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
Procedimento Experimental
Experimento (i)
Em uma proveta para gás foi colocado um pedaço de palha de aço no fundo;
A proveta foi cheia de água fazendo com que a mesma penetrasse na malha da palha de aço;
A proveta foi embocada em um béquer contendo água deixando que o ar penetrasse por média de 10 cm;
O nível de água foi marcado;
Após uma semana foi verificado novamente o nível da água.
Experimento (ii)
Foram limpos 9 pregos pequenos e mergulhados nas soluções de: 
Tubo I: água da torneira;
Tubo II: HCl p.a. diluído (3 mol L-1);
Tubo III: HCl p.a. (6 mol L-1);
Tubo IV: NaOH (0,1 mol L-1);
Tubo V: H2SO4 (3,5 mol L-1);
Tubo VI: H2SO4 conc.;
Tubo VII: NaCl a 5%;
Tubo VIII: Somente a lâmina de ferro;
Após uma semana os pregos foram retirados e verificados se ocorreu corrosão.
	Experimento (iii)
Um prego foi mergulhado parcialmente nas seguintes soluções:
Tubo I: água da torneira;
Tubo II: NaCl a 5%;
Tais tubos foram tampados 
Após uma semana foi observado se ocorreu corrosão nas partes acima e abaixo da linha d’água.
	
	Experimento (iv)
Foi colocada em uma placa de ferro limpa com HCl 2 gotas de NaCl contendo K3[Fe(CN)6] e fenolftaleína;
	Experimento (v)
Foi mergulhado um prego grande em dois tubos de ensaio contendo as seguintes soluções:
Tubo I: NaCl a 5%;
Tubo II: HCl a 6 mol L-1
Após uma semana foi observado a ponta e cabeça do prego.
Experimento (vi)
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;
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.
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 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+).
	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 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.
	
Experimento (vi)
Na corrosão galvânicahá 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