Relatório 5 - Corrosão

Prévia do material em texto

UNIVERSIDADE FEDERAL DE ITAJUBÁ
Relatório de Química
Experiência: Cinética Química
Kaique Vinícius da Silva 	 31163
Fábien Giovanni de Oliveira	 31090
Murilo Antonio Buscariolo 30794
ITAJUBÁ
2014
Sumário
1.INTRODUÇÃO ....................................................................................
2.OBJETIVOS.........................................................................................
3.MATERIAIS..........................................................................................
4.METODOLOGIA DO EXPERIMENTO ................................................
5.RESULTADOS E DISCUSSÃO ..........................................................
6.CONCLUSÃO .....................................................................................
7.BIBLIOGRAFIA ..................................................................................
 1 – Introdução
A corrosão metálica é a transformação de um material 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.
Quase sempre, a corrosão metálica (por mecanismo eletroquímico), está associada à exposição do metal num meio no qual existem moléculas de água, juntamente com o gás oxigênio ou íons de hidrogênio, num meio condutor.
A adoção de uma ou mais formas de proteção contra a corrosão dos metais deve levar em conta aspectos técnicos e econômicos. Entre os aspectos técnicos, o meio de exposição é um parâmetro de grande importância. Quanto a este parâmetro, o uso de inibidores de corrosão ou o controle de agentes agressivos (SO2, H+, Cl-) são impraticáveis nos casos em que se deseja proteger um determinado metal contra a corrosão atmosférica e o mesmo vale para a utilização da proteção catódica, restando nestes casos somente a modificação do metal ou a interposição de barreiras como uma alternativa para proteção contra a corrosão.
Em alguns casos, a modificação do metal é perfeitamente aplicável, citando como exemplo, a utilização do alumínio e suas ligas em componentes como esquadrias, portas e janelas ao invés do aço-carbono. No entanto, para estruturas de grande porte, nas quais a resistência mecânica é um requisito importante, o alumínio e suas ligas nem sempre podem ser utilizados, sendo os aços inoxidáveis ou os aços aclimáveis, potenciais materiais alternativos. A utilização dos aços inoxidáveis nem sempre é economicamente viável, enquanto que a utilização dos aços aclimáveis esbarra na questão de condições de exposição, visto que estes só apresentam desempenho satisfatório em atmosferas moderadamente contaminadas com compostos de enxofre e em condições de molhamento e secagem, além da sua limitação de utilização em atmosferas com alta concentração de cloretos como, por exemplo, as marinhas severas.
Em resumo, são muitos os casos em que os metais ferrosos (aço-carbono ou ferro fundido) continuam sendo os materiais mais adequados para utilização em estruturas expostas a atmosferas em geral, restando tão somente a interposição de uma barreira entre este metal e o meio como uma forma de proteção contra a corrosão.
Para esta finalidade, tanto os revestimentos orgânicos (tintas), como os inorgânicos (revestimentos metálicos ou de conversão como a anodização, cromatização) ou uma combinação dos dois são utilizados.
A escolha de um sistema de proteção contra a corrosão para os metais ferrosos (como o aço-carbono) dependerá de uma série de fatores, citando como um dos principais, o grau de corrosividade do meio.
Na engenharia hidráulica e na engenharia mecânica é grande a preocupação com a corrosão em bombas e em turbinas, sobretudo devido aos prejuízos que podem causar nas estações elevatórias e nas usinas hidrelétricas.
Não se deve confundir o fenômeno químico da corrosão com os fenômenos físicos da cavitação e da abrasão,embora os efeitos nas pás de bombas e de turbinas sejam parecidos.
2 - Objetivos
O objetivo é entender os processos de corrosão úmida do ferro, identificando quem sofre oxidação e redução, nos casos em que um prego foi colocado em:
H2SO4 concentrado;
HCl 6 mol/L;
HCl 3 mol/L;
NaOH 0,1 mol/L;
H2SO4 3,5 mol/L;
Água da torneira;
NaCl a 5%;
Recipiente vazio;
3 - Materiais
Os materiais utilizados foram:
Tubos de ensaio (10);
Suporte para tubos de ensaio;
Tubo de vidro de 40cm graduado;
Rolha de cortiça;
Vidro de relógio;
Suporte;
Garra;
Béquer de 100ml;
Béquer de 500ml;
Pinça metálica;
 
 
4 – Metodologia do experimento
Procedimento 1: corrosão do ferro na atmosfera
Foi colocado um pedaço de palha de aço no fundo de um tubo, e preenchido com água, fazendo com que toda a água tivesse contato com a palha de aço.
A proveta foi virada em um béquer contendo água, e deixando penetrar cerca de 10cm de água.
Foi marcado o nível inicial de água.
Após uma semana foi observado o nível de água novamente.
Procedimento 2: corrosão úmida do ferro
Em 8 tubos foram colocados os seguintes reagentes:
Tubo 1: água de torneira;
Tubo 2: HCl 3 mol/L;
Tubo 3: HCl 6 mol/L;
Tubo 4: NaOH 0,1 mol/L;
Tubo 5: H2SO4 3,5 mol/L;
Tubo 6: H2SO4 concentrado;
Tubo 7: NaCl a 5%;
Tubo 8: vazio; 
Em seguida, mergulhou-se um prego de ferro em cada tubo.
Foi anotado o aspecto inicial do prego e da solução em cada tubo.
Após uma semana foi observado novamente o aspecto dos pregos e das soluções.
Procedimento 3: corrosão na linha d’água
Foram colocadas as seguintes soluções em dois tubos:
Tubo 1: água de torneira;
Tubo 2: NaCl a 5%;
Em seguida mergulhou-se um prego em cada tubo.
Os tubos foram tampados e foi observado o aspecto do sistema;
Após uma semana foi observado a corrosão na parte acima e abaixo da linha d’água;
Os resultados foram comparados;
Procedimento 4: verificação das áreas anódicas e catódicas
Foi colocada em uma placa de ferro limpa e seca, 2 gotas de solução de cloreto de sódio contendo o indicador ferroxílico K3[Fe(CN)6];
Após alguns minutos foi observada uma reação;
Procedimento 5: corrosão galvânica
O que ocorre quando se juntam dois metais diferentes expostos a um meio corrosivo? Para entender o que ocorre, a união é feita por meio de um fio de cobre soldado que funcionará como condutor. As pontas dos pares são mergulhadas em um béquer de 50ml contendo 3ml de uma solução indicadora (NaCl contendo K3[Fe(CN)6] e fenolftaleína)
As peças montadas foram usadas com placas de Fe:Cu e Fe:Zn;
5 - Resultados e discussão
Procedimento 1
Coloca-se a palha de aço no fundo do tubo de ensaio na presença de água tomando cuidado para marcar com uma caneta onde encontra-se a água.
Após uma semana que a palha de aço foi colocada no fundo do tubo que continha água e ar, observou-se que houve a corrosão da palha de aço. Isso aconteceu porque havia, no sistema, umidade, oxigênio e uma substância que tende a oxidar. A reação que representa o processo ocorrido é:
Semirreação de oxidação: Fe(s) → Fe2+(aq) + 2 e-
Semirreação de redução: O2(g) + 2 H2O(l) + 4 e- → 4 OH-
Reação global: 4 Fe(s) + 3 O2(g) + 3 H2O(l) → 2 Fe2O3 . 3H2O (aq)
Além disso, foi observado também que o volume de ar final foi menorque o volume de ar inicial e o nível de água subiu cerca de 2,5 mL e. Essas variações devem-se ao fato de a oxidação do ferro consumir parte do gás oxigênio presente na bureta selada assim, a pressãodentro da bureta diminui. Segundo o Princípio de Pascal, parte da água que estava do lado de fora da bureta entra nesta para que as pressões internas e externas, em um mesmo nível, sejam iguais.
Procedimento 2
Coloca-se o prego em 8 diferentes tubos, cada um contendo diferentes reagentes, para verificar a ação de cada que reagente no prédio, em determinado tempo.
Tubo 1: 
A formação da ferrugem, que é o óxido de ferro (III) mono-hidratado (Fe2O3 . H2O), um composto que possui coloraçãocastanho-avermelhada. A ferrugem se forma quando o ferro se oxida na presença de ar e água. Ocorre a oxidação do ferro metálico a cátion ferro:
Fe(s) → Fe2+ + 2e-
Simultaneamente, há a seguinte redução da água:
2H2O + 2e– → H2 + 2OH–
Ocorre a formação do hidróxido ferroso (Fe(OH)2), que na presença de oxigênio é oxidado a hidróxido de ferro III (Fe(OH)3). Posteriormente, ele perde água e se transforma no óxido de ferro (III) mono-hidratado (Fe2O3 . H2O), isto é, a ferrugem:
Fe2+ + 2OH– → Fe(OH)2
2Fe(OH)2 + H2O + 1/2O2 → 2 Fe(OH)3
2Fe(OH)3 → Fe2O3 . H2O + 2H2O
Tubo 2:
 Houve oxidação do prego de acordo com as 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)
Percebe-se que a corrosão foi maior que no primeiro tubo devido a maior presença de sólido alaranjado no fundo do tubo, assim como, percebe-se a presença de uma tonalidade verde na solução, que pode ser explicada pela reação:
	2Fe(s) + 6HCl(aq) -> 2FeCl2(aq) + 4H2(g)
O composto FeCl2 é solúvel em meio ácido e caracteristicamente verde.
 
Tubo 3:
 Mesmos resultados que os observados no tubo 2, porém com maior intensidade e proporção dos produtos da corrosão, porque que há maior concentração do ácido corrosivo e consequentemente maior número de eletrólitos, os quais geram mais fluxo de elétrons no meio.
Há também formação de um sólido preto ao redor do prego, que pode ser explicado pela reação:
 3Fe(OH)2(aq) -> H2O(l) + O2(g) + Fe3O4(s)
O sólido em questão é o Fe3O4(s), de coloração preta, também conhecido como magnetita.
Tubo 4:
 Não há evidencias macroscópicas de que houve uma reação, todavia, sabe-se que o ferro oxidará em meio aquoso; portanto há formação de Fe(OH)2 de acordo com as reações 1 e 2 delimitando todo prego em uma camada, cessando assim as reações, pois o meio alcalino ‘impede’ que o hidróxido formado se solubilize, fenômeno conhecido como passivação
Tubo 5:
 Houve oxidação do prego em concordância com a reação:
 Fe(s) + H2SO4 -> H2(g) + FeSO4(s)
com formação de um precipitado (FeSO4(s)) preto intenso. 
Tubo 6: 
Não ocorreu reação em níveis significativos uma vez que a alta concentração de ácido sulfúrico, substância molecular (aproximadamente 98%) dificulta a formação de íons H+ dissociados em solução, impedindo assim a ocorrência da corrosão.
Tubo 7:
 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 aumenta o fluxo de elétrons e consequentemente corrosão mais intensa. 
Tubo 8:
 Não houve evidências de reação neste tubo, pois a corrosão do ferro em ambiente aberto e na ausência de catalisadores é muito lenta.
Procedimento 3:
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 demonstrada no qual o precipitado castanho é o Fe2O3 e pela seguinte equação:
3Fe(OH)2(aq) Fe3O4(s) + 2H2O(l) + H2(g) 
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.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.
Procedimento 4:
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.
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) 
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.
Procedimento 5:
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- 
Íons hidroxila são concentrados ao redor da placa de cobre, indicados pela coloração rósea (fenolftaleina). 
Cátado: O2(g) + 4e- + 2H2O(l) → 4OH-(aq) 
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 
 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.
6 – 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. 
	
7 - Bibliografia
KOTS, J.C. “Química Geral 1”, 5ªed., Cenage: São Paulo, 2005, 671pp.
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.