Estou analisando uma reação entre sulfato de água de cobre e alumínio. Um pedaço de $ \ ce {Al} $, por exemplo, folha de alumínio. Percebo que uma camada de $ \ ce {Al2O3} $ se forma na superfície de $ \ ce {Al} $, tornando-a passivizante, e percebo que $ \ ce {NaCl} $ (ou melhor, apenas $ \ ce {Cl ^ -} $) limpa o óxido de alumínio da superfície do pedaço de alumínio, mas não entendo por quê. Agradeceria muito se alguém pudesse me dar uma explicação.
Além disso, (Eu não incluí isso exatamente no tópico da minha pergunta) por que a reação é parecida com esta:
$$ \ ce {6H2O + 3CuSO4 + 5Al \ rightarrow 3H2 + Al2 (SO4 ) 3 + 3Al (OH) 2 + 3Cu} $$
(ou algo parecido) em vez de:
$$ \ ce {3CuSO4 + 2Al – > Al2 (SO4) 3 + 3Cu} $$?
Algo nesse sentido tem que ser o caso, porque a reação produz gás.
Comentários
- Você deve dividir sua primeira equação em duas, uma onde o Al reduz a água e outra onde o Al reduz o Cu. Ambas as reações acontecem mais ou menos independentemente, não há aposta de relação estequiométrica absoluta ween-los.
- Isso implicaria que o Al limpo reagiria com H2O para produzir H2 gasoso tão vigorosamente quanto quando ' está reagindo com solução de CuSO4 + H2O e formando gás H2, se estiver na mesma temperatura? Além disso, obrigado pela edição sugerida.
- Não, isso ' é o que eu quis dizer com " mais ou menos ". Eu não removeria a primeira equação, apenas adicionaria uma terceira que descreve a evolução de H2 a partir da água + Al. Certamente há alguma interação interessante entre as duas partes. Por falar nisso. Al-sulfato é solúvel em água.
Resposta
O alumínio resiste à corrosão em água neutra ou ligeiramente neutra por causa do filme Al2O3 muito insolúvel no metal. Se você quebrar este filme, ele irá corroer o metal descoberto e reformar.
Mas se você riscar o Al e anexar um cátodo (um metal menos ativo), você tem uma célula galvânica e o H2 pode evoluir deste cátodo conforme o Al se dissolve. O exemplo mais simples disso é quando você coloca Al em H2O em contato com uma gota de mercúrio. Raspe o Al através do Hg; o Hg amalgama-se com o Al (ligando-se como cátodo), permitindo que o H2 evolua à medida que o Al se dissolve em outro lugar.
O experimento com CuSO4 é semelhante: risque o Al; algum Cu será depositado e atuará como um cátodo e o resto do Al acabará por se dissolver no H2O. Se você tiver preguiça de arranhar o Al (estou sendo brincalhão!), Pode adicionar um pouco de íon Cl- ao H2O, que iniciará a corrosão do Al, deposição de Cu, produção de células galvânicas, dissolução de todos os Al.
Há um exemplo eletroquímico colocado como uma questão de teste: seria melhor fazer um navio de alumínio com rebites de cobre ou de cobre com rebites de alumínio? Um barco de alumínio? Nah! Seria corroer na água do mar. O cobre sobreviveria por mais tempo. Mas NÃO! O barco de cobre teria um cátodo enorme e pequenos ânodos de alumínio (os rebites), que se corroiam rapidamente e as placas de cobre se desmanchavam. Por outro lado, um barco de alumínio não durariam para sempre na água do mar, mas os minúsculos cátodos limitariam a corrente de corrosão, e os grandes ânodos de alumínio teriam corrosão distribuída por todo o navio, por isso sobreviveriam mais tempo do que o contrário. Claro, qualquer pessoa inteligente usaria rebites de cobre em placas de cobre e rebites de alumínio sobre alumínio, mas ” é apenas para esclarecer.
Resposta
Os cloretos são conhecidos por serem íons agressivos para a corrosão de metais, acredita-se que Isso deve-se à capacidade dos cloretos de desestabilizar a película de passivação dos metais, o que os protege da corrosão. Pode ocorrer o que é conhecido como corrosão por pite, onde a quebra da camada de passivação em pontos específicos da superfície do metal leva à corrosão por outros agentes oxidantes no meio aquoso, levando à formação de pites de corrosão. As superfícies metálicas expostas devido à quebra da camada de passivação liberam íons metálicos, que se complexam com os ânions cloreto; o complexo metal-cloreto reage com água para formar ácido clorídrico e um complexo metal-hidróxido, reduzindo o pH do meio próximo à superfície do metal, acelerando ainda mais a corrosão. (Uma referência pode ser encontrada aqui: http://sassda.co.za/stainless – aço e corrosão /).
O alumínio é um metal “anfotérico” que reage com os álcalis; a água primeiro oxida Al a Al (III), produzindo gás hidrogênio (provavelmente a efervescência que você observa) devido à redução da água. Os íons Al (III) então complexam com íons hidróxido para formar um complexo solúvel em solução.Na verdade, quando uma liga de Cu e Al é colocada em NaOH, o Al se dissolve, deixando o cobre em uma estrutura nanoporosa, um material que tem potencial para aplicações catalíticas.
Quanto a sua pergunta se o Al pode reagir tão vigorosamente com a água quanto a solução de sulfato de cobre (II), acho que sim. Mas se o seu Al não é tão “limpo” quanto você pensa e ainda tem uma camada de passivação na superfície, os íons de sulfato também desestabilizam as camadas de passivação de metais, de modo que podem aumentar a corrosão (na verdade, algumas fontes afirmam que o sulfato ser um agente corrosivo melhor do que o cloreto).
Desculpe, não tenho nenhuma referência, a maioria delas é baseada na literatura que li há algum tempo. Além disso, sou apenas um aluno iniciante em química e ciência da corrosão, então, por favor, ajude a melhorar minha resposta e corrigir quaisquer erros!