Relatório Corrosão

Prévia do material em texto

Disciplina: Química Geral Experimental F
Professora: Elene Pereira Maia
Corrosão
Nomes: Karine Jéssica Santana – 2013035718
 Karine Freire de Souza – 2013035700
 Jéssica Flávia Abreu Salles – 2013035653
Turma: PU2A
Curso: Farmácia – Diurno (2013/2)
Experiência realizada no dia 17 de outubro de 2013
INTRODUÇÃO:
Há duas semanas, quando nos foi apresentada a Eletroquímica, foi possível comprovar a existência de certas reações em que ocorre a transferência de elétrons, as chamadas reações de “óxido-redução”.
Tais reações podem ocorrer no meio ambiente, de forma natural ou não, de diversas formas. Isto também pode ocorrer através da interferência humana, sob forma de extração de minérios, enferrujamento de peças metálicas diversas ou até mesmo ocorre como consequência da ação humana, como por exemplo, a chuva ácida, que tanto danifica o meio ambiente tal como as cidades também.
À consequência de algumas reações oxido-redução que provoca degradações a metais e outras substâncias, denominamos CORROSÃO.
OBJETIVOS:
O objetivo dessa prática é basicamente: Observar e estudar a ocorrência de Fenômenos corrosivos para diferentes tipos de alterações em um sistema. Analisar processos anódicos e catódicos em substâncias variadas tal como o poder corrosivo de algumas espécies químicas, descrevendo tudo o que ocorrer sob forma de equações químicas.
MATERIAIS E REAGENTES:
�
2 Estantes para Tubo de Ensaio
15 Tubos de Ensaio
1 Béquer de 500 mL
1 Béquer de 100 mL
1 Tubo de vidro de 40 cm graduado
2 Rolhas de cortiça
12 Vidros de Relógio
1 Pinça Metálica
1 Suporte
1 Garra
11 Pregos de Ferro
2 pregos médios
Palha de Aço
H2SO​4 Concentrado – 2 mL
Solução Aquosa de HCl (6 mol/L) – 6 mL
Solução Aquosa de HCl (3 mol/L) – 12 mL
Solução Aquosa de H2SO​4 (3,5 mol/L) – 6 mL
Solução Aquosa de NaOH (0,1 mol/L) – 6 mL
Solução Aquosa de NaCl a 5% – 50 mL
Lâminas de Fe e Cu unidas por um fio de cobre
Lâmina de Ferro
11 Pregos de Ferro
Solução de NaCl contendo K3[Fe(CN)6] e solução alcoólica de Fenolftaleína– 5 mL
�
PROCEDIMENTOS E RESULTADOS:
Procedimento 1:
No fundo de uma proveta para gás (ou tubo graduado de 40 cm) foi colocada um pedaço de palha de aço. Depois disso, esse tubo foi preenchido com água, de modo que a água entrou em contato direto com a palha de aço. Esta proveta foi emborcada em um recipiente com água, de modo que o ar penetrou na proveta, formando assim, uma coluna de aproximadamente 10,50 cm. O sistema ficou em repouso por uma semana e logo após esse tempo observou-se que havia apenas 8.80 cm de ar dentro do tubo. Isto pode ser explicado pelas relações abaixo:
Fe(s) Fe2+(aq) + 2e-
H2O(l) + ½ O2(g) + 2e- 2OH-(aq)
Fe(s) + H2O(l) + ½ O2(g) Fe2+(aq) + 2OH-(aq)
A porcentagem de consumo do ar é dado pela relação abaixo:
Coluna de Ar (cm) Porcentagem de Ar
10,50 100%
8,80 x
x = 83,8% de ar existente no tubo
A palha de aço ‘enferrujou’, ou seja, foi formado óxido de ferro II - Fe2O3. Com isso, a coluna de ar dentro do tubo diminuiu. Entretanto, essa redução ocorreu proporcionalmente à quantidade de gás oxigênio existente no ar, conclui-se então que foi consumido apenas O2 neste processo.
Procedimento 2:
Em 8 tubos de ensaio, cada um contendo uma solução diferente, foi mergulhado um prego de ferro. No tubo 1, continha água da torneira e no tubo 2, uma solução diluída de HCl (3 mol/L). Houve corrosão no tudo 1, segundo as reações abaixo:
Fe(s) Fe2+(aq) + 2e-
H2​O(l) + ½ O2(g) + 2e- 2OH-(aq)
 2Fe(s) + ½O2(g) + H2​O(l) Fe(OH)2(s) (Equação Global)
Observou-se que no tubo 2 o prego foi mais corroído, pelo fato de HCl ser um eletrólito forte, favorecendo assim a formação de um composto esverdeado, o FeCl2, segundo as equações descritas abaixo:
Fe(s) Fe2+(aq) + 2e-
 2HCl(aq) 2H+(aq) + 2Cl-(aq)
2H2​O(l) + ½ O2(g) + 2e- H2(g) + 2OH-(aq)
Fe2+(aq) + 2Cl-(aq) FeCl2(aq)
Fe(s) + 2HCl(aq) + ½ O2(g) FeCl2(aq) + H2​(g)
�
No tubo 3, cuja solução ficou mais turva, continha HCl (6 mol/L) e foi onde a corrosão foi maior em comparação ao tubo 2 (A reação é a mesma acima)
No tubo 4, que continha NaOH (0,1 mol/L) não houve reação, pois a mesma não é espontânea (Eº < 0).
�
No tubo 5 continha H2SO4 (3,5 mol/L), e no tubo 6 H2SO4 concentrado. No entanto, no tubo 6 não houve corrosão e no tubo 5 houve corrosão segundo as equações abaixo:
Fe (s) Fe2+(aq) + 2e-
H2SO4(aq) 2H+(aq) + (SO4)2-(aq)
2H2​O(l) + ½ O2(g) + 2e- H2(g) + 2OH-(aq)
Fe2+(aq) + (SO4)2-(aq) FeSO4(aq)
Fe (s) + H2SO4(aq) + ½ O2(g) FeSO4(aq) + H2(g)
O H2SO4 se apresenta em solução aquosa, obviamente, então, apresenta água. Esta sofre redução, provocando a dissociação do ácido em H​+ e (SO4)2-. O ânion (SO4)2- reage com o Fe2+ e forma sulfato de ferro - FeSO4.
�
No tubo 6 não ocorre corrosão, porque a quantidade de água é ínfima na solução, por conseguinte, o ácido não se dissocia o suficiente para formar FeSO4.
No tubo 7, que continha NaCl a 5%, o prego sofreu uma corrosão maior em comparação ao tubo 1, pois o NaCl é um eletrólito forte, liberando íons em solução, aumentando a condutividade elétrica do meio, favorecendo a corrosão.
No tubo 8 foi colocada uma lâmina de ferro sem nenhuma solução dentro. Ocorreu corrosão devido ao oxigênio existente no ar tanto na forma de gás e no vapor de água. (Reação já descrita pelo tubo 1).
�
Procedimento 3
Em dois tubos de ensaio um contendo agua e o outro solução de NaCl a 5%,foi parcialmente mergulhado um prego em cada tubo. Após uma semana foi observado que houve maior corrosão na parte da linha d’água, devido a maior presença de O2 no ar do que na água.
Na solução de NaCl a 5% ocorreu maior corrosão, pois o mesmo é um eletrodo forte, portanto, libera mais íons em solução, fazendo com que o íon Cl- reaja com o Fe2+ formando FeCl2 (uma substancia esverdeada).
A esta reação associa-se as seguintes equações:
Fe(s) Fe2+(aq) + 2e-
 2NaCl(aq) 2Na+(aq) + 2Cl-(aq)
2H2​O(l) + ½ O2(g) + 2e- H2(g) + 2OH-(aq)
Fe2+(aq) + 2Cl-(aq) FeCl2(aq)
Fe(s) + 2NaCl(aq) + 2H2O + ½ O2(g) FeCl2(aq) + H2(g) + 2NaOH(aq)
Procedimento 4
Em uma placa de ferro limpa (decapada com HCl, lavada e seca) foram colocadas 2 gotas da solução pronta de NaCl contendo K3[Fe(CN)6] (indicador ferroxílico) e fenolftaleína. Após alguns minutos observou que na borda da gota a solução adquiriu uma coloração rosa devido a formação de OH- (região catódica) e no centro uma coloração azul devido a formação de Fe2+ (região anódica). Reação envolvida no processo:
3Fe2+ + 2K3[Fe(CN)6](aq) Fe2[Fe(CN)6]2 + 6K+(aq)
Procedimento 5
A tensão em um material é o resultado de um esforço sofrido pela peça, como esmagamento, solda e etc. É o que acontece na cabeça de um prego por exemplo. Em um tubo de ensaio foram adicionadas as seguintes soluções: NaCl a 5% e HCl (6 mol/L). Nessa solução foi colocado um prego grande. Com o passar de uma semana não foram observadas mudanças no prego. Porém, deveria ser observado que as áreas do prego que sofreram maior tensão na fabricação como a cabeça do prego, por exemplo, deveria sofrer um maior ataque.
Procedimento 6
Corrosão galvânica é o que ocorre quando é colocado dois metais diferentes expostos a um mesmo meio corrosivo. Em dois béqueres de capacidade 50 mL foi adicionado um poucode solução indicadora (NaCl contendo K3[Fe(CN)6] (indicador ferroxílico) e fenolftaleína). Foi colocado no béquer 1 uma placa de ferro e uma placa de cobre unidas por um fio de cobre soldado (condutor). Nesse caso em poucos minutos o ferro começou a ser corroído, isso foi evidenciado pela cor azul que se formou perto da placa de ferro.
O ferro é corroído espontaneamente devido o seu potencial ser mais positivo que o do cobre.
Reações envolvidas no processo
Fe(s) Fe2+(aq) + 2e- Eº = + 0,44 v (reação anódica)
Cu(s) Cu2+(aq) + 2e- Eº = - 0,34 v (reação catódica)
Foi colocado no béquer 2 uma placa de ferro e uma placa de zinco unidas por um fio de cobre soldado (condutor). Nesse caso observamos que o zinco sofreu o ataque. Nessa reação o zinco protege o ferro. Nesse caso notamos que a cor vermelha começou a se formar perto da placa de zinco, pela presença da fenolftaleína indicando a presença de meio básico.
Reações envolvidas no processo:
Zn(s) Zn2+(aq) + 2e‑ Eº = + 0,76 v (reação anódica)
H2O(l) + ½ O2(g) + 2e- 2OH- Eº = + 0,41 v (reação catódica)
CONCLUSÃO:
O estudo das reações de corrosão é importante principalmente nas grandes industrias que utilizam esse tipo de material, pois o conhecimento sobre as propriedade desses elementos ajuda na sua obtenção e também a evitar perdas desses materiais pelo processo de corrosão.
Podemos ver pela pratica o significado de metal de sacrifício (ou eletrodo de sacrifício), onde em um meio que favorece a corrosão (meio oxidante) é utilizado um metal com menor poder de redução para ser oxidado em seu lugar, com o objetivo de evitar grandes perdas. Um exemplo disso são os cascos de navio, que em geral são feitos de ferro, são colocadas placas de zinco que se oxidam mais facilmente que o ferro. Por isso denominado metal de sacrifício.
REFERÊNCIAS:
Apostila de Química Geral Experimental (2º semestre de 2012) / Páginas: 50 à 54
Apostila de Química Geral Experimental (2º semestre de 2013) / Páginas: 50 à 54