1º relatório de corrosão

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FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA

Corrosão

È a deterioração de um material, geralmente metálico, por ação química ou

eletroquímica do meio ambiente aliada ou não a esforços mecânicos [Vicente Gentil,

1996].

A corrosão é, em geral, um processo espontâneo, e, não fora o emprego de

mecanismos protetores, ter-se-ia a destruição completa dos materiais metálicos, já

que os processos de corrosão são reações químicas e eletroquímicas que se

passam na superfície do metal e obedecem a princípios bem estabelecidos. O fato

de a corrosão ser, geralmente, uma reação de superfície faz supor que ela pode ser

controlada pelas propriedades do produto de corrosão. O composto metálico

formado pode agir como uma barreira entre o meio corrosivo e o metal, diminuído,

assim, a velocidade de corrosão do metal [Vicente Gentil, 1996].

Reações Redox

São reações em que há variação de número de oxidação e, em alguns casos,

perda e ganho de elétrons. O fenômeno de oxirredução é simultâneo, isto é, sempre

que há oxidação (perda de elétrons) há também redução (ganho de elétrons), por

exemplo, o ferro quando é atacado pelo ácido clorídrico desprende hidrogênio,

segundo a equação química [Vicente Gentil, 1996].

Esta equação é de oxirredução, pois

Sendo que a soma dessas duas equações dará a equação iônica total de

oxirredução [Vicente Gentil, 1996]

1º Relatório de Práticas de Corrosão e Tratamento de Superfície – 2011/1

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Esta equação representa a equação do ataque do ferro metálico por ácidos

não oxidantes, isto é, aqueles que não têm caráter oxidante na sua parte aniônica.

No caso dos ácidos oxidantes, como ácido nítrico, tem-se [Vicente Gentil, 1996]

Conceitos

Oxidação é a perda de elétrons por uma espécie química, ou aumento

algébrico do numero de oxidação [Vicente Gentil, 1996].

Redução é o ganho de elétrons por uma espécie química, ou a diminuição

algébrica do numero de oxidação [Vicente Gentil, 1996].

Agente Redutor e Agente Oxidante

O elemento oxidado perde elétrons, age como redutor então, o agente

redutor é a substância ou íon que contém o elemento redutor [Vicente Gentil,

1996].

O elemento reduzido ganha elétrons, age como oxidante então, agente

oxidante é a substância ou íon que contém o elemento oxidante [Vicente Gentil,

1996].

REATIVIDADE DOS METAIS

Os metais são colocados na fila de reatividade química, em ordem

decrescente de reatividade ou em ordem crescente de nobreza. Quanto maior a

reatividade (eletropositividade) de um metal, maior será a sua capacidade de doar

elétrons. Quando se coloca uma lâmina de zinco em uma solução de sulfato de

cobre, verifica-se que a placa de zinco fica recoberta por uma substância de aspecto


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esponjoso e vermelho – escuro (cobre metálico), enquanto os íons de Zn+2 surgiram

na solução que se tornou incolor. A reação ocorre porque o metal zinco tem maior

capacidade de doar elétrons que o cobre. A equação pode ser representada da

seguinte forma [ FELTRE,1998]:

Zn0 Zn+2 + 2é

Cu+2 + 2é Cu0

Zn0 + Cu+2 Zn+2 + Cu0

Os ácidos reagem com metais menos nobres (mais reativos) que o

hidrogênio, deslocando – os. Porém reagem com metais mais nobres que o

hidrogênio, e, portanto, não o deslocam [ FELTRE,1998].

Cs, Li, K, Ba, Na, Ca, Mg, Al, Zn, Fe, Co, Ni, Sn, Pb, H Bi, Cu, Hg, Ag, Pd, Pt, Au

Metais alc. e alc. terrosos Metais comuns Metais nobres

REATIVIDADE CRESCENTE

OBJETIVO GERAL


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Estudar as reações de oxirredução através de experimentos que simulam os

mecanismos de tais reações.

OBJETIVO ESPECÍFICO

Verificar experimentalmente quais metais sofrem oxidação e em que meio sofrem.

JUSTIFICATIVA


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Verificar que os metais menos nobres (mais reativos) deslocam os mais nobres

(menos reativos) em reações entre metais e soluções iônicas.

MATERIAIS E REAGENTES


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MATERIAIS

Tubos de ensaio;

Béqueres de 100 mL;

Estante para tubos de ensaio;

Tripé e tela de amianto;

Bico de Bunsen;

Pinça de madeira;

Pipetas de 5 e 10 mL;

Papel filtro.

REAGENTES

Fe (prego);

Zn;

Mg metálico;

Al metálico;

Pb metálico;

Cu metálico;

MnO2 PA;

H2O2 20%;

HCl Conc.;

H2SO4

KI 30%;

FeSO4

KMnO4

NH4SCN

PROCEDIMENTOS EXPERIMENTAIS


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Preparo de Soluções

Solução de KI (20%)

Diluíram-se 200 g de KI em um litro de água.

Solução de Pb(NO3)2 (30%);

Diluíram-se 300 g de Pb(NO3)2 em um litro de água.

Solução de KMnO4 (0,1M);

Dissolvem-se cerca de 3,2 g de KMnO4 em um litro de água, mantêm-se entre

60 e 70ºC por duas horas e filtra-se a parte insolúvel usando funil de vidro

sinterizado (Morita e Assumpção 2007).

Solução de H2SO4 (6 M);

H2SO4 – 6N (25%, d: 1,28): Dilui-se 167 mL de ácido sulfúrico concentrado em

água e levam-se a um litro. (Morita e Assumpção 2007).

Solução de FeSO4 (0,5 M).

Dissolvem-se cerca de 7g de FeSO4 hidratado em solução mista de 180 mL

de água fria previamente fervida e 20 mL de ácido sulfúrico concentrado. (Morita e

Assumpção 2007).

Solução de AgNO3 (0,5 M).

Dissolvem-se 85 g de nitrato de prata em água e completa-se um litro. (Morita

e Assumpção 2007)

Experimento 1: Oxidação de Metais


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1 – Colocou-se um pequeno prego em cada um dos tubos de ensaio;

2 – Adicionou-se a cada tubo respectivamente, 5 mL de soluções de Pb(NO3)2, KI,

HCl, HNO3;

3 – Esperou-se alguns minutos e observou-se o ocorrido. Anotou-se as evidencias

de mudanças;

4 – Anotou-se na tabela a ocorrência ou não de reação química;

5 – Seguiu-se o mesmo procedimento para os outros metais e fez- as devidas

observações na tabela.

METAIS SOLUÇÕES

Pb(NO3)2 KI HCl HNO3

Cu

Al

Fe

Zn

Pb

Mg

Experimento 2: Oxidação – Redução

I) MnO2 + HCl

1 – Colocou-se uma ponta de espátula com MnO2 em um béquer;

2 – Colocou-se cerca de 2 mL de HCl conc. no béquer;

3 – Colocou-se um papel filtro na boca do béquer e observou-se o ocorrido.

II) KMnO4 + H2SO4 + H2O2

1 – Colocou-se 2 mL da solução de KMnO4 em um tubo de ensaio;

2 – Adicionou-se 1 mL de H2SO4 3M no tubo;

3 – Adicionou-se 2 mL de H2O2 no tubo e observou-se o ocorrido.

III) FeSO4 + H2SO4 + H2O2 1º Relatório de Práticas de Corrosão e Tratamento de Superfície – 2011/1

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1 - Colocou-se 2 mL da solução de FeSO4 em um tubo de ensaio;

2 – Adicionou-se 1 mL de H2SO4 3M no tubo;

3 – Adicionou-se 2 mL de H2O2 no tubo e observou-se o ocorrido.

IV) Cu + AgNO3 0,1N, 0,5N e 0,01N.

1 – Colocou-se o Cu metálico no tubo de ensaio;

2 – Colocou-se 2 mL da solução de AgNO3 0,1N em um tubo de ensaio;

3 – Observou-se o ocorrido;

4 – Repetiu-se o procedimento para as outras concentrações.

RESULTADOS E DISCUSSÕES

Experimento 1: Oxidação de Metais

SEM AQUECIMENTO

METAIS SOLUÇÕES


Cu N.R N.R N.R N.R

Al N.R N.R N.R N.R

Fe N.R N.R R N.R

Zn R N.R R R

Pb N.R N.R N.R R

Mg N.R N.R R R

N.R – Não ReagiuR – Reagiu

COM AQUECIMENTO

METAIS SOLUÇÕES



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Cu N.R N.R N.R R

Al N.R N.R N.R N.R

Fe N.R N.R - R

Zn - N.R - -

Pb N.R N.R R -

Mg N.R N.R - -

N.R – Não ReagiuR – Reagiu

Reações que ocorreram

Com o experimento foi possível perceber que dependendo do meio e

condição do ambiente pode ou não ocorrer oxidação (corrosão) dos metais. No

experimento 1, os metais Cu, Al, Mg, Pb, Zn e Fe tem diferente reações nas

soluções utilizadas.

Os metais Mg, Zn e Fe reagem com HCl concentrado porque são metais

bastante reativos de acordo com a fila de reatividade, formando assim o gás

hidrogênio e seus respectivos sais.

Com HNO3 concentrado os metais Mg, Pb, Zn reagiram em condições

ambientes pois este ácido é um forte oxidante devido ao seu ânion NO3- ser um forte

agente oxidante.

Os metais Cu e Fe em condições ambientes não reagiram com HNO3

concentrado, porém com aquecimento do tubo de ensaio a reação ocorreu devido ao

aumento da energia cinética (agitação das moléculas) com isso o número de

colisões efetivas aumentou e ocorreu a oxidação e também devido ao poder

oxidante do NO3- do HNO3.

A reação do Pb com HNO3 concentrado ocorreu devido ao aquecimento do

tubo de ensaio o qual promoveu maior agitação das moléculas e o aumento de

colisões efetivas oxidando assim o Pb.

As reações que ocorreram estão descritas abaixo:

Cu0 + 4 HNO3 Cu(NO3)2 + 2 H2O + 2 NO2


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Fe0 + 4 HNO3 Fe(NO3)2 + 2 H2O + 2 NO2

Fe0 + 2HCl FeCl2 + H2

Zn0 + Pb(NO3)2 Zn(NO3)2 + Pb0

Zn0 + 2HCl ZnCl2 + H2

Zn + 4HNO3 → Zn(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

Mg0 + 2 HCl MgCl2 + H2

Mg0 + HNO3 Mg(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

Pb0 + HNO3 Pb(NO3)2 + H2

Pb + 2HCl PbCl2 + H2

Fila de reatividade dos metais do experimento:

Zn > Mg > Fe > Cu > Pb > Al

Observações no experimento

Na reação do Cu metálico com o ácido nítrico concentrado sob aquecimento

observou-se a formação de um gás alaranjado devido à formação do gás NO2 (g) e a

solução tornou-se verde.

Na reação do Fe metálico (prego) com HCl concentrado observou-se a

formação de bolhas na superfície do metal indicando a formação de gás hidrogênio.

Na reação do Zn metálico com o Nitrato de chumbo observou-se a formação

de uma película escura (cor de chumbo) na superfície do metal indicando a possível

deposição de chumbo deslocado na solução.

Na reação do Zn metálico com o HCl houve desprendimento de gás

indicando a formação de hidrogênio gasoso que é produto da corrosão do metal.

Na reação do Zn metálico com o HNO3, sob aquecimento, houve a formação

de um gás alaranjado devido a formação do NO2 (g) e a solução se tornou verde.

Na reação do HCl com Mg metálico observou-se desprendimento de gás

indicando a formação de H2 (g) e consequente corrosão do metal.

Na reação do Mg metálico com HNO3 concentrado ocorreu a formação de um

gás avermelhado indicando a formação do NO2 (g) e a solução ficou verde.1º Relatório de Práticas de Corrosão e Tratamento de Superfície – 2011/1

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Na reação de Pb com HNO3 concentrado houve formação de bolhas

indicando a formação de gás hidrogênio e corrosão do metal.

Reações que não ocorreram

O Cu não reagiu com o Pb(NO3)2 devido a sua baixa reatividade descrita na

fila de reatividade dos metais.

A reação do Al, Fe e Mg com o Pb(NO3)2 teoricamente deveria ocorrer pela fila de

reatividade, pois estes metais são mais reativos que o Pb, porém isso não foi

observado nem após o aquecimento da solução com os metais. Dentre as possíveis

causas da não ocorrência das reações estão a concentração da solução, a

quantidade de metal e solução dentro do tubo, etc.

Não houve reação do com HCl concentrado porque este metal só reage com ácidos

com forte poder oxidante.

O Al por ser um elemento fortemente reativo deveria reagir com HCl

concentrado, porém isto não ocorreu possivelmente devido a existência de uma

película protetora na tampinha da latinha de alumínio, que segundo a literatura

ocorre passivação que é a perda de reatividade de certos metais e ligas sob certas

condições, caracterizada pela formação de películas protetores ( geralmente óxidos)

(Al2O3 para o Al) sobre a superfície metálica que poderia ter sido removida pelo seu

lixamento.

Experimento 2: Oxidação – Redução

I) MnO2 + 4 HCl MnCl2 + Cl2 + 2 H2O

Após a adição de HCl concentrado no béquer com MnO2 sólido ocorreu

desprendimento de gases os quais escureceram o papel filtro. Segundo a literatura,

ocorreu uma reação de oxi-redução com liberação de gás cloro, fenômeno percebido

pelo escurecimento do papel filtro embebido em KI que foi colocado na boca do

béquer. O escurecimento deveu-se à formação de iodo, representado pela equação

química:


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Reação no papel filtro: 2 KI + Cl2 2 KCl + I2

O MnO2 sofre redução (diminuição do Nox) produzindo MnCl2 e é o agente

oxidante e o HCl sofre oxidação (aumento do Nox) produzindo Cl2 , logo, será o

agente redutor da reação.

Semi – reações

Redução: Mn+4 + 2 é Mn+2

Oxidação: Cl- Cl0 + é

Reação global: Mn+4 + Cl- Cl2 + Mn+2

Substância que sofreu oxidação: HCl

Substância que sofreu redução: MnO2

Agente redutor: HCl

Agente oxidante: MnO2

II) 2 KMnO4 + 3 H2SO4 + 5 H2O2 K2SO4 + 2 MnSO4 + 8 H2O + 5 O2

Com a mistura de H2SO4 com KMnO4 a soluções tornou-se violeta e após a

adição de H2O2 a solução ficou incolor. Esta reação ocorre através da redução do

permanganato de potássio que no início da reação estava com coloração violeta e

tornou-se incolor após a ação do peróxido de hidrogênio, um forte agente redutor,

que sofreu oxidação.

Semi – reações:

Redução: Mn+7 + 5 é Mn+2

Oxidação: H2O2 O2 + 2 é

Agente redutor: H2O2

Agente oxidante: KMnO4

III) 2 FeSO4 + H2SO4 + H2O2 Fe2(SO4)3 + 2 H2O


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Após a adição do sulfato ferroso com ácido sulfúrico e peróxido de hidrogênio

a mistura tornou-se amarelo claro e com NH4SCN mudou para a cor alaranjada. Esta

reação ocorre através da oxidação do sulfato ferroso usando-se o peróxido de

hidrogênio como agente oxidante, no início da reação a mistura estava com

coloração amarelo claro.

Semi – reações:

Oxidação: Fe+2 Fe+3 + é

Redução: H2O2 + 2 é H2O

Agente redutor: FeSO4

Agente oxidante: H2O2

E, após a adição de tiocianato de amônio a mistura tornou vermelha –

alaranjada devido à formação do íon complexo Fe(SCN)6-3 que tem esta coloração.

Esta reação serve de identificação de Fe+3.

Reação 2: Fe+3 + 6 NH4SCN Fe(SCN)6-3 + 6 NH4

+

Íon complexo

IV) Cu0 + AgNO3 Cu(NO3)2 + 2 Ag0

Na reação do nitrato de prata com cobre metálico, ocorre a formação de Ag0

metálica na superfície do Cu metálico após adição de AgNO3 em diferentes

concentrações, foi observado que quanto maior a concentração da solução de

AgNO3 maior foi a formação de prata metálica. Com AgNO3 0,01N houve a formação

de uma discreta película escura de Ag0 sobre o cobre, com AgNO3 0,1N a formação

de Ag0 já foi mais acentuada, formou um deposito escuro sobre a superfície do cobre

metálico, pois a concentração da solução era maior, com AgNO3 0,5N houve a

formação de um precipitado cor de prata e maior quantidade de depósito que as

outras concentrações. O motivo para isto ter ocorrido é que o potencial de redução

da Ag é maior, ela foi o agente oxidante do Cu, que tem menor potencial de redução.


18

Por isso que se formou tal sólido na superfície do metal sendo resultado da oxidação

do cobre metálico pelos íons Ag+ do nitrato de prata.

Semi – reações:

Oxidação: Cu0 2 é + Cu+2 E0 Redução do Cu: 0,34V

Redução: Ag+2 + 2 é Ag0 E0 Redução do Ag: 0,80V

CONCLUSÕES

Com este experimento foi possível verificar na prática a reatividade de alguns

metais comparando – os com a literatura e comprovar o caráter eletropositivo 1º Relatório de Práticas de Corrosão e Tratamento de Superfície – 2011/1

19

desses metais. A maioria dos resultados obtidos foram satisfatórios quando

comparado com a literatura, mas a principal contribuição desses procedimentos são

justamente nos dar bases teóricas para serem aplicadas no combate da corrosão.

REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS

GENTIL, Vicente. Corrosão: Livros técnicos e científicos editora S.A. Rio de janeiro

– RJ. 3ª Ed., 1996.


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FELTRE, R. Fundamentos de Química. Volume Único. 2ª Edição revista e

ampliada. Editora Moderna. 1998. São Paulo – SP.

SARDELLA, A. Curso Completo de Química. Volume Único. Editora Ätica. 1998. São

Paulo – SP.

VOGEL, A. Química Analítica Qualitativa. Editora Mestre Jou. 5ª Edição. 1ª Edição

em português em 1981. São Paulo – SP

Apostila de Degradação e Proteção de Materiais. Disponível em:

<www.demar.eel.usp.br/~alain/APOSTILADPM%20parte1.pdf> Acesso: 09 de Março

de 2011.


http://WWW.demar.eel.usp.br/~alain/APOSTILADPM%20parte1.pdf

1º relatório de corrosão

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