Ex Avaliativo 2 Corrosao 2016 1

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Faculdade Novos Horizontes – Engenharia Civil
Química Tecnológica – prof.: Celina
Exercício Avaliativo 2: CORROSÃO
CORROSÃO
Bibliografia: MERÇON,F.,GUIMARÃES,P.I.C., MAINER,F.B. Corrosão: Um Exemplo Usual de fenômeno Químico. Química Nova na Escola, vol.19, pág. 11-14
LEMBO,A. Química :Realidade e Contexto. São Paulo, Ed. Ática, 1999, vol 2
De um modo geral, a corrosão é um processo resultante da ação do meio sobre um determinado material, causando sua deterioração. A primeira associação que se faz é com a ferrugem, a camada de cor marrom-avermelhada que se forma em superfícies metálicas. Apesar da estreita relação com os metais, esse fenômeno ocorre em outros materiais, como concreto e polímeros orgânicos, entre outros. Sem que se perceba, processos corrosivos estão presentes direta ou indiretamente no nosso cotidiano, pois podem ocorrer em grades, automóveis, eletrodomésticos e instalações industriais. 
Do ponto de vista econômico, os prejuízos causados atingem custos extremamente altos, resultando em consideráveis desperdícios de investimento; isto sem falar dos acidentes e perdas de vidas humanas provocados por contaminações, poluição e falta de segurança dos equipamentos. Estima-se que uma parcela superior a 30% do aço produzido no mundo seja usada para reposição de peças e partes de equipamentos e instalações deterioradas pela corrosão (Nunes e Lobo, 1990). 
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. Com base nesta definição, pode-se classificar a corrosão em: eletroquímica, química e eletrolítica.
Corrosão eletroquímica
A corrosão eletroquímica é um processo espontâneo, passível de ocorrer quando o metal está em contato com um eletrólito (substância que conduz corrente elétrica), onde acontecem, simultaneamente, reações anódicas (oxidação) e catódicas (redução). É a mais freqüente na natureza e se caracteriza por realizar-se necessariamente na presença de água, na maioria das vezes a temperatura ambiente e com a formação de uma pilha de corrosão. 
A grande maioria dos metais se oxida na presença do ar, e tal fenômeno pode ser explicado pelo fato de esses metais possuírem menor potencial de redução que o oxigênio.
	O2(g) + 4H+(aq) + 4e- 2H2O(l) E° = + 1,23V
 Me(s) Men+(aq) + ne- E0 < 1,23 V 
Portanto a soma dos E0 das duas semi-reações será sempre positivo, indicando uma reação espontânea.
Com exceção do ouro (E0 = 1,50 V) e da platina (E0 = 1,32V) todos os metais que encontramos em nosso cotidiano sofrem corrosão com maior ou menor intensidade.
Em vários metais, a corrosão não é muito intensa devido à formação de uma película protetora. É o caso, por exemplo, do alumínio, do zinco, do chumbo e do cobre.
O alumínio reage com o O2 do ar formando Al2O3. Esse óxido forma uma película protetora (10-5 mm) e impede que o resto do metal sofra corrosão 
4Al(s) + 3O2(g) ( 2Al2O3(s).
Como exemplo de corrosão eletroquímica tem-se a formação da ferrugem, a corrosão do ferro. 
De acordo com a experiência do dia a dia, percebemos que para haver corrosão do ferro é necessário que haja umidade. Uma lâmina de ferro não se oxida na ausência de oxigênio ou em ambientes secos.
A formação de ferrugem ocorre por meio das seguintes semi-reações:
Oxidação: Fe(s) Fe2+(aq) + 2e- E0 = +0,44V
Redução: ½ O2(g) + H2O(l) + 2e- 2OH-(aq) E° = + 0,40V
 _______________________________________________________________
 Fe(s) + ½ O2(g) + H2O(l) Fe2+(aq) + 2OH-(aq) (E = + 0,84V
Assim Fe2+(aq) e OH-(aq) formam Fe(OH)2(s), uma base insolúvel em água, que é novamente oxidada pelo ar:
 2 Fe(OH)2(s) + ½ O2(g) + H2O(l) ( 
Em meio com baixo teor de oxigênio, o hidróxido ferroso sofre a seguinte transformação:
3Fe(OH)2(s) → Fe3O4(s) + 2H2O(l) + H2(g)
Assim, o produto final da corrosão, ou seja, a ferrugem, consiste nos compostos Fe3O4 (coloração preta) e Fe2O3.3H2O (coloração alaranjada ou castanho-avermelhada).
A presença de íons dissolvidos na água facilita o fluxo de elétrons, favorecendo a formação de ferrugem. Isto explica por que em regiões litorâneas a ferrugem se forma mais rapidamente.
Corrosão química
A corrosão química, também conhecida como seca, por não necessitar de água, corresponde ao ataque de um agente químico diretamente sobre o material, sem transferência de elétrons de uma área para outra. 
No caso de um metal, o processo consiste numa reação química entre o meio corrosivo e o material metálico, resultando na formação de um produto de corrosão sobre a sua superfície. Um exemplo desse processo é a corrosão de zinco metálico em presença de ácido sulfúrico:
Zn(s) + H2SO4(aq) → ZnSO4(s) + H2(g)
A destruição do concreto, observada nas pontes e viadutos, tem como uma de suas causas a corrosão química, devida à ação dos agentes poluentes sobre seus constituintes (cimento, areia e agregados de diferentes tamanhos). Essa corrosão também afeta a estabilidade e durabilidade das estruturas, sendo muito rápida e progressiva. Fatores mecânicos (vibrações e erosão), físicos (variação de temperatura), biológicos (bactérias) ou químicos (em geral ácidos e sais) são os responsáveis por esse processo (Gentil 2003).
O concreto é constituído principalmente por silicatos e aluminatos de cálcio e óxido de ferro, que se decompõem ao entrar em contato com ácidos, conforme representado na equação abaixo.
3CaO.2SiO2.3H2O + 6HCl →3CaCl2 + 2SiO2 + 6H2O
Uma segunda causa para a deterioração do concreto é a corrosão eletroquímica que ocorre nas armaduras de aço-carbono em seu interior. 
Corrosão eletrolítica
A corrosão eletrolítica se caracteriza por ser um processo eletroquímico, que se dá com a aplicação de corrente elétrica externa, ou seja, trata-se de uma corrosão não-espontânea. Esse fenômeno é provocado por correntes de fuga, também chamadas de parasitas ou estranhas, e ocorre com freqüência em tubulações de petróleo e de água potável, em cabos telefônicos enterrados, em tanques de postos de gasolina etc. Geralmente, essas correntes são devidas a deficiências de isolamento ou de aterramento, fora de especificações técnicas. Normalmente, acontecem furos isolados nas instalações, onde a corrente escapa para o solo. 
Como minimizar os efeitos da corrosão?
A corrosão é um permanente desafio ao homem, pois quanto mais a ciência cria, evolui e a tecnologia avança, mais ela encontra espaço e maneiras de se fazer presente. Às vezes, o custo de um novo material que substituirá o antigo é de 20 a 50 vezes mais alto, o que inviabiliza a reposição. Assim, na maioria das vezes, é necessário o emprego de uma técnica anticorrosiva. Os processos mais empregados para a prevenção da corrosão são: a proteção catódica e anódica, os revestimentos e os inibidores de corrosão.
A proteção catódica é a técnica que transforma a estrutura metálica que se deseja proteger em uma pilha artificial, evitando, assim, que a estrutura se deteriore. É graças à proteção catódica que tubulações enterradas para o transporte de água, petróleo e gás, e grandes estruturas portuárias e plataformas marítimas operam com segurança.
Para proteger o metal ferro ou aço da corrosão, podemos utilizar outro metal que apresenta uma tendência maior de perder elétrons (maior potencial de oxidação). Esse metal se oxida e evita a corrosão do ferro, sendo, por isso, chamado de metal de sacrifício ou ânodo de sacrifício.
Um metal normalmente usado com essa finalidade é o magnésio. Se um átomo de ferro se oxidar a Fe2+, imediatamente um átomo de Magnésio também irá se oxidar e enviar elétrons para reduzir o Fe2+ novamente a Fe.
Mg(s) Mg2+ (aq) + 2e-E0oxi = +2,37V
Fe2+(aq) + 2e- Fe(s) E0red = - 0,44V
______________________________________________________
Mg(s) + Fe2+(aq) Mg2+(aq) + Fe(s) (E = +1,93V
Podemos perceber que o Mg quando se oxida, perde elétrons para o ferro, que permanece protegido. As placas de magnésio devem, portanto, ser substituídas por outras, esporadicamente.
Essa substituição é uma medida prática e econômica para proteger uma tubulação de oleoduto, tanques de aço contendo combustíveis ou cascos de navios.
Além do magnésio, existem outros metais que podem ser utilizados como metais de sacrifício. A condição para que isso ocorra é que seu potencial de oxidação seja maior que o potencial de oxidação do metal que se quer proteger. Em navios, usa-se proteção catódica por anodos de zinco.
A proteção anódica baseia-se na formação de uma película protetora nos materiais metálicos por aplicação de corrente anódica externa, causando a passivação do metal. Normalmente só pode ser aplicada para alguns metais como Níquel, Ferro, Cromo, Titânio e suas ligas. A proteção anódica pode ser utilizada em meios fortemente corrosivos como tanques de armazenamentos de ácido sulfúrico, trocadores de calor de aço inoxidável para ácido sulfúrico, indústria de polpa de papel e outras situações. Apesar de esse método ser eficiente, apresenta aplicação restrita já que o sistema requer grande controle do potencial aplicado, pois a aplicação de um potencial inadequado (muito elevado) pode causar a dissolução do metal. 
Os revestimentos protetores geralmente são aplicados sobre superfícies metálicas formando uma barreira entre o metal e o meio corrosivo e, conseqüentemente, impedindo ou minimizando o processo de corrosão. As tintas, como as epoxídicas e o zarcão (Pb3O4), são revestimentos muito utilizados na proteção de tubulações industriais, grades e portões. Pode-se aplicar também uma fina camada de um outro metal menos nobre, tais como estanho, zinco ou cromo, sobre o metal que será protegido. Este processo de revestimento é conhecido por galvanização. É uma técnica muita empregada, como no caso de parafusos de ferro galvanizados com zinco.
O revestimento de zinco impede o contato direto do ferro com o ar e a água. O zinco da superfície é oxidado a ZnO. Esse óxido adere firmemente à superfície do metal e não deixa que as camadas internas se oxidem. Se o objeto galvanizado sofre algum “risco”, o ferro fica exposto ao ar e se oxida.
Fe(s) Fe2+(aq) + 2e-.
No entanto, imediatamente, o zinco do revestimento também se oxida, fazendo com que o íon Fe2+ se reduza a ferro:
Zn(s) Zn2+ (aq) + 2e- E0oxi = +0,76V
Fe2+(aq) + 2e- Fe(s) E0red = - 0,44V
______________________________________________________
Zn(s) + Fe2+(aq) Zn2+(aq) + Fe(s) (E = +0,32V
Em contato com o ar e a água, o Zn2+ origina o Zn(OH)2, o qual se deposita sobre o ferro anteriormente exposto, impedindo assim, que a corrosão do ferro prossiga.
Os inibidores de corrosão são substâncias inorgânicas ou orgânicas que, adicionadas ao meio corrosivo, objetivam evitar, prevenir ou impedir o desenvolvimento das reações de corrosão, sejam elas na fase gasosa, aquosa ou oleosa. 
Nas últimas décadas, com o intuito de evitar ou minimizar os inconvenientes causados pelos processos corrosivos, têm sido desenvolvidos e estudados novos materiais mais resistentes e duradouros, como ligas metálicas, polímeros e cerâmicas. Grandes indústrias em todo o mundo também têm investido em pesquisas no sentido de repensar projetos e processos em busca de soluções combinatórias, ao mesmo tempo mais eficazes e menos onerosas.
	
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Química Tecnológica – prof.: Celina
Exercício Avaliativo 2: CORROSÃO
Valor: 4,0 Data: Nota:
Nome:______________________________________________________Turma: _____
Após a leitura do texto, responda as questões de forma bem completa.
1) O que significa cientificamente o termo corrosão?
2) Diferencie corrosão pela ação química de corrosão eletroquímica.
3) A corrosão do ferro ocorre espontaneamente, podendo o processo ser representado pela soma adequada das semi-reações: 
Fe2+(aq) + 2 e- → Fe(s) E° = –0,44 V
O2(g) + 2H2O(l) + 4 e- → 4OH-(aq) E° = + 0,40V
a) Qual a reação global para a corrosão?
b) Qual o principal produto de corrosão formado nesse processo?
c) O produto de corrosão pode sofrer modificação dependendo das condições de aeração do meio. Proponha estas modificações escrevendo as reações correspondentes
4) Quais os fatores responsáveis pela corrosão química no concreto?
5) Além da corrosão química qual o outro tipo de corrosão que afeta o concreto?
6) O que provoca a corrosão eletrolítica? Onde ela ocorre mais frequentemente?
7) Em que consiste o processo de galvanização? Explique, com relação a esse processo, como ocorre a proteção do metal.
8) Tubulações de ferro enterradas no subsolo (oleodutos e aquedutos) sofrem corrosão, principalmente devido à reação: Fe(s) + 2H+(aq) ( Fe2+(aq) + H2(g)
Para proteger encanamentos nessas condições, costuma-se ligá-los a barras de outros metais, que são corroídos, em vez dos canos de ferro. Conhecendo os potenciais- padrão de redução:
Cu2+(aq) + 2 e- ( Cu(s) E0 = + 0,34V
Fe2+(aq) + 2 e- ( Fe(s) E0 = - 0,44V
Mg2+(aq) + 2 e- ( Mg(s) E0 = - 2,37V
2H+(aq) + 2 e- ( H2(g) E0 = 0,000V
e dispondo-se de barras de magnésio e cobre:
Determine o metal que deve ser utilizado para proteger o encanamento. Justifique sua resposta.
Escreva as reações que ocorrem na associação do cano de ferro com a barra metálica escolhida, indicando o potencial da reação global.
9) Panelas de alumínio são muito usadas no cozimento de alimentos. Os potenciais de redução (E0) indicam ser possível a reação desse metal com água. A não ocorrência dessa reação é atribuída à presença de uma camada aderente e protetora de óxido de alumínio formada na reação do metal com oxigênio do ar.
a) Escreva a equação balanceada que representa a formação da camada protetora.
b) Com os dados de E0 explique como foi feita a previsão de que o alumínio pode reagir com a água.
Dados: Al3+(aq) + 3e- Al(s) E0red= -1,66 V
 2H2O (aq) + 2e- H2(g) + 2OH-(aq) E0red= -0,83V
(Obs: Não se esqueça de igualar os números de elétrons)
10) (Fuvest – SP) Ferro zincado é aquele que contém pequena quantidade de zinco metálico. A partir dos potenciais padrão de redução listados abaixo, explique os seguintes fatos observados no cotidiano:
Fe2+(aq) + 2 e- ( Fe(s) E0 = - 0,440V
Zn2+(aq) + 2 e- ( Zn(s) E0 = - 0,763V
Al3+(aq) + 3 e- ( Al(s) E0 = - 1,663V
Rebites de ferro em esquadrias de alumínio causam a corrosão do alumínio.
Pregos de ferro zincado são resistentes à ferrugem.
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