Laboratório 3

UNIVERSIDADE SANTA CECÍLIA
UNISANTA
Química Geral Experimental II - Laboratório
LABORATÓRIO 3 - CORROSÃO METÁLICA - Corrosão A
Corrosão Metálica é a degradação espontânea dos materiais metálicos por ação química (direta) e/ou
eletroquímica (indireta) do meio eventualmente associada a ação física. Exceto poucos metais que são
encontrados livres na natureza (Au , Pt, etc), a corrosão atinge todos os outros e de certa forma , pode ser
considerada como inverso do processo metalúrgico .
Metalurgia
Composto metálico
+
Energia
Metal
Corrosão
( Minério )
No processo metalúrgico o composto recebe energia para se decompor, liberando o metal . Na corrosão
as reações dos metais com os oxidantes do meio (corrosão) são espontâneas , pois resultam produto de menor
conteúdo energético e portanto mais estáveis .
A corrosão implica numa série de inconvenientes entre os quais :
a) reposições e conseqüentes despesas com minério, energia e mão-de-obra .
b) custo de manutenção de processos de proteção .
c) uso de materiais mais caros(aço inoxidável, etc) em substituição a outros mais baratos (aço-ao-carbono, etc ).
d) superdimensionamentos.
e) interrupções na produção .
f) perdas de produtos.
g) contaminação de produtos .
h) queda na eficiência de funcionamento do equipamento .
i) riscos de acidentes e poluições de ambientes de trabalho .
j) riscos de explosões e incêndios ,etc.
Mecanismo da Corrosão
O processo de corrosão é expresso genericamente pela equação de oxidação :
M

M n+
+
ne
M n+
onde M = metal ,
= cátion do metal
, e = elétron
n = número inteiro correspondente ao número de elétrons cedidos por átomo M
obs : n é numericamente igual, sempre, a carga positiva do cátion de M .
Os cátions Mn+ combinam-se, passando a integrar o produto da corrosão. O metal atua como redutor
doando elétrons a substância oxidante do meio ( O2, H+, H2O, etc) segundo dois mecanismos principais, dando
origem aos tipos de corrosão.
I) Corrosão Química ou Direta - Ocorre ação direta do meio agressivo sobre o material metálico. Os
elétrons cedidos pelo metal são doados ao oxidante no próprio lugar onde são produzidos.
II) Corrosão Eletroquímica ou Indireta (Eletrocorrosão) - Causada pela ocorrência de pilhas ou pares
galvânicos em curto-circuito. Os elétrons são produzidos no ânodo (zona anódica) e consumidos no cátodo (zona
catódica). As regiões catódicas e anódicas ocorrem devido a heterogeneidades existentes ou formadas nos
metais, nos meios, ou em ambos.
Na eletrocorrosão é necessário a presença de eletrólitos enquanto na corrosão química não. Qualquer
heterogeneidade no meio, no metal ou em ambos pode produzir uma pilha.
Para ocorrer a corrosão eletroquímica é necessário estarem simultaneamente presentes os elementos:
A - Eletrodos - são conjuntos formados pelo material metálico e o meio podendo ceder (Ânodo) ou receber
(Cátodo), elétrons.
No ânodo a disponibilidade de elétrons é devido aos processos:
1
I) elétrons liberados por átomos metálicos que saem do retículo cristalino e passam sob forma catiônica a produtos
do meio (corrosão propriamente dita) ;
II) ânions que nele se descarregam cedendo elétrons ;
III) oxidação de íons que passam de estado de oxidação menor para estado de oxidação maior.
No cátodo são absorvidos elétrons devido aos processos:
I) Descarga de cátions ;
II) Átomos neutros de gases que passam a ânions ;
III) Redução de íons de estado de oxidação maior para menor.
B - Circuito Metálico : a condução eletrônica é realizada por elétrons que passam do metal do ânodo para o
metal do cátodo) (ver as equações químicas de maior interesse em “Reações Anódicas e Catódicas”).
C - Circuito Eletrolítico : a condução eletrônica é realizada por íons, os cátions migram no sentido "ânodo para o
cátodo" e os ânions em sentido contrário.
Como exemplos de meios eletrolíticos da prática podemos citar: a película de condensação de unidade
atmosférica (orvalho), água da chuva, água de torneira, água contida em líquidos industriais (óleos solúveis,
detergentes, solventes, etc) umidade do solo, água do mar, etc., que contendo eletrólitos dissolvidos conduzem a
corrente elétrica.
Funcionamento da pilha
Seja por exemplo a pilha:
Mg / H2SO4(3M) ║ H2SO4(3M) / Cu.
Constituída por uma solução 3M de ácido sulfúrico na qual se introduz uma placa de cobre e outra de
magnésio separadas entre si, e tal que suas extremidades superiores fiquem acima do nível da solução,
permitindo ligá-las por fio condutor sem que as conexões sejam atingidas pelo eletrólito.
Ao fio condutor do circuito externo intercala-se um soquete com lâmpada de 1,5 Volts. Fechando-se o
circuito a lâmpada acende. Se a lâmpada acende significa que ela é atravessada por corrente elétrica (capaz de
sensibilizar o seu filamento).
A corrente elétrica real(e) num metal consiste em elétrons em
movimento (fluxo de elétrons). No exemplo o fluxo de elétrons é da
lâmina de Mg para a lâmina de Cu.
obs : a corrente elétrica convencional tem sentido contrário a corrente
elétrica real.
No circuito interno (eletrólito) a corrente elétrica consiste em íons em
movimento; ânions dirigindo-se no sentido do metal que se corrói(Mg)
e cátions em sentido contrário.
O sistema em observação é um gerador de corrente contínua
denominado pilha.
Como surgem os elétrons?
A ionização espontânea do magnésio é a fonte de elétrons do
sistema ( o fenômeno é denominado oxidação )
Mg
(Placa)
ionização
(Corrosão)
Mg2+
+
(Solução)
2e
Na oxidação do magnésio o número de oxidação cresce de zero (Placa) para 2+ (cátion Mg2+ ) devido a perda de
2 elétrons por átomo de magnésio .
Ocorrendo acumulo de elétrons no magnésio em relação ao cobre, eles vão passando, através do circuito metálico
externo do Mg para o Cu.
Assim poder-se-ia imaginar que após algum tempo, os metais ficariam com igual número de elétrons, isto é, com o
mesmo potencial e a pilha deixaria de funcionar.
Entretanto, o eletrólito impede que isto aconteça devido o aparecimento de íons em solução. Cátions
hidrônio(H3O+), retiram elétrons da placa de cobre : 2 H3O+ + 2e 
2 H2O + H2
facultando a manutenção do fluxo de elétrons através do fio metálico externo.
Junto a placa de cobre tem-se a reação na qual o número de oxidação do hidrogênio passa de 1+ (H3O+)
para zero (H2) .
A lâmina de magnésio vai se desgastando, “corroendo” durante o funcionamento da pilha e a solução vai
se enriquecendo (concentrando) no cátion Mg 2+. O consumo de magnésio corresponde a transformação de
energia química em energia elétrica do sistema.
2
No funcionamento da pilha, há duas faces distintas:
a) aparecimento da diferença do potencial inicial;
b) manutenção da diferença de potencial.
Potencial do Eletrodo
Introduzindo-se uma lâmina de zinco em uma solução aquosa do cátion zinco,
espontaneamente, alguns de seus átomos periféricos se ionizam passando para a
solução sob a forma de Zn2+ . Cada átomo que se ioniza deixa dois de seus elétrons na
placa metálica.
A medida em que o metal vai se carregando negativamente surge a tendência
contrária, ou seja, passagem de Zn+2 da solução para a lâmina, pois cargas de sinais
contrários se atraem. Atinge-se equilíbrio dinâmico entre as duas tendências.
Zn2+
(solução)
Zn
(Lâmina)
+
2e
(Lâmina)
Devido a atração eletrostática os íons não se afastam significativamente do metal, formando “dupla
camada”, responsável pela diferença de potencial elétrico entre o metal e a solução, denominada “POTENCIAL
DE ELETRODO”. O sistema formado pelo metal (placa, bastão, lâmina, tela, fio, etc) e a solução eletrolítica
adjacente, é chamado de eletrodo e representado por Zn/Zn2+.
Diversos outros metais em solução aquosa se comportam de forma semelhante ao zinco, como por
exemplo Mg, Be, Al, Ti, Ca, Fe, Cr, Cd, Co, etc.
Introduzindo-se agora, uma placa de prata em solução aquosa de nitrato de prata, e comparando o
sistema com o eletrodo de zinco observa-se a tendência do cátion prata da solução de nitrato de prata, passar
para a placa. O material vai se carregando positivamente (pois está recebendo Ag 1+ ) até se estabelecer equilíbrio
dinâmico. Tem-se também diferença de potencial elétrico entre a placa e a solução adjacente determinando o
“Potencial de Eletrodo”. Esse eletrodo é representado por : Ag1+ / Ag.
O Cu, Hg, Pd, Pt, etc. são exemplo de metais que se comportam de forma semelhante à prata. A imersão
do metal na solução eletrolítica provoca o estabelecimento de uma diferença de potencial entre as fases sólidas e
líquidas que é de natureza elétrica e química simultaneamente, ou seja, a diferença de potencial eletroquímico.
O metal puro (M) imerso numa solução de seus íons (M n+), forma o eletrodo de primeira espécie,
representado por M/Mn+. A barra simboliza a interface entre M e a solução contendo os íons Mn+ . Se necessário,
indica-se entre parênteses a concentração ou atividade dos íons metálicos, e outros íons presentes, que são
separados por vírgula. Por exemplo: M/Mn+ (0,03M), SO42-, Br1- a concentração de Mn+ é 0,03 molar e a vírgula
entre os íons indica que estão na mesma fase, e região de igual potencial elétrico.
Tratando-se de: suporte inerte, gás/íons, representa-se o suporte (que não participa da reação) entre parênteses.
Ex. (Pt), H2(gás) / H1+(Pt), Pt é um mero suporte mecânico e adsorvente de hidrogênio.
Do exposto é oportuno lembrarmos:
1 - O sistema formado pelo metal e a solução evolui espontaneamente atingindo-se um equilíbrio dinâmico, que
podem ser genericamente representado...........
M
(Placa)
M n+
(meio eletrolítico)
+
ne
(metal)
.............responsável pela diferença de potencial entre camadas de cargas elétricas de sinais contrários na
interface metal-solução.
2 - Se o potencial dos íons metálicos na rede cristalina for superior ao potencial dos íons metálicos em solução,
surge a tendência expontânea de passagem de íons da placa para a solução e consequentemente o metal se
carrega negativamente, ou seja, fica com excesso de elétrons pois esses não passam para o meio eletrolítico. O
potencial da placa decresce até tornar-se igual ao dos íons em solução. A placa ficará com potencial elétrico
negativo em relação à solução (Caso do eletrodo: Zn / Zn2+).
3 - Se o potencial dos íons metálicos em solução for superior aos dos íons na rede cristalina, íons do meio
eletrolítico, passam para a placa que fica com excesso de carga positiva, isto é, com potencial elétrico positivo em
3
relação a solução. A transferência de íons prossegue até atingir-se o equilíbrio, com igualdade de potencial
eletroquímico entre o metal e a solução.
Caso do eletrodo: Ag1+./ Ag
4 - Se o potencial da placa coincidir com o do meio eletrolítico, não haverá transferência de íons de uma fase para
outra. O potencial elétrico do metal será igual ao da solução.
5 - Exceto este último caso sempre ocorrerá tendência de igualdade do “Potencial Eletroquímico” motivado por
diferença de “Potencial Elétrico”, entre o metal e a solução.Assim se duas lâminas metálicas estiverem
parcialmente imersas numa solução eletrolítica e apresentarem potenciais elétricos diferentes, ligando-se por fios
condutores presos as suas extremidades superiores livres, dar-se-á passagem espontânea de elétrons através do
fio no sentido da lâmina de maior densidade de elétrons para a de menor densidade de elétrons.
Resulta uma fonte geradora de corrente contínua, ou seja, uma pilha eletroquímica.
Variação do potencial de Eletrodo com a Concentração da Solução
O potencial de eletrodo cresce com a diluição da solução.
A medida que a diluição cresce, o espaçamento relativo entre os íons aumenta e consequentemente as forças
recíprocas entre eles se enfraquecem, o que permite que novos átomos se ionizem. Consideremos o equilíbrio:
Mn+ (íon metálico)
M(metal)
+
n e (elétrons)
elevando-se a concentração de Mn+ o equilíbrio desloca-se para a esquerda (cai o potencial) e reduzindo-se a
concentração Mn+ para a direita (eleva-se o potencial).
A variação do potencial está relacionada com a concentração da solução pela equação de Nernst, cuja
expressão matemática aproximada para fins práticos pode ser:
E = EO -
0,059
log C
n
onde :
C = concentração da solução em íonsg / L
n = carga do íon
E = potencial do eletrodo na concentração C
EO = potencial de eletrodo obtido nas condições padronizadas
Eletrodo de Hidrogênio
Consta de uma lâmina de platina platinizada (lâmina de platina
recoberta com micro cristais do mesmo metal), imersa em soluções de íons
H1+( corretamente H3O+ ), sobre a qual se faz borbulhar gás hidrogênio.
A platina adsorve as moléculas de hidrogênio e o sistema se torna
uma "lâmina de hidrogênio" mergulhada em solução ácida.
Nestas condições estabelece-se o equilíbrio: H20
2 H1+ + 2 e
Observação :
No caso de soluções suficientemente diluídas, podemos considerar, sem
desvio apreciável, para fins práticos as aproximações:
- concentrações expressas em molaridade ao invés de molalidade.
- coeficiente de atividade ( j ) igual a um e portanto a atividade ( a )
coincidente com a concentração ( c )
a = j . c , se j = 1 , então a = c .
Potencial Normal do Eletrodo
É o potencial de eletrodo obtido nas condições padronizadas:
a) concentração da solução = 1 íon g / L no íon respectivo :
Exemplos: (1M de Mg2+)  ( 1M de MgSO4 ; 1M de MgCl2 )
(1M de H+)  ( 0,5M de H2SO4 ; 1M de HCl )
b) temperatura 25ºC e pressão efetiva sobre o sistema, 1 atm .
4
Potencial Normal do Eletrodo de Hidrogênio
É por definição o potencial desse eletrodo quando se fixam:
a) concentração da solução 1 íon g de H+ / L ( 1 M ) ;
b) pressão do H2, 1 atm;
c) temperatura 25ºC;
sua representação é : (Pt) H2 (gás, 1 atm) / H+ (1M )
Eletrodo Padrão
O potencial normal de eletrodo de hidrogênio para o qual se convenciona E O = zero é considerado o
“Potencial Padrão” em relação ao qual comparamos os diversos potenciais de eletrodo (E O). A diferença de
potencial entre o eletrodo normal de hidrogênio (eletrodo padrão) e o eletrodo em questão, constitui-se no EO
deste último.
Pilhas Galvânicas
A associação conveniente de dois eletrodos dá-se o nome de pilha ou célula galvânica ou elemento de
pilha. As pilhas transformam energia química em energia elétrica. Cada um dos eletrodos que constituem a pilha é
chamado de meia célula ou semi-elemento ou meia pilha. O eletrodo que libera elétrons para o circuito metálico
externo é denominado ânodo e o que recebe elétrons é chamado de cátodo. Para a representação das pilhas
intercalam-se dois traços paralelos (inclinados ou verticais ) entre as anotações das semi-células ( ou eletrodos) .
Exemplos :
(Pt) H2 (gás, 1 atm) / H+(1 íon g/L) ║ Ag1+ / Ag
Zn / Zn2+ ║ Cu2+ / Cu
Medida dos Potenciais de Eletrodo
É claro que a medida do potencial de um eletrodo não pode ser efetuado considerando-o isoladamente
(curto circuito) daí , utilizamos como referência o eletrodo padrão .
Para tal, formamos uma pilha galvânica na qual uma das meia células é o eletrodo padrão de hidrogênio e
a outra a meia célula cujo potencial desejamos medir .
Seja medir o EO do zinco:
Formam-se a pilha : Zn / Zn2+ (1 M) ║ H+(1 M) / (Pt) H2 (gás, 1 atm) a qual corresponde o esquema abaixo :
Para o eletrodo, Zn / Zn2+ (1 M), a solução pode ser por
exemplo 1 M de ZnSO4 e a solução 1 M do íon hidrogênio,
poderá ser a solução 0,5 M de H2SO4.
Cada eletrodo constitui um semi elemento ou meia célula e a
diferença de potencial entre eles é denominada potencial de
meia célula. No caso, os elétrons partem da lâmina de zinco
para o eletrodo de hidrogênio e o voltímetro marca 0,763 V
em valor absoluto, portanto:
o
EH
 EoZn  0,763 V
o
mas EH
  0,000 V (por convenção ) então
Eo
Zn  0,763 V
Observação :
a) O potencial obtido é chamado de Potencial Normal de Redução do eletrodo de Zinco
b) O Potencial Normal de Oxidação do eletrodo de Zinco +0,763 V
5
Seja agora medir o EO de prata:
Consideramos o semi elemento (eletrodo) constituindo por uma barra de prata imersa numa solução 1 íon g de
Ag+/ L . Acoplemos essa meia célula ao eletrodo normal de hidrogênio formando a pilha: (Pt)H 2(gás, 1 atm) / H+ ║
Ag /Ag+(1 íon g/L)
Ligando-se o eletrodo de hidrogênio ao mesmo polo do voltímetro que o
caso anterior, nota-se que o indicador se desloca em sentido contrário
(ou o sinal é contrário, no voltímetro digital) e marca - 0,799 V .
Que significa que o fluxo de elétrons no circuito metálico tem sentido
contrário, ao do caso anterior isto é, há passagem de elétrons do eletrodo
do hidrogênio para o de prata. Portanto:
Enquanto o eletrodo de zinco apresenta caráter anódico (sofre corrosão)
cedendo elétrons para o hidrogênio, o eletrodo de prata recebe elétrons
do eletrodo de hidrogênio, revelando caráter catódico (não corrói).
o
o
EH  E Ag  0,799
E oH 
0,000 V (por
Eo
Ag  0,799V
convenção )
Observação :
a) O potencial obtido é chamado de Potencial Normal de Redução do eletrodo de Prata
b) O Potencial Normal de Oxidação do eletrodo de Prata é - 0,799 V
Resumo importante :
No cátodo ocorre redução e tendência de:
a) decrescer o número de elétrons livres na placa metálica;
b) decrescer a concentração do cátion metálico na solução;
c) aumentar a massa do eletrodo.
No ânodo ocorre oxidação e tendência de:
a) crescer o número de elétrons livres na placa metálica
b) crescer a concentração do cátion metálico na solução
c) diminuir a massa do eletrodo (corrosão
NO CÁTODO SEMPRE OCORREM REDUÇÕES.
NO ÂNODO SEMPRE OCORREM OXIDAÇÕES.
Formando-se a pilha: Zn/Zn2+ // Ag+/Ag
Com eletrodos normais de prata e de zinco, o fluxo de elétrons será do zinco para a prata e a DDP (diferença de
potencial) teórica inicial, será obtida através da diferença entre os potenciais de redução ou de oxidação :
E = 0,799 - ( - 0,763 ) = 0,763 - ( 0,799) = 1,563 V
6
TABELA DOS POTENCIAIS DE ELETRODOS PADRÃO
(POTENCIAIS NORMAIS)
POTENCIAL DE
OXIDAÇÃO ( V )
REAÇÃO NO ELETRODO
POTENCIAL DE
REDUÇÃO ( V )
+3,045
Li1+
+
e
Li
- 3,045
+2,925
K1+
+
e
K
- 2,925
+2,89
Sr2+
+
2e
Sr
- 2,89
+2,87
Ca2+
+
2e
Ca
- 2,87
+2,714
Na1+
+
e
Na
- 2,714
+2,52
La3+
+
3e
La
- 2,52
+2,48
Ce3+
+
3e
Ce
- 2,48
+2,37
Mg2+
+
2e
Mg
- 2,37
+2,08
Sc3+
+
3e
Sc
- 2,08
+2,07
Pu3+
+
3e
Pu
- 2,07
+1,85
Be2+
+
2e
Be
- 1,85
+1,80
U3+
+
3e
U
- 1,80
+1,66
Al3+
+
3e
Al
- 1,66
+1,63
Ti2+
+
2e
Ti
- 1,63
+1,53
Zr4+
+
4e
Zr
- 1,53
+1,18
Mn2+
+
2e
Mn
- 1,18
+1,1
Nb3+
+
3e
Nb
- 1,1
+0,763
Zn2+
+
2e
Zn
- 0,763
+0,74
Cr3+
+
3e
Cr
- 0,74
+0,53
Ga3+
+
3e
Ga
- 0,53
+0,440
Fe2+
+
2e
Fe
- 0,440
+0,403
Cd2+
+
2e
Cd
- 0,403
+0,342
In3+
+
3e
In
- 0,342
+0,336
Tl1+
+
e
Ti
- 0,336
+0,277
Co2+
+
2e
Co
- 0,277
+0,250
Ni2+
+
2e
Ni
- 0,250
+0,2
Mo3+
+
3e
Mo
- 0,2
+0,136
Sn2+
+
2e
Sn
- 0,136
+0,126
Pb2+
+
2e
Pb
- 0,126
0,000
2H1+
+
2e
H2
0,000
-0,21
Sb3+
+
3e
Sb
+ 0,21
-0,25
As3+
+
3e
As
+ 0,25
-0,32
Bi3+
+
3e
Bi
+ 0,32
-0,337
Cu2+
+
2e
Cu
+ 0,337
-0,521
Cu1+
+
e
Cu
+ 0,521
-0,789
Hg2+
+
2e
Hg
+ 0,789
-0,799
Ag1+
+
e
Ag
+ 0,799
-0,8
Rh3+
+
3e
Rh
+ 0,8
-0,987
Pd2+
+
2e
Pd
+ 0,987
-1,2
Pt2+
+
2e
Pt
+ 1,2
-1,50
Au3+
+
3e
Au
+ 1,50
7
(I) Reações de deslocamento entre metais e sais.
a) introduzindo-se uma lâmina de zinco em uma solução de sulfato de cobre (azul) pode-se prever a oxidação do
Zinco metálico(Zn) e redução do cátion cobre (Cu2+) que ocorrerá segundo a reação:
Zn + CuSO4  ZnSO4 + Cu
ou ionicamente omitindo-se o ânion SO42- que não participa diretamente da reação :
Zn + Cu2+
 Zn2+
+ Cu
2e
O potencial de oxidação do zinco (0,763V) é superior ao do cobre (-0,337V).
Paulatinamente o cobre vai se depositando sobre
a lâmina de zinco e a solução vai se descorando.
b) Introduzindo-se uma placa de cobre numa solução de sulfato de zinco, não haverá reação:
Cu + ZnSO4
 não reagem
ou
Cu
Zn2+  não reagem
+
Como o potencial de oxidação do zinco é superior ao do cobre e na reação o zinco está na forma mais oxidada,
não haverá reação .
c) Imergindo-se uma lâmina de cobre em solução de nitrato de prata (incolor), haverá reação, pois o potencial de
oxidação de cobre(-0,337V) é superior ao de prata(-0,799V) .
Cu +
2 Ag1+
 Cu2+ + 2 Ag
2e
A prata vai se depositando sobre a lâmina de cobre e a solução
vai ficando azulada, devido a formação de nitrato de cobre.
d)
Ag
+
Cu2+  não ocorre
e)
Zn
+
Pb2+  Zn2+ + Pb
ocorre porque o potencial de oxidação do zinco (+0,763V) é maior que o do chumbo (+0,126V)
f)
Pb
+
Zn2+  não ocorre
(II) Reações entre metais e ácidos não oxidantes.
a) Fe + H2SO4(dil)  FeSO4 + H2
b) Ag
+
HCl  não reagem
c) Cd + 2 HCl
 CdCl2
+
H2
ou
Fe + 2 H+  Fe
0,440V 0,000V
ou
Ag +
H+  não reagem
-0,799V 0,000V
ou
Cd + 2 H+  Cd + H2
+0,403V 0,000V
+ H2
A tabela tem importância prática no estudo da corrosão. Permite prever a possibilidade de certas reações
processarem-se ou não espontaneamente. Com base nela é possível predizer por exemplo:
A) Não se pode armazenar solução de:
Bi(NO3)3 em recipientes de chumbo ou estanho
HCl em recipientes de zinco
CuSO4 em recipientes de ferro
AgNO3 em recipiente de cobre
8
B) Não se pode :
Usar agitador de alumínio para uma solução de Cd(CH3COO)2
Usar agitador de níquel para uma solução de HgCl2
C) Nas chapas galvanizadas o efeito protetor do zinco persiste mesmo que o revestimento for arranhado.
Na folha-de-flandres se ocorrer risco na cobertura de estanho expondo o ferro as condições de corrosão deste
último se agravam.
D) Num tubo de ferro ligado à válvula de bronze, acentua-se a tendência de corrosão do ferro nas proximidades
do contato.
E) Tubulações de alumínio são passíveis de corrosão em presença de sais de Cu 2+ e Hg2+, etc.
Limpeza do Material para as Práticas de Laboratório
Os metais em condições termodinamicamente instáveis tendem mudar para a condição mais estável pela
a formação de óxidos, hidróxidos, sais, etc.
Para a decapagem de ferro e de aço carbono usaremos o ácido muriático (clorídrico comercial) em
concentração de 30% a 50% em volume. Após permanência conveniente na solução ácida, retiram-se as peças,
aplica-se água corrente, segue-se lavagem com água e sabão friccionando-se o material com esponja fina de aço
e novamente água corrente. Enxuga-se com papel absorvente.
Para o cobre procede-se de maneira idêntica.
CUIDADO - não se pode empregar a mesma solução decapante para o ferro e o cobre. Devem permanecer em
recipientes (cuba, cápsula, etc) distintos, para que as placas de ferro não se contaminem. Se algum sal, hidróxido
ou óxido de cobre é removido pelo ácido muriático, ter-se-á na solução de decapagem do cobre os cátions Cu 2+
que se eletrodepositariam sobre a placa de ferro ou aço. Exemplos:
CuO + 2 HCl
 CuCl2 + H2O
Fe
+
CuCl2  Cu
+ FeCl2
(Placa)
(Solução)
O cobre se deposita sobre a placa de ferro e o ferro na forma de cátion passa para a solução
decapagem do cobre :
contaminação :
Para a decapagem do Magnésio efetuaremos imersões ligeiras do metal em solução 2N de H 2SO4 (o
ataque do ácido ao metal é rápido) até que a casca ou camada de impureza seja removida.
Em relação aos anfóteros (Al, Zn, Pb e Sn), ao aço inox, grafite e outros materiais mais frequentemente
empregados nas práticas de laboratório, normalmente é suficiente limpeza com a esponjinha de aço, água e
sabão.
Antecedendo a cada experiência e sempre que houver reutilização, todo material deve ser limpo. No caso
de cubas, beckers, etc, segue-se os critérios normais de limpeza desenvolvido em laboratório.
Reações Anódicas e Catódicas
Distingue-se os seguintes meios:
a) neutro ou básico não aerado
b) neutro ou básico aerado
c) ácido aerado
d) ácido não aerado
Reação Anódica (oxidação) - seja qual for o tipo de meio, será sempre a da passagem do metal sob a forma de
íon ao eletrólito. Exemplos :
Al  Al3+
+
3e
;
Genericamente para o metal M, tem-se:
Fe  Fe2+ + 2e
M  Mn+
+
Os elétrons cedidos pelo ânodo migram para o cátodo.
Reação Catódica (redução)
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ne
a) meio neutro ou básico não aerado
b) meio neutro ou básico aerado
2 H2O + 2e  H2 + 2 OH 1-
H2O + ½ O2 + 2e  2 OH1-
Se o meio é inicialmente neutro, nos casos (a) e (b) a região catódica vai adquirindo caráter básico (aumento do
pH) pela formação dos ânions hidroxila (OH1-). Nos testes usa-se a fenolftaleína para acusar o fato.
c) meio ácido e aerado
d) meio ácido não aerado
2 H1+ + ½ O2 + 2e  H2O
2 H1+ + 2e  H2
Em relação aos casos (c) e (d) pode-se concluir:
I) Haverá gradativa diminuição da acidez do meio devido ao consumo de íons H 1+.
II) Quanto maior o teor de H1+ maior a intensidade da corrosão.
Em relação ao oxigênio no meio cabe as considerações:
1 - acelera a corrosão quando age como agente despolarizante. Em meio neutro, não aerado a reação catódica é
lenta e portanto também a anódica, pois o hidrogênio pode ficar adsorvido no cátodo polarizando a pilha.
Entretanto se o meio for aerado o oxigênio reage com o hidrogênio adsorvido, despolarizando a pilha e
intensificando a corrosão.
2 - pode provocar sobre a superfície do metal película de óxido protetor como Al2O3, TiO2 e Cr2O3,
respectivamente no caso do alumínio, titânio e aço inoxidável, que se constitui numa barreira entre o metal e o
meio corrosivo.
Potencial de Eletrodo - Diferença de Potencial (DDP)
Pilhas Galvânicas
A) Comprovação Prática da Corrente Elétrica e da Diferença de Potencial (DDP)
Monte as pilhas:
Mg/H2SO4(3M) // H2SO4(3M)/Cu e demais pilhas recomendadas na aula.
Para tal considerar cubas eletrolíticas (células, copos ou beckers) de uns 100 mL e introduzir em seu
interior a solução indicada em cada caso, até cerca de 2/3 da capacidade do recipiente. prender o par de placas
(ou bastão ou fio, ou fita, etc.) correspondente a cada pilha as garras de fixação da cuba ou a “jacarés”.
As placas devem permanecer fixas paralelas, separadas por certa distância e com a extremidade superior
livre, suficientemente acima do nível da solução, para que suas ligações não sejam atingidas pelas soluções.
Observação: Sempre que a degradação do metal na solução for intensa, como por exemplo Mg em H2SO4, sua
permanência nesse meio deve ser a menor possível, a fim de preservá-lo.
B) Emprego do Milivoltímetro na identificação dos Eletrodos.
Sinais do Milivoltímetro.
O problema consiste em reconhecer praticamente, com auxílio do milivoltímetro o ânodo e o cátodo de uma pilha.
Seja a pilha: M/S//S/R, onde M e R são materiais metálicos ou grafite e S é uma solução aquosa eletrolítica.
Consideremos um dos eletrodos, por exemplo, R/S como “referência”.
Ligando-se a referência “R”, por exemplo, ao polo (+) (vermelho) do milivoltímetro e “M” ao polo (-) (preto) do
milivoltímetro digital, pode resultar sinal:
Resultando:
I) sinal ( + )
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significa que:
- A corrente elétrica (i) sai de R, porque o fluxo de elétrons (e) sai de M .
- R é o cátodo (não corrói), M é o ânodo (corrói) .
- R tem maior potencial de redução que M .
- M tem maior potencial de oxidação que R .
- A equação fundamental de corrosão é : M  Mn+ + ne.
- A solução vai se enriquecendo (concentrando) no cátion Mn+.
- M tende a perder massa.
- Mn+ e os demais cátions da solução migram no sentido contrário ao metal que corrói, isto é, no sentido de R.
- Os ânions da solução migram no sentido do metal que corrói, ou seja, M.
II) sinal ( - )
Seguindo raciocínio análogo, basta trocar em (I) R por M e vice-versa.
Observação: Na representação da diferença de potencial: Ex - Ew; significa que “X”(escrito a esquerda) está
ligado ao polo (+) do milivoltímetro e “W”(escrito a direita) está ligado ao polo (-) do milivoltímetro.
Parte Prática
1 - Medir (usando multímetro ou o aparelho indicado no texto)
a) A diferença de potencial de cada uma das pilhas empregando um milivoltímetro. Ligar uma das placas de pilha
ao polo (+) e a outra placa da pilha ao polo (-) do aparelho e efetuar a leitura.
Anotar, com respectivo sinal a DDP lida em cada caso.
b) A corrente elétrica utilizando um miliamperímetro para corrente contínua.
Efetuar a ligação do medidor ao circuito e anotar o valor da corrente indicada em cada caso.
2 - Verificar quais as pilhas que conseguem sensibilizar o filamento de uma lâmpada tipo lanterna.
Intercalar a um fio condutor um suporte com uma lâmpada de 1,5 volt e ligar suas extremidades as lâminas da
pilha. Teste o sistema, se estiver funcionando, usando-se a pilha (1) a lâmpada deverá acender.
Verifique se a lâmpada ascende nos casos das demais pilhas. Interprete o resultado.
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