilustrado pela figura a seguir, representando os 
quatro elementos obrigatórios para a ocorrência das reações de 
oxirredução.
• A pilha de corrosão galvânica ocorre devido à diferença de 
potencial de eletrodo entre os diferentes metais, e é mais reativa 
quanto maior for esta diferença de potencial. 
• Para prever qual metal será corroído e qual será reduzido, existem 
algumas tabelas práticas. A mais famosa delas é a tabela de 
potenciais de eletrodos padrão, para a qual foi convencionada a 
reação de redução do hidrogênio (2H+ + 2e- --> H2) como um 
potencial de valor zero.
Profa.Dra. Maria A. Carvalho de Medeiros
Oxidação/redução
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Pilha galvânica
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Tabela de potencial padrão
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Corrosão
Corrosão galvânica
. Processo corrosivo
2 materiais metálicos com diferentes potenciais padrão,
Presença de um eletrólito, ocorrendo transferência de elétrons
Corrosão localizada
. Próxima à região de acoplamento, com profunda perfurações 
no material metálico: Anodo, comum na Construção Civil.
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Corrosão galvânica
• Ocorre quando dois materiais metálicos diferentes estão 
em contato elétrico num mesmo eletrólito.
–Macroscópico: 
• componente de Al com parafuso de latão; 
• estrutura de aço com aterramento de Cu.
–Microscópico:
• ligas de Al com precipitados de Al8Mg5
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Corrosão galvânica
Comportamento:
• o metal mais nobre é protegido e 
• o menos nobre apresenta maior corrosão do que na 
condição sem o contato elétrico.
• Outros exemplos: 
• Cu versus Ni
• Aço Carbono versus Zn
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Corrosão galvânica
- A corrosão galvânica pode ser:
• generalizada ou
• localizada
- Isto depende da:
• configuração do par de materiais,
• metais diferentes,
• condutores não-metálicos (tornam-se catodos em pares 
galvânicos),
• coberturas metálicas de metal nobre e as de metal de sacrifício,
• proteção catódica,
• deposição de íons metálicos.
• natureza dos filmes induzidos e
• natureza dos metais e ligas envolvidos.
Profa.Dra. Maria A. Carvalho de Medeiros
Posição relativa das curvas de 
polarização na corrosão galvânica
Fonte: LIBERTO, R.C.N., CORROSÃO E PROPRIEDADES MECÂNICAS DE LIGAS 
CUPRONÍQUEL 90-10 COM ADIÇÃO DEFERRO E ALUMÍNIO, Dissertação de
mestrado, USP, 2004.
Profa.Dra. Maria A. Carvalho de Medeiros
Explicação da Proteção Catódica 
• A corrosão galvânica pode ser utilizada como uma forma de 
proteção contra corrosão.
• É o caso dos Aços Galvanizados (por eletrodeposição de Zn ou 
por imersão a quente).
• O Zn é o elemento menos nobre. Quando o aço é recoberto de Zn, 
numa falha do revestimento tem-se a corrosão preferencial do Zn, 
enquanto o aço permanece intacto.
• Isto ocorre porque o Zn coloca o aço abaixo do potencial de 
equilíbrio do Fe, efetuando a proteção do Aço (liga de Fe e C).
• Este tipo de proteção é conhecida como Proteção Catódica por 
anodo de sacrifício. O termo Catódica se deve à polarização 
catódica do Fe pelo elemento Zn, sendo o Zn o anodo de 
sacrifício.
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Oxidação, ferrugem e 
corrosão
• Levantamentos apontam que 30% da produção de aço no mundo destinam-se à 
reposição de estruturas, equipamentos e instalações metálicas deterioradas pela 
oxidação, corrosão e ferrugem.
• Oxidação– Todos os metais podem sofrer o processo de oxidação. O motivo 
mais comum é o contato direto do metal desprotegido (sem pintura, por 
exemplo) com o ar, vapor d’água ou água. A oxidação é o início do processo de 
degradação do metal e deve ser tratada logo no início, para não dar origem à 
corrosão e ferrugem no caso dos metais ferrosos.
• Corrosão – A corrosão é o desgaste do metal a partir da oxidação. Em um ciclo 
vicioso, ocorre um maior desprendimento do metal, que vai ficando cada vez 
mais exposto aos danos causados pelo contato com a atmosfera. Se o metal 
contar com ferro em sua composição – como aço e ferro fundido – dá-se início à 
ferrugem.
• Ferrugem – Quando estão oxidados e corroídos, os metais ferrosos começam a 
gerar o hidróxido de ferro, a camada avermelhada conhecida como ferrugem. 
• A ferrugem destrói a resistência do metal e, dependendo de sua amplitude, 
inviabiliza a recuperação. 
Profa.Dra. Maria A. Carvalho de Medeiros
http://www.quimatic.com.br/blog/2017/03/entender-a-diferenca-entre-oxidacao-ferrugem-e-corrosao-garante-melhor-protecao-aos-metais/
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
• 1) BROWN, LEMAY, BURSTEN, Química – A Ciência Central, 9a. 
Edição – Editora Pearson-Prentice Hall, 2005.
• 2) BRADY, James E. & Humiston, Gerard E. – “Química Geral”, Vol. 1 
e Vol. 2- 2a. edição, Livros Técnicos e Científicos Editora – 1986, 
Reimpressão 1994.
• 3) KOTZ, J. C.; TREICHEL, JR. P, Química & Reações Químicas, 
volumes 1 e 2, 4a. edição, LTC Editora, 2002.
• 4) ATKINS, P; JONES, L., Princípios de Química – Questionando a 
Vida Moderna e o Meio Ambiente, Editora Bookman, 2001 
• 5) MARTINS, L. A. M., Materiais de Construção e Outras Matérias 
Brutas, Editora da Unicamp, 2005.
• 6) GENTIL, V., Corrosão - 6ª Ed. 2011.
• 7) LIBERTO, R.C.N., CORROSÃO E PROPRIEDADES 
MECÂNICAS DE LIGAS CUPRONÍQUEL 90-10 COM ADIÇÃO DE
FERRO E ALUMÍNIO, Dissertação de mestrado, USP, 2004.
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