RELATORIO 02-11

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CORROSÃO 
 
 
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 frequentes que outras, e a ocorrência dependem 
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 
megaempreendimentos, os quais utilizam grandes quantidades de metais que são 
afetados pela corrosão. 
 
Objetivos 
 
Executar experimentos relativos à corrosão úmida do ferro. 
 
Desenvolvimento 
 
I. Procedimento Experimental 
Experimento (i) 
1. Em uma proveta para gás foi colocado um pedaço de palha de aço 
no fundo; 
2. A proveta foi cheia de água fazendo com que a mesma penetrasse na 
malha da palha de aço; 
3. A proveta foi embocada em um béquer contendo água deixando que 
o ar penetrasse por média de 10 cm; 
4. O nível de água foi marcado; 
5. Após uma semana foi verificado novamente o nível da água. 
 
Experimento (ii) 
1. Foram limpos 9 pregos pequenos e mergulhados nas soluções de: 
a. Tubo I: água da torneira; 
b. Tubo II: HCl p.a. diluído (3 mol L-1); 
c. Tubo III: HCl p.a. (6 mol L-1); 
d. Tubo IV: NaOH (0,1 mol L-1); 
e. Tubo V: H2SO4 (3,5 mol L
-1); 
f. Tubo VI: H2SO4 conc.; 
g. Tubo VII: NaCl a 5%; 
h. Tubo VIII: Somente a lâmina de ferro; 
2. Após uma semana os pregos foram retirados e verificados se ocorreu 
corrosão. 
 
 Experimento (iii) 
1. Um prego foi mergulhado parcialmente nas seguintes soluções: 
a. Tubo I: água da torneira; 
b. Tubo II: NaCl a 5%; 
2. Tais tubos foram tampados 
3. Após uma semana foi observado se ocorreu corrosão nas partes 
acima e abaixo da linha d‟água. 
 
 Experimento (iv) 
1. Foi colocada em uma placa de ferro limpa com HCl 2 gotas de NaCl 
contendo K3[Fe(CN)6] e fenolftaleína; 
 
 Experimento (v) 
1. Foi mergulhado um prego grande em dois tubos de ensaio contendo 
as seguintes soluções: 
a. Tubo I: NaCl a 5%; 
b. Tubo II: HCl a 6 mol L-1 
2. Após uma semana foi observado a ponta e cabeça do prego. 
 
Experimento (vi) 
1. Em dois béquers contendo 3 mL de solução indicadora de (NaCl 
contendo K3[Fe(CN)6] foram mergulhadas peças de Fe:Cu e Fe:Zn; 
 
II. Resultados 
 
Reação 1: Fe(s) + H2O(l) + ½ O2(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. 
 
III. Análise dos Resultados 
 
Experimento (i) 
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. 
 
Experimento (ii) 
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 consequentemente corrosão 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. 
 
Experimento (iii) 
 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. 
 
 Experimento (iv) 
A solução gotejada no ferro era uma solução de indicadores: fenolftaleína 
que indica presença de meio básico e K3[Fe(CN)6] indicador de Fe
2+ 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+). 
 
 Experimento (v) 
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 ferrugemde 
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. 
 
 
 
Experimento (vi) 
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 megaempreendimentos 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 
 
Trindade, D.F., Oliveira, F.P., Banuth, G.S. & Bispo,J.G.; “Química Básica 
Experimental”; Ed. Parma Ltda., São Paulo (1981). 
Giesbrecht,E.; “ Experiências de química , Técnicas e Conceitos Básicos – PEQ – 
Projetos de Ensino de Química”; Ed. Moderna – Universidade de São Paulo, SP 
(1979). 
Russell, J.B. ; “ Química Geral ”, 2ª Edição, Makron Books Editora Ltda., São 
Paulo (1994). 
Semichin, V.; “Práticas de Quimica Geral e Inorgânica”; Ed. Mir Moscou (1979). 
Apostila de Aulas Práticas de Química Geral; Universidade Federal de Minas 
Gerais, MG (2 semestre 2011). 
www.mspc.eng.br/tecdiv/corr_110.shtml 
 
 
UNIVERSIDADE FEDERAL DE MINAS GERAIS 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
RELATÓRIO DA AULA PRÁTICA DE CORROSÃO - QUI204 
Segundo semestre de 2011 – Turma U2B Farmácia / Diurno 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
COMPONENTES: 
Bianca Henriques de Oliveira Fonseca 
Nayhane Luna de Souza Barros 
Pedro Henrique Gonçalves Moreira 
 
PROFESSOR: 
Raquel Vieira Mambrini