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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 - PowerPoint PPT Presentation
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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 de
calor, poluição térmica e outros problemas
associados às instalações de produção de
energia
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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CORROSÃO
Exemplo 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 = E0cátodo- E0
ânodo= 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, portanto
oxida-se mais facilmente. Devia esperar-se, então,
forte corrosão (devido ao contacto com as
bebidas, 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 a
formação de ferrugem, que, sendo um
material extremamente poroso, facilita a
continuação 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 tintas
Pinta-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 envolvente
originará a formação de ferrugem
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Passivação
Tratamento 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 ligas
Redução da tendência do ferro para se oxidar
através da formação de ligas
Exº: o aço inoxidável, que é uma liga de ferro e crómio
Forma-se uma camada de óxido de crómio
que protege o ferro da corrosão
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Aplicação de camada fina dum metal menos electropositivo
sobre o ferro
Cobertura 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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Galvanização
A 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