Corrosão

Corrosão é a deterioração de metais causada por processos eletroquímicos das reações de oxirredução. Para entender melhor como funciona esse processo, é importante esclarecer os seguintes conceitos:

• Oxidação é a perda de elétrons.
• Redução é o ganho de elétrons.
• Reação de oxirredução é aquela em que ocorre transferência de elétrons entre os átomos evolvidos.

A corrosão, em geral, é provocada pelo oxigênio. Os metais têm uma capacidade de oxidação bem maior do que o oxigênio, sendo assim, tendem a perder elétrons para o oxigênio presente no ar atmosférico.

O ferro, por exemplo, oxida-se facilmente quando exposto ao ar e à umidade. Nesse processo de oxidação do ferro (chamada de ferrugem em linguagem comum) estão envolvidas várias reações:

Note que a umidade e o ar estão presentes em todas essas reações, eles são fatores fundamentais, pois sem água e oxigênio a corrosão não acontece.

Existem fatores que por si só não provocam corrosão, mas são capazes de acelerar o processo. Um exemplo disso é a presença de gás carbônico (CO₂), dióxido de enxofre (SO₂) e outras substâncias ácidas no ar, que deslocam a reação catódica para a direita (princípio de Le Chatelier), fazendo com que a ferrugem se forme mais rapidamente. Ambientes salinos, como o mar e seus arredores, também contribuem para o processo de corrosão porque aumentam a condutividade elétrica.

Assim como o ferro, muitos outros metais e ligas metálicas também sofrem corrosão, como ocorre com a prata, que escurece ao longo do tempo, e o cobre, que ganha um aspecto esverdeado com o passar dos anos. No caso da prata, há a formação de uma película superficial de sulfeto de prata (Ag₂S), provocada pela reação do metal com o ácido sulfídrico (H₂S), daí a cor preta. Já o cobre e suas ligas metálicas são oxidados pelo oxigênio, formando uma camada denominada azinhavre, responsável pela aparência esverdeada.

Ao contrário da maioria dos metais, os objetos de alumínio não enferrujam facilmente. O que ocorre, na verdade, é uma oxidação superficial do alumínio, produzindo uma fina película de óxido de alumínio (Al₂O₃), que se adere firmemente à superfície e evita que o processo de corrosão continue. Esse fenômeno recebe o nome de apassivação do alumínio.

Uma forma muito comum de proteger um metal da corrosão é revesti-lo com metais que tenham maior potencial de oxidação, ou seja, maior tendência a perder elétrons. Assim, o metal do revestimento se oxida primeiro e retarda a oxidação do outro, sendo, por isso, chamado de metal de sacrifício. O magnésio é um exemplo de metal de sacrifício, muito utilizado no recobrimento de tanques de aço, navios e oleodutos.

Outra medida muito frequente de combater a corrosão é a pintura com tintas especiais. Quando bem aplicada, a tinta forma um filme protetor que evita o contato do metal com o ar, impedindo a formação de ferrugem.

Fonte: http://www.infoescola.com/quimica/corrosao/

Eletrólise

É conhecido pelo nome de eletrólise  todo o processo químico não espontâneo provocado por uma corrente elétrica proveniente de um gerador (mais especificamente, uma pilha). A palavra eletrólise é a combinação de dois termos gregos: “elektró” (eletricidade) e “lisis” (solução), unidas para se referir a uma reação ocorrida por meio de energia elétrica. Algumas reações químicas acontecem apenas quando fornecemos energia na forma de eletricidade, enquanto outras geram eletricidade no momento em que ocorrem. Trata-se de um processo químico inverso ao da pilha, que é espontâneo e transforma energia química em elétrica.

O processo eletrolítico se dá a partir do fornecimento de energia vindo de uma pilha, que serve de gerador. Com isso, ocorre a descarga de íons, onde ocorre uma perda de carga por parte de cátions e ânions. Consequentemente, os cátions irão receber elétrons, sofrendo redução, enquanto que os ânions irão ceder elétrons, sofrendo oxidação. Tais reações ocorrem entre dois ou mais eletrodos mergulhados em uma solução condutora, onde será estabelecida uma diferença de potencial elétrico. As substâncias iônicas conduzem corrente elétrica quando fundidas ou em soluções aquosas, e a condução de corrente elétrica se dá pela formação de substâncias nos eletrodos. Vale lembrar que a denominação “solução eletrolítica”, empregada para designar qualquer solução aquosa condutora de eletricidade, deriva justamente desse processo.

As das formas comuns de eletrólise são a eletrólise ígnea e a eletrólise aquosa: na eletrólise ígnea, não há presença de água, e a passagem da corrente elétrica acontece em uma substância iônica no estado de fusão (liquefeita ou fundida). É um tipo de reação muito utilizado na indústria, principalmente para a produção de metais, como por exemplo o alumínio a partir da bauxita (minério de alumínio). Já a eletrólise aquosa se dá com a passagem elétrica através de um líquido condutor. Neste tipo, apenas um dos cátions e um dos ânions são participantes. É na eletrólise do cloreto de sódio em meio aquoso que são produzidos a soda cáustica (NaOH), o gás hidrogênio (H₂) e o gás cloro (Cl₂).

A eletrólise encontra grande utilidade na indústria química, como na produção de metais como o alumínio, o cloro, magnésio, potássio, etc. Por meio dela é possível isolar algumas substâncias fundamentais para muitos meios de produção, como o hidróxido de sódio (soda cáustica) e peróxido de hidrogênio (água oxigenada), além da deposição de finas películas de metais sobre peças metálicas ou plásticas, numa técnica conhecida como galvanização. Além disso, é um processo que purifica e protege (como revestimento) vários metais.

Fonte:  http://www.infoescola.com/quimica/eletrolise/

A Eletroquímica e a Pilha

 

Para melhor entender a eletroquímica, vamos recordar algo sobre oxidação e redução.

• Oxidação: Quando uma espécie química perde elétrons na reação.
  
• Redução: quando uma espécie química recebe elétrons na reação.
  

A Série da Reatividade Química
Analisando em conjunto os resultados obtidos na seqüência anterior de experiências verificamos que existe uma determinada ordem para que a reação ocorra, isto é, não basta simplesmente juntar duas espécies químicas: um metal e uma solução. A natureza impõe condições para que haja reação entre um determinado par de metal/catíon.
Nas experiências que descrevemos, observamos que:

• Al cede elétrons ao Zn ;
  
• Zn cede elétrons ao Cu ;
  
• Cu não cede elétrons ao Zn .

Podemos dispor esses metais em uma seqüência que indique a preferência em ceder elétrons, ou, como é chamada, uma série de reatividade química.

Pilha

Pilha é qualquer dispositivo no qual uma reação de oxirredução espontânea produz corrente elétrica.
Cátodo é o eletrodo no qual há redução (ganho de elétrons). É o pólo positivo da pilha.
Ânodo é o eletrodo no qual há oxidação (perda de elétrons). É o pólo negativo da pilha.
Os elétrons saem do ânodo (pólo negativo) e entram no cátodo (pólo positivo) da pilha.

Pilhas comerciais
    * Pilha seca comum (Leclanché)
    * Pilha alcalina comum
    * Pilha de mercúrio
    * Bateria de níquel-cádmio
    * Bateria de chumbo
    * Pilha de combustível
Representação convencionada pela IUPAC
Ânodo/Solução do ânodo//Solução do cátodo/Cátodo
Exemplo: Pilha de Daniell: Zn/Zn²⁺//Cu²⁺/Cu

Eletrodo 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  

E⁰_red = 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 E⁰_red se quer medir.

• Quanto maior for o E⁰_red, mais fácil será a redução e mais forte será o oxidante.
  
• Quanto menor for o E⁰_red, mais difícil será a redução e mais fraco será o oxidante.
  
• Quanto maior for o E⁰_red, mais difícil será a oxidação e mais fraco será o redutor.
  
• Quanto menor for o E⁰_red, mais fácil será a oxidação e mais forte será o redutor.
  
  

Corrosão

Corrosão do ferro

Reação global: 2Fe + 3/2O2 + xH2O  ⇒

Fe2O3 · xH2O Ferrugem

Proteção contra a corrosão
* Ferro galvanizado (ferro revestido de zinco)
* Lata (ferro revestido de estanho)
* Ferro com plaquetas de Zn ou Mg presas na superfície e que funcionam como eletrodo de sacrifício

Eletrólise

Eletrólise é uma reação de oxirredução não-espontânea produzida pela passagem da corrente elétrica.
Cátodo da cela eletrolítica é o eletrodo negativo, isto é, ligado ao pólo negativo do gerador. Nele ocorre sempre uma reação de redução.
Ânodo da cela eletrolítica é o eletrodo positivo, isto é, ligado ao pólo positivo do gerador. Nele sempre ocorre uma reação de oxidação.

	Pólo Positivo	Pólo Negativo
Pilha	Cátodo	ânodo
Célula Eletrolítica	ânodo	Cátodo

Na eletrólise em solução aquosa de sais de metais alcalinos (Na⁺, K⁺...), alcalino-terrosos (Ca²⁺, Ba²⁺...) e de alumínio (Al³⁺), a descarga no cátodo não é a dos respectivos cátions, mas ocorre segundo a equação:

2H₂O + 2e^- ⇒ H₂ + 2(OH)^-

Nas eletrólises em solução aquosa e com ânodo inerte (Pt ou grafite) de sais oxigenados (SO₄^2-, NO₃^-, PO₄^3-...) não há a descarga dos respectivos ânions oxigenados, mas ocorre a descarga segundo a equação:

H₂O ⇒ 2H⁺ + ½O₂ + 2e^-

O ânion F^-, embora não seja oxigenado, comporta-se como os ânions oxigenados em relação à descarga no ânodo.

Nas eletrólises em solução aquosa com ânodo de metal não-inerte M (prata ou metal mais reativo que a prata), a descarga que ocorre no ânodo é segundo a equação:

M ⇒ M ^x+ + xe^-

Ag ⇒ Ag⁺ + e^- 

Cu ⇒ Cu²⁺ + 2e^-

Purificação eletrolítica do cobre - Faz-se a eletrólise de CuSO₄ em solução aquosa usando como cátodo um fio de cobre puro e como ânodo um bloco de cobre impuro. Nesse processo, precipita a lama anódica que contém impurezas de Au, Ag, Pt, etc., da qual são posteriormente extraídos esses metais.

Galvanoplastia - Douração, prateação, niquelação, cromeação, etc., feitas por via eletrolítica.

Aplicações da eletrólise  

• Obtenção de metais (Al, Na, Mg)
• Obtenção de NaOH, H₂ e Cl₂
• Purificação eletrolítica de metais
• Galvanoplastia

Equação Geral da Eletrólise

São duas: M = kEQ e m = eQ

96500C = m = 1E

1C = m = 1e

Fonte: http://www.coladaweb.com/quimica/eletroquimica/eletroquimica-e-pilha

Eletroquímica #2

Mecanismos

Para entender-se os processos químicos envolvidos, estabeleceremos as reações químicas da pilha de Volta e de Daniell.

Sendo catodo o eletrodo positivo, e sendo o eletrodo onde ocorre a redução, ocorre ganho de elétrons. O anodo sendo o eletrodo negativo, é o eletrodo onde ocorre oxidação, ocorrendo perda de elétrons.

As semi-equações das reações que ocorrem:

Cu²⁺ + 2 e^- → Cu_(s)

o íon cobre (Cu²⁺) da solução é reduzido pelos dois elétrons, por 2 e^-, que são providos pela corrente elétrica.

Zn_(s) → Zn²⁺ + 2 e^-

o zinco metálico é oxidado, formando íon zinco (Zn²⁺) e há a liberação de dois elétrons, 2 e^-. Estes elétrons liberados serão os responsáveis pela geração da corrente elétrica do sistema (no caso, a pilha).

Cu²⁺ + 2 e^- → Cu⁰

Zn⁰ → Zn²⁺ + 2 e^-

______________________

Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu

Com o prosseguimento da reação, ocorrerá formação de cobre metálico, que se deposita no eletrodo de cobre, em sua superfície, enquanto o eletrodo de zinco é corroído, pois o zinco estará se transformando em íons que passarão para a solução de sulfato de zinco.

A pilha de Daniell pode ser escrita por:

Zn⁰ + Cu²⁺_(aq) → Zn²⁺_(aq) + Cu⁰

ou, de uma forma mais esquemática, que pode ser adaptada à diversas pilhas, com diversos eletrodos metálicos:

Zn | Zn²⁺ || Cu²⁺ | Cu

onde, || representa a ponte salina.

Fonte: http://pt.wikipedia.org/wiki/Eletroqu%C3%ADmica