Corrosão e Eletroquimica - Apostilas - Quimica, Notas de estudo de Química. Universidade Federal de Minas Gerais (UFMG)
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Maraca1 de Março de 2013

Corrosão e Eletroquimica - Apostilas - Quimica, Notas de estudo de Química. Universidade Federal de Minas Gerais (UFMG)

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Apostilas sobre a corrosão e eletroquimica, introdução, transformações que ocorrem durante o funcionamento.
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ESCOLA DE CIÊNCIAS E TECNOLOGIA

BACHARELADO EM CIENCIAS E TECNOLOGIA

QUIMICA TECNOLOGICA

ELETROQUÍMICA E CORROSÃO

2011

EXPERIMENTO II: ELETROQUIMICA E CORROSÃO

Relatório apresentado ao Componente Curricular de Química Tecnológica do Curso de Ciências e Tecnologia como parte da obtenção da nota da 1ª avaliação

2011

SUMÁRIO

INTRODUÇÃO 4

OBJETIVO 5

PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL I 6

PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL II 8

RESULTADOS E DISCUSSÕES 9

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CONCLUSÃO 10

INTRODUÇÃO

Na última década assistiu-se a um aumento da demanda de aparelhos eletro-eletrônicos, ficando difícil imaginarmos a civilização moderna sem o conforto e as facilidades da energia elétrica. Em 1800, Volta construiu a primeira pilha elétrica, atualmente a pilha galvânica ou voltaica, que era constituída de uma série de discos de zinco e cobre empilhados e separados alternadamente por pedaços de feltro embebido em ácido sulfúrico diluído que possibilitava o movimento de cargas elétricas através de um condutor. Em 1836, o químico inglês John Frederic Daniell (1790-1845) modificou a pilha de Volta, utilizando, ao invés de soluções ácidas, soluções de sais, tornando assim a experiência menos perigosa.

Para a realização deste experimento é necessário ter conhecimento sobre eletroquímica, segundo João Usberco em seu livro ‘Química – Volume Único’: “A eletroquímica é a parte da Química que estuda não só os fenômenos envolvidos na produção de corrente elétrica a partir da transferência de elétrons em reações de óxido-redução, mas também a utilização de corrente elétrica na produção dessas reações. O seu estudo pode ser dividido em duas partes: pilhas e baterias, e eletrólise”. As pilhas criadas na experiência são a galvânica (espontânea) e a eletrolítica (não-espontânea).

As partes que compõe a pilha são: o ânodo, que é o eletrodo onde ocorrerá a oxidação, o cátodo onde ocorrerá o ganho de elétrons, estes dois devem está mergulhados em uma solução para a reação dos ânions e cátions da pilha, o fio metálico onde servirá de passagem dos elétrons. No caso de os eletrodos não compartilharem a mesma solução é necessário um ponte salina para a passagem dos ânions e cátions.

A experiência contou com duas pilhas galvânicas, uma composta por eletrodos de ferro (Fe) e zinco (Zn) e outra com eletrodos de ferro (Fe) e cobre (Cu). A pilha eletrolítica os dois eletrodos eram do mesmo material - Pb ( chumbo).

No processo de eletrólise aquosa os íons em solução irão competir entre si para descarregarem. No caso da solução de KI existem íons K+ e I–, provenientes da dissociação do sal, e H+ e OH–, provenientes da auto-dissociação da água. O H+ descarrega-se primeiro que o K+ e produz hidrogênio gasoso no eletrodo negativo.

2H+(aq) + 2e– → H2(g)

Devido a essa reação o meio fica básico com o aumento da concentração de OH– em relação ao H+. A basicidade do meio é verificada pela coloração rosada que se forma na solução.

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OBJETIVO

Confeccionar uma célula eletroquímica, utilizando os conceitos abordados em sala de aula, observando o comportamento do sistema, sua espontaneidade e identificando a série de transformações que ocorrem durante o funcionamento do mesmo, relacionando-as aos processos de corrosão que, eventualmente, estejam ocorrendo.

PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL I

Materiais:

2 béqueres de 250 ml

1 eletrodo de cobre

1 eletrodo de zinco

1 eletrodo de ferro

1 lixa

1 multímetro

1 fio de cobre

Reagentes:

Solução aquosa de NaCl (3%)

Solução aquosa alcoólica a 1% de fenolftaleína

Solução aquosa a 1% de Hexacianoferrato(III) de potássio

Figura 1- Materiais e Reagentes utilizados no experimento 1 e 2

Procedimento:

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Parte I

Adicionou-se 200 ml da solução de NaCl (3%) ao béquer 1. Em seguida foi adicionado 10 gotas de solução de fenolftaleína 1% e 2 ml da solução de Hexacianoferrato (III) de potássio na solução de NaCl. Depois de lixado o eletrodo de cobre e ferro imergiu-os na solução de NaCl, separando- os por meio de um isopor e ligando-os por meio de um fio condutor. Aguardou-se por 30 minutos.

Figura 2 – Pilha de Cobre e Ferro (pilha galvânica)

Parte II

Adicionou-se 200 ml da solução de NaCl (3%) ao béquer 2. Em seguida foi adicionado 10 gotas de solução de fenolftaleína 1% e 2 ml da solução de Hexacianoferrato (III) de potássio na solução de NaCl. Depois de lixado o eletrodo de zinco e ferro imergiu-os na solução de NaCl, separando-os por meio de um isopor e ligando-os por meio de um fio condutor. Aguardou-se por 30 minutos.

Figura 3 - Pilha de Ferro e Zinco (pilha galvânica)

PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL II

Materiais Reagentes

1 Béquer de 250 ml Solução aquosa de KI (0,1 mols de L-1)

2 eletrodos de chumbo Fenolftaleína 1% (indicador)

1 lixa

1 pedaço de isopor

1 fonte de energia

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Procedimento:

Adicionou ao béquer, 100 ml de solução KI. Adicionou-se 5 gotas de fenolftaleína a solução. Em seguida separou-se o béquer em dois compartimentos, colocando um isopor no meio. Imergiu- se os dois eletrodos metálicos de chumbo, um em cada lado. Adaptaram-se os fios condutores da fonte, um em cada eletrodo de chumbo, e os ligou a uma fonte de corrente externa.

Figura 4 - Formação de base no pólo negativo da reação (pilha eletrolítica)

RESULTADOS E DISCUSSÕES

No experimento 1:

Parte I

Foi observado o aparecimento de uma coloração róseo-avermelhada em torno do eletrodo de cobre e de uma coloração azul em torno do eletrodo de ferro. Pode-se explicar da seguinte forma:

* No anodo ocorreu a corrosão do ferro de acordo com a reação:

Fe(s) → Fe2+ (aq) + 2e-,

e como seria difícil esta observação em pouco tempo, adicionou-se o Hexacianoferrato (III) - K3Fe(CN)6 - que é um reagente bem sensível para Fe+2, com o qual forma a coloração azul de Fe3[Fe (CN)6]2(s).

* No catodo, como não se observa o desprendimento de hidrogênio ocorre à reação:

H2O(l) + 1/2 O2(g) + 2e- → 2OH-(aq),

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podendo observar que, conforme a reação se processa, acentua-se o meio básico, que é identificado pela fenolftaleína (1%), dando forte coloração róseo-avermelhada.

Parte II

Observou-se o aparecimento mais uma vez da coloração róseo-avermelhada desta vez em torno do eletrodo de ferro e de uma cor mais esbranquiçada em torno do eletrodo de zinco.

A razão do aparecimento da coloração róseo-avermelhada em torno do ferro se deve ao meio alcalino (OH-) em presença de fenolftaleína, e a cor esbranquiçada em torno do eletrodo de zinco se deve do hidróxido de zinco, formado de acordo com a equação Zn2+ (aq) + 2OH-(aq) → Zn (OH)2.

No experimento 2, foi aplicada uma fonte de energia externa para forçar a reação, aonde a mesma não era espontânea. Observou-se que os dois eletrodos eram iguais, portanto, tinham o mesmo potencial.

No lado negativo (catodo) da solução observou-se a formação de uma base, pois a mesma ficou com uma coloração rosada. Nesse mesmo lado ocorre à redução, aonde o H+ recebe elétrons da fonte externa e evapora-se.

No lado positivo (anodo) da solução, ocorre a oxidação, liberando Pb2+ para a solução. Quando o Pb vai para a solução, ele se junta com o I formando um precipitado amarelo que é o Iodeto de Chumbo (PbI2). A reação é tão rápida que na medida em que o Pb2+ vai se formando na placa, o iodeto de chumbo ataca, e não espera o chumbo sair na solução. Como é insolúvel em água, ele se dissolve na própria placa.

CONCLUSÃO

No experimento 1: o experimento realizado nos deu uma noção de como se forma um pilha galvânica e baseado nessa idéia, como a corrosão age nos materiais. Percebe-se que esta age de forma dependente do material utilizado como também do meio onde este está inserido, ou seja, um mesmo metal pode ter um comportamento anódico ou catódico dependendo do outro metal que compõe o outro eletrodo e do meio onde estes estão inseridos.

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No experimento 2: ao contrário da pilha galvânica a pilha eletrolítica se dá através de uma reação de eletrólise, nesse dois tipos de pilhas o isopor tem como objetivo separar o cátodo do anodo para uma melhor visualização das reações de oxidação e redução. Na pilha eletrolítica as reações ocorrem em meio básico, percebe-se o aumento da concentração de OH- em relação ao H+ e a liberação de gás hidrogênio no catodo e a formação de uma película amarela no anodo. A basicidade do meio é verificada pela coloração rosa que se forma na solução.

REFERÊNCIAS:

CARVALHO, Geraldo Camargo de; SOUZA, Celso Lopes de. Química: de olho no mundo do trabalho. 1ª Ed.. São Paulo: Scipione, 2003.

USBERCO, João; SALVADOR, Edgard. Química – Volume único. 5ª Ed. São Paulo: Saraiva, 2002.

Disponível em: http://www.scribd.com/doc/2974763/Quimica-CETES-Organica-C-Eletroquimica- Pilha-Corrosao. Acesso em: 19 de abril de 2011.

Disponível em: http://www.scribd.com/doc/3965623/QUIMICA-Pilha. Acesso em: 19 de abril de 2011.

Disponível em: http://pt.wikipedia.org/wiki/Eletroquímica . Acesso em: 17 de abril de 2011.

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