UNIVERSIDADE TECNOLÓGICAS FEDERAL DO PARANÁ

CURSO DE ENGENHARIA DE COMPUTAÇÃO

ANDRÉ LUCAS SILVA LUIS FELIPE BENEDITO VAGNER MARTINELLO

PRÁTICA 8

CORROSÃO

PATO BRANCO 2010

1. INTRODUÇÃO A corrosão é um processo que ocorre nos metais pela interação destes a um meio de exposição e assim causando perda de material deste metal em uma certa região ou como um todo. Quimicamente falando a corrosão nada mais é que a tendência do elemento que sofreu a corrosão de voltar a ser um composto estável. O exemplo mais comum de corrosão é a do ferro, em que seu processo corrosivo é denominado de ferrugem. O objetivo desta prática é observar o ocorrimento ou não do processo de corrosão em alguns metais quando colocado em contatos com certas substancias. 2. DESENVOLVIMENTO TEÓRICO A corrosão é a ação destrutiva em que o meio ambiente a qual está exposto um metal aplica sobre ele, incluindo ou não processo mecânicos. No nosso dia a dia a corrosão trás muitos malefícios,pois além da perda de materiais , reduz a vida útil dos metais, sendo que este é um processo presente em estruturas metálicas, eletrodomésticos, automóveis e tantas outras coisas de grande importância para nós. Quimicamente falando, a corrosão é a tendência de um metal quando exposto a um ambiente a um certo tempo, onde neste, esteja presente agentes oxidantes, o metal puro se converterá a um estado de óxido natural.Um exemplo comum é com o ferro, que em contato com moléculas de água e oxigênio acaba formando o oxido ferroso, popularmente conhecido como ferrugem e descrita nas reações abaixo:[1] Oxidação do Ferro:

��(�) → ��2+(��) + 2�− (Equação 1)

Redução do O2:

O2 + 2H2O + 4e- → 4OH (Equação 2)

Somando as 2 reações:

Fe(s) + O2 + 2H2O → Fe(OH)2(S) (Equação 3)

Equação Final e Balanceada da Ferrugem:

2Fe(s) + O2 + 2H2O → 2Fe(OH)2(S) (Equação 4) Quando formada, a ferrugem faz o ferro soltar-se em flocos, o deixando novamente exposto a oxidação.Porém, um procedimento descoberto para a proteção não somente a do ferro, mas como de outros metais, quando expostos a meios que facilitam o seu processo corrosivo é a galvanização. A galvanização trata –se de “proteger” o metal utilizado com um outro metal que tenha mais facilidade de oxidar e assim aumentar a vida útil do metal protegido. No exemplo acima, do ferro, um material bastante utilizado é o zinco, por causa da sua facilidade de oxidar ser maior que a do ferro. Assim, mesmo com o ferro

exposto, o zinco não deixa o ferro se tornar um oxido pela sua maior facilidade de oxidar do que ferro e quando o ferro acaba por estar em contato com umidade ou a água, o zinco oxida em seu lugar. Este papel feito pelo zinco é chamado de metal de sacrifício. Tudo pode ser melhor visto na reação seguinte:[2]

Zn(s) + Fe2+(aq) → Fe(s) + Zn2+

(aq) (Equação 5) Ou seja, quando o ferro oxida e perde elétrons, o zinco age e “doa” 2 elétrons ao ferro, para este retornar ao estado natural e a oxidação ocorrer ao zinco. Esta facilidade ou não de oxidação de um material é dada por valores tabelados que são chamados de Potencias de Oxidação e Potencias de Redução, ambos dados em Volts. O funcionamento destes valores são simples, quanto maior o potencial de oxidação, maior a facilidade do elemento em sofre oxidação, e assim, de se corroer. E explicando o exemplo acima, como pode ser visto na tabela seguinte, o zinco tem um valor maior que o ferro, logo o zinco tem uma facilidade maior de se corroer que o ferro.

Tabela 1: potenciais de oxidação e de redução

Potenciais oxidação (Eo

ox)

(Volt)

Potenciais redução (Eo

red)

(Volt)

+ 3,04 Li+

+ 1e Li° −3,04

+ 2,71 Na+ + 1e Na°

−2,71

+ 2,36 Mg2+ + 2e Mg° −2,36

+ 1,66 Al3+ + 3e Al° −1,66

+ 0,76 Zn2+ + 2e Zn° −0,76

+ 0,44 Fe2+ + 2e Fe° −0,44

+ 0,28 Co2+ + 2e Co° −0,28

+ 0,25 Ni2+ + 2e Ni° −0,25

+ 0,13 Pb2+ + 2e Pb° −0,13

0,00 2H+ + 2e H2 0,00

–0,34 Cu2+ + 2e Cu° +0,34

–0,80 Ag+ + e Ago +0,80

–0,85 Hg2+ + 2e Hg° +0,85

–1,07 Br2 + 2e 2Br− +1,07

–1,36 Cl2 + 2e 2Cl− +1,36

–2,87 F2 + 2e 2F− +2,87

2.1. COMPONENTES DA CORROSÃO

2.1.1. Meio corrosivo É o meio que está em contato com a superfície do metal que sofre a deterioração por corrosão. Este meio para provocar a corrosão tem que ser um eletrólito. Em geral, quanto mais forte for esse eletrólito maior será a tendência de corrosão do metal. No meio ambiente, solos,água (pura ou do mar) e até mesmo alguns produtos químicos em reação com a água podem formar um meio corrosivo.

2.1.2. Ânodo É a parte ligada ao meio corrosivo onde a oxidação ocorre, ou seja, é onde há perda de elétrons.

2.1.3. Cátodo Assim como ânodo, também esta em contato com o meio corrosivo, porém, ele ao em vez de sofrer oxidação sofre redução, ajudando a oxidação do ânodo.

2.1.4. Ligação elétrica entre os elétrons O ânodo e o cátodo precisam estarem ligados eletricamente, pois senão, não há como ocorrer o processo de corrosão. No caso do meio corrosivo de ambos serem diferentes, é necessário uma união elétrica entre estes meios.

2.2. FORMAS DE CORROSÃO As formas das Corrosões consiste nas ações da corrosão nos metais, ou seja, o que acontece com a aparência do metal após sofrer o processo corrosivo.

2.2.1. Corrosão Uniforme Quando a corrosão atinge de uma maneira igual toda a extensão área da superfície atingida.É comum com metais que quando atacados não formam películas protetoras.[3]

2.2.2. Corrosão por placas Tem sua ocorrência em metais em que, conforme a sua película protetora vai ficando espessa, fazem o metal perder aderência e o expondo novamente ao ataque. Visualmente cria se uma placa com pequenas escavações que se desprende com o passar do tempo.[4]

2.2.3. Corrosão alveolar É uma forma de corrosão bem localizada e que forma cavidades rasas que iniciam na superfície do metal e que podem até o perfurar por completo. Seu ocorrimento mais freqüente é em metais formadores de películas semi protetoras.

No nosso dia a dia é fácil haver a ocorrência quando peças metálicas estão imersas em água marítimas.[5]

2.2.4. Corrosão puntiforme

Também conhecida como Corrosão por pite, há ocorrência da formação de pontos na peça metálica, onde a profundidade do ponto é mais que seu diâmetro. Ocorre nos metais formadores de películas protetoras passivas mas que com a ação de alguns agentes externos, são destruídas em pontos localizados, assim formando os pontos.[6]

2.2.5. Corrosão Intergranular Ocorrimento freqüente no alumínio e no cobre e suas ligas. É um tipo de corrosão que se manifesta no contorno dos “grãos” da peça metálica.[7]

2.2.6. Corrosão Transgranular Quando o processo corrosivo se manifesta por trincamentos na parte interna destes grãos da peça metálica.[8]

2.3. TIPOS DE CORROSÃO Basicamente as corrosões estão divididas em 3 grupos: Corrosão Eletroquímica, corrosão química e corrosão eletrolítica.

2.3.1. Corrosão elétroquímica

A corrosão eletroquímica é um processo espontâneo e comum na natureza, pois para a sua ocorrência basta termos água em estado liquido, estando os metais em contato com o oxigênio presente na água ou estando em um sistema de pilha.[9]

2.3.2. Corrosão química Também conhecida por corrosão seca, pois não necessita de água ou troca de elétrons entre os meios ou matérias. 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. Bastante vista em construções de utilização de concreto.[10]

2.3.3. Corrosão eletrolítica Um processo não espontâneo e que se da pela ação de correntes elétricas externas, ou também chamadas de parasitas. Normalmente ocorrer por falho processo de isolamento ou aterramento dos materiais usados.[11] 3. DESENVOLVIMENTO PRÁTICO

3.1. Materiais utilizados

� Placa de Petry; � Lamina de zinco; � Lamina de ferro; � Lamina de Magnésio; � Lamina de cobre; � Béquer; � Água; � Gelatina em pó; � Fenolftaleina; � Ferricianeto de potássio; � Tubos de ensaio; � Pregos; � Óleo de cozinha; � Sílica.

3.2. Descrição do experimento

No Experimento 1, em uma placa de petry, colocamos 4 tipos de metais diferentes: ferro, zinco, magnésio e cobre. Por causa do uso em experimentos anteriores, alguns metais precisaram ser lixados. Após, adicionamos 100 mL de água em um béquer e neste dissolvemos 6 gramas de gelatina de cor amarelada e acrescentamos 5 gotas de fenolftaleína e uma pequena quantidade de ferricianeto de potássio (K3Fe(CN)6). Logo após feita esta mistura, a colocamos na placa de petry junto aos pedaços de metais e esperamos 2 dias para observar os resultados. No Experimento 2, utilizamos 3 tubos de ensaios nomeados de A, B e C. Em cada um, adicionamos um prego,que como no experimento 1, precisaram ser lixados por uso em experiências anteriores. No tubo A, colocamos 2 mL de água de torneira e após colocamos um prego. No tubo B colocamos 5 mL de óleo e foi posto outro prego. E no tubo C, foi colocado uma pequena quantidade de sílica junto a outro prego. Assim com no experimento 1, tivemos que esperar 2 dias para observar o ocorrimento ou não de corrosão. 4. RESULTADOS E DISCUSSÕES No primeiro experimento, o processo de corrosão aconteceu totalmente apenas nos pedaços de Ferro e de Magnésio. O Cobre corroeu pouco, apenas sua parte inferior e ao Zinco nada ocorreu. Destes, o único resultado não esperado foi o do Zinco, pois é um elemento satisfatória ao processo corrosiva, ao menos que este esteja ligado a outras substâncias que aumenta sua resistência corrosiva. Quanto aos outros, o resultado foi esperado, pois segunda a tabela de potenciais de oxidação, o ferro e o magnésio tem facilidade de se corroer e o cobre, como tem um valor pequeno, próximo a zero, tem mais dificuldade de se corroer mas mesmo assim sofre o processo. Já com as substancias adicionadas a gelatina, estas adquiriram as cores esperadas, a fenolftaleína com a reação dos anions OH- liberado pelos metais, liberou sua cor avermelhada, mas por causa da cor amarela da gelatina foi observada uma coloração rosa. E o ferricianeto de potássio apresentou a coloração azul que era esperada quando este reagia com íons da corrosão do ferro.

Já no segundo experimento os resultados podem serem vistos na tabela a seguir:

Tabela 2: Experimento II

Tubo de Ensaio Elemento junto ao prego Ocorrimento

I Prego + Água Corroeu

II Prego + Sílica Nada

III Prego + Óleo Nada

Como mostrado, apenas na água o prego constituído de ferro corroeu, pois a água contém oxigênio dissolvido, e isto facilita a corrosão do ferro. Já a sílica além de não corroer, serviu como um protetor do prego, já que este elemento absorve a umidade e assim impedindo a oxidação do prego. O óleo vegetal, assim como a sílica serviu de protetor ao prego e nada aconteceu ao que estava reagindo com o óleo. 5. CONCLUSÃO Observando os resultados obtidos no laboratório, e confrontando com a teoria, notamos que os resultados se aproximam significativamente dos resultados teóricos esperados, exceto com o zinco no primeiro experimento, mas mesmo assim, foi comprovado alguns fatores que facilitam a corrosão dos materiais testados, além de comprovar se alguns elementos tem facilidade ou não com corrosão. Em ambos experimentos, o ferro em contato com o água sofre corrosão e assim podemos concluir que o oxigênio e a água são realmente os principais agentes corrosivo do ferro pela facilitação de reação do ferro com o oxigênio no seu processo de oxidação como foi mostrado na equação da ferrugem. 6. REFERÊNCIAS 1 Peruzzo,Tito Miragaia;do Canto,Eduardo Leite; Química Livro do Professor,2 edição Volume Único,Editora Moderna. 2 Peruzzo,Tito Miragaia;do Canto,Eduardo Leite; Química Livro do Professor,2 edição Volume Único,Editora Moderna. 3 http://www.iope.com.br/3i_corrosao_2.htm 4 http://www.portaldagalvanizacao.com.br/corrosao.asp

5 http://www.swill.com.br/corrosao3.htm 6http://www.elinox.com.br/index.php?option=com_content&view=article&id=29&Itemid=78&lang=br 7 http://www.iope.com.br/3i_corrosao_2.htm 8 http://www.iope.com.br/3i_corrosao_2.htm 9 http://qnesc.sbq.org.br/online/qnesc19/a04.pdf 10 http://qnesc.sbq.org.br/online/qnesc19/a04.pdf 11 http://qnesc.sbq.org.br/online/qnesc19/a04.pdf