Corrosão de Metais

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE MINAS GERAIS
Departamento de Química
Química Geral Prática
Nomes: João Paulo Magalhães
 João Pedro de Carvalho
 	 Turma: U2C
Professora: Elene Cristina Pereira Maia
Data de realização da prática: 27/05 e 10/06/2010
Corrosão
Introdução 
	De acordo com a página 50 da apostila de práticas de laboratório
Objetivo
	Os metais possuem importância estratégica na conjuntura mundial. São utilizados em diversas áreas, seja como matéria prima na produção de carros e casas ou como reserva financeira, dentre outros. Porém, toda sua longevidade está, na maioria dos casos, relacionada a como tal metal reage, química e/ou eletroquimicamente, à agentes corrosivos presentes no meio. Tal deterioração do metal é denominada corrosão e compreendê-la melhor ajuda na elaboração de ligas metálicas melhores e no aumento da longevidade dos metais já pré-existentes.
Procedimento
	De acordo com as páginas 52,53 e 54 da apostila de práticas de laboratório
Resultados e Discussão
	Corrosão do Ferro na atmosfera
Ao colocarmos a palha de aço no fundo da proveta e enchendo-a de água medimos o nível da água e encontramos 15,0 cm. Após 2 semanas medimos novamente e o valor visto foi de 11,5 cm. Logo, houve variação de (3,5 ( 0,05)cm. Percebemos que a palha de aço oxidou, resultando na sua coloração avermelhada. As seguintes reações ocorreram na proveta:
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)
Em grandes concentrações de oxigênio também ocorrem:
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 
2Fe(OH)3(aq) ( Fe2O3 . H2O(s) + 2 H2O(l) (O Fe(OH)3(aq) é um composto instável )
Pelas equações, percebe-se o consumo de oxigênio, presente no ar atmosférico a uma porcentagem de 20,9% aproxidamente, o que causa uma diminuição do volume de ar dentro da proveta. Assim, a pressão interna fica menor que a atmosférica e o nível de água sobe na proveta para equilibrar tal discrepância.
	
Corrosão Úmida do Ferro
Para tal experiência foram utilizados pregos limpos e polidos, com aparência similar e em bom estado de conservação.
Tubo 1: Água de torneira
Houve o aparecimento de ferrugem, porém em pequena escala. A corrosão é favorecida, principalmente, pelos íons presentes na água, como o cloreto, fluoreto e outros. Sua equação é a mesma da Corrosão do Ferro na atmosfera, e a maior quantidade de ferrugem na palha se explica pela maior superfície de contato dela comparado ao prego.
Tubo 2: HCl p.a. diluído( 3 mol/L )
Houve a corrosão do ferro com a liberação de gás hidrogênio de acordo com a equação:
Fe(s) + 2HCl(aq)( FeCl2(s) + H2(g)
O composto FeCl2 é o responsável pela presença da coloração esverdeada na solução. O ataque ao ferro é diretamente proporcional à concentração do ácido usada e em meios menos ácidos, a presença de traços de FeCl3 (resultado da oxidação do FeCl2) pode levar a formação de traços de Fe2O3 de acordo com a reação:
2FeCl3(s) + 6H2O(l) ( 2Fe(OH)3 (aq) + 6HCl(aq)
2Fe(OH)3(aq) ( Fe2O3 . H2O(s) + 2 H2O(l)
 	O Fe2O3 é o responsável pela coloração alaranjada na solução. Percebe-se, assim, que o íons Fe3+ é mais presente neste tubo.
Tubo 3: HCl p.a. ( 6 mol/L )
Houve a corrosão do prego com a subseqüente liberação de gás hidrogênio e formação do composto FeCl2. Porém o Fe2+ é mais estável em meios mais ácidos e reage de tal maneira:
FeCl2(s) + 2H2O(l) ( Fe(OH)2 (aq) + 2HCl(aq)
3Fe(OH)2(aq) ( Fe3O4(s) + 2H2O(l) + H2(g)
Tubo 4: NaOH ( 0,1 mol/L )
Não houve corrosão visível. A alta presença de íons OH- leva a formação de Fe(OH)2 que em meio alcalino se torna insolúvel e adere ao metal, protegendo-o do ataque. 
Tubo 5: H2SO4 (3,5 mol/L )
Houve a corrosão quase total do prego com a formação de precipitado preto, além da liberação de gás hidrogênio. A reação pode ser descrita como:
Fe(s) + H2SO4(aq)( FeSO4(s) + H2(g)
O sulfato ferroso, por ser pouco solúvel, se cristaliza sobre o metal e é o responsável pela coloração preta.
Tubo 6: H2SO4 conc.
Houve uma certa corrosão do prego, com a formação de um precipitado preto, mas a corrosão foi muito menor que a do H2SO4 com concentração de 3,5 mol/L, pois o ácido concentrado tem muito pouco H+ dissociado na água, logo não haverá tanta reação com o prego. O pouco de reação que ocorreu pode ser descrita como:
Fe(s) + H2SO4(aq)( FeSO4(s) + H2(g)
Tubo 7: NaCl a 5%
Houve a corrosão do prego e a solução ficou alaranjada. A equação é a mesma observada no tubo contendo água da torneira, porém a presença de íons, eletrólitos, favorece a oxidação do ferro.
Tubo 8: Somente a lâmina de ferro
Houve o aparecimento de pequena quantidade de ferrugem, graças a umidade do ar. Logo, tal reação foi a mais lenta devido a pequena presença de água no sistema. A equação é a mesma do tubo contendo água de torneira.
	Corrosão na Linha D’água
Ao mergulharmos o prego nas soluções, formamos uma pilha. Na solução de água de torneira houve mais corrosão, enquanto na de NaCl apareceu uma grande quantidade de precipitado verde (FeCl2). Observamos também uma linha de ferrugem na interface água/ar e realizamos que uma pilha foi formada (graças a diferença de potencial água/ar), na qual a parte acima da linha d’água se comporta como um cátodo e a lâmina de ferro como um ânodo. Ocorrem as seguintes reações no ânodo e cátodo,respectivamente:
Fe(s) ( Fe2+(aq) + 2e- ε = 0,44V
1/2O2(g)+ H2O(l) + 2e- ( 2OH- (aq) ε = 0,401V
Fe(s) + 1/2O2(g) + H2O(l) (Fe(OH)2 (aq) ε = 0,841V
Em meios aerados temos a seguinte reação:
2Fe(OH)2 (aq) + 1/2O2(g) + H2O(l) (2Fe(OH)3(aq)
O composto Fe(OH)3(aq) é um precipitado esponjoso coloidal amarelado responsável pela coloração na solução.
Já em meios com pouco oxigênio, tem-se:
3Fe(OH)2 (aq) ( Fe3O4(s) + 2H2O(l) + H2(g)
Verificação das áreas Anódicas e Catódicas
Após adicionarmos o indicador, observamos a aparição de pontos azuis no centro da gota, e uma coloração rosa na borda da gota. Como está em meio aquoso o ferro oxida (Fe(s) ( Fe2+(aq) + 2e- ), como o oxigênio é mais abundante no ar, do que na gota, o ferro oxida-se preferencialmente na borda da gota, pois é o local que o oxigênio do ar passa para a gota mais facilmente, como ocorre oxidação esse local é a área anódica, e de acordo com a reação que seu segue, libera o íon OH- comprovamos isso pela tonalidade da fenolftaleína ter ficado rosa. 1/2O2(g)+ H2O(l) + 2e- ( 2OH- (aq)
O Fe2+(aq) resultante vai para o centro da bolha e reage com o K3[Fe(CN)6], formando um precipitado azul, como essa região reduz, essa é a área catódica.
3Fe2+(aq) + 6OH- (aq) + 2K3[Fe(CN)6](aq) ( Fe3[Fe(CN)6] 2(s) + 6KOH(aq)
Corrosão sob tensão
Quando mergulhamos o ferro na solução de NaCl a 5%, não observamos nada inicialmente, mas uma semana depois percebemos que houve corrosão do prego, principalmente nas extremidades do prego, e que a solução tinha uma coloração castanho avermelhada. O responsável pela coloração é .o Fe2O3 . H2O(s). As equações podem ser representadas por:
 
Fe2+(aq) + 2OH- (aq) ( Fe(OH)2(aq) 
2Fe(OH)2(aq) + H2O(l) + 1/2O2(g) ( 2Fe(OH)3(aq) 
2Fe(OH)3(aq) ( Fe2O3 . H2O(s) + 2 H2O(l)	 
Quando mergulhamos o ferro na solução de HCl a 6 mol/L, logo apareceu bolhas evidenciado a liberação de um gás, após uma semana percebemos que o ferro oxidou mais do que na solução de NaCl, também com maior intensidade nas extremidades do prego. A equação é dada por: 
Fe(s) + 2HCl(aq)( FeCl2(s) + H2(g)
Percebemos também que a solução tinha uma coloração verde, graças ao FeCl2, que é verde e solúvel, e ao fato de que quanto mais ácido o meio, mais estável é o Fe2+.
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. É caracterizada pela formação de trincas,o que favorece a ruptura do material.
Corrosão Galvânica
Feita a montagem, após algum tempo, observamos que no sistema (Fe:Cu) a placa de ferro sofreu oxidação liberando o íon Fe2+. Portanto, ao redor dessa placa, surgiu uma coloração azul evidenciada pelo indicador ferroxílico – já que havia a presença desse íon ferro II. 
3Fe2+(aq) + 6OH- (aq) + 2K3[Fe(CN)6](aq) ( Fe3[Fe(CN)6] 2(s) + 6KOH(aq)
Anodo: Fe(s) → Fe2+(aq) + 2e- Eº=0,44V
	
	Perto da placa de cobre percebemos uma coloração rosa, isso porque a água reduz e libera íons hidroxilas que são evidenciados pela fenolftaleína:
Cátado: 1/2O2(g) + 2e- + H2O(l) → 2OH-(aq) Eº=1,23V
	Na segunda montagem, sistema (Fe:Zn), o Zn tem potencial menor de oxidação, logo ele oxida ao invés do ferro, e a água reduz no lugar do ferro, logo não haverá íons Fe2+ + na solução e o indicador não irá ficar azul. Mas como a água reduz, libera íons OH- que foram comprovados após a adição de fenolftaleína na solução indicadora.
Anodo: Zn(s) → 2Fe+(aq) + 4e- Eº=0,76V
Cátado: 1/2O2(g) + 2e- + H2O(l) → 2OH-(aq) Eº=1,23V
Conclusão
O conhecimento sobre os metais é de grande importância, pois quase tudo ao nosso redor é composto de metais. Então, conhecer os motivos e os fatores que contribuem para sua deterioração, bem como os meios de minimizar esses danos, é de suma importância, pois assim aumentaremos sua estabilidade e vida útil, o que acarretará em menores custos e menores agressões ao meio ambiente.
Referências Bibliográficas 
Demichelli, C.P.;Souza A.L.A.B.;Santos E.N.;Reis G.F.A.;Carvalho M.E.M.D.;Fabiano R.L.;Borges R.H.U.;Carvalho S.; ‘Práticas de Química Geral’ 1º Semestre 2010 ; Ed. UFMG