relatorio 8

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE MINAS GERAIS – UFMG
Curso de Graduação de Farmácia
Disciplina: Química Geral Experimental F- U7B
Educadora: Elizângela A. Santos
Camila Oliveira - 2011025464
 Gliciene Oliveira - 2010025673
EXPERIÊNCIA N° 08 (26/05/2011) 
Corrosão
Belo Horizonte
Maio / 2011
Introdução
A corrosão é um processo resultante da ação do meio sobre um determinado material, causando sua deterioração. Cientificamente, o termo corrosão tem sido empregado para designar o processo de destruição total, parcial, superficial ou estrutural dos materiais por um ataque eletroquímico, químico ou eletrolítico.
A corrosão metálica é a transformação de um material metálico ou liga metálica pela sua interação química ou eletroquímica num determinado meio de exposição, processo que resulta na formação de produtos de corrosão e na libertação de energia.
A corrosão pode ser vista como nada mais que a tendência ao retorno para um composto estável. Assim, por exemplo, quando uma peça de aço enferruja, o ferro, principal componente, está retornando à forma de óxido, que é o composto original do minério.
Objetivos:
Analisar experiências relativas à corrosão úmida do ferro.
Obs: Os procedimentos 1,2,3 e 5 foram previamente preparados por outra turma (aproximadamente sete dias antes da prática) e deixados em estado de repouso, sendo apenas analisados no relatório a seguir.
Procedimentos:
Procedimento 1
Corrosão do ferro na atmosfera:
Em um experimento contendo um pedaço de palha de aço no fundo de uma proveta de aproximadamente 40 cm foi adicionado água e posteriormente emborcado em um béquer que também continha água de maneira que deixasse o ar penetrar cerca de 10 cm da proveta. 
Procedimento 2
Corrosão úmida do ferro:
Neste experimento, a fim de comparar a natureza do meio, foram escolhidos reagentes em diferentes concentrações. Sendo assim, 9 pregos de ferro (4cm x 1cm), previamente limpos, foram mergulhados nas seguintes soluções:
- Tubo 1 – água de torneira;
- Tubo 2 – HCl p.a. diluído (3 mol L-1);
- Tubo 3 – HCl p.a. (6 mol L-1);
- Tubo 4 – NaOH (0,1 mol L-1);
- Tubo 5 – H2SO4 (3,5 mol L-1);
- Tubo 6 – H2SO4 conc.
- Tubo 7 – NaCl a 5 %.
- Tubo 8 – Somente a lâmina de ferro.
Procedimento 3
Corrosão na linha D’água.
Neste experimento um prego de ferro foi mergulhado em dois tubos de ensaio contendo as soluções a seguir, e logo após foram tampados.
- Tubo 1 – água de torneira. 
- Tubo 2 – NaCl a 5 %. 
Procedimento 4
Verificação das áreas Anódicas e Catódicas:
Colocou-se em uma placa de ferro limpa (decapada com HCL, lavada e seca), 2 gotas de solução (já preparada) de NaCL contendo K3[Fe(CN)6] ( indicador ferroxílico) e fenolftaleína. 
Procedimento 5
Corrosão sob tensão:
Sabe-se que a “tensão’’ interna do material resulta da aplicação de esforço atuante ou pode ser a tensão residual resultante de um esforço sofrido pela peça (esmagamento, solda e etc), que é o caso do prego onde a cabeça e a ponta foram esmagados na sua fabricação. 
Com base nisso , neste experimento, mergulhou-se um prego nas seguintes soluções:
- Tubo 1 – NaCl a 5 %. 
- Tubo 2 – HCl a 6 mol L-1. 
Procedimento 6
Corrosão galvânica:
A corrosão galvânica ocorre quando se justapõem dois metais diferentes expostos a um meio corrosivo. Diante disso foi mergulhado em um béquer de 50 ml, contendo 3 ml de uma solução indicadora (NaCl contendo K3[Fe(CN)6] (indicador ferroxílico) e fenolftaleína), peças de Fe: Cu e Fe: Zn unidas por um fio de cobre soldado (condutor). 
 
Resultados e Discussões
Procedimento 1: Corrosão do ferro na atmosfera.
Foi possível observar, após uma semana, uma mudança na coloração da porção mais exposta da palha de aço ao oxigênio e a água, que se encontravam no interior da proveta. Essa parte da palha de aço adquiriu uma cor alaranjada, o que é explicado de acordo com as seguintes reações:
Reação 1: Fe(s) + H2O(l) + 1/2O2(g) → Fe(OH)2(aq)
Nesta reação, o ferro metálico é oxidado à Fe2+ na presença de água e oxigênio gasoso.
Reação 2: Fe(OH)2(aq) + H2O(l) +3/2O2(g) → Fe(OH)3(aq) + H2O(l)
Esta reação ocorre apenas na presença de O2(g), e o hidróxido produzido - Fe(OH)3(aq) – é rapidamente decomposto.
Reação 3: Fe(OH)3(aq) → H2O(l) + Fe2O3(s)
Como o hidróxido Fe(OH)3 é um composto instável, há uma rápida degradação deste composto em Fe2O3(s), sólido comumente chamado de “ferrugem”, de coloração vermelho-acobreado e textura áspera.
Observou-se também que no interior da proveta houve um decréscimo no volume de ar e consequentemente um aumento no volume da água. O volume de ar diminui devido ao consumo do oxigênio, O2, na oxidação do Bombril. Com isso, a pressão atmosférica “empurra” a água para a coluna de água.
Procedimento 2: Corrosão úmida do ferro.
Lista de reações:
Reação 1: Fe(s) + H2O(l) + 1/2O2(g) → Fe(OH)2(aq)
Reação 2: Fe(OH)2(aq) + H2O(l) +3/2O2(g) → Fe(OH)3(aq) + H2O(l)
Reação 3: Fe(OH)3(aq) → H2O(l) + Fe2O3(s)
Reação 4: Fe(OH)2(aq) → H2O(l) + H2(g) + Fe3O4(s)
Reação 5: 2Fe(s) + 6HCl(aq) → 2FeCl2(s) + 4H2(g)
Reação 6: Fe(s) + H2SO4 → H2(g) + FeSO4(s)
	Tubos
	Solução a que o ferro foi exposto
	Aspecto inicial
	Corrosão
Sim\ Não
	Equações envolvidas
	Justificativa
	01
	água de torneira
	Normal
	Sim
	Reações: 1,2 e 3
	Na presença de O2 e H2O o ferro oxida.
	02
	HCl p.a. diluído (3 mol L-1)
	Normal
	Sim
	Reação 5
	Houve oxidação do prego em concordância com a reação 5, com formação do sólido FeCl2(s), cuja coloração característica é o verde. Ocorreu a liberação do gás H2.
	03
	HCl p.a. (6 mol L-1).
	Normal
	Sim
	Reação 5
	O resultado observado foi o mesmo do tubo 2. Porém, a corrosão do prego se deu com uma maior intensidade, porque a concentração do ácido corrosivo no tubo 3 é maior do que no tubo 2, o que aumenta a velocidade da reação.
	04
	NaOH (0,1 mol L -1).
	Normal
	Não
	Reações: 1 e 2
	Não há evidencias macroscópicas de que houve uma reação, todavia, sabe-se que o ferro oxidará em meio aquoso; portanto, há formação de hidróxido de ferro, Fe(OH)2 , de acordo com as reações 1 e 2. Este composto deposita-se sobre o prego, protegendo-o da corrosão e cessando assim as reações, pois o meio alcalino ‘impede’ que o hidróxido formado se solubilize.
	05
	H2SO4 (3,5 mol L -1).
	Normal
	Sim
	Reação 6
	O ácido estava diluído, logo, os íons em solução atacaram o prego, corroendo. Formou-se um precipitado azul claro (FeSO4) sobre o ferro.
	06
	H2SO4 conc.
	Normal
	Não
	Reação 6
	Não ocorreu reação em níveis significativos, uma vez que a alta concentração de ácido sulfúrico (aproximadamente 97%) dificulta a formação de íons H+ dissociados em solução, impedindo assim a ocorrência da corrosão descrita pela reação 6.
	07
	NaCL a 5 %
	Normal
	Sim 
	Reações: 1,2 e 3
	As reações de corrosão são as mesmas apresentadas no tubo 1, todavia, a presença de um maior número de eletrólitos por causa do NaCl dissolvido intensifica a corrosão.
	08
	Somente a lâmina de ferro.
	Normal
	Não
	
	Tempo insuficiente para se observar uma reação.
 
Procedimento 3: Corrosão na linha D’água.
No Tubo 1 (água de torneira) a corrosão ocorreu da linha d’água em direção a porção submersa, uma vez que a solução é rica em oxigênio. A solução passou a apresentar uma coloração amarelada, devido a formação do hidróxido férrico, Fe(OH)3 (s).
Fe (OH2) (aq) + ½ H2O (l) + ½ O2 (aq) → Fe(OH)3 (s) 
							 (amarelado)														
No Tubo 2 (NaCl a 5 %) houve formação de precipitado, e por ser um meio pobre em oxigênio a solução apresentou uma coloração esverdeada.
Fe(OH)2(aq) → H2O(l) + H2(g) + Fe3O4(s)		 	 (preto esverdeado)
Procedimento 4: Verificação das áreas Anódicas e Catódicas
O líquido gotejado no ferro era uma solução dos seguintes indicadores: 
1- fenolftaleína, que torna a solução rosa, quando esta apresenta íons hidroxila, a qual caracteriza um meio básico;
 2- K3[Fe(CN)6], indicador de Fe2+ em solução, cuja coloração característica na presençadesses íons é o azul. 
Verificou-se que a borda da gota que estava sobre a placa de ferro - local onde há contato do ferro com O2(g) – adquiriu a coloração rosa, o que indica excesso de OH- na região. O centro da gota adquiriu a coloração azul , o que indica que houve a oxidação do Fe(s) a Fe2+(aq) 
Sabendo que no ânodo ocorre uma reação de oxidação e no cátodo, uma reação de redução, concluímos que o centro da gota (azul) é o ânodo e a borda (rosa) é o cátodo. Isso é verificado de acordo com aa reações a seguir: 
 Fe(s) → Fe2+(aq) + 2e- 
 			 H2O(s) + ½ O2 (g) + 2e- → 2OH-(aq) 
 			--------------------------------------------------------
 Fe(s) + H2O (l) + ½ O2 (aq) → Fe 2+(aq) + 2OH-(aq) 
Procedimento 5: Corrosão sob tensão.
Os pregos nos tubos de ensaio, após uma semana, apresentaram corrosões diferenciadas. No tubo 1 o prego enferrujou-se de acordo com as seguintes reações:
Fe(s) + H2O(l) + 1/2O2(g) → Fe(OH)2(aq)
Fe(OH)2(aq) + H2O(l) +3/2O2(g) → Fe(OH)3(aq) + H2O(l)
Fe(OH)3(aq) → H2O(l) + Fe2O3(s)
Já o prego do tubo 2 corroeu-se de acordo com a seguinte reação, formando o sólido FeCl2(s), cuja coloração característica é o verde:
2Fe(s) + 6HCl(aq) → 2FeCl2(s) + 4H2(g)
Além destes aspectos, observou-se a presença de fissuras ao longo da estrutura do ferro indicando o efeito da tensão mecânica em conjunto com a tensão corrosiva.
	
	
	
Procedimento 6: Corrosão galvânica
Ocorre quando há o encontro de dois metais que apresentam diferentes potenciais elétricos. É provavelmente o tipo mais comum de corrosão.
Dois eletrodos de materiais diferentes são imersos em um eletrólito e são eletricamente ligados entre si. Nessas condições, é necessário que os materiais do anodo e catodo sejam diferentes, ou melhor, apresentem potenciais de oxidação (tensão gerada por cada em relação a um eletrodo neutro de referência) diferentes. 
Reação entre as peças Fe:Cu:
Fe(s) → Fe2+(aq) + 2e- ε = +0,44V (reação anódica)
Cu2+(aq) + 2e- → Cu(s) ε = +0,34V (reação catódica)
-----------------------------------------------------------------
Fe(s) + Cu2+(aq) → Fe2+(aq) + Cu(s) ∆ ε = +0,78V
Reação entre as peças Fe:Zn:
Fe2+(aq) + 2e- → Fe(s) ε = -0,44V (reação catódica)
Zn(s) → Zn2+(aq) + 2e- ε = +0,76V (reação anódica)
----------------------------------------------------------------
Fe2+(aq) + Zn(s) → Fe(s) + Zn2+(aq) ∆ ε = +0,32V
Conclusão:
Ao avaliarmos os diferentes tipos de corrosão, tem-se um conjunto de fenômenos químicos que representam situações comuns no dia-a-dia. Além disso, verificamos que este tema permite identificar diversos conteúdos, como reações de compostos inorgânicos, oxi-redução, cinética química, equilíbrio químico e eletroquímica.
Referências:
Tito/Canto; “Química na abordagem do cotidiano – volume único”; Ed. Moderna.
Mortimer, Eduard Fleury; Química, volume único: ensino médio/ Eduard Fleury Mortimer, Andréa Horta Machado. São Paulo: Scipione, 2005.