Relatorio de corrosão -

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE MINAS GERAIS
RELATÓRIO DA AULA PRÁTICA SOBRE CORROSÃO — QUI204
Primeiro semestre de 2011 – Turma U2C - Farmácia / Diurno 
COMPONENTES:
Pedro Henrique C. Franco
Nathália Caroline Siqueira
PROFESSORA:
Elene
Introdução
Com exceção de alguns - qualificados de nobres - os metais são quase sempre encontrados na natureza na forma de compostos: óxidos, sulfetos, etc. Isso significa que esses compostos são as formas mais estáveis para os respectivos elementos na natureza. 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. Muita energia e insumos são gastos na cadeia produtiva, desde a extração do minério até a transformação do metal em algo utilizável. Tudo isso se perde na corrosão. A corrosão pode manifestar-se de várias formas. Algumas são mais frequentes que outras, e a ocorrência depende muito do ambiente e dos processos usados. 
Por estes motivos, o estudo da corrosão faz-se necessário, uma vez que colabora na prevenção e tratamento desde equipamentos domésticos à mega-empreendimentos, os quais utilizam grandes quantidades de metais que são afetados pela corrosão.
Objetivo
Avaliar qualitativamente os tipos de corrosão mais frequente, dentro os quais estão: corrosão do ferro em contato com a atmosfera e com umidade, corrosão galvânica, entre outras. Verificar as reações oxido-redutivas que ocorrem; os principais reagentes e produtos formados nos processos de corrosão. Outro aspecto avaliado foram as polarizações - regiões catódicas e anódicas – decorrentes da corrosão. 
Materiais
15 tubos de ensaio
2 suportes para tubos de ensaio
1 tubo de vidro de 40 cm graduado
2 rolhas de cortiça
12 vidros de relógio
1 suporte universal
1 garra
1 béquer de 100 ml
1 béquer de 500 ml
1 pinça metálica
Reagentes e soluções
6 ml de H₂SO₄ concentrado
6 ml de solução aquosa de HCl 3mol/L
12 ml de solução aquosa de HCl 3mol/L
6 ml de solução aquosa de H₂SO₄ 3,5mol/L
6 ml de solução aquosa de NaOH 0,1mol/L
50 ml de solução aquosa de NaCl a 5%
Solução de NaCl contendo K₃[Fe(CN)₆]
5 ml de solução alcoólica de fenolftaleína 
11 pregos de ferro
Lâminas de ferro e cobre unidas por um fio de cobre
Lâminas de ferro e zinco unidas por um fio de cobre
1 lâmina de ferro
2 pregos médios
Palha de aço
Procedimentos
Procedimento 1
Em uma proveta longa colocou-se um pedaço de palha de aço na porção superior; essa proveta foi embebedada em água e emborcada num béquer previamente preenchido de água mantendo uma coluna de 13ml de ar entre a palha de aço e a água na proveta e este volume anotado. Depois de uma semana os resultados foram observados e anotados.
Procedimento 2
Oito pregos foram limpos com palha de aço e mergulhados em soluções diversas, as quais estavam em tubos de ensaio abertos. 
Tubo 1: água de torneira; 
Tubo 2: HCl diluído (3 mol L-1); 
Tubo 3: HCl (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 o prego. 
Depois de colocados nos tubos, foram anotados os aspectos iniciais dos pregos e após uma semana comparados os resultados.
Procedimento 3
Dois pregos de ferro foram parcialmente mergulhados em soluções de: 
Tubo 1, água de torneira; 
Tubo 2, NaCl a 5%. 
Então foram tampados os tubos e anotados os aspectos iniciais. Após uma semana comparados os resultados e anotados as divergências macroscópicas observadas.
Procedimento 4
Em uma placa de ferro limpa e decapada, pingou-se 3 gotas de uma solução previamente preparada – solução de NaCl, K3[Fe(CN)6] e fenolftaleína – e após alguns minutos foram observados e anotados os resultados obtidos.
Procedimento 5
Dois pregos grandes de ferro foram mergulhados em soluções de:
Tubo 1: NaCl a 5%; 
Tubo 2: HCl a 6 mol L-1
Após uma semana foi comparada integralmente a estrutura dos pregos, a fim de verificar alterações causadas pela tensão e meio corrosivo a que foram submetidos. Os resultados observados foram anotados.
Procedimento 6
Duas placas metálicas (ferro e cobre) foram conectadas por um fio – também metálico - condutor de elétrons; este conjunto foi então mergulhados num béquer de 50 mL com água, contendo 3 mL de uma solução indicadora – solução de NaCl, K3[Fe(CN)6] e fenolftaleína . Após alguns minutos os resultados foram observados e anotados.
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Lista de reações e alterações visíveis do sistema
 	Reação 5: 2Fe(s) + 6HCl(aq) -> 2FeCl2(s) + 4H2(g)
Oxidação do ferro na presença de ácido clorídrico; há produção de um sólido esverdeado e gás hidrogênio.
	Reação 6: Fe(s) + H2SO4 -> H2(g) + FeSO4(s)
Oxidação do ferro na presença de ácido sulfúrico; há produção de um composto sólido preto e gás hidrogênio.
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Resultados e discussão
Procedimento 1 ‘Corrosão do Ferro na atmosfera’
Após uma semana, o a palha de aço Fe(s) que foi embebedada em água enferrujou-se, características das 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)
as quais produziram a ferrugem: Fe2O3(s) de coloração alaranjada e textura áspera.
O O2 necessário para a reação é retirado da coluna de ar, que ao final do experimento tinha 10,85ml, ou seja, foi consumido 16,54% da coluna, e como sabe-se que o ar atmosférico possui cerca de 20% de oxigênio, pode-se dizer que todo este foi usado na reação, explicando a alteração de volume.
Procedimento 2 ‘Corrosão Úmida do Ferro’
 Após uma semana os resultados obtidos em cada tubo foram: 
Tubo 1: Houve corrosão do ferro 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)
A ferrugem podia ser encontrada ao redor do prego e no fundo do tubo de ensaio
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 ambienteaberto e na ausência de catalisadores é muito lenta.
Procedimento 3 ‘Corrosão na Linha D’água’
Após uma semana num tubo fechado e em soluções aquosas, ambos os pregos oxidaram produzindo ferrugem 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)
 até o total consumo de O2(g). Após este consumo as bordas de ferro que continham Fe(OH)2 passaram a oxidar produzindo magnetita de acordo com a reação:
3Fe(OH)2(aq) -> H2O(l) + O2(g) + Fe3O4(s)
Além destes fatos observados, houve também uma ligeira diferenciação de intensidades nos tubos. O Tubo 2 teve corrosão mais intensa que o Tubo 1, pois nesse havia maior número de eletrólitos, os quais aumentaram o fluxo de elétrons nas reações. Percebe-se também que a reação ocorre com mais intensidade abaixo da linha d’água, evidenciado por um depósito de ferrugem neste local.
Procedimento 4 ‘Verificação das áreas Anódicas e Catódicas’
A solução gotejada no ferro era uma solução de indicadores: fenolftaleína que indica presença de meio básico e K3[Fe(CN)6] indicador de Fe2+ em solução, cuja coloração característica é o azul. Na placa de ferro verificou-se que nas bordas da gota - onde há contato do ferro com O2(g) - está delimitada a porção catódica da solução, corroborado pela coloração rósea da fenolftaleína, a qual indica excesso de OH-​​ ​​ na região; e no centro das gotas a porção anódica, com formação de Fe2+​​​ pela oxidação do ferro, indicados pela coloração azul características do indicador (oxidação do ferro à Fe2+).
Procedimento 5 ‘Corrosão sob Tensão’
Apesar da montagem do experimento, não houve análise dos tubos após uma semana.
Procedimento 6 ‘Corrosão Galvânica’
Na corrosão galvânica há diferenciação em pólos anódicos e catódicos, os quais estão presentes em metais distintos de acordo com o potencial eletrônico. As indicações da solução e os produtos formados são os mesmos indicados no procedimento 1, todavia a região catódica está próxima ao tubo de cobre, uma vez que este transfere os elétrons para o meio aquoso ao qual está inserido. Portanto na corrosão galvânica há uma transferência de elétrons do metal mais oxidativo (ferro) para o menos oxidativo, que por sua vez transfere o elétron para a solução, formando OH-​​ .
Conclusão
O estudo das reações de corrosão é importante na prevenção e tratamento especial de mega-empreendimentos que utilizem metais pesados cuja aquisição é difícil, evitando assim as perdas desnecessárias de capital. Tais experimentos demonstraram as principais maneiras macroscópicas de verificar a ocorrência de corrosão, como também métodos simples de sacrifício e prevenção a fim de aumentar a durabilidade de empreendimentos que utilize metais susceptíveis à corrosão. 
Referências
DEMICHELI, Cynthia Peres. Apostila de práticas de Química Geral – UFMG 2010.
www.mspc.eng.br/tecdiv/corr_110.shtml [Introdução - Adaptado]