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Placa porosa de platina

[E1] Comentário: [E2] Comentário:

Apostila de corrosão 8

Por exemplo:

→21,logo Zn/Zn
←21,logo Cu/Cu

3.1 - Tabela dos potenciais de eletrodo padrão

A tabela dos potenciais de eletrodo padrão representa os potenciais relativos à oxidação dos eletrodos.

Ou seja, reações que aconteceriam espontaneamente. Se as reações forem inversas (reações de redução) os sinas dos potenciais deverão ser invertidos. A tabela 1, a seguir, mostra os potenciais de eletrodo padrão para diversos metais.

Apostila de corrosão 9 Tabela 1 – Potenciais de eletrodo padrão para diversos metais.

Apostila de corrosão 10

3.2 - O uso da tabela dos potenciais padrão de eletrodos

Quanto maior o potencial de eletrodo do elemento, maior será sua tendência para ser oxidado e isso definirá o sentido espontâneo da reação.

Exemplo: Qual o sentido espontâneo da reação abaixo?

Solução: Da tabela de poenciais padrão, temos:

Logo, o sentido espontâneo da reação será Fe + Zn+2  Fe+2 + Zn

3.2.1 - Limitações da tabela

A tabela dos potenciais nos dá a possibilidade de uma reação se pocessar, mas nada nos diz sobre a velocidade da reação. Esta tabela foi estabelecida para condições padronizadas (soluções 1M, 25ºC e 1 atm). Logo, se as concentrações, temperaturas e pressão forem diferentes, os valores dos potenciais serão diferentes, podendo inclusive mudar a posição dos elementos na tabela.

3.2.2 – equação de Nernst

A equação de Nernst fornece ma maneira rápida e prátíca para o cálculo dos potenciais em condicões fora das padrões. Para determinação dos potenciais em condições não padrão utiliza-se a seguinte expressão:

E = Eº - (R.T/n.F) Ln Q

Onde:

E = potencial real, em volt Eº = potencial padrão, em volt R = constante dos gases ideais, 8.314 J/K.Mol T = Temperatura. K N = número de elétrons (modificação do número de oxidação das espécies químicas) ou número de elétrons ganho pelo oxidante. F = constante de Faraday = 96500 Coulombs (carga elétrica necessária para eletolizar um equivalente grama de uma substância ) Q = relação entre as atividades químicas dos produtos e reagentes

Apostila de corrosão 1

OBS - A atividade é igual a concentração molar (concentração em moles por 1000 g de solvente) multiplicada por m fator de correção chamado de coeficiente de atividade. O coeficiente de atividade é função da temperatura e da concen.tração e deve ser determinado experimentalmente. No caso de soluções de eletrólitos muito diluídas, pode-se considerar, sem erro apreciável a atividade igual a concentração pois, nestes casos, o coeficiente de atividade é praticamente igual a 1.

Pode-se cscrever para o eletrodo em questão a seguinte expressão:

então:

Q = aM n+ ' / aM como convecionalmente aM = 1, temos que:

Q = aM n+ porém, para soluções diluídas, aM n+ = [ concentração de Mn+], ou seja, Q = [Mn+]. Assim, a equação de

Nernst pode ser reescrita como:

Exemplos

1. Qual o potencial de eletrodo (ou de meia pilha) de cobre imerso em uma solução 0,01M de Cu2+ , a 25 ºC? 2. Qual o potencial de uma pilha constituída pelas meias pilhas de Zn/Zn2+ (0,01M) e Cu/Cu2+ (0,1M), a 25 ºC?

Apostila de corrosão 12

4 - Tipos de pilhas e mecanismos de corrosão

Termodinâmicamente, o potencial de um eletrodo, agindo reversivelmente, está relacionado com a variação de energia livre do sistema ou energia livre de Gibbs (∆G):

onde n é o número de elétrons envolvidos, F a constante de Faraday e E0 o potencial de eletrodo padrão. Se:

∆∆∆∆G0 < 0 a reação é espontânea

∆∆∆∆G0 = 0 a reação está em equilíbrio

∆∆∆∆G0 > 0 a reação ocorre de forma não espontânea

De forma análoga, se:

E < 0 a reação é forçada (não espontânea) E = 0 a reação encontra-se no equilíbrio E > 0 a reação ocorre de forma espontânea

Segundo o meio onde ocorre, a corrosão pode ser:

Corrosão Química – o meio é não iônico, incluindo gases a baixa e alta temperatura, os líquidos anidros e os metais fundidos. Assimila-se à corrosão seca.

Corrosão Eletroquímica – o meio é iônico, envolvendo os íons de água. É também chamada de corrosão úmida.

Corrosão Microbiológica – Se processa sob a influência de microrganismos (bactéria, fungos, algas, etc.).

Observação: Erosão é o desgaste de materiais pela ação abrasiva de fluidos em movimento, usualmente acelerado pela ação de partículas sólidas ou material em suspensão e não deve ser confundido com corrosão.

As diferentes formas de destruição provocadas pela corrosão podem ser classificadas da seguinte maneira:

- Corrosão uniforme; - Corrosão por placas;

- Corrosão alveolar;

- Corrosão puntiforme ou por pite;

- Corrosão intergranular (ou intercristalina);

- Corrosão intergranular (ou transgranular ou transcristalina);

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