Ossidazione del ferro - diffusione scientifica 2

Le Trasformazioni
Ossidazione del ferro
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+ + 2eOx
½ O2 + H2O + 2e-  2 OHRed
Quarta fase:
come si può proteggere il ferro
dalla corrosione?
Zn
• La presenza di metalli come zinco o magnesio
può impedire l’ossidazione del ferro!
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 fasi
per 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.
PRIMA FASE
QUALI FATTORI CAUSANO LA
FORMAZIONE RUGGINE e PROVOCANO LA
CORROSIONE DEL FERRO?
Domanda stimolo:
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.
IN QUALI CONDIZIONI PREVEDI CHE
AVVENGA PIU’ FACILMENTE L’OSSIDAZIONE DEL
FERRO?
Domanda stimolo:
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
•
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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 OHPoiché 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 ClLa 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
COME SI PUO’ DIMOSTRARE
SPERIMENTALMENTE CHE NELLA FORMAZIONE
DELLA RUGGINE SI CONSUMA OSSIGENO?
Domanda stimolo:
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
QUALI SONO I PRODOTTI
DELL’OSSIDAZIONE DEL FERRO?
Domanda stimolo:
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 e2 OHsemireazione 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 e2 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
E’ POSSIBILE PROTEGGERE IL FERRO
DALLA CORROSIONE?
Domanda stimolo:
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 OHriduzione
• 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
•
•
E’ POSSIBILE PREVEDERE IL
COMPORTAMENTO DI UN METALLO NEI
CONFRONTI DELL’OSSIDAZIONE?
Domanda stimolo:
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