CORROSÃO I – TIPO DE CORROSÃO

Prévia do material em texto

CORROSÃO I – TIPO DE CORROSÃO	Comment by Dayala Regina: NOTA: 8,5
ANDREZA DE SOUZA GOMES1, ANTÔNIA THAÍS LOBO DE OLIVEIRA1, JULIA LUANE MATIAS DE SOUZA1, LUANA DA SLVA FERREIRA1, RAUMENIA VIEIRA DA COSTA1, WISLA MILENA MORAIS DE OLIVEIRA1.
1 Universidade Federal Rural do Semi Árido, Laboratório de Química Aplicada à Engenharia
E-mail para contato: andreza.sg.2@hotmail.com* thaysoliv@hotmail.com* julialuane@hotmail.com* luanda.luana@hotmail.com* raumenia@gmail.com* wisla2011@hotmail.com*
 
RESUMO – O experimento tem como objetivo observar as principais diferenças entre corrosão eletrolítica e corrosão galvânica. A corrosão galvânica ocorre quando dois metais diferentes são postos em contato um com o outro e expostos a um eletrólito já a corrosão eletrolítica ocorre quando há o fornecimento de uma corrente elétrica externa. De acordo com a metodologia utilizada foi possível observar que a corrosão pode acontecer de diferentes formas e em diferentes meios.
 
 Palavras chaves: corrosão eletrolítica, corrosão galvânica, eletrólito, corrente elétrica.
	
	 
LABORATÓRIO DE QUÍMICA APLICADA
1. INTRODUÇÃO 
Em geral o termo corrosão é utilizado para se referir a deterioração de metais. No entanto esse conceito é mais amplo, e não está ligado apenas a destruição de metais, mais também de outros materiais distintos, de modo que o conceito pode ser estendido a deterioração de matérias ocasionados pela ação do meio onde estão sendo empregados. A corrosão pode ser classificada de acordo com a forma de como o meio age sobre o material. Existem três tipos de corrosão: a corrosão química, eletrolítica e eletroquímica. 
Na corrosão química ocorre o ataque direto de um agente químico sobre o material, podendo este ser ou não um metal. Não necessita de agua para ocorrer e não há transferência de elétrons. Um exemplo desse tipo de corrosão pode ocorre no concreto armado nas construções, que com o passar do tempo pode corroer por causa dos agentes poluentes. 
A corrosão eletrolítica ocorre quando há o fornecimento de uma corrente elétrica externa, já que não se trata de um processo espontâneo. Esse processo ocorre em tubulações de agua e petróleo e em canos telefônicos.
A corrosão eletroquímica é o tipo de corrosão mais comum, ocorre com metais e geralmente na presença de agua. Nesse tipo de corrosão ocorre a transferência de elétrons, ou seja, ocorre o processo de oxirredução. Na região anódica ocorre a oxidação, desse modo é a região onde a corrosão acontece. Enquanto que na reação catódica ocorre a redução e não há corrosão. Um exemplo desse tipo de corrosão é a ferrugem do ferro.
O ferro se oxida facilmente quando em contato com o oxigênio, sua oxidação resulta na formação do cátion Fe2+ . Tem-se a seguinte semi-reação no anodo: 
Fe(s) → Fe2+ + 2e-
E no catodo a reação que acontece é:
2H2O + 2e– → H2 + 2OH–
Nesse processo de oxirredução ocorre a formação do hidróxido ferroso, cuja reação é: Fe2+ + 2OH– → Fe(OH)2
Na presença do oxigênio esse composto se oxida formando hidróxido de ferro III (Fe(OH)3), e em seguida perde agua produzindo o óxido de ferro (III) mono-hidratado (Fe2O3 . H2O), que é uma substancia com coloração avermelhada, ou seja, o ferrugem. 
A corrosão dos metais é uma reação redox indesejável, visto que causa destruição parcial ou total dos metais, e muitas vezes traz um grande prejuízo para a sociedade. Já que objetos metálicos nos lares, como utensílios e eletrodomésticos, são perdidos. Essa deterioração também pode ocorrer em equipamentos nas industrias, em tubulações de tanques, além da corrosão que pode advir nas estruturas de pontes, edifícios navios e monumentos artísticos. 
Basicamente todos os metais sofrem corrosão, com exceção do ouro e da platina. De maneira geral, a corrosão é provocada pelo oxigênio. Pois os metais tem maior capacidade de oxidar do que o oxigênio, dessa forma os metais perdem seus elétrons para o oxigênio presente no ar atmosférico. 
Dentro do conceito de corrosão eletroquímica pode-se compreender a definição de corrosão galvânica e corrosão por aeração diferencial. A corrosão galvânica é um processo eletroquímico, em que materiais de natureza química diferente com uma diferença de potencial entre eles, são colocados em contato na presença de um eletrólito. A diferença de potencial elétrico faz com que a corrente elétrica circule pelo eletrólito da pilha de corrosão.
 Essa corrente provoca a corrosão em um dos metais. O metal menos resistente se torna a região de corrosão anódica e o metal mais forte e inerte é a região catódica e fica protegido. O eletrólito quase sempre é um meio aquoso que conduz eletricidade. Um exemplo desse processo é a corrosão do ferro em contato com o cobre na presença de agua salgada. Por ter maior tendência a oxidar o ferro sofre uma corrosão intensa. 
 
A corrosão por aeração diferencial é uma pilha de concentração, ocorre quando um metal é exposto a uma diferença de concentração de oxigênio ou imerso em um eletrólito com regiões diferentemente aeradas. Essa diferença de concentração ocasiona uma diferença de potencial elétrico. De modo que a região mais concentrada e mais aerada será protegida (catodo) e a menos concentrada e aerada será atacada e sofrerá a corrosão. Esse tipo de corrosão ocorre geralmente entre dois meios como solo e agua, por exemplo. As tubulações parcialmente enterradas estão sujeitas a corrosão por aeração diferencial. 
Visto que a corrosão esta presente no cotidiano da sociedade, acarretando enormes perdas econômicas, pois ela é responsável pela diminuição da vida útil de um material, algumas medidas foram desenvolvidas para prevenir a corrosão. Tais como a galvanoplastia, a utilização de pinturas protetoras, o uso de metais de sacrifício e a produção de aço inoxidável.
2. MATERIAIS E MÉTODOS
2.1. MATERIAIS 
− Fonte de corrente contínua 
− Pisseta 
− Béquer de 50 mL 
− Béquer de 100 mL 
− 1 bastão de vidro 
− Fio condutor 
− 1 Pipeta graduada de 5 mL 
− Lâmina de zinco 
− Placa de cobre 
− Placa de ferro e ferro (prego) 
− Solução de H2SO4 1 mol/L 
− Solução de Ferricianeto de Potássio K3Fe(CN)6 
− Solução de Cloreto de Sódio (NaCl) a 10% m/v 
− Fenolftaleína
2.2. MÉTODOS 
CORROSÃO GALVÂNICA 
PARTE I: Corrosão provocada por aeração (ou oxigenação) diferencial.
Inicialmente limpou-se uma das superfícies de uma chapa de ferro. Em seguida foram colocadas sobre a superfície limpa da chapa de ferro duas gotas de solução de cloreto de sódio, uma gota de fenolftaleína e duas gotas de solução de ferricianeto de potássio. Aguardou-se 5 a 10 minutos e observou-se que na região central da película líquida, aparece coloração azul ou esverdeada e na região periférica aparece coloração rósea avermelhada.
FUNÇÃO DOS INDICADORES
• Fenolftaleína.- indicador de área catódica; coloração róseo-avermelhada (em meio alcalino ou básico, presença de hidroxila OH-) confirma área protegida.
 • Ferricianeto de potássio - indicador de área anódica; precipitado azul de ferricianeto de ferro (II) ou ferricianeto ferroso confirma área corroída. 
3Fe2+ + 2 Fe(CN)63-→ Fe3 (Fe(CN)6)2azul
PARTE II: Corrosão provocada por impurezas metálicas situadas num material metálico
Adicionou-se em um béquer de 50 mL, cerca de 25 mL de solução de H2SO4 1M. Mergulhou-se parcialmente, nesta solução, uma lâmina de zinco previamente limpa. Observou-se que o ataque ao zinco foi pequeno. Mergulhou-se parcialmente nesta solução, sem tocar na lâmina de zinco, um bastão de cobre previamente limpo. Observou-se que o cobre não foi atacado. Em seguida, colocou-se a lâmina de zinco em contanto com o bastão de cobre. Neste experimento pode-se admitir que o cobre funcione como a impureza necessária para formar uma pilha de ação local, na qual o zinco sofre corrosão e o cobre não. 
 
PARTE III: Corrosão provocada por materiais diferentes 
Nesta etapa do procedimento adicionou-se 50 mL da solução de NaCl 10% em um béquer de 100 mL. Posteriormente foram adicionadas à solução, 15 gotasde fenolftaleína e 1 mL de solução de ferricianeto de potássio. Homogeinizou-se a solução utilizando o bastão de vidro. Ligou-se o ferro a uma placa de cobre, previamente limpos, através de um fio condutor. Fez-se a imersão desses metais, ligados entre si, na solução de NaCl 10%. Observou-se o aparecimento de coloração róseo-avermelhada em torno do bastão de cobre e resíduo azul em torno do bastão de ferro. 
PARTE IV: Corrosão provocada por materiais diferentes. 
O procedimento da experiência nº 3 foi repetido, porém usando o ferro e uma placa de zinco previamente limpos. Após mergulhar os metais, ligados entre si, na solução de NaCl, observou-se o ocorrido e anotou-se os resultados.
CORROSÃO ELETROLÍTICA 
PARTE V: Corrosão provocada por corrente elétrica
Em um béquer de 100 mL colocou-se 50 mL da solução de NaCl 10%. Subsequentemente foram mergulhados na solução obtida dois eletrodos de ferro, respectivamente ao polo positivo e ao polo negativo de uma fonte de corrente contínua. Após alguns minutos de funcionamento da fonte, esta foi desligada e agitou-se a solução. Observou-se o ocorrido. 
3. RESULTADOS E DISCUSSÕES
PARTE I:
Como o potencial eletroquímico de um material metálico torna-se cada vez mais catódico quanto maior for a concentração de oxigênio no meio ao seu redor, as áreas com contato com maior concentração de oxigênio serão catódicas, enquanto que aquelas com contato com menor concentração serão anódicas.
Através das colorações obtidas pelo uso dos indicadores, pode-se afirmar que, no o centro da superfície da placa, encontra-se a parte anódica, onde há menor concentração de oxigênio, enquanto isso, nas exterminadas, representada por a cor róseo-avermelha, encontra-se a região catódica, onde há maior concentração de oxigênio.
	
Figura 01: Chapa de ferro contendo solução de cloreto de sódio, fenoftaleína e solução de ferricianeto de potássio.
PARTE II: 
Durante este ensaio ao adicionar uma placa de zinco, previamente limpa, a um béquer contendo 50 mL da solução de H2SO4 1M. Foi possível notar um pequeno ataque do zinco, através do aparecimento de pequenas bolas de ao da placa.
	Posteriormente ao juntar um bastão de cobre a solução, impedindo seu contato com a lâmina de zinco, pode-se observar que o cobre não foi atacado, isso se dá pelo fato de o cobre ter agido como o ânodo da reação, este, é um metal mais “nobre” do que o zinco.
Em seguida o cobre e o zinco entraram em contato. Neste experimento pode-se admitir que o cobre funcione como a impureza necessária para formar uma pilha de ação local, na qual o zinco sofre corrosão e o cobre não. Isto pode ser visto na figura 02.
Figura 02: Lâminas de zinco e cobre mergulhadas parcialmente na solução 1M.
PARTE III: 
Ao colocar uma placa de cobre e uma de ferro, ambas mergulhadas num eletrólito neutro aerado e postas em contato, formando um circuito elétrico, cada placa se tornará um eletrodo. O ferro será o ânodo, oxidando-se e perdendo elétrons que migram para o cátodo (placa de cobre), que por sua vez, é reduzido. O ânodo sofrerá o desgaste, formando a ferrugem no fundo do recipiente.
Devido a adição dos indicadores fenolftaleína e ferricianeto de potássio, tornou-se possível analisar o processo corrosivo. Resultando na oxidação do ferro e analogamente na sua oxidação, como visto na figura 03. 
Figura 03: Metais ligados entre si imersos na solução de NaCl 10%.
PARTE IV:
Na prática, as células galvânicas se formam devido às diferenças de materiais existentes como soldas, conexões ou simples diferenças superficiais no mesmo metal.
Figura 04: Metais ligados entre si mergulhados na solução de NaCl.
PARTE V:
Durante esta etapa da prática pode se afirmar que ao mergular duas placas de ferro, ligados por um fio externo, houve a formação de uma pilha eletrolitica. Como visto da figura 05.
Figura 05: Eletrodos de ferro, respectivamente ligados ao polo positivo e ao polo negativo de uma fonte de corrente contínua imersos na solução de NaCl 10%.
	
4. CONCLUSÃO
Através dos experimentos químicos realizados foi possível observar que há diversos tipos de corrosão e todas dependem de diferentes meios corrosivos e condições para que se processem. Mostrando o quanto é complexo o processo de corrosão.
A corrosão está muito presente na sociedade e representa grandes perdas econômicas, pois todo tipo de corrosão está relacionada à diminuição do tempo de vida de um material. Vale salientar que, esta prática laboratorial é de suma importância para uma melhor compreensão dos conteúdos transmitidos em sala aula, de tal forma que, auxilia na visualização deste processo. 
5. REFERÊNCIAS
CORROSÃO Eletrolítica/Galvânica em Chapas Galvanizadas (incluindo Aresta de Corte). 2013. GalvInfo Center - Um programa do International Zinc Association. Disponível em: <Corrosão Eletrolítica/Galvânica em Chapas Galvanizadas (incluindo Aresta de Corte)>. Acesso em: 20 mar. 2017.
FERNANDES, Viviane Kettermann; MARTENDAL, Caroline Pereira. Pilha de aeração diferencial. 2015. Disponível em: <http://engenheirodemateriais.com.br/tag/pilha-de-aeracao-diferencial/>. Acesso em: 20 mar. 2017.
FOGAÇA, Jennifer Rocha Vargas. Corrosão dos metais. Mundo Educação. Disponível em: <http://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/corrosao-dos-metais.htm>. Acesso em: 20 mar. 2017.
FOGAÇA, Jennifer Rocha Vargas. Tipos de Corrosão. Brasil Escola. Disponível em <http://brasilescola.uol.com.br/quimica/tipos-corrosao.htm>. Acesso em 20 de marco de 2017.
GENEROSO, Ruy Alexandre. Mecanismo da corrosão. Disponível em: <http://pmoscon.com/Materiais/CorrosãoAula2.pdf>. Acesso em: 20 mar. 2017.
ANEXO
PÓS-LABORATÓRIO	Comment by Dayala Regina: Pós-laboratório incompleto
PÓS-LABORATÓRIO
PARTE I
1. Qual o fator que provoca a corrosão do ferro?
Resposta: A corrosão do ferro é provocada pela presença da solução de cloreto de sódio (Nacl).Inicialmente as regiões do anodo e catodo se distribuem uniformemente, porque a concentração do oxigênio é uniforme, e ocorre a corrosão generalizada do ferro. Com o passar do tempo o oxigênio em contato com a reação é consumido pela região catódica, e a distribuição das áreas anódica e catódica se alteram, a corrosão ocorre no centro da gota (região que possui menor concentração de oxigênio), enquanto o processo catódico se dá nas regiões periféricas da gota de Nacl.
2. Escreva as semi-reações ocorridas nas regiões anódica e catódica da pilha de corrosão formada. 
Resposta: Reação Anódica: Fe(s) → Fe2+ + 2e-
Reação Catódica: 2H2O(l)+O2(g)+4e-→4OH-
PARTE III
3. Qual dos metais, Fe ou Cu, sofre corrosão?
Resposta: O ferro (Fe)
4. Escreva as semi-reações que ocorrem nas regiões anódica e catódica da pilha de
corrosão formada.
Resposta: Reação anódica: Fe(s) → Fe2+ + 2 e- (x4)
Reação catódica: 2 H2O(l) + O2(g) + 4 e- → 4OH- (x2)
Reação global: 4Fe(s) + 4H2O(l) + 2O2(g) → 4Fe2+ + 8OH-(aq)
5. Qual a razão das colorações observadas nas regiões anódicas e catódicas?
Resposta: Na região anódica observou-se que com a adição de K3Fe(CN)6 ferrocianeto de potássio, reagente sensível para Fe2+ ouve a formação do resíduo azul Fe3[Fe(CN)6]2. A adição do ferrocianeto de potássio foi necessária porque a observação da corrosão do Ferro seria difícil em pouco tempo na região catódica à medida que se processa a reação.