como evitar a corrosão
-
Upload
fqa11esqf6682 -
Category
Documents
-
view
7.619 -
download
3
Transcript of como evitar a corrosão
Importância das Reacções de
Oxidação-Redução
Série Electroquímica
Metais (s)
Iões (aq)
Zn Mg A Cu
Zn2+ ----- Reagiu (2) Reagiu (5) Não reagiu
Mg2+ Não reagiu ----- Não reagiu Não reagiu
Al3+ Não reagiu Reagiu (3) ------ Não reagiu
Cu2+ Reagiu (1) Reagiu (4) Reagiu (6) ------
Observando a tabela verifica-se que o metal mais reactivo é o magnésio
(reage em todas as situações), seguindo-se-lhe o alumínio, o zinco e,
por fim, o cobre (não reage em nenhum dos casos). Sendo assim, a série
electroquímica deve ser organizada do seguinte modo:
Cu < Zn < A < Mg
poder redutor
Série Electroquímica
Metais (s)
Iões (aq)
Zn Mg A Cu
Zn2+ ----- Reagiu (2) Reagiu (5) Não reagiu
Mg2+ Não reagiu ----- Não reagiu Não reagiu
Al3+ Não reagiu Reagiu (3) ------ Não reagiu
Cu2+ Reagiu (1) Reagiu (4) Reagiu (6) ------
(1) Zn (s) + Cu2+ (aq) Zn2+ (aq) + Cu (s)
(2) Mg (s) + Zn2+ (aq) Mg2+ (aq) + Zn (s)
(3) 3Mg (s) + 2A3+ (aq) 3Mg2+ (aq) + 2A (s)
(4) Mg (s) + Cu2+ (aq) Mg2+ (aq) + Cu (s)
(5) 2A (s) + 3Zn2+ (aq) 2A3+ (aq) + 3Zn (s)
(6) 2A (s) + 3Cu2+ (aq) 2A3+ (aq) + 3Cu (s)
Série Electroquímica
Metais (s)
Ácido (aq)
Zn Mg A Cu
HC 1,0 mol dm-3 Reagiu Reagiu Reagiu Não reagiu
Observando a tabela verifica-se que só o cobre é que não reage com o
ácido, ou seja, só este metal é que é menos reactivo (tem menor poder
redutor) do que o H2. Então, a inclusão do hidrogénio na série
electroquímica deve ser feita do seguinte modo
Cu < H2 < Zn < A < Mg
poder redutor
Série Electroquímica
Metais (s)
Ácido (aq)
Zn Mg A Cu
HC 1,0 mol dm-3 Reagiu (7) Reagiu (8) Reagiu (9) Não reagiu
(7) Zn (s) + 2HC (aq) Zn2+ (aq) + 2C- (aq) + H2 (g)
(8) Mg (s) + 2HC (aq) Mg2+ (aq) + 2C- (aq) + H2 (g)
(9) 2A (s) + 6HC (aq) 2A3+ (aq) + 6C- (aq) + 3H2 (g)
Deterioração de metais
A corrosão é uma oxidação não desejada de um metal,
destruindo por isso a sua utilidade.
A humidade atmosférica, os gases do ar e os produtos
químicos são alguns dos responsáveis por este fenómeno.
2 Fe+
2 H2O , O2
4 OH-2 Fe (OH)2H2O , O2
Ferrugem
Fe2O3 . xH2O
A oxidação do Fe forma um buraco e liberta electrões que atravessam o metal.
2 Fe2+
4 e-
Formação de ferrugem
Como evitar a corrosão...
Os metais que se corroem facilmente como o ferro devem ser
protegidos por outros metais que não sejam tão passíveis de
corrosão
Em algumas situações usa-se um metal mais activo como,
por exemplo, o magnésio, que é corroído preferencialmente em
relação ao ferro.
A ligação do ferro a metais resistentes à corrosão como o
níquel e o crómio deu origem ao aço inoxidável .
Formas de evitar ou minorar a corrosão de metais
• Revestimentos com tintas, óleos, porcelanas, plásticos;
• Galvanização ( revestimento com uma fina camada de
um metal com poder redutor elevado);
• Protecção anódica (oxidação intencional do metal para
que forme uma camada fina e aderente de óxido à sua
superfície);
• Protecção catódica (protecção com um metal mais
redutor, para que oxide primeiro. Os metais usados neste
tipo de protecção são chamados de metais de sacrifício).
Exercício 1
Considera a reacção que ocorre quando se coloca um fio de cobre, Cu(s),
numa solução aquosa de nitrato de prata, AgNO3(aq), traduzida pela
seguinte equação química:
Cu(s) + 2 Ag+(aq) ⇄ Cu2+(aq) + 2 Ag(s)
a) Qual é a espécie química que se forma e é responsável pelo aparecimento
da cor azul da solução?
b) Qual é a espécie química que se deposita no fio de cobre?
c) Indica o número de oxidação dos elementos em cada uma das espécies.
d) Quantos electrões são transferidos entre as espécies redutora e oxidante?
e) Quais são os pares conjugados de oxidação-redução?
Exercício 2
Considere as equações A, B, C e D:
A – AgNO3 + NaCAgC + NaNO3
B – C 2 + H2O HCO + HC
C – CuO + CO CO2 + Cu
D – NaOH + HC NaC + H2O
As duas equações que representam reacções de oxidação-
redução são:
1 – A e B 2- B e C 3- C e A 4- D e B
Exercício 3
A hidrazina reage com o peróxido de hidrogénio sendo usada
como combustível em foguetões. A equação química em
causa é:
N2H4() + 2 H2O2() N2(g) + 4 H2O(g)
a) Determina a variação do número de oxidação de N na
transformação.
b) Qual é o elemento redutor nesta reacção química?
Exercício 4
Para a reacção traduzida pela equação química:
CuC2(aq) + Zn(s) ZnC2(aq) + Cu(s)
assinale as afirmações verdadeiras.
A) Os iões Cu2+ actuam como redutores.
B) Os iões C- actuam como oxidantes.
C) Os iões Cu2+ são oxidados.
D) Os iões C- são oxidados.
E) O Zn(s) é oxidado.
F) O Cu(s) é redutor conjugado dos iões Cu2+.
Exercício 5
O ião amónio, pode dar origem ao ião nitrato segundo:
NH4+ + 2 O2 NO3
- + 2 H+ + H2O
Confirma, determinando os números de oxidação, que a
transformação de NH4+ e NO3
- é uma oxidação.
Exercício 6
Os iões de cobre(II) podem reduzir-se quando colocados em
contacto com chumbo metálico. Mas o cobre metálico oxida-
se, por exemplo, numa solução contendo iões ouro (I).
Escreve as equações químicas em causa.
Exercício 7
Introduz-se uma lâmina de zinco numa solução aquosa de
ácido clorídrico.
a) Descreve esta reacção e escreve a respectiva equação
química.
b) Identifica na reacção, o oxidante e o redutor.
c) Quais os pares conjugados de oxidação-redução?
Exercício 8
Com os metais ferro, prata e zinco pode escrever-se a seguinte
série electroquímica:
Zn
Fe
Ag
A seta indica um maior poder redutor.
a) Qual das espécies se oxida mais facilmente?
b) Ocorrerá reacção quando mergulhamos uma lâmina de ferro
numa solução contendo cloreto de zinco?
c) E se mergulharmos um fio de prata numa solução de nitrato de
ferro?
Exercício 9
Pretende-se reduzir o ião cobre (II) de uma solução usando um
metal. Os metais prata, ferro, zinco e alumínio estão, assim
escritos, dispostos por ordem crescente do seu poder redutor.
a) Qual ou quais destes metais podem ser usados para esse
efeito? Justifica.
b) Escreve as equações químicas das reacções que ocorrem.