Relatório 1 - Corrosão

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Disciplina: Introdução a Corrosão
Professora: Sheila Pressentin
3º período Bacharelado em Quimica
Espontaneidade das reações, Pilhas e Heterogeneidades
Integrantes do grupo:
Daiane Festraets _____________________
Marcelle Araújo _____________________
Taiane Santos ​​_____________________
Data da realização da prática: 12/02/2015
Data da entrega do relatório: 26/02/2015
INTRODUÇÃO
 Reações de oxirredução são reações em que há variação de número de oxidação. Quanto maior o potencial de redução de um elemento, maior a tendência em ganhar elétrons. Portanto, ele recebe elétrons de um outro elemento de menor potencial de redução. Para o potencial de oxidação, quanto maior o valor de E0, maior a tendência em perder elétrons e, portanto, ceder elétrons para outro elemento de menor potencial de oxidação.
 Para sabermos se a reação é espontânea ou não, devemos verificar, no sentido indicado da reação, a espécie que sofre oxidação (perde e–) e a espécie que sofre redução (ganha e–); e se a espécie que sofre redução apresenta um maior que o da espécie que sofre oxidação, a reação é espontânea; caso contrário, não.
 Pilhas eletroquímicas são sistemas que produzem corrente contínuas e baseiam-se nas diferentes tendências para ceder e receber elétrons das espécies químicas. Temos vários tipos de pilhas. Algumas delas são:
Pilha de eletrodos diferentes - É o tipo de pilha que ocorre quando dois metais ou ligas metálicas diferentes estão em contato e imersos num mesmo eletrólito, é a chamada pilha galvânica ou corrosão galvânica. Por observações sabe-se que o metal mais ativo na tabela de potencial de eletrodo, é que funciona como ânodo da pilha.
Pilha de ação local - Esta pilha é provavelmente a mais frequente na natureza, ela aparece em um mesmo metal devido a heterogeneidades diversas, decorrentes de composição química, textura do material, tensões internas, dentre outras.
Pilha de aeração diferencial - Forma de corrosão que ataca uma região metálica que está em contato com um meio onde a concentração de oxigênio é menor que nas regiões vizinhas.
Pilha eletrolítica - Uma pilha eletrolítica consiste numa pilha na qual ocorre eletrólise, isto é, aquela em que a corrente que atravessa o eletrólito é fornecida por uma fonte exterior. 
 A heterogeneidade no sistema material metálico/meio corrosivo desencadeia uma corrosão eletroquímica, pois a diferença de potencial resultante possibilita a formação de áreas anódicas e catódicas. Nos casos mais frequentes de heterogeneidades responsáveis por corrosão eletroquímica estão relacionados com o material metálico ou com o meio corrosivo.
PROCEDIMENTOS
1.1 Colocamos em um tubo de ensaio 2mL de solução 1molar de sulfato de cobre e em seguida mergulhamos uma barra de ferro. Num outro tubo colocamos a mesma quantidade só que de sulfato ferroso e mergulhamos uma placa de cobre
1.2 Preparamos 5 tubos de ensaio cada um com 1mL de ácido clorídrico concentrado. Em um mergulhamos uma tira de magnésio, em outro uma placa de chumbo, em outro uma placa de alumínio, em outro uma placa de zinco e em outro uma placa de cobre.
2.1 Num tubo em U adicionamos uma solução de cloreto de sódio 3% e 3 gotas de solução de fenolftaleína a 1%. Mergulhamos dois eletrodos metalicos (um de zinco outro de cobre) na mistura, ligando-os externamente à solução por um fio condutor.
2.2 Num tubo em U adicionamos uma solução aquosa 3% de cloreto de sódio, 
3 gotas de solução de fenolftaleína 1% e 6 gotas de ferricianeto de potássio. Mergulhamos dois eletrodos metálicos (um de ferro outro de cobre), ligando-os externamente à solução por um fio condutor.
2.3 Repetimos o mesmo procedimento 2.2 só que usando eletrodos de zinco e ferro.
2.4 Repetimos o mesmo procedimento 2.2 só que usando eletrodos de zinco, ferro e cobre.
2.5 Enrolamos uma fita de magnésio no eletrodo de ferro. Mergulhamos o conjunto numa mistura igual ao do experimento 2.4.
3. Adicionamos 1mL de ácido sulfúrico 3N em um tubo de ensaio e mergulhamos parcialmente uma placa de zinco. Posteriormente, colocamos uma placa de cobre sem entrar em contato com o zinco inicialmente. Depois colocamos as duas placas em contato.
5. Preparamos uma solução em Becker com 1mL de cloreto de sódio 3%, 1 gota de ferricianeto de potássio 1N e uma gota de fenolftaleína 1%. Colocamos 5 gotas dessa solução sobre uma placa de ferro.
6.1 Em um tubo em U colocamos uma solução de cloreto de sódio 3%, 3 gotas de fenolftaleína e 4 gotas de ferricianeto de potássio. Mergulhamos dois eletrodos metálicos, um de cobre outro de ferro, ligando-os num polo positivo e outro no negativo de uma fonte de corrente contínua, respectivamente. 
6.2 Fizemos da mesma maneira que no experimento 6.1 só que invertendo as polaridades dos eletrodos.
6.3 Procedemos da mesma maneira que no experimento 6.1 só que usamos os eletrodos de ferro e grafite ligando-os, respectivamente, no polo negativo e no polo positivo.
7. Preparamos o gel Agar-agar aquecendo 100mL de água destilada até a sua ebulição. Adicionamos 1,5g de Agar-agar e aquecemos até que ele se dispersasse. Colocamos 1g de cloreto de sódio e 0,15g de ferricianeto de potássio e agitamos para solubilizar. Acrescentamos 1mL de fenolftaleína a 1% e passamos, ainda quente, para uma placa de Petri ocupando metade do volume. Deixamos esfriar e quando a mistura ficou com textura em gel, introduzimos dois pregos: um normal e outro dobrado em forma de V. Depois recobrimos com mais gel.
DISCUSSÕES E RESULTADOS
1.1 O potencial padrão de redução do cobre e do ferro:
Cu+2(aq) + 2e- ↔ Cu(s) E0= +0,34V
Fe+2(aq) + 2e- ↔ Fe(s) E0= -0,44V 
____________________________________________________________________________________________________________________________________
Cu(s) ↔ Cu+2(aq) + 2e- E0= -0,34V
Fe+2(aq) + 2e- ↔ Fe(s) E0= -0,44V 
___________________________________________________________________________________________________________________________________
Cu(s) + Fe+2(aq) ↔ Cu+2(aq) + Fe(s) ΔE0= -0,78V
 A reação que ocorre quando mergulhamos uma placa de ferro metálico numa solução de sulfato de cobre II é espontânea. Logo reparamos que o prego (ferro) adquire uma coloração mais clara. Este consiste num depósito de partículas de cobre na superfície do ferro. A cor característica da solução de sulfato de cobre vai descorando gradativamente devido ao íons de cobre estarem sendo consumidos na reação.
 Quando mergulhamos uma placa de cobre numa solução de sulfato de ferro II a reação não ocorre de maneira espontânea. Isso porque o ferro tem um potencial de oxidação maior que o do cobre. Então o cobre não consegue deslocar o ferro.
1.2 Magnésio: Em uma reação rápida a fita de magnésio começou a se decompor, e bolhas de um gás surgiram, saindo do tubo para o ambiente. O magnésio reage com o ácido clorídrico, "cedendo" seus elétrons para o cloro, pois este é mais eletronegativo. Forma-se assim o cloreto de magnésio. O hidrogênio livre do ácido combinou-se na molécula de gás hidrogênio, saindo do tubo. Tem-se então aqui o magnésio deslocando o hidrogênio do ácido, formando dele outra substância simples, o gás hidrogênio. 
2HCl(aq) + Mg(s) ( MgCl2(aq) + H2(g)
Chumbo: O chumbo reage com ácido clorídrico, mas numa velocidade bem menor que o magnésio. Isso porque o chumbo é mais reativo que o hidrogênio (por isso a reação ocorre), mas é menos reativo que o magnésio (por isso a velocidade da reação é menor). Da mesma maneira que ocorre no magnésio, o chumbo cede seus elétrons para o cloro que é mais eletronegativo. Assim, forma o cloreto de chumbo II e libera o gás hidrogênio.
2HCl(aq) + Pb(s) ( PbCl2(aq) + H2(g)
Alumínio: O alumínio ao ser colocado em contato com o ácido se dissolveu de modo moderado. Como o alumínio está entre o magnésio e o zinco na série eletroquímica, ele reagirá vigorosamenteapós um certo tempo (o alumínio metálico está recoberto com um filme protetor de óxido de alumínio, resultante da reação do alumínio com o oxigênio do ar; a demora na reação do alumínio com o ácido deve-se ao tempo que leva para o ácido reagir com o filme de óxido, assim removendo-o). A reação forma o cloreto de alumínio e libera o gás hidrogênio.
6HCl(aq) + 2Al(s) ( 2AlCl3(aq) + 3H2(g)
Zinco: O zinco reage fortemente com uma solução aquosa de ácido clorídrico. O resultado é uma produção de uma grande quantidade de gás hidrogênio e formação de cloreto de zinco na solução. O zinco doa elétrons para o cátion H+(aq), que se reduz, formando H2(g). O íon Cl- (aq) não participa efetivamente da reação de oxi-redução, atuando como compensador de carga.
2HCl(aq) + Zn(s) ( ZnCl2(aq) + H2(g)
Cobre: O cobre não reagirá, embora uma leve coloração amarela possa ser observada no tubo de ensaio em decorrência da formação do íon complexo CuCl42-(aq) resultante da reação do ácido com o fino filme de óxido que recobre o cobre. O comportamento do cobre pode ser previsto com base na fila eletroquímica que indica que o hidrogênio tem maior tendência a se oxidar que o cobre.
HCl(aq) + Cu(s) (não reage
No instante que mergulhamos os metais nos tubos com ácido clorídrico, a ordem crescente de velocidade foi: Pb<Al<Zn<Mg. Com o passar do tempo, o alumínio reagiu com muito mais forte e rápido que os outros.
2.1 Decorridos alguns minutos pode ser observada uma coloração rósea-avermelhada (indicação da presença de hidroxila proveniente da reação catódica) em torno do eletrodo de cobre. 
Reações:
Oxidação anódica: Zn(s)   Zn2+ + 2e–
Redução catódica: Cu2+ + 2e–   Cu(s) 
Reação Global: Zn2+ + Cu(s)  Zn(s) + Cu2+
 Pode ser observada a coloração rosada na superfície onde o zinco se encontrava submerso. Tal coloração é proveniente da pilha de aeração formada entre o zinco em contato com o ar. Esse tipo de pilha se forma devido à diferença nas concentrações de oxigênio. A parte menos aerada, parte imersa do zinco funcionará como ânodo da pilha, cedendo elétrons para a parte mais aerada, parte em contato com o ar.
Mecanismo da reação catódica aerada:
Reação anódica: Zn(s)  Zn2+ + 2e– 
Reação catódica: H2O + ½ O2 + 2e-  2OH- 
Reação global: Zn + H2O + ½ O2   Zn2+ + 2OH-
Meio não aerado:2H2O+2e- H2 +2 OH
2.2 Decorridos alguns minutos pode ser observada uma coloração rósea-avermelhada em torno do eletrodo de cobre e depósito de coloração azul em torno do eletrodo de ferro.
Reações:
Oxidação anódica : Fe(s)  Fe2+ + 2e– 
A coloração azul é explicada pela reação: Fe2+ + [Fe(CN)6]3- Fe3+ + [Fe(CN)6]4-
Ferricianeto de potássio juntamente com a fenolftaleína reage com os íons Fe2+, adquirindo a coloração azul (azul da Prússia), e que pode entretanto ser usada para detectar oxidação metálica que irá levar à ferrugem.
Redução catódica: Cu2+ + 2e– Cu(s) 
Reação Global: Fe(s) + Cu2+(aq) Fe2+(aq) + Cu(s)
2.3 Após alguns minutos depois dos eletrodos já imersos, pode ser observada uma coloração azul em torno do eletrodo de ferro e uma pequena liberação de gás. No eletrodo de zinco também pode se observar a liberação de gás, mas em menor quantidade.
Reação anódica: Zn(s)  Zn2+ + 2e– 
Reação catódica: Fe2+ + 2e– Fe(s) 
Reação global: Fe(s) + Fe2+  Zn2+ + Fe(s) 
2.4 Repetiu-se o experimento II utilizando eletrodos de Zinco, Ferro e Cobre. Pode ser observada a coloração azul em torno do ferro e a liberação de gás nos eletrodos de Zinco e Cobre. 
Reação anódica: Zn(s)  Zn2+ + 2e– 
Reação catódica: Fe2+ + 2e– Fe(s) 
Redução catódica: Cu2+ + 2e– Cu(s) 
2.5 Todos os eletrodos liberam gás, sendo o eletrodo de ferro liberou o gás hidrogênio com mais intensidade. Isso ocorreu pela presença da fita de Magnésio enrolada no eletrodo. O Magnésio tem o potencial de oxidação maior do que o do ferro, atuando como metal de sacrifício ao se oxidar no lugar do ferro.
3. Pode se observar pequeno ataque ao zinco. No mesmo recipiente colocou-se um bastão de cobre. Quando os bastões entram em contato verificou-se a aceleração do ataque ao eletrodo de zinco, notando-se a liberação intensa de hidrogênio em torno do eletrodo de cobre, que antes não poderia ser visto no mesmo. Podendo admitir que o bastão de cobre funcionou como a impureza necessária para formar a pilha de ação local, onde o zinco sendo o anodo sofreu corrosão, sendo o cobre o catodo. Essa reação só ocorreu quando o zinco e o cobre foram postos juntos e o hidrogênio foi liberado no catodo (cobre), não ocorrendo adsorção dele no zinco, então este ficou livre e reagiu com o ácido sulfúrico.
Reação anódica: Zn(s)  Zn2+(aq) + 2 e-
Reação catódica: 2H+(aq) + 2 e-  H2(g) / Cu2+ + 2e– Cu(s) 
Reação global: Zn(s) + 2H+(aq)  Zn2+(aq) + H2(g)
Produto de corrosão: Zn2+(aq) + SO42-(aq)  ZnSO4(aq)
5. Pode-se observar, na região central, o aparecimento de coloração azul esverdeado referente a um complexo conhecido como azul da prússia, formado após a oxidação do ferro, indicando que esta é a região anódica segundo a reação abaixo:
Fe(s) → Fe2+(aq) + 2e- (semi-reação anódica)
 O aparecimento da coloração rósea na região periférica, se dá devido à formação do íon hidroxila, a partir da redução do oxigênio dissolvido na solução, o que caracteriza a região catódica, conforme a reação:
2H2O(aq) + O2(g) + 4e- → 4OH-(aq) (semi-reação catódica)
 Anodo é formado no meio devido a pouca oxigenação, ou seja, meio menos aerado. Catodo é formada nas extremidades porque tem maior presença de oxigênio, ou seja, meio mais aerado.
 Sendo assim, as duas reações ocorrem simultaneamente devido a movimentação de elétrons do ânodo para o cátodo, ou seja, da chapa de ferro para a solução. Neste processo que ocorre a corrosão do metal.
6.1 Ao imergir na solução os eletrodos, o de cobre no pólo negativo e o de ferro no pólo positivo, e ligar a uma fonte de corrente contínua, observou-se que houve a formação de grande quantidade de resíduo azul em torno do eletrodo de ferro e forte coloração rosa em torno do eletrodo de cobre. 
 No eletrodo de ferro observou-se que a cor azul foi devido à adição do reagente Ferricianeto de Potássio (K3[Fe(CN)6]), que indica o aparecimento de íons Fe+2(aq), formando um complexo que tem a cor característica de azul da Prússia. O ferro sofreu oxidação. No eletrodo de cobre constatou-se uma coloração rosa, explicada pelo acréscimo de fenolftaleína, que é indicadora da formação de íons OH-(aq) que se formaram em torno do cobre, que sofreu redução. Os elétrons saíram do ferro e foram para o cobre, aumentando a concentração de íons OH-(aq) em volta do cobre. O Fe+2 está oxidando, fazendo com que a reação fique básica e em torno do cobre apareça a cor rosa. 
Identificou-se o ferro como o anodo e o cobre como catodo. 
Anodo: Fe0 → Fe+2 + 2e- 
Catodo: Cu+2 + 2e- → Cu0 
Equação Global: Fe0 + Cu+2 → Fe+2 + Cu0 
2H2O + O2 + 4e- → 4OH- 
Fe+2 + [Fe(CN)6]+3 → Fe+3[Fe(CN)6]+2
A corrosão do anodo de ferro ocorreu devido à diferença de potencial entre os eletrodos de ferro e de cobre, verificando o fluxo de elétrons.
6.2 Inverteu-se as polaridades dos eletrodos acima, o de cobre no pólo positivo e o de ferro no pólo negativo. Observou-se a formação de resíduo castanho- alaranjado em torno do eletrodo de cobre e coloração rosa em torno do eletrodo de ferro. Nesse experimento o cobre foi induzido a ser o anodo na reação, devido à ligação do mesmo no pólo positivo, já o ferro apresentou-se como catodo. A coloração castanho-alaranjado obteve-se sem a presença de fenolftaleína. Os elétrons saíram do cobre e foram para o ferro, aumentandoa concentração de íons OH-(aq) em volta do ferro. O Cu+2 está oxidando, fazendo com que a reação fique básica e em torno do ferro apareça a cor rosa.
Identificou-se o cobre como o anodo e o ferro como catodo. 
Anodo: Cu0 → Cu+2 + 2e-
Catodo: Fe+2 + 2e- → Fe0 
Equação Global: Cu0 + Fe+2 → Cu+2 + Fe0 
6.3 Usou-se como eletrodos, o ferro e o grafite. Ferro no pólo negativo e grafite no pólo positivo. Ao ligar a fonte de corrente contínua observou-se forte coloração rosa em torno do eletrodo de ferro, e desprendimento de oxigênio em torno do eletrodo de grafite. Os elétrons saíram do grafite e foram para o ferro, aumentando a concentração de íons OH-(aq) em volta do ferro. Fazendo com que a reação fique básica e em torno do ferro apareça a cor rosa. 
Identificou-se o grafite como o anodo e o ferro como catodo. 
Anodo: 2H2O → O2 + 4H+ + 4e- 
Catodo: Fe+2 + 2e- → Fe0 
 Neste caso, a coloração rosa, ao redor do ferro, evidenciou que ele funcionou como catodo, não sofrendo corrosão e, portanto, protegido catodicamente. Usou um anodo inerte (grafite) somente para completar o circuito eletroquímico. A adição de ferricianeto de potássio foi para confirmar que não ocorreu corrosão do ferro, pois, em caso positivo, apareceria a cor azul.
7. Na placa temos um prego reto e um prego deformado. No prego deformado, a zona torta está mais fragilizada, pois ao entortar o prego retirou-se a camada de passivação que protege o metal, tornando a área mais propicia à oxidação devido a diferença de potencial decorrente da heterogeneidade, no caso, a região das bordas do prego. No prego reto houve a oxidação, tendo uma maior concentração também nas bordas do prego. No prego torto, o ferro teve a função de anodo e catodo, sendo a parte deformada o anodo, que adquiriu a cor azul (Azul da Prússia) devido ao contato de Fe+2 com o ferricianeto de potássio, e a parte não deformada o catodo, que adquiriu uma cor rosa devido aos íons OH-(aq) com a fenolftaleína. No prego reto, o ferro teve a função de anodo, devido aos íons Fe+2 reagirem com o ferricianeto de potássio, evidenciando a cor azul.
 
 CONCLUSÃO
 Podemos concluir que sempre numa pilha, seja a natureza que for, sempre haverá um anodo e um catodo. Ou seja, um que reduz e o outro que oxida. E por meio das semi reações podemos concluir o que diz a teoria, a tendência de um elemento em se oxidar ou em se reduzir.
REFERÊNCIAS
http://interna.coceducacao.com.br/ebook/pages/7822.htm
https://pt.scribd.com/doc/55122208/2/Pilhas-de-Corrosao-Eletroquimica
http://www.cimm.com.br/portal/verbetes/exibir/547-corrosao-por-aeracao-diferencial
http://www.infopedia.pt/$pilha-electrolitica