APOSTILA DE CORROSÃO (PRÁTICA)
PROF. WILHERMYSON LIMA
PRÁTICA 1
1
Corrosão dos metais Fe e Cu aquecidos no ar Materiais
Caixa de fósforo Pinça metálica Placas de ferro(Fe) e cobre(Cu) Fita de magnésio Lixas Tubos de ensaio
Reagentes
Ácido clorídrico 1:1 Solução de HCl 6N Solução de H 2SO4 6N Solução de NaCl 3%
Suporte para os tubos Lâminas de aço Lã de aço(bom-bril) Tubo de ensaio de boca larga Béquer
1. Limpe duas placas de Fe em ácido clorídrico, lave e seque com papel. A seguir, com o auxílio de uma pinça, aqueça a extremidade de uma das placas sob a chama do bico de Bunsen por algum tempo. 2. Faça o mesmo com uma lâmina de cobre. Anotar as observações e prováveis reações ocorridas.
2
PRÁTICA 2
Corrosão atmosférica do ferro 1. Coloque um prego de ferro em um tubo de ensaio com as seguintes soluções: I) II) III) IV) V)
Água de torneira. Solução de ácido clorídrico 6N. Solução de ácido sulfúrico 6N. Água salgada(NaCl 3%). Lâmina testemunho em tubo vazio.
2. Após 7 dias verifique os resultados obtidos, obedecendo à seqüência dada anteriormente. PRÁTICA 3
Ação do ar sobre o ferro 1. Em um tubo de ensaio contendo um chumaço de lã de aço(Bom-bril) no fundo, coloque água e o introduza em um béquer com água, de acordo com o esquema abaixo.
Figura 1 – Ação do ar sobre lã de aço
2. Assinale o nível de água no tubo de ensaio. 3. Após 7 dias verifique o resultado.
3
Questionário 1) Na 1ª experiência, quanto as placas de ferro, Observar a camada de óxido que se forma e compare com a outra placa. a)Anotar o aspecto final da placa, após o resfriamento; b)Explicar a influência da temperatura no processo de corrosão; c) Anotar as prováveis reações ocorridas.
2) Quanto a lamina de cobre, Anotar o que ocorre no início do aquecimento e a mudança posterior. a)Anotar os óxidos formados durante o aquecimento; b)Explicar o porque da ocorrência dos mesmos.
4
3) Na 2ª experiência, anotar os aspectos finais das placas e das soluções.Cite pelo menos dois meios que foram mais agressivos às placas.
4) Entre o HCl e o H 2SO4 qual foi o que mais provocou corrosão na placa? Explicar porque?
Quanto a 3ª experiência, o que ocorreu com o Bom-bril? Anotar a reação.
Qual a alteração ocorrida com o nível d’água. Explicar.
5
PRÁTICA 4
Pilhas Galvânicas •
•
•
A corrosão consiste na deterioração dos materiais pela ação química ou eletroquímica do meio, podendo estar ou não associado a esforços mecânicos. A corrosão pode incidir sobre diversos tipos de materiais, sejam metálicos como os aços ou as ligas de cobre, por exemplo, ou não metálicos, como plásticos, cerâmicas ou concreto. A ênfase aqui descrita será sobre a corrosão dos materiais metálicos. Esta corrosão é denominada corrosão metálica.
Os Problemas de Corrosão Selecionar material com inadequada resistência à corrosão para uma determinada aplicação pode ser um oneroso. Perdas diretas e indiretas que podem resultar de um ataque corrosivo podem ser: Quebra de equipamento e prejuízos. Substituição prematura de equipamentos com reflexos no custo industrial. Necessidade de projetos superdimensionados para suportar os efeitos da corrosão: exemplo aumento nas espessuras , diâmetros etc. Paralisação inesperada do equipamento causando transtornos no planejamento de produção. Perda de um produto (exemplo, se uma tubulação de um sistema hidráulico desenvolve um vazamento devido a uma corrosão induzida, contaminando o produto ). Perda de eficiência (exemplo, produtos gerados pela corrosão diminuem a velocidade de transferência de calor em um sistema de resfriamento ) •
“... é interessante observar que o mesmo mecanismo ou processo eletroquímico que gera energia nos diversos tipos de pilhas provoca a destruição de milhões de toneladas de aço por ano.” (Heloísa H. Vieira Machado)
Materiais: Béquer de 100mL e de 250 mL Pipeta de 10 mL Tubo de vidro em U Voltímetro Placas de Cu, Fe, e Zn Lixas
Reagentes: CuSO 4 0,001 mol/L e 1,0 mol/L FeSO 4 1,0 mol/L NaCl 3% ZnSO4 1,0 mol/L
a) Monte as pilhas galvânicas abaixo, faça a leitura no voltímetro, identifique o ânodo e o cátodo. Calcule a diferença de potencial das pilhas com os dados da série eletroquímica comparando-os com valores obtidos experimentalmente. 1) Zn(s)/ ZnSO4 (1 mol/L) // CuSO4 (1mol/L)/ Cu(s) 2) Fe(s) / FeSO4 (1mol/L) // CuSO4 (1mol/L) / Cu(s)
6
3) Zn(s) /ZnSO4 (1mol/L) // FeSO4 ( 1mol/L) / Fe(s)
Figura 4- Esquema de montagem da pilha galvânica 1 Preencha o quadro abaixo: Pilhas
Ânodo
Cátodo
Potencial teórico
Potencial prático
1 2 3 b) Acrescente água destilada ao ânodo da pilha 1 e verifique a variação do seu potencial. Explique o resultado.
a) Verifique o que acontece quando se retira a ponte salina da pilha 1.
7
PRÁTICA 5
Pilha eletroquímica de concentração iônica a) Monte a pilha de concentração, representada abaixo. Faça leitura em um voltímetro e verifique a polaridade em função das concentrações das cubas. Cu(s)/ CuSO4 (0,001mol/L) // CuSO4 (1,0mol/L) / Cu(s)
b) Posteriormente dilua a solução mais diluída com 50mL de água destilada. Faça Leitura do novo potencial.
Questionário 1) Desenhe as pilhas galvânicas montadas na 1ª experiência, identifique o ânodo , cátodo, agente oxidante e o agente redutor.
8
2) Cite os principais fatores que causam erros nos potenciais medidos experimentalmente.
3) Escreva uma equação química balanceada para a reação global na pilha representada por: a) Mg / Mg2+ // Fe2+ / Fe
b) Al / Al3+ // Zn2+/Zn
9
PRÁTICA 6
Galvanoplastia Aplicar os princípios básicos da eletroquímica. Entendendo-se que esta parte da química trata do estudo da relação entre a energia elétrica e as transformações químicas. Corrosão define-se como a deterioração de um material, geralmente metálico, por ação química ou eletroquímica do meio ambiente ou não a esforços mecânicos. A deterioração causada pela interação físico-química entre o material e o seu meio operacional representa alterações prejudiciais indesejáveis, sofridas pelo material, tais como desgaste, variações químicas ou modificações estruturais. Sendo a corrosão, em geral, um processo espontâneo, está constantemente transformando os materiais metálicos de modo que a durabilidade e desempenho dos mesmos deixam de satisfazer os fins a que se destinam. Galvanoplastia (niquelação ou cobreação) A galvanização é o processo que ocorre naquilo que chamamos de pilhas eletrolíticas, que utilizam reações de óxido-redução para produzir a interconversão de energia elétrica em química. Sua utilidade está no fato de se obter uma camada protetora de um metal em cima de outro. Neste caso a camada protetora será de níquel (ou cobre) e o metal principal a ser protegido, o cobre (ou Zn). Procedimento experimental: 1. Dissolva uma colher de sulfato de cobre em 100mL de água no copo plástico. 2. Prenda um pequeno objeto metálico limpo, a ser cobreado, numa das pontas de um fio elétrico. A outra ponta desse fio deve ser ligada ao pólo negativo da pilha. 3. Coloque esse objeto dentro da solução de cobre. 4. O outro pedaço de fio serve para estabelecer o pólo positivo na solução; ligue-o ao pólo positivo da pilha. A outra ponta desse fio fica ligado ao fio de cobre que fica dentro da solução. 5. Faça passar a corrente elétrica durante 5 minutos, pelo menos. 6. Após esse intervalo de tempo, interrompa a corrente. Retire a peça, lave-a com água e observe o que ocorreu. 7. Use uma bateria de 9V e compare com o resultado anterior. 8. Inverta os pólos, fazendo a peça funcionar como pólo positivo e observe o que acontece.
10
PRÁTICA 7
Potencial das pilhas Numa célula galvânica uma reação eletroquímica produz energia elétrica. Você vai construir uma pilha da sua escolha segundo a tabela de potenciais e os reagentes presentes no laboratório destacando a colocação dos compartimentos (as duas metades da célula), dos eletrodos (superfícies onde ocorrem as reações), da ponte salina e do circuito externo (circuito elétrico que conecta os eletrodos e permite o escoamento de elétrons através do circuito externo). Objetivo específico Entender o funcionamento de uma célula galvânica ou célula eletroquímica. Materiais e reagentes · 1 copo de béquer · fios condutores · tubo em U (pedaço de mangueira para a ponte salina) · multímetro · pinça · algodão · eletrodos de níquel, cobre e zinco · sulfato de cobre (CuSO 4) · sulfato de níquel (NiSO 4) · sulfato de zinco (ZnSO 4) · cloreto de sódio (NaCl) ou cloreto de potássio (KCl) · ácido cítrico (C 6H8O7) Procedimento experimental a) Preparar soluções 0,1M para montagem das semi-pilhas, segundo a escolha do orientador. b) Imergir os eletrodos nas soluções e fazer a montagem da ponte salina, conectar o circuito externo ao multímetro, obter o potencial de célula. Perguntas e exercícios 1) Indique as soluções nas quais observou alguma evidencia de corrosão na parte I. Explique. 2) Escreva as reações de oxidação e redução do ferro, cobre e alumínio imersos nas soluções preparadas, assumindo que existe suficiente oxigênio dissolvido. 3) Quais as características observadas na ponta, na cabeça e no resto do prego? Explique essas diferenças em relação ao processo de fabricação do prego. 4) Explicar e escrever as reações químicas da parte II (niquelação). 5) Escreva as reações químicas da etapa de decapagem da peça de cobre.
11
PRÁTICA 8
Eletrólise da solução aquosa de iodeto de potássio Objetivo: Esta prática tem por objetivo realizar a eletrólise de uma solução aquosa de iodeto de potássio e identificar os produtos da eletrólise. . Material e reagentes: tubo de ensaio pilha de lanterna 1,5V 2 fios elétricos de 15 cm cada 2 fios de cobre iodeto de potássio (0,5 g) solução aquosa de amido solução alcoólica de fenolftaleína solução aquosa de hidróxido de sódio (NaOH) tintura de iodo Cuidados e descarte: O hidróxido de sódio (NaOH) é um sólido iônico branco, altamente higroscópico. Sendo uma base muito forte, possui efeito altamente corrosivo sobre a pele. Devido à sua tendência de reagir com gorduras, a soda cáustica é usada na fabricação de limpadores de forno (retira as crostas de gordura) e de desentupidores de pia (reage com a gordura que entope a pia). É também usada na fabricação de sabões. Quando em contato com a pele ou os olhos, lavar com muita água. Se ingerida, não provocar vômito e procurar socorro médico. Em casos de ingestão de soluções diluídas, administrar solução de ácido acético a 1% (v/v). Todo o resíduo de produtos químicos deve obrigatoriamente ser descartado em frascos apropriados para tal e nunca ser descartado na pia ou outro lugar. Procedimento experimental: Para preparar a solução de amido. Adicionar o amido a água morna. Usar 1g de amido para cada 50 mL de água. 1. Experimento prévio a) Coloque água num tubo de ensaio até a metade e acrescente algumas gotas de solução de hidróxido de sódio. Pingue 1 ou 2 gotas de solução de fenolftaleína. Anote o resultado.
12
b) Encha novamente um tubo de ensaio pela metade e acrescente algumas gotas de solução de amido. A seguir, adicione 1 ou 2 gotas de tintura de iodo. Anote o resultado.
2. Eletrólise de iodeto de potássio aquoso a) Num béquer dissolva o iodeto de potássio em água suficiente para completar 15 mL de solução. b) Acrescentar 10 gotas de solução de fenolftaleína e 10 gotas de solução de amido. Agite para homogeneizar a mistura. c) Introduza os fios na solução de tal maneira que um deles fique próximo à superfície da solução o outro próximo ao fundo. d) Ligue os fios à pilha de lanterna e faça observações sobre o que ocorre nos eletrodos.
13
PRÁTICA 9
Corrosão Eletroquímica EXPERIMENTO 1: Corrosão provocada por impurezas metálicas a) Adicionar em um béquer de 50mL, cerca de 25mL de solução de H2SO4. b) Mergulhar parcialmente, nesta solução, uma lâmina de zinco previamente limpa. Observar que o ataque do zinco é pequeno. c) Mergulhar parcialmente nesta solução, sem tocar na lâmina de zinco, um bastão de cobre previamente limpo. Observar que o cobre não é atacado. d) A seguir, tocar a lâmina de zinco com o bastão de cobre. Observar a liberação intensa de hidrogênio em torno do bastão de cobre. Neste experimento pode-se admitir que o cobre funcione como a impureza necessária para formar uma pilha de ação local, na qual o zinco sofre corrosão e o cobre não. Obs.:
EXPERIMENTO 2: Corrosão provocada por materiais diferentes. a) Com auxílio de espátula metálica, colocar em um béquer de 250mL um pouco de NaCl e juntar, aproximadamente, 250mL de água deionizada. b) Adicionar à solução obtida 10 gotas de fenolftaleína e 1mL de solução de ferricianeto de potássio, homogeneizar a solução utilizando o bastão de vidro. c) Ligar um bastão de ferro a um de cobre, previamente limpos, através de um fio condutor. d) Fazer a imersão desses metais, ligados entre si, na solução NaCl preparada anteriormente. Observar o aparecimento de coloração rósea-avermelhada em torno do bastão de cobre e resíduo azul em torno do bastão de ferro. Obs.:
QUESTIONÁRIO: 14
1) Qual dos metais, Fe ou Cu, sofre corrosão? 2) Escrever as semi-reações que ocorrem nas regiões anódica e catódica da pilha de corrosão formada. 3) Qual a razão das colorações observadas nas regiões anódicas e catódica? EXPERIMENTO 3: Corrosão provocada por materiais diferentes. a) Repetir o procedimento do experimento No 3, porém usando o bastão de ferro e lâmina de zinco previamente limpos. b) Após mergulhar os metais, ligados entre si, na solução de NaCl, observar o aparecimento de coloração avermelhada em torno do bastão de ferro. Obs.:
QUESTIONÁRIO: 1) Qual dos metais (Fe ou Zn) sofre corrosão (oxidação)? 2) Escrever as semi-reações que ocorrem nas regiões anódica e catódica da pilha de corrosão formada. EXPERIMENTO 4: Corrosão provocada por corrente elétrica. a) Em um béquer de 250mL coloque um pouco de NaCl, juntar água até cerca de 200mL. Com o bastão de vidro efetuar a dissolução do sal. b) Mergulhar na solução obtida dois eletrodos de ferro, respectivamente ao pólo positivo e ao pólo negativo de uma fonte de corrente contínua. c) Após alguns minutos de funcionamento da fonte, desligar e agitar a solução. Observar a formação de um resíduo castanho de Fe(OH)3 devido a corrosão do ferro que funcionou como ânodo. QUESTIONÁRIO: Escrever as semi-reações ocorridas nas regiões anódica e catódica do sistema .
15
Tabela de potenciais-padrão de redução
16
