Download - Aula 16 -_eletroquímica
![Page 1: Aula 16 -_eletroquímica](https://reader031.vdocuments.pub/reader031/viewer/2022013118/547df56cb4795989508b4a79/html5/thumbnails/1.jpg)
Professor: Ednaldo de Santana Curso: Construção Naval
ELETROQUÍMICA e CORROSÃO
![Page 2: Aula 16 -_eletroquímica](https://reader031.vdocuments.pub/reader031/viewer/2022013118/547df56cb4795989508b4a79/html5/thumbnails/2.jpg)
ELETROQUÍMICA
Introdução
A eletroquímica estuda o aproveitamento datransferência de elétrons entre diferentes substânciaspara converter energia química em energia elétrica evice-versa.
Pilhas: conversão espontânea de energia química emelétrica.
Eletrólise: conversão não espontânea de energiaelétrica em química.
![Page 3: Aula 16 -_eletroquímica](https://reader031.vdocuments.pub/reader031/viewer/2022013118/547df56cb4795989508b4a79/html5/thumbnails/3.jpg)
ELETROQUÍMICA
Reações de oxirredução (redox)
São reações em que um ou mais elementos variam seu
estado de oxidação.
Em toda reação redox uma substância é oxidada e outra
reduzida.
O agente redutor é oxidado.
O agente oxidante é reduzido.
2H2(g) + O2(g) 2H2O(g)
0 0+1 -2
![Page 4: Aula 16 -_eletroquímica](https://reader031.vdocuments.pub/reader031/viewer/2022013118/547df56cb4795989508b4a79/html5/thumbnails/4.jpg)
ELETROQUÍMICA
Oxidação = perda de elétrons → Nox aumenta.
Zn0 → Zn2+ + 2 e-
Nox → 0 +2
H2O → 2 H+ + ½ O2 + 2 e-
Nox → −2 0
Redução = ganho de elétrons → Nox diminui.
Cu2+ + 2 e- → Cu0
Nox → +2 0
2 H2O + 2 e- → H2 + 2 OH-
Nox → +1 0
![Page 5: Aula 16 -_eletroquímica](https://reader031.vdocuments.pub/reader031/viewer/2022013118/547df56cb4795989508b4a79/html5/thumbnails/5.jpg)
ELETROQUÍMICA
Agente Redutor: sofre oxidação.
H2O → 2 H+ + ½ O2 + 2 e-
Nox → −2 0
Sofre oxidação: O → Redutor: H2O
Agente Oxidante: sofre redução.
2 H2O + 2 e- → H2 + 2 OH-
Nox → +1 0
Sofre redução: H → Oxidante: H2O
![Page 6: Aula 16 -_eletroquímica](https://reader031.vdocuments.pub/reader031/viewer/2022013118/547df56cb4795989508b4a79/html5/thumbnails/6.jpg)
ELETROQUÍMICAPotenciais de Eletrodo (E)
Reação Zn + Cu2+:
Zn2+ + 2 e- → Zn0 Eo = −0,76 V
Cu2+ + 2 e- → Cu0 Eo = +0,34 V
Reação espontânea:
Oxi: Zn0 → Zn2+ + 2e-
Red: Cu2+ + 2e- → Cu0 .
Global: Zn0 + Cu2+ → Zn2+ + Cu0
![Page 7: Aula 16 -_eletroquímica](https://reader031.vdocuments.pub/reader031/viewer/2022013118/547df56cb4795989508b4a79/html5/thumbnails/7.jpg)
ELETROQUÍMICA
Reação Cu + Ag+:
Cu2+ + 2 e- → Cu0 Eo = +0,34 V
Ag+ + 1 e- → Ag0 Eo = +0,80 V
Reação espontânea:
Oxi: Cu0 → Cu2+ + 2e-
Red: 2 Ag+ + 2e- → 2 Ag0 .
Global: Cu0 + 2 Ag+ → Cu2+ + 2 Ag0
![Page 8: Aula 16 -_eletroquímica](https://reader031.vdocuments.pub/reader031/viewer/2022013118/547df56cb4795989508b4a79/html5/thumbnails/8.jpg)
ELETROQUÍMICA
Células voltaicas
Usam a energia liberada em uma reação redox
espontânea para realizar trabalho elétrico.
O elétrodo onde ocorre oxidação é chamado ânodo.
O elétrodo onde ocorre redução é chamado cátodo.
![Page 9: Aula 16 -_eletroquímica](https://reader031.vdocuments.pub/reader031/viewer/2022013118/547df56cb4795989508b4a79/html5/thumbnails/9.jpg)
ELETROQUÍMICA
PILHA:
É UM DISPOSITIVO EM QUE UMA REAÇÃO
DE OXIDORREDUÇÃO ESPONTÂNEA GERA
ENERGIA ELÉTRICA.
A primeira pilha foi criada em 1800, por
Alessandro Volta, que utilizava discos de
cobre e zinco, separadas por algodão
embebido em solução salina.
Os discos foram chamados de eletrodos,
sendo que os elétrons saiam do zinco
para o cobre, fazendo uma pequena
corrente fluir.
![Page 10: Aula 16 -_eletroquímica](https://reader031.vdocuments.pub/reader031/viewer/2022013118/547df56cb4795989508b4a79/html5/thumbnails/10.jpg)
ELETROQUÍMICA
Em 1836, John Frederick Daniell
construiu uma pilha com eletrodos
de cobre e zinco, mas cada
eletrodo ficava em uma cela
individual, o que aumentava a
eficiência da pilha, pois ela tinha
um tubo que ligava as duas cubas,
este tubo foi chamado de Ponte
salina Esta pilha ficou conhecida
como Pilha de Daniell.
![Page 11: Aula 16 -_eletroquímica](https://reader031.vdocuments.pub/reader031/viewer/2022013118/547df56cb4795989508b4a79/html5/thumbnails/11.jpg)
ELETROQUÍMICA
Eletrólise
Consiste em utilizar-se de energia elétrica para fazer com
que reações redox não espontâneas ocorram.
Ocorrem em células eletrolíticas, que consistem de dois
elétrodos em um sal fundido ou em uma solução, com uma
fonte de corrente elétrica agindo como uma bomba de
elétrons puxando-os no ânodo e empurrando-os no cátodo.
![Page 12: Aula 16 -_eletroquímica](https://reader031.vdocuments.pub/reader031/viewer/2022013118/547df56cb4795989508b4a79/html5/thumbnails/12.jpg)
ELETROQUÍMICA
![Page 13: Aula 16 -_eletroquímica](https://reader031.vdocuments.pub/reader031/viewer/2022013118/547df56cb4795989508b4a79/html5/thumbnails/13.jpg)
CORROSÃO
• Como escolher o material?
• Material ideal menor custo; aplicação adequada
– Se metal Menor suscetibilidade à corrosão
Principais observações:
Buscar meios para Evitarcondições de corrosão severa
Utilizar técnicas adequadas de proteção dos materiais contra a corrosão
![Page 14: Aula 16 -_eletroquímica](https://reader031.vdocuments.pub/reader031/viewer/2022013118/547df56cb4795989508b4a79/html5/thumbnails/14.jpg)
DEFINIÇÃO
– Deterioração de um material pela reação com o meio,
seja o material metálico ou não.
– Reação de um material metálico com seu meio, o
metal sendo convertido a um não-metal.
– Ataque da superfície metálica quando metais são
expostos a meios reativos.
CORROSÃO
![Page 15: Aula 16 -_eletroquímica](https://reader031.vdocuments.pub/reader031/viewer/2022013118/547df56cb4795989508b4a79/html5/thumbnails/15.jpg)
DEFINIÇÃO ABRANGENTE
Transformação dos materiais metálicos pela
ação química ou eletroquímica do meio, a
qual pode estar, ou não associada uma ação
física.
CORROSÃO
![Page 16: Aula 16 -_eletroquímica](https://reader031.vdocuments.pub/reader031/viewer/2022013118/547df56cb4795989508b4a79/html5/thumbnails/16.jpg)
POR QUE ACONTECE A CORROSÃO?
• Minério metal (metalurgia)
– consumo de energia
– termodinamicamente
desfavorável
• Metal minério (corrosão)
– liberação de energia
– termodinamicamente favorável
CORROSÃO
![Page 17: Aula 16 -_eletroquímica](https://reader031.vdocuments.pub/reader031/viewer/2022013118/547df56cb4795989508b4a79/html5/thumbnails/17.jpg)
Mecanismos causadores de falhas em plantas industriais
CORROSÃO
![Page 18: Aula 16 -_eletroquímica](https://reader031.vdocuments.pub/reader031/viewer/2022013118/547df56cb4795989508b4a79/html5/thumbnails/18.jpg)
MECANISMOS DA CORROSÃO• Variáveis
– Material metálico – composição química, presença deimpurezas, processos de obtenção, tratamentostérmicos e mecânicos, estado da superfície, forma,união de materiais, contato com outros metais
– Meio corrosivo – composição química, concentração,impurezas, pH, teor de oxigênio, pressão, sólidossuspensos
– Condições operacionais – solicitações mecânicas,movimento relativo entre material metálico e meio,condições de imersão no meio (total ou parcial), meiosde proteção contra corrosão, operação contínua ouintermitente
CORROSÃO
![Page 19: Aula 16 -_eletroquímica](https://reader031.vdocuments.pub/reader031/viewer/2022013118/547df56cb4795989508b4a79/html5/thumbnails/19.jpg)
PRINCIPAIS MEIOS CORROSIVOS
Atmosfera (poeira, poluição, umidade,
gases:CO, CO2, SO2, H2S, NO2,...)
Água (bactérias dispersas: corrosão
microbiológica; chuva ácida, etc.)
Solo (acidez, porosidade)
Produtos químicos
Um determinado meio pode ser extremamente agressivo,
sob o ponto de vista da corrosão, para um determinado material e
inofensivo para outro.
CORROSÃO
![Page 20: Aula 16 -_eletroquímica](https://reader031.vdocuments.pub/reader031/viewer/2022013118/547df56cb4795989508b4a79/html5/thumbnails/20.jpg)
PRINCIPAIS MEIOS DE PROTEÇÃO CONTRA A
CORROSÃO
• PINTURAS OU VERNIZES
• RECOBRIMENTO DO METAL COM OUTRO METAL MAIS
RESISTENTE À CORROSÃO
• GALVANIZAÇÃO: Recobrimento com um metal mais
eletropositivo (menos resistente à corrosão)
• PROTEÇÃO ELETROLÍTICA OU PROTEÇÃO CATÓDICA
CORROSÃO
![Page 21: Aula 16 -_eletroquímica](https://reader031.vdocuments.pub/reader031/viewer/2022013118/547df56cb4795989508b4a79/html5/thumbnails/21.jpg)
PINTURAS OU VERNIZES
• Objetivo
– Separar o metal do meio
Exemplos: Primer em aço (Zarcão)
CORROSÃO
![Page 22: Aula 16 -_eletroquímica](https://reader031.vdocuments.pub/reader031/viewer/2022013118/547df56cb4795989508b4a79/html5/thumbnails/22.jpg)
RECOBRIMENTO DO METAL COM OUTRO METAL
MAIS RESISTENTE À CORROSÃO
• Separa o metal do meio.
• Exemplo: Cromagem,
Niquelagem,revestimento
de arames com Cobre, etc.
CORROSÃO
![Page 23: Aula 16 -_eletroquímica](https://reader031.vdocuments.pub/reader031/viewer/2022013118/547df56cb4795989508b4a79/html5/thumbnails/23.jpg)
Obrigado!