Relatorio Quimica 7

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE MINAS GERAIS – UFMG 
TURMA DE FARMÁCIA - 2° SEMESTRE DE 2009
QUÍMICA GERAL EXPERIMENTAL
Experimento 8
Corrosão
Nomes: Alice Reis Rodrigues
 Núbia Priscilla Chaia Kleperon 
 Verônica Mello de Paiva
Professora: Elene Cristina Pereira Maia
Data: 05/11/2009
Turma:U2A
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Introdução
	Com exceção dos metais qualificados como nobres (ex.: ouro, platina), os metais são quase sempre encontrados na natureza na forma de compostos: óxidos, sulfatos, etc; significando que esta é a forma mais estável para os metais. Assim, a corrosão pode ser considerada como a tendência de um metal de voltar para o seu estado mais estável. 
	A corrosão consiste na transformação de um material metálico através de sua interação química ou eletroquímica num de meio de exposição. Esses processos resultam em produtos provenientes da corrosão e em liberação de energia. Quase sempre a corrosão está associada à exposição de um metal à moléculas de água, oxigênio e hidrogênio. 
Tipos de corrosão:
A corrosão por processos eletroquímicos apresenta mecanismos idênticos sempre constituídos por regiões nas quais há a formação de ânodos e cátodos, entre as quais há a circulação de elétrons e no meio a circulação de íons. Mas a perda de massa do material e a maneira pela qual se dá seu ataque se processará de diferentes maneiras e evoluções.
Listam-se aqui diversos tipos de corrosão e seus específicos mecanismos, abordando-se as características do ataque corrosivo e as formas de desgaste.
Corrosão uniforme
Define-se corrosão uniforme como aquela caracterizada pelo ataque em toda a superfície metálica que mantém contato com o meio corrosivo com consequentemente homogênea diminuição da espessura.Tal corrosão é atribuída a "micropilhas" de ação localizada sendo considerada o mais comum tipo de corrosão principalmente em de estruturas expostas à atmosfera e outros meios que propiciem uniformidade do ataque à superfície metálica.Sendo uniforme na superfície, seu acompanhamento por controles diversos é facilitado, como nos casos de equipamentos e instalações dada a homogênea perda de espessura provocada. Mesmo sendo de fácil controle, sua ação é importante do ponto de vista de desgaste, pois e redução da espessura do material causa a diminuição de sua resistência a esforços, como as tensões, podendo levar a rupturas. Ou seja, a vida útil do material é reduzida e ele se torna susceptível a possíveis falhas e risco de acidentes.Outros tipos de ataque corrosivo onde há um uma maior heterogeneidade do ataque e consequente concentração em localizações específicas, resultando em perdas de volume localizada, são, por sua vez classificados dentro de uma denominação de corrosão localizada.
Corrosão por concentração diferencial
A variação de determinados componentes no meio no qual o material está permanentemente ou mesmo eventualmente imerso (em contato) provoca igualmente ação corrosiva, a qual é denominada corrosão por concentração diferencial. Seu mecanismo de ação é a formação de pilhas de concentração iônica diferencial e pilhas de aeração diferencial.Este tipo de corrosão pode ser dividido em corrosão por concentração iônica diferencial, associada com a variação de determinadas concentrações iônicas propriamente ditas do meio, a corrosão por aeração diferencial, variando a concentração de determinados gases da atmosfera gasosa em contato com o material, a corrosão em frestas, ocasionada por configuração geoimétrica do material corroível, que possibilita a formação de variações de concentração ou de aeração e pelo mesmo motivo, a corrosão filiforme, mas associada a configurações dos revestimentos aplicados, tais como a pintura.
Corrosão por concentração iônica diferencial
A corrosão por concentração iônica diferencial ocorre quando no eletrólito com o qual o metal está em contato apresentam-se diferenças de concentração de íons do metal ou ainda outro cátion ou ânion que propicie a corrosão, como o Na+ e outros íons alcalinos ou ainda sulfatos, por exemplo, consequentemente propiciando a partir de um primeiro ataque, a variação de cátions do metal. Este diferencial propiciará a formação de pilhas através da presença de diferentes potenciais eletroquímicos das áreas de maior e menor concentração, que funcionarão respectivamente como cátodo e como ânodo.
Corrosão por aeração diferencial
Quando há variações nas concentrações de oxigênio no meio eletrólito ocorre a chamada tecnicamente corrosão por aeração diferencial.Com a concentração de oxigênio mais alta no meio circundante, mais catódico se torna o potencial eletroquímico de um materail metálico, tornando as áreas em contato com esta concentração mais elevada de oxigênio catódicas, gerando diferença de potencial em relação as áreas de meio de menor concentração de oxigênio, que passam a ser anódicas. Este tipo de corrosão ocorre frequentemente em regiões intermediárias entre dois meios, como ar e água ou ar e solo, como nas estruturas metárilas com partes subaquáticas ou no solo.
Corrosão galvânica
O contacto eléctrico entre materiais diferentes resulta no processo corrosivo conhecido como corrosão galvânica. A intensidade deste tipo de corrosão será proporcional à distância entre os valores dos materiais envolvidos na tabela de potenciais eletroquímicos, em outras palavras, na "nobreza" dos materiais. Exerce influência neste tipo de corrosão a proporcionalidade entre as áreas anódica e catódica. Tal proporção deverá ser menor possível com vistas a se obter a mínima corrosão na área anódica aliada a sua uniformidade.A presença de íons metálicos no eletrólito é um fator importante nesta corrosão. No caso de os íons no eletrólito serem mais catódicos que os materias com os quais possam ter contato, haverá corrosão devido a reações de troca entre o metal e os cátions dissolvidos, com consequente oxidação do metal da estrutura em questão.
É um exemplo comum a reação da solução de um sal de cobre como eletrólito, a qual contém íons Cu2+ em contato com metais ferrosos, como por exemplo o aço:
Fe(s) + Cu2+ (aq) → Fe2+ (aq) + Cu(s) 
reação que resulta na corrosão do ferro da liga ferrosa (o qual é oxidado) e a deposição (por redução) do cobre.
Como um exemplo mais completo da reação acima, podemos citar a reação de solução de sulfato de cobre (II) com uma liga ferrosa:
Fe + CuSO4 → Fe + Cu2+ + SO42- → Fe2+ + SO42- + Cu
Como uma reação na qual seja o cobre o metal corroído, podemos citar a similar reação do nitrato de prata em solução com uma liga de cobre metálico:
Cu + 2 AgNO3 → Cu + 2 Ag+ + 2 NO3- → Cu2+ + 2 NO3- + Ag ↘ 
Corrosão sob tensão
O desenvolvimento da corrosão sob tensão exige a presença simultânea de tensões de tração e fatores ambientais específicos. Isso é incomum nas atmosferas internas de um edifício. As tensões não necessitam ser muito altas em relação ao limite de escoamento do material e pode ser devidas a carga e/ ou efeitos residuais dos processos de fabricação tais como soldagem ou dobramento. Devem ser tomados cuidados quando os componentes de aço inoxidável com tensões residuais elevadas (por ex. devido ao trabalho a frio) são usados em ambientes ricos em cloretos (por ex. piscinas cobertas, marinho, plataforma marítima)
Objetivos
As experiências possibilitaram: reconhecer as reações catódicas e anódicas em sistema sob corrosão úmida do ferro, interpretá-las e identificar fatores que interferem na corrosão do ferro como a solução (e variação de suas concentrações) na qual o metal é introduzido, além de dar uma visão sobre os vários tipos de corrosão.
Resultados e Discussão
Procedimento 1: Corrosão do Ferro na Atmosfera 
No tubo em que foi colocado a palha de aço, molhando-a com água, o volume inicial de ar medido em 29/10/2009 foi de 19,5 mL e o volume medido após uma semana, ou seja dia 05/11/2009 foi de 15,8 mL.
No momento em que a palha de aço foi molhada com água, nada ocorreu. Na semana seguinte, observamos que a palha de açoapresentava uma coloração amarelada (amarelo castanho) em algumas regiões, coloração esta, característica de corrosão. Além disso, foi observada também a diminuição do volume de ar, pois, com a corrosão há o consumo de O2(g), o que ocasiona a diminuição da pressão no interior do tubo. Como a pressão atmosférica é maior que a pressão no interior do tubo, esta força a água a subir no tubo, aumentando, portanto, o volume de água e diminuindo o volume de ar no interior no tubo.
19,5 mL de ar 	 100% 
15,8 mL de ar X%	
X = 83,15 %
100% - 82,15% = 16,9 % de O2(g) consumido
Portanto, conclui-se que foram consumidos 16,9 do O2(g) no interior do tubo. Considerando que a porcentagem de O2(g) na atmosfera é de 20 %, o resultado encontrado não foi este, uma vez que o processo de corrosão não havia finalizado, ou seja, ainda havia O2(g) disponível no interior do tubo para que a corrosão continuasse a ocorrer. 
Procedimento 2: Corrosão úmida de ferro.
Preparo do procedimento: 29/10/2009
Tubo 1: O prego foi mergulhado na água de torneira.
Inicialmente nada ocorreu, após uma semana do preparo do procedimento, observamos um produto sólido de coloração alaranjada (cor de terra) na superfície do prego e um sólido com estado coloidal depositado ao fundo do tubo. Constatamos, portanto a ocorrência da corrosão devido a oxidação do ferro na presença do O2(g) na água, o produto é o 2 Fe(OH)3 (hidróxido férrico ou hidróxido de ferro III), a popular ferrugem de cor castanho alaranjado podendo também ser escrito como Fe2O3 . n H2O(l) conforme reações abaixo.
Equação:
Ânodo: Fe(s)   →   Fe2+ (aq)   +   2 e- εo = +0,44V
Cátodo: H2O(l) + 1/2 O2(g) + 2 e- →  2OH-(aq) εo = +0,415V
Reação total: Fe(s)  + 1/2 O2(g) + H2O(l) → Fe2+ (aq) + 2OH-(aq) εo = +0,855 V
Tubo 2: O prego foi mergulhado em uma solução de HCl p.a. (3 mol L-1 )
Inicialmente nada ocorreu. Após uma semana, observamos a ocorrência de corrosão de forma mais acentuada quando comparada com a corrosão do prego mergulhado na água de torneira e maior quantidade de precipitado preto coloidal. Isso se deve à presença de HCl que favorece a reação, pois se dissocia liberando íons H+ que tornam o meio ácido e favorecem a ocorrência da reação.
Ânodo: Fe(s)   →   Fe2+ (aq)   +   2 e- εo = +0,44V 
Cátodo: 2 H + + 2 e- → H2(g) εo = 0V
Tubo 3: O prego foi mergulhado em uma solução de HCl p.a. (6 mol L-1 )
Inicialmente nada ocorreu. Após uma semana, observamos que ocorreu a corrosão do ferro de forma mais acentuada que no tubo 2. Havia no tubo apenas um pedaço do prego. A solução apresentou uma coloração verde, devido à formação do FeCl2(aq) (conforme equação abaixo), que é solúvel em água, além da formação um precipitado preto. Também constatamos a liberação de gases o que nos permite concluir que a corrosão não finalizou.
Ânodo: Fe(s)   →   Fe2+ (aq)   +   2 e- εo = +0,44V 
Cátodo: 2 H + + 2 e- → H2(g) εo = 0V
Fe(s) + 2HCl(aq) → FeCl2(aq) + H2(g) 
Tubo 4: O prego foi mergulhado em uma solução de NaOH (0,1 mol L-1 )
O prego foi mergulhado em uma solução de hidróxido de sódio. No inicio nada ocorreu. Uma semana depois constatamos que não ocorreu a corrosão do ferro, uma vez que havia na solução uma concentração grande de OH- o que não favorece a reação no cátodo segundo o princípio de Lê Chatelie, conforme a equação abaixo.
Inicialmente há uma pequena oxidação do ferro, necessária para formar uma pequena película de FeO em torno do prego. Essa película protege o prego contra oxidação, segundo a teoria da passividade. 
Fe(s) + 1/2 O2(g) → FeO(s) 
	Reação de passivação – a formação de uma película de óxido de ferro em torno do prego impede que ocorra a reação com o NaOH.
Tubo 5: O prego foi mergulhado em uma solução de H2SO4 (3,5 mol L-1 )
Quando o prego foi mergulhado na solução de ácido sulfúrico, nada ocorreu. Após uma semana observamos a formação de um precipitado preto, Fe2SO4 (s) (em concentração maior que o formado nos outros tubos). A solução apresentava uma coloração verde além de ainda estar ocorrendo à liberação de gás H2(g), o que comprova que a corrosão ainda estava ocorrendo.
Houve maior formação de precipitado uma vez que há na solução uma concentração muito grande de H+(aq) na solução, contribuindo para que este reduza e o ferro oxide. 
Equação:
	Oxidação:
	
	Redução:
	
	Reação global:
	
Tubo 6: O prego foi mergulhado em uma solução de H2SO4 conc.
No momento em que o prego foi colocado na solução nada ocorreu. Após uma semana observamos que o ferro foi pouco atacado, ou seja, a corrosão não foi acentuada como no tubo acima, o prego apresentava, portanto, uma coloração amarelo castanho devido à formação do Fe2O3. 
Não constatamos a liberação de gás o que indica que a corrosão não estava ocorrendo mais.
O H2SO4(aq) concentrado esta em torno de 98% p/p, o que indica que contém pouco H2+(aq) presente na solução devido a pouca presença de água. Além disso, como o H2SO4(aq) concentrado é uma substância molecular, contribuindo pouco para a oxidação do Fe (s).
Equação:
	Oxidação:
	
	Redução:
	
	Reação global: 
	
Tubo 7: NaCl a 5%
Quando o prego foi mergulhado na solução de NaCl, nada ocorreu.Após uma semana, observamos que ocorreu corrosão (formação de um sólido na superfície do prego de coloração amarelo castanho)porém, mais acentuada que a ocorrida quando o prego foi colocado na água de torneira.Isso ocorreu devido ao aumento de eletrólitos na solução com a adição de NaCl que causam grande alteração na rapidez das transformações químicas ou, mais especificadamente, nas reações de transferência de elétrons. A concentração elevada dos íons cloreto aumenta a condutividade elétrica da água, permitindo maior fluxo de íons e, conseqüentemente, uma maior rapidez no processo de corrosão do prego.
Ânodo: Fe(s)   →   Fe2+ (aq)   +   2 e- εo = +0,44V
Cátodo: H2O(l) + 1/2 O2(g) + 2 e- →  2OH-(aq) εo = +0,415V
Reação total: Fe(s)  + 1/2 O2(g) + H2O(l) → Fe2+ (aq) + 2OH-(aq) εo = +0,855 V
NaCl(s) → Na+ (aq) + Cl- (aq) 
Tubo 8: Somente a lamina de ferro.
Não foi observada nenhuma modificação quando o ferro foi colocado no tubo de ensaio. Após uma semana, a lamina de ferro estava da mesma forma quando colocada no tubo, ou seja, não apresentava nenhuma alteração visual. Isso ocorre porque a oxidação do ferro no ambiente ocorre de forma lenta.
Equação:
Oxidação: Fe(s)   →   2 Fe2+   +   4e-
Redução: O2(g)   +  2 H2O   +   4e-  →4 OH-(aq) 
Equação Global: Fe(s)   +   1/2 O2(g)   +   H2O   →   Fe2+   +   2 OH -(aq)
O produto da corrosão do ferro é o Fe(OH)2, que posteriormente é oxidado a Fe(OH)3. Geralmente, o produto da corrosão do ferro é representado por Fe2O3.3H2O.
Procedimento 3: Corrosão na linha d’água.
Preparo do procedimento: 29/10/2009
Tubo 1: 
O prego foi parcialmente mergulhado em água de torneira. Inicialmente nada ocorreu. 
Após uma semana detectamos que a parte do prego que estava em contato direto com a água sofreu uma leve corrosão e a parte do prego em contato com o ar não havia ocorrido à corrosão. Esse processo é chamado de corrosão poraeração diferencial, ou seja, há variações na concentração de oxigênio nos meios.
Na água existe O2(g)  dissolvido e a reação de oxidação do ferro ocorre mais rapidamente que no ferro em contato com o O2(g) atmosférico. 
Como a concentração de oxigênio é mais alta no meio em contato com o ar atmosférico, mais catódico se torna o potencial eletroquímico do prego nessa região gerando diferença de potencial em relação às áreas de meio de menor concentração de oxigênio, que passam a ser anódicas. 
Ânodo: Fe(s)   →   Fe2+ (aq)   +   2 e- εo = +0,44V
Cátodo: H2O(l) + 1/2 O2(g) + 2 e- →  2OH-(aq) εo = +0,415V
Reação total: Fe(s)  + 1/2 O2(g) + H2O(l) → Fe2+ (aq) + 2OH-(aq) εo = +0,855 V
Tubo 2: 
O prego foi mergulhado parcialmente na solução de NaCl a 5%. 
Inicialmente nada ocorreu. Após uma semana, observamos que na região do prego em contato com a solução de NaCl havia ocorrido corrosão, de forma mais acentuada que na corrida no tubo 1. Isso ocorre devido a presença de eletrólitos na solução do sal, que contribui para aumentar a velocidade de reação de oxidação do ferro.Já a parte em contato com o ar atmosférico, não sofreu corrosão uma vez que esta reação ocorre de forma mais lenta quando em contato com o oxigênio atmosférico.
Ânodo: Fe(s)   →   Fe2+ (aq)   +   2 e- εo = +0,44V
Cátodo: H2O(l) + 1/2 O2(g) + 2 e- →  2OH-(aq) εo = +0,415V
Reação total: Fe(s)  + 1/2 O2(g) + H2O(l) → Fe2+ (aq) + 2OH-(aq) εo = +0,855 V
NaCl(s) → Na+ (aq) + Cl- (aq)
Procedimento 4: Verificação das áreas catódicas e anódicas.
Preparo do procedimento: 05/11/2009
Nessa experiência, gotas de solução de NaCl a 5% são colocadas sobre a superfície de uma de ferro limpa. O indicador de ferrocianeto de potássio foi utilizado com o objetivo de tornar a solução azul na presença de íons ferrosos; e o indicador fenolftaleína, para indicar uma concentração de íons OH-superior a 1,0 x 10-7mol L-1, apresentando uma cloração rósea.
Olhando a gota por cima, observa-se, logo de início, o aparecimento de pequenas áreas de coloração azul e com o passar dos minutos começa a aparecer uma coloração rósea distribuída ao acaso sobre a superfície da lâmina. 
Isso ocorre devido à concentração uniforme de oxigênio na gota.
Passado certo tempo, no entanto, a distribuição dessas áreas altera-se, ficando a área com coloração rósea na periferia da gota e a área de coloração azul esverdeado no centro.
Identificamos as espécies presentes no sistema como: Fe(s), H2O(l)  da gota de NaCl, O2(g) dissolvido na água e no ar, os íons cloretos Cl - (aq)  e íons sódio Na+(aq) da solução aquosa de cloreto de sódio NaCl(aq) e os íons ferrocianetos da solução de ferrocianeto de potássio K3[Fe(CN)6](aq).
O aparecimento da região rosa deve-se ao aumento da concentração do ânion hidroxila (OH -) a partir do oxigênio dissolvido na solução. A presença do OH-, torna a região alcalina que, na presença do indicador fenolftaleína, adquire cor característica. 
A semireação pode ser representada por:
O2(g)   +  2 H2O   +   4e-   →  4 OH-(aq) (1) Essa é a região catódica, local onde ocorre a semi-reação de redução, também conhecida como redução do oxigênio. Essa reação ocorre graças aos elétrons que são gerados pela reação anódica e que se deslocam através do metal, da região azul para a região de coloração rósea.
O aparecimento da região de coloração azul deve-se à formação de íons ferrosos segundo a semi-reação: Fe(s)   →   Fe2+   +   2 e-  (2). 
Trata-se de uma reação anódica, que é a oxidação do metal. A cor azul é devido à formação de um composto de coloração conhecida como azul da prússia , Fe3 [Fe(CN) 6] 2.
Somando-se as semi-equações 1 e 2, temos:
2Fe(s)   + O2(g)   + 2H2O(l)   → 2Fe(OH) 2 (aq)   
Como em contato com a atmosfera o Fe3+ é mais estável que o Fe2+, o Fe(OH)2 será oxidado à Fe(OH) 3 na presença de oxigênio.
Equação Química:
3 Fe2+   + 2[Fe(CN)6] 3- → Fe3 [Fe(CN) 6] 2
Procedimento 5: Corrosão sob tensão.
Preparo do procedimento: 05/11/2009
Após uma semana do preparo do procedimento, em que um prego foi mergulhado em solução de NaCl a 5% e outro em solução de HCl a 6 mol L-1, percebemos que as partes sob tensão do ferro (ponta e cabeça) são atacadas primeiro. A corrosão ocorre como descrito anteriormente no Procedimento 2. Os pregos foram colocados nos dois meios mais corrosivos e em ambos os casos as partes sob tensão são as mais atacadas.
Procedimento 6: Corrosão Galvânica.
Preparo do procedimento: 05/11/2009
As lâminas de ferro e cobre conectadas por um fio de cobre, foram colocadas na solução de NaCl contendo ferrocianeto de potássio. Inicialmente observou-se que a solução em contato com a lâmina de ferro começava a adquirir uma coloração azul, proporcionada pelo ferrocianeto de potássio que indica a presença de íons ferrosos, podendo portanto concluir que ocorreu a oxidação da lâmina de ferro.
Já na lâmina de cobre em contato com a solução, observamos o aparecimento de uma coloração rosa (indicador fenolftaleína), devido à presença de íons OH- , indicando que houve a oxidação nessa região.
A lâmina de ferro funciona então como o ânodo e a lâmina de cobre como o cátodo.
Nessa reação o ferro protege a lâmina de cobre da oxidação devido seu maior potencial de oxidação. Esse fenômeno é chamado de proteção catódica.
Equações:
Ânodo de sacrifício: Fe(s)   →   Fe2+(aq)  +   2e- εo = +0,44 V
Cátodo protegido: Cu2+(aq)  +   2e- → Cu(s)  εo = +0,34 V
Reação Global:  Fe(s) + Cu2+(aq)    → Cu(s) + Fe2+(aq)    Δεo = +0,78 V
Conclusão
Através desta atividade experimental podemos concluir que a corrosão é um processo espontâneo presente na natureza e que, quando ocorre, quase sempre há presença de moléculas de água e oxigênio. O pH pode influenciar a corrosão, não havendo uma relação igual para todos. O metal q tiver o potencial de oxidação mais alto será sempre o que sofre corrosão quando envolvidos dois metais. Assim, é importante o conhecimento dos principais fatores de corrosão e dos potenciais de oxidação dos metais mais comuns e utilizados.
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