Pilhas comerciais Pilha seca (pilha de Leclanché) O recipiente é constituído de Zn, atuando como ânodo. Há um papelão poroso que separa o zinco dos demais materiais. O eletrodo central é de grafita, e atua como cátodo. Existe uma pasta úmida que fica entre os eletrodos que apresenta ZnCl2 e NH4Cl. O cátodo é envolvido por uma camada de MnO2 A voltagem fornecida por essa pilha é 1,5V. Semi reações: Zn  Zn2+ + 2e- 2MnO2 + H2O + 2e-  Mn2O3 + 2OH- NH4+ + OH-  NH3 + H2O A amônia se acumula ao redor do bastão de grafite, agindo como uma camada isolante, reduzindo a voltagem da pilha. A pilha cessará quando todo MnO2 for consumido.

Pilha alcalina É um aprimoramento da pilha de leclanché. É uma pilha seca de Zn e MnO2, a solução eletrolítica é base forte (KOH). (Em leclanché utiliza-se NH4Cl e ZnCl2) Sua voltagem também é de 1,5V, porém sua duração é cinco vezes maior que a pilha seca de Leclanché. - KOH não forma uma camada isolante -O zinco não fica muito tempo exposto ao meio ácido (NH4+)

Pilha de lítio O ânodo é feito de metal lítio e o cátodo é de MnO2 ou cloreto de sulfurila (SOCl2). As pilhas de lítio apresentam uma alta voltagem: 3,4V.

Pilhas recarregáveis As pilhas não-recarregáveis, que são aquelas utilizadas uma vez e depois são descartadas, estas são chamadas de pilhas primárias. Nessas pilhas os materiais de oxidação e de redução não permanecem no ânodo e no cátodo, por isso é impossível reverter a situação. As pilhas recarregáveis são aquelas que depois de utilizadas pode ser recarregadas e utilizadas novamente, estas são chamadas de pilhas secundárias. Nessas pilhas os materiais de oxidação ficam no ânodo e os materiais de redução permanecem no cátodo, sendo possível inverter as reações.

Corrosão É um processo resultante da ação do meio sobre um determinado material, causando sua deterioração. É um fenômeno que está associado à ferrugem que é aquela camada de cor marrom-avermelhada que geralmente se forma em superfícies metálicas. A ferrugem nada mais é do que o desgaste sofrido pelas construções que representam os sinais de reações químicas. Este fenômeno não ocorre somente com metais mas também com outros materiais dentre eles os polímeros orgânicos, o concreto, eletrodomésticos, grades, instalações industriais, automóveis, etc.

Formação da Ferrugem Reação anódica (oxidação): Fe ---> Fe2+ + 2e– (1) Reação catódica (redução): 2H2O + 2e– ---> H2 + 2OH– (2) Neste processo, os íons Fe2+ migram em direção à região catódica, enquanto os íons OH - direcionam-se para a anódica. Em uma região intermediária, ocorre a formação do hidróxido ferroso: Fe2+ + 2OH– ---> Fe (OH)2 (3) 3Fe(OH)2 ---> Fe3O4 + 2H2O + H2 (4)

Em meio com baixo teor de oxigênio, o hidróxido ferroso sofre a seguinte transformação: 3Fe(OH)2 ---> Fe3O4 + 2H2O + H2 (4) Caso o teor de oxigênio seja elevado 2Fe(OH)2 + H2O + 1/2O2 ---> 2Fe(OH)3 (5) 2Fe(OH)3 ---> Fe2O3.H2O + 2H2O (6) Produto final da corrosão (ferrugem): Fe3O4 (coloração preta) Fe2O3.H2O (coloração alaranjada ou castanho- avermelhada).

mecânicos (vibrações e erosão), físicos (variação de temperatura), Ataque do concreto por agente externo Essa corrosão também afeta a estabilidade e durabilidade das estruturas, sendo muito rápida e progressiva. Fatores: mecânicos (vibrações e erosão), físicos (variação de temperatura), biológicos (bactérias) ou químicos (em geral ácidos e sais).

Como minimizar os efeitos da corrosão? Os processos mais empregados para a prevenção da corrosão são a proteção catódica e anódica, os revestimentos e os inibidores de corrosão. A proteção catódica é a técnica que transforma a estrutura metálica que se deseja proteger em uma pilha artificial, evitando, assim, que a estrutura se deteriore (Dutra e Nunes,1987).

A proteção de uma superfície metálica Um procedimento possível para proteger o ferro da corrosão em ambientes nos quais estejam exposto à agua e a O2 é a galvanização. Galvanizar o ferro ou o aço consiste em revesti-lo com zinco metálico (como se fosse uma fina camada de tinta) para evitar sua corrosão. O zinco foi escolhido por ser um redutor mais forte que o ferro. Zn2+ + 2e-  Zn Eo = -0,76V Fe2+ + 2e-  Fe Eo = -0,44V O zinco também atua, com relação ao ferro, como se fosse o ânodo de uma pilha.

Zn(s) + Fe2+(aq)  Fe(s) + Zn2+(aq) Se o ferro galvanizado fosse “riscado” e exposto ao ar e a umidade, ele estaria sujeito a ser oxidado a Fe2+. Este seria imediatamente reduzido pelo zinco, impedindo o aparecimento da ferrugem. Zn(s) + Fe2+(aq)  Fe(s) + Zn2+(aq) Como o Zn tem mais facilidade para se oxidar ( pois tem menor Eored) ele tende a se oxidar preferencialmente, mesmo que o Fe esteja exposto.

Se a película protetora de Zn for danificada e o ferro estiver exposto, o Zn atuará como metal de sacrifício, ou seja, um metal propositadamente colocado em contato com o ferro para que seja oxidado em lugar dele, preservando-o.

O escurecimento de um objeto de prata se deve à formação de uma película de Ag2S, na qual a prata está oxidada (Ag+). A limpeza pode ser reduzindo-se Ag+ a Ago. 4 Ag (s) + 2H2S (g) + O2 (g)  2 Ag2S (s) + 2 H2O (l) Talher Poluente do ar depósito preto Para limpeza, utiliza-se pastas ou soluções que apresentem alumínio em pó. Eo red Al3+/Alo  -1,68V Eo red Ag+/ Ago  +0,80V

ELETRÓLISE

é o fenômeno de decomposição de uma substância pela ação de uma Pode-se dizer que ELETRÓLISE é o fenômeno de decomposição de uma substância pela ação de uma CORRENTE ELÉTRICA A eletrólise ocorre com soluções onde existam íons ou com substâncias iônicas fundidas

GERADOR Uma fonte de energia faz passar uma corrente elétrica pelo recipiente contendo a solução, ou a substância fundida, provocando a reação química e liberando as espécies finais nos eletrodos + – ELÉTRONS ELÉTRONS – + ÂNIONS CÁTIONS

Podemos dividir a eletrólise em ÍGNEA e AQUOSA ELETRÓLISE ÍGNEA Ocorre com a substância iônica na fase líquida (fundida) ELETRÓLISE AQUOSA Ocorre quando o eletrólito se encontra dissolvido na ÁGUA

C C x+ A x – A - + - Na eletrólise o pólo negativo é o cátodo e o pólo positivo o ânodo. No pólo negativo (cátodo) os cátions recebem elétrons (sofrem redução) e descarregam. + – GERADOR ELÉTRONS ELÉTRONS - C x+ x e + C + – No pólo positivo (ânodo) os ânions perdem elétrons (sofrem oxidação) e descarregam. - A x – x e A ÂNIONS CÁTIONS

CLORETO DE SÓDIO ( NaCl ) Eletrólise ígnea do CLORETO DE SÓDIO ( NaCl ) No estado fundido teremos os íons sódio (Na+) e cloreto (Cl–) Pólo negativo: 2 Na+ + e –  Na Cl – e  Cl2 Pólo positivo: 2 2 Reação global: Na+ + 2 e –  Na 2 Cl – – e  Cl2 2 2 NaCl  Na 2 + Cl2

C C - + 01) No cátodo de uma célula de eletrólise sempre ocorre: deposição de metais. uma semi-reação de redução. produção de corrente elétrica. desprendimento de hidrogênio. corrosão química. x + C x e - + C

Na + Cl Pólo negativo: Na+ + e  Na 2 Pólo positivo: Cl – – e  Cl2 2 02) A eletrólise de cloreto de sódio fundido produz sódio metálico e gás cloro. Nesse processo, cada íon: sódio recebe dois elétrons. cloreto recebe um elétron. sódio recebe um elétron. cloreto perde dois elétrons. sódio perde um elétron. Na + Cl – Pólo negativo: Na+ + e –  Na 2 Pólo positivo: Cl – – e  Cl2 2

Al O Pólo negativo: Al+3 + e –  Al Pólo positivo: O – 2 – e 3/2 O2 3 03) O alumínio é obtido industrialmente pela eletrólise ígnea da alumina (Al2O3). Indique a alternativa falsa: O íon alumínio sofre redução. O gás oxigênio é liberado no ânodo. O alumínio é produzido no cátodo. O metal alumínio é agente oxidante. O íon O2- sofre oxidação. Al +3 O –2 3 2 Pólo negativo: Al+3 + e –  Al Pólo positivo: O – 2 – e 3/2 O2 3 6 2

Na eletrólise aquosa teremos a presença de “ DOIS CÁTIONS “ e “ DOIS ÂNIONS “ Neste caso teremos que observar a “ ORDEM DE DESCARGA DOS ÍONS ”

Facilidade de descarga em eletrólise aquosa

+ Na descarga do H ocorre a seguinte reação: 2 H + 2 e H2 - + Na descarga do OH ocorre a seguinte reação: - 2 OH – – 2 e – H2O + 1/2 O2 -

Eletrólise aquosa do NaCl ionização da água : H2O  H+ + OH – dissociação do NaCl : NaCl  Na+ + Cl – No ânodo (pólo positivo) o Cl – tem prioridade diante do OH – – 2 Cl – 2 e  Cl2 No cátodo (pólo negativo) o H+ tem prioridade diante do Na+ 2 H+ + 2 e –  H2

2 Cl – 2 e  Cl2 ÂNODO : CÁTODO : 2 H + 2 e  H2 – + ficam na solução os íons Na+ e OH – tornando a mesma básica devido á formação do NaOH

ELETRÓLISE AQUOSA DO NaCl – – + – 2 2 – Cl Cl 2 e  Cl 2 GERADOR ELÉTRONS ELÉTRONS + + 2 H 2 H + 2 e –  H 2 ÂNODO CÁTODO + – A solução final apresenta caráter básico, devido à formação do NaOH + Na – OH H + – Cl – H + Cl + Na – OH

Eletrólise aquosa do CuSO4 Ionização da água – H2O H + OH + – - 2 OH – 2 e H2O + 1/2 O2 Dissociação do CuSO4 2+ 2 – CuSO4 Cu + SO4 2+ - Cu + 2 e Cu + No cátodo (pólo negativo) o íon cúprico tem prioridade diante do H No ânodo (pólo positivo) a oxidrila tem prioridade diante do sulfato Ficam na solução os íons H e SO4 tornando a mesma ácida devido á formação do H2SO4 2 – +

H2O  H + OH OH KI  K + I K + – 2 H + 2 e  H2 – – 2 I – 2 e  I2 – – 01) Quando se faz passar uma corrente elétrica através de uma solução aquosa de iodeto de potássio pode-se verificar que: ocorre migração de K+ para o ânodo e I – para o cátodo. ocorre migração do H+ para o cátodo e I – para o ânodo. a solução torna-se ácida devido à formação de HI. a solução permanece neutra devido à formação de H2 e I2. há formação de I2 no cátodo. + – – ionização da água : Ficam na solução H2O  H + OH OH – dissociação do KI : KI  K + I + K + Pólo negativo: (cátodo) + – 2 H + 2 e  H2 Pólo positivo: (ânodo) – – 2 I – 2 e  I2

+ – – – 02) Na eletrólise de uma solução aquosa diluída de ácido sulfúrico: Quais são os gases produzidos? Ionização da água: + – H2O H + OH Ionização do ácido sulfúrico: + –2 H2SO4 2 H + SO4 + – Pólo negativo: (cátodo) 2 H + 2 e  H2 – – Pólo positivo: (ânodo) 2 OH – 2 e  1/2 O2 + H2O b) O que ocorre com a concentração da solução? A solução vai ficando CONCENTRADA em H2SO4 c) Escreva a equação global. + – 2 H + 2 OH  H2 + ½ O2 + H2O