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A galvanização é um processo amplamente utilizado na indústria para proteger metais contra a corrosão, por meio da aplicação de uma camada de zinco sobre a superfície do material. Essa técnica de revestimento tem se mostrado eficaz na prevenção da oxidação e prolongamento da vida útil de estruturas metálicas, proporcionando benefícios significativos em termos de durabilidade e resistência.

Este trabalho tem como objetivo apresentar uma revisão da aula prática sobre a galvanização, abordando seus princípios básicos e as vantagens associadas a esse processo. Serão discutidos os principais aspectos científicos envolvidos, bem como as aplicações práticas da galvanização em diferentes setores.

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 Fonte: Emely Mota, 2023, Ifes, Montanha - ES.

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Materiais e reagentes (Experimento I):

Faca de cozinha;

Fios de cobre revestidos;

Solução de Sulfato de Cobre (CuSO₄);

Fonte de energia contínua;

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Para realizar esse experimento, utilizamos no polo positivo, um objeto metálico para banhar a cobre, no caso, foi uma faca de cozinha e para servir de polo negativo, anexamos um emaranhado de cobre revestido de um plástico denso para protegê-lo, todo o sistema mergulhado em uma solução de sulfeto de cloro (II). Nosso objetivo era observar o processo de banho à cobre na prática.

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Fonte: Kauan Gomes, 2023, Ifes, Montanha - ES.

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Materiais e reagentes (Experimento II):

Béquer;

Um Par de Grafites;

Sal de Cozinha (NaCl);

Água Destilada;

Fonte de energia contínua;

Fenolfitaleína

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Primeiramente em uma solução de NaCl, mergulhamos anexados a dois fios encapados de cobre, dois grafites que serviram como os eletrodos. Nós desejávamos observar o que aconteceria e qual reação formaria-se em caso de utilizarmos o mesmo objeto em cada eletrodo.

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A partir do experimento foi observado que a faca apresentou um aspecto enferrujado.

Isso se deve ao processo de galvanização do cobre na solução contendo sulfato de cobre (CuSO4). Logo, a equação que representa o processo de galvanização é:

CuSO4 →  Cu2+  + SO42-
H2O    →       H +   +  OH -

I) O cobre sofre oxidação ( FACA)
Cu0(s) → Cu2+(aq) + 2 e-

II) O cobre sofre redução ( emaranhado de cobre)
Cu2+ (aq) + 2 e- → Cu

Sendo:

redução - cátodo - polo ( - )   emaranhado de cobre
oxidação -   ânodo- polo ( + )  faca

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Na qual a faca sofreu oxidação

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Como foi observado, o mesmo elemento

(cobre) sofre tanto oxidação quanto redução. Isso é possível pois o cobre se dissocia do sulfato, sendo assim oxidado, posteriormente o mesmo reduz no polo negativo presente no emaranhado, onde há um recebimento de elétrons na redução.

Então, com esse processo conseguimos proteger o emaranhado, desgastando a faca.

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Após o experimento , foi observado que ocorreu a  Eletrólise ígnea do cloreto de sódio.
No qual , em meio aquoso sofre  o NaCl sofre dissociação, produzindo os íons:

NaCl → Na⁺ + Cl⁻

O lado negativo da bateria oferece elétrons para um dos eletrodos, que se torna o cátodo ou polo negativo. Tendo em vista que esse é negativo,  e atrai os cátions Na⁺ que estão no meio  líquido. Tais  íons recebem os elétrons do cátodo e, nesse eletrodo. Gerando a semirreação de redução:

Semirreação no cátodo: redução:
Na⁺(l) + e⁻ → Na(s)
Formando  sódio metálico.

Semirreação no ânodo: oxidação:
2Cl⁻(l) → 2 e⁻ + 1Cl ₂(g)

Também foi notado a Eletrólise aquosa do cloreto de sódio
Nessa caso  , a partir da dissociação dos íons de NaCl na água , o H2O se altera , sendo o íon de H+ que sofrerá redução e o Cloro oxidação.

Semirreação de redução do Hidrogênio .
2 H+ + 2e- = H2

Tal reação forma soda cáustica (NaOH), gás hidrogênio (H ₂) e gás cloro (Cl ₂).

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A partir dos resultados , notamos que existe uma relação para que tais íons fossem "selecionados"  para o processo de eletrolise. Isso se deve pois o íon menos reativo será o que descarregará em cada eletrodo. Sendo assim , no caso da redução , como o Na+  é mais reativo , o H2 que reduz, mesmo caso do  Cl-   ( oxidar ) sendo menos reativo que a hidroxila. Também foi sentido um cheiro de 'piscina" , por conta da presença do cloro na reação , além da formação de pequenas bolhas no processo, por conta do hidrogênio.
Ao final, o meio ficou básico devido a presença do  NaOH.

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Através dos experimentos realizados, foi comprovado que graças ao fornecimento de energia elétrica por meio de uma fonte geradora em materiais específicos, para realizar o processo de eletrólise em meio aquoso, é possível tanto purificar ou proteger (revestir) vários metais, de modo que esse metal nobre sirva como um revestimento para o outro menos nobre (o chamado processo de Galvanização), quanto também obter produtos químicos que não são encontrados de forma isolada na natureza.