Por: Luiz Viegas.

Ao longo do curso, vimos algumas formas as quais as reações de oxirredução podem ocorrer, além de mecanismos de modificar o potencial de um sistema eletroquímico – seja pela variação de temperatura e concentração, ou pela associação de diferentes células químicas. Portanto, para finalizar a seção teórica, veremos alguns casos de reações redox no cotidiano, além de uma utilização específica de um processo de eletrólise.

Corrosão eletroquímica

A corrosão galvânica é um dos processo de modificação do número de oxidação de metais mais comum ao cotidiano de muitos, já que a presença de tais espécies no dia-a-dia é completa e expressiva. O processo de corrosão, portanto, é encontrado como uma modificação natural do NOx do metal para um estado mais estável, através da reação e/ou interação com o meio no qual se encontra. A modificação química, portanto, de uma corrosão é centrada no contexto de realizar naturalmente um processo espontâneo no qual o ambiente, geralmente o gás $O_{2(g)}$, reage com o metal modificando seu NOx comumente em um contexto de oxidação. 

É comum, por exemplo, a corrosão e oxidação de superfícies que possuem ferro exposto ao ar, como pregos e parafusos. Veja que inicialmente a peça faz-se como um material brilhante e rígido, uma vez que faz-se quase que completamente da espécie de ferro em um estado de oxidação de 0. Entretanto, ao decorrer da oxidação, ele adquire uma coloração avermelhada, pela formação de óxidos de ferro. Veja através da seguinte reação:

$4Fe_{(s)} + 3O_{2(g)} \rightarrow 2Fe_2O_3$

É notório e evidente que a reação demonstrada acima é fruto de uma modificação do número de oxidação tanto do ferro quanto do oxigênio, uma vez que nos reagentes a espécie gasosa possui o oxigênio com NOx igual a 0, ao passo que o produto é um óxido, isto é, uma estrutura iônica na qual o oxigênio possui um número de oxidação de -2. Ainda, como resultado, através da redução do $O_{2(g)}$, o ferro, que inicialmente encontrava-se com um estado de oxidação de 0, oxidou-se a um número de oxidação de +3.

Perceba que a espécie com ferro inicialmente fazia-se como um composto metálico (ou em uma liga metálica de grande proporção de ferro), ou seja, um composto de grande rigidez e capacidade de tensionamento. Com a oxidação, o ferro encontra-se em uma estrutura cristalina, que possui uma baixa resistência mecânica, isto é, choques não modificam a estrutura: a quebram. Veja, então, que a oxidação favorece com que haja um processo de "esfarelamento" da estrutura metálica, que resulta em uma corrosão do material. 

O mesmo processo ocorre em centenas de outras condições, assim como a oxidação do material de cobre que compõem a estrutura da Estátua da Liberdade. A estátua, originalmente, foi construída em uma estrutura de cobre, com a aparência comum deste em estado de oxidação 0, com um aspecto avermelhado. Entretanto, com o tempo, a estrutura foi passando por um processo de corrosão e modificando sua coloração ao característico verde azulado que é visto hoje, pela presença de compostos (óxidos) cúpricos com oxidação do cobre de +1 e/ou +2 (cobre +1 apresenta coloração verde, enquanto o +2 é azul, ambos com hidratação). 

A corrosão de materiais, portanto, é um processo que assemelha-se com uma pilha de laboratório, ao passo que é espontâneo a possui uma oxirredução. Veja, portanto, que a pilha possui estruturas características da possibilidade de troca de íons, isto é, uma estrutura que realiza a manutenção do balanço iônico e meio eletrolítico para a ocorrência da reação. Da mesma forma, a corrosão galvânica é favorecida por meios eletrolíticos, isto é, meios nos quais a movimentação de elétrons entre o agente oxidante e o agente redutor é facilitada. Por conta disso, é mais comum encontrar estruturas metálicas oxidadas em ambientes com grande presença de sais no ar, como ambientes próximos a praias. A presença de pequenas estruturas de sais iônicos no vapor de água do ar faz com que esta interação entre o metal e o agente oxidante, como o gás oxigênio, seja favorecida: o que facilita a ocorrência da corrosão. 

Proteção catódica

A fim de minimizar a corrosão de algumas superfícies que não podem ser facilmente corroídas, seja pelo uso ou pelo valor de reparação, um processo que pode ser realizado é o de proteção catódica. Como o nome já o explicita, a proteção faz-se através da utilização do metal que se deseja proteger como o cátodo de uma célula eletroquímica. Como foi visto anteriormente, uma pilha é um processo eletroquímico que apresenta um $\Delta G^\circ < 0$, ou seja, um processo favorecido termodinamicamente à produção de corrente elétrica. Portanto, por se tratar de um sistema químico com transferência de elétrons, o trabalho não expansivo realizado pelo sistema observado como a diferença de potencial entre duas semi-reações de mudança de número de oxidação – que é convertido em uma corrente elétrica. Observe, portanto, que é um sistema que se trata de duas reações simultâneas de diferentes potenciais eletroquímicos, que resultam em um $\Delta E^\circ > 0$. 

Com isso em mente, é possível utilizarmos o favorecimento termodinâmico de sistemas desta forma para realizar uma proteção do metal que deve não ser corroído pela oxidação. A montagem, portanto, baseia-se simplesmente na utilização do metal de proteção como um cátodo da pilha a ser formado, uma vez que o cátodo é o eletrodo no qual ocorre a redução de uma pilha. Por conta disso, o metal deve ser ligado a um outro metal, que é chamado de espécie de sacrifício, que atuará como o ânodo da célula. Lembre-se de que o anodo de uma célula eletroquímica é caracterizado pelo local no qual ocorre a oxidação de alguma espécie, que resulta na corrosão do dito eletrodo. Por conta disso, a escolha de um metal de sacrifício que possui um maior potencial de oxidação do que a espécie a ser protegida faz com que a oxidação – e consequente corrosão – ocorra em outro local, não no protegido. 

Observe, portanto, que o processo não se faz como complicado, devendo apenas possuir o conhecimento do potencial de oxidação de diversos metais, a fim de poder observar qual é a espécie mais favorável à utilização como metal de sacrifício. veja que tal utilização pode ser encontrada em sistemas como máquinas metálicas para análise no oceano, além de cascos de navios. 

Galvanoplastia

Assim como utilizado na construção de um sistema de proteção galvânico para a prevenção da corrosão de um material requerido, células eletroquímicas podem ser montadas a fim de que um material seja depositado sobre outro material. É comum a cotidiana observação de materiais metálicos revestidos como jóias com sobreposição de prata, ou materiais tecnológicos com metais de condução em sua superfície, sendo estes feitos por um processo de galvanoplastia. A sistematização de um sistema de deposição de metais sobre quaisquer estruturas faz-se através da construção de um sistema não espontâneo, isto é, uma composição química que requer a introdução de um gerador de potencial (e, por consequência, de corrente) para que a reação eletroquímica ocorra. Realiza-se, portanto, a formação de uma célula na qual há a redução de cátions de um metal sobre o cátodo, no qual localiza-se o material a ser coberto. Veja, entretanto, que para isso o metal tem de ser conectado a um anodo com menor potencial de oxidação, para que a reação seja regida pela presença do gerador de potencial, a fim que carga dos eletrodos não sejam trocados. 

Vamos imaginar que um cientista possui a necessidade de construir uma peça eletrônica, entretanto que ela esteja coberta de cobre na sua superfície, a fim de facilitar a condução de corrente elétrica pela peça. Veja, portanto, que ele deve posicionar em uma cuba eletrolítica uma solução na qual há a dissolução de um sal de cobre, para tanto ser o meio condutor como a fonte de cobre para a deposição. Com isso, deve ainda conectar um eletrodo de um metal com maior potencial de redução ao eletrodo que será o anodo do sistema. Veja que, como o sinal dos eletrodos é gerado pelo gerador de corrente, este metal no anodo passará, justamente, por uma oxidação. 

Com o andamento do sistema, ao ligar o gerador, os íons de cobre deslocar-se-ão ao cátodo e, na superfície da peça, sofrerão uma redução de um NOx como +1 ou +2 para o estado de oxidação 0, ou seja, cobre metálico depositado sobre o componente eletrônico no qual foi requerida a deposição. A semi-reação de posição pode ser demonstrada da seguinte forma:

$Cu^{+}_{(aq)} + 1e^{-} \rightarrow Cu_{(s)}$ ou $Cu^{2+}_{(aq)} + 2e^{-} \rightarrow Cu_{(s)}$

Note que, por se tratar de um processo envolvendo elétrons, o tempo do processo e a intensidade da corrente utilizada afetarão não apenas na quantidade de material a ser depositado, como no tempo requerido para a deposição necessária. É possível, portanto, a utilização da Lei de Faraday para que seja prevista a massa de material (e uma consequente espessura da camada, caso haja conhecimento da densidade do material) que será depositado sobre a peça. É, portanto, a utilização de um processo eletroquímico para que haja uma proteção, decoração ou até utilização de um material passado por uma deposição metálica, através apenas de um gerador de potencial a um eletrodo à oxidação. 

Conclusão

Como encerramento da seção teórica do curso de eletroquímica, foram vistos dois processos que utilizam-se da natureza eletroquímica, sendo um deles natural (e como minimizar o seu efeito) e o outro uma forma que cientistas, técnicos ou até joalheiros podem usar para realizar a sobreposição de um requerido metal em uma estrutura ou peça de interesse.