Construção e Montagem - Parte 1 - Corrosão

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Fabricio Pinheiro dos Santos
Corrosão
Programa do curso
Corrosão
Mecanismo Básico da Corrosão 
Eletroquímica
Formas de corrosão
Mecanismo básico da Proteção 
Catódica
Proteção da corrosão
Proteção Anti-Corrosiva
Aplicações da Proteção Catódica 
Construção
Fases de Construção, 
Montagem e Instalação
Recebimento e Preservação de 
Equipamentos em Canteiro de 
Obras
Movimentação de carga
Integridade do equipamento
• Definição de corrosão
• Importância do estudo da corrosão
• Mecanismos de Corrosão
• Corrosão Externa (Água do Mar)
• Corrosão Sob Tensão por Cloretos
• Corrosão pelo CO2
• Danos Provocados pelo H2S
• Trincamento Induzido pelo Hidrogênio
Fundamentos de Corrosão
Importância do Estudo da corrosão 
A importância do estudo da corrosão
Prevenção de Acidentes
• Queda de pontes e aviões, explosão de caldeiras, vazamento 
de oleodutos, desabamentos de estruturas metálicas, etc.
Insalubridade
• Vazamentos de produtos tóxicos
Defesa do consumidor
• Produtos de consumo com durabilidade e desempenho 
comprometidos pela ação da corrosão
• 4 a 5% do PIB de um país industrializado;
• 1/5 da produção de aço do mundo destina-se a cobrir perdas por corrosão;
Custos com corrosão 
Óleo e Gás
24%
Atmosfera 
Marinha
20%
Petroquímica
14%
Infraestrutura
13%
Geração de 
energia
12%
Saneamento 
5%
Outros
12%
CUSTOS COM CORROSÃO
Custos com corrosão 
Custos Diretos
Substituições de peças
Manutenção
Processo de proteção
Custos Indiretos
Paralização para limpeza ou reposição 
de peças
Perda de produtos
Contaminação de produtos
Perda de eficiência de equipamentos
Acidentes
Fundamentos de Corrosão
• Desgaste gradual de um corpo qualquer que sofre transformação química e/ou física,
proveniente de uma interação com o meio ambiente
• Deterioração dos materiais pela ação química ou eletroquímica do meio, podendo estar
ou não associado a esforços mecânicos.
• Transformação de um material ou liga metálica pela sua interação química ou
eletroquímica num determinado meio de exposição
Definição de corrosão
“Transformação espontânea de um metal em íon pela sua interação química ou eletroquímica
com o meio em que se encontra “
Ion : Átomo elétricamente carregado
Definição de corrosão 
Evolução do modelo atômico 
Ions são átomos eletricamente carregados que podem perder ou ganhar elétrons
O que são íons ? 
A corrosão pôde-se entendia como o processo inverso da metalurgia extrativa:
Porque os metais corroem?
• Perda de elétrons oxidação
• Ganho de elétrons redução
O problema da nomenclatura 
Catodo e anodo 
Anodo: região de onde saem 
os elétrons 
Catodo: região onde entram os 
elétrons 
Formação de ferrugem 
Exemplos de Meios Corrosivos
Atmosfera: sais, poeira, umidade, gases: CO, CO2, SO2, H2S
Água: presença de micro-organismos, gases dissolvido 
Solo: acidez
Produtos químicos: Ácidos em geral 
Relações inadequadas metal/meio
Metal Meio
Aço Carbono Agua do mar
Aço inoxidável HCl, H2S, SO3
Alumínio HCl, NaOH
Magnésio HNO3
Cobre HCl, NH3
Titânio H2SO4, H2O2 conc, SO3
Ouro FeCl3
Platina HNO3 fumegante
• Produtos solúveis: corrosão (estado ativo)
• Produtos insolúveis: passivação (estado passivo) (possibilidade de corrosão localizada)
Não protetor
• O produto de corrosão sólido mas não protetor.
• Aço-carbono (óxidos: Fe2O3 ou FeO; hidróxidos: Fe(OH)2 ou Fe(OH)3)
Protetor
• Barreira que impede o contato entre o metal e o ambiente que o cerca
• Óxido de cromo (Cr2O3), sobre aço inoxidável
• Óxido de alumínio (Al2O3) que, além de protetor, confere aspecto, decorativo.
Características dos produtos de corrosão
Tipos de corrosão 
Corrosão química 
Ausência de água líquida 
Temperaturas acima do ponto de orvalho 
Interação direta do metal com o meio-
ambiente
Corrosão eletroquímica 
Corrosão úmida 
Necessita da presença de água líquida
Temperatura abaixo do ponto de orvalho, 
normalmente temperatura ambiente 
Forma uma pilha ou célula de corrosão com 
circulação de elétrons na superfície metálica 
• Reação direta entre metal e meio corrosivo
• Caso Comum: Reação em altas temperaturas
Exemplo: Metal + Oxigênio (gases) Oxido do metal
Exemplos:
Fe + 1/2O2 FeO
3Fe + 2O2 Fe3O4
2Fe + 3/2O2 Fe2O3
Corrosão química
Corrosão eletroquímica
• Processo corrosivo que está associado a
reações anódicas (oxidação) e catódicas
(redução) na interface do metal com o
meio (eletrólito).
• Estudo das reações químicas que
envolvem transferência de elétrons entre
um condutor elétrico (eletrodo) e um
iônico (eletrólito).
• Estuda os fenômenos de transformação
de energia química em elétrica.
Potencial de eletrodo
- 
- 
- 
- 
- 
- 
- 
- 
- 
- 
V
• Ao imergir um metal em uma solução aquosa passa a
existir uma diferença de potencial entre as duas fases
(sólida e líquida).
• O potencial do íon metálico na estrutura metálica é
elevado, enquanto o potencial do ion de hidratação é baixo
e, portanto, o processo de hidratação é acompanhado pela
redução a energia, que é um processo espontâneo.
• O metal como um todo é eletricamente neutro. Quando os
íons na superfície do metal ficam na solução, deve haver
um número correspondente de elétrons liberados ,o que
resulta na superfície de metal sendo carregada
negativamente enquanto a camada de líquido adjacente à
superfície de metal sendo carregada positivamente.
• Este valor é referido com “Diferença de Potencial
Eletroquímico”
Potencial de eletrodo
Potencial de eletrodo
• Este valor absoluto não pode ser medido diretamente
• A alternativa encontrada foi medir potencial em relação a
um eletrodo de referencia
Potencial de eletrodo
• Houve a necessidade de padronizar as condições para medir o potencial eletroquímico.
As condições são:
• Concentração de íons metálicos na solução em 1 molal (1 m). Para soluções diluídas 1 molal = 1 molar (1
M)
• Utilizar um eletrodo padrão ou de referência, Foi estabelecido potencial zero para o eletrodo de
hidrogênio.
• Eletrodo de Hidrogênio é constituído por um fio de platina recoberto com platina
finamente dividida para absorver grande quantidade de hidrogênio. Este eletrodo é
imerso em uma solução de 1M de íons H+ (1M de HCl), pressurizando-se hidrogênio
gasoso a 1 atm e a 25°C.
Potencial de eletrodo Padrão (Hidrogênio)
Potencial de eletrodo Padrão (Hidrogênio)
• 2 H+ + 2 e-  H2
• EH+/H2 = 0 V e Oxi + e  Red
(por convenção)
• Potencial de Eletrodo Padrão (E0): É a diferença de potencial entre o elemento em uma
solução de 1M de seus íons em relação ao eletrodo padrão de hidrogênio (SHE).
Potencial de eletrodo Padrão (Hidrogênio)
Tabela de potenciais de redução padrão Eº
• Au+ + e  Au +1,68 V
• Pt2+ + 2e  Pt +1,20 V
• Ag+ + e  Ag +0,80 V
• Cu2+ + 2e  Cu +0,34 V
• 2 H+ + 2e  H2 0,00 V
• Pb2+ + 2e  Pb -0,13 V
• Ni2+ + 2e  Ni -0,25 V
• Cd2+ + 2e  Cd -0,40 V
• Fe2+ + 2e  Fe -0,44 V
• Zn2++ 2e  Zn -0,76 V
• Al3++ 3e  Al -1,66 V
• Mg2+ + 2e  Mg -2,34 V
• Estado Padrão:
• T = 298 K
• R = 8314 J.K-1.mol-1
• [ ] = 1 mol/litro
• [substância sólida] = 1
• p = 1 atm
Outros eletrodos de referencia
• Eletrodo de Hidrogênio
• Pt; H2/H+ (1M) +0,0000 V
• Eletrodo de Calomelano - laboratório
• Hg; Hg2Cl2(s)/KCl (0,1M) +0,3337 V
• Hg; Hg2Cl2(s)/KCl (1M) +0,2800 V
• Hg; Hg2Cl2(s)/KCl (sol. sat.) +0,2415 V
• Eletrodo de Prata/Cloreto de Prata - instalações submersas
• Ag; AgCl/KCl (0,1 M) +0,2881 V
• Ag; AgCl/KCl (1 M) +0,2224 V
• Ag; AgCl/Mar +0,2500 V
• Eletrodo de Cobre/Sulfato de Cobre - instalações terrestres
• Cu/CuSO4;Cu2+ (sol. sat.) +0,3180 V
Equação de Nernst
• Na prática a condição de concentração de íons igual a 1M nem sempre é possível. Portanto, os valores dos potenciais 
são diferentes dos valores padrões. Para achar estes novos potenciais, Nernst desenvolveu a seguinte equação:
onde:
E - potencial observado
E0 - potencial padrão
R - constante dos gases perfeitos (8,314 J/K.mol)
T - 298°K (25°C)
n - número de elétrons envolvidos na reação
F - constantede Faraday (96500 C)
aprodutos - atividade ou concentração efetiva dos produtos da reação
areagentes - atividade ou concentração efetiva dos reagentes da reação
REAGENTES
PRODUTOS
REAGENTES
PRODUTOS
a
a
n
E
a
a
nF
RT
EE log
0591,0
ln 00 
• Na prática a condição de concentração de íons igual a 1M nem sempre é possível.
Portanto, os valores dos potenciais são diferentes dos valores padrões.
Equação de Nernst
 
଴+RT
଴+ோ்
௡ி
• São a representação gráfica da equação de Nernst.
• Mostram os domínios de estabilidade de íons metálicos, óxidos e outras espécies em
solução.
• Domínio da estabilidade do metal (sem corrosão) Região de Imunidade.
• Domínio do Produtos de corrosão Região de Passivação.
• Domínio de estabilidade dos íons Região de Corrosão.
• Os diagramas indicam a possibilidade de ocorrer corrosão, mas não informam a que taxa.
• Os diagramas são construídos para determinadas espécies. A inclusão de novas espécies
implica em novos equilíbrios, alterando o diagrama original.
Diagramas E-pH - Diagrama de Pourbaix
DIAGRAMA DE POURBAIX - Domínios
Po
te
nc
ia
l
Imunidade
Passivação
corrosão
A
B
C
Região A - Domínio da estabilidade do metal (sem corrosão) 
Região de Imunidade.
Região B - Domínio dos produtos de corrosão  Região de 
Passivação.
Região C - Domínio de estabilidade dos íons  Região de 
Corrosão.
pH
DIAGRAMA DE EQUILIBRIO Fe/H2O 25 º C - DIAGRAMA DE POURBAIX
• É importante considerar-se o diagrama E-pH da água ao
mesmo tempo que o sistema que o sistema sendo
investigado.
• A água pode ser decomposta em oxigênio e hidrogênio
segundo as reações
(a) 2H+ + 2e-  H2
e (b) H2O  1/2 O2 + 2H+ + 2e-
Temos que para (a): E = - 0,059 pH - 0,030 log pH2
(b): E = 1,23 - 0,059 pH - 0,015 log pO2
Diagramas E-pH - Diagrama de Pourbaix
Célula eletroquímica
Fe Cu
Fe2O3.H2O
• Reação que ocorre no anodo
M  Mn+ + ne-
• Reações que ocorrem no catodo
• Meio Neutro ou Básico, não-aerado
2H2O + 2e-  H2 + 2OH-
• Meio Neutro ou Básico, aerado
H2O + 1/2 O2 + 2e-  2OH-
• Meio Ácido, não-aerado
2H+ +2e-  H2
• Meio Ácido, aerado
2H+ + 1/2 O2 + 2e-  H2O
e- 
São necessários quatro componentes: anodo, catodo,
eletrólito e conexão elétrica
• Esse princípio de corrosão eletroquímica é usado há anos na construção de
pilhas para equipamentos eletrônicos (lanternas, etc.).
Corrosão Galvânica 
Exemplo de aplicação (Ferro)
Aplicação ao equilíbrio Fe2+/Fe
Reação : Fe2+ + 2 e => Fe
• E = Eº - (0,059/n) log [Prod.]/[Reag.]
• Para [Fe (2+)] = 10-4 M (exemplo)
• Ferro puro, logo [Fe] = 1
• E = - 0,44 – (0,059/2) log 1/10-4
• E = -0,44 – 0,118 = -0,56 Veph
Transformando este valor para referência Ag/AgCl e Cu/CuSO4 teremos:
– 800 mVAg/AgCl ou –850 mVCu/CuSO4
Reações eletroquímicas 
• Reação que ocorre no anodo
M  Mn+ + ne-
• Reações que ocorrem no catodo
• Meio Neutro ou Básico, não-aerado
2H2O + 2e-  H2 + 2OH-
• Meio Neutro ou Básico, aerado
H2O + 1/2 O2 + 2e-  2OH-
• Meio Ácido, não-aerado
2H+ +2e-  H2
• Meio Ácido, aerado
2H+ + 1/2 O2 + 2e-  H2O
Cinética
• Sistema real as reações ocorrem
simultaneamente num potencial chamado
de corrosão caracterizado pelos
sobrepotenciais Fe e H2
• O potencial medido pelo eletrodo de
referencia é o Ecor
Polarização 
• Principal fator que influencia na taxa de corrosão é a chegada de oxigênio no catodo
Polarização 
Polarização 
• ZINCO – ECOR = - 1000 mVAg/AgCl
• ANODO – Zn  Zn2+ + 2e
• CATODO - H2O + O2 + 2e  2 OH-
• AÇO CARBONO ECOR = - 600 mVAg/AgCl
• ANODO – Fe  Fe2+ + 2e
• CATODO – H2O + O2 + 2e  2 OH-
AÇO - CATODO - H 2O + O2 + 2e ® 2 OH
-
ZINCO – ANODO – Zn ® Zn 2+ + 2 e -
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
E (mV) 
Log i (mA/cm2) 
Eproteção 
i prot. 
EH2 
Ecatodo 
ioperação 
Ecor/Zn
n 
Ecor/Fe 
• Os valores lidos na tabela de potenciais fazem referência a uma diferença de potencial
TERMODINAMCO que se desenvolve quando o metal está em equilíbrio com uma solução
contendo os íons deste mesmo metal. Estes valores representam a diferença de potencial
entre as semi reação de corrosão com a semi reação do eletrodo de hidrogênio e podem ser
utilizado de forma qualitativa para avaliar quem vai ser o catodo e o anodo.
• A diferença de potencial em si não significa que o processo de corrosão está ocorrendo visto
que para que ocorra a corrosão é necessário que exista uma CORRENTE elétrica passando
pela célula. Na prática, entretanto o potencial de cada semi reação sofre mudanças e é
alterado para um valor que depende de fatores como a resistência do eletrólito, concentração
e da capacidade formação de filmes protetores. Essa mudança de potencial e chamada de
polarização e é o que explica a passagem da região ativa para a região de imunidade no
diagrama de Pourbex.
• A figura 1 abaixo mostra as reações catódicas e anodicas descrevendo como o potencial
varia com a corrente sendo o potencial de eletrodo (lida na tabela) o potencial de equilíbrio
entre as duas reações. Podemos ver que o potencial da reação anodica aumenta (perda de
elétrons, logo fica mais positivo) e o potencial do catodo diminui (ganho de elétrons)
Cinética
Cinética
• Quando o processo de corrosão ocorre em estruturas em geral, o metal não esta mais
em contato com uma solução contendo apenas os seus ions e devemos identificar quais
são as reações catódicas e anodicas.
• Pegando o exemplo de uma reação de corrosão do ferro em um meio acido a reação
anodica será a corrosão do ferro e a catódica será a redução do hidrogênio como
mostrado na figura 2 abaixo. O potencial da pilha estabiliza em um potencial
intermediário (Ecorr) que gera uma corrente de corrosão (Icorr) que corresponde
exatamente a intercepção das curvas de polarização duas semi reações citadas
Cinética
Cinética
• Um exemplo de uso da proteção catódica nesta caso seria ligar o zinco (que possui
potencial mais baixo) ao ferro. Nesta caso a nova célula que se constitui se refere a
reação de redução do ferro e a oxidação (corrosão) do zinco. A célula com um todo vai
estabilizar em um potencial mais baixo (menor que -0,44) como mostrado na figura 3.
•
Cinética
Cinética
Classificação da corrosão
Classificação primária
Oxidação direta
Corrosão eletroquímica
quanto a morfologia
Uniforme
Localizada
Seletiva
Inter/transgranular 
Quanto ao mecanismo
A reação diferencial
Galvânica 
Corrosão erosão 
Corrosão fadiga 
Corrosão sob tensão 
Corrosão atmosférica
Corrosão microbiológica 
Corrosão pelo hidrogênio 
• Uniforme a corrosão ocorre em toda a extensão da superfície
• Por placas  forma-se placas com escavações
• Alveolar  produz sulcos de escavações semelhantes
à alvéolos (tem fundo arredondado e são rasos)
• Puntiforme  ocorre a formação de pontos profundos (pites)
• Intergranular  ocorre entre grãos
• Transgranular  a corrosão ocorre nos grãos
• Filiforme  a corrosão ocorre na forma de finos filamentos
• Por esfoliação a corrosão ocorre em diferentes camadas
Classificação pela Morfologia 
• Também chamada corrosão generalizada
• Traduz-se num ataque uniforme ao metal, que pode perder o seu brilho e tornar-se
rugoso
Corrosão uniforme 
• É uma forma de corrosão localizada;
• Origina pontos com uma área pequena e que podem atingir uma profundidade
considerável;
Corrosão por Pits 
Corrosão por Pits 
Corrosão por Pits 
Mecanismo
• Os íons quebram localmente o filme passivo 
• Ocorre M  Mn+ + ne-
• Seguida por M+ + H2O  M(OH) + H+ diminuindo o pH
• Um óxido ou hidróxido poroso se forma no orifício do pite.
• O2 é consumido no interior do pite,
[O2] externa > [O2] interna
• Do lado externo (catodo) ocorre
• H2O + 1/2 O2 + 2e-  2OH-,
• Corrosão no interior do pite produz Mn+
• Migração dos íons Cl- para o interior balanceando as cargas positivas.
• Mn+ + nCl- MCln
• Reação exterior do pite:
• H2O + 1/2 O2 + 2e-  2OH-
- Hidrólise dos sais
MCln + nH2O → M(OH)n + nHCl
PROCESSO AUTO CATALÍTICO
Anodo
Reação catódica: 1/2H2O +O2e- 2OH-
ReaçãoAnodica: Fe  Fe2+ +2e-
Catodo Catodo
e-e-
Cl- Cl-
Fe2+
H+
Corrosão por Pits 
Anodo
Reação catódica: 1/2H2O +O2e- 2OH-
Reação Anodica: Fe  Fe2+ +2e-
Catodo Catodo
e-e-
Cl- Cl-
Fe2+
H+
Tipos de morfologias de PIts
• Ocorre quando há 2 superfícies sobrepostas e em contato formando uma fresta
por onde o eletrólito penetra
• A fresta deve ser larga para o eletrólito penetrar e estreita o suficiente para haver
estagnação
• Neste tipo de corrosão existe um período de incubação. Após este período a taxa
de corrosão é alta.
• Ocorre em geral em metais cobertos por um filme passivo (aderente e protetor).
Ex.: Al, Inox, Ti.
Corrosão por Frestas 
Corrosão por Frestas 
Corrosão por Frestas 
Corrosão por uniforme vs corrosão localizada 
Corrosão Uniforme Corrosão Localizada
Em principio, poderia leva a falha da 
estrutura por diminuição de espessura
Difícil de detectar
Devido ao fato que é facilmente 
detectada (aparência), estas soa 
normalmente reparadas antes de haver 
riscos estruturais
As suas consequências são difíceis de 
prever
A vida do equipamento pode ser 
estimada com base em medidas simples 
(mm/ano, mg/dia/dm2)
Devido a relação entre áreas (anodicas e 
catódicas) a velocidade de corrosão no 
ponto atacado pode ser muito elevada ( 
Muito mais perigo
Muito mais perigosa 
Corrosão Pela agua do mar
Este tipo de corrosão em instalações submarinas está relacionado, geralmente, a 
ação do oxigênio dissolvido na água do mar. O oxigênio é um forte oxidante e reage 
rapidamente com o metal.
A Taxa de Corrosão aumenta:
• ↑ Concentração de O2;
• ↑ Velocidade de Fluxo;
• ↑ Temperatura de Operação
Corrosão Pela agua do mar
• A água do mar é uma solução salina uniforme consistindo predominantemente de
cloretos de sódio e magnésio dissolvidos em água.
• Embora estejam presentes em pequenas quantidades muitos outros minerais solúveis os
efeitos individuais e cumulativos destes minerais são insignificantes na presença dos
cloretos dominantes.
• Então a água pode ser considerada equivalente a uma solução 3,5% de cloreto de sódio.
Nesta concentração a solução de cloreto de sódio tem um pico de corrosividade,
atuando mais agressivamente sobre o aço do que concentrações mais altas e mais
baixas.
• A agua do mar consiste em meio corrosivo complexo, composto por sais, gases
dissolvidos e matéria orgânica em decomposição.
Corrosão Pela agua do mar
• Aço carbono ECOR = - 600 mVAg/AgCl
• Anodo Fe  Fe2+ + 2e
• Catodo H2O + O2 + 2e  2 OH-
Cloretos
55%
Sódio
30,7%
Sulfatos
7,7
Mg – 3,6% Ca – 1,2% Outros –0,7%
Corrosão Pela agua do mar
Corrosão Pela agua do mar
• Quando o oxigênio dissolvido concentração aumenta, o limite de
densidade de corrente para a difusão de oxigênio aumentará e a
taxa de reação de ionização de oxigênio também aumentará, e
assim, a taxa de corrosão por despolarização de oxigênio
aumenta.
• A figura ilustra que quando a concentração de oxigênio aumenta
(por exemplo, soprando oxigênio na solução), o potencial inicial
na polarização catódica curva se desloca apropriadamente na
direção positiva, aumentando o limite de difusão densidade de
corrente em conformidade e aumentando o potencial de corrosão.
• No entanto, se o metal tem as características de passivação por
corrosão, quando o oxigênio dissolvido é aumentado para um
certo conteúdo, porque iL atingiu a densidade de corrente crítica
de passivação para transformar o metal do estado ativo para o
passivo, a taxa de oxigênio despolarização, corrosão fica
significativamente reduzida, sobre o aço do que concentrações
mais altas e mais baixas.
Corrosão Pela agua do mar – cloreto
• Com um aumento na concentração do NaCl
solução, por causa do aumento na condutividade
da solução, a taxa de corrosão aumenta.
• Por exemplo, quando a solução neutra contém 3%
de NaCl (correspondente ao teor de NaCl na água
do mar), a taxa de corrosão do ferro atinge seu
máximo valor.
• Depois de aumentar ainda mais a concentração de
sal, devido ao significativo diminuição da
solubilidade do oxigênio, a taxa de corrosão do
ferro diminui.
• Metais diferentes apresentam potenciais eletroquímicos diferentes em um
mesmo eletrólito. Se estes metais são colocados em contato elétrico é gerado
um fluxo de corrente entre os dois metais.
• A taxa de corrosão do metal menos resistente aumenta (anodo) e a do mais
resistente diminui (catodo), se comparados a situação inicial.
Corrosão Galvânica 
• Exemplo: ferro e zinco em contato (em solução de HCl)
Corrosão Galvânica 
Corrosão Galvânica 
• A série galvânica informa sobre os diferentes potenciais de diversos metais e ligas em
água do mar não poluída, a +/- 3 m/s e a +/- 25°C.
Serie Galvânica 
Serie Galvânica
Magnésio
Zinco
Alumínio
Cadmio
Aço e ferro fundido
Aço inox 316 e 304
Chumbo
Níquel
Bronze e cobre
Cromo
Aço inox - passivado
Titânio
Grafite
Anodico
-1,6
Catodico
0,6
Menos Nobre
Mais Nobre
Co
rr
os
ão
Co
rr
en
te
Serie Galvânica – Prática ( Eletrodo de Cu/CuSO4)
Metal Potencial (Volts)
Magnésio comercialmente puro -1,75
Liga de magnésio (6% Al, 3% Zn, 0,15% Mn) -1,60
Zinco -1,10
Liga de Alumínio (5% Zn) -1,05
Alumínio Comercialmente Puro -0,8
Aço (limpo) -0,50 a -0,80
Aço enferrujado -0,20 a -0,50
Ferro Fundido (não grafitizado) -0,50
Chumbo -0,50
Aço -0,20
Cobre, Bronze, Latão -0,20
Ferro fundido com alto tor de silício -0,20
Carbono, Grfite, Coque +0.30
Serie Galvânica - Prática 
Serie Galvânica Serie eletroquímica
Definição Ordenamento de metais e ligas de 
acordo com a sua corrosividade 
relativa
Ordenamento de metais 
(elementos) de acordo com os 
potenciais de eletrodo
Medida É obtido pelo imersão de 2 metais 
em um eletrólito e observar qual 
deles corrói
A serie é produzida pela medida 
do ponteia de eletrodo em uma 
solução com os seus próprios íons
Posição na serie Depende do meio Fixa
Materiais Metais, Semi metais e ligas Apenas metais
Aplicação Aplicação pratica direta Pesquisa 
• Os fatores que afetam a corrosão galvânica são:
• Os potenciais individuais de cada metal
• Os produtos de corrosão formados no anodo
• As reações catódicas e sua cinética no catodo
• A relação entre as áreas superficiais
• A natureza e condutividade do eletrólito
Corrosão Galvânica 
• Desarear o eletrólito
• Projeto:
• isolamento elétrico
• metais anódicos vem antes dos catódicos quando há movimentação do meio numa direção
(tubulações)
• usar materiais de nobrezas próximas
• Aanódica/Acatódica > 1
Corrosão Galvânica - Prevenção
Formas de prevenção da corrosão 
Seleção de materiais Inibidores de corrosão
Proteção catódica Pintura e Revestimentos
Métodos de combate a corrosão
• Seleção de Materiais
• Design de Materiais
• Modificação do Meio Corrosivo
• Modificação do Potencial do Sistema
• Proteção por Revestimentos
Formas de prevenção da corrosão
Corrosão sob tensão (Stress Corrosion Cracking) - SCC
Corrosão sob tensão por cloretos - SCC
• Corrosão devido ao íon cloreto
- Inicia-se pela formação de uma pite. O 
íon Cl- destrói a camada passiva dos aços 
inoxidáveis
- Fe Fe2+ + 2e-
-H2O = (OH)- + H+
- Fe2+ + 2H2O Fe(OH)2 + 2H+
- Redução do pH dentro do pite
- Formação de HCl
- Dissolução anódica na ponta da trinca
(corrosão)
- Tensão
- Material suscetível
- a T e O2 acentuam
Corrosão sob tensão por cloretos - SCC
316, 22Cr e 25Cr - SCC
Corrosão sob tensão por cloretos - SCC
• Os aços inoxidável austeníticos da série 300 são altamente susceptíveis a sofrer
corrosão sob tensão por cloretos (SCC), normalmente, em temperaturas acima de 50C.
Em ambiente sem O2, na presença de H2S e Cl- se tornam mais suscetíveis em
temperaturas acima de 70C;
• Os aços duplex também são susceptíveis quando expostos a altos teores de cloretos,
alta temperatura (T>100C), na presença de oxigênio. Entretanto, também são suscetíveis
ao fenômeno em ambientes sem O2 na presença de H2S e Cl- e mais alta temperatura do
que sem O2;
• Os materiais mais resistentes à SCCsão as ligas de níquel, como por exemplo, os alloys
825, 625 e C-276.
Corrosão sob tensão por cloretos - SCC
Como evitar a SCC:
- quando o problema for no interior dos equipamentos ou dutos, deve-se selecionar
material menos suscetíveis, como as ligas de níquel (clads);
- quando o problema for na parte externa dos equipamentos ou dutos, deve-se
utilizar revestimentos externos, como por exemplo, Fusion-Bonded Epoxy (FBE) .
Corrosão sob tensão por cloretos - SCC
Corrosão pelo CO2 (sweet corrosion)
Corrosão pelo CO2
• É um dos tipos de corrosão mais estudados na indústria de óleo e gás, devido aos
reservatórios sempre possuem algum nível de CO2.
Corrosão pelo CO2
• Reação geral:
2322 HFeCOOHCOFe 
• Reação anódica: -  eFeFe 2
• Reação catódica:
222 HeH 
-
--  3232 222 HCOHeCOH
Corrosão pelo CO2
---  2323 222 COHeHCO
Dissociação do ácido carbônico 
H2CO3  2H+ + 2HCO3
-
• Temperatura
• Pressão parcial de CO2
• pH
• Características do material
• Padrão de escoamento e velocidade de escoamento
• Molhabilidade
Principais fatores que influenciam a corrosão pelo CO2
• Além dos fatores mencionados acima os ácidos orgânicos (ácido acético) e
de H2S influenciam a corrosão pelo CO2.
• pCO2 = pressão total x fração molar de CO2
Efeito da pressão parcial de CO2
A quantidade de CO2 que irá se
dissolver na água é proporcional à
pressão parcial do CO2 no gás
sobre a água para “baixas
Pressões”
Efeito da pressão total
Para valore elevados de pressão
deve-se considerar o desvio do
efeito da pressão
0.01
0.1
1
10
100
0 20 40 60 80 100 120 140 160
Temperature, °C
C
o
rr
o
s
io
n
 r
at
e
, 
m
m
/y
Bare-steel corrosion
Efeito da temperatura na corrosão pelo CO2
Scaling conditions
FeCO3
Steel
Water
3
2
3
2 FeCOCOFe  -
Formação de camada protetora de FeCO3
Efeito da temperatura e pCO2 na corrosão pelo CO2
Efeito da temperatura na formação de filme
Características do filme a base de carbonato de ferro
Mecanismo de Corrosão Localizada por CO2
Efeito do pH
Corrosion speed of iron in water (without O2 and CO2) as function of pH
Dissociação do ácido carbônico 
H2CO3  2H+ + 2HCO3
-
]log[ - HpH
O pH é o potencial de ions H+ existentes na 
solução. Para soluções diluídas a atividade do ion
hidrogênio pode ser aproximado pela 
concentração. Neste caso o valor do pH é dado 
por:
Efeito do pH
Corrosion 99 n.42
• Qual é o principal elemento de liga nos aços que promove o aumento da resistência à
corrosão pelo CO2?
Efeito da composição química na corrosão pelo CO2
Cr - cromo
Apesar de serem bem menos suscetíveis aços com maior teor de Cr, como o 13Cr, 
podem sofre corrosão uniforme e/ou localizada devido ao CO2, principalmente em alta 
temperatura, pCO2 e salinidade. 
Efeito do teor de Cromo na corrosão pelo CO2
Influência do H2S na corrosão pelo CO2
H2S (pH ácido)
HS- (pH neutro)
S= (pH básico)
SOLUÇÕES AQUOSAS CONTENDO H2S, A ESPÉCIE DE ENXOFRE 
PRESENTE É FUNÇÃO DO pH: 
Grau de dissociação do H2S em função do pH
O ácido criado pela dissociação do H2S é, aproximadamente,
três vezes mais fraco do que o ácido carbônico.
.001
.01
.1
1
4 6 8 10 12 14 16pH
S=
HS-H2S
F
R
A
Ç
Ã
O
 T
O
T
A
L
 D
E
 S
U
L
F
E
T
O
Zonas de estabilidade de cada espécie
Toxidez do H2S
Corrosion n.05630
H2S + Fe FeS + H2
Influência do H2S na corrosão pelo CO2
Influência dos ácidos orgânicos na corrosão pelo CO2
Estimativa da taxa de corrosão pelo CO2
Modelos e Softwares - Corrosão CO2
• Existem vários modelos e softwares para calcular a 
taxa de corrosão do aço carbono pelo CO2
– NORSOK (http://www.standard.no/imaker.exe?id=1369) ou (..\programas de 
corrosão\Norsok M-506-Data_Sheet.xls)
– PREDICT (C:\Arquivos de programas\InterCorr Software\Predict 
4.0\Predict.exe)
– HYDROCOR(..\programas de corrosão\HYDROCOR Version 4.21 April 
2005\HYDROCOR2004.xls)
– University of Tulsa
– De Waard and Milliams
– outros
Modelo De Waard and Milliams - Corrosão pelo CO2
Unidades:
v - mm/ano
PCO2 – bar
T – K
t - ºC
em graus C
em graus K
De Waard and Milliams- Corrosão pelo CO2
• Verificar se existe possibilidade de possuir água livre ou condensada;
• Simular a taxa de corrosão do aço carbono e definir a sobre espessura de corrosão
necessária para a vida do equipamento ou duto (corrosion allowance);
• Quando a corrosão for muito elevada para o aço carbono:
• Utilizar inibidores de corrosão para mitigar a corrosão;
• Selecionar um material metálico com elevado teor de Cr ou um revestimento (efeito
barreira),
• Obs.: Se for utilizado revestimento não metálicos, (orgânicos), deve-se avaliar a
probabilidade de danos e a dificuldade de reparo e inspeção.
Corrosão de CO2 – Como lidar?
Danos gerados pelo H2S
• Na indústria do petróleo o H2S pode já estar presente nos reservatórios de petróleo.
• Pode ser resultante de mecanismos de dissolução de sulfetos minerais, da
decomposição de compostos orgânicos sulfurados etc.
• Outra fonte de H2S nos campos onde há injeção de água do mar tem sido atribuída a
atividade da Bactéria Redutora de Sulfato - BRS, no interior do reservatório. Também
pode ocorre nos dutos e tanques.
H2S - origem
• Ocorre em condições de estagnação, anaerobiose (ausência de oxigênio), presença de
nutrientes (fontes de enxofre, como o sulfato presente na água produzida e na água do
mar) e temperatura adequada favorecem o processo microbiológico.
• Este processo tende a ser mais intenso onde houver o acúmulo de material sedimentável
e borras.
H2S - BRS
• O H2S pode provocar o trincamento nos matérias metálicos da seguinte maneira:
• Corrosão por tensão por sulfetos, conhecido como CSTS ou SSC (Sulphide Stress Corrosion Cracking);
• Trincamento induzido pelo Hidrogênio e suas variações (SWC e SOHIC), conhecido com TIH ou HIC
(Hydrogen Induced Cracking)
Trincamento assistido pelo H2S
Corrosão por Tensão por Sulfetos (CSTS ou SSC)
Corrosão por tensão por sulfetos
Ambiente 
contendo H2S 
(sequestrante de 
H2S)
Tensão
(projeto/reduzir 
pressão) 
Corrosão sob Tensão
Material suscetível
(selecionar material 
adequado/controle de 
dureza)
Corrosão por tensão por sulfetos
Fe  Fe2+ + 2e
2H + 2e  2Had H2
H2S envenenador
σ
σ
H(molecular)
• Esse tipo de trincamento começa com à corrosão do material metálico. 
• Na parte catódica da reação de corrosão ocorre evolução de hidrogênio 
conforme reação abaixo:
2H+ + 2e- H2
• o H2S atua envenenador evitando que todo hidrogênio atômico (H0) vire hidrogênio molecular (H2). 
• Esse hidrogênio atômico se difunde para região de maior concentração de 
tensão fragilizando a estrutura cristalina dos metais, consequentemente, 
reduzindo a ductilidade localmente.
H2S, HS- ou S2- retardam a reação H0 + H0 H2
Fe + H2S  FeS + H2
Corrosão por tensão por sulfetos
Corrosão por tensão por sulfetos 
σ
σ
σ
x
σ
ma
x
Paper NACE 2010 n.10311
Teorias:
Pressão interna de hidrogênio molecular
Adsorção superficial
Decoesão atômica
Formação de Hidretos
Diminui a 
ductilidade 
localmente
Corrosão por tensão por sulfetos 
• pH  menor pH mais corrosivo é o meio, maior será a reação catódica de evolução de
hidrogênio
• Pressão parcial de H2Smaior pH2S maior é a quantidade de H2S na solução aquosa;
• Material e Microestrutura  maior a dureza, maior será a suscetibilidade, já que a sua
ductilidade será menor;
• Temperatura  maior T maior difusão do H, ele atravessa o material rapidamente sem
fragilizá-lo;
• Nível de tensão aplicada  maior o nível de tensão aumenta a suscetibilidade devido a
proximidade do LE; Incluindo tensão residual;
• Nível de cloretos  maior o nível de cloretos, aumenta a suscetibilidade a SSC, pois o íon
cloreto favorece a corrosão localizada em ambiente contendo H2S.
• Tempo de exposição  Maiores tempos de exposição aumentam o risco de ocorrência de
SSC
Corrosão por tensão por sulfetos – Principais fatores
Tempo para falha x dureza x concentração de H2STempo para falha x dureza x tensão aplicada
NACE MR-0175/ISO15156 - Petroleum and Natural Gas Industries - Materials
for Use in H2S-containing Environments in Oil and Gas Production
• PARTE 1: princípios gerais de SSC
• PARTE 2: Aço carbono
• PARTE 3: Ligas resistentes à corrosão – CRA (corrosion-resistant alloys)
ISO 15156 – Norma para H2S
Norma Para serviço com H2SISO 15156 – Norma para H2S
• Para selecionar um aço carbono para serviço com H2S
ISO 15156 – Norma para H2S
Deve-se:
-Calcular a pH2S;
-Calcular ou simular o pH;
- Utilizar o gráfico da norma 
ISO 15156, para achar qual 
a dureza máxima, na qual o 
material não é suscetível a 
SSC.
pH2S
pH dureza para não ter SSC= ???
ISO 15156 – Calculo do pH
1 meq/L HCO3- = 61 mg/L HCO3-
10 KPa = 1,45 psi 
ex.: HCO3- = 61 ppm = 1 meq/l
PCO2 = 1,45 psi = 10 kPa
PH2S = 0,15 psi = 1 kPa
T = 20C
pH = 6 Outra opção para calcular 
o pH seria através de 
softwares apropriados, 
como por exemplo, Multi-
Scale
Válido para o aço carbono
Sour serviceSweet service
Norma - NACE MR-
0175/ISO15156-2 - Petroleum
and Natural Gas Industries -
Materials for Use in H2S-
containing Environments in Oil
and Gas Production
?
350Hv
ISO 15156 – Norma para H2S
Nas demais regiões, deve-se seguir as restrições de dureza em cada
uma delas, ou então qualificar o material ou junta soldada, através de
testes em laboratório.
Regiões 1, 2 e 3
ISO 15156 – Norma para H2S
• NACE TM0177
• Método A — Teste de tração (proof ring)
• Método B — Teste de dobramento (Bent-Beam test)
• Método C — Anel C (C-Ring Test)
• Método D — Double Cantilever Beam Test (DCB)
• ASTM G-39 – Dobramento quatro pontos (four point bend – FPB)
• NACE TM0198 ou ASTM G129– Teste de baixa taxa de deformação (slow strain rate test –
SSRT)
Testes para avaliação de SSC
(Proof-ring)
Método A – teste de tração (carga constante)
Método B – Dobramento (Deformação constante)
Método C – Anel C 
Método D – Double-Cantilever-Beam (DCB) - resistência a propagação 
de trinca 
14 dias
KISSC
ASTM G39 - Dobramento quatro pontos
Em 2011 será publicada uma norma NACE sobre esse teste
Teste de baixa taxa de deformação 
Taxa de deformação de 1 x 10-6 s-1
Solução A: 5% NaCl + 0,5% ácido acético, desaerada e saturada em H2S (pH de 2,6 a 2,8 e
no final não superior a 4,0);
Solução B: 5% NaCl + 2,5% de ácido acético + 0,4% acetato de sódio, desaerada e saturada
em H2S (pH de 3,4 a 3,6 e final não superior a 4.0)
Solução C: teor de NaCl, H2S e pH especifico para aplicação + 0,4% acetato de sódio (pH
ajustado com HCl ou NaOH)
Duração do teste 720h
Solução de teste NACE TM0177
• Teste de laboratório (tração, FPB e C-ring)
• Qualquer serviço ácido:
• NACE TM0177 Solução A
• Tensão min 80% AYS
• 100 kPa ou 1 bar H2S
• Serviço ácido específico :
• pH esperado na condição especifica de serviço
• Tensão min 90% AYS
• PPH2S esperada no serviço
CSTS – Critérios para qualificação (ISO 15156)
• Para os CRAs inclusos na parte 3 da norma deve-se seguir os requisitos
da norma, por exemplo:
CRA para sour service
CRA para sour service
• Caso um específico CRA não esteja incluído na parte 3 da ISO 15156 e o material deverá ser
qualificado através de testes de laboratório (NACE TM0177 e ASTMG39), já descritos
anteriormente.
CRA para sour service
Trincamento Induzido pelo Hidrogênio (TIH ou HIC)
Trincamento Induzido pelo Hidrogênio
Ocorre quando o hidrogênio atômico difunde dentro
do aço para uma descontinuidade e forma
hidrogênio gasoso.
H2S + Fe  FeS + 2Hads
Fe  Fe2+ + 2e
2H + 2e  2Had H2
H2S envenenador
H0 + H0 H2
TIH
H2
Blister Formation
Limpeza do aço (S, P, C, Ca, Cu e Mn) e bandeamento;
Fabricação;
pH (menor, mais susceptível);
pressão parcial de H2S (maior, mais susceptível);
Temperatura (de 10C a 100C)
H0
Fatores que influenciam:
Trincamento Induzido pelo Hidrogênio
H2
Blister Formation
Limpeza do aço (S, P, C, Ca, Cu e Mn) e bandeamento;
Fabricação;
pH (menor, mais susceptível);
pressão parcial de H2S (maior, mais susceptível);
Temperatura (de 10C a 100C)
H0
Fatores que influenciam:
Trincamento Induzido pelo Hidrogênio
TIH – SWC (Step-Wise Cracking) 
SWC
O TIH pode ser chamado de SWC quando se apresenta na forma de degraus
TIH – SWC (Step-Wise Cracking) 
SWC
O TIH pode ser chamado de SWC quando se apresenta na forma de degraus
TIH - SWC
SOHIC
HIC – SWC - SOHIC
Avaliação de TIH
Efeito da temperatura no TIH
Efeito do teor de S no TIH
Resumo danos pelo H2S
Fatores que influenciam: 
- Idem TIH 
- tensão
O TIH pode ser chamado de SOHIC (stress orientated hydrogen cracking) quando a 
tensão uni verticalmente várias trincas formadas previamente por TIH
TIH - SOHIC