PRÁTICA 07- Corrosão

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PRÁTICA 07: REAÇÕES REDOX E CORROSÃO 
 
OBJETIVOS: 
- DEMONSTRAR O FENÔMENO DA CORROSÃO DE METAIS COMO O FERRO, 
COBRE E ZINCO E AS REAÇÕES QUÍMICAS PERTINENTES; 
- RELACIONAR A CORROSÃO COM O POTENCIAL DE OXIDAÇÃO DOS METAIS E 
COM A ESPONTANIEDADE DAS REAÇÕES REDOX; 
- DISCUTIR SOBRE AERAÇÃO DIFERENCIAL; 
- DISCUTIR SOBRE PROTEÇÃO CATÓDICA. 
ATENÇÃO: USAR EQUIPAMENTO DE SEGURANÇA INDIVIDUAL (JALECO E ÓCULOS). 
 
INTRODUÇÃO 
 A corrosão é a conversão de um metal em um composto metálico por uma reação 
entre o metal e alguma substância em seu ambiente, sempre resultando em perda de massa 
do metal, o que acaba comprometendo sua estrutura. A ferrugem, por exemplo, envolve a 
reação do oxigênio com o ferro, na presença de água. 
 Para que o processo de corrosão ocorra, é necessária a existência de áreas 
ANÒDICAS (onde ocorrem reações de oxidação) e áreas CATÒDICAS (onde ocorrem 
reações de redução), no material em estudo. Por exemplo, quando um pedaço de ferro é 
exposto ao ar, certas regiões atuam como cátodo e certas regiões como ânodo. 
 As áreas anódicas são identificadas como pontos de tensão no material, como pontas 
e dobras, onde a oxidação do metal é favorecida pela ausência de camada protetora de óxido. 
Elétrons gerados no processso de oxidação do metal são liberados no ânodo. As regiões 
catódicas, por sua vez, estão localizadas na região central do material. 
 A ocorrência de corrosão em um material está intimamente ligada ao potencial de 
oxidação deste e consequentemente com a energia livre de Gibbs (∆G), que nos dá a 
espontaniedade de uma reação, através da equação ∆G = - nFE onde n= número de elétrons 
envolvidos no processo, F- constante de Faraday (96500C) e E= potencial redox de um dado 
metal, encontrados em Tabelas de Potencial Padraõ. 
 
 
 
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MATERIAIS: 
Serão realizados ensaios de corrosão para os seguintes sistemas, 4 ao total: 
 
SISTEMA 01: Composto de placa de Petri contendo um prego dobrado e um prego reto. Meio 
corrosivo: NaCl a 1%, ágar a 1,5%, fenolftaleína e K3[Fe(CN)6]. Preparar na aula e observar 
as alterações após 24 e 48h. 
 
SISTEMA 02: Composto de tubo de ensaio contend um prego. Meio corrosivo: NaCl a 1%, 
ágar a 1,5%, fenolftaleína e K3[Fe(CN)6]. Preparar na aula e observar as alterações após 24 e 
48h. 
 
SISTEMA 03: Composto de placa de Petri contendo um prego ligado a um pedaço de cobre 
por meio de um fio de cobre. Meio corrosivo: NaCl a 1% e ágar a 1,5%. Preparar na aula e 
observar as alterações após 24, 48h e após uma semana. 
 
SISTEMA 04: Composto de placa de Petri contendo um prego ligado a um pedaço de zinco 
por meio de um fio de cobre. Meio corrosivo: NaCl a 1%, ágar a 1,5%, fenolftaleína e 
K3[Fe(CN)6]. Preparar na aula e observar as alterações após 24 e 48h. 
 
PARTE EXPERIMENTAL: 
 
SISTEMA 01: PREGO DOBRADO E UM PREGO RETO. AVALIAR A PRESENÇA DE 
REGIÕES ANÓDICAS E DE REGIÕES CATÓDICAS NO SISTEMA EMESTUDO. 
 
SISTEMA 02: TUBO DE ENSAIO CONTENDO UM PREGO NO MEIO DE ÁGAR, 
FENOLFTALEÍNA E FERRICIANETO DE POTÁSSIO, AVALIAR A CORROSÃO POR 
AERAÇÃO DIFERENCIAL- INFLUÊNCIA DO NÍVEL DE OXIGÊNIO NO PROCESSO DE 
CORROSÃO. 
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SISTEMA 03: PLACA DE PETRI CONTENDO PREGO LIGADO A UM PEDAÇO DE OCBRE 
POR UM FIO DE COBRE. AVALIAR A COLORAÇÃO DESENVOLVIDA NA REGIÃO ENTRE 
OS METAIS. RELACIONAR COM O POTENCIAL REDOX E COM A ESPONTANIEDADE DA 
REAÇÃO. 
 
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SISTEMA 04: PREGO LIGADO A UM PEDAÇO DE ZINCO POR MEIO DE UM FIO DE 
COBRE. RELACIONAR OS VALORES DE POTENCIAL DE OXIDAÇÃO DE AMBOS OS 
METAIS COM A ESPONTANIEDADE DAS REAÇÕES. 
 
 
INFORMAÇÕES ÚTEIS: 
 
Valores dos potenciais redox: 
 
Fe(s)  Fe2+ + 2 e- E= + 0,44V 
Cu(s)  Cu2+ + 2e- E= -0,33V 
Zn(s)  Zn2+ + 2e- E= +0,763V 
 
Reações de oxi-redução envolvendo o oxigênio: 
 
O2(g) + 4H+ + 4e-  2H2O 
O2(g) + 2H2O + 4e-  4OH- 
 
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REAÇÃO ENVOLVENDO O FERRICIANETO DE POTÁSSIO: 
 
Fe(s)  Fe2+ + 2 e- 
 Fe2+ + [Fe(CN)6]3-  Fe(III)4[Fe(II)(CN)6] 
 Coloração azul intensa 
 
PRÉ-LABORATÓRIO: 
1- As reações dadas abaixo estão envolvidas no processo de oxidação do ferro pleo 
oxigênio. Balanceie as equações abaixo. Caso seja necessário, adicione moléculas de 
água ou íons H+ ou OH-. 
a) Fe(s) + O2(g) Fe2+ (aq) 
b) Fe(s) + O2(g) Fe2O3(s) 
 
2- Apresente as semi-reações de oxidação e de redução envolvidas na questão 01. 
 
3- De acordo com a teoria de corrosão, quando um pedaço de ferro é exposto ao ar, parte 
dele atua como um cátodo e parte atua como ânodo. Responda: 
 
a) Apresente a reação que ocorre no cátodo. 
b) Apresente a reação que ocorre no ânodo. 
 
4- O que é proteção anódica? Cite um exemplo. 
 
5- O que é proteção catódica? Cite um exemplo. 
 
6- Empregando uma tabela de potencial padrão de redução, identifique nos pares abaixo 
quem apresenta a maior propensão em sofrer oxidação. 
 
a) Fe e Cu 
b) Fe e Zn 
c) Zn e Cu