Por que o ferro oxida rapidamente e outros metais como o ouro não ocorre o mesmo?

Metais como o ouro e a prata são considerados metais nobres, ou seja, são metais resistente à corrosão e oxidação diferentemente da maioria dos outros metais.

A maioria dos metais é enconntrada em combinação com outras coisas, nos minérios. Existem pouquissimos outros metais que ocorrem sem mistura.

No entanto, devemos tomar cuidado ao dizer que metais como ouro e prata nao sofrem corrosão ou oxidação. A maioria dos metais está sujeita à oxidação de sua superfície, isto é, a superfície reage com o oxigênio ou outros componentes do ar. As maiores exceções são os metais de cunhagem e os metais do grupo da platina, e mesmo estes reagem com compostos sulfurados e escurecem em ambientes industrialmente poluídos. Todos os outros metais reagem com umidade e oxigênio do ar, mas, enquanto alguns sofrem forte corrosão, outros parecem ser inertes. Na verdade, todos se oxidam, mas, em muitos casos, a fina camada de óxido adere firmemente à superfície do metal, evitando o prosseguimento da reação (alumínio e titânio). Já o ferro forma óxidos porosos que permitem que a corrosão prossiga. Os aços inoxidáveis são produzidos através de uma liga de ferro com cromo ou níquel, formando um óxido protetor sobre a superfície cuja espessura é tão pequena que o brilho e o aspecto metálico da superfície se conservam.

No caso da prata, por exemplo, essa escurece com o tempo, devido à formação de uma película superficial de Ag₂S, que é de cor preta. Esse fenômeno é causado pelo H₂S do ar e também pelos compostos sulfurados existentes nos alimentos que entram em contato com talheres de prata:

Ag + O₂ + H₂S ou compostos sulfurados → Ag₂S + outros produtos

Além disso, o fato de algumas pessoas exalarem muito ácido úrico escurece a prata rapidamente. Existem pessoas, que se colocarem uma corrente de prata, esta escurece em questão de horas. Essas pessoas devem utilizar somente prata banhada a ródio. Produtos a base de cloro (água sanitária, por exemplo), água oxigenada, e ácidos (produtos de limpeza de pedras, por exemplo) são grandes responsáveis pelo escurecimento da prata.

Ambientes carregados de ácidos ou sulfatos (salas de revelação de filmes e fotos, salas de impressoras a lazer, etc.) são muito agressivos à prata.

Já o ouro é um metal relativamente inerte e que sobrevive com uma corrosão mínima. São as ligas à base de cobre e/ou prata que corroem facilmente, resultando em compostos da corrosão da prata e do cobre que deixam uma enriquecida e possivelmente enfraquecida superfície de ouro.

Até mesmo o ouro está sujeito a ataques corrosivos, se o meio for suficientemente agressivo, sendo que não é resistente à mistura de ácido clorídrico e ácido nítrico, por exemplo.

Referências bibliográficas

http://www.lisboa-renovada.net/doc/conservsub/15_ouro_ligas_ouro.pdf

http://crispassinato.wordpress.com/2008/06/10/corrosao-oxirreducao/

http://www.fisica.uepg.br/professores/srutz/files/Download/metais.pdf

A proteção de uma superfície metálica contra a corrosão: galvanização

Um procediemento posssível para proteger o ferro da corrosão em ambientes nos quais esteja exposto à agua e ao gás oxigênio é a galvanização. Galvanizar o ferro ou o aço consiste em revesti-los com zinco metálico,como se fosse uma fina película de tinta, para evitar sua corrosão.

O zinco foi escolhido por ser um redutor mais forte que o ferro. Vejamos:

Zn ²⁺ _(aq) + 2 e^- ↔ Zn_(s) E° = -0,76V

Fe ²⁺ _(aq) + 2 e^- ↔ Fe_(s) E° = -0,44V

O zinco reveste a superfície do ferro impedindo seu contato como ar úmido ou com a água que contém oxigênio. Esse zinco também atua, com relação ao do ferro, como se fosse um ânodo de uma pilha.

Se o ferro galvanizado fosse “riscado” e exposto ao ar e à umidadde, ele estaria sujeito a ser oxidado a Fe²⁺. Este seria imediataente reduzido a ferro pelo zinco, impedindo o apareciemento da ferrugem.

Zn_(s) + Fe ²⁺ _{(aq )}→ Fe_(s) + Zn ²⁺ _(aq)

Porém, com o zinco tem mais facilidade para se oxidar que o ferro (pois tem menor potencial de redução), ele tende a se oxidar preferencialmente, mesmo que o ferro esteja exposto. Em outras palavras, se a película protetetora de zinco for danificada e o ferro estiver exposto, o zinco atuará como metal de sacrifício, ou seja, um metal propositalmente colocado em contato com o ferro para que seja oxidado em lugar dele, preservando-o.

Referências bibliográficas

PERUZZO, Francisco Miragaia (Tito); Canto, Eduardo leite do. Química na abordagem do cotidiano. São Paulo: Moderna, 2006

Algumas aplicações dos metais de sacrifício

Metal de sacrifício ou “eletrodo de sacrifício" é qualquer metal utilizado em estruturas submetidas a ambientes oxidantes, com o objetivo de ser oxidado em seu lugar. Esse metal deve possuir menor poder de redução do que o material utilizado na estrutura, para que possa ser "sacrificado" e protegê-la. O zinco e o magnésio são exemplos de metais utilizados com esse objetivo.

O ferro, utilizado em cascos de navio, em contato com a água do mar, se oxidaria muito facilmente se não houvesse um metal de sacrifício. Cascos de navio são protegidos da corrosão mediante a colocação de placas de zinco, que se oxida mais facilmente que o ferro. A técnica é denominada “proteção catódica”, pois o ferro é protegido justamente por se tornar o cátodo da cela galvânica formada por zinco e ferro. E o zinco é denominado “metal de sacrifício” ou “ânodo de sacrifício”, pois, atuando como o ânodo da cela, oxida-se, preservando, assim, o ferro. A proteção é eficiente desde que o metal de sacrifício seja reposto à medida que vai sendo consumido.

O metal mais comumente utilizado como ânodo de sacrificio é o zinco. Além de ser relativamente barato, ele tem potencial de redução menor que a maioria doa metais. Essa utilização do zinco pode ser feita de duas formas. A primeira consiste em dar um banho de zinco no meterial, denominado galvanização. Outra forma de utilizar um ânodo de sacrifÍcio é fixá-lo ao material que se quer proteger, de forma que os elétrons possam circular entre os mesmos. Esse método é muito utilizado na indústria naval. Como os ânodos de sacrifício são preferencialmente corroídos, há que se trocá-los periodicamente.

Estruturas e materiais metálicos em contato com a terra e com a água também necessitam de proteção catódica. Esses são os casos, por exemplo, de torres de transmissão de corrente elétrica, tanques de combustiveis enterrados sob os postos, tubulações subterrâneas de água e combustíveis e estruturas portuárias.

Referências bibliográficas

PERUZZO, Francisco Miragaia (Tito); Canto, Eduardo leite do. Química na abordagem do cotidiano. São Paulo: Moderna, 2006

http://pt.wikipedia.org/wiki/Metal_de_sacrif%C3%ADcio

Obturações dentárias

É muito comum haver corrosão quando colocamos diferentes materiais em contato. Nesse caso, forma-se uma “pilha”, na qual o metal de menor potencial de redução será corroído mais rapidamente, por exemplo, nas operações de soldagem e nas obturações dentarias.

O amálgama dentário é constituído por uma mistura na qual o mercúrio combina-se com prata e estanho.

3 Hg₂²⁺ + 4 Ag _(s) + 6 e^-→ 2 Ag₂Hg_3(s) E°= +0,85V

2 Sn²⁺_(aq) + 3 Ag _(s) + 2 e^-→ 1 Ag₃Sn_(s) E°= -0,05V

8 Sn²⁺_(aq) + 1 Hg_(s) + 16 e^-→ 1 Sn₈Hg_(s) E°= -0,13V

Na realidade esse tipo de amalgama é constituído de 3 fases solidas formadas pelas seguintes substancias: Ag₂Hg₃, Ag₃Sn, Sn₈Hg.

O problema surge quando um metal de maior potencial de redução (ouro, por exemplo) entra em contato co a obturação feita de amálgama. Nesse caso, se a obturação entra em contato com uma incrustação de ouro feita em um dente próximo, haverá corrosão na obturação. Isso acontece porque a obturação de amálgama atua como ânodo (menor potencial) e a incrustação de ouro como cátodo (maior potencial). Analisando os valores de E°, observa-se que o eletrodo Sn₈Hg é o mais fácil de corroer. Quando isso ocorre, a liberação de íons Sn²⁺ na boca é responsável pelo desagradável sabor metálico. Por isso, um bom dentista jamais coloca um dente de ouro próximo a uma obturação de amálgama, por ser desconfortante para o paciente.

Referências bibliográficas

PERUZZO, Francisco Miragaia (Tito); Canto, Eduardo leite do. Química na abordagem do cotidiano. São Paulo: Moderna, 2006

. http://pt.wikipedia.org/wiki/Am%C3%A1lgama_de_prata

Cuidado ao comprar alimentos em conserva!!!

Alguns microorganismos também provocam corrosão em metais, conhecida como corrosão biológica. Seu estudo e controle são fundamentais para as indústrias alimentícias.

A corrosão pode ser causada por microorganismos. Problemas de embalagens de metal para alimentos amassados, por exemplo, podem favorecer o desenvolvimento de uma toxina produzia pela bactéria Clostridium botulinum, que só se desenvolve em ambientes sem oxigênio. Essa bactéria causa o botulismo, forma de intoxicação alimentar que pode ser mortal se não tratada adequadamente.

Por isso devemos ter cuidado ao comprar alimentos em conserva cuja lata ou tampa esteja amassada que a proteção de estanho que reveste a lata de folha-de-flandes (liga de ferro e alumínio) pode ser removida, possibilitando a corrosão do alimento.

Referências bibliográficas

SANTOS, Wildson; MÓL, Gerson (coord.). Química e Sociedade. São Paulo: Nova Geração, 2005.

http://saude.sapo.pt/artigos/dossiers/nutricao/ver.html?id=848121

O que poderíamos fazer para evitar a corrosão de alguns tipos de metais?

Um dos processos de corrosão mais comuns é a oxidação do ferro. Do ponto de vista econômico, esse processo é muito importante. Estima-se que cerca de 20% do ferro produzido anualmente sejam usados para substituir peças que foram inutilizadas pela ação da ferrugem.

Umas das formas de evitar ou diminuir a corrosão é revestir o material de ferro com uma camada protetora que evite seu contato com o oxigênio e a água. Isso pode ser feito aplicando-se uma camada de polímero (tinta à base de solvente orgânico), o que ocorre em automóveis e em eletrodomésticos como geladeira, em que esta é pintada com um esmalte. Também pode ser aplicado outro metal como estanho, zinco ou crômio, sendo utilizado, por exemplo, em torneiras e acessórios metálicos para banheiro.

A folha de aço usada nas latas para bebidas ou alimentos é revestida por películas de estanho, seja pela imersão em estanho fundido, seja por galvanoplastia. O estanho protege o ferro desde que a película seja contínua.

Outra maneira de proteção é associar ao ferro um metal que seja mais reativo do que ele, como o zinco ou o magnésio. Esse metal sofrerá oxidação antes do ferro, protegendo-o assim. Os dutos de óleo ou de gás que trabalham enterrados no solo são protegidos dessa forma (geralmente com anodo de sacrifício de magnésio). Bem como os motores de embarcações e cascos de navio (geralmente usando o zinco como metal de sacrifício).

Referências bibliográficas

SANTOS, Wildson; MÓL, Gerson (coord.). Química e Sociedade. São Paulo: Nova Geração, 2005.

http://pe360graus.globo.com/educacao360/colunaLerX.asp?columnId=&articleId=744

Por que em regiões litorâneas o processo de corrosão é mais rápido? O que podemos fazer para proteger os metais dessa corrosão?

Os processos de corrosão dependem do ambiente nos quais ocorrem. A presença de água, por exemplo, intensifica a corrosão de metais. Por isso, a esponja de aço molhada sobre a pia enferruja mais rapidamente do que a esponja simplesmente exposta ao ar.

Se além da água houver sais, mais rápido ainda será o processo. Numa região litorânea, a corrosão é mais rápida do que em cidades do interior do país, mesmo que estas apresentem alta umidade. Com isso você já deve ter notado a formação da ferrugem mais rapidamente em carros na praia, por exemplo.