Corrosão III Influencias do meio eletrolítico

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Universidade Federal Rural do Semi-Árido
Campus Pau dos Ferros
Bacharelado em Ciências e Tecnologia
Corrosão III- Influencias do meio eletrolítico
Parte II e III
Pau dos Ferros - RN
agosto – 2017
Universidade Federal Rural do Semi-Árido
Campus Pau dos Ferros
Bacharelado em Ciências e Tecnologia
Química aplicada a engenharia – Turma 1
 
Relatório apresentado à disciplina de Laboratório de química aplicada a Engenharia, ministrada pela professora como complementação a um dos requisitos para obtenção da nota da Unidade II.
Pau dos Ferros
Agosto – 2017
Introdução
 O termo eletrólise se refere à análise ou decomposição por meio de corrente elétrica. Na química, eletrólise é o nome que se dá a uma reação química que ocorre pela passagem da corrente elétrica através de um sistema líquido. Esse meio pode ser uma solução iônica (eletrolise aquosa) ou um composto iônico fundido (eletrolise ígnea). O que há em comum entre os dois tipos de eletrolises é a presença de íons.
 Os processos eletrolíticos são de grande importância na indústria atual e tiveram participação no desenvolvimento de ideias quanto à natureza elétrica da matéria. Entre seus usos está a recarga de baterias e a produção industrial de elementos como o alumínio e o cloro, bem como a confecção de peças extremamente refinadas e de alto rendimento como aquelas usadas na indústria aeronáutica ou aeroespacial. 
 A corrosão pode ser um processo eletroquímico. Para que ocorra, é necessário a presença de três condições: Dois metais diferentes; Um eletrólito (meio em que os dois metais estão inseridos, como água do mar); Um caminho condutivo entre os dois metais (um fio ou contato direto).
Objetivos
Demonstrar como se dá a corrosão do ferro quando exposto a diferentes meios eletrolíticos.
Materiais e reagentes 
1. Fonte de corrente contínua;
2. Béquer;
3. Pregos;
4. Água destilada (H2O)
5. Ferrocianeto de potássio
6. Tubos de ensaio
7. Solução de Hidróxido de sódio 1M (NaOH)
8. Solução de Carbonato de sódio 1M (Na2CO3);
9. Solução de Cloreto de sódio 1M (NaCl);
10. Solução de Ácido clorídrico 1M (HCl);
11. Solução de Cloreto de potássio 1M (KCl);
12. Solução de Ácido acético 1M (CH3COOH); 
13. Solução de Cloreto de sódio 10% (NaCl).
14. Solução de Ácido sulfúrico 1M (H2SO4); 
Procedimentos, resultados e discussões
Parte I
Procedimentos: 
1. Limpou-se com água 8 pregos polidos
2. Colocou-se um prego limpo em cada um dos oito tubos de ensaio nomeados de A a H e adicione 4 ml das seguintes soluções nos tubos.
Tubo A: Hidróxido de sódio (NaOH) 1 mol/L
Tubo B: Carbonato de sódio (Na2CO3) 1 mol/L
Tubo C: Cloreto de sódio (NaCl) 1 mol/L
Tubo D: Ácido clorídrico (HCl) 1 mol/L
Tubo E: Cloreto de potássio (KCl) 1 mol/L
Tubo F: Ácido sulfúrico (H2SO4) 1 mol/L
Tubo G: Ácido acético (CH3COOH) 1 mol/L
Tubo H: Cloreto de sódio (NaCl – 10%)
3. Analisou-se o pH das soluções 
4. Deixou-se os pregos submersos na solução por 24 Horas, fazendo as observação 1;
5. Adicionou-se aos tubos (A ao H) duas gotas de ferricianeto de potássio 0,1M (K3Fe(CN)6), fazendo a observação 2.
Resultados e discussões:
	Tubo
	pH
	Caráter 
	Observação 1
	Observação 2
	A
	
	
	
	
	B
	
	
	
	
	C
	
	
	
	
	D
	
	
	
	
	E
	
	
	
	
	F
	
	
	
	
	G
	
	
	
	
	H
	
	
	
	
Parte II – Água destilada
Procedimentos: 
1. Ligou-se 2 pregos cada um a uma polaridade da fonte de corrente continua, 
2. Colocou-se 50 ml de água destilada em um béquer
 3. Colocou-se os pregos submersos na água, sem que esses se tocassem entre si, 
4. Aplicou-se uma tensão de 1 volt;
5. Cronometrou-se 2 minutos. 
Resultados e discussões: Durante e após os 2 minutos não houve qualquer alteração, na solução e nos pregos. 
Parte III – Solução de cloreto de Sódio
Procedimentos: 
1. Ligou-se 2 pregos cada um a uma polaridade, negativo e positico, da fonte de corrente continua
2. Adicionou-se, em um béquer, aproximadamente 50 ml de NaCl – 10%; 
3. Colocou-se os pregos submersos na água, sem que esses se tocassem entre si, 
4. Aplicou-se uma tensão de 1 volt;
5. Cronometrou-se 2 minutos;
6. Desligou-se a fonte e agitou-se as solução;
7. Gotejou-se 1 gota de ferrocianeto de potássio.
Resultados e discussões: Durante os 2 minutos observou-se oxidação (borbulhamento) no eletrodo conectado ao polo negativo (preto), ilustrado na imagem abaixo (figura 1). Após os dois minutos, ao desligar a fonte, notou-se que a solução que antes era incolor passou a ser amarela, conforme a imagem abaixo (figura 2). E por fim, ao gotejar o ferrocianeto de potássio não aconteceu nada, se tivesse a presença de Fe2+ a solução ficaria azul.
Referencias
ATKINS, Peter; JONES, Loretta. Princípios de Química. Questionando a Vida Moderna e o Meio ambiente. 3º Edição.
LISBOA, J. C. F. Química, 2º ano: ensino médio. 1ª Ed. – São Paulo: Edições SM, 2010. (coleção Ser protagonista). p. 292 – 353.
Pós-Laboratório 
Indique as soluções nas quais observou-se evidencias de corrosão na parte 1. Explique.
As soluções que envolveram o ferro, caracterizado pelo poder de redução das demais substancias envolvidas.
Escreva as reações de oxidação e redução do ferros, cobre e alumínio imersos nas soluções preparadas, assumindo que existe suficiente oxigênio dissolvido.
NaCl:
Fe(s) → Fe2+ + 2e- (oxidação)
2NaCl + 2H2O + 2e- → 2NaOH OH + 2 Cl + H2 (redução)
Fe + 3NaCl + 2H2O → FeCl2 + 2NaOH + H2 (equação global)
H2 SO4:
Fe(s) → Fe2+ + 2e- (oxidação)
H2SO4 + 2e- → SO42- + H2 (redução)
Fe + H2SO4 → FeSO4 + H2 (equação global)
Quais as características observadas na ponta, na cabeça e no resto do prego? Explique essas diferenças em relação ao processo de fabricação do prego.
A parte imersa foi da metade até a cabeça do prego, que após algum tempo ficou corroída. No seu processo de fabricação a película protetora retarda o efeito da oxidação, porém, os pregos utilizados já estavam um poco corroídos. O que acelerou o processo.