Introdução ao mecanismo e tipos de corrosão.

1. Corrosão
• Em metais e cerâmicas:
 perda efetiva de material por dissolução ou pela formação de uma
incrustação.
Duas
reações químicas
precisam ocorrer
Solução ácida - HCl
• Em polímeros:
 os mecanismos e as conseqüências do processo são diferentes e por isso o
termo mais empregado é degradação.

2. Exemplos de Corrosão

3. Por que se preocupar com a corrosão?
• 3 razões:
 Custo;
 Segurança;
 Conservação de recursos.
• Em relação aos custos:
 Nos E.U.A. a corrosão gera por ano custos da ordem de 4,5% do PIB daquele
país;
 Deste total, cerca de 100 bilhões de dólares são gastos na utilização de
materiais mais resistentes à corrosão e no emprego de novas tecnologias;
 O setor que mais investe no problema é o da indústria automotiva.

4. Por que se preocupar com a corrosão?
• Em relação à segurança:
 Muitos componentes e estruturas podem estar suscetíveis a falhar por
conseqüência de um processo de corrosão: caldeiras, submarinos, aeronaves,
vasos de pressão, hélices de turbinas, pontes, etc.
Acidente da Aloha Airlines, em 1998, onde um membro da tripulação morreu e vários
passageiros ficaram feridos.

5. Por que se preocupar com a corrosão?
• Em relação à conservação dos recursos:
 As reservas de metais e a quantidade de energia disponível em nosso planeta
são limitadas.
 A corrosão pode ser interpretada como o avesso de um processo metalúrgico e
muita energia é gasta em um processo de corrosão.

6. Potenciais de eletrodo
• Nem todos os metais oxidam para formar íons com o mesmo grau de facilidade. A
determinação da força motriz para a reação eletroquímica de oxi-redução pode
identificar os mais suscetíveis, comparativamente.
Pilha eletroquímica que consiste em
eletrodos de ferro e de cobre, cada
um imerso em uma solução 1M do
seu íon. O Fe é corroído, enquanto o
Cu se eletrodeposita.

7. Lembre-se sempre
• Quem perde elétrons sofre oxidação:
• Quem ganha elétrons sofre redução:
• Eletrólito: solução capaz de conduzir corrente elétrica
pelo movimento de íons positivos ou negativos:
Ânions : íons negativos
Cátions : íons positivos
• Anodo: Eletrodo cujos átomos perdem elétrons para o
circuito externo, tornando-se íons + e oxidando;
• Catodo: Eletrodo que recebe os íons do circuito externo e
reduzindo.

8. Série de potenciais de eletrodo padrão
• Quando a medida da força motriz é feita utilizando-se uma pilha de referência,
temos o que se chama de série de potenciais de eletrodo padrão.
Com essa série fica mais
conveniente comparar as
tendências à corrosão dos
metais, uns em relação aos
outros.
O potencial global par a pilha é
dado por:
ΔVº = Vº2 – Vº1
Para que a reação ocorra
espontaneamente ΔVº > 0

9. Influência da temperatura e da concentração sobre
o potencial de eletrodo
• A alteração da temperatura ou da concentração da solução alterará o potencial da
pilha e até mesmo reverter a direção da reação espontânea.
ΔV = (Vº2 – Vº1) – (RT/nF )ln [M1n+] /[M2n+])
• Para 25ºC:
ΔV = (Vº2 – Vº1) – (0,0592/n) log [M1n+] /[M2n+]

10. Requisitos para haver corrosão:
• A presença de um anodo ou de sítios
anódicos na superfície do metal;
• A presença de um catodo ou de sítios
catódicos na superfície do metal;
• Eletrólito em contato com o anodo e com o
catodo, formando um caminho para a
condução de íons;
• Uma conexão elétrica entre o anodo e o
catodo, fazendo com que os elétrons sejam
fluam entre o anodo e o catodo.

11. Taxas de corrosão
• A taxa de corrosão de um material pode ser expresso como a Taxa de Penetração
da Corrosão (TPC) e calculada pela fórmula:
TPC = KW/ρAt
W = perda de peso após um tempo t
ρ = densidade da amostra
A = área da amostra que está exposta
K = cte.
• Pode-se expressar a taxa de corrosão em termos da corrente elétrica associada com
as reações de corrosão eletroquímicas : densidade de corrente.
R = i/nF
n = nº de elétrons associados à ionização de cada átomo metálico
i = corrente
F = constante de Faraday, 96.500 C/mol

12. Estimativa de taxas de corrosão - Polarização
 Considere a pilha eletroquímica mostrada na figura abaixo. O sistema está fora de
equilíbrio e os valores dos potenciais dos eletrodos não constam da tabela de
referência;
 O deslocamento de cada potencial de eletrodo do seu valor em condições de
equilíbrio é chamado de polarização.
 A magnitude desse deslocamento é
a sobrevoltagem (η).
 A relação entre a sobrevoltagem
e a densidade de corrente é dada por:
ηa = ± ß log i /i0
ß e i0 representam
constantes para a
semipilha específica.

13. Polarização por ativação
Condição em que a taxa de reação é controlada pela etapa da reação eletroquímica
que se processa a uma taxa mais lenta.
Esquema de possíveis etapas na Gráfico de sobrevoltagem da
reação de redução do hidrogênio, cuja polarização por ativação para um
taxa é controlada pela polarização por eletrodo de hidrogênio, em função do
ativação. logaritmo da densidade de corrente,
para as reações de oxidação e redução

14. Polarização por concentração
Condição em que a taxa de reação é controlada pela difusão no interior da solução.
Distribuição dos íons de H+ na Distribuição dos íons de H+ na
vizinhança do catodo para baixas vizinhança do catodo para altas
taxas de reação e/ou altas taxas de reação e/ou baixas
concentrações. concentrações
Zona de escassez polarização por concentração

15. Polarização por concentração
 A relação entre a sobrevoltagem de polarização por concentração (ηc) e a
densidade de corrente (i) é dada por:
ηc = (2,3RT/nF) log(1-i/iL)
Gráficos esquemáticos da sobrevoltagem em função do log de i para (a) uma
polarização por concentração e (b) uma polarização combinada por ativação e
concentração.

16. Passividade
• Fenômeno observado em alguns metais que perdem sua reatividade química sob
determinadas condições específicas, tornando-se inertes.
• Materiais de engenharia que são resistentes à corrosão desenvolvem naturalmente
um filme fino de óxido, aderente à sua superfície, chamado de película passiva.
• Filme de óxido bem fino (da ordem de nm),
que age como uma barreira entre o metal e o
eletrólito;
• Pode ser destruído mas se regenera
rapidamente;
• Um material passivado pode se converter a
um estado ativo se alguma alteração na
natureza do ambiente se fizer.
Exemplos: Ligas de Al, ligas de Ni e aços inoxidáveis

17. Passividade em aços inoxidáveis
• Na maioria das vezes o ferro não é resistente à corrosão.
• Adicionando-se uma quantidade maior que 12% de Cr em aços pode torná-los
altamente resistentes à corrosão devido à formação da película passivadora de óxido
de Cr.
Os aços 304 SS têm cerca de 18%Cr e 8%Ni, também conhecidos como aços
18-8. Adicionando-se cerca de 2%Mo (316 SS) nessa mistura, a resistência à
corrosão destes aços é ainda mais aumentada.

18. Formas de corrosão
• A corrosão pode ser classificada pelo modo como ela se manifesta.
• Em metais ela pode assumir uma das seguintes designações:
 uniforme;
 galvânica;
 em frestas;
 por pites;
 intergranular;
 por lixívia seletiva;
 erosão-corrosão
 corrosão sob tensão.

19. Corrosão uniforme
• As reações de oxidação e redução ocorrem uniformemente sobre toda a superfície
do metal, ou uma grande fração desta superfície;
• É a forma mais comum de corrosão e também a que mais prejuízo causa em
termos toneladas de metal perdidas.