Atividade prática - Como se forma a ferrugem? – Parte 3

Atividade prática - Como se forma a ferrugem? – Parte 3
1º e 2º ANOS DO ENSINO MÉDIO
Objetivo
Vivenciar alguns testes para a determinação das causas do surgimento da ferrugem, ou seja, da
oxidação dos objetos de ferro metálico, assim como de alguns métodos interessantes de
prevenção dessa oxidação.
Introdução
Como vimos, os metais podem ser corroídos por oxidação, a partir do contato com diversos
reagentes. Os mais comuns são o gás oxigênio (O2) presente no ar ou dissolvido na água, a
própria água, ácidos e outras substâncias ricas em elementos ametálicos, que são aqueles que
tendem a ganhar elétrons.
Para a proteção dos metais há diversas providências e
cuidados que podem ser tomados. A mais comum é a
pintura dos objetos, pois a tinta apropriada se torna
uma camada protetora contra a água e o gás oxigênio
do ar.
Quando acontece um pequeno descascado na pintura,
a corrosão pode acontecer na parte desprotegida pela
tinta, mas também na parte protegida. Isso acontece
porque os “elétrons livres” (elétrons de valência) do
metal se deslocam continuamente por todo o objeto
metálico, não estando fixos nos átomos de origem.
Disponível (acesso: 11.12.2014):
http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Rust.rost.JPG
Aliás, são justamente os “elétrons livres” os responsáveis
pelas propriedades típicas dos metais, como o seu brilho
característico, a boa condutividade elétrica e boa
condutividade térmica.
Os elétrons livres são os “elétrons de valência”, que não
estão compartilhados como nas ligações covalentes como
acontece nos ametais, nem ainda foram “perdidos” para
outro elemento. Eles ficam “à deriva” pelo objeto metálico,
não pertencendo mais a cada átomo, formando o “mar de
elétrons” ou “nuvem eletrônica”. Por isso, todo metal é
bom condutor de eletricidade.
Representação dos elétrons livres de uma amostra de sódio metálico (11Na). O elétron mais externo de cada
átomo se desloca por todo o objeto.
Disponível (acesso: 11.12.2014):
http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Miri6.jpg
O uso do alumínio no lugar do ferro, também constitui um importante recurso; pois o alumínio,
mesmo tendo mais facilidade para sofrer corrosão que o ferro, forma uma camada de óxido de
alumínio (Al2O3) que não “descasca” como no caso da ferrugem. Assim, a própria oxidação do
alumínio protege os átomos mais internos e a corrosão dos objetos de alumínio é naturalmente
interrompida.
Mas, nem sempre usar alumínio é possível, devido ao custo elevado. Os grandes navios, por
exemplo, são feitos de ferro metálico. O curioso é que a água do mar, devido ao alto teor de sais
dissolvidos, é mais corrosiva do que a água doce. Então, como fazer para preservar um grande
navio da corrosão? Pintar e manter o navio pintado seriam providências extremamente caras,
exigindo manutenção constante. Usar ligas de aço inoxidável também é inviável, pois as ligas
com cromo (Cr) e outros metais é muito cara, elevando muito o custo do navio.
Os metais de sacrifício
O mais barato e muito eficiente é o uso de “metais de sacrifício”; ou seja, usar outro metal menos
nobre que o metal que se quer proteger para sofrer a oxidação no seu lugar. Isso mesmo:
colocando o casco do navio, que é feito de ferro, em contato com uma pequena barra de outro
metal com maior facilidade de perder elétrons, caso um átomo de ferro perca elétrons, o outro
metal cederá elétrons para o ferro e este será reduzido, voltando ao estado metálico. Assim, o
ferro é protegido, mas com o sacrifício da barra de outro metal menos nobre. Essa barra pode ser
trocada periodicamente, quando estiver em avançado estado de corrosão.
Barra de magnésio metálico em contato com o
casco de um navio de ferro.
A barra está em estado avançado de oxidação e
deverá ser trocada, mantendo intacto o casco do
navio.
Disponível (acesso: 11.12.2014):
http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Sacrificial_anode.jp
g
Exemplos de potenciais padrão de redução
Redução →
Sofre redução
(Oxidante)
MnO4Au3+
Pb4+
Cl2 (aq)
Cr2O72O2 (g)
Br2
NO3Ag+
Fe3+
Cu2+
H3O+
E0 (V)
(redução)
+1.51
+1.50
+1.45
+1.39
+1.33
+1.23
+1.07
+0.96
+0.80
+0.77
+0.34
0.00
← Oxidação
Sofre oxidação
(Redutor)
Mn2+
Au
Pb2+
ClCr3+
H2O
BrNO(g)
Ag
Fe2+
Cu
H2 (g)
Para escolher o metal de sacrifício adequado,
basta consultar uma tabela de “potenciais de
oxidação” ou “potenciais de redução”. Nessas
tabelas, há a energia necessária para oxidar ou
reduzir uma espécie química em outra.
Então, basta escolher aquele metal cujo cátion
tem menor potencial de redução ou, de modo
inverso, o metal neutro com maior potencial de
oxidação que o metal que se pretende proteger.
A palavra “potencial” aqui pode ser entendida
como “facilidade” ou “tendência”. Se for potencial
CH3CO2H
Pb2+
Sn2+
Ni2+
Cd2+
Fe2+
Zn2+
Al3+
Mg2+
Na+
Ba2+
K+
Li+
-0.12
-0.13
-0.14
-0.23
-0.40
-0.44
-0.76
-1.66
-2.37
-2.71
-2.90
-2.92
-3.02
CH3CHO
Pb
Sn
Ni
Cd
Fe
Zn
Al
Mg
Na
Ba
K
Li
de redução, é a facilidade de receber elétrons; se
de oxidação, é a facilidade de doar elétrons. Por
isso, na tabela ao lado, os valores positivos
significam que há mais facilidade para a espécie
da direita prevalecer, pois a da esquerda tende a
sofrer redução. Valores negativos significam que
a oxidação é mais espontânea que a redução.
Observe que os metais abaixo do referencial do gás
hidrogênio (potencial de oxidação zero) são os “metais
comuns”. Acima do gás hidrogênio, estão os “metais
nobres”.
Experimento 3: “Testando a corrosão, usando metais de sacrifício”
Material (por grupo de alunos)
A) Seis pregos de ferro idênticos, que caibam completamente nos tubos de ensaio.
B) Seis tubos de ensaio.
C) Suporte para tubos de ensaio.
D) Fio grosso de cobre.
E) Fita de zinco metálico.
F) Fita de magnésio metálico.
G) Fita de estanho metálico.
H) Pedaço de latinha de alumínio em forma de tira ou fita.
I) Água de torneira.
J) Câmera fotográfica ou aparelho celular com câmera.
K) Caneta pincel para identificar os tubos de ensaio.
L) Uma lixa comum, ou esponja de aço dura.
Procedimento
1. Identifique os tubos de ensaio, numerando-os de 1 a 6.
2. Tubo 1: Cuidadosamente, coloque um prego no tubo de ensaio, com a ponta para cima e
inclinando o tubo para que o prego não quebre-o ao bater no fundo. Coloque água até cobrir o
prego. Esse será o tubo de referência.
3. Tubo 2: Enrole o fio de cobre (Cu) em torno do prego, de forma que fique em contato direto
com o prego em vários pontos. Não use fio de bobina, pois ele é esmaltado; ou raspe o fio com
uma lixa ou esponja de aço dura, para retirar todo o esmalte. Coloque o prego com o fio no tubo
de ensaio e complete o tubo com água de torneira até cobrir os metais.
4. Tubo 3: Enrole a fita de estanho (Sn) no prego, insira o conjunto no tubo e complete com água
até cobrir os metais.
5. Tubo 4: Lixe a fita de alumínio (Al) dos dois lados para retirar a camada de óxido (Al2O3)
natural da sua superfície. Se houver tinta na parte externa, ela também deve ser lixada
completamente.
Obs.: Só faça esse item no momento em que for realizar o experimento. Se fizer com
antecedência, a camada de óxido estará refeita naturalmente no momento da prática.
6. Tubo 5: Enrole cuidadosamente a fita de magnésio (Mg) no prego. Como esse metal é muito
frágil, a fita pode quebrar; mas não tem problema: ela precisa ter pelo menos alguns pontos de
contato com o prego, não precisa estar totalmente amassada em torno dele. Coloque o conjunto
no tubo de ensaio e complete com água até cobrir os metais.
7. Tubo 6: Enrole a fita de zinco (Mg) no prego, insira o conjunto no tubo e complete com água
até cobrir os metais.
8. Com todos os tubos organizados no suporte de tubos, fotografe a série ou os tubos
inicialmente. Deixe em repouso por 7 dias.
9. Fotografe novamente os tubos após o período de repouso e anote suas observações na tabela
abaixo.
Tubos
Observações sobre os graus de alteração dos sistemas e de oxidação do ferro e dos outros
metais
1
(Fe)
2
(Fe e Cu)
3
(Fe e Sn)
4
(Fe e Al)
5
(Fe e Mg)
6
(Fe e Zn)
Observações e questões
1) Quais dos tubos apresentaram maior grau de corrosão do prego de ferro? O que aconteceu
com os metais do mesmo conjunto? Comente.
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2) Quais dos tubos apresentaram menor grau de corrosão do prego de ferro? O que aconteceu
com os metais do mesmo conjunto? Comente.
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3) Das amostras que apresentaram expressiva corrosão do ferro, os metais do conjunto são
“mais nobres” ou “menos nobres” que o ferro, segundo a tabela de potenciais de redução? E nas
amostras em que o ferro não sofreu corrosão? Comente.
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4) Considerando que o ferro sofreu oxidação para o cátion ferroso (Fe 2+), monte a equação da
semi-reação de oxidação do ferro metálico, indicando os elétrons perdidos:
→
5) Monte a equação da semi-reação de oxidação do zinco, indicando os elétrons perdidos:
→
6) Monte a equação da semi-reação de oxidação do alumínio, indicando os elétrons perdidos:
→
7) Monte a equação da semi-reação de oxidação do magnésio, indicando os elétrons perdidos:
→
8) Em um sistema contendo uma solução aquosa de cloreto de zinco (ZnCl 2) e um prego de ferro
metálico mergulhado na solução, haverá reação de oxidação do ferro? Justifique.
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9) Imaginando o oposto, em um sistema contendo uma solução aquosa de cloreto ferroso (FeCl 2)
e um pedaço de zinco metálico mergulhado na solução, haverá reação de oxidação do zinco?
Justifique.
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10) Em um sistema contendo uma solução aquosa de sulfato de cobre (CuSO 4) e um prego de
ferro metálico mergulhado na solução, haverá reação de oxidação do ferro? Justifique.
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11) Imprima as fotos coloridas do experimento e organize-as em uma tabela, mostrando o estado
inicial e final de cada amostra.