Corrosão em Metais

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UNIVERSIDADE FEDERAL DO RECONCÂVO DA BAHIA 
CENTRO DE FORMAÇÃO DE PROFESSORES-CFP
CORROSÃO
Professor José Gilberto 
AMARGOSA
 2015
UNIVERSIDADE FEDERAL DO RECONCÂVO DA BAHIA 
CENTRO DE FORMAÇÃO DE PROFESSORES-CFP
Luana Caroline Cerqueira Leal
Mykelly Karolyne Brandão 
CORROSÃO
Trabalho requisitado pelo o Professor José Gilberto, representando os resultados finais dos experimentos feito em aula com a turma do curso de Licenciatura em Química no semestre 2014.2, na disciplina CFP382- Química Geral 2 da Universidade Federal do Recôncavo da Bahia, para fins avaliativos. 
 AMARGOSA
 2015
SUMARIO
INTRODUÇÃO
A corrosão é uma ação destrutiva que o meio ambiente exerce sobre um metal, seus efeitos acontecem praticamente em todos os lugares envolvendo os materiais, sejam estes metálicos ou não.
Existem dois tipos de corrosão: a corrosão seca e a corrosão úmida. A primeira é o ataque sofrido pelos metais por parte dos gases sem qualquer humidade. A segunda, é mais grave, é provocada pelos agentes dissolvidos na água, no solo ou na humidade do ar.
Um dos exemplos mais evidentes é a corrosão do ferro que, em contato com o oxigênio húmido dá origem à ferrugem, onde os óxidos de ferro hidratados que constituem a ferrugem formam uma camada porosa, que não adere à superfície do metal e que vai se soltando, ficando novamente o ferro sujeito à ação dos agentes atmosféricos.
A corrosão não é mais do que uma reação de oxido-redução indesejável onde há transferência de elétrons. Há, portanto, a ação de um agente redutor que vai doar elétrons sofrendo oxidação (corrosão) e um agente oxidante que irá receber esses mesmos elétrons. Quimicamente pode-se dizer que o ferro no seu estado oxidado variou de zero no metal +2 e +3 nos óxidos formados, a ligação química também mudou de metálica para iônica nos hidróxidos, portanto a natureza do ferro oxidado difere do metal original.
Vários fatores influenciam para que haja uma corrosão, entre eles pode-se citar: Água da chuva, produtos químicos e água do mar, para esses dá-se o nome de solução eletrolítica, que quando em contato com a superfície de um metal forma uma pilha eletroquímica, em que partes da superfície agem como cátodo e a outra parte como ânodo.
OBJETIVO
Estudar as reações de oxido-redução através de experimentos que estimulam mecanismos de tais reações, verificando experimentalmente como os metais sofrem oxidação e em que meio sofrem.
PARTE EXPERIMENTAL
	MATERIAIS
	REAGENTES E INDICADORES
	
	
	Tubos de ensaio com tampa
	Ureia
	Suporte para tubos de ensaio
	Solução aquosa de NaCl a 5%
	Béquer de 50 mL, 100 mL 
	Solução aquosa de NaOH(s) 0,1 mol L-1
	Tubos de Ensaio 
	Solução aquosa de H2SO4 3,5 mol L-1
	Tubo Nessle
	Solução aquosa de HCl 3 mol L-1
	Garra
	Solução aquosa de HCl 6 mol L-1
	Pinça metálica
	H2SO4 concentrado
	Água da torneira
	Fenolftaleína
	Pregos
	
	Palha de aço
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
III.1. PROCEDIMENTOS
Corrosão do ferro a atmosfera 
Primeiramente adicionou-se um pedaço de palha de aço em um tudo de Nessler, logo após preencheu-se o tubo com água deixando vazio cerca de 10cm acima, em seguida no béquer de 500mL contendo água colocou-o de cabeça para baixo de modo que a palha de aço úmida ficasse em contato com o ar. Posteriormente marcou-se o nível da água no tudo observando os resultados após uma semana.
 Corrosão úmida do ferro
Inicialmente separou-se 8 tubos de ensaio devidamente numerados adicionando um prego em cada um. 
colocou-se água da torneira no tubo 1,
 Ácido Clorídrico ( HCl 3mol L-1) no tubo 2, 
Ácido Clorídrico concentrado ( HCl 6 mol L-1 ) no tubo 3,
Hidróxido de Sódio (NaOH 0,1 mol L -1 ) no tubo 4,
 Ácido Sulfúrico diluído ( H2SO4 3,5 mol L-1 ) no tubo 5 
 Ácido Sulfúrico concentrado ( H2SO4) no tubo 6.
No tubo 7, pesou-se 2,0g de Cloreto de Sódio ( NaCl ) e adicionou-se em um béquer com 40 mL de água destilada obtendo NaCl a 5%.
No último tubo (8) colocou-se apenas o prego para observação e comparação dos resultados.
Os tubos foram deixado para observação durante uma semana.
Corrosão na linha D’água
Primeiramente colocou-se um prego em um tubo contendo água da torneira de modo que o nível ficasse até a metade do prego, o mesmo processo foi feito com o Cloreto de Sódio ( NaCl ) a 5%, em seguida vedou-se os dois tubos , foi feito o mesmo processo mais uma vez, porém com o sistema aberto, assim como com um tubo contendo ureia (sistema abeto), para observação dos resultados após uma semana.
III.2. RESULTADOS E DISCUSSÃO
Corrosão do ferro a atmosfera 
Após uma semana ao analisar o primeiro experimento, notou-se que a palha de aço contida no tubo de Nessler enferrujou, isso ocorreu devido uma reação de oxi-redução entre o oxigênio e a palha de aço , onde a mesma é oxidada e o oxigênio é reduzido, por isso a água ocupa seu espaço aumentando o volume, no inicio do procedimento possuia 9,8ml e no fim possuia 11,8ml , sendo assim consumindo cerca de 17% de O2 da coluna. 
Corrosão úmida do ferro
Tubo 1: Contendo apenas água de torneira e prego, foi possível perceber uma leve oxidação, uma semana depois notou-se a formação de um sólido alaranjado ( ferrugem) devido a água favorecer a corrosão do ferro.
Fe(s) + H2O(l) + 1/2O2(g) Fe(OH)2(aq)
Fe(OH)2(aq) + H2O(l) +3/2O2(g) Fe(OH)3(aq) + H2O(l)
Fe(OH)3(aq) H2O(l) + Fe2O3(s)
Tubo 2 e 3: Nos dois tubos houve o desprendimento de íons H+, proporcionando a oxidação do ferro, o tubo 2 contendo HCl diluído, apresentou uma coloração alaranjada (Fe+3) e a oxidação foi menor que no tudo 3 pois, o mesmo continha HCl concentrado e apresentou uma coloração esverdeada (Fe+2).
Fe(s) + 2HCl(aq) → FeCl2(aq) + H2(g)
O cloreto de Ferro III proveniente da reação do tudo 2 é menos solúvel: 
2FeCl3(aq) + 6H2O(aq) → 2Fe(OH)3(S) + 6HCl(aq)
2Fe(OH)3(S) F2O3 X H2O ( cor laranja / ferrugem), o ferrugem é óxido de ferro hidrogenado.
 O Cloreto de Ferro II é mais solúvel e apresenta uma coloração verde, foi possível perceber também um precipitado preto formado segundo a reação:
3Fe(OH)2(S) → 2H2O(l) + H2(g) + Fe3O4(S).
Tubo 4: Contendo Hidróxido de sódio e prego não houve nada, pois o meio é básico. Quando o meio é básico, a concentração de OH- aumenta. De acordo com o princípio de Le Chatelier, quando for exercida uma ação externa sobre o sistema em equilíbrio, ele tende a reagir de maneira a minimizar os efeitos dessa ação. Dessa maneira o equilíbrio desloca no sentido de consumir o excesso de OH-, portanto, para à esquerda o que desfavorece a corrosão, representada pelo cálculo abaixo:
Ânodo ― oxidação
Fe(s) ↔ Fe+2(aq) + 2e- E ̊= +0,44V
Cátodo ― redução
H2O + O2(g) + e- ↔ 2-OH-(aq) E ̊= + 0,415v
Tubo 5: Contendo Ácido Sulfúrico diluído (H2SO4) e prego, percebeu-se que houve desprendimento de íons H+ e a formação de um precipitado com uma coloração verde representada pela equação abaixo:
Fe(s) + H2SO4(aq) ↔ FeSO4 + H2O(l)
Tubo 6: Contendo Ácido Sulfúrico concentrado (H2SO4) e prego, não era pra sofrer nenhum ataque devido este ser uma molécula , portanto, não dissocia. Todavia ocorreu o contrário, houve uma mudança na coloração do prego para branco, isso aconteceu por que o H2SO4 estava contaminado com água.
Tubo 7: Contendo a solução de NaCl 5% e prego, foi possível perceber a corrosão do mesmo, pois o Sódio (Na) aumenta a condutividade na água dando origem a ferrugem.
Tubo 8: Não deveria ter ocorrido nenhuma alteração, mas houve uma pequena oxidação devido a umidade do ambiente.
Corrosão na linha D’água
Após uma semana em repouso, houve reação em todos os tubos,
Com o consumo total de O2,as bordas de ferro que continham Fe(OH)2 passaram a oxidar produzindo magnetita como pode-se ver na reação:
3Fe(OH)2(aq) H2O(l) + O2(g) + Fe3O4(s)
Foram observados ainda, diferenciações de intensidade nos tubos:
Água de torneira – no tubo que estava com o sistema fechado houve corrosão mais intensa, com coloração alaranjado-marrom em ambos.
NaCl a 5% - no sistema fechado houve formação de precipitado preto, por causa da mistura de Fe2+ e Fe3+.
 no sistema aberto, o precipitado formado possuía coloração alaranjada, por causa da formação de Fe3+.
Ureia – formação de precipitado e corrosão avançada.
Nos tubos onde o sistema estava fechado, houve corrosão mais intensa que os tubos que estava com sistema aberto, isso se deu porque havia maior numero de eletrólitos, os quais aumentaram o fluxo de elétrons nas reações..
Após uma semana foi possível verificar nesse experimento que na parte acima da linha D’água não houve corrosão do prego, pois ocorreu apenas na parte abaixo da linha, pelo fato de a água favorecer a corrosão do prego, dando origem a uma coloração alaranjada, formando a ferrugem.
CONCLUSÃO
Após a realização deste experimento, foi possível verificar experimentalmente a reatividade dos metais em diferentes soluções aquosas, assim, analisando os resultados obtidos, conclui-se que os objetivos foram alcançados, Apesar de que no tubo numero 6 durante um processo de corrosão umida do ferro não obtivemos sucesso pois o reagente estava contaminado.
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
ATKINS, P. W. Princípios de Química. Questionando a vida moderna e o meio ambiente. Tradução Ricardo Bicca de Alencastro. 3 ed. Porto Alegre : Bookmam, 2006.
CROVE, Geraldo José. Química: o homem e a natureza. São Paulo: FTD, 2000.
 Fundamentos da corrosão. Disponível em: <http://www.mspc.eng.br/tecdiv/corr_110.shtml>. Acesso em 28 de abril de 2015.
Relatório de Química Fundamental. Disponível em: <http://pt.scribd.com/doc/29059355/3-Relatorio-de-Quimica-Fundamental>. Acesso em 28 de abril de 2015.
Corrosão do ferro. Disponível em: <http://educador.brasilescola.com/estrategias-ensino/corrosao-ferro.htm>. Acesso em 28 de abril de 2015.