Relatório - Corrosão

Prévia do material em texto

UNIVERSIDADE FEDERAL DE MINAS GERAIS
Departamento de Química
Química Geral Prática
Nome: Ana Carolina Arantes Araújo 
	Luís Henrique Eduardo Bastos	
	Marcos Murta Tanure
Turma: U2A 
Prof.: Cynthia Peres Demicheli
Data de realização da prática: 06/11/2008
Corrosão
Introdução: 
A corrosão pode ser conceituada como a deterioração de um material, geralmente metálico, por ação química ou eletroquímica do meio ambiente aliada ou não a esforços mecânicos. Essa deterioração causada pela interação físico-química entre o material e seu meio representa alterações prejudiciais consideráveis, tais como desgaste, variações químicas, etc. 
Formação de um precipitado avermelhado, diminuição da massa do sólido, liberação de gás, entre outras, são evidências da ocorrência de corrosão, na qual deve-se observar os reagentes participantes da reação e os meios considerados corrosivos, além das circunstâncias em que estão esses meios quando em contato com os reagentes.
Os metais, cuja ocorrência da corrosão é grande, são geralmente encontrados na natureza sob forma de compostos (óxidos e sulfetos metálicos). Por isso, eles tendem a reagir espontaneamente com os líquidos ou gases do meio ambiente em que são colocados, ocorrendo, então, a corrosão. O ferro, por exemplo, se enferruja ao ar e na água; e a prata normalmente escurece quando exposta ao ar. 
O conhecimento do processo de corrosão é, pois, de grande importância, uma vez que, conhecendo-se suas causas, é possível minimizar seus efeitos ou até mesmo preveni-la.
Objetivos: 
Executar experiências relativas à corrosão úmida do ferro;
Observar os fatos que comprovam a ação corrosiva; 
Estudar os diferentes tipos de corrosão a que os metais são submetidos.
Procedimentos e Discussão: 
Corrosão do Ferro na atmosfera
Colocamos um pedaço de palha de aço no fundo de uma proveta para gás (ou tubo com cerca de 40 cm) e enchemos de água, fazendo com que a mesma penetrasse na malha da palha de aço. 
Emborcamos essa proveta em um béquer que continha água e deixamos que o ar penetrasse cerca de 10cm, ver Figura 1. 
Marcamos o nível da água na proveta e datamos.
Figura 1: Modelo do experimento
30/10 (dia inicial dos procedimentos) - o nível da água era de (31,00 ( 0,05)cm,
06/11 (após uma semana) - percebemos que houve uma variação do nível da coluna de água, sendo que ela subiu (3,00 ( 0,05)cm. 
A palha de aço enferrujou-se, comprovando a ocorrência de uma oxidação. O processo pode ser representado pelas equações abaixo:
 
2Fe(s) ( 2Fe2+(aq) + 4e-
O2(g)+ 2H2O(l) + 4e- ( 4OH- (aq)
2Fe(s) + O2(g) + 2H2O(l) ( 2Fe2+(aq) + 4OH- (aq) 
2Fe2+(aq) + 4OH- (aq) ( 2Fe(OH)2(aq) [Equação 1]
Como ainda tem-se um teor elevado de O2(g) acontecerá outras reações:
Fe(s) ( Fe2+(aq) + 2e- 
1/2O2(g)+ H2O(l) + 2e- ( 2OH- (aq) 
Fe(s) + 1/2O2(g) + H2O(l) ( Fe2+(aq) + 2OH- (aq) 
2Fe(OH)2(aq) + H2O(l) + 1/2O2(g) ( 2Fe(OH)3(aq) [Equação 2]
 
Como o composto Fe(OH)3(aq) não é estável, acontece a precipitação:
2Fe(OH)3(aq) ( Fe2O3 . H2O(s) + 2 H2O(l)	 [Equação 3]
O composto Fe2O3 . H2O(s) é alaranjado, por isso verifica-se que a palha de aço que esta em contato com o oxigênio contido no tubo, tornasse dessa cor. Em relação à elevação da coluna de água, o fato fica claro após analisar as reações mostradas acima. Com o consumo do oxigênio, a pressão interna do tubo fica menor do que a pressão externa, isso faz com que a pressão atmosférica force a água a entrar pelo tubo e assim seu nível aumenta. Isso acontece à medida que acorrem variações das pressões externa e interna.
Corrosão úmida do Ferro
Para comparar a natureza do meio, foram escolhidos diferentes reagentes em diferentes concentrações. Pegamos 9 pequenos pregos de ferro e, após limpá-los, os mergulhamos completamente em tubos de ensaio contendo as soluções:
Tubo 1 = Água de torneira; 
Tubo 2 = HCl (3 mol.L-1);
Tubo 3 = HCl (6 mol.L-1); 
Tuba 4 = NaOH (0,1 mol.L-1);
Tubo 5 = H2SO4 (3,5 mol.L-1);
Tubo 6 = H2SO4 (concentrado);
Tubo 7 = NaCl (5%);
Tubo 8 = Somente o prego de ferro. 
Água de torneira: 
Inicialmente nada ocorreu, mas após uma semana a solução ficou cor de ferrugem, e formou se precipitado da mesma cor. O processo pode ser representado pela Equação 1, e como a água tem alto teor de oxigênio, a Equação 2 também acontecerá. Como o composto Fe2O3 . H2O(s) é menos denso do que a água, o precipitado fica em suspensão na solução.
HCl (3 mol.L-1):
Ao colocarmos o prego dentro da solução de HCl, verificamos a liberação de um gás. As reações ocorridas são as seguintes:
 
Fe(s) ( Fe2+(aq) + 2e-
2H+(aq) + 2e- ( H2(g)
Fe(s) + 2H+(aq) ( Fe2+(aq) + H2(g) [Equação 4]
O H+(aq) é fornecido pelo ácido clorídrico (HCl), então podemos escrever a mesma reação da seguinte forma:
Fe(s) + 2HCl(aq)( FeCl2(s) + H2(g) [Equação 5]
O ferro oxida mais uma vez mudando seu NOX de +2 para +3 originando FeCl3(s) e este por sua vez irá reagir com a água formando um óxido de cor alaranjada, conforme reação abaixo:
2FeCl3(s) + 6H2O(l) ( 2Fe(OH)3 (aq) + 6HCl(aq)	 [Equação 6]
O HCl acelera o processo de oxidação do ferro, pois facilita o transporte de elétrons na solução.
HCl (6 mol.L-1):
Inicialmente, a solução agiu de mesma forma que a anterior, porém mais rapidamente devida a maior concentração do HCl. Uma semana após, o prego desta solução estava quase pela metade, bastante corroído. A solução tornou se esverdeada e o precipitado formado, de cor negra, encontrou-se no fundo do tubo. No processo, ocorreu inicialmente as Equações 4 e 5, devido a grande concentração de HCl, mas não atinge a próxima etapa do item anterior (Equação 6), agindo de acordo com a equação seguinte:
FeCl2(s) + 2H2O(l) ( Fe(OH)2 (aq) + 2HCl(aq) [Equação 7]
Como o composto Fe(OH)2 (aq) também não é estável, ocorrerá a precipitação conforme equação abaixo:
3Fe(OH)2(aq) ( Fe3O4(s) + 2H2O(l) + H2(g) [Equação 8]
O composto Fe3O4(s) é o precipitado negro formado.
NaOH:
No primeiro momento não ocorreu nada com a solução, e uma semana após também não. Não houve corrosão em nenhum momento do processo, entretanto, observamos uma leve diminuição do brilho metálico do prego. 
H2SO4 (3,5 mol.L-1):
Inicialmente houve liberação de gás comprovando a ocorrência de reação. Uma semana depois, havia um precipitado formado por cristais transparentes e corpos pretos, alguns cristais estavam fixados no prego. O gás que foi liberado durante a reação estava condensado nas paredes do tubo. O processo pode ser representado pela Equação 4. Que também pode ser vista pela seguinte equação:
Fe(s) + H2SO4(aq)( FeSO4(s) + H2(g) [Equação 9]
 
H2SO4 (concentrado):
Inicialmente o prego fica acinzentado e a reação ocorre com mais facilidade do que a do item anterior, mas o processo é exatamente o mesmo. Ocorre mais rapidamente devido a maior disponibilidade íons H+ no meio. As equações são as mesmas do processo anterior.
NaCl (5%):
No primeiro momento não houve ocorrência de reação. Uma semana depois verificamos que tinha um precipitado alaranjado e o prego escureceu, a solução ficou pouco turva. O que ocorreu, na verdade, foi a mesma reação observada quando se colocou o prego dentro de um tubo com água de torneira.Porém nesse caso o NaCl vai apenas facilitar o transporte de elétrons, fazendo com que a reação ocorra com maior velocidade.
Somente o prego de ferro:
Inicialmente nada ocorreu. Uma semana depois é possível perceber que houve uma pequena corrosão na parte de cima do ferro. Essa reação também é a mesma que ocorre no caso da água de torneira, isso por causa da umidade do ar. Portanto é possível deduzir que a reação será mais lenta do que nos outros casos. 
Corrosão na Linha D’água ou Aeração Diferencial
Ela ocorre quando uma parte do metal é exposta a diferentes concentrações de ar ou é imersa em regiões diferentemente aeradas ou com outros gases dissolvidos. Essa variação de concentração de gases provoca uma diferença de potencial entre as partes do metal.
Pegamos 2 pregos de ferro e, após limpa-los, colocamos, parcialmente mergulhados, em tubos de ensaio contendo:
Tubo 1 = Água da torneira;
Tubo 2 = NaCl (5%).
Posteriormente tampamos os dois tubos de ensaio. No tubo contendo água de torneira não observamos qualquer mudança imediata. Após uma semana, observamos que o prego sofreu uma corrosão mais intensa na região exposta à linha d’água do que nas extremidades. Além disso, houve formação de um precipitado negro no fundo do tubo e a solução apresentou uma coloração bicolor, castanha escura na linha d’água e castanha clara nas partes restantes. Essas reações podem ser explicadas pela diferença de aeração em ambas as partes do prego. A parte que se encontra na linha d’água (catódica) está em contato direto com o oxigênio, sofrendo, assim, uma oxidação mais intensa e uma maior corrosão. Já a extremidade submersa (anódica) está em menor contato com o oxigênio, sofrendo uma oxidação mais lenta. Essas reações podem ser demonstradas pelas Equações 1,2 e 3, nas quais o precipitado castanho é o Fe2O3 e pela seguinte equação:
3Fe(OH)2(aq) ( Fe3O4(s) + 2H2O(l) + H2(g) [Equação 10]
O composto Fe3O4(s) é o precipitado negro formado. 
Já no tubo contendo NaCl, em alguns minutos depois foi possível observar que a solução começou a apresentar coloração amarelada. Depois de uma semana, solução apresentou o mesmo aspecto do tubo de ensaio contendo água de torneira, porém com maior quantidade de precipitado negro. Essas reações são representadas pelas Equações 5 e 6. Conclui-se que houve uma maior quantidade de precipitado negro, assim como uma velocidade maior da reação, devido a uma corrosão mais intensa do ferro, uma vez que este está submerso em uma solução iônica (NaCl), facilitando o transporte de elétrons, ou seja, a oxidação.
Verificação das áreas Anódicas e Catódias
Colocamos em uma placa de ferro limpa (decapada com HCl, lavada e seca) 2 gotas de solução de NaCl contendo K3[Fe(CN)6](indicador de Fe2+) e fenolftaleína (indicador de OH-).
Após alguns minutos, observamos que a gota apresentou uma coloração rósea nas extremidades e um precipitado azul-escuro no centro. Concluímos que o Ferro sofreu oxidação, promovida por oxigênio em presença de água, como demonstrado na Equação 1. 
O Fe2+(aq) resultante da reação reage com o Ferricianeto de Potássio, resultando no precipitado azul de Ferricianeto de Ferro, Fe3[Fe(CN)6] 2 (s), como demonstrado nas equações:
3Fe(s) ( 3Fe2+(aq) + 6e- 
3/2O2(g)+ 3H2O(l) + 6e- ( 6OH- (aq) 
3Fe(s) + 3/2O2(g) + 3H2O(l) ( 3Fe2+(aq) + 6OH- (aq) 
3Fe2+(aq) + 6OH- (aq) + 2K3[Fe(CN)6](aq) ( Fe3[Fe(CN)6] 2(s) + 6KOH(aq) [Equação 11]
Na região central da gota (anôdo) formou-se o precipitado e os elétrons orientados dessa oxidação migraram para a periferia (cátodo), proporcionando a redução do oxigênio em presença da água, originando o Íon Hidróxido, que ficará rósea em presença do indicador fenolftaleína.
Corrosão sob Tensão
A corrosão sob tensão é o efeito combinado das tensões mecânicas e do meio corrosivo, levando o material metálico à fratura, a uma tensão muito menor do que a que o metal resiste em meio não corrosivo. Uma observação importante desse tipo de corrosão é que não se observa perda da massa do material, que permanece com um bom aspecto até que ocorra a fratura. O tempo para ocorrer essa corrosão depende da tensão, da natureza e concentração do meio corrosivo, da temperatura do meio, da estrutura e da composição do material. Os fenômenos associados à corrosão sob tensão são aquelas onde mais se pode observar a interação das tensões estáticas com a corrosão: deformação do material, pequena dissolução e pequenas fraturas.
Pegamos 2 pregos grandes e, após limpa-los, colocamos em dois tubos de ensaio contendo: 
Tubo 1 = NaCl (5%);
Tubo 2 = HCl (1:1). 
Na solução de NaCl, nada ocorreu inicialmente. Uma semana depois, a solução ficou turva, e o prego de ferro liberou uma substância avermelhada, sendo mais intensa a corrosão nas extremidades do mesmo, devido à maior concentração de elétrons nessa região. Essas reações podem ser representadas pelas Equações 1, 2 e 3, nas quais o precipitado avermelhado é o composto Fe2O3 . H2O(s).
Na solução de HCl, ocorreu inicialmente a formação de bolhas, evidenciando a liberação de um gás. Após uma semana, o prego sofreu corrosão, com mais intensidade nas extremidades, tendo a solução com uma coloração esverdeada. As reações ocorridas nesse experimento são representadas pelas Equações 4, 5 e 7, nas quais o H+ é fornecido pelo ácido clorídrico (HCl), e a coloração esverdeada é proveniente do precipitado Fe(OH)3 (aq) formado.
Corrosão Galvânica
A corrosão galvânica ocorre quando se tem um metal mergulhado em uma solução contendo íons de um metal considerado catódico em relação ao primeiro.
Pegamos 4 placas metálicas justapostas de Fe:Cu e Fe:Zn, unindo-se essas duas peças formadas por um fio de cobre. Em seguida, mergulhamos essas peças em um béquer contendo uma solução de NaCl (5%) e algumas gotas de indicador ferroxílico. 
Após algum tempo, observamos no primeiro sistema (Fe:Cu) que a placa de ferro sofreu oxidação liberando o íon Fe2+. Portanto, ao redor dessa placa, surgiu uma coloração azul evidenciada pelo indicador ferroxilico – já que havia a presença desse íon. 
Anodo: 2Fe(s) → 2Fe+(aq) + 4e- [Equação 12]
Íons hidroxila são concentrados ao redor da placa de cobre, indicados pela coloração rósea (fenolftaleina). 
Cátado: O2(g) + 4e- + 2H2O(l) → 4OH-(aq) [Equação 13]
No segundo sistema montado (Fe:Zn), não foi observado surgimento de cores.
Como o Zn possui potencial de redução muito menor (mais negativo), a sua tendência é de oxidar, e pela equação global do ferro mais zinco tem-se um potencial negativo, o que indica que a reação não é espontânea:
 Fe(s) ( Fe2+(aq) + 2e- Eº=0,44V
 Zn2+(aq) + 2e- ( Zn(s) Eº= -0,76V 
 
 Zn2+(aq) + Fe(s) ( Fe2+(aq) + Zn(s) Eº= -0,32V [Equação 14]
 Assim não ocorreu corrosão das placas, por isso não houve mudança na coloração e o indicador ferroxílico não acusou a presença do Fe2+ na solução.
Conclusão: 
Concluímos que o conhecimento da corrosão é de grande importância para o homem, uma vez que nossa tecnologia é, em grande parte, baseada no emprego dos metais. Para um maior desempenho desses metais em sua aplicação é importante, então, conhecer os motivos e os fatores que contribuem para sua deterioração, bem como os meios de minimizar esses efeitos. Assim, o conhecimento dos diversos tipos de corrosão, através de experimentos, é um meio imprescindível para o aumento da estabilidade dos metais frente aos agentes agressivos a eles. 
Referências: 
Gentil, Vicente; “Corrosão”; Ed LTC – Universidade Federal do Rio de Janeiro, RJ; 3ª Edição; Capítulo 1, páginas 1 a 8;
“Práticas de Química Geral”; Departamento de Química – ICEx; Universidade Federal de Minas Gerais,MG(2008); páginas 50 a 54.