Corrosões Galvânicas

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CORROSÃO I - TIPO DE CORROSÃO
C. C. F. de FREITAS1, I. J. M. de PRAXEDES1, L. A. F. FREITAS1, M. T. de O. BRITO1
	
1 Universidade Federal Rural do Semiárido, Departamento de Ciência e Tecnologia
E-mails para contato: caiocesarfreitas10@hotmail.com; jonathanrn1@hotmail.com; lucasamorimf@gmail.com; matheusthomasfg@gmail.com.
RESUMO – Quando ocorre a deterioração de um material, geralmente metálico, por ação química ou eletroquímica do meio, associado ou não, à esforços mecânicos, se diz que ocorreu uma corrosão. O intuito deste artigo é estudar e analisar alguns tipos de corrosões, mais especificamente corrosões galvânicas e por aeração diferencial. A análise de tais reações químicas será apresentada através da prática realizada em laboratório, na qual realizou-se corrosões por aeração diferencial, por impurezas metálicas no material, pela interação de diferentes materiais e por intermédio de uma corrente elétrica. Denotou-se a formação de ferrugem na maioria dos experimentos, principalmente com a sua exposição e contato com o oxigênio.
 Palavras chaves: Corrosão, Ferrugem, Aeração.
	
	 
LABORATÓRIO DE QUÍMICA APLICADA
1. INTRODUÇÃO
A deterioração de um material exposto ao meio em que ocorre inúmeras situações, dá-se o nome de corrosão, existindo vários tipos desta. A variação dos tipos da corrosão está associada da maneira em que o meio age sobre os determinados materiais. Como foi dito, existem vários tipos de corrosão, uma delas, acontece através da exposição de um metal ao ar (que tenha certa umidade), ocorre pelo contato do metal com o oxigênio presente no ar, sendo assim, o ar atmosférico será protegido e funcionará como cátodo na reação, enquanto o metal será o ânodo, por isso, sofre a corrosão.
A corrosão galvânica é um processo eletroquímico, que ocorre por meio de metais diferentes, que possuem diferença de potenciais (ddp) entre eles. Os metais são postos em contato com o meio eletrolítico, com isso, o metal que tem o potencial de redução maior sofrerá a corrosão (ânodo) e, o outro metal que tem um maior potencial não sofrerá a mesma (cátodo). Isso ocorre pois eles têm uma diferença de potencial elétrico, então a corrente elétrica circula pela pilha, acarretando na corrosão.
Figura 1. Corrosão acontecendo em um carro.
Esses são alguns dos vários casos que o metal está sujeito a sofrer esse tipo de processo, que leva a deterioração dos metais, que muitas vezes estão sujeitos a esforços mecânicos ou prejudicando economicamente tal indivíduo/empresa. Observa-se que, há inúmeras formas de proteção contra a corrosão, que são aplicados nas diferentes situações.
2. MATERIAIS E MÉTODOS
2.1. MATERIAIS
Os materiais que foram utilizados: Placa de ferro e ferro (prego e tampinha, no caso), placa de cobre, lâmina de zinco, bastão de vidro, béqueres de 100 e 50mL, fio condutor, pisseta e fonte de corrente contínua. As soluções e reagentes que foram utilizados: solução de ácido sulfúrico (H2SO4 1M), solução de ferricianeto de potássio (K3Fe(CN)6), a fenolftaleína (que é um indicador de PH) e solução de cloreto de sódio (NaCl).
2.2. MÉTODOS
Essa prática, foi dividida em 5 etapas, sendo elas a corrosão por aeração diferencial, corrosão provocada por impurezas metálicas, corrosão provocada por materiais diferentes I e II e corrosão eletrolítica. A seguir, em detalhes cada uma delas:
Etapa I - Corrosão provocada por aeração diferencial: no ferro (tampinha), adicionou-se duas gotas da solução de cloreto de sódio, colocou-se também uma gota de fenolftaleína e outras duas gotas de ferricianeto de potássio. Aguardou-se alguns minutos para a observação do resultado.
Etapa II - Corrosão provocada por impurezas metálicas: mediu-se 25mL de ácido sulfúrico 1M, e colocou-se em um béquer de 50mL. Neste béquer, uma lâmina de zinco foi adicionada e, observou-se o ocorrido neste metal. No mesmo béquer, colocou-se uma placa de cobre cuidadosamente sem tocar na de zinco presente, observou-se também o ocorrido. Logo após, colocou-se em contato as duas placas para observar-se o resultado.
Etapa III - Corrosão provocada por materiais diferentes I: mediu-se 50mL e colocou-se, em um bécker de capacidade de 100mL, a solução de cloreto de sódio. No mesmo bécker, colocou-se 15 gotas do indicador (fenolftaleína) e 1mL de ferricianeto de potássio. Utilizando um bastão de vidro, mexeu-se a solução, até visualizar-se uma homogeneização. Utilizando o fio condutor, interligou-se a placa de ferro e de cobre, após isso, colocou-se as peças ligadas dentro do bécker contendo o NaCl. Notou-se o ocorrido.
Etapa IV - corrosão provocada por materiais diferentes II: repetiu-se o procedimento anterior, porém, com uma alteração, a placa de cobre foi alterada por uma de zinco. Sendo assim, o fio condutor interligou o ferro e o zinco. Com o circuito feito, mergulhou-os na solução de NaCl, e com isso, notou-se o acontecido.
Etapa V - Corrosão provocada por corrente elétrica: novamente, adicionou-se 50mL de NaCl em um bécker de 100mL. Utilizando a fonte de corrente contínua, colocou-se os seus polos positivo e negativo em duas placas de ferro. O circuito já montado das placas de ferro foi mergulhado no bécker preparado previamente com a solução de NaCl, e assim, a fonte foi ligada, deixou-a por alguns minutos e desligou-a. Por fim, mexeu-se o composto e notou-se o acontecido.
3. RESULTADOS E DISCUSSÕES
Corrosão provocada por aeração (ou oxigenação) diferencial
Após a realização dos procedimentos descritos pôde-se perceber, inicialmente, uma coloração azul ou esverdeada por toda a parte atingida pelas soluções que foram utilizadas (Figura 2), isso se deu ao fato de que a concentração de oxigênio era uniforme, inicialmente, portanto ocorrendo oxidação em toda a área. Depois de alguns minutos percebeu-se a distinção entre duas áreas na chapa de ferro (Figuras 3 e 4), sendo a azul localizada no centro da gota (região anódica) e a uma região rósea nas extremidades (região catódica). 
Acontece porque oxigênio inicial foi consumido, porém há uma transferência de oxigênio da atmosfera para a solução por difusão, neste ponto ocorre a transferência de carga entre o eletrodo e o oxigênio, tal que o oxigênio reduz à hidroxila (por isso a coloração rósea em contato com o indicador), esse processo ocorre nas extremidades da gota pelo fato da maior proximidade entre o metal e a atmosfera, facilitando a transferência de carga.
Ao centro da gota, existe uma presença quase que desprezível de oxigênio, devido a esse já ter sido consumido inicialmente, como também à difícil transferência de oxigênio para essa região, todavia há corrosão nessa região, onde há a liberação de íons de ferro (coloração azul devido ao indicador ferricianeto de potássio). Com o passar do tempo a ferrugem vai se depositando entre as regiões catódicas e anódicas, formando uma película passiva composta de óxido de ferro, formado pela interação das hidroxilas com os íons de ferro. Como descrito nas equações abaixo:
Reação anódica: Fe(s) → Fe2+ + 2e- (x4)
Reação catódica: 2H2O(l) + O2(g) + 4e- → 4OH- (x2)
Reação global: 4Fe(s) + 4H2O(l) + 2O2(g) → 4Fe2+ + 8OH-(aq)
Produto de corrosão: Fe2+(aq) + OH-(aq) → Fe(OH)2(s)
As fotos da próxima página descrevem os processos ocorridos durante este experimento.
Figura 4. Formação da região anódica e catódica.
Figura 2. Início da reação.
Figura 3. Reação após alguns minutos.
Corrosão provocada por impurezas metálicas situadas num material metálico
Incialmente houve um desprendimento de gases (H2) quando a lâmina de zinco entrou em contato com a solução de ácido sulfúrico (H2SO4) devido as impurezas contidas na lâmina de zinco (provavelmente por se tratar de um zinco comercial com uma menor qualidade), como mostra a Figura 5. O desprendimento de hidrogênio gasoso ocorre em alguns pontos da superfície do zinco onde existe a presença de impurezas (ferro, carbono, cobre, etc.) que funcionam como pequenos cátodos, funcionando o zinco como ânodo.
Figura 5. Placa de Zinco em contato com a solução de H2SO4.Figura 6. Placa de Cobre e Placa de Zinco em contato com a solução de H2SO4.
Após o contato da lâmina de zinco com cobre na presença do H2SO4 ocorre a corrosão do zinco, pois o cobre funciona como a “impureza” e forma-se uma pilha, na qual o zinco é a região anódica e o cobre é a região catódica, que não sofre a corrosão. Ao entrarem em contato houve uma intensa liberação de gás hidrogênio (Figuras 7 e 8), devido a este reduzir pelo fato de possuir um potencial de redução maior do que o cobre, enquanto o zinco, por sua vez reage diretamente com a solução. Como mostra as equações a seguir:
Reação anódica: Zn(s) → Zn2+(aq) + 2e-
Reação catódica: 2H+(aq) + 2e- → H2(g)
Reação global: Zn(s) + 2H+(aq) → Zn2+(aq) + H2(g)
Produto de corrosão: Zn2+(aq) + SO42-(aq) → ZnSO4(aq)
Como pode-se observar nas imagens a seguir.
Figura 8. Placa de Cobre e Placa de Zinco em contato com a solução de H2SO4 e em entre si após alguns minutos.
Figura 7. Placa de Cobre e Placa de Zinco em contato com a solução de H2SO4 e em entre si.
Corrosão provocada por materiais diferentes II
Neste experimento o ferro atua como o cátodo da pilha e o zinco seria o ânodo que atua como metal de sacrifício. Sendo assim não ocorre a corrosão do ferro, que seria facilmente detectada pela adição do ferricianeto de potássio que em contato com os íons Fe2+ formaria uma coloração azul. Enquanto no ânodo a reação de oxidação do zinco produz gradualmente um resíduo esbranquiçado em torno da lâmina de zinco, o hidróxido de zinco. Esse processo é mostrado de acordo com as equações a seguir:
Reação anódica: Zn(s) → Zn2+(aq) + 2e- (x4)
Reação catódica: 2H2O(l) + O2 (g) + 4e- → 4OH-(aq) (x2)
Reação global: 4Zn(s) + 4H2O(l) + 2O2(g) → 4Zn2+(aq) + 8OH-(aq)
Produto de corrosão: Zn2+(aq) + 2OH-(aq) → Zn (OH)2(s)
	
Figura 12. Reação após alguns minutos, placa de zinco (região anódica) e prego (região catódica).
Figura 11. Início da reação, placa de zinco (região anódica) e prego (região catódica).
Corrosão provocada por corrente elétrica
Percebe-se a formação de gás hidrogênio no polo negativo (cátodo) devido a redução da água, assim como a liberação da hidroxila, já no polo positivo ocorreu a oxidação do ferro, liberando resíduos para a solução (Fe2+). A solução de NaCl 10% ajuda na realização da corrosão devido a dissociação dos seus elementos o que faz a solução conduzir elétrons com uma maior facilidade. As equações a seguir resumem o exposto:
Reação anódica: Fe(s) → Fe2+(aq) + 2e-
Reação catódica: 2H2O(l) + 2e- → H2(g) + 2OH-(aq)
Reação global: Fe(s) + 2H2O(l) → Fe2+(aq) + H2(g) + 2OH-(aq)
Produto de corrosão: Fe2+(aq) + 2OH-(aq) → Fe(OH)2(s)
Figura 13. Início da reação, após ligar o circuito.
Figura 14. Reação após desligar o circuito.
Figura 15. Aspecto dos eletrodos após a reação. Cátodo à direita e o ânodo à esquerda.
OBS.: Todas as comparações de potenciais de redução dos compostos utilizados nos experimentos foram realizadas com o auxílio da Tabela 1 nos anexos.
4. CONCLUSÃO
Nessa aula experimental sobre os tipos de corrosão, compreendeu-se através dos procedimentos químicos executados que a corrosão ocorre por diferentes tipos. Foi possível observar que a corrosão acontece de forma diferente em cada ocasião específica, isso se dá pelo fato de que cada metal é atingido pelo meio de uma forma diferente. Sendo assim a corrosão pode ocorrer por soluções de sais, ácidos e bases, por intermédio da atmosfera, solo e água, etc., todavia, em todos os casos, a presença de oxigênio é determinante para a ocorrência da corrosão.
Denota-se que a corrosão ocorre o tempo todo (por ser uma reação espontânea), dificultando de certa forma o trabalho do profissional que trabalha com materiais metálicos. Portanto, essa aula experimental foi realizada com sucesso sendo possível agregar um maior conhecimento dos conteúdos transmitidos na teoria.
5. REFERÊNCIAS
GENTIL, V. Corrosão. LTC – Livros Técnicos e Científicos – Editora, 3ªedição, 1996, 345p. Cap. 1 e 2.
PANOSSIAN, Z. Corrosão e Proteção Contra Corrosão em Equipamentos e Estruturas Metálicas. IPT –Instituto de Pesquisas Tecnológicas, vol. 1, 1edição, 1993. P.147-149.
PERUZZO, F. M. e CANTO, E. L., Química Na Abordagem do Cotidiano, Vol. 2, Moderna, São Paulo, 2006. 
ANEXO
PÓS-LABORATÓRIO
PARTE I
1. No caso da PARTE I, o fator que provoca a corrosão do ferro é a solução aquosa de cloreto de sódio, pois em contato com o ar úmido a corrosão é formada.
2. 	Reação anódica: Fe(s) → Fe2+ + 2 e-
	Reação catódica: 2 H2O(l) + O2(g) + 4 e- → 4OH-
PARTE III
3. O Fe sofreu corrosão.
4. 	Reação anódica: Fe(s) → Fe2+ + 2 e-
	Reação catódica: 2 H2O(l) + O2(g) + 4 e- → 4OH-(aq)
5. Na região anódica, onde está o ferro, houve uma formação de resíduo azul que possui essa coloração graças a adição do ferricianeto de potássio que é um reagente indicador sensível à Fe2+. Esse indicador foi necessário, pois a corrosão do ferro seria difícil visualização em pouco tempo. Na região catódica, surge resíduos de coloração róseo-avermelhada em torno do cobre que adquiriu essa cor pela adição da fenolftaleína que indica a formação de íons hidroxila OH-.
PARTE IV
6. O Zn sofreu a corrosão.
7. 	Reação anódica: Zn(s) → Zn2+(aq) + 2 e-
	Reação catódica: 2 H2O(l) + O2(g) + 4 e- → 4OH-(aq)
8. A razão do aparecimento do resíduo esbranquiçado em torno da lâmina de zinco foi graças ao hidróxido de zinco, já que nessa situação o Fe está agindo como catodo e o Zn como anodo.
Tabela 1. Potencial Padrão de redução de algumas reações.
Nota: Esses valores foram obtidos para o estado padrão, isto é, concentração 1 mol/L para espécies em solução e 1 atm para espécies gasosas a 25°C. Existem tabelas especializadas para outras condições.