A Experiência 8 – Corrosão

Experiência 8 – Corrosão

                                                                 

Data: 28 / 05 / 2015

Grupo:  DANIEL CARDOSO

              TÚLIO MARCONDES

               PEDRO ARTHUR LOPES

INTRODUÇÃO

Os metais são amplamente utilizados pelo homem e não dá pra imaginar a nossa vida eles. A vasta aplicabilidade deles se deve a algumas propriedades tais como maleabilidade, ductibilidade, boa condutividade elétrica e térmica, resistência a esforços mecânicos, dentre outras.

        Contudo, mesmo tendo grande aplicação muitos metais tendem a se deteriorarem no meio onde são usados, pois eles formam um sistema termodinamicamente instável, ou seja, o delta G (variação da energia livre de Gibbs) da reação de 'destruição' (corrosão) é tão menor que zero que poderíamos afirmar que os metais não poderiam ser utilizados em uma atmosfera como a da terra.

Entretanto, essa termodinâmica nada diz sobre a velocidade da reação de corrosão, e muitas vezes estas ocorrem a uma velocidade tão baixa que é totalmente plausível o uso desses metais.

O estudo da corrosão tem várias aplicabilidades. Certos metais são mais estáveis para determinadas ligas, mais resistentes à determinadas corrosões, ou se corroem facilmente e podem ser usados como metais de sacrifício. Assim, o uso tecnicamente correto de metais faz com que esses tenham uma longa durabilidade.

        A corrosão metálica é a transformação de um material metálico ou liga metálica

pela sua interação química ou eletroquímica num determinado meio de exposição, processo que resulta na formação de produtos de corrosão e na liberação de energia.

        A seguir, trataremos do caso específico da corrosão úmida do ferro, o metal mais amplamente utilizado na prática. Quando exposto ao contato do oxigênio e umidade, o ferro se oxida formando um óxido onde seu número de oxidação varia entre +2 e +3. Passamos a ter uma ligação iônica, não mais metálica, na superfície. Os óxidos de ferro possuem pouca aderência e rapidamente se soltam, expondo novamente o metal ao ataque.

        Alguns métodos para impedir a corrosão do ferro são a passivação (recobrimento por camada de óxido que impede o ataque corrosivo); proteção catódica (colocando-se metais de sacrifício na superfície do metal a ser protegido); aplicação de recobrimento sobre o metal a fim de impedir seu contato com o meio corrosivo.

OBJETIVO        

        

Realizar experimento que evidenciassem as características e evidências da corrosão úmida do ferro.

PROCEDIMENTOS, RESULTADOS E DISCUSSÃO

1) Corrosão do Ferro na atmosfera

Colocamos um pedaço de palha de aço no fundo de uma proveta para gás e a enchemos de água, deixando a água entrar em contato com a palha. Emborcamos a proveta em um copo com água de maneira que também formasse uma coluna de aproximadamente 10 cm de ar na proveta. Neste momento o nível de ar era de (9,00 ± 0,05) mL. Após uma semana, pudemos observar uma variação de aproximadamente 30% no nível de ar. A proveta indicava um nível de (6,30 ± 0,05) mL. Além disso, a palha de aço tinha a aparência alaranjada, efeito da oxidação do ferro e formação de Fe2+ e Fe3+. A equação balanceada que representa o procedimento é:

2Fe (s) + H2O (l) + 3/2 O2 (g) 🡪 Fe2O3 . H2O(l)

A porcentagem de gás oxigênio na atmosfera é de aproximadamente 21%, o que difere dos quase 30% encontrados experimentalmente. Isso se deve a possíveis erros experimentais na montagem do experimento e na realização das medidas.

2) Corrosão úmida do Ferro

Pegamos 9 pregos pequenos de ferro, os limpamos com uma palha de aço e os mergulhamos nas seguintes soluções:

- Tubo 1: água de torneira

- Tubo 2: HCl diluído (3mol/L)

- Tubo 3: HCl (6mol/L)

- Tubo 4: NaOH (0,1mol/L)

- Tubo 5: H2SO4 (3,5mol/L)

- Tubo 6: H2SO4 conc.

- Tubo 7: NaCl a 5%

- Tubo 8: Somenta a lâmina de ferro

Fizemos anotações sobre o aspecto inicial do prego e da solução, e após uma semana verificamos se ocorreu corrosão.

Nos tubos 1, 4 e 7 inicialmente nada foi observado. Já nos tubos 2, 3, 5 e 6 foi observada liberação de bolhas imediatamente, causadas pela formação de gás hidrogênio segundo a equação: Fe (s) + 2 H+ (aq) 🡪 Fe2+ (aq) + H2 (g)  (a liberação foi mais intensa nos ácidos de maiores concentrações).

Após uma semana, observou-se o depósito de ferrugem, de coloração amarelo-alaranjada, nos tubos 1 e 7 devido à reação representada pela equação: 2Fe (s) + H2O (l) + 3/2 O2 (g) 🡪 Fe2O3 . H2O(l)

 A presença de íons na água da torneira (devido aos processos de tratamento da água) permitiu a ocorrência de condução de corrente e consequentemente da eletrólise. Como a parte de cima do tubo era mais aerada, observou-se coloração amarelo esponjoso, o que indica a presença de Fe(OH)3,, formado pela equação:

2 Fe(OH)2 (aq)  + H2O (l) + ½ O2 (g) 🡪 2 Fe(OH)3

No tubo 7 o depósito de ferrugem foi maior, pois na presença dos íons do sal a solução se torna melhor condutora de eletricidade, o que favorece a ocorrência de reações de oxi-redução.

Nos tubos 2 e 3 observamos a corrosão do ferro formando ferrugem, sendo essa corrosão mas intensa no tubo 3 devido a uma maior quantidade de H+(aq). As equações estão representadas a seguir:

2Fe(s) + 6HCl(aq) 🡪 2FeCl3(aq) + 3H2(g)

2FeCl3(aq) + 6H20 🡪 2Fe(OH)3 + 6HCl

Fe(OH)3 🡪 Fe2O3 . H2O