1. O documento discute o tema da corrosão metálica em um curso de Química Tecnológica.
2. Apresenta conceitos básicos sobre corrosão como um processo eletroquímico de oxidação-redução.
3. Fornece detalhes sobre números de oxidação e como determiná-los em diferentes compostos químicos.
1) O documento discute reações de oxirredução, que envolvem a transferência de elétrons entre espécies químicas.
2) Apresenta o conceito de número de oxidação e suas regras para diferentes elementos.
3) Explica os conceitos de oxidação, que é a perda de elétrons, e redução, que é o ganho de elétrons.
O documento apresenta um resumo sobre eletroquímica, abordando conceitos como reações eletroquímicas, números de oxidação, potenciais de eletrodo, baterias, corrosão e eletrólise. O texto também discute a importância do estudo da eletroquímica para processos industriais e biológicos.
Atividadade 11, 12 e 14 progressao semi ext noite 2016paulomigoto
I. O documento discute números de oxidação e tipos de reações químicas, incluindo oxirredução. II. É fornecida uma definição de número de oxidação e exemplos de sua determinação. III. São apresentados exercícios sobre números de oxidação e balanceamento de reações de oxirredução.
1) O documento discute o conceito de oxirredução e as regras para determinação do número de oxidação (Nox).
2) É apresentada a definição de oxidação e redução em termos de ganho e perda de elétrons. Reações redox envolvem a transferência de elétrons entre átomos.
3) São listadas sete regras para calcular o Nox em compostos, incluindo que o Nox de metais alcalinos é +1, metais alcalino-terrosos é +2, e halogênios é -
O documento explica os conceitos de oxidação, redução e número de oxidação (Nox). Apresenta regras para calcular o Nox em diferentes tipos de compostos e casos especiais como hidrogênio em hidretos metálicos e oxigênio em peróxidos. Também define agentes oxidantes e redutores em reações redox.
O documento discute conceitos de número de oxidação, reações de oxirredução e balanceamento de equações químicas. Aborda definições de número de oxidação real, médio e de referência. Explica que reações de oxirredução envolvem transferência de elétrons e que oxidação aumenta o número de oxidação enquanto redução o diminui. Também apresenta métodos para balancear equações químicas, incluindo o método redox.
1) O documento discute oxirredução (reações redox), definindo oxidação como perda de elétrons e redução como ganho de elétrons.
2) É introduzido o conceito de número de oxidação (Nox), que representa a carga elétrica teórica de um átomo em uma substância.
3) São apresentadas oito regras para calcular o Nox, incluindo que a soma dos Nox de todos os átomos em um composto é sempre zero.
1) O documento discute reações de oxirredução, que envolvem a transferência de elétrons entre espécies químicas.
2) Apresenta o conceito de número de oxidação e suas regras para diferentes elementos.
3) Explica os conceitos de oxidação, que é a perda de elétrons, e redução, que é o ganho de elétrons.
O documento apresenta um resumo sobre eletroquímica, abordando conceitos como reações eletroquímicas, números de oxidação, potenciais de eletrodo, baterias, corrosão e eletrólise. O texto também discute a importância do estudo da eletroquímica para processos industriais e biológicos.
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I. O documento discute números de oxidação e tipos de reações químicas, incluindo oxirredução. II. É fornecida uma definição de número de oxidação e exemplos de sua determinação. III. São apresentados exercícios sobre números de oxidação e balanceamento de reações de oxirredução.
1) O documento discute o conceito de oxirredução e as regras para determinação do número de oxidação (Nox).
2) É apresentada a definição de oxidação e redução em termos de ganho e perda de elétrons. Reações redox envolvem a transferência de elétrons entre átomos.
3) São listadas sete regras para calcular o Nox em compostos, incluindo que o Nox de metais alcalinos é +1, metais alcalino-terrosos é +2, e halogênios é -
O documento explica os conceitos de oxidação, redução e número de oxidação (Nox). Apresenta regras para calcular o Nox em diferentes tipos de compostos e casos especiais como hidrogênio em hidretos metálicos e oxigênio em peróxidos. Também define agentes oxidantes e redutores em reações redox.
O documento discute conceitos de número de oxidação, reações de oxirredução e balanceamento de equações químicas. Aborda definições de número de oxidação real, médio e de referência. Explica que reações de oxirredução envolvem transferência de elétrons e que oxidação aumenta o número de oxidação enquanto redução o diminui. Também apresenta métodos para balancear equações químicas, incluindo o método redox.
1) O documento discute oxirredução (reações redox), definindo oxidação como perda de elétrons e redução como ganho de elétrons.
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3) São apresentadas oito regras para calcular o Nox, incluindo que a soma dos Nox de todos os átomos em um composto é sempre zero.
1) O documento discute oxirredução (reações redox) e apresenta regras para determinar o número de oxidação (Nox) de elementos em compostos.
2) Reações redox envolvem transferência de elétrons e ocorrem frequentemente em processos como combustão, enferrujamento e funcionamento de baterias.
3) Existem regras como Nox fixo para alguns metais, hidrogênio e oxigênio, e a soma dos Nox de um composto é sempre zero.
1. O documento descreve quatro tipos principais de pilhas: concentração, expansão gasosa, neutralização e redox.
2. As pilhas de concentração aproveitam a diferença de concentração de íons em soluções, as de expansão gasosa usam a diferença de pressão parcial de gases, as de neutralização usam reações ácido-base e as redox usam reações de oxidação-redução.
3. Esses tipos de pilhas constroem células eletroquímicas que convertem energia quím
O documento discute reações de oxidação-redução, definindo-as como transferências de elétrons entre espécies químicas. Oxidação é a perda de elétrons e aumento do número de oxidação, enquanto redução é o ganho de elétrons e redução do número de oxidação. Reações redox envolvem duas semi-reações simultâneas de oxidação e redução.
O documento discute reações de oxirredução, definindo oxidação como perda de elétrons e redução como ganho de elétrons. Ele apresenta regras para determinar o número de oxidação (Nox) de elementos em compostos, como Nox fixo para alguns metais, hidrogênio e oxigênio, e a regra da soma dos Nox ser zero. O documento explica como o Nox varia em reações redox e identifica agentes oxidantes e redutores.
O documento descreve as reações de oxirredução, também chamadas de reações redox, e apresenta as regras para determinar o número de oxidação (Nox) dos elementos em compostos. É explicado que oxidação é a perda de elétrons e aumento do Nox, enquanto redução é o ganho de elétrons e diminuição do Nox. Aprende-se que a soma dos Nox de todos os átomos em um composto é sempre zero.
Aula sobre Funções Inorgânicas - química .pptssuser46216d
1) O documento descreve as principais funções químicas, classificando-as em inorgânicas e orgânicas. 2) Apresenta conceitos importantes como eletrólitos, dissociação iônica e grau de dissociação. 3) Discutem a nomenclatura e classificação de óxidos, bases, hidretos e ácidos.
O documento discute a teoria de Arrhenius e classifica e nomeia ácidos, bases, sais e óxidos. Trata da definição e classificação de ácidos, bases e sais de acordo com sua composição química e propriedades. Também aborda indicadores de pH e os diferentes tipos de óxidos de acordo com sua reatividade.
O documento discute reações químicas e estequiometria. Ele fornece exemplos de diferentes tipos de reações químicas como precipitação, formação de gases, ácido-base e redox. Também aborda tópicos como balanceamento de equações químicas e cálculos estequiométricos para determinar quantidades de reagentes e produtos.
1) O documento descreve as principais funções químicas inorgânicas, classificando-as em ácidos, bases, óxidos e sais.
2) Apresenta conceitos de Arrhenius sobre ácidos, bases, óxidos e sais e suas definições.
3) Aborda a nomenclatura de óxidos, bases e hidretos.
A aula aborda conceitos de oxidação e redução, como: (1) reações de oxidação envolvem perda de elétrons e aumento do número de oxidação, (2) reações de redução envolvem ganho de elétrons e redução do número de oxidação, (3) em reações redox sempre há uma espécie sendo oxidada e outra sendo reduzida. A aula também apresenta exemplos de cálculo de número de oxidação e identificação de agentes oxidantes e redutores.
O documento define funções inorgânicas e discute ácidos e bases. Apresenta definições de ionização e dissociação e explica como ácidos e bases são classificados de acordo com seu grau de ionização, número de hidrogênios/hidróxidos ionizáveis, solubilidade e presença de oxigênio. Também discute nomenclatura, propriedades e reações de neutralização de ácidos e bases.
O documento discute reações de oxidação e redução (redox), onde ocorre transferência de elétrons entre espécies químicas. A espécie que perde elétrons sofre oxidação e a que recebe sofre redução. Um agente oxidante aceita elétrons e um redutor doa elétrons. Para determinar se uma reação é redox, basta verificar se houve transferência de elétrons entre as substâncias envolvidas.
O documento discute funções inorgânicas como ácidos, bases e sais. Apresenta a teoria de Arrhenius sobre eletrólitos e não eletrólitos e classifica e nomeia ácidos e bases de acordo com sua estrutura, força, solubilidade e outros fatores. Também define óxidos, discute sua nomenclatura e classifica-os como ácidos, básicos, neutros ou anfóteros.
Este documento descreve diferentes tipos de reações químicas, incluindo síntese, análise, troca simples e dupla. O objetivo é que os alunos aprendam os tipos de reações químicas, prevejam produtos de reação e balanceiem equações químicas.
Este documento apresenta informações sobre modelos atômicos de Dalton, Thomson e Rutherford. Resume que:
I) O modelo de Dalton considerava que átomos diferem entre elementos, são unidades de reações químicas e são indivisíveis.
II) O modelo de Thomson propunha que átomos consistem de um núcleo positivo rodeado por elétrons negativos.
III) O modelo de Rutherford concluiu que o núcleo atômico é a região mais densa do átomo e apresenta carga positiva.
O documento discute conceitos de química inorgânica como classificação de funções químicas, dissociação iônica, óxidos e bases. Aborda definições de ácidos e bases segundo Arrhenius, nomenclatura e propriedades químicas de óxidos e bases, incluindo suas classificações.
O documento descreve as principais características de reações químicas, incluindo como identificar se uma reação ocorreu, os tipos de reações (síntese, análise, troca simples e dupla), equações químicas e balanceamento de equações. Também discute reações de oxidação-redução e fornece exemplos de como balancear essas reações.
Este documento fornece uma introdução às funções inorgânicas, definindo ácidos, bases e sais de acordo com a teoria de Arrhenius. Apresenta também a classificação e nomenclatura destas substâncias químicas, assim como suas principais propriedades e reações como a neutralização e formação de sais.
Quimica Inorganica - Estudo dos metais alcalinos e alcalinos-terrososLucas Valente
O documento descreve um experimento sobre metais alcalinos e alcalino-terrosos. O procedimento incluiu testes da reatividade do sódio metálico com água, cloreto de cálcio com ar, e reações de vários sais com carbonato de amônio e outros compostos. Os resultados mostraram a combustão do sódio na água e a hidratação do cloreto de cálcio, além de precipitação em algumas reações entre sais.
O documento discute eletroquímica e apresenta exercícios sobre reações de óxido-redução. O primeiro exercício pergunta qual é o melhor agente oxidante entre Zn2+, Cu0 e Cu2+ com base nos seus potenciais de redução. O segundo exercício pede a equação química total entre o ferro e o flúor com base em suas semi-reações. O terceiro exercício descreve o funcionamento de uma pilha de manganês.
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1) O documento descreve as principais funções químicas inorgânicas, classificando-as em ácidos, bases, óxidos e sais.
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3) Aborda a nomenclatura de óxidos, bases e hidretos.
A aula aborda conceitos de oxidação e redução, como: (1) reações de oxidação envolvem perda de elétrons e aumento do número de oxidação, (2) reações de redução envolvem ganho de elétrons e redução do número de oxidação, (3) em reações redox sempre há uma espécie sendo oxidada e outra sendo reduzida. A aula também apresenta exemplos de cálculo de número de oxidação e identificação de agentes oxidantes e redutores.
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1. 1
UFSC – EMB5006 – Química Tecnológica – Corrosão Metálica
Corrosão
Metálica
1
Joinville/SC, 2022
Universidade Federal de Santa Catarina
Campus de Joinville
Centro Tecnológico de Joinville
EMB5006 – Química Tecnológica
Corrosão Metálica
Oxidação-Redução e
Potencial de Eletrodo
Corrosão
Metálica
2
4. Corrosão Metálica
4.1 – Conceito e importância do estudo da corrosão.
4.2 – Eletroquímica.
4.3 – Equação de Nernst.
4.4 – Corrosão química, eletroquímica e eletrolítica.
4.5 – Formas de corrosão.
4.6 – Métodos de controle da corrosão.
Ementa
2. 2
UFSC – EMB5006 – Química Tecnológica – Corrosão Metálica
Corrosão
Metálica
GENTIL, V. Corrosão. 6 ed. São Paulo:
LTC, 2011.
NUNES, L.P. Fundamentos de
Resistência à Corrosão. São Paulo:
Interciência, 2007.
GEMELLI, E. Corrosão de Materiais
Metálicos e Sua Caracterização. Rio de
Janeiro: Livros Técnicos e Científicos, 2001.
3
Bibliografia
Corrosão
Metálica
• OLIVEIRA, Antônio Roberto de. Corrosão e tratamento de
superfície - Belém: IFPA; Santa Maria: UFSM, 2012.104p.
Disponível em: http://proedu.rnp.br/handle/123456789/327.
Acesso em 06 dez 2020.
• ROBIN, Alain Laurent Marie. Apostila de Degradação e
Proteção de Materiais parte 1. EEL-USP. Disponível em:
<https://sistemas.eel.usp.br/docentes/arquivos/5840747/216/
ApostilaDPMparte1.pdf>. Acesso em: 13 ago. 2020.
• ROBIN, Alain Laurent Marie. Apostila de Degradação e
Proteção de Materiais - parte 2. EEL-USP. Disponível em:
<https://sistemas.eel.usp.br/docentes/arquivos/5840747/216/
ApostilaDPMparte2.pdf>. Acesso em: 13 ago. 2020.
4
Bibliografia
3. 3
UFSC – EMB5006 – Química Tecnológica – Corrosão Metálica
Corrosão
Metálica Introdução
5
Corrosão
Metálica
Corrosão: deterioração de um material por uma ação
química ou eletroquímica provocada pelo ambiente.
É um processo espontâneo
Necessidade do emprego de mecanismos protetores
para evitar a destruição completa dos materiais.
Corrosão = reação de superfície:
Controle pelas propriedades do produto de corrosão
Composto formado pode agir como barreira entre metal e
meio corrosivo
O ferro é o metal mais usado, com 95% em peso da
produção mundial de metal. É indispensável devido ao seu
baixo preço e dureza, especialmente empregado em
automóveis, barcos e componentes estruturais de edifícios.
Introdução
6
4. 4
UFSC – EMB5006 – Química Tecnológica – Corrosão Metálica
Corrosão
Metálica
Todos os metais estão sujeitos a corrosão se o meio
for suficientemente agressivo:
Au, Pt → água régia (HCl e HNO3)
Aços inoxidáveis → íons cloretos
Al → HCl, bases fortes, Hg
Ti → ácido fluorídrico (HF)
Cu e ligas → soluções amoniacais, HNO3
Possibilidade de uso do material requer estudo do
conjunto material metálico, meio corrosivo e
condições operacionais
Corrosão = Oxidação → estudo de eletroquímica!!
Introdução
7
Corrosão
Metálica
Oxidação é o ganho de oxigênio por uma substância
Redução é a retirada de oxigênio de uma substância
Exemplos:
2Fe + O2 → 2FeO (1)
4Al + 3O2 → 2Al2O3 (2) Oxidação
2CO + O2 → 2CO2 (3)
WO2 + 3H2 → W + 3H2O (4) Redução
Conceitos – Em termos de oxigênio
8
5. 5
UFSC – EMB5006 – Química Tecnológica – Corrosão Metálica
Corrosão
Metálica
Oxidação: perda de elétrons por uma espécie química
Redução: ganho de elétrons por uma espécie química
Exemplos:
Oxidação do Fe: Fe → Fe2+ + 2e-
Redução do Cl: Cl2 + 2e- → 2Cl-
Perda ou ganho de elétrons: mudança das propriedades
das substâncias
Ex.: um metal oxidado/corroído perde resistência
Equação geral da oxidação de metais:
Metal → Íon + número de elétrons perdidos
Conceitos – Em termos de elétrons
9
Corrosão
Metálica
Oxidação é o aumento algébrico do Nox
Redução é a diminuição algébrica do Nox
Representação:
Redução
Nox … -5 -4 -3 -2 -1 0 +1 +2 +3 +4 +5 …
Oxidação
Nox: número de elétrons que o átomo perde ou ganha
na ligação iônica, ou que perderia ou ganharia numa
ligação covalente, se fossem transferidos para um
átomo mais eletronegativo.
Conceitos – Em termos de Nox
10
6. 6
UFSC – EMB5006 – Química Tecnológica – Corrosão Metálica
Corrosão
Metálica
Oxidação
Ganho de oxigênio
Perda de elétrons
Aumento do número de oxidação
Resumo
11
Redução
Retirada de oxigênio
Ganho de elétrons
Diminuição do número de oxidação
Corrosão
Metálica
Os números de oxidação são determinados por uma
série de regras:
Se o átomo estiver em sua forma elementar, o
número de oxidação é zero. Por exemplo, Fe, Pb,
Cl2, H2, P4.
O número de oxidação está entre N e N-8, onde N
representa o grupo em que o elemento está
colocado na classificação periódica;
O número de oxidação do hidrogênio é, em geral
1+, exceto nos hidretos iônicos (NaH, CaH2), onde
é 1-.
12
Números de Oxidação - Nox
7. 7
UFSC – EMB5006 – Química Tecnológica – Corrosão Metálica
Corrosão
Metálica
Flúor é sempre 1- (F1-);
Oxigênio é 2-. Há algumas exceções, como os
peróxidos (Na2O2,H2O2, etc), onde é 1-; e quando
ligado ao flúor, ficando 2+ (OF2)
Os halogênios cloro, bromo e iodo tem número 1-;
menos quando ligados ao oxigênio, podendo ser 7+,
5+, 3+ e 1+.
Em seus compostos, os metais têm sempre números
de oxidação positivo;
13
Números de Oxidação - Nox
Corrosão
Metálica
Quando dois não-metais se combinam, o mais
eletronegativo tem número de oxidação negativo e
mais eletropositivo tem número de oxidação positivo;
Em um composto a soma algébrica dos números de
oxidação total de seus elementos constituintes é zero
→ ∑ = 0.
Em um íon, a soma algébrica dos números de
oxidação total de seus elementos constituintes é igual
a carga do íon;
14
Números de Oxidação - Nox
8. 8
UFSC – EMB5006 – Química Tecnológica – Corrosão Metálica
Corrosão
Metálica
Metais sozinhos = Fe, Pb, Al, Ag = 0
Gases = O2, Cl2, N2, H2, I2 = 0
Flúor = F = 1-
Oxigênio = O = 2- (mais eletronegativo)
Oxigênio = O = 1- (nos peróxidos H2O2, Na2O2)
Oxigênio = O = 1+ (ligado ao flúor OF2)
Hidrogênio = H = 1+ (menos eletronegativo H2O)
Hidrogênio = H = 1- (mais eletronegativo NaH)
15
Nox - Resumo
Corrosão
Metálica
Alcalinos (1A) = Li, Na, K, Rb, Cs, Fr = 1+
Alcalinos terrosos (2A) = Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra = 2+
Alumínio = Al = 3+
Halogênios (17 ou 7A) = Cl, Br, I = 0 (quando gases)
Halogênios (17 ou 7A) = Cl, Br, I = 1-
Halogênios (17 ou 7A) = Cl, Br, I = (quando ligados ao
oxigênio podem ter cargas 7+, 5+, 3+ e 1+)
Em seus compostos, os metais têm sempre números
de oxidação positivo;
16
Nox - Resumo
9. 9
UFSC – EMB5006 – Química Tecnológica – Corrosão Metálica
Corrosão
Metálica
Composto: soma algébrica do NOX de seus
elementos = 0
Ex.: CO2 → (4+) + 2.(2-) = 0
Íon: soma algébrica do NOX de seus elementos =
carga do íon
Ex.: (CO3)2- → (4+) + 3.(2-) = -2
Quando o composto apresentar diversos átomos de
um mesmo elemento, deve-se levar em consideração
a estrutura do composto.
Determinação do Nox
17
Corrosão
Metálica
Qual o NOX do cloro nestes dois compostos?
HClO4 e HClO
18
Determinação do Nox
HClO4
2-
1+ X
1.(1+) + 1.(X) + 4.(2-) = 0
1 + 1X – 8 = 0
X = 7+
HClO
1.(1+) + 1.(X) + 1.(2-) = 0
1 + 1X – 2 = 0
X = 1+
2-
1+ X
HCl = ácido clorídrico (Cl = 1-)
HClO = ácido hipocloroso (Cl = 1+)
HClO2 = ácido cloroso (Cl = 3+)
HClO3 = ácido clórico (Cl = 5+)
HClO4 = ácido perclórico (Cl = 7+)
10. 10
UFSC – EMB5006 – Química Tecnológica – Corrosão Metálica
Corrosão
Metálica
Qual o NOX do enxofre nestes dois compostos?
H2SO3 e H2SO4
Ex.: H2SO3 → 2(1+) + X + 3(2-) = 0
2 + X - 6 = 0
X = + 6 - 2 X = 4+
H2SO4 → 2(1+) + X + 4(2-) = 0
2 + X - 8 = 0
X = + 8 - 2 X = 6+
E nestes dois: HNO3 e HNO2?
19
Determinação do Nox
2-
1+ X
2-
1+ X
Corrosão
Metálica
Fe
H2O
H2O2
HCl
HClO4
HClO
HNO3
H2SO3
H2SO4
H3PO4
K2Cr2O7
K3[Fe(CN)6]
K4[Fe(CN)6]
Cu(SO4).5H2O
(SO4)2-
(NO3)1-
(PO4)3-
[Fe(CN)6]3-
20
Números de Oxidação - Nox
12. 12
UFSC – EMB5006 – Química Tecnológica – Corrosão Metálica
Corrosão
Metálica
Para o C: 1e-.2 = 2e-.5 = 10e- 5 na frente do Carbono
H2C2O4 + KMnO4 → CO2 + MnO + K2O + H2O
23
Balanceamento por Oxi-redução
Para o Mn: 5e-.1 = 5e-.2 = 10e- 2 na frente do Manganês
5 2 10 2 1 5
Oxigênio: 20 + 8 = 28 Oxigênio: 20 + 2 + 1 + 5 = 28
Balanceamento por tentativas:
Corrosão
Metálica
Cd + NiO2 + H2O → Cd(OH)2 + Ni(OH)2
24
Balanceamento por Oxirredução
0 2+
Ânion: (O H )
2- 1+ 1-
1-
2- 2-
4+ 1+ 1-
Cd + NiO2 + H2O → Cd(OH)2 + Ni(OH)2
0 4+
2+
2+
2+
0 : 2+ : perdeu 2e- oxidou
4+ : 2+ : ganhou 2e- reduziu
Para o Cd: 2e-.1 = 2e-.1 = 2e-
Para o Ni: 2e-.1 = 2e-.1 = 2e-
Número de átomos
do elemento
Números para iniciar o
balanceamento por tentativas
Agente oxidante: NiO2
Agente redutor: Cd
Exemplo 1:
13. 13
UFSC – EMB5006 – Química Tecnológica – Corrosão Metálica
Corrosão
Metálica
1 Cd + 1 NiO2 + 2 H2O → 1 Cd(OH)2 + 1 Ni(OH)2
25
Balanceamento por Oxirredução
Para o Cd: 2e-.1 = 2e-.1 = 2e- 1 na frente do Cádmio
Para o Ni: 2e-.1 = 2e-.1 = 2e- 1 na frente do Níquel
Balanceamento por tentativas:
Corrosão
Metálica
Mecanismo das Reações Redox
Potencial de Eletrodo
14. 14
UFSC – EMB5006 – Química Tecnológica – Corrosão Metálica
Corrosão
Metálica
Reações redox ocorrem por transferência de elétrons
Exemplo: ataque de zinco por ácido.
Qual a equação iônica de oxidação-redução?
Zn
o
Zn2+ + 2e- (equação de oxidação)
2H+ + 2e- H2 (equação de redução)
______________________________________
Zn
o
+ 2H+ Zn2+ + H2
o
(equação iônica redox)
27
Zn + 2HCl ZnCl2 + H2 (equação total)
Barra de zinco (Zn)
Solução
de HCl
H2
Zn2+
Zn2+
Zn2+
H+
H+
H+
H+
Cl-
Cl-
Mecanismo das Reações Redox
Corrosão
Metálica
Ex.: experiência para verificação de transferência de
elétrons → reação de Mg com H2SO4
28
Mg
o
Mg2+ + 2e- (equação de oxidação)
2H+ + 2e- H2 (equação de redução)
______________________________________
Mg
o
+ 2H+ Mg2+ + H2
o
(equação iônica de redox)
Mg + H2SO4 MgSO4 + H2 (equação total)
Fita de magnésio
(Mg)
Solução
de H2SO4
H2
Mg2+ + 2e-
H2
Mecanismo das Reações Redox
15. 15
UFSC – EMB5006 – Química Tecnológica – Corrosão Metálica
Corrosão
Metálica
Para que se tenha previsão dos processos corrosivos,
há a necessidade de saber essa “tendência”, ou seja,
de dispor os metais existentes em ordem preferencial
de CESSÃO DE ELÉTRONS (oxidação)
↓
ORDEM DE POTENCIAIS DE ELETRODO (TABELAS)
O que vai determinar a reação será a DIFERENÇA
DE POTENCIAL “ELETROQUÍMICO” DOS
MATERIAIS
29
Diferença de Potencial
Corrosão
Metálica
Potencial do eletrodo (E):
Mostra a tendência de uma reação se processar, bem
como a facilidade dos átomos do ânodo (em geral o
eletrodo metálico) perder elétrons (oxidar/corroer) e
dos íons da solução de receber elétrons (reduzir)
Potencial do eletrodo (E): potencial que o metal tem
para formar uma pilha, ou seja, para ocorrer uma
reação de oxirredução
30
Potencial de Eletrodo
16. 16
UFSC – EMB5006 – Química Tecnológica – Corrosão Metálica
Corrosão
Metálica
Potencial do eletrodo padrão (Eo):
É a diferença de potencial (em Volts) entre o
elemento e uma solução 1M de seus íons em
relação ao eletrodo padrão de H2
E: difícil de medir sem uma referência
Eletrodo padrão de H2: é um eletrodo utilizado para a
medição do E de um metal:
Constrói-se uma pilha com H2 e o metal
Considera-se o E do H2 como “zero” e a ddp formada pela
pilha será o Eo do metal
31
Potencial de Eletrodo
Corrosão
Metálica
Por ex.: formada uma pilha entre uma barra de Zn
imerso em ZnSO4 [1M] ligada a uma pilha padrão de
H2 inserido em uma solução ácida (H+) [1M]
32
Potencial de Eletrodo
17. 17
UFSC – EMB5006 – Química Tecnológica – Corrosão Metálica
Corrosão
Metálica
O Zn é oxidado, pois o H2 é
agente oxidante e tem E = 0
Com um voltímetro mede-se
a transferência de eletricidade
entre os eletrodos de Zn e H2
Como resultado tem-se: V = 0,763 V
O potencial total da pilha é dado por:
Epilha = Eo
ânodo – Eo
cátodo
0,763 V = Eo
Zn - 0
Eo
Zn = 0,763 V
33
Potencial de Eletrodo
Corrosão
Metálica
Tabela dos
Potenciais de
eletrodo padrão
(Eo)
Eo de oxidação = +1,18 V
Eo de redução = -1,18 V
*convenção de sinais IUPAC
18. 18
UFSC – EMB5006 – Química Tecnológica – Corrosão Metálica
Corrosão
Metálica
Se é formada uma pilha entre dois metais e uma solução
eletrolítica, quem sofrerá corrosão??
Resposta: quem tiver o potencial de oxidação maior!!
Generalizando a equação de potenciais-padrões de
redução para qualquer reação redox, tomando por base o
E°red, temos:
E = E°red (reduz) - E°red (oxida)
E = E°red (cátodo) - E°red (ânodo)
Se E > 0 processo espontâneo.
Se E < 0 processo não espontâneo.
35
Potencial de Eletrodo
Corrosão
Metálica
36
Pilha de Daniell
Pilha formada por Zinco e Cobre
19. 19
UFSC – EMB5006 – Química Tecnológica – Corrosão Metálica
Corrosão
Metálica
37
Pilha de Daniell
Cu0 Cu2+ + 2e-
Zn0 Zn2+ + 2e-
Corrosão
Metálica
38
Pilha de Daniell
Cu0 Cu2+ + 2e-
Zn0 Zn2+ + 2e-
Qual placa vai oxidar? Ser corroída?
Qual placa vai reduzir? Ganhar massa?
20. 20
UFSC – EMB5006 – Química Tecnológica – Corrosão Metálica
Corrosão
Metálica
Exemplo:
Pilha de Daniel
Zn e Cu
Potencial de Eletrodo
Corrosão
Metálica
40
Pilha de Daniell
Zn2+ + 2e- Zn0 Ered = - 0,763 V
Cu2+ + 2e- Cu0 Ered = + 0,337 V
IUPAC recomenda trabalhar com E redução.
21. 21
UFSC – EMB5006 – Química Tecnológica – Corrosão Metálica
Corrosão
Metálica
41
Pilha de Daniell
Zn2+ + 2e- Zn0 Ered = - 0,763 V
Cu2+ + 2e- Cu0 Ered = + 0,337 V
IUPAC recomenda trabalhar com E redução.
Se um dos metais reduz (ganha elétrons), o outro
precisa oxidar (perder elétrons)
O metal que tem o maior potencial de redução, reduz,
portanto, o outro oxida.
Zn0 Zn2+ + 2e- Eoxi = + 0,763 V (sinal invertido)
Cu2+ + 2e- Cu0 Ered = + 0,337 V
Corrosão
Metálica
42
Pilha de Daniell
Zn0 Zn2+ + 2e- Eoxi = + 0,763 V
Cu2+ + 2e- Cu0 Ered = + 0,337 V
Zn0 + Cu2+ Zn2+ + Cu0 ddp = + 1,100 V
1. Cálculo da ddp (∆E) com as semi-reações:
Duas formas de calcular a diferença de potencial da pilha:
Zn2+ + 2e- Zn0 Ered = - 0,763 V
Cu2+ + 2e- Cu0 Ered = + 0,337 V
Invertendo a reação de oxidação, temos:
(ânodo)
(cátodo)
22. 22
UFSC – EMB5006 – Química Tecnológica – Corrosão Metálica
Corrosão
Metálica
43
Pilha de Daniell
2. Utilizando a equação:
Duas formas de calcular a diferença de potencial da pilha:
Zn2+ + 2e- Zn0 Ered = - 0,763 V
Cu2+ + 2e- Cu0 Ered = + 0,337 V
Os valores do potencial são sempre de redução.
á â
, ,
(ânodo)
(cátodo)
,
Corrosão
Metálica
44
Pilha de Daniell
Eletrodo com Ered menor sofre oxidação É o ânodo da pilha
Eletrodo com Ered maior sofre redução É o cátodo da pilha
Zn0 Zn2+ + 2e- Cu2+ + 2e- Cu0
24. 24
UFSC – EMB5006 – Química Tecnológica – Corrosão Metálica
Corrosão
Metálica
Exemplo:
Fe2+ e Au3+
∆E = 1,94 V
47
Potencial de Eletrodo
Corrosão
Metálica
48
Cálculo da ddp (∆E)
Fe0 Fe2+ + 2e- Eoxi = + 0,440 V
Au3+ + 3e- Au0 Ered = + 1,500 V
3 Fe0 + 2 Au3+ 3 Fe2+ + 2 Au0 ddp = + 1,940 V
Fe2+ + 2e- Fe0 Ered = - 0,440 V
2 Au3+ + 6e- 2 Au0 Ered = + 1,500 V
Au3+ + 3e- Au0 Ered = + 1,500 V
Invertendo a reação de oxidação:
Multiplica-se os elementos para igualar os elétrons
3 Fe0 3 Fe2+ + 6e- Eoxi = + 0,440 V
1. Cálculo da ddp (∆E) com as semi-reações.
25. 25
UFSC – EMB5006 – Química Tecnológica – Corrosão Metálica
Corrosão
Metálica
49
2. Utilizando a equação:
Os valores do potencial são sempre de redução.
á â
, ,
,
Cálculo da ddp (∆E)
Fe2+ + 2e- Fe0 Ered = - 0,440 V
Au3+ + 3e- Au0 Ered = + 1,500 V
Corrosão
Metálica
Limitações do uso da tabela:
Indica a possibilidade de reação, ou seja, quem
oxida/reduz quem. Mas não diz a velocidade que
acontece, ou seja, a CINÉTICA DA REAÇÃO
A tabela foi estabelecida em condições
padronizadas (soluções 1M, T = 25 oC, P = 1 atm).
Se as condições mudarem, os valores serão
alterados
Outra alternativa: cálculo através da Equação de
Nernst
50
Potencial de Eletrodo
26. 26
UFSC – EMB5006 – Química Tecnológica – Corrosão Metálica
Corrosão
Metálica
Onde:
E = potencial real [Volt]
E0 = potencial padrão [Volt]
R = cte dos gases ideais
8,314 [J/K.mol]
T = temperatura [K]
n = número de elétrons
(modificação do NOX ou
número de elétrons
ganhos pelo oxidante)
F = cte de Faraday = 96500
Coulombs
a = atividade do estado
reduzido e atividade do
estado oxidado
Sendo: ln = 2,303 log
Equação de Nernst
51
, .
, !
" #$. %&'
" #$. ()*
%
+
" #$. %&'
" #$. ()*
Corrosão
Metálica
Equação de Nernst – Casos:
52
Assim, para 25 oC e 1 atm:
Para soluções muito diluídas,
, . ,
, !
" #$. %&'
" #$. ()*
,
!
" #$. %&'
" #$. ()*
,
!
,-./
Para 25 oC 298,15 K:
Para soluções com concentração 1 M
,
! →
27. 27
UFSC – EMB5006 – Química Tecnológica – Corrosão Metálica
Corrosão
Metálica
n tabela Cu2+ + 2e Cu0 n = 2
Exercício:
Usando a equação de Nernst determine o potencial do
eletrodo de Cu imerso em uma solução 0,01 M (muito
diluída) de Cu2+ a T= 30 oC?
[M+] = 0,01 M
Equação de Nernst
E0 tabela (potencial de redução) 0,337 V
53
, 1
, !
,2./
T = 30 oC = 30 +273,15 = 303,15 K
Corrosão
Metálica
n = 2
Exercício:
Usando a equação de Nernst determine o potencial do
eletrodo de Cu imerso em uma solução 0,01 M (muito
diluída) de Cu2+ a T= 30 oC?
T = 303,15 K
[M+] = 0,01 M
Equação de Nernst
E0 = + 0,337 V
54
, 1
, !
,2./
,
, ,
, !
,
, , ! 3
, , .
,
28. 28
UFSC – EMB5006 – Química Tecnológica – Corrosão Metálica
Corrosão
Metálica
O potencial do eletrodo, agindo reversivelmente, está
associado à variação da ENERGIA LIVRE DE GIBBS
(ΔG)
Conceito TERMODINÂMICO!
Definição: ΔGo = -nFE
Através da ΔGo pode-se prever a possibilidade de
ocorrer determinadas reações:
ΔGo < 0 reação é espontânea
ΔGo > 0 reação não é espontânea
ΔGo = 0 reação não ocorre (equilíbrio)
55
Espontaneidade das Reações
Corrosão
Metálica
Exemplo:
Pilha de Daniel
Zn e Cu
∆E = + 1,10 V
Espontaneidade das Reações
29. 29
UFSC – EMB5006 – Química Tecnológica – Corrosão Metálica
Corrosão
Metálica
Assim: Exemplo:
Zn2+
(aq) + Cu(s) Zn(s) + Cu2+
(aq)
com:
Ecel = +1,10 V
Calculando a espontaneidade:
ΔGo = -n F Δ Eo = -2 mol . 96485 J.V-1.mol-1
* 1,10 V
ΔGo = - 212,267 kJ/mol reação espontânea
Espontaneidade das Reações
57
Corrosão
Metálica
Mg2+ + 2e- Mg E0
red = -2,370 V
Al3+ + 3e- Al E0
red = -1,660 V
Ti2+ + 2e- Ti E0
red = -1,630 V
Mn2+ + 2e- Mn E0
red = -1,180 V
Zn2+ + 2e- Zn E0
red = -0,763 V
Fe2+ + 2e- Fe E0
red = -0,440 V
Cd2+ + 2e- Cd E0
red = -0,403 V
Ni2+ + 2e- Ni E0
red = -0,250 V
58
Potencial de Eletrodo – Lista
ΔGo = -n F ΔEo
F = 96500 C
Sn2+ + 2e- Sn E0
red = -0,136 V
Pb2+ + 2e- Pb E0
red = -0,126 V
2H+ + 2e- H2 E0
red = -0,000 V
Cu2+ + 2e- Cu E0
red = +0,337 V
Cu+ + 1e- Cu E0
red = +0,521 V
Ag+ + e- Ag E0
red = +0,799 V
Au3+ + 3e- Au E0
red = +1,500 V
[ ]
+
= −
0 8 314 1
2 303
96500
, T
E E , log
n M