Ossidazione del ferro

Le Trasformazioni

Scuola secondaria di II grado IPSIA

“E Maiorana”- Indirizzo chimico e biologico

Bari

Classe seconda

Docente: Maria Massaro

Tutor moderatore: Miralma Serio

Scopo:

comprendere quali sono i fattori

che determinano la corrosione del

ferro e come è possibile

prevenirla.

Viene seguito un percorso che

si articola in

più fasi sperimentali

aperte all’esperienza,

ognuna delle quali indaga su

un aspetto specifico del

fenomeno che si vuole studiare

Prima fase:Allestimento di provette contenenti

oggetti di ferro in forme diverse

(chiodi, fili, paglietta, palline, limatura, polvere)

sottoposti a diverse condizioni ambientali:

acqua, acqua distillata, olio, acido, base, soluzione

salina, sostanza igroscopica.

Scelta del campione

Scelta dell’ambiente di reazione

Osservazioni

• Fattori ambientali che causano la corrosione:

acqua e aria.

• Fattori che accelerano il processo:

acidi, sale.

• Fattori che inibiscono la corrosione:

NaOH, olio, CaCl2.

Seconda fase:

Esperienza di Lavoisier

Nella corrosione del ferro viene consumato

ossigeno!

Terza fase: quali sono i prodotti

dell’ossidazione del ferro ?

ANALISI IN PIASTRA DI AGAR

IN PRESENZA DI INDICATORI

i prodotti dell’ossidazione del ferro

• ioni Fe2+ :la loro presenza è rivelata dal colore “blu di prussia” assunto dall’indicatore Ferricianuro di potassio

• ioni OH- :la loro presenza è rivelata dalla colorazione fucsia assunta dall’indicatore Fenolftaleina

• Le semireazioni sono:

Fe Fe2+ + 2e- Ox

½ O2 + H2O + 2e- 2 OH- Red

Quarta fase:

come si può proteggere il ferro

dalla corrosione?

• La presenza di metalli come zinco o magnesio

può impedire l’ossidazione del ferro!

Zn Mg

DIARIO DI BORDO

IPSIA “E. Majorana” BARI - Classe seconda

Docente: Maria Massaro

Tutor moderatore: Miralma Serio

• Tematica: LE TRASFORMAZIONI

• Nucleo concettuale preso in considerazione: REAZIONI DI

OSSIDORIDUZIONE

• Percorso attraverso : OSSIDAZIONE DEL FERRO

• Intervallo di tempo: aprile-maggio / 25 ore

PUNTO DI PARTENZA:

• introduzione all’argomento con osservazione del fenomeno ruggine e corrosione dei metalli nel contesto del quotidiano (gli alunni vengono stimolati a portare esempi);

• introduzione teorica ( il docente parla del fenomeno sugli spunti offerti dagli alunni);

• brain storming su: trasformazione fisica e chimica, ioni, ossidazione, numero di ossidazione, ruggine, oggetti che arrugginiscono, metalli che non arrugginiscono, fattori che favoriscono e impediscono la formazione di ruggine (il docente scrive le domande alla lavagna; ogni ragazzo riceve dei foglietti sui quali scrive le risposte; si leggono le risposte date, raggruppando quelle simili);

• si elaborano definizioni condivise per allestire un glossario di partenza;

• l’insegnante offre supporto nella discussione stimolata/scaturita.

PERCORSO SPERIMENTALE:

Dall’ESPERIMENTO all’ESPERIENZA

• Sulla base delle osservazioni emerse nel brain storming viene progettato, con il coinvolgimento degli alunni sotto la guida del docente teorico della classe, dell’insegnante tecnico pratico e del tutor moderatore del presidio, un percorso laboratoriale articolato in 4 fasiper indagare su diversi aspetti del fenomeno.

• Ogni fase viene aperta con una DOMANDA STIMOLO allo scopo di innescare un processo di apprendimento costruttivo mediante formulazione di ipotesi e progettazioni sperimentali che vedono la partecipazione attiva degli studenti..

• Gli allievi, opportunamente guidati, vengono coinvolti nella scelta dei campioni, nella scelta dell’ambiente di reazione, nella scelta della tempistica.

Domanda stimolo: QUALI FATTORI CAUSANO LA FORMAZIONE RUGGINE e PROVOCANO LA CORROSIONE DEL FERRO?

ESPERIMENTO/ESPERIENZA

Alcuni oggetti di ferro scelti tra i materiali disponibili in laboratorio, suggeriti da alunni e insegnanti

chiodi, fili, paglietta, limatura, polvere

vengono posti in provette in diversi ambienti

acqua, acqua distillata, sale, acido, base, disidratante

e si osserva cosa accade

dopo 1 ora, 1 giorno, 1 settimana, 2 settimane.

Domanda stimolo: IN QUALI CONDIZIONI PREVEDI CHE AVVENGA PIU’ FACILMENTE L’OSSIDAZIONE DEL FERRO?

PRIMA FASE

OSSERVAZIONI SPERIMENTALI

• in acqua distillata : la formazione di ruggine si osserva dopo 2 settimane

• in acqua di rubinetto: la formazione di ruggine si osserva dopo 1 settimana

• in acqua e sale ( NaCl ): la formazione di ruggine si osserva dopo 1 giorno

• in acqua e HCl: si ha sviluppo di gas e la formazione di ruggine si osserva dopo 1 ora

• in acqua e aceto: si ha sviluppo di gas e la formazione di ruggine si osserva dopo 1 ora

• in acqua e NaOH: non si osserva formazione di ruggine

• in acqua e olio: non si osserva formazione di ruggine

• in acqua e Na2CO3: non si osserva formazione di ruggine

• con disidratante ( cloruro di calcio CaCl2 ) : non si osserva formazione di ruggine

Analisi del fenomeno:

• raccolta e tabulazione delle osservazioni

• confronto tra osservazioni iniziali e finali

• individuazione delle condizioni più favorevoli

CONCLUSIONI – ESPLICITAZIONE DEI PERCHE’

• le condizioni necessarie per la formazione di ruggine sono: presenza di acqua e aria (ossigeno)

• La reazione che avviene è la seguente:

• Fe + ½ O2 + H2O Fe 2+ + 2 OH-

• Poiché si tratta di fenomeni reversibili (equilibri), la presenza di uno dei prodotti ( OH- ) inibisce il processo, spostando a sinistra l’equilibrio.

• Questo spiega la mancata formazione di ruggine in ambiente basico

• ( con NaOH e Na2CO3 ).

• In presenza di acido ( HCl, aceto ) l’ossidazione del ferro avviene ad opera dell’idrogeno ( H+ ) invece che dell’ossigeno:

• Fe + 2 HCl ----> Fe 2+ + H2 + 2 Cl-

• La reazione è veloce e si osserva lo sviluppo di bollicine di gas (H2 )

• Il cloruro di calcio ( CaCl2 ) impedisce l’ossidazione del ferro poiché assorbe l’umidità dall’ambiente circostante.

• La presenza di olio, invece, impedisce il contatto con l’aria e quindi con l’ossigeno, ostacolando così la formazione di ruggine.

• La presenza di sale ( NaCl ) nell’acqua rende più veloce la formazione di ruggine perché favorisce il movimento degli ioni in soluzione.

SECONDA FASE

Domanda stimolo: COME SI PUO’ DIMOSTRARE

SPERIMENTALMENTE CHE NELLA FORMAZIONE

DELLA RUGGINE SI CONSUMA OSSIGENO?

RIEVOCAZIONE STORICA

Lettura di un testo relativo alla vita di Lavoisier, con dialoghi, per

rievocare il contesto storico-culturale in cui lo scienziato ha analizzato

alcuni aspetti del fenomeno dell’ossidazione e dimostrato che il ferro

arrugginisce perché si combina con l’ossigeno.

Esperienza di Lavoisier

• Viene posta una paglietta di ferro, bagnata, sul fondo di una provetta. Questa viene chiusa con un tappo attraverso il quale passa un tubicino, e viene fissata, capovolta, ad un sostegno, facendo in modo che l’estremità inferiore del tubicino peschi in un becher contenente acqua ( all’acqua è stato aggiunto un colorante, blu di metilene, allo scopo di rendere il tutto più visibile ).

• Dopo una settimana si osserva che l’acqua è risalita attraverso il tubicino, sin dentro la provetta. Dopo due settimane si osserva una ulteriore risalita di acqua nella provetta, sino a raggiungere un livello che si mantiene stabile nel tempo.

• La risalita di acqua dimostra che all’interno della provetta si è creata una depressione dovuta al consumo di ossigeno che ha reagito con il ferro.

• L’ossidazione del ferro si è arrestata quando tutto l’ossigeno che si trovava all’interno della provetta è stato consumato.

TERZA FASE

Domanda stimolo: QUALI SONO I PRODOTTI

DELL’OSSIDAZIONE DEL FERRO?

ANALISI IN PIASTRA DI AGAR

CON INDICATORI

Si osserva cosa accade ad un chiodo di ferro bagnato

immerso per 24 ore piastra di agar (gelatina) contenente

due indicatori: il ferricianuro di potassio (diventa blu in

presenza di ioni Fe 2+) e la fenolftaleina (diventa rosa in

ambiente basico).

La gelatina serve a limitare la mobilità degli ioni in modo che

la colorazione risulti localizzata.

ELABORAZIONE DEI RISULTATI

• Si osservano dopo 24 ore attorno al chiodo delle zone colorate in blu e

delle zone colorate in rosa

• La colorazione BLU segnala la presenza di ioni Fe 2+ che si formano

in seguito all’OSSIDAZIONE del ferro

Fe Fe 2+ + 2 e- semireazione di ossidazione del ferro

• La colorazione ROSA segnala la presenza di ioni OH- che si formano

in seguito alla RIDUZIONE dell’ossigeno

½ O2 + H2O + 2 e- 2 OH- semireazione di riduzione

dell’ossigeno

Le zone del chiodo da cui prende avvio l’ossidazione sono quelle in cui la

superficie del metallo presenta delle lesioni (es. graffi, fratture ) o

vicino alle punte, poiché in queste zone gli atomi del metallo sono più

reattivi e quindi si ossidano più velocemente.

I prodotti dell’ossidazione del ferro• La corrosione del ferro è un processo di ossido-riduzione in cui sono

coinvolti sia l’ossigeno che l’umidità.

• L’ossidazione di una sostanza (il ferro cede e-) è sempre accompagnata dalla riduzione di un’altra sostanza (l’ossigeno acquista e-)

• La corrosione avviene perchè gli ioni Fe2+ ( derivanti dall’ossidazione del ferro) migrano attraverso la soluzione acquosa, fino ad incontrare gli ioni OH-

• La combinazione dei due ioni forma idrossido di ferro (II) :

Fe (OH)2, che viene poi ossidato dall’ossigeno dell’aria secondo l’equazione:

Fe (OH)2 + ½ O2 Fe2 O 3 * 2 H2O ( rosso-bruno )

• L’ossido di ferro (III) con l’acqua di cristallizzazione costituisce la ruggine.

Modellizzazione: equazione chimica

Conclusioni: le condizioni necessarie per la formazione di ruggine sono:

presenza di acqua e ossigeno.

Si prova ad esprimere il fenomeno osservato in linguaggio specifico

(equazione chimica)

SEMIREAZIONI

• Fe Fe 2+ + 2 e- (ossidazione del ferro)

• ½ O2 + H2O + 2 e- 2 OH- (riduzione dell’ossigeno)

REAZIONE REDOX

• Fe + ½ O2 + H2O -----> Fe 2+ + 2 OH-

• Fe (OH)2 + ½ O2 Fe2 O3 * 2 H2O RUGGINE

QUARTA FASE

Domanda stimolo: E’ POSSIBILE PROTEGGERE IL FERRO

DALLA CORROSIONE?

ANALISI IN PIASTRA DI AGAR

CON INDICATORI IN PRESENZA DI ALTRI METALLI

Si ripete l’esperienza in piastra di agar analizzando 3 chiodi avvolti

rispettivamente con un filo di ZINCO, un nastro di MAGNESIO e un

filo di RAME

ELABORAZIONE DEI RISULTATI

• PIASTRA CON CHIODO RICOPERTO DI ZINCO: si osservano

attorno al chiodo zone debolmente colorate in rosa e zone in cui la

trasparenza della gelatina è diminuita con formazione di un

precipitato biancastro. Si tratta di idrossido di zinco (insolubile)

Zn (OH)2. Non si osservano zone colorate in blu.

• PIASTRA CON CHIODO RICOPERTO DI MAGNESIO: si

osserva attorno al chiodo una colorazione in rosa. Si forma di

idrossido di magnesio (solubile) Mg (OH)2. Non si osservano zone

colorate in blu.

• PIASTRA CON CHIODO RICOPERTO DI RAME: si osservano

zone colorate in blu (presenza di ioni Fe2+) e zone colorate in rosa.

DEDUZIONI: Lo zinco e il magnesio impediscono la corrosione del

ferro. Il rame non protegge il ferro dalla corrosione.

Protezione del ferro dalla corrosione.• Si è osservato che la presenza di alcuni metalli, come zinco e

magnesio, ha un effetto “protettivo” nei confronti del ferro, impedendone l’ossidazione.

• Questo perché tali metalli hanno una tendenza ad ossidarsi maggiore rispetto al ferro, e pertanto in presenza di un “ossidante” ( in questo caso l’ossigeno ) saranno questi a cedere elettroni , piuttosto che il ferro.

• Le reazioni che si verificano sono le seguenti:

• Zn -----> Zn 2+ + 2 e- ossidazione

• Mg -----> Mg 2+ + 2 e- ossidazione

• ½ O2 + H2O + 2 e- -----> 2 OH- riduzione

• Si nota in ogni caso la formazione di ioni OH- : la loro presenza è rivelata dall’indicatore ( fenolftaleina ), che assume una colorazione rosa in ambiente basico.

• Nel caso della reazione con lo zinco si forma idrossido di zinco Zn(OH)2 , che essendo insolubile in acqua si evidenzia sottoforma di un precipitato bianco, e non si osserva in modo evidente il viraggio dell’indicatore (colorazione fucsia ) perché gli ioni OH- non si trovano liberi in soluzione, ma bloccati dal precipitato.

• Con il magnesio si forma invece idrossido di magnesio Mg(OH)2 che è solubile in acqua e pertanto la presenza degli ioni OH- in soluzione determina il viraggio dell’indicatore.

I POTENZIALI DI RIDUZIONE

• Domanda stimolo: E’ POSSIBILE PREVEDERE IL COMPORTAMENTO DI UN METALLO NEI CONFRONTI DELL’OSSIDAZIONE?

• SI’,utilizzando la tavola dei potenziali standard di riduzione: i valori riportati in questa tabella rappresentano infatti la tendenza che ogni specie chimica ha verso la riduzione.

• Leggendo la tabella, le specie che si trovano più in alto ( potenziale maggiore ) hanno maggiore tendenza a ridursi e quindi si comportano come ossidanti, mentre le specie che si trovano più in basso(potenziale minore ) hanno maggiore tendenza ad ossidarsi ( nel caso dei metalli: si corrodono più facilmente ).

• Si può ora comprendere perché il rame non ha lo stesso effetto protettivo di Zn e Mg per il ferro: il rame ha infatti un potenziale di riduzione maggiore del ferro, quindi è il ferro che si ossida più facilmente del rame!

Estrapolazione ad altri contesti di senso

• Uso dei prodotti antiruggine antiossidanti

• Il ferro zincato e cromato e stagnato

(lamiera delle automobili serbatoi, tubature

interrate, scafi delle navi, latte)

• Le leghe (acciaio inossidabile)

• L’alluminio, il rame l’argento e

l’ossidazione

Fase di rielaborazione

• Discussione guidata al termine del percorso

• Rivisitazione del glossario di partenza alla luce delle osservazioni

sperimentali e degli approfondimenti teorici

• Realizzazione di mappe concettuali e schemi operativi

• CONCLUSIONI CONDIVISE

VERIFICHE

• Verifiche orali per la concettualizzazione

• Verbalizzazione del percorso sperimentale con mappe

concettuali e schemi operativi (in itinere)

• Relazioni di laboratorio su esperiementi/esperienze

• Verifiche scritte semistrutturate (finali)

• Prove pratiche per la valutazione delle abilità operative

CONOSCENZE e COMPETENZE

• Conoscere il fenomeno della corrosione

• Comprendere che la corrosione è dovuta ad un processo di ossidazione

del metallo

• Comprendere che è possibile proteggere il ferro dalla corrosione

• Saper individuare i fattori che favoriscono e impediscono la corrosione

• Saper riconoscere una reazione di ossidoriduzione

• Saper utilizzare la scala dei potenziali di riduzione per prevedere il

comportamento di un metallo nell’ossidazione

• Saper scrivere ed interpretare un’equazione chimica come linguaggio

specifico e modello di un fenomeno

• Acquisire autonomia operativa nella pratica laboratoriale

• Saper estrapolare i concetti acquisiti a differenti contesti di senso

(importanza economica della protezione dei metalli dalla corrosione