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Módulo II – Aula nº 11

• Baterias: Células de combustível• Corrosão. Métodos de protecção contra a corrosão. Passivação e

galvanização• Electrólise: electrólise da água e do NaCl fundido• Produção industrial de cloro por via electrolítica• Aspectos quantitativos

Química (8ª edição), R. Chang (2005) – CAPÍTULO 19

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A queima de combustíveis fósseis é uma importante fonte de energia, mas a sua conversão em energia eléctrica é muito pouco

eficiente

Exemplo de produção de electricidade:

o calor libertado nas combustões é usado para transformar água em vapor; o vapor acciona uma turbina que por sua vez acciona um gerador

Grande parte da energia é perdida para o exterior sob a forma de calor.

No máximo, 40% da energia química original é convertida em energia eléctrica.

Uma célula de combustível permite aumentar substancial/ este rendimento,

que pode atingir 70%. Nestas células, as combustões (que são reacções redox) são levadas a cabo por via electroquímica.

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Baterias

Uma célula de combustível é uma célula galvânica que necessita de um fornecimento contínuo de reagentes para funcionar.

Contém uma solução electro- lítica (exº KOH aq) e 2 eléctrodos inertes

Ânodo:

Cátodo: O2 (g) + 2H2O (l) + 4e– 4OH– (aq)

2H2 (g) + 4OH– (aq) 4H2O (l) + 4e–

2H2 (g) + O2 (g) 2H2O (l)

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A fem da célula é dada por:

E0 = E0cátodo- E0

ânodo =

= 0,40 V – (-0,83 V) = 1,23 V

Em condições padrão a reacção é espontânea

Os eléctrodos têm também a função de electrocatalisadores

Metais como a Pt, o Ni e o Rh são bons electrocatalisadores.

A utilização doutros materiais amigos do ambiente,

tem sido estudada para este fim.

O principal problema desta bateria consiste no preço elevado dos

catalisadores

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Vantagens das células de combustível

Para além de • o rendimento ser elevado (≈ 70%)• produzem menos ruído, vibrações, perdas decalor, poluição térmica e outros problemasassociados às instalações de produção deenergia

Utilização actual: em veículos espaciais

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CORROSÃODeterioração de metais por um processo electroquímico

Exemplos de processos de corrosão:

•Formação de ferrugem sobre o ferro

•Escurecimento da prata

•Aparecimento de patina, película verde que se forma sobre o cobre ou o bronze

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CORROSÃOExemplo mais corrente: formação da ferrugem sobre o ferro

Oxidação (ânodo): Fe (s) → Fe2+ (aq) + 2e-

Redução (cátodo): O2 (g) + 4H+ (aq) + 4e- → 2H2O (l)

Reacção global:2Fe (s) + O2 (g) + 4H+ (aq) → 2Fe2+ (aq) + 2H2O (l)

E0 = E0

cátodo- E0ânodo= 1,23 V – (-0,44 V)= 1,67 V

Os iões Fe2+ são ainda oxidados pelo oxigénio

4Fe2+ (aq)+O2 (g)+(4+2x)H2O (l) → 2Fe2O3.xH2O (s)+8H+(aq) A ferrugem é o óxido de ferro

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Para que o ferro enferruje é necessário:

• A presença de oxigénio gasoso e água;

• A presença de iões H+, resultantes da reacção do CO2 com a água.

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Corrosão

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A corrosão é mais rápida em água salgada, devido à maior facilidade de migração de

espécies carregadas, electrões e iões, num meio condutor como a água do mar

Os automóveis enferrujam mais facilmente nos climas frios devido aos sais que se

lançam nas estradas para acelerar a fusão do gelo (NaCl, CaCl2)

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Outros metais, como o Al e o Cu,também sofrem corrosão

São as camadas de óxido que se formam em contacto com o ar que protegem os metais da continuação dos processos de corrosão

No caso da ferrugem isso não acontece devido à alta porosidade do material (óxido de ferro)

formado

Al → Al2O3

Cu → CuCO3 (patina, substância verde)

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O Al é um metal muito utilizado pelo homem, desde o fabrico de latas para bebidas à

construção de aviões

Tem um E0 mais negativo do que o Fe, portantooxida-se mais facilmente. Devia esperar-se, então,forte corrosão (devido ao contacto com asbebidas, com a água das chuvas, etc.)MAS

A camada de Al2O3 (alumina) que se forma

protege o Al subjacente da posterior corrosão

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Métodos de protecção dos metais da corrosão:

O objectivo é, quase sempre, impedir aformação de ferrugem, que, sendo um

material extremamente poroso, facilita acontinuação do processo de corrosão

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Protecção dos metais contra a corrosão• Aplicação de tintas para evitar a formação de

ferrugem

• Passivação tratamento com um oxidante forte, formando-se uma fina camada de óxido

• Formação de ligas (exº: aço inoxidável)

• Aplicação de camada fina doutro metal sobre o ferro (exº: latas de conserva, uma camada de Sn é aplicada sobre o ferro)

• Galvanização ou protecção catódica (exº: zinco

sobre ferro)

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Aplicação de tintasPinta-se a superfície do metal com uma tinta.

Este processo é, no entanto, pouco eficaz,porque qualquer risco, picada ou “esfoladela”que exponha o material ao meio envolventeoriginará a formação de ferrugem

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PassivaçãoTratamento do material com um oxidanteforte (exº: HNO3 concentrado) dandoorigem à formação de uma camada finade óxidoEste processo é muito usado para inactivar asuperfície do ferro.

Exº: adição de Na2CrO4 aos sistemas de arrefecimento e aquecimento central para evitar a formação de ferrugem

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Formação de ligasRedução da tendência do ferro para se oxidaratravés da formação de ligas

Exº: o aço inoxidável, que é uma liga de ferro e crómio

Forma-se uma camada de óxido de crómioque protege o ferro da corrosão

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Aplicação de camada fina dum metal menos electropositivo

sobre o ferroCobertura do ferro com estanho, como se faz

nas latas de conserva E0

Sn2+/Sn= -0,14 V (cátodo)

E0 Fe2+/Fe= -0,44 V (ânodo)

Mas, se o estanho for riscado, forma-se ferrugem

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GalvanizaçãoA galvanização ou protecção catódica, consistena aplicação de uma camada dum metal maiselectropositivo sobre o metal a proteger. Estefunciona como o cátodo duma célula galvânicaque se forma.Um prego de ferro mergulhado em água tem de sergalvanizado por ligação a um pedaço de Zn paraprotecção da corrosão E0

Fe2+/Fe= -0,44 V E0

Zn2+/Zn= -0,76 V (ânodo)

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Protecção catódica de um depósito de ferro(Ligando o ferro a um ânodo sacrificial de Zn ou Mg,a corrosão é diminuída.

Tanto o Zn como o Mg oxidam-se mais facilmente do que o Fe )

E0 Mg2+/Mg = -2,37 V E0 Fe2+/Fe = -0,44 V E0 O2/H2O = +1,23 V

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Química em Acção: O Mal-Estar Causado pelas Obturações Dentárias

Hg2 /Ag2Hg3 0,85 V2+

Sn /Ag3Sn –0,05 V2+

Sn /Sn8Hg –0,13 V

Au3+/Au +1,50 V

2+

Corrosão de uma obturação dentária causada pelo contacto com coroa de ouroComposição da amálgama dentária:

Ag2Hg3, Ag3Sn e Sn8Hg

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•Se se trinca uma folha de alumínio: E0

Al3+/Al = -1,66 V Cria-se uma célula onde o Al é o ânodo, a obturação é o

cátodo e a saliva, o electrólito. O fluxo de corrente estimula o nervo e provoca a dor

• Se um metal mais electropositivo, como por exº o Au (E0

Au3+/Au = +1,5 V), tocar numa obturação:

A obturação funciona como ânodo e sofre corrosão...

Sente-se na boca um sabor metálico devido à libertação de iões Sn2+

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• Células galvânicas (todas que vimos até aqui):

Energia química → Energia eléctrica

• Células electrolíticas (onde ocorre electrólise)

Energia eléctrica → Energia química

Células Electroquímicas

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Electrólise ― processo no qual a energia eléctrica é usada para forçar a ocorrência de uma reacção química não espontânea.

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Electrólise da água

A 25ºC e 1 atm, a água não se decompõe espontaneamente

Para a reacção 2H2O (l) → 2H2 (g) + O2 (g)

ΔG = 474,4 kJ/mol

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Electrólise da Água

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Electrólise da água

O ácido sulfúrico (electrólito) torna o meiocondutor para ocorrer migração dos iõese assegurar assim o transporte dacorrente eléctrica.

O electrólito tem de ser escolhido de forma aque as espécies descarregadas nos eléctrodossejam garantidamente o O2 e o H2. (ver Série Electroquímica)

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Electrólise e Alterações de Massa

carga (C) = corrente (A) × tempo (s)

1 mole e– = 96 500 C

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Que quantidade de Ca será produzida numa célula electrolítica de CaCl2 fundido, se uma corrente de 0,452 A passar através da célula durante 1,5 horas?

Ânodo:

Cátodo: Ca2+ (l) + 2e– Ca (s)

2Cl– (l) Cl2 (g) + 2e–

Ca2+ (l) + 2Cl– (l) Ca (s) + Cl2 (g)

2 mole e– = 1 mole Ca

mol Ca = 0,452 C

s × 1,5 h × 3600

s

h 96,500 C

1 mol e-

×2 mol e–

1 mol Ca×

= 0,0126 mol Ca = 0,50 g Ca