Relatorio de corrosão

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE MINAS GERAIS
RELATÓRIO DA AULA PRÁTICA SOBRE CORROSÃO — QUI204
Segundo semestre de 2010 – Turma U7B (1009) Farmácia / Noturno 
COMPONENTES / MATRÍCULA:
Robson Soares Ferreira 2010026076
Vivian Thaise da Silveira Anicio 2010026220
Taynná Bruna de Morais Ferreira 2010026165
PROFESSOR:
Aluir 
Introdução
Com exceção de alguns - qualificados de nobres - os metais são quase sempre encontrados na natureza na forma de compostos: óxidos, sulfetos, etc. Isso significa que esses compostos são as formas mais estáveis para os respectivos elementos na natureza. A corrosão pode ser vista como nada mais que a tendência ao retorno para um composto estável. Assim, por exemplo, quando uma peça de aço enferruja, o ferro - principal componente - está retornando à forma de óxido, que é o composto original do minério. Muita energia e insumos são gastos na cadeia produtiva, desde a extração do minério até a transformação do metal em algo utilizável. Tudo isso se perde na corrosão. A corrosão pode manifestar-se de várias formas. Algumas são mais freqüentes que outras, e a ocorrência depende muito do ambiente e dos processos usados. 
Por estes motivos, o estudo da corrosão faz-se necessário, uma vez que colabora na prevenção e tratamento desde equipamentos domésticos à mega-empreendimentos, os quais utilizam grandes quantidades de metais que são afetados pela corrosão.
Objetivo
Avaliar qualitativamente os tipos de corrosão mais freqüente, dentro os quais estão: corrosão do ferro em contato com a atmosfera e com umidade, corrosão galvânica, entre outras. Verificar as reações oxido-redutivas que ocorrem; os principais reagentes e produtos formados nos processos de corrosão. Outro aspecto avaliado foram as polarizações - regiões catódicas e anódicas – decorrentes da corrosão. 
Materiais
15 tubos de ensaio
2 suportes para tubos de ensaio
1 tubo de vidro de 40 cm graduado
2 rolhas de cortiça
12 vidros de relógio
1 suporte universal
1 garra
1 béquer de 100 ml
1 béquer de 500 ml
1 pinça metálica
Reagentes e soluções
6 ml de H₂SO₄ concentrado
6 ml de solução aquosa de HCl 3mol/L
12 ml de solução aquosa de HCl 3mol/L
6 ml de solução aquosa de H₂SO₄ 3,5mol/L
6 ml de solução aquosa de NaOH 0,1mol/L
50 ml de soluçõa aquosa de NaCl a 5%
Solução de NaCl contendo K₃[Fe(CN)₆]
5 ml de solução alcoólica de fenolftaleína 
11 pregos de ferro
Lâminas de ferro e cobre unidas por um fio de cobre
Lâminas de ferro e zinco unidas por um fio de cobre
1 lâmina de ferro
2 pregos médios
Palha de aço
Procedimentos
 Procedimento 1
Em uma proveta longa (aproximadamente 40cm) colocou-se um pedaço de palha de aço na porção mais inferior; essa proveta foi embebedada em água e emborcada num béquer previamente preenchido de água. Após, foi introduzido 10cm de ar na proveta e esta altura marcada. Depois de uma semana os resultados foram observados e anotados.
Procedimento 2	
Oito pregos foram limpos com palha de aço e mergulhados em soluções diversas, as quais estavam em tubos de ensaio abertos. 
Tubo 1: água de torneira; 
Tubo 2: HCl diluído (3 mol L-1); 
Tubo 3: HCl (6 mol L-1); 
Tubo 4: NaOH (0,1 mol L-1); 
Tubo 5 H2SO4 (3,5 mol L-1); 
Tubo 6: H2SO4 conc.; 
Tubo 7: NaCl a 5%; 
Tubo 8: Somente o prego. 
Depois de colocados nos tubos, foram anotados os aspectos iniciais dos pregos e após uma semana comparados os resultados.
Procedimento 3
Dois pregos de ferro foram parcialmente mergulhados em soluções de: 
Tubo 1, água de torneira; 
Tubo 2, NaCl a 5%. 
Então foram tampados os tubos e anotados os aspectos iniciais. Após uma semana comparados os resultados e anotados as divergências macroscópicas observadas.
Procedimento 4
Em uma placa de ferro limpa e decapada, pingou-se 3 gotas de uma solução previamente preparada – solução de NaCl, K3[Fe(CN)6] e fenolftaleína – e após alguns minutos foram observados e anotados os resultados obtidos.
Procedimento 5
Dois pregos grandes de ferro foram mergulhados em soluções de:
Tubo 1: NaCl a 5%; 
Tubo 2: HCl a 6 mol L-1
Após uma semana foi comparada integralmente a estrutura dos pregos, a fim de verificar alterações causadas pela tensão e meio corrosivo a que foram submetidos. Os resultados observados foram anotados.
Procedimento 6
Duas placas metálicas (ferro e cobre) foram conectadas por um fio – também metálico - condutor de elétrons; este conjunto foi então mergulhados num béquer de 50 mL com água, contendo 3 mL de uma solução indicadora – solução de NaCl, K3[Fe(CN)6] e fenolftaleína . Após alguns minutos os resultados foram observados e anotados.
	
Resultados e discussão
Lista de reações e alterações visíveis do sistema
Reação 1: Fe(s) + H2O(l) + 1/2O2(g) -> Fe(OH)2(aq)
Oxidação para Fe2+. Nesta reação, o ferro metálico é oxidado à Fe2+ na presença de água e oxigênio gasoso.
Reação 2: Fe(OH)2(aq) + H2O(l) +3/2O2(g) -> Fe(OH)3(aq) + H2O(l)
Oxidação para Fe3+. Esta reação ocorre apenas na presença de O2(g), e o hidróxido produzido - Fe(OH)3(aq) – é rapidamente decomposto.
Reação 3: Fe(OH)3(aq) -> H2O(l) + Fe2O3(s)
Como o hidróxido Fe(OH)3 é um composto instável, há uma rápida degradação deste composto em Fe2O3(s), sólido comumente chamado de “ferrugem”, de coloração vermelho-acobreado e textura áspera.
Reação 4: Fe(OH)2(aq) -> H2O(l) + H2(g) + Fe3O4(s)
O composto Fe(OH)2(aq) é também instável e na ausência de O2(g) decompões-se em Fe3O4(s), sólido de coloração preta, também conhecido como magnetita.
 	Reação 5: 2Fe(s) + 6HCl(aq) -> 2FeCl2(s) + 4H2(g)
Oxidação do ferro na presença de ácido clorídrico; há produção de um sólido esverdeado e gás hidrogênio.
	Reação 6: Fe(s) + H2SO4 -> H2(g) + FeSO4(s)
Oxidação do ferro na presença de ácido sulfúrico; há produção de um composto sólido preto e gás hidrogênio.
Procedimento 1 ‘Corrosão do Ferro na atmosfera’
Após uma semana, o ferro que foi embebedado em água enferrujou-se e também produziu um sólido de coloração preta, características das Reações corrosivas 1,2 e 3 – as quais produziram a ferrugem - e Reação 4, responsável pelo aparecimento do sólido preto. Inicialmente houve a corrosão até formação de ferrugem, contudo o oxigênio presente na proveta foi completamente consumido e a reação 4 passou a ocorrer na corrosão do Fe(OH)2, fato que pode ser observado pois o nível previamente marcado foi elevado devido ao consumo de O2(g) nas reações iniciais.
Procedimento 2 ‘Corrosão Úmida do Ferro’
Após uma semana os resultados obtidos em cada tubo foram: 
Tubo 1: Houve corrosão do ferro de acordo com as reações 1, 2 e 3 nesta sequência de acontecimentos, uma vez que o prego estava em presença de água e fluxo de ar contínuo (recipiente aberto), produzindo a “ferrugem” ao entorno do prego. 
Tubo 2: Houve oxidação do prego em concordância com a Reação 5, com formação do sólido FeCl2(s), cuja coloração característica é o verde, como também presença de ferrugem de acordo com as reações 1, 2 e 3. 
Tubo 3: Mesmos resultados que os observados no tubo 2, porém com maior intensidade e proporção dos produtos da corrosão, porque que há maior concentração do ácido corrosivo e consequentemente maior número de eletrólitos, os quais geram mais fluxo de elétrons no meio. 
Tubo 4: Não há evidencias macroscópicas de que houve uma reação, todavia, sabe-se que o ferro oxidará em meio aquoso; portanto há formação de Fe(OH)2 de acordo com as reações 1 e 2 delimitando todo prego em uma camada, cessando assim as reações, pois o meio alcalino ‘impede’ que o hidróxido formado se solubilize. 
Tubo 5: Houve oxidação do prego em concordância com a Reação 6, com formação de um precipitado preto intenso. 
Tubo 6: Não ocorreu reação em níveis significativos uma vez que a alta concentração de ácido sulfúrico (aproximadamente 97%) dificulta a formação de íons H+ dissociados em solução, impedindo assim a ocorrência da corrosão descrita pela Reação 6. 
Tubo 7: As reações de corrosão são as mesmas apresentadas no tubo 1, todavia, a presença de um maior número de eletrólitos por causa do NaCl dissolvido aumenta o fluxo de elétrons e consequentementecorrosão mais intensa. 
Tubo 8: Não houve evidências de reação neste tubo, pois a corrosão do ferro em ambiente aberto e na ausência de catalisadores é muito lenta.
Procedimento 3 ‘Corrosão na Linha D’água’
Após uma semana num tubo fechado e em soluções aquosas, ambos os pregos oxidaram produzindo ferrugem de acordo com as reações 1, 2 e 3 – nesta sequência - até o total consumo de O2(g). Após este consumo as bordas de ferro que continham Fe(OH)2 passaram a oxidar produzindo magnetita de acordo com a reação 4. Além destes fatos observados, houve também uma ligeira diferenciação de intensidades nos tubos. O Tubo 2 teve corrosão mais intensa que o Tubo 1, pois nesse havia maior número de eletrólitos, os quais aumentaram o fluxo de elétrons nas reações.
Procedimento 4 ‘Verificação das áreas Anódicas e Catódicas’
A solução gotejada no ferro era uma solução de indicadores: fenolftaleína que indica presença de meio básico e K3[Fe(CN)6] indicador de Fe2+ em solução, cuja coloração característica é o azul. Na placa de ferro verificou-se que nas bordas da gota - onde há contato do ferro com O2(g) - está delimitada a porção catódica da solução, corroborado pela coloração rósea da fenolftaleína, a qual indica excesso de OH- na região; e no centro das gotas a porção anódica, com formação de Fe2+ pela oxidação do ferro, indicados pela coloração azul características do indicador (oxidação do ferro à Fe2+).
Procedimento 5 ‘Corrosão sob Tensão’
Os pregos nos tubos de ensaio após uma semana apresentaram corrosões diferenciadas. No tubo 1 o prego enferrujou-se de acordo com as reações 1, 2 e 3; já o do Tubo 2 corroeu-se de acordo com a reação 5 formando o sólido FeCl2(s), cuja coloração característica é o verde; este tubo também apresentou ferrugem de acordo com as reações 1, 2 e 3, uma vez que há presença de água e o meio está em contato com o ar. Além destes aspectos, observou-se a presença de fissuras ao longo da estrutura do ferro indicando o efeito da tensão mecânica em conjunto com a tensão corrosiva.
Procedimento 6 ‘Corrosão Galvânica’
Na corrosão galvânica há diferenciação em pólos anódicos e catódicos, os quais estão presentes em metais distintos de acordo com o potencial eletrônico. As indicações da solução e os produtos formados são os mesmos indicados no procedimento 1, todavia a região catódica está próxima ao tubo de cobre, uma vez que este transfere os elétrons para o meio aquoso ao qual está inserido. Portanto na corrosão galvânica há uma transferência de elétrons do metal mais oxidativo (ferro) para o menos oxidativo, que por sua vez transfere o elétron para a solução, formando OH- .
Conclusão
O estudo das reações de corrosão é importante na prevenção e tratamento especial de mega-empreendimentos que utilizem metais pesados cuja aquisição é difícil, evitando assim as perdas desnecessárias de capital. Tais experimentos demonstraram as principais maneiras macroscópicas de verificar a ocorrência de corrosão, como também métodos simples de sacrifício e prevenção a fim de aumentar a durabilidade de empreendimentos que utilize metais susceptíveis à corrosão. 
Referências
DEMICHELI, Cynthia Peres. Apostila de práticas de Química Geral – UFMG 2010.
www.mspc.eng.br/tecdiv/corr_110.shtml [Introdução - Adaptado]