QUIM_EX008

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DEPARTAMENTO DE QUÍMICA
UNIVERSIDADE FEDERAL DE MINAS GERAIS
NYCOLAS RANGEL CYPRIANO
TALES BERALDO SANTIAGO
RELATÓRIO EXPERIMENTAL 8
Corrosão
Belo Horizonte
Outubro de 2019
INTRODUÇÃO
O uso de metais pela humanidade iniciou-se a milhares de anos, ainda na pré-história o homem dominou o cobre, e desde então vem aprimorando técnicas diversas para a dominação de outros metais, permitindo assim, um maior desenvolvimento da humanidade. 
Porém um dos grandes desafios enfrentados pelo homem durante esse processo foi a “controlar” um processo natural que ocorre com esses materiais, que é a corrosão. Ela ocorre deteriorando inicialmente a superfície do metal por meio de reações de oxirredução entre ele e agentes naturais, principalmente o oxigênio do ar.
Entretanto nem todos os metais oxidam, é o caso dos metais nobres que possuem baixa reatividade, além deles alumínio, prata e cobre quando oxidam formam uma película protetora do próprio óxido que impede a continuação da corrosão, esse processo é conhecido como passivação. Pensando nisso, foi elaborado técnicas de preservar o metal, uma delas é a passivação, mas também outras foram criadas como o recobrimento da superfície dos metais, e também o uso de um metal de sacrifício. 
OBJETIVOS
O intuito do Experimento 8 é compreender como ocorre a corrosão úmida do ferro, observando como a concentração, o pH, a composição e outras características do meio podem afetar na reação de corrosão. Além disso, pretende-se estudar formas de se proteger este metal.
MATERIAIS E MÉTODOS
EQUIPAMENTOS ULTILIZADOS
Tubos de ensaio 18 x 150 mm; tubos de ensaio 12 x 120 mm; pipetas graduadas de 10 mL; béquer de 50 mL; béquer de 100 mL; béquer de 500 mL; conta-gotas; rolha de cortiça; vidro de relógio; suporte; suporte para tubos de ensaio; chapa de aquecimento; pinça metálica; proveta de 5 mL; pró-pipeta ou pera; frasco de resíduos.
REAGENTES E INDICADORES
H2SO4 concentrado; soluções aquosas de: HCl 6 mol L-1; HCl 6 mol L-1; H2SO4 3,5 mol L-1; NaOH 0,1 mol L-1; NaCl a 5%; pregos de ferro; laminas de ferro e cobre unidas por fio de cobre; lâminas de ferro e zinco unidas por fio de cobre; lâminas de ferro; pregos médios; palha de aço; solução de NaCl contendo K3[Fe(CN)6]2 e solução aquosa de fenolftaleína.
PROCEDIMENTOS EXPERIMENTAIS
Todos os procedimentos adotados neste relatório tiveram como base a Apostila de Química Geral (2014), assim como as orientações dadas em laboratório.
PROCEDIMENTO 1
Corrosão do Ferro na atmosfera: 
	Para início do procedimento foi posto um pedaço de palha de aço no fundo de uma proveta, em seguida a proveta foi preenchida com água e emborcada em um copo contendo água, feito isso, foi permitida a entrada de ar no recipiente, formando uma coluna de ar na proveta. Após esse procedimento foi marcado o volume de água na proveta e, depois de uma semana, o sistema foi analisado. 	 
PROCEDIMENTO 2
Corrosão Úmida do Ferro:
	Para início do procedimento, foi pego nove pregos de tamanho pequeno e após serem limpos foram mergulhados um em cada um dos seguintes tubos: 
-Tubo 1: água de torneira;
-Tubo 2: HCl p.a. diluído (3 mol L-1);
-Tubo 3: HCl p.a. (6 mol L-1);
-Tubo 4: NaOH (0,1 mol L-1);
-Tubo 5: H2SO4 (3,5 mol L-1);
-Tubo 6: H2SO4 concentrado;
-Tubo 7: NaCl a 5%;
-Tubo 8: Somente a lâmina de ferro.
PROCEDIMENTO 3
Corrosão na linha d’água:
Para início do procedimento mergulhou-se parcialmente um prego de ferro em dois tubos de ensaio contendo em um deles uma solução de NaCl 5% e em outro água proveniente da torneira.
Dessa forma os dois tubos foram tampados e após uma semana foram analisadas as corrosões feitas acima e abaixo da linha d’água. 
PROCEDIMENTO 4
Verificação das áreas anódicas e catódicas:
Para início do procedimento foi disposta uma placa de ferro limpa (decapada com HCl, lavada a seca) a qual em seguida foram gotejadas 1 gota de solução de NaCl contendo K3[Fe(CN)6] (indicador ferroxílico) e fenolftaleína. Após alguns instantes observou-se variações na solução as quais foram analisadas e discutidas.
PROCEDIMENTO 5
Corrosão sob Tensão:
Para início do procedimento foram alocados um prego grande para cada tubo contendo as seguintes soluções: NaCl 5% e HCl 6 mol L-1. Após uma semana foram analisados os estados de oxidação e ambos os pregos com enfoque nas regiões sob tensão do matérias.
RESULTADO
PROCEDIMENTO 6
Corrosão Galvânica:
 Para início do procedimento foram feitas a união de uma placa de ferro e uma de cobre e outra com uma placa de ferro e uma de zinco por meio de um fio de cobre soldado. Em seguida mergulhamos as pontas dos pares em um vidro de relógio contendo 3mL de uma solução indicadora (NaCl contendo K3[Fe(CN)6] e fenoftaleína) e anotamos o ocorrido.
RESULTADOS E DISCUSSÃO 
PROCEDIMENTO 1
Corrosão do Ferro da Atmosfera:
Após o período de uma semana foi constatado a reação de oxidação da palha de aço como era esperado. Foi possível inferir isso pois, boa parte da palha de aço estava com uma coloração alaranjada, cor essa característica de formação de óxido de ferro (III) como mostra as seguintes equações: 
Fe(s) + ½ O2(g) + H2O(l) Fe2+ (aq) + 2OH-(aq)
2Fe2+ (aq) + 4OH-(aq) + H2O(l) + ½ O2(g) 2Fe(OH)3
X’Fe(OH)3 Fe2O3.X’’H2O (Óxido de ferro III hidratado)
Ao analisar a equação química e o nível da água dentro da proveta, observa-se que a quantidade de ar dentro da proveta diminuiu, uma vez que parte do oxigênio presente foi consumido durante reação de oxidação da palha de aço. Dessa forma, gerou uma pressão negativa dentro do recipiente, com isso a água presente no copo entrou para dentro da proveta. 
Inicialmente foi anotado um valor aproximado de 31,8 mL e após uma semana o novo valor marcado foi de 38,0 mL. Dessa forma realizando um cálculo básico, foi possível determinar que a porcentagem de oxigênio atingindo foi de 16% e não de 21% como era o esperado. Desse modo, pode-se concluir que o processo de oxidação da palha de aço ainda não havia terminado, e, portanto, mais água entraria na proveta. 
PROCEDIMENTO 2
Corrosão Úmida do Ferro:
Após o período de uma semana os pregos foram analisados e foi possível perceber os seguintes aspectos:
Comparando todos os tubos entre si e utilizando o tubo 8 como modelo para observar o grau de corrosão, uma vez que este não foi corroído, observou-se que os tubos nos quais ocorreu maior deterioração do prego foram nos tubos 2 e 3, os tubos 1,5,6 e 7 também foram corroídos porém menos que os anteriores, e por fim, o tubo 4 não ocorreu nenhuma corrosão.
Observando os resultados podemos concluir que, os tubos contendo HCl foram os que mais reagiram com o prego pois o tipo de corrosão que ele provoca é conhecida por Pite. Ela é extremamente agressiva e localizada, formados uma espécie de cone na superfície do prego, nota-se também que a concentração atua diretamente na corrosão, como foi observado, o tubo 3 corroeu mais o prego que o tubo 2.
Analisando os tubos 1 e 7 observa-se que a corrosão se iniciou nas partes mais tencionadas do prego (a cabeça e a base), ligeiramente o prego contendo NaCl foi mais corrosivo, isso se deve ao fato de esta substância liberar mais íons que a água de torneira, o que aumentou o fator de corrosão.
Ao analisar os tubos 5 e 6 o resultado não foi como o esperado, uma vez que o tubo com ácido sulfúrico concentrado também corroeu o prego. Isso não era o esperado pois soluções com elevada concentração deste ácido não conseguem atacar o ferro, deste modo supõe-se que tal solução estivesse contaminada com água, ou seja o percentual de concentração dele estava menor que o esperado. 
Por fim, o tubo 4 não conseguiu corroer o prego pois, este por possuir um caráter alcalino, a solução protegeu o ferro da oxidação.
PROCEDIMENTO 3
Corrosão na Linha D’água:
	Após as duas semanas foi possível verificar em ambos tubos a formação de ferrugem em maior quantidade próxima da linha d’água. Segundo a equação:
Fe (s) + H2O (l) + ½O2 (g) Fe2+ (aq) + 2OH- (aq) Δε° = + 0,855 V 
Verificamos
que gás oxigênio e água são requeridos para que a reação ocorra e como o componente oxigênio se encontra em maior concentração na linha d’água (uma vez que este está em contato direto com a atmosfera) será nessa região que haverá maior formação de oxido de ferro. A parte um pouco acima da linha d’água funciona como cátodo, pelo fato de ser a parte mais areada (maior concentração de oxigênio) e a parte um pouco abaixo da linha d’água funciona como ânodo por possuir menor potencial de oxidação.
PROCEDIMENTO 4
Verificação das áreas Anídicas e Catódicas:
Observou-se que a solução de NaCl contendo K3[Fe(CN)6] e fenolftaleína ao entrar em contado com a placa de ferro assumiu uma coloração rósea na parte externa da gota e azul no meio interno. O ferro quando em presença de uma solução aquosa a qual contem íons Na+ e Cl- irá se oxidar, segundo a seguinte equação:
Fe (s) + H2O (l) + ½O2 (g) Fe2+ (aq) + 2OH- (aq) Δε° = + 0,855 V 
	A parte externa da gota por ser mais areada (maior concentração de O2) irá reagir segundo denota a equação abaixo:
H2O (l) + ½O2 (g) + 2e- 2OH- (aq) Δε° = + 0,415 V 
Dessa forma, com a formação de íons hidroxila (OH-) a região irá obter um caráter básico, atribuindo a coloração rósea à fenolftaleína. 
Na região interna central da gota teremos a oxidação do ferro representada pela equação:
Fe(g) Fe2+ (aq) + 2 e- Δε° = + 0,44 V
A presença de íons ferrosos é denunciada pelo indicador K3[Fe(CN)6], que reage com o Fe2+ segundo a equação: 
3Fe2+(aq) + 2[Fe(CN)6]3-(aq) Fe3[Fe(CN)6]2
O produto (Fe3[Fe(CN)6]2) é responsável por deixar a parte interna da gota azul. Note que essa região, por possuir maior potencial de oxidação, atua como ânodo em relação a região externa, a qual se caracteriza como cátodo.
PROCEDIMENTO 5
Corrosão sob Tensão:
Após uma semana foi possível observar a formação de ferrugem na solução contendo NaCl, dada as equações parciais:
Fe (s) + H2O (l) + ½O2 (g) Fe2+ (aq) + 2OH- (aq) Δε° = + 0,855 V 
2Fe2+ (aq) + 4OH- (aq) + H2O (l) + ½O2 (g) 2Fe(OH)3 
X’ Fe(OH)3 Fe2O3 . X’’ H2O 
Já no tubo contendo a solução de HCl observou-se a formação de um precipitado preto (prego corroído) e a coloração da solução em um espectro azulado juntamente com a formação de cloreto ferroso (FeCl2), como denotada a equação abaixo: 
2Fe (g) + 6HCl (aq) 2FeCl2 + 3H2
Foi verificado que em ambos os casos o ataque ao ferro foi mais intenso em sua ponta e na sua cabeça, isso se deve ao fato de que as duas regiões do material possuem uma tensão residual devido ao processo de solta/esmagamento ocorrido durante a sua fabricação. Esta tensão por sua vez atua como um entrave para a deposição de Fe2O3 na camada superficial do material, a qual atuaria como uma proteção contra a corrosão por apassivamento, o que neste caso não ocorre.
PROCEDIMENTO 6
Corrosão Galvânica:
Após a montagem de ambos sistemas observamos que o sistema Fe - Cu assumiu uma coloração azul próxima à placa de ferro e uma coloração rósea perto da placa de cobre. De fato, quem será oxidado é o ferro uma vez que possuí menor potencial de redução que o cobre. Dessa forma teremos a reação no ânodo (placa de ferro) segundo a equação:
Fe(g) Fe2+ (aq) + 2e- Δε° = + 0,44 V
A formação de íons ferrosos deixará a solução azul próxima a placa de ferro, devido a interação com o indicador ferroxílico ([Fe(CN)6]3-) representada pela equação abaixo:
3Fe2+(aq) + 2[Fe(CN)6]3-(aq) Fe3[Fe(CN)6]2
Sendo que o Fe3[Fe(CN)6]2 possui coloração no espectro azul. No cátodo, placa de cobre, ocorrerá uma reação segundo a equação: 
H2O (l) + ½O2 (g) + 2e- 2OH- (aq) Δε° = + 0,415 V 
A formação de OH-(aq) em presença de fenolftaleína implica na solução alcoólica de fenolftaleína assumindo uma coloração rósea.
Já no sistema Fe - Zn foi observado uma coloração rósea próximo à placa de ferro e nenhuma ocorrência próxima à placa de Zn ou na própria placa. Neste caso o Zn estará conferindo ao ferro uma proteção catódica, sendo usado como metal de sacrifício. Uma vez que o zinco possui menor potencial de redução, será ele quem irá oxidar segundo a equação:
Zn(s) Zn2+(aq) + 2e- Δε° = + 0,76 V
Podemos concluir então que a placa de zinco será, portanto, o ânodo. Próximo à placa de ferro, que funcionará como cátodo, teremos o processamento da reação expressa pela equação:
H2O (l) + ½O2 (g) + 2e- 2OH- (aq) Δε° = + 0,415 V 
Deixando a região básica devido a concentração de íons OH- e consequentemente rósea em presença de fenolftaleína. 
CONCLUSÃO
Por meio dos procedimentos realizados em laboratório foi possível compreender como ocorre a corrosão de diferentes metais em diferentes meios, observando fatores como a concentração, o pH, potenciais de oxidação, a composição e outras características do meio que podem afetar na reação de corrosão. Além disso, foi possível estudar formas de se proteger este metal compreendendo conceitos como metal de sacrifício e proteção catódica e anódica.
REFERÊNCIAS
DEMICHELI, P. CYNTHIA; SOUZA, A. B. ANA LÚCIA; SANTOS, N. EDUARDO; REIAS, F. A. GERALDO; CARVALHO, M. D. MARIA ELIZA; FABIANO, L. RONALDO; et al. Química Geral. Belo Horizonte, 2014. (Apostila).
ANEXO A
Questionário
1) Zn(s) + 2 HCl(aq) → ZnCl2(aq) + H2(g)
Reação anódica (oxidação): Zn(s) Zn+2(s) + 2e-
Reação catódica (redução): 2HCl(aq) + 2e- H2(g) + 2Cl-(aq)
2) Reação anódica: Fe(s) + 2H+(aq) Fe2+(aq) + H2(g)
Reação catódica: H2O(l) + ½O(g) + 2e- 2 OH-(aq) 
3) Com o crescimento dos centros urbanos a quantidade de óxidos ácidos liberados na atmosfera favorece o fenômeno da corrosão, esse fator é aumentado com a chuva ácida.
4) Corrosão em meio ácido:
Ânodo: Fe(s) Fe2+(aq) + 2e-
Cátodo: 2H+(aq) + 2e- H2(g) 
Corrosão em meio básico:
Ânodo: Fe(s) Fe2+(aq) + 2e-
Cátodo: H2O(l) + ½O2(aq) +2e- 2OH-(aq)
Equação global: Fe(s) + ½O2(aq) + H2O(l) Fe2+(aq) + 2OH-(aq) 
Ao formar o Fe(OH)2 a oxidação continua e forma o Fe2O3.xH2O, que é a ferrugem.
5) O ácido sulfúrico concentrado “não ataca” o ferro pois, inicialmente ele reage com o ferro formando um sal (FeSO4), e ele não se solubiliza com isso o sal fica depositado na superfície de ferro e com isso o processo de corrosão cessa.
6) Blocos de magnésio podem ser ligados à tubulações de aço ou ferro pois, o potencial de oxidação deles é menor que o do magnésio, dessa forma, esse metal atua protegendo as tubulações de ferro ou aço, já que por ter maior potencial de oxidação, ele é corroído antes da tubulação, atuando assim como um metal de sacrifício para o ferro e aço.
7) As regiões tencionadas têm um maior número de discordâncias, e por isso o material fica mais reativo. Isso ocorre, pois, ao tencionar uma região cria-se áreas anódica e catódicas e com isso o material fica mais reativo nestas regiões. 
8) A corrosão galvânica ocorre com frequência quando se tem dois metais com diferentes potenciais de oxidação conectados diretamente. Um exemplo bem prático é o caso entre parafusos e placas de latão.
9) Alguns modos de se proteger uma peça contra a ação da corrosão é liga-la a um metal de sacrifício, ou seja, um metal com potencial de oxidação maior que o da peça. Outra maneira é fazer um revestimento no objeto, evitando o contato dele com o ambiente úmido.