Pré- relatório - Corrosão

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Universidade Estadual de Maringá - UEM	
 Centro de Ciências Exatas - CCE
 Departamento de Físico-Química - DQI
Relatório 
PRÁTICA 7 - ESTUDOS DE CORROSÃO E ELETRÓLISE
Acadêmicos: 
Andressa M. Takahashi RA: 80106
Geovana Alda RA: 95204
 
Docente: Prof. Dr. Wilker Caetano 
Curso: Química - Licenciatura 
Disciplina: Físico-Química Experimental II - Turma 32 
 Maringá - PR
Ano Letivo - 2020
1. INTRODUÇÃO 
1.1. Relação entre pilha e corrosão 
De um modo geral, a corrosão é um processo resultante da ação do meio sobre um determinado material, causando sua deterioração. A primeira associação que se faz é com a ferrugem, a camada de cor marrom-avermelhada que se forma em superfícies metálicas. Apesar da estreita relação com os metais, esse fenômeno ocorre em outros materiais, como concreto e polímeros orgânicos, entre outros. Sem que se perceba, processos corrosivos estão presentes direta ou indiretamente no nosso cotidiano, pois podem ocorrer em grades, automóveis, eletrodomésticos e instalações industriais. Cientificamente, o termo corrosão tem sido empregado para designar o processo de destruição total, parcial, superficial ou estrutural dos materiais por um ataque eletroquímico, químico ou eletrolítico. Com base nesta definição, pode-se classificar a corrosão em: eletroquímica, química e eletrolítica. Neste processo, ocorre uma troca de elétrons entre um elemento químico do material e um do meio. [1] 
Uma pilha eletroquímica é um dispositivo capaz de produzir trabalho elétrico nas vizinhanças. Esse trabalho é produzido sobre o meio, e dentro da pilha ocorre uma reação química, chamada de reação da pilha, e isso ocorre porque há a troca de elétrons entre um elemento químico do material e um do meio. [2] 
Logo, a relação entre pilha e corrosão se dá pela troca de elétrons que ocorre na reação química, evento que ocorre em ambos os processos. 
1.2. Pilha - área anódica e catódica 
Podemos estudar os equilíbrios de oxidação-redução convencionalmente medindo os potenciais de células eletroquímicas nas quais as duas semi-reações que compõem o equilíbrio sejam seus participantes. Por essa razão, precisamos considerar certas características das células eletroquímicas. Uma célula eletroquímica consiste em dois condutores chamados eletrodos, cada um deles imerso em uma solução eletrolítica. Na maioria das células, as soluções nas quais os eletrodos estão imersos são diferentes e precisam ser mantidas separadas para evitar a reação direta entre os reagentes. O modo mais comum de evitar a mistura é pela inserção de uma ponte salina, como aquela mostrada na Figura 1, entre as soluções. Então a condução de eletricidade de uma solução eletrolítica para a outra ocorre pela migração de íons potássio presentes na ponte para uma direção e íons cloreto para a outra. Portanto, o contato direto entre o cobre metálico e os íons prata é evitado.
Figura 1. Célula galvânica realizando trabalho. 
Em uma célula eletroquímica, o catodo é o eletrodo no qual ocorre a redução, ou seja, ele recebe elétrons. O anodo é o eletrodo no qual ocorre a oxidação, ou seja, ele doa elétrons. As semi reações 1 e 2, mostram o ocorrido, utilizando a pilha da figura 1. [4] 
Cu(s) → Cu2+(aq) + 2e-(1) Anodo/oxidação 
Ag+(aq) + e- → Ag(s) (2) Catodo/redução 
1.3. Potencial e sua dependência com o meio e a concentração A tendência de escape (potencial químico) das partículas carregadas, como um íon ou um elétron, em uma certa fase, depende do potencial elétrico dessa fase. É claro que, se submetermos uma peça de metal a um potencial elétrico negativo grande, a tendência de escape das partículas negativas será aumentada. A equação 1 é a relação entre a tendência de escape que os elétrons apresentam em uma fase, , e o potencial elétrico da fase, . A tendência de escape varia linearmente com . Note que a equação 1 mostra, que se for negativo, será maior do que quando for positivo. 
(Equação 1) 
Em que F é a carga por mol de elétrons, F = 96.484,56 C/mol. 
Para íons em solução aquosa nós atribuímos = 0 na solução; assim, e usamos apenas o , para estes íons. Isto é justificado pelo fato de que o valor de na solução não participa dos cálculos; não há modo de determinarmos seu valor, portanto podemos considerá-lo igual a zero, e assim poupasse trabalho algébrico.
Relativamente às partes metálicas do nosso sistema não podemos excluir o potencial elétrico, pois desejamos comparar os potenciais elétricos de dois fios diferentes de mesma composição, os dois terminais da pilha. Entretanto, num mesmo pedaço do metal é evidente que a divisão do potencial químico em um componente "químico" e outro "elétrico" é puramente arbitrária, justificada apenas pela conveniência. Como a contribuição "química" à tendência de escape provém das interações entre as partículas carregadas eletricamente, as quais compõem qualquer porção de matéria, não existe maneira de se determinar, numa determinada peça, em que ponto a contribuição "química" termina e a "elétrica" começa. Para tornar esta divisão arbitrária de o mais conveniente possível, atribuímos à contribuição "química" de o valor mais conveniente, zero, em todos os metais. Assim, em cada metal, por convenção, temos a equação 2. 
(Equação 2) 
Deste modo, para os elétrons em qualquer metal, a equação 1torna-se, (Equação 3) 
Numa pilha em operação (ou seja, que não está balanceada contra um potencial externo), a sobretensão leva a um potencial menor do que sob condições de corrente nula. Além disso, o potencial de uma pilha em operação deve diminuir quando a corrente gerada aumenta, pois a operação da pilha não é reversível e não pode proporcionar o trabalho máximo. 
A sobretensão de concentração também contribui para diminuir o potencial da pilha. [2] 
1.4. Tipos de corrosão 
Cientificamente, o termo corrosão tem sido empregado para designar o processo de destruição total, parcial, superficial ou estrutural dos materiais por um ataque eletroquímico, químico ou eletrolítico. Com base nesta definição, pode-se classificar a corrosão em: eletroquímica, química e eletrolítica. 
1.4.1. Corrosão eletroquímica: 
A corrosão eletroquímica é um processo espontâneo, passível de ocorrer quando o metal está em contato com um eletrólito (solução aquosa), onde acontecem, simultaneamente, reações anódicas e catódicas. É mais frequente na natureza e se caracteriza por realizar-se necessariamente na presença de água, na maioria das vezes a temperatura ambiente e com a formação de uma pilha de corrosão. Como exemplo, tem-se a formação da ferrugem (Equações 3 a 8). 
Reação anódica (oxidação): 
Fe → Fe2+ + 2e–(3) 
Reação catódica (redução): 
2H2O + 2e– → H2 + 2OH–(4)
Neste processo, os íons Fe2+ migram em direção à região catódica, enquanto os íons OH– direcionam-se para a anódica. Assim, em uma região intermediária, ocorre a formação do hidróxido ferroso: 
Fe2+ + 2OH– → Fe(OH)2 (5) 
Em meio com baixo teor de oxigênio, o hidróxido ferroso sofre a seguinte transformação: 
3Fe(OH)2 → Fe3O4 + 2H2O + H2(6) 
Por sua vez, caso o teor de oxigênio seja elevado, tem-se: 
2Fe(OH)2 + H2O + ½ O2 → 2Fe(OH)3(7) 
2Fe(OH)3 → Fe2O3. H2O + 2H2O (8) 
Assim, o produto final da corrosão, ou seja, a ferrugem, consiste nos compostos Fe3O4(coloração preta) e Fe2O3. H2O (coloração alaranjada ou castanho-avermelhada). [1] 
1.4.2. Corrosão química: 
A corrosão química, também conhecida como seca, por não necessitar de água, corresponde ao ataque de um agente químico diretamente sobre o material, sem transferência de elétrons de uma área para outra. No caso de um metal, o processo consiste numa reação química entre o meio corrosivo e o material metálico, resultando na formação de um produto de corrosão sobre a sua superfície. Um exemplo desse processo é a corrosão de zinco metálico em presença de ácido sulfúrico: 
Zn + H2SO4 → ZnSO4 + H2(9) 
A destruição do concreto, observada nas pontes e viadutos, tem como uma de causas a corrosãoquímica, devida à ação dos agentes poluentes sobre seus constituintes (cimento, areia e agregados de diferentes tamanhos). Essa corrosão também afeta a estabilidade e durabilidade das estruturas, sendo muito rápida e progressiva. [1] 
1.4.3. Corrosão eletrolítica: 
A corrosão eletrolítica se caracteriza por ser um processo eletroquímico, que se dá com a aplicação de corrente elétrica externa, ou seja, trata-se de uma corrosão não-espontânea. Esse fenômeno é provocado por correntes de fuga, também chamadas de parasitas ou estranhas, e ocorre com freqüência em tubulações de petróleo e de água potável, em cabos telefônicos enterrados, em tanques de postos de gasolina etc. Geralmente, essas correntes são devidas a deficiências de isolamento ou de aterramento, fora de especificações técnicas. Normalmente, acontecem furos isolados nas instalações, onde a corrente escapa para o solo. [1]
1.5. Tipos de proteção contra a corrosão 
São muitas as técnicas para inibir a corrosão. A velocidades de corrosão depende das superfícies expostas, assim sendo tem-se um método trivial, embora bastante eficiente de diminuir a corrosão - o recobrimento da superfície por uma película inerte, como a de uma tinta, que impede o contato com o ar úmido. A tinta também aumenta a resistência da solução entre as zonas anódica e catódica da superfície. Infelizmente essa proteção pode ter resultados desastrosos se a tinta for porosa. O oxigênio tem acesso a superfície do metal através dos poros e a corrosão avança sob a película de tinta. 
Outra forma de revestimento da superfície é a galvanização, que consiste na superposição de um metal menos nobre sobre o metal que será protegido, como por exemplo, o recobrimento da peça de ferro por película de zinco. Como o potencial padrão do zinco é -0,76 V, mais negativos do que o do ferro, a corrosão do zinco é termodinamicamente favorecida diante da do ferro e este não se corrói (a película de zinco se mantém intacta por estar protegida por uma camada de óxido hidratado). 
Alguns óxidos são cineticamente inertes, pois aderem à superfície metálica e formam uma camada impermeável sobre amplo intervalo de PH. Essa passivação, ou proteção cinética, pode ser imaginada como uma maneira de diminuir as correntes de troca pela selagem da superfície. Assim, o alumínio é inerte em contato com o ar, embora o seu potencial seja muito negativo (1,66 V). 
Outro método de fazer a proteção contra a corrosão é o de alterar o potencial elétrico da peça a proteger, retirando os elétrons que possam ser usados na redução do oxigênio sem envolver, porém, a oxidação do metal. Na proteção catódica, o corpo é ligado a um metal com potencial padrão mais negativo (o magnésio, por exemplo, com o potencial de - 2,36 V). Esse metal atua como anodo de sacrifício, proporcionando elétrons ao ferro e oxidando-se a Mg2+ no processo. Na proteção catódica com potencial impresso, uma fonte externa proporciona os elétrons e elimina a possibilidade de o ferro ceder os seus elétrons e oxidar-se. [3] 
1.6. Reação de oxidação e redução da água (ausência e presença de O2 dissolvido); equações especiais 
O agente oxidante mais importante em águas naturais é o oxigênio molecular dissolvido, O2. Em uma reação envolvendo transferência de elétrons, cada um dos átomos da molécula é reduzido do estado de oxidação zero até o estado de oxidação -2, formando H2O ou OH–. 
O oxigênio é considerado como um fator de controle de processo corrosivo, podendo acelerá-lo ou retardá-lo. Acelera no caso de agir como despolarizante na área catódica, na qual em meio não-aerado a reação é muito lenta e praticamente desprezível. 
2H2O + 2e- → H2 + 2OH-(10)
Entretanto, se houver presença de oxigênio, ocorre a sua redução na área catódica, acelerando o processo corrosivo. 
H2O + ½ O2 + 2e- → 2OH-(11) 
A concentração de oxigênio dissolvido (OD) em um corpo d’água qualquer é controlada por vários fatores, sendo um deles a solubilidade do oxigênio em água. A solubilidade do OD na água, como para outras moléculas de gases apolares com interação intermolecular fraca com água, é pequena devido à característica polar da molécula de água. A presença do O2 na água se deve, em parte, à sua dissolução do ar atmosférico para a água: [5] 
O2(g) → O2(aq) (12) 
1.7. Eletrólise e a facilidade de reações 
Numa pilha em operação (ou seja, que não está balanceada contra um potencial externo), a sobretensão leva a um potencial menor do que sob condições de corrente nula. Além disso, o potencial de uma pilha em operação deve diminuir quando a corrente gerada aumenta, pois a operação da pilha não é reversível e não pode proporcionar o trabalho máximo. Para que haja a circulação de corrente através de uma célula eletrolítica e a ocorrência de uma reação não espontânea, a diferença de potencial externa aplicada a célula deve ser maior do que o potencial de corrente nula por um valor no mínimo igual a sobretensão da célula, ou seja, requer uma fonte externa de energia elétrica para sua operação. Essa sobretensão é igual a soma das sobretensões de cada eletrodo e da queda ôhmica na célula (Isto é, IR, em que R é a resistência interna) devido a passagem de corrente através do eletrólito. É possível que o potencial extra necessário para se ter uma reação em velocidade significativa seja grande quando a densidade de corrente de troca nos eletrodos for pequena. Pelas mesmas razões, uma pilha galvânica em operação proporcional potencial menor do que o potencial correspondente a corrente nula. [3] 
1.8. Eletrólise do NaCI/H2O 
A corrosão eletrolítica, é um processo eletroquímico que acontece com a aplicação externa de uma corrente elétrica. Tal processo não é espontâneo, sendo que ocorre em tubulações de água e petróleo, em canos telefônicos e postos de gasolina. Um exemplo de eletrólise do NaCl/ H2O é demonstrado abaixo, sendo usado na produção de soda cáustica, gás hidrogênio e gás cloro. [6]
2. OBJETIVOS 
PARTE 1 
· Estudar o processo de corrosão tanto em meio aquoso a diferentes valores de
pH, bem como em células galvânicas e eletrolíticas.
· Conhecer e diferenciar reações que se processam em ambas as células.
· Tomar conhecimento de alguns processos anti-corrosivos.
PARTE II
· Estudar a pilha de concentração.
3. PROPRIEDADES DOS MATERIAIS 
	Composto 
	PF (ºC) 
	PE (ºC) Toxicidade
	NaOH 
	318 
	1390 Pode causar graves queimaduras na boca, garganta e estômago se 
inalado.
	NaCl 
	801 
	1465 Leve irritação ao olhos e pele
	HCl 
	-27,32 
	110 Irritação, lesões oculares
	Na2CO3 
	851 
	1600 Pode provocar irritação moderada à pele com leve vermelhidão
KNO3 334 400 Toxicidade sistêmica para órgãos-alvo específicos - 
exposição única 
H2O 0 100 - 
K₄[Fe(CN)₆] 70 400 Em contacto com ácidos liberta gases muito tóxicos. 
FeSO4 70 90 Se ingerido causará náusea, vômito ou perda da consciência.
4. PROCEDIMENTOS 
Parte I 
a) Corrosão do ferro em meio aquoso 
Numerar 6 tubos de ensaio, limpos e secos, e adicionar um prego de ferro, limpo e seco, em cada um dos tubos. Adicionar em cada um dos tubos, respectivamente, 2 mL das seguintes soluções (0,1 mol/L): hidróxido de sódio, cloreto de sódio, ácido clorídrico, carbonato de sódio, nitrato de potássio e água da torneira. 
Feito isso, determinar a concentração aproximada de íons hidrogênio em cada solução, por meio de papel de indicador universal, verificando se a solução é ácida, básica ou neutra. Manter o material em repouso por uma hora e após esse período adicionar em cada tubo gotas de solução a 0,1 mol/L de ferricianeto de potássio, observando o aspecto do material. 
Como padrão, adicionar uma gota da solução de ferricianeto de potássio a cerca de 1 mL de solução de sulfato ferroso, comparando com os demais tubos. Observar e registrar as características de cada material, descrevendo as possíveis reações se houver. 
b) Processos de decapagem 
Em um tubo de ensaio colocar um ferro enferrujado em contato com solução de ácido clorídrico a 0,1 mol/L e adicionar em outro tubo de ensaio um prego enferrujado em contato com uma solução demesma concentração de hidróxido de sódio. Manter o sistema em repouso por uma hora. Após esse tempo, observar e registrar o aspecto do material. 
Por fim, discutir como poderiam ser utilizadas as soluções ácidas, básicas e óleos nas indústrias de metalurgia, galvanoplastia e outras que trabalham com metais. 
c) Verificação do sentido espontâneo da reação 
Em um béquer pequeno adicionar cerca de 4 mL de solução de sulfato ferroso a 0,1 mol/L. Em seguida, mergulhar uma placa de cobre, limpa e seca, na
solução contida no béquer. Paralelamente, adicionar a um tubo de ensaio cerca de 2 mL de solução de sulfato de cobre e mergulhar um prego de ferro, limpo e polido. Observar e registrar o aspecto dos sistemas. 
d) Eletrodeposição de zinco em um objeto metálico 
Montar o sistema indicado na figura abaixo. 
O sistema é composto por uma corrente elétrica contínua, um eletrodo inerte de grafite, um prego de ferro e um béquer contendo solução de sulfato de zinco. Iniciar o funcionamento do sistema conectando o ferro ao polo negativo da fonte e a 
barra de grafite ao polo positivo. Observar e registrar o aspecto do sistema. Manter o sistema em funcionamento por 5 minutos, evitando o fechamento do circuito elétrico. Após esse período, remover o prego, lavá-lo, polí-lo e observar seu aspecto. 
e) Pilha de corrosão/proteção 
Separar um béquer limpo e seco de 250 mL e adicionar 50 mL de solução aquosa de cloreto de sódio a 3%, 2 gotas de solução alcoólica de fenolftaleína a 1% e 4 gotas de solução aquosa 1,0 mol/L de ferricianeto de potássio. Preparar 4 soluções idênticas. 
Imergir parcialmente dois eletrodos metálicos na solução, sendo que um deles deve ser de cobre e o outro de ferro, conectando-os por meio de um fio de cobre como mostra o esquema abaixo.
Observar e registrar o aspecto do sistema. Paralelamente, repetir o procedimento, montando outro sistema substituindo a placa de cobre por uma placa de zinco. Observar e registrar o aspecto do sistema. 
f) Aplicação da proteção catódica (corrente impressa) 
Adicionar a um béquer de 250 mL o equivalente a 50 mL de solução aquosa de cloreto de sódio a 3%, 2 gotas de solução alcoólica de fenolftaleína a 1% e 4 gotas de solução aquosa 1,0 mol/L de ferricianeto de potássio. (Preparação idêntica do item anterior). 
Imergir parcialmente dois eletrodos sendo um metálico, ferro, e o outro de grafite, conectando-os respectivamente aos pólos negativo e positivo da fonte de corrente contínua. Tomar cuidado com curto circuito. Observar e registrar o aspecto do sistema. 
g) Aceleração da corrosão por fornecimento de corrente 
Adicionar a um béquer de 250 mL o equivalente a 50 mL de solução aquosa de cloreto de sódio a 3%, 2 gotas de solução alcoólica de fenolftaleína a 1% e 4 gotas de solução aquosa 1,0 mol/L de ferricianeto de potássio. (Preparação idêntica do item anterior). 
Proceder como o procedimento anterior, mas desta vez deve-se conectar o eletrodo de ferro ao pólo positivo da fonte. Tomar cuidado com curto circuito. Observar e registrar o aspecto do sistema.
Parte II 
a) Pilha de concentração 
Adicionar em um tubo de ensaio um pouco de solução de cloreto de estanho (SnCl2) a 10% (m/v) em meio ácido, aproximadamente ⅓ de sua capacidade. Introduzir um fio de estanho e adicionar lentamente, escorrendo pelas paredes do tubo, solução diluída de cloreto de estanho (SnCl2) a 0,2% em meio ácido. 
Manter o sistema em repouso e observar após alguns minutos. 
b) Pilha de aeração diferencial 
Separar uma chapa de ferro, limpa e polida, e sobre ela adicionar 0,5 mL de solução aquosa de cloreto de sódio 3%, uma gota de fenolftaleína e uma gota de ferricianeto de potássio. 
Manter o sistema em repouso e observar após alguns minutos. 
Parte III 
Eletrólise do cloreto de sódio (NaCl) 
Em uma cela de diafragma de tipo H adicionar uma solução saturada de cloreto de sódio em água, imergir eletrodos de ferro e grafite. Ligar o sistema e observar. 
5. REFERÊNCIAS 
[1] Química Nova na Escola - Corrosão: Um Exemplo Usual de Fenômeno Químico. Disponível em <http://qnesc.sbq.org.br/online/qnesc19/a04.pdf> 20.04.2021 
[2] CASTELLAN, G. Fundamentos de Físico-Química. São Paulo, 1986. p. 398-400 [3] ATKINS, P; PAULA, J. Físico-Química. 8ª ed. vol 2 p. 356, 360-361 [4] SKOOG. Fundamentos de Química Analítica. 8 ed, 2006. p. 468 [5] GENTIL, V. Corrosão. 3ª ed. Rio de Janeiro, 1996. p. 157
[6] Manual da Química - Eletrólise em meio aquoso. Disponível em 20.04.2021 <https://www.manualdaquimica.com/fisico-quimica/eletrolise-meio-aquoso.htm>,