relatorio corrosão

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Centro de Ciências Exatas 
Departamento de Química
 Relatório
 CORROSÃO E ELÉTROLISE
Disciplina: Físico-química Experimental II
Maringá,
 2021.
1. RESUMO
O experimento foi utilizado para fins de observar e estudar a corrosão e a eletrólise de alguns metais, onde foi observado à influência de fatores, como o pH e concentração. Foi verificado também a espontaneidade das reações assim como formas de proteção para metais.
 2. PROCEDIMENTOS EXPERIMENTAIS
PARTE I
A. Corrosão de ferro em meio aquoso
	Partindo-se de 6 tubos de ensaio, adicionou-se um prego limpo e polido em cada evitando-se gorduras do dedo. Em seguida, adicionou-se nos tubos diferentes soluções (0,1 mol/L), sendo elas: NaOH, NaCl, HCl, Na2CO3, KNO3 e H2O (torneira). Determinou-se aproximadamente a concentração de íons hidrogênio em cada solução a partir do uso de papel indicador universal, notando-se se a solução apresenta caráter ácido, básico ou neutro. Após uma hora, adicionou-se uma gota de solução 0,1 mol/L de ferricianeto de potássio em cada um dos tubos e observou-se alterações nas soluções. Juntou-se uma gota desta mesma solução à aproximadamente 1 mL de solução de sulfato ferroso e comparou-se o resultado com os testes anteriores registrando quaisquer transformações e descrevendo as possíveis reações. 
B. Processos de decapagem
	Acrescentou-se um prego enferrujado em um tubo de ensaio contendo HCl e outro com NaOH, ambos em uma concentração de 1 mol/L e, após uma hora, observou-se os resultados.
C. Verificação do sentido espontâneo da reação
	Em um béquer pequeno, adicionou-se cerca de 4 mL de solução de FeSO4 0,1 mol/L e mergulhou-se nesta solução uma placa de cobre observando os possíveis resultados.
	Em um tubo de ensaio, colocou-se um prego de ferro (limpo e polido) e adicionou-se solução de 1 mol/L de sulfato de cobre até atingir a metade do prego e, após 5 segundos, observou-se o resultado.
D. Eletrodeposição de zinco em um objeto metálico
	Tomando o devido cuidado com curto-circuito, montou-se o seguinte esquema:
	Neste sistema, tem-se corrente contínua, um eletrodo inerte de grafita, um prego de ferro e um béquer contendo solução de sulfato de zinco. Após colocar o sistema em funcionamento com o ferro ligado ao pólo negativo e a grafita ao pólo positivo, observou-se os resultados.
E. Pilha de corrosão/proteção
	Em um béquer de 250 mL, adicionou-se 50 mL de solução aquosa de NaCl a 3%, 2 gotas de solução alcoólica a 1% de fenolftaleína e 4 gotas de solução aquosa 1,0 mol/L de ferricianeto de potássio. Preparou-se 4 soluções idênticas. Em seguida, imergiu-se parcialmente em uma destas soluções dois eletrodos metálicos, sendo um de cobre e outro de ferro (prego), ligando-os através de um fio de cobre, e observou-se os resultados. Repetiu-se o mesmo processo em outro béquer substituindo a placa de cobre por uma de zinco.
F. Aplicação da proteção catódica (corrente impressa) 
	Realizou-se o mesmo procedimento anterior utilizando uma das soluções preparadas, empregando dois eletrodos, sendo um de ferro (prego) e outro de grafita, ligando-os aos pólos negativo e positivo, respectivamente, de uma fonte de corrente contínua. Observou-se os efeitos resultantes da reação.
G. Aceleração da corrosão por fornecimento de corrente
	Utilizando-se da solução restante preparada no item 3.5, procedeu-se como no experimento anterior, porém agora invertendo-se os pólos, sendo o ferro como pólo positivo, tomando o devido cuidado com curto-circuito. 
PARTE II
A. Pilha de concentração: fez-se esta parte no início da aula
	Em um tubo de ensaio, adicionou-se solução concentrada de SnCl2 10 % (m/v) em meio ácido (aproximadamente 1/3 de altura do tubo). Introduziu-se um fio de estanho e adicionou-se lentamente, escorrendo pela parede do tubo, solução de SnCl2 (0,2 % em meio ácido). Deixou-se o sistema em repouso e observou-se depois de algum tempo.
B. Pilha de aeração diferencial
	Sobre um chapa de ferro limpa foi depositado 0,5 mL de solução de NaCl 3 % aquoso, juntamente com uma gota de fenolftaleína e uma gota de ferricianeto de potássio. Deixou-se em repouso e observou-se..	
3. RESULTADOS E DISCUSSÃO
	É importante destacar que o ferricianeto de potássio e a fenolftaleína agem apenas como indicadores e não participam da reação eletroquímica, como demonstrado nas reações a seguir:
Fe2+ + Fe (CN)63- + K+ ⇌ KFe[Fe(CN)6] (azul de Turnbull)
OH- + Fenolftaleína → cor rosa
A. Corrosão de ferro em meio aquoso
	Inicialmente, determinou-se aproximadamente o pH em cada solução utilizando papel indicador universal, verificando se a solução é ácida, básica ou neutra. 
Os resultados estão expressos na tabela a seguir:
	Solução
	NaOH
	NaCl
	HCl
	Na2CO3
	KNO3
	H2O
	pH
	14
	8
	0
	11
	7
	6
Tubo com NaOH (0,1 mol/L): A partir das reações possíveis para este caso, nota-se que o baixo potencial de oxidação do ferro não é suficiente para que a reação ocorra espontaneamente (ΔG < 0), sendo necessário para este caso um E0 > 0. O NaOH dissolvido é responsável por impedir ainda mais a oxidação do ferro, uma vez que uma maior concentração de OH– desloca a reação no seu sentido contrário. A cor amarelada corresponde apenas ao ferricianeto de potássio dissolvido.
Fe0 ⇌ Fe2+ + 2e– E0 = +0,450 V
2 H2O + 2 e– ⇌ H2 + 2 OH- E0 = –0,828 V
_____________________________________________
Fe0 + 2 H2O ⇌ Fe2+ + H2 + 2 OH- E0 = –0,39V
Tubo com NaCl (0,1 mol/L): A presença de um maior número de eletrólitos pelo NaCl dissolvido na solução favorece o fluxo de elétrons e consequentemente a corrosão do ferro metálico. O meio básico impediu a formação do azul de Turnbull após a adição do ferricianeto de potássio, prevalecendo a cor esverdeada do cloreto ferrosso (FeCl2) em meio aquoso. 
As possíveis reações que se sucederam estão representadas a seguir: 
Fe0 ⇌ Fe2+ + 2 e–
2 NaCl + 2 H2O + 2 e– ⇌ 2 NaOH + 2 Cl– + H2
Fe(s) + 2 NaCl(aq) + 2 H2O(aq) ⇌ FeCl2(aq) + 2 NaOH(aq) + H2(g)
Tubo com HCl (0,1 mol/L): A oxidação do ferro metálico para Fe2+ pode ser observada a partir da coloração azulada da solução, indicando a formação do azul de Turnbull após o mesmo reagir com o ferricianeto de potássio. Para esta reação ocorrer um meio ácido é necessário, sendo ele proporcionado pelo HCl em solução.
 Tubo com Na2CO3 (0,1 mol/L): Sabe-se, pelas reações dadas para o experimento realizado anteriormente com o tubo contendo solução de NaOH, que o ferro sofre oxidação em meio aquoso. Porém, a capacidade do íon carbonato de ser protonado a bicarbonato (HCO3) e ácido carbônico (H2CO3) favorece a formação de um meio alcalino e, consequentemente, impede a reação de corrosão do ferro.
Tubo com KNO3 (0,1 mol/L): Nota-se que a possível reação global para este caso apresenta um E0 > 0, tratando-se assim de uma reação espontânea (ΔG < 0). Constatou-se que reação de oxidação do ferro metálico à Fe2+ foi sucedida, tendo como base na coloração esverdeada da solução. Não ocorreu a formação do azul de Turnbull após a adição do ferricianeto de potássio em razão do meio alcalino gerado.
Fe0 ⇌ Fe2+ + 2 e– E0 = -0,450 V
 + H2O + 2 e– ⇌ + 2 OH– E0 = +0,010 V
_____________________________________________________
Fe0 + + H2O ⇌ Fe2+ + + 2 OH– E0 = +0,450 V
Tubo com H2O (torneira): Nesta situação há a presença de uma grande complexidade de íons, que podem resultar em diversas reações de oxidação - redução. Não obstante, pode-se observar alterações na superfície do prego, semelhantes a ferrugem, sendo ela decorrente de reações de oxidação do ferro metálico. Não ocorreu reação pois, o potencial de oxidação da água é +1,229 V, maior que 0,450 V do ferro, logo a oxidação do ferro não seria espontânea.
B. Processos de decapagem
O óxido aderido na superfície do prego (ferrugem) foi solubilizado pelo ácido clorídrico, através do processo de decapagem ácida. No prego já enferrujado, foi colocado na solução de HCl (1 mol/L), após um tempo foi observadoum desprendimento da camada de óxido que estava na superfície do prego. 
Fe0 → Fe2+ + 2e- 	 E0 = + 0,44 V
Cl2 + 2e- → 2 Cl- 	 E0 = + 1,36 V
_________________________________________________________
Fe0 + Cl2 → Fe2+ + 2 Cl- E = + 2,57 V
Após isso o prego enferrujado foi colado em uma solução de NaOH (1 mol/L), mas nada foi observado tanto no prego quanto na solução. Temos que o ácido provocou a oxidação do ferro, fazendo com que o óxido de ferro se depositasse na solução.
C. Verificação do sentido espontâneo da reação
 
	O sentido da espontaneidade de uma reação de oxidação - redução é dependente dos potenciais eletroquímicos das espécies. No experimento realizado, quando adicionado a placa de cobre na solução de sulfato ferroso 0,1 mol/L não se observou nenhuma reação. Porém, ao adicionar o prego de ferro em solução de sulfato de cobre constatou-se a formação de uma fina camada de cobre aderida à sua superfície. Isso ocorre em função do maior potencial de oxidação do ferro (E0 = +0,450 V) em relação ao cobre (E0 = –0,337 V), sendo ele oxidado a Fe2+ e o cobre reduzido à sua forma metálica. Neste sentido a reação é espontânea, gerando uma diferença de potencial de +0,777 V.
Fe2+ + 2 e- ⇌ Fe0 E0 = +0,450V
Cu0 ⇌ Cu2+ + 2 e– E0 = –0,337V
__________________________________________________
Fe2+ + Cu0 ⇌ Fe0 + Cu2+ E0 = –0,777V
D. Eletrodeposição de zinco em um objeto metálico
Verificou-se uma deposição de zinco no eletrodo de ferro pois, ao ter este ligado ao pólo negativo da fonte (região catódica) o ferro recebia elétrons passando-os para a solução, reduzindo o Zn2+ para Zn0. No pólo positivo estava ligado o eletrodo inerte de grafite logo, quem sofre oxidação estava sendo a água.
As reações possíveis de ocorrer, são mostradas abaixo: 
Zn2+ + 2 e- ⇌ Zn0 E0 = -0,763 V
H2O ⇌ O2 + H+ + 2 e- E0 = +1,223 V
H2O + e- ⇌ OH- + H2 E0 = -0,828 V
H2O + e- + ½ O2 ⇌ 2 OH- E0 = 0,400 V
No começo, como temos O2 dissolvido na solução, ocorreu a redução da água. Este efeito pode ser minimizado ou até zerado, aumentando a concentração de Zn2+ na solução ou ainda diminuído a concentração de O2 dissolvido. 
Nas indústrias se diminui a corrente ou o potencial aplicado, diminuirá a deposição sobre o metal, ou seja, aumentará o tempo de deposição. Isso implicaria em uma melhor zincagem (mais homogenia). 
Como a região que apresenta menor resistência é entre os eletrodos, para melhorar ainda mais a zincagem industrial, o material fica em constante movimento (girando).
Este processo pode ser empregado como um meio de separar o Zn2+ de outros íons metálicos existentes no meio reacional, formando teoricamente Zn0 puro. Este processo de eletrodeposição não poderia ocorrer em meio ácido pois haveria competição do íon H+ com o Zn2+. 
Se trocarmos o eletrodo de grafita por um de zinco nada irá mudar, ou seja, a água continuará a se oxidar pois seu potencial de oxidação ainda continuará a ser maior. 
E. Pilha de corrosão/proteção
Na solução temos dois indicadores com pontos de viragem diferentes sendo que, a fenolftaleína torna a solução avermelhada em meio básico e o ferricianeto torna a solução azulada em presença de íons Fe2+.
 A pilha construída utilizando eletrodos de ferro e cobre foi não foi possível observar a oxidação do ferro metálico para Fe2+ pelo indicador de ferricianeto de potássio. Como o cobre já se encontra na sua forma reduzida, quem sofreu redução foi a água, o qual gerou um meio alcalino e impediu formação do azul de Turnbull. Esta alcalinidade foi identificada pela mudança da coloração da solução para levemente avermelhada. Contudo, a oxidação do ferro pode ser verificada ao observar alterações na superfície do prego. Os eletrólitos provenientes do NaCl foram essenciais para que a reação procedesse, uma vez que a mesma não é espontânea (E0 < 0). 
Quem sofreu oxidação foi o Fe0 passando para Fe2+ sendo constatado pelo ferricianeto.
O gás desprendido na solução foi o H2, sendo este liberado pela redução da água.
As reações seguem abaixo:
 Fe0 ⇌ Fe2+ + 2 e– E0 = -0,450 V
 2 H2O + 2 e– ⇌ H2 + 2 OH- E0 = –0,828 V
 _________________________________________________________
 Fe0 + 2 H2O ⇌ Fe2+ + 2 OH- + H2 E0 = –0,390 V
	Já na pilha com eletrodos de ferro e zinco, também há a redução da água e oxidação do Zn0 para Zn2+. Entretanto, devido seu potencial de oxidação ser maior que o do ferro, faz com que ele sofra a oxidação, proporcionando assim a proteção do ferro (região catódica). 
 Fe0 ⇌ Fe2+ + 2 e– E0 = -0,450 V
 Zn0 ⇌ Zn2+ + 2 e– E0 = +0,763 V
 2 H2O + 2 e– ⇌ H2 + 2 OH- E0 = –0,828 V
 ________________________________________________________
 Zn0 + 2 H2O ⇌ Zn2+ + H2 + 2 OH– E0 = –0,07 V
F. Aplicação da proteção catódica (corrente impressa)
Anteriormente na pilha de proteção, o zinco agiu como metal de sacrifício para evitar a corrosão do eletrodo de ferro. Já neste sistema de proteção catódica por corrente impressa, utilizou-se de uma fonte de corrente contínua para aplicar a corrente necessária à proteção do ferro. O experimento apresentou resultados satisfatórios, uma vez que se notou apenas a reação de redução da água indicada pela mudança de coloração para vermelho pela fenolftaleína. Não houve a oxidação do ferro tendo provavelmente a redução e também a oxidação da própria água.
Possíveis reações de redução:
H2O + é + ½ O2 ⇌ 2 OH- E0 = 0,400 V
2 H2O + 2 e- ⇌ 2 OH- + H2 E0 = -0,828 V
 Na2+ + e- ⇌ Na0 E0 = -2,710 V
	Possíveis reações de oxidação:
 2 H2O ⇌ O2 + H2 + e- 	 E0oxi = 1,223 V
 2 Cl- ⇌ Cl2(g) + 2 e- E0oxi = -1,360 V
 2 H2O ⇌ H2O2 + 2 H+ + 2 e- E0 = 1,780 V
	
	Pelos potenciais das semirreações, pode-se observar que houve a eletrólise da água permanecendo assim inerte os eletrodos, ou seja, o ferro ligado no polo negativo (região catódica) não é oxidado.
G. Aceleração da corrosão por fornecimento de corrente
	Ao inverter a polaridade, ou seja, colocando o ferro para funcionar como pólo positivo, perde-se totalmente a proteção do metal e constatou-se uma rápida reação de oxidação do ferro para Fe2+ indicada pelo ferricianeto de potássio e de redução da água pela fenolftaleína. Com isso pôde-se observar que não houve a proteção do metal neste caso. 
PARTE II
A. Pilha de concentração
	A diferença de concentração fez com que na parte menos concentrada sofresse oxidação (área anódica) enquanto a parte mais concentrada sofresse redução e acúmulo de cristais de estanha sobre sua superfície. O potencial desta pilha pode ser calculado com o auxílio da equação de Nernst.
E = 0,059 / n log [Sn22+] / [Sn12+]
 Como:
 [Sn22+] > [Sn12+], log ≠ 0
 Portanto, E ≠ 0
Onde:
[Sn12+] indica a concentração de Sn2+ na região menos concentrada;
[Sn22+] indica a concentração de Sn2+ na região mais concentrada.
	Na região menos concentrada o potencial da semirreação foi menor enquanto, na região mais concentrada foi maior.
	Reações:
Sn0 ⇌ Sn12+ + 2 e-
Sn22+ + 2 e- ⇌ Sn0
B. Pilha de aeração diferencial
	A coloração avermelhada, presente nas extremidades da bolha, se deu pela redução da água já que nesta área a aeração é mais intensa, ou seja, o oxigênio e mais abundante; com a redução da água à formação de íons OH- constatado pela fenolftaleina.
 
Reação:
H2O + e- + ½ O2 ⇌ 2 OH- E0 = 0,400 V
	
	Já na parte central, a concentração de oxigênio foi menor devido a “blindagem”que a solução provocou sobre a placa, isso fez com que o ferro se oxidasse à Fe2+ sendo detectado pelo ferricianeto. 
4. CONCLUSÃO
No processo de corrosão à diversos valores de pH, foi observado que em pH baixo, a corrosão ocorre mais facilmente. O processo de decapagem, por solução ácida, foi eficiente.
	Para o comportamento das células galvânicas e eletrolíticas, foi observado que o processo de oxirredução ocorre dependendo dos potenciais dos materiais associados.
 	A eletrodeposição é tida, além de outras coisas, como uma forma de proteção para materiais com alta tendência a sofrer corrosão (potencial de oxidação auto), ou ainda para obter determinado metal teoricamente puro.
	Pela pilha de corrosão / proteção novamente podemos verificar a dependência deste processo com os potenciais de eletrodos padrões, ou seja, como o ferro metálico tem um potencial de oxidação maior que o da água e do cobre, ele é oxidado. Como o cobre já se apresenta em sua maior forma reduzida ele permaneceu intacto, sendo a água reduzida. Ao ser substituída a placa de cobre por placa de zinco, os potenciais mudam e agora o zinco será oxidado. 
Pôde-se constatar que o metal que se deseja proteger, numa célula eletrolítica, deve estar na área catódica, afirmação comprovada pelos testes realizados nos itens F e G.
A diferença de concentração para uma mesma solução fez com que na parte menos concentrada houvesse oxidação (área anódica) enquanto a parte mais concentrada sofresse redução.
Na pilha de aeração novamente pôde-se observar que, o simples controle de uma das espécies participantes do processo (neste caso foi o O2), pode-se iniciar uma corrosão. Este processo pode ocorrer com certa frequência em nosso dia a dia, já que temos O2 em abundância. 
5. REFERÊNCIAS:
[1] Disponível em: Gentil, V. Corrosão. 2ª ed., Guanabara Dois S.A, Rio de Janeiro, 1982.
[2] Disponível em: Pilha, L. Físico-Química. Vol.02, Livros Técnicos e Científicos Editora, Rio de Janeiro, 1980.