Baixe trabalho corrosão dos metais e outras Traduções em PDF para Engenharia Têxtil, somente na Docsity! Universidade Estadual de Maringá – Campus Goioerê Engenharia Têxtil Disciplina: Química Geral e Inorgânica Departamento de Ciências Professora: Simone Fiori CORROSÃO DOS METAIS ACADÊMICOS: RA: Fabiana de Castro Arcangelo 67184 Letícia de Noronha 68580 Matheus Romeiro M. dos Santos 68755 Goioerê – PR 2011 SUMÁRIO 1 1. OBEJETIVO............................................................................................................. 3 2. INTRODUÇÃO......................................................................................................... 4 3. DESENVOLVIMENTO..............................................................................................5 3.1. Oxido Redução................................................................................................. 5 3.2. Corrosão dos Metais......................................................................................... 6 3.3. Corrosão do ferro..............................................................................................8 4. CONCLUSÃO............................................................................................................12 5. REFERÊNCIAS......................................................................................................... 13 1. OBEJETIVO • Caracterizar a corrosão dos metais; • Identificar a reação de oxido-redução. 2 transferência de elétrons para as moléculas de O2, afim de serrem reduzidas. As reações redox são importantes na indústria química e na produção de metais. Por exemplo, muitos metais são preparados ou purificados industrialmente por aplicação direta de eletricidade, num processo denominado eletrolise, no qual a energia elétrica provoca alteração química, como a redução de íons cobre a cobre metálico. Como mostra a reação abaixo [1]: Cu²(aq) + 2e- Cu(s) Para expor a questão da transferência de elétrons, e da eletroquímica, organizamos a matéria como segue. A primeira vista, as equações de transferência de elétrons podem parecer complicadas, assim descrevemos algumas técnicas especiais para equilibrar essas equações. Depois, descrevemos as pilhas eletroquímicas nas quais se produz correntes elétricas denominadas também pilhas voltaicas ou pilhas galvânicas) [1]. 3.2. Corrosão dos Metais A maioria dos metais sofre corrosão quando exposto a atmosfera; isto é, eles reagem com oxigênio, vapor de água, dióxido de carbono, ou outro componente do ar formando um composto. Ouro e platina estão entre os poucos metais capazes de manterem indefinidamente seu aspecto brilhante quando expostos ao ar. Estes metais dificilmente são oxidados, o que explica sua resistência à corrosão. Prata também é dificilmente oxidada, a temperaturas comuns, ela não reage com oxigênio ou com quaisquer outros dos principais componentes da atmosfera. Se estiverem presentes compostos sulfurados, a prata escurece aos poucos, formando sulfeto de prata, Ag2S, que é preto. Com sulfeto de hidrogênio, a reação é [2] 4 Ag(s) + 2 H2S(g) + O2(g) 2 Ag2S(s) + 2H2O(l) 5 Um dos meios para remover a cor escura de objetos de prata consiste em envolver os objetivos em folha de alumínio, colocá-los imersos em uma solução de NaHCO3 e aquecê-los ligeiramente. O alumínio, que é muito mais facilmente oxidado do que a prata, é oxidado enquanto os íons Ag+ são reduzidos [2]: 2 Al(s) + 3 Ag2S(s) 2 Al³+(aq) + 6 Ag(s) Como o alumínio possui um elevado valor positivo de E, esperaríamos que ele reagisse facilmente com o oxigênio do ar. Isto, de fato, ocorre; um pedaço de alumínio recém-cortado rapidamente adquire uma camada de óxido de alumínio [2]: 4 Al(s) + 3 O2(g) 2 Al2O3(s) Entretanto, a camada de Al2O3, que possui uma espessura de apenas cerca 5nm, fica aderida fortemente à superfície do alumínio. Ela impede corrosão subsequente e explica por que as panelas de alumínio não desaparecem quando expostas ao ar [2]. Óxido de alumínio dissolve-se, sem dificuldade, em ácido forte [2]: Al2O3(s) + 6 H+(aq) 2 Al³+(aq) + 3 H2O Ele também se dissolve em base forte devido à formação de íon complexo [2]: Al2O3(s) + 3 H2O + 2 OH-(aq) 2Al(OH)4-(aq) Tomando por base as reações, você pode ver por que não é uma boa ideia a exposição de utensílios a alimentos ácidos (frutas cítricas e vinagre) ou bases fortes como soda (NaOH) [2]. Cobre exposto ao ar úmido adquire uma superfície esverdeada opaca(geralmente vista nas estatuas).O material verde é, de um modo geral, uma mistura molar 1:1 de Cu(OH)2 e CuCO3.A reação de corrosão pode ser representada por [2] 2 Cu(s) + H2O(g) + CO2(g) + O2(g) Cu(OH)2 ∙ CuCO3(s) 6 Na presença de dióxido de enxofre, o sólido formado contém sulfato de cobre(II) em vez do carbonato [2]: 2 Cu(s) + H2O(g) + SO2(g) + 3/2 O2(g) Cu(OH)2 ∙ CuSO4(s) O produto, como o da reação acima, é verde [2]. Vários elementos, como zinco e chumbo, sobre uma reação com o ar que é semelhante a do cobre. Os produtos Zn(OH)2 ∙ ZnCO3 e Pb(OH)2 ∙ PbCO3 são brancos e aderem fortemente ao metal, impedindo corrosão adicional. Porém, esses compostos são solúveis em ácido forte [2]: Zn(OH)2 ∙ ZnCO3(s) + 4 H+(aq) 2 Zn² (aq) + 3 H2O + + CO2(g) No caso do chumbo, a camada protetora de Pb(OH)2 ∙ PbCO3 dissolve- se no ácido fraco HC2H3O2, ácido acético. Isto ocorre porque Pb² forma um complexo muito estável com o íon acetato, C2H3O2ˉ. Tem sido sugerido que os antigos romanos sofreram envenenamento por chumbo porque eles estocavam vinho que contém um pouco de ácido acético em vasos cerâmicos revestidos com compostos de chumbo. De certo modo, Isto pode ter contribuído para o declínio e queda do Império romano [2]. 3.3. Corrosão do ferro Do ponto de vista econômico, a reação de corrosão mais importante é a que envolve ferro e aço. Estima-se que, nos Estados Unidos, o custo anual da corrosão de metais ferrosos exceda 50 bilhões de dólares. Vemos, todos os dias, o resultado da corrosão no lixo e nos depósitos de carros velhos. Talvez cerca de 20% de todo o ferro produzido anualmente nos Estados Unidos sejam utilizados na substituição de produtos que foram inutilizados pela ferrugem [2]. Para intender como o ferro e corroído, veja o que ocorre quando uma lâmina de ferro é exposta a uma solução aquosa que contém oxigênio dissolvido. O ferro é oxidado segundo a meia-reação [2] Fe(s) Fe²(aq) + 2eˉ 7 gota temos uma área anódica é oxidado. Uma partícula de impureza na superfície de um objeto de ferro pode atuar essencialmente do mesmo modo que a gota de agua ao cortar o suprimento de oxigênio à área abaixo da impureza e estabelecer áreas anódicas e catódicas. Isto explica porque ferramentas de jardim deixadas no solo são particularmente suscetíveis a ferrugem [2]. Objetos de ferro ou aço podem ser protegidos da corrosão por vários modos diferentes [2]. 1. Cobrindo a superfície com uma camada protetora. Esta pode ser uma camada de tinta que corta o aceso a umidade e oxigênio. Sobre condições mais severas, pode ser desejável cobrir a superfície do ferro ou aço com a camada de outro metal. Placas metálicas aplicadas eletricamente ou inversão a altas temperaturas, são geralmente mais resistentes ao calor e ao ataque químico do que a película orgânica remanescente quando a tinta seca. Se o metal a ser depositado for mais ativo que o ferro será ele, em vez do ferro, será oxidado se a superfície for quebrada. Porém se um metal a ser depositado for menos ativo do ferro, há o perigo de rachaduras em sua superfície aumentarem a corrosão do ferro ou aço. Este problema pode surgir com “latas estanhadas”, que são feitas aplicando-se uma camada de estanho em uma base de aço se o alimento da lata contém ácido cítrico o revestimento de estanho pode se dissolver, expondo a superfície do aço. Quando a lata é aberta expondo o interior ao ar, a formação espontânea de ferrugem no ferro que esta na interface das rachaduras na superfície de estanho. Normalmente é aplicada uma fina camada de polímero orgânico no estanho para impedir corrosão deste tipo [2]. 2. Colocando o objeto em contato elétrico com um metal mais ativo como magnésio um zinco. Nestas condições, o ferro torna-se catódico e, portanto, esta protegido contra a ferrugem; o metal mais ativo atua como um anodo de sacrifício em uma pilha de corrosão em grande escala. Este método de combater a corrosão conhecido como proteção catódica, é particularmente útil para objetos de aço como cabos ou tubulações que ficam sobre o solo ou na agua [2]. 10 11 4. CONCLUSÃO A corrosão dos metais é caracterizada inicialmente por um processo eletroquímico e posteriormente pela formação de uma nova substancia provida do metal corroído, como no caso do Ferro (Fe) quando corroído forma ferrugem ou hidróxido de ferro III (Fe(OH)3), esta nova substancia, de acordo com o comprimento de onda terá sua cor estabelecida, como o caso da ferrugem que possui coloração avermelhada. A reação de oxido-redução , no caso da corrosão dos metais, é propiciada por uma pilha galvânica, onde haverá suas respectivas áreas, anódicas (oxidadas) e catódicas (reduzidas). 12