Relatório de Química Aplicada à Engenharia - Corrosão

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INTRODUÇÃO
As reações de oxidação e redução – ou reações de oxirredução – ocorrem pela transferência de elétrons e constituem uma classe importante de reações químicas. As reações de oxirredução ocorrem por toda parte e constituem parcela da vida cotidiana. 
A transferência de elétrons de uma espécie para outra é um dos processos fundamentais que permitem a vida, a fotossíntese, a fabricação e purificação de alvejantes, e a purificação dos metais. Compreender como os elétrons são transferidos permite determinar modos de usar as reações químicas para gerar eletricidade e usá-la para produzir reações químicas.
	A corrosão é exemplo de reação de oxirredução. O ferro e o aço dos carros, pontes e edificações oxidam-se e formam ferrugem, e também as estruturas de alumínio são corroídas. Muitos processos biológicos dependem de reações de transferência de elétrons, como por exemplo, o oxigênio que se aspira é convertido em água e dióxido de carbono.
	A oxidação refere-se á perda de elétrons e a redução refere-se ao ganho de elétrons. Portanto as reações de oxirredução ocorrem quando os elétrons são transferidos do átomo oxidado para o átomo reduzido. Quando o zinco metálico é adicionado a um acido forte, por exemplo, os elétrons são transferidos dos átomos de zinco (o zinco é oxidado) para os íons de hidrogênio (o hidrogênio é reduzido), conforme a reação 1.
Zn(s) + 2H+(aq) → Zn2+ (aq) + H2(g) (1)
	
A transferência de elétrons que ocorre na reação 1 produz energia na forma de calor e a reação ocorre espontaneamente.
Objetivos 
Essa prática tem como objetivo efetuar ensaios simples para verificar algumas reações de oxirredução. Podemos verificar experimentalmente a tendência que apresentam as substâncias químicas à oxidação e à redução, bem como os produtos de uma reação de oxirredução.
Parte Experimental
Tubo I: No primeiro tubo, observamos a Reação da Glicose com Nitrato de Prata. Nesse experimento, adicionamos 10 gotas de nitrato de prata (1M) no tubo de ensaio. Em seguida, adicionamos 3 gotas de NaOH (2M) e aproximadamente 40 gotas de uma solução de hidróxido de amônia até dissolver totalmente o precipitado deixado pelo óxido de prata. Feito, adicionamos 40 gotas da solução de glicose 1% e deixamos a solução em repouso para observar os resultados.
Tubo A: No segundo tubo, observamos a Reação do Cobre com o CuSO4. Para a sua realização, adicionamos cerca de 20 gotas da solução de Sulfato de Cobre (3M) no tubo de ensaio e, em seguida, um pequeno fio de cobre no tubo de ensaio em que a solução estava contida
 Tubo B: No terceiro tubo, foi observada a reação do KI com o NaClO. Para a realização desse experimento, adicionamos cerca de 20 gotas da solução de Iodeto de Potássio e, em seguida, 20 gotas de Hipoclorito de Sódio. Ao adicionar esta substância, observamos que a cor da reação ficou amarelada e com duas fases. Após isso ocorrer, adicionamos mais 20 gotas de clorofórmio e, mais uma vez, observamos o que aconteceu.
Tubo C: No quarto tubo, observamos a reação do Cobre com o Nitrato de Prata. Nesse experimento, adicionamos 30 gotas de AgNO3 (1M) e, em seguida, um pequeno fio de cobre. 
Tubo D: No quinto tubo, observamos a reação do Permanganato de Potássio com Ácido Sulfúrico e Água Oxigenada. Nesse experimento, adicionamos 20 gotas de KMnO4 (1M) no tubo de ensaio. Em seguida, adicionamos 10 gotas de H2SO4 (3M) e 20 gotas de H2O2.
Tubo E: No sexto tubo, observamos a reação do Alumínio em uma solução básica. Nesse experimento, adicionamos 20 gotas da solução básica de Hidróxido de Sódio (NaOH) e, em seguida, uma pequena bola de papel alumínio.
Tubo F: No sétimo tubo, observamos a reação do Cobre com Alumínio. Nesse experimento, adicionamos 20 gotas de Sulfato de Cobre +10% de NaCl no tubo de ensaio. Em seguida, adicionamos, novamente, uma pequena bola de papel alumínio.
Tubo G: No oitavo tubo, observamos a reação do Dicromato de Potássio com Ácido Sulfúrico e Álcool Etílico. Nesse experimento, adicionamos 20 gotas de K2Cr2O7 (0,1M) no tubo de ensaio. Em seguida, adicionamos 10 gotas de H2SO4 concentrado e 10 gotas de Álcool Etílico (CH3CH2OH).
Tubo H: No nono tubo, utilizamos os mesmos elementos supracitados no item G. Entretanto, utilizamos a solução a solução A (água) ao invés do álcool.
RESULTADOS E DISCUSSÕES
Tubo I: Foram adicionadas 10 gotas de Nitrato de prata em um tubo de ensaio. Depois foram adicionadas 3 gotas de uma solução de hidróxido de sódio, que resultou em uma reação de coloração esverdeada e textura de areia. Em seguida adicionamos 40 gotas de uma solução de hidróxido de amônia (NH4OH) e esperamos dissolver o precipitado de óxido de prata. A solução voltou a ficar incolor após a adição de 40 gotas de glicose 1%. O resultado final é a formação de um espelho de prata nas paredes internas do tubo de ensaio, porém não conseguimos chegar ao resultado esperado.
Tubo A: Foram adicionadas 20 gotas de Sulfato de Cobre (CuSO4), que apresenta uma coloração azul devido aos seus cátions cobre. Em seguida, foi introduzido um fio de cobre. Após alguns minutos foi observado que a solução não sofreu nenhuma alteração. Isso se deve ao fato de que todos os elementos se anulam, pois o potencial de redução do sulfato de cobre é maior do que o cobre sólido e isso faz com que o sulfato sofra redução e por conseguinte o cobre sofra oxidação, sendo assim a equação fica estável não ocorrendo nenhuma formação de produto. Como a equação é de oxidação os elétrons são mostrados como parte do produto, sendo assim ocorre a neutralização do composto.
Tubo B: Foram adicionadas 20 gotas de Iodeto de Potássio (KI). Em seguida 20 gotas de hipoclorito de sódio (NaClO). Após isso, foi observado uma alteração na cor da solução, de incolor para amarelo. Posteriormente foram acrescentadas 20 gotas de clorofórmio (CHCl3), cujas as gotas foram se depositando no fundo do tubo de ensaio, criando um sistema bifásico já que as substâncias são imiscíveis.
Tubo C: Foram adicionadas 30 gotas de Nitrato de Prata (AgNO3). Em seguida foi inserido um fio de cobre que imediatamente verificou-se a deposição de uma camada de prata sólida sobre o cobre. Nessa reação o cobre doa elétrons aos cátions Ag+ da solução, que sofrem redução e se depositam na forma de cristais metálicos e alguns íons de Cu2+ vão para a solução, que com o passar do tempo passa a ter a cor azulada, devido ao aumento da concentração.
Tubo D: Foram adicionadas 20 gotas de Permanganato de Potássio (KMnO4) que apresenta coloração violeta. Em seguida 10 gotas de Ácido Sulfúrico (H2SO4) foram adicionadas e não apresentou nenhuma mudança visível. A medida que foi adicionando gotas de Peróxido de Potássio (Água oxigenada) foi possível perceber a formação de um borbulhamento (O2) e a substância foi passando da coloração violeta para incolor. Pode-se inferir que a formação das bolhas na reação se dá pela quebra da molécula de H2O2 formando gás oxigênio e vapor de água. O Permanganato de Potássio (KMnO4) perde sua coloração característica devido a quebra da sua molécula formando duas outras substâncias: Sulfato de Manganês (2MnSO4) e Sulfato de Potássio (K2SO4).
Tubo E: Foram adicionadas 20 gotas de uma solução aquosa básica de NaOH e, em seguida, um pequeno pedaço de alumínio. A solução que antes era incolor adquiriu uma coloração cinza devido aos íons de prata presentes na solução aquosa. Houve também a liberação de calor por ser uma reação exotérmica.
Tubo F: Foram adicionadas 20 gotas de Sulfato de cobre (CuSO4) – que apresenta coloração azulada – mais 10% de Cloreto de sódio (NaCl) no tubo de ensaio. Em seguida foi adicionado uma pequena bola de papel alumínio na solução. O sal (NaCl) foi adicionado para acelerar a reação, uma vez que acelera a remoção da camada de óxido que existe sobre o alumínio e que impede o metal de reagir facilmente. O alumínio adquire uma coloração vermelha (amarronzada) devido à formação de cobre metálico durante a reação. As bolhas são de gás hidrogênio, formado pela reação do alumínio metálico exposto, com a água dasolução. O íon cobre será reduzido para metal cobre e o metal alumínio será oxidado para íon alumínio que depositou-se na solução, mudando a coloração de azulada para esverdeada. Ao decorrer da reação, foi perceptível uma liberação de calor considerável.
Tubo G: Foram adicionadas 20 gotas de Dicromato de potássio (K2Cr2O7) que apresenta coloração laranja. Depois foi adicionada 10 gotas de Ácido sulfúrico (H2SO4) concentrado e a solução manteve sua coloração. Enquanto adicionava-se gotas de álcool etílico (CH3CH2OH) gradativamente, a reação passa da coloração laranja para azul esverdeado e há um aumento de temperatura por ser uma reação exotérmica. O sulfato de cromo (III) produzido ao final da reação aparece devido a redução do Dicromato de potássio (K2Cr2O7) e quando aquecido, ele se desidrata parcialmente para formar um sal de coloração verde.
Tubo H: O procedimento é idêntico ao do tubo G, contudo, ao invés de ser adicionado o álcool na solução, foi adicionado 10 gotas da Solução A (água) e não houve alteração de coloração e temperatura.
CONCLUSÃO
A prática realizada teve como objetivo realizar experimentos para observar o comportamento de algumas reações de oxirredução. Durante a sua realização foi possível observar, experimentalmente, a tendência que as substâncias apresentam quanto à oxidação e à redução, como também o produto final de uma reação redox.
Os experimentos conduzidos no laboratório nos mostraram como e por que ocorrem algumas reações envolvendo oxidação e redução. A importância do estudo desses fenômenos se dá pela constante presença deles no nosso cotidiano, como na formação da ferrugem ­ que começa com a oxidação do ferro metálico quando exposto ao ar úmido ­ ou do simples uso de alvejantes, que são basicamente constituídos de substâncias que atuam como agentes oxidantes, o cloro (Cl2) e o peróxido de hidrogênio (H2O2), por exemplo.
PÓS-LABORATÓRIO
REFERÊNCIAS
https://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/reacoes-oxirreducao.htm
https://brasilescola.uol.com.br/quimica/reacoes-oxirreducao.htm
https://www.infoescola.com/quimica/oxirreducao/