Prática Corrosão - 1

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Introdução
As diversas variáveis usualmente presentes no fenômeno da corrosão modificam o curso e a extensão das reações eletroquímicas, resultando os diferentes tipos de ataque, que dão origem a diferentes tipos de corrosão. Os mecanismos da corrosão eletroquímica estão associados ao fluxo de corrente elétrica entre as áreas catódicas e anódicas. A reação anódica está sempre associada com dissolução do metal e a formação dos íons correspondentes; a reação catódica pode envolver dois processos diferentes, dependendo da natureza do meio corrosivo: desprendimento de hidrogênio (meio ácido) e absorção do oxigênio (meio neutro ou básico). A corrosão galvânica ocorre quando dois metais diferentes são postos em contato um com outro e expostos a um eletrólito. O metal menos nobre será o ânodo e por isso se dissolverá enquanto o mais nobre agirá como cátodo. Dependendo da natureza do meio corrosivo, as reações catódicas podem ocorrer pelos processos de desprendimento de hidrogênio ou absorção do oxigênio. A corrosão por aeração diferencial ocorre quando um material metálico é imerso em regiões diferentemente aeradas, sendo o ânodo a área menos aerada e o cátodo a mais aerada.
Corrosão galvânica A corrosão galvânica ocorre frequentemente quando se tem um metal colocado em uma solução contendo íons, facilmente redutíveis, de um metal que seja catódico em relação ao primeiro. Assim, tubulações de alumínio em presença de sais, por exemplo, de Cu2+ e Hg2+ , sofrem corrosão localizada, produzindo pites. Isto ocorre porque o alumínio reduz os íons Cu2+ ou Hg2+ para os metais respectivos, sofrendo consequentemente oxidação
Além desse ataque inicial o metal formado se deposita sobre a superfície de alumínio e cria uma série de micropilhas galvânicas, nas quais o alumínio funciona como ânodo, sofrendo corrosão acentuada. Casos envolvendo este mecanismo são observados em: Trocadores ou permutadores de calor, com feixe de tubos de alumínio; a presença de pequenas concentrações de Cu2+ na água de refrigeração ocasiona, em pouco tempo, perfurações nos tubos; Tubos de caldeiras onde ocorre, em alguns casos, depósitos de cobre ou óxido de cobre. Isto porque a água de alimentação da caldeira pode conter íons cobre, cobre metálico ou suas ligas; Tanques de aço carbono onde aço galvanizado. 
A corrosão galvânica é ocasionada pela presença de cobre ou compostos originados pela ação corrosiva ou erosiva da água sobre a tubulação de cobre que alimenta o tanque. Por isso deve-se evitar, sempre que possível, que um fluido circule por um material metálico catódico antes de circular por um que lhe seja anódico.
Corrosão por aeração diferencial O tipo mais importante de célula de concentração é a aeração diferencial, que ocorre quando uma parte do metal é exposta a diferentes concentrações de ar ou é imersa em regiões do eletrólito diferentemente aerados (ou com outros gases dissolvidos); isto provoca uma diferença de potencial entre as partes diferentemente aeradas. É um fato experimental que áreas de uma superfície metálica onde a concentração de oxigênio é alta, são catódicas. Este tipo de corrosão é o que ocorre na “linha d’água das partes metálicas parcialmente imersa em uma solução. Se, se mergulha uma peça de metal, zinco, por exemplo, em uma solução diluída de um eletrólito qualquer, e a solução não é agitada, as partes acima e adjacentes a linha d’água são mais fortemente aeradas devido a facilidade de acesso do oxigênio a estas áreas, que, portanto, tornar-se-ão catódicas. Na parte imersa a maior profundidade, a concentração de oxigênio é menor, sendo esta, por conseguinte, anódica. Outro exemplo de corrosão por aeração diferencial tipo linha d’água, ocorre nas estruturas, estacas, etc. mergulhadas parcialmente na água do mar.
De maneira análoga pode-se explicar a corrosão do ferro sob gotas de água ou de solução salina (por exemplo, água do mar condensada da neblina). Nas áreas cobertas pela gota é impedido o acesso do oxigênio do ar, e por isso tornam-se anódicas em relação às outras áreas expostas ao oxigênio do ar. Superfícies ásperas ou esmerilhadas são corroídas mais depressa do que as superfícies lisas polidas, onde não se acumulam poeiras, óxidos, etc. As superfícies rugosas, com sulcos ou fendas, onde o oxigênio não pode penetrar, são perigosamente corroídas por aeração diferencial provocando cavidades (pitting). Esta corrosão aumenta com o tempo, pois os produtos da corrosão acumulam-se em torno da área anódica, impedindo ainda mais qualquer acesso de oxigênio.
Objetivo
Observar as principais diferenças entre corrosão eletrolítica e corrosão galvânica
Material
Fonte de corrente contínua 
Pisseta 
Lixas para metais 
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
Procedimento Experimental 
CORROSÃO GALVÂNICA 
PARTE I: Corrosão provocada por aeração (ou oxigenação) diferencial.
 a) Limpamos uma das superfícies de uma chapa de ferro. 
b) Colocamos 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. 
c) Aguardamos 5 a 10 minutos e observamos que na região central da película líquida, aparece coloração azul e na região periférica aparece coloração róseo avermelhada. 
FUNÇÃO DOS INDICADORES 
1. Fenolftaleína.- indicador de área catódica; coloração róseo-avermelhada (em meio alcalino ou básico, presença de hidroxila OH) confirma área protegida. 
2. Ferricianeto de potássio - indicador de área anódica; precipitado azul de ferricianeto de ferro (II) ou ferricianeto ferroso confirma área corroída.
PARTE II: Corrosão provocada por impurezas metálicas situadas num material metálico
Adicionamos em um béquer de 50 mL, cerca de 25 mL de solução de H2SO4 1M.
b) Mergulhamos parcialmente, nesta solução, uma lâmina de zinco previamente limpa. Observamos que o ataque ao zinco é pequeno. 
c) Mergulhamos parcialmente nesta solução, sem tocar na lâmina de zinco, um bastão de cobre previamente limpo. Observamos que o cobre não é atacado. 
d) A seguida, tocamos a lâmina de zinco 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 
a) Adicionamos 50 mL da solução de NaCl 10% em um béquer de 100 mL. 
b) Adicionamos à solução, 15 gotas de fenolftaleína e 1 mL de solução de ferricianeto de potássio. Homogeneizamos a solução utilizando o bastão de vidro. 
c) Ligamos o ferro a uma placa de cobre, previamente limpos, através de um fio condutor. 
d) Fizemos a imersão desses metais, ligados entre si, na solução de NaCl 10%.
e) Observamos 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. 
a) Repetimos o procedimento da experiência nº 3, porém usando o ferro e uma placa de zinco previamente limpos. 
b) Após mergulharmos os metais, ligados entre si, na solução de NaCl, observamos o ocorrido e anotamos.
PARTE V: Corrosão provocada por corrente elétrica 
a) Em um béquer de 100 mL coloque 50 mL da solução de NaCl 10%. 
b) Mergulhamos na solução obtida dois eletrodos de ferro, respectivamente ao polo positivo e ao polo negativo de uma fonte de corrente contínua. 
c) Após alguns minutos de funcionamento da fonte, desligamos e agitamos a solução. Observamos o ocorrido.
Resultados e Discursões
Parte I - Foi verificado que no meio apresentou uma coloração azul, e nas pontas a substância ficou como uma coloração rósea. Sendo a área de coloração azul a região anódica, e a de coloração róseo a região catódica
Parte II – Aplaca de zinco inicialmente formou-se bolhas e ao colocar a placa de cobre não aconteceu nada, mas após tocas as duas ambas formaram bolhas.
Zinco – Oxidando
Cobre - Reduzindo
Parte III – A formação de uma parte azul ao redor do prego e rosa ao redor da placa de zinco
Zinco – Oxidando
Ferro – Reduzindo
Parte IV – O prego liberou uma solução avermelhado
Prego (Ferro) – Oxidando
Zinco – Reduzindo
Parte V – Após agitar a solução ele obteve uma coloração verde
Polo Positivo – Reduziu
Polo Negativo – Oxidou 
Conclusão
Ao término dessa aula prática, foi possível compreender como funciona o processo de corrosão, no qual, foi observado que os processos corrosivos se apresentam como importantes inimigos das estruturas metálicas, Neste sentido, este estudo procurou demonstrar os vários tipos de corrosão existentes, caracterizando-o, com procedimentos básicos e experimentais utilizando-se de matérias e soluções metálicas para tanto, ficou evidente ainda a importância de se estudar as reações de oxidação e redução nos metais, bem com seus reflexos na sociedade moderna.
Referências Bibliográficas
1. GENTIL, Vicente, Corrosão, 4° Edição, Editora LTC, 2008. 
2. COLOMBO, Análise de Contaminantes Ambientais, Depart. de Química e Biologia, Universidade Tecnológica Federal do Paraná - Campus Curitiba, 2008.
Pós-Laboratório 
Parte 1
A corrosão do ferro é provocada pela presença da solução de cloreto de sódio (Naco). Inicialmente a s 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 c entro da gota (região que possui menor concentração de oxigênio), enquanto o processo catódico se dá na s regiões periféricas da gota de Nacl.
Reação Anódica: Fe(s) → Fe2+ + 2e-
Reação Catódica: 2H2O(l)+O2(g) +4e-→4OH-
Parte 3
O Ferro (Fe)
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)
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. 
UNIVERSIDADE FEDERAL RURAL DO SEMI-ÁRIDO
CAMPUS PAU DOS FERROS
Professora: Dr. Sanderlir Silva Dias
Disciplina: Laboratório de Química Aplicada a Engenharia Turma: 02
Alunos: Ivan Gustavo Freitas Cavalcante
Cássio Alencar Barrreto
Aury Paulino de Araújo Júnior
Sebastião Lucas Pereira Ciriaco
Yam Souto dos Santos
Prática – Corrosão 1
Pau dos Ferros
2018