Apostila Completa de Corrosão

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Apostila de corrosão 1
Universidade Federal de Santa Catarina 
Departamento de Engenharia Química e Engenharia de Alimentos 
 LABORATÓRIO DE MATERIAIS E CORROSÂO-LABMAC 
 Humberto Gracher Riella 
 
 
 
 
CORROSÃO 
 
 
1 - Introdução 
 
1.1 – Conceito 
 
 A corrosão é a deterioração de um corpo sólido por meio de uma ação química ou eletroquímica 
provocada pelo meio ambiente. A ação química pode ou não estar associada a ações mecânicas ou físicas 
(tensões, cavitações, etc.). 
 
 
1.2 – Importância do estudo da corrosão 
 
 O avanço tecnológico tem levado os pesquisadores a desenvolver materiais metálicos com 
propriedades físicas e químicas que satisfação às exigências mais sofisticadas. Como exemplo destas 
propriedades podem ser citadas a ductibilidade e maleabilidade (a frio e a quente), condutividade termica e 
elétrica e resistência mecânica aos diversos tipos de esforços mecânicos. 
 Apesar do avanço tecnológico no desenvolvimento desses materiais e seu uso generalizado, quase 
todas as ligas metálicas se deterioram, como consequência do ataque pelo meio onde são usadas. Porém, 
estas reações de deterioração, geralmente, processam-se de maneira lenta, permitindo o uso generalizado de 
materiais nos diversos meios. Se protegidos adequadamente, tais materiais podem atingir elevada 
durabilidade. 
 Os motivos apresentados acima demonstram o interesse no estudo da corrosão em cursos de 
engenharias. Estes interesses podem ser chamados de razões técnico-econômicas. As perdas causadas pela 
corrosão podem ser classificadas em diretas e indiretas. São perdas diretas: 
 
a) os custos de substituição das peças ou equipamentos que sofreram corrosão, incluindo-se energia e 
mão de obra; 
b) os custos e a manutenção dos processos de proteção (proteção catódica, recobrimentos, pinturas, etc.). 
 
As perdas indiretas são mais difíceis de serem avaliadas. Porém, uma breve avaliação das perdas 
típicas dessa espécie permite concluir de que podem totalizar custos mais elevados que as prdas diretas e 
nem sempre podem ser quantificados. São perdas indiretas: 
 
a) paralisações acidentais para reposição de peças corroídas ou limpeza de equipamentos; 
b) perda de produto, como perdas de água, gás, óleos ou soluções em tubulações corroídas até se fazer o 
reparo; 
c) perda da eficiência de equipamentos, pela diminuição da taxa de troca térmica, corrosão nos motores 
de combustão, incrustações em caldeiras, entupimento ou perda de carga em tubulações de água, vapor 
e outros fluídos, obrigando a um custo mais elevado de bombeamento; 
d) contaminação de produtos, pela contaminação do cobre proveniente da corrosão de tubulações de latão 
ou de cobre; alteração na tonalidade de corantes ocasiado pela contaminação com traços de metais; 
equipamentos de chumbo não são permitidos na preparação de alimentos e bebidas, devido às 
propriedades tóxicas de pequenas quantidades de sais de chumbo, que podem provocar saturnismo 
(doença que afeta o sistema nervoso); arraste, pela água, de produtos de corrosão, como óxidos de 
Apostila de corrosão 2
ferro, que a tornam imprópria para consumo ou para uso industrial, como por exemplo, em fábricas de 
alimentos, laticínios, papel e celulose, etc. 
e) superdimensionamento nos projetos de reatores, caldeiras, tubos de condensadores, paredes de 
oleodutos, tanques estruturas de navios, etc. Isto porque a velocidade de corrosão é desconhecida ou 
métodos de controle são incertos. Como por exemplo de superdimensionamento, uma tubulação de 362 
km de comprimento e 20,3 cm de diâmetro que foi especificada preliminarmente para ter uma 
espessura de 0,82 cm, mas com adequada proteção contra corrosão pôde ser especificada com uma 
espessura de 0,64 m, economizando-se 3.700 toneladas de aço. 
 
Em alguns setores, embora a corrosão não seja muito representativa em termos de custo direto, 
deve-se levar em consideração o que ela pode representar em: 
 
a) questões de segurança, pois a corrosão localizada pode resultar em fraturas repentinas de partes críticas 
de aviões, trens, automóveis e pontes, causando desastres e perdas de vidas humanas; 
b) interrupções de comunicações, causada pela corrosão em cabos telefônicos provocada pela corrente de 
fuga existentes no solo e provenientes de fontes de corrente contínua usadas em sistemas de transporte 
eletrificado; 
c) preservação de monumentos históricos, deteriorados pela chuva ácida, causada pela existência de ácido 
sulfuroso e sulfúrico no ar, que atacam os materiais metálicos e não-metálicos, como o mármore e o 
concreto, usados nos monumentos. 
 
A indústria aeronáutica tem grande preocupação com a manutenção de aviões e helicópteros para 
evitar, ou minimizar, processos de deterioração que poderiam causar custos diretos elevados e a perda de 
vidas. Em 1952, três aviões Comet se desintegraram em pleno vôo, causando a morte de um tripulante 
devido à fadiga de materiais. 
Devido a falha de projeto, em 1987, na Suíca, ocorreu a queda da cobertura de uma piscina 
térmica, causando a morte de 13 pessoas. A queda deveu-se à corrosão sob tensão fraturante do aço 
inoxidável AISI 304, usado na parte estrutural. Como o tratamento da piscina é realizado com cloro, o meio 
ambiente apresenta esta substância que, em contato com a umidade, forma ácido clorídrico, que é agente 
corrosivo dos aços inoxidáveis. 
 Casos de deterioração de monumentos históricos ocorreram na Acrópole (Grécia) e na Catedral de 
Colônia (Alemanha). Os casos foram associados a presença, na atmosfera, de óxidos de enxofre e, 
consequentemente, de ácido sulfúrico, originados, provavelmente, do grande movimento de veículos de 
turismo (ou de passeio). Estátuas de mármore, CaCO3, carbonato de cálcio, da Acrópole foram atacadas por 
ácido sulfúrico, de acordo com a reação: 
 
CaCO3 + H2SO4 � CaSO4 + H2O + CO2 
 
 No caso do concreto, por ser material básico ou alcalino, não é compatível com ácido sulfúrico, 
ocorrendo a deterioração da massa de concreto e posterior corrosão da armadura de aço. 
 Porém, a corrosão, além dos problemas associados com a deterioração a destruição de materiais, 
apresenta, sob determinado ponto de vista, não só esse lado negativo mas, também, um lado positivo. 
Assim, pode-se citar como processos corrosivos benéficos e de grande importância industrial: 
 
- oxidação de aços inoxidáveis, com formação da película protetora de óxido de cromo, Cr2O3; 
- anodização do alumínio, ou suas ligas, que consiste na oxidação de peças de alumínio, colocadas no 
anodo de cuba eletrolitíca: ocorre a formação de óxido de alumínio, Al2O3, protetor, conferindo bom 
aspecto decorativo à peça; 
- fosfatização de superfícies metálicas para permitir melhorar aderência de tintas: tratamento com 
solução contendo ácido fosfórico e íons de zinco e ferro, sobre a superfície metálica, possibilitando a 
aderência adequada da película de tinta aplicada; 
- proteção catódica com anodos de sacrifício para proteção de aço carbono usado em instalações 
submersas ou enterradas: ocorre a formação de uma pilha galvânica na qual o catodo é o material a 
ser protegido, no caso o aço carbono, e o anodo o material a ser corroído, no caso, pode ser zinco, 
alumínio ou magnésio. 
Apostila de corrosão 3
2 - Oxidação-redução (oxi-redução) 
 
 A corrosão é, em geral, um processo espontâneo, e, não fora o emprego de mecanismos protetores, 
ter-se-ia a destruição completa dos materiais, principalmente metálicos, já que os processos de corrosão são 
reações químicas e eletroquímicas eu se passam na superfície do material. 
 Todos os metais estão sujeitos a corrosão, se o meio for suficientemente agressivo. Assim: 
 
- ouro e platina são praticamente inatacáveis nos meios comuns, mas não são resistentes, por exemplo, à 
ação da mistura de ácido clorídrico e ácido nítrico, que constitui aágua régia; 
- o aço inoxidável AISI 304, embora sendo bastante resistente a à vários meios corrosivos, sofre 
corrosão localizada na presença do íon cloreto; 
- o alumínio, embora resistente aos ácidos oxidantes como o nítrico, não resiste ao ácido clorídrico e às 
soluções aquosas de bases fortes, como o hidróxido de sódio; 
- o alumínio é rapidamente corroído na presença de mercúrio ou sais de enxofre; 
- o cobre e suas ligas sofrem corrosão acentuada na presença de soluções amoniacais e ácidos nítricos; 
- o titânio sofre corrosão em ácido fluorídrico, embora seja resistente a outros meios ácidos; 
 
Assim, pode-se dizer que os processos de corrosão são consideradas reações químicas que se 
passam na superfície de separação entre o metal e o meio corrosivo. Para se entender os mecanismos pelos 
quais a corrosão se processa, torna-se necessário conhecer um pouco de eletroquímica. 
 
 
2.1 – Reações de oxidação-redução 
 
 São reações em que há a variação do número de oxidação ou, em outras palavras, perda ou ganho 
de elétrons. O fenômeno de oxi-redução é simultâneo, i.é., sempre que há a oxidação (perda de elétrons,), 
ocorre também redução (ganho de elétrons). Como exemplo, considere a reação de oxidação do ferro pelo 
ácido clorídrico: 
 
 
Fe + 2 HCL ���� FeCl2 + H2 
 
 
Onde: 
 
 
Fe0 � Fe+2 + 2 e- (equação parcial de oxidação) 
2 H+ + 2 e- � H2 (equação parcial de redução) 
FeO + 2 H+ � Fe+2 + H2 (equação total de oxi-redução) 
 
 
Observação: 
 
Agente redutor: elemento que é oxidado (perde elétrons) – no caso, o Fe 
Agente oxidante: elemento que é reduzido (ganha elétrons) – no caso, o H+ 
 
Outros exemplos: 
 
 
Reação Agente oxidante Agente redutor 
2 Mg + O2 � 2 MgO O2 Mg 
4 Fe + 3 O2 � 2 Fe2O3 O2 Fe 
2 Al + 3 S � Al2S3 S Al 
 
Apostila de corrosão 4
2.2 – Mecanismos das reações Redox 
 
 As reações de oxi-redução ocorrem, geralmente, por intermédio da transferência de elétrons. A 
seguir, são apresentados alguns mecanismos de reações redox: 
 
a) Reação entre magnésio e solução de ácido sulfúrico: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 1. Reação de oxidação do magnésio pelo ácido sulfúrico 
 
Reações envolvidas: 
 
Mg � Mg+2 + 2 e (equação de oxidação) 
2 H+ + 2 e � H2 (equação de redução) 
_______________________________________________ 
Mg + 2 H+ � Mg+2 + H2 (equação redox) 
 
Mg + H2SO4 � MgSO4 + H2 (equação total) 
 
 
b) Oxidação do zinco em solução de sulfato de cobre 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 2 – Oxidação do zinco pelo sulfato de cobre. 
 
 
 
lâmpada 
Barra de 
magnésio 
Fio de cobre 
Solução de 
H2SO4, 3M 
Cu 
Barra de zinco 
Zn+2 
Solução de CuSo4 
Apostila de corrosão 5
Reações envolvidas: 
 
 Zn0 � Zn+2 + 2 e- (equação de oxidação) 
 Cu+2 + 2 e- � Cu0 (equação de redução) 
 _________________________________________________ 
 Zn0 + Cu+2 � Zn+2 + Cu0 (equação de oxi-redução) 
 
 Zn + CuSO4 � ZnSO4 + Cu0 (equação total) 
 
 
 
 
c) Oxidação do zinco em solução de ácido clorídrico 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 3. Oxidação do zinco em solução de ácido clorídrico 
 
 
Reações envolvidas: 
 
 Zn0 � Zn+2 + 2 e- (equação de oxidação) 
 2 H+ + 2 e- � H2 (equação de redução) 
 ________________________________________ 
 Zn0 + 2 H+ � Zn+2 + H20 (equação redox) 
 
 Zn + 2 HCl � ZnCl2 + H2 (equação total) 
 
 
 
2.3 – Potencial de eletrodo 
 
 Quando um metal é imerso em uma solução contendo íons deste metal, estabelece-se uma 
diferença de potencial entre as duas fases, a fase sólida e a fase líquida. Esta diferença é simultaneamente 
de natureza química e elétrica e por isso denomina-se diferença de potencial eletroquímico: 
 
M M n en⇔ ++ −. 
 
onde M representa o metal. 
 O sistema tende a evoluir espontaneamente, de modo a atingir um estado de equilíbrio. Ou seja, há 
intercâmbio contínuo de íons metálicos entre as duas fases. A velocidade de intercâmbio será diferente em 
cada uma das duas direções e predominará aquela que diminua a energia livre do sistema (∆G�0). 
 Se o potencial do metal (EM), ou seja, dos íons metálicos na rede cristalina do metal, for maior que 
o potencial dos íons metálicos em solução (ES), haverá passagem espontânea dos íons para a solução até 
atingir o equilíbrio (EM=ES). O metal ficará com excesso de carga negativa pois os elétrons não podem 
Barra de zinco (Zn) 
Solução de HCl 
Apostila de corrosão 6
existir livres na solução. Em outras palavras, os elétrons permanecem no metal. O metal adquire, então, um 
potencial elétrico negativo em relação à solução. 
 Por outro lado, se o potencial dos íons metálicos em solução for maior do que na rede metálica, 
ocorre reação inversa: os íons da solução passam para o metal e esta fica com excesso de carga positiva. A 
transferência contínua até que o equilíbrio seja estabelecido. Neste caso o potencial elétrico da lâmina é 
positivo em relação a solução. 
 Portanto, se dois metais diferentes (ou seja, de potenciais diferentes) forem imersos em uma 
mesma solução e ligados por um condutor metálico, haverá passagem espontânea de elétrons através do 
condutor, no sentido do metal com excesso de carga negativa para aquele com excesso de carga positiva, ou 
seja, do metal com menor potencial elétrico para o de maior potencial elétrico. Ocorre, então, a formação 
de uma fonte geradora de corrente elétrica, uma pilha eletroquímica. 
 
 
2.3.1 – Potencial padrão – Eletrodo de referência 
 
 O potencial de eletrodo mostra a tendência de uma reação se processar no eletrodo, bem como dá a 
medida da facilidade com que os átomos do eletrodo metálico perdem elétrons, ou a facilidade com que os 
íons recebem elétrons. Considera-se, então, eletrodo, o sistema complexo do metal imerso no eletrólito. 
 Para se determinar o potencial de eletrodo, fixou-se uma concentração de íons para todas as 
medidas. Na prática usa-se uma solução de eletrólito com concentração 1 molar. 
 O potencial, medido em volts, desenvolvido em um metal imerso em uma solução 1 molar de seus 
íons é denominado de potencial padrão ou potencial normal. Logo, apenas um eletrodo ou meia pilha 
em contato com uma solução 1 molar de seus íons é denominada de eletrodo padrão ou meia pilha 
padrão. Representa-se, por exemplo, no caso do eletrodo de zinco: 
 
Zn / Zn +2 (1M) ou Zn,Zn+2(1M) 
 
 A figura 4, abaixo, mostra o esquema de um meia pilha padrão de zinco (ou eletrodo padrão). 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 4 – Meia pilha padrão de zinco (ou eletrodo padrão). 
 
 
 Como é impossível medir o valor absoluto do potencial de um metal (de forma análoga, é 
impossível medir a energia mecânica potencial), os potenciais de eletrodo são valores relativos, ou seja, 
compara-se o potencial de meia pilha (do metal) com o eletrodo padrão de hidrogênio (eletrodo de 
referência). A diferença de potencial (ddp) entre estes dois eletrodos causará um fluxo de elétrons de um 
eletrodo para o outro e, desta maneira, determina-se o potencial de eletrodo ou de meia pilha do metal em 
questão. 
O eletrodo padrão de hidrogênio (eletrodo de referência), ao qual atribui-se potencial zero, é 
constituído por um fio de platina em cuja extremidade encontra-se uma placa de platina porosa, que 
absorve grande parte do hidrogênio. Assim, age como se fosse um eletrodo de hidrogênio. Este eletrodo é 
Barra de zinco 
metálico 
Solução 1 M de Zn+2 
Apostila de corrosão 7
imerso em uma solução 1 M de íons H+. Os íons H+ podem ser, por exemplo, de uma solução 1 M de HCl. 
Neste eletrodo é borbulhado hidrogênio gasoso sob pressãode 1 atm e a temperatura de 25ºC. 
 
 
3 - Determinação do potencial de eletrodo de meia pilha de um elemento 
 
 Para determinação do potencial de meia pilha de um elemento, liga-se o eletrodo (meia pilha) do 
metal ao eletrodo padrão de hidrogênio. Por exemplo, a figura 5 mostra o esquema para medida do 
potencial de meia pilha de zinco, Zn/Zn+ (1M): 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 5. Esquema para medida do potencial de meia pilha de zinco. 
 
 
 A voltagem registrada no voltímetro será de 0.763 V, que vem a ser o potencial padrão de meia 
pilha de de Zn/Zn+2 (1 M). 
O potencial total da pilha será igual a soma algébrica dos potenciais do anodo (região onde os 
elétrons saem para o circuito elétrico), ou seja, o eletrodo de zinco, e o catodo (região onde os elétrons 
entram na solução), ou, seja, o eletrodo de hidrogênio: 
 
 
 
Epilha = Eanodo + Ecatodo = EZn/Zn+2(1M) + EPt,H2(1 atm, 25ºC)/H+(1M) 
 
 
 Calculando-se a meia pilha, obtém-se: 
 
 
0,763V = EZn/Zn+2(1M) + 0 
 
EZn/Zn+2(1M) = 0,763 V 
 
 
NOTAS: 
 
1. a ponte salina é construída com um eletrólito (KCl ou NaCl ou mesmo uma solução destes sais) 
colocados dentro do tubo em forma de U. Este tubo é, então, arrolhado em suas extremidades com algodão 
ou similar poroso inerte. O papel da ponte salina é fechar o circuito e garantir uma lenta migração de íons 
de uma cuba eletrolítica para outra. 
2. o sentido do fluxo dos elétrons, pelo fio condutor externo às cubas, fornecerá o sinal do potencial. Cada 
meia pilha possui tendência a doar (potencial positivo) ou receber (potencial negativo) elétrons em relação 
a meia pilha padrão de hidrogênio. 
 
H+, 1 M Zn+2, 1M 
Pote salina 
Voltímetro=0,763 
Zn H2, 1atm 
Reação de oxidação Reação de redução 
Placa porosa 
de platina 
[E1] Comentário: 
[E2] Comentário: 
Apostila de corrosão 8
Por exemplo: 
 
 
Zn Zn M H H Me/ ( ) / ( )+ +− →2 21 1 , logo Zn/Zn+2(1M) = 0,763 V 
Cu Cu M H H Me/ ( ) / ( )+ +−← 2 21 1 , logo Cu/Cu+2(1M)=-0,337V 
 
 
 
3.1 - Tabela dos potenciais de eletrodo padrão 
 
A tabela dos potenciais de eletrodo padrão representa os potenciais relativos à oxidação dos eletrodos. 
Ou seja, reações que aconteceriam espontaneamente. Se as reações forem inversas (reações de redução) os 
sinas dos potenciais deverão ser invertidos. A tabela 1, a seguir, mostra os potenciais de eletrodo padrão 
para diversos metais. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Apostila de corrosão 9
 
 
 
Tabela 1 – Potenciais de eletrodo padrão para diversos metais. 
 
 
 
Apostila de corrosão 10
3.2 - O uso da tabela dos potenciais padrão de eletrodos 
 
 
 Quanto maior o potencial de eletrodo do elemento, maior será sua tendência para ser oxidado e isso 
definirá o sentido espontâneo da reação. 
 
Exemplo: 
 Qual o sentido espontâneo da reação abaixo? 
 
 Fe + Zn+2 ------------- Fe+2 + Zn 
 
Solução: Da tabela de poenciais padrão, temos: 
 
 E0Zn+2 = + 0,763 V 
 E0Fe+2 = 0,440 V 
 ________________ 
 Zn � Zn2+ + 2 e- (0,763 V) 
 Fe � Fe+2 + 2 e- (0,440 V) 
 
Logo, o sentido espontâneo da reação será Fe + Zn+2  Fe+2 + Zn 
 
 
3.2.1 - Limitações da tabela 
 
 A tabela dos potenciais nos dá a possibilidade de uma reação se pocessar, mas nada nos diz sobre 
a velocidade da reação. Esta tabela foi estabelecida para condições padronizadas (soluções 1M, 25ºC e 1 
atm). Logo, se as concentrações, temperaturas e pressão forem diferentes, os valores dos potenciais serão 
diferentes, podendo inclusive mudar a posição dos elementos na tabela. 
 
 
3.2.2 – equação de Nernst 
 
 A equação de Nernst fornece ma maneira rápida e prátíca para o cálculo dos potenciais em condicões 
fora das padrões. Para determinação dos potenciais em condições não padrão utiliza-se a seguinte 
expressão: 
 
 
 
E = Eº - (R.T/n.F) Ln Q 
 
 
Onde: 
 
 
E = potencial real, em volt 
Eº = potencial padrão, em volt 
R = constante dos gases ideais, 8.314 J/K.Mol 
T = Temperatura. K 
N = número de elétrons (modificação do número de oxidação das espécies químicas) ou número de 
elétrons ganho pelo oxidante. 
F = constante de Faraday = 96500 Coulombs (carga elétrica necessária para eletolizar um equivalente 
grama de uma substância ) 
Q = relação entre as atividades químicas dos produtos e reagentes 
 
 
Apostila de corrosão 11
 
OBS - A atividade é igual a concentração molar (concentração em moles por 1000 g de solvente) 
multiplicada por m fator de correção chamado de coeficiente de atividade. O coeficiente de atividade é 
função da temperatura e da concen.tração e deve ser determinado experimentalmente. No caso de soluções 
de eletrólitos muito diluídas, pode-se considerar, sem erro apreciável a atividade igual a concentração pois, 
nestes casos, o coeficiente de atividade é praticamente igual a 1. 
 
 
Pode-se cscrever para o eletrodo em questão a seguinte expressão: 
 
 
 
M  � Mn+ + n e- 
 
 
então: 
Q = aMn+' / aM 
 
como convecionalmente aM = 1, temos que: 
 
Q = aMn+ 
 
porém, para soluções diluídas, aMn+ = [ concentração de Mn+], ou seja, Q = [Mn+]. Assim, a equação de 
Nernst pode ser reescrita como: 
 
 
Exemplos 
 
1. Qual o potencial de eletrodo (ou de meia pilha) de cobre imerso em uma solução 0,01M de Cu2+, a 25 
ºC? 
2. Qual o potencial de uma pilha constituída pelas meias pilhas de Zn/Zn2+ (0,01M) e Cu/Cu2+ (0,1M), a 
25 ºC? 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
[ ]+





−=
n0 MLog.303,2.
96500.n
T.314,8EE
Apostila de corrosão 12
 
4 - Tipos de pilhas e mecanismos de corrosão 
 
 
 Termodinâmicamente, o potencial de um eletrodo, agindo reversivelmente, está relacionado com a 
variação de energia livre do sistema ou energia livre de Gibbs (∆G): 
 
∆∆∆∆G0 = - n.F.E0 
 
onde n é o número de elétrons envolvidos, F a constante de Faraday e E0 o potencial de eletrodo padrão. Se: 
 
 
∆∆∆∆G0 < 0 a reação é espontânea 
∆∆∆∆G0 = 0 a reação está em equilíbrio 
∆∆∆∆G0 > 0 a reação ocorre de forma não espontânea 
 
 
 De forma análoga, se: 
 
 
E < 0 a reação é forçada (não espontânea) 
E = 0 a reação encontra-se no equilíbrio 
E > 0 a reação ocorre de forma espontânea 
 
 
 Segundo o meio onde ocorre, a corrosão pode ser: 
 
Corrosão Química – o meio é não iônico, incluindo gases a baixa e alta temperatura, os líquidos anidros e 
os metais fundidos. Assimila-se à corrosão seca. 
 
Corrosão Eletroquímica – o meio é iônico, envolvendo os íons de água. É também chamada de corrosão 
úmida. 
 
Corrosão Microbiológica – Se processa sob a influência de microrganismos (bactéria, fungos, algas, etc.). 
 
Observação: Erosão é o desgaste de materiais pela ação abrasiva de fluidos em 
movimento, usualmente acelerado pela ação de partículas sólidas ou material em 
suspensão e não deve ser confundido com corrosão. 
 
 As diferentes formas de destruição provocadas pela corrosão podem ser classificadas da seguinte 
maneira: 
 
- Corrosão uniforme; 
- Corrosão por placas; 
- Corrosão alveolar; 
- Corrosão puntiforme ou por pite; 
- Corrosão intergranular (ou intercristalina); 
- Corrosão intergranular (ou transgranular ou transcristalina); 
- Corrosão filiforme; 
- Corrosão por esfoliação; 
- Corrosão grafítica; 
- Corrosão por dezincificação; 
- Corrosão por empolamento pelo hidrogênio; 
- Corrosão em torno de cordão de solda. 
 
Apostila de corrosão 13
 A figura 6 apresenta, de forma esquemática, algumas dessas formas de corrosão. 
 
Figura 6. Representação esquemática dealgumas formas de corrosão. 
 
 
 
 
 A corrosão uniforme se processo em toda a extensão da superfície, ocorrendo perda uniforme de 
espessura, como mostra a figura 7. É chamada, também, de corrosão generalizada, em alguns casos. 
Porém, o termo corrosão generalizada deve ser usado com cuidado, pois podemos ter também corrosão por 
pite ou alveolar generalizada. 
 
 
 
 
Figura 7. Corrosão uniforme na área de 
contato entre tubo de latão e material não-
metálico (corrosão por aeração diferencial na 
área de contato, devido à presença de fresta). 
 
 
 
 
 
 A corrosão por placas se localiza em regiões de superfície metálica e não em toda sua extensão, 
como pode ser visto na figura 8. 
 
Apostila de corrosão 14
 
 
Figura 8. Corrosão por placas em uma chapa de aço carbono do costado de um tanque. 
 
 
 A corrosão alveolar se processa na superfície metálica produzindo sulcos ou escavações 
semelhantes a alvéolos. Apresenta fundo arredondado e profundidade geralmente menor que o seu 
diâmetro. Afigura 9 mostra exemplos da corrosão alveolar. 
 
 
Figura 9.a. Corrosão alveolar em um tubo de aço carbono. 
 
 
 
 
 
Figura 9.b. Corrosão alveolar generalizada em um tubo de aço carbono. 
 
Apostila de corrosão 15
 
 A corrosão puntiforme ou por pite se processa em pontos ou pequenas áreas localizadas na 
superfície metálica, produzindo pites, que são cavidades que apresentam o fundo em forma angulosa e 
profundidade, geralmente, maior que o seu diâmetro, como mostra a figura 10. A figura 11 mostra 
diferentes formas com que a corrosão por pite pode se apresentar, segundo a ASTM (Americam Stamdart of 
Testing Materials). 
 
 
 
 
Figura 10 . Corrosão por pite em um tubo de aço inoxidável AISI 304. 
 
 
 
Figura 11. Várias formas de pite, segundo a ASTM. 
 
 
 A corrosão intergranular ocorre entre os grãos da rede cristalina do material metálico, como 
mostra a figura 12, o qual perde suas propriedades mecânicas e pode fraturar quando solicitado por 
esforços mecânicos, tendo-se então a corrosão sob tensão fraturante, figura 13. 
 
 
Figura 12. Corrosão integranular ou intercristalina 
Apostila de corrosão 16
 
 
 
Figura 13. Corrosão sob tensão fraturante em tubo de aço inoxidável AISI 304. 
 
 
 A corrosão intragranular se processa nos grãos da rede cristalina do material metálico, como 
pode ser visto na figura 14.a. O material perde suas propriedades mecânicas e pode fraturar à menor 
solicitação mecânica, ocorrendo a corrosão por tensão fraturante, figura 14.b. 
 
 
 
 
Figura 14.a. Corrosão intergranular ou transcristalina em aço inoxidável submetido à ação de cloretos e 
temperatura. 
 
 
 
 
 
Figura 14.b. Corrosão sob tensão fraturante em palheta de agitador de aço inoxidável. 
 
Apostila de corrosão 17
 A corrosão filiforme se processa sob a forma de finos filamentos, mas não profundos, que 
propagam em diferentes direções e que não se ultrapassam. Admite-se que isso não ocorre porque o 
produto de corrosão possui carga positiva, ocorrendo repulsão. Geralmente ocorre em superfície metálicas 
revestidas com tintas ou com metais, ocasionando o deslocamento do revestimento. Tem sido observada 
mais frequentemente quando a umidade relativa do ar é maior que 85% e em revestimentos impermeáveis à 
penetração de oxigênio e água ou apresentando falhas, como riscos ou em regiões de arestas. 
 
 A corrosão por esfoliação ocorre de forma paralela à superfície metálica. Aparece em chapas ou 
componentes extrudados que tiveram seus grãos alongados e achatados, criando condições para que 
inclusões ou segregações, presentes no material, sejam transformadas, devido ao trabalho mecânico, em 
plaquetas alongadas. O produto de corrosão é volumoso e ocasiona a separação das camadas contidas entre 
as regiões que sofreram a ação corrosiva. Essa forma de corrosão tem sido frequentemente observada em 
ligas de alumínio 2.000 (Al, Cu, Mg), 5.000 (Al, Mg) e 7.000 (Al, Zn, Cu, Mg). A figura 15 mostra um 
exemplo da ocorrência deste tipo de corrosão. 
 
 
 
Figura 15. Corrosão por esfoliação em liga de alumínio. 
 
 
 A corrosão grafítica se processa no ferro fundido cinzento em temperatura ambiente. O ferro 
metálico é convertido em produtos de corrosão, restando a grafite intacta. A área corroída fica com um 
aspecto escuro, característico da grafite, como pode ser visto na figura 16. 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 16.a. Corrosão grafítica do ferro fundido (observe o aspecto escuro da área corroída). 
Apostila de corrosão 18
 
 
 
 
Figura 16.b. Corrosão grafítica em ferro fundido cinzento (veja parte escura da figura). 
 
 
 A corrosão por dezincificação ocorre em ligas de cobre-zinco (latões), surgindo uma região 
avermelhada, em contraste com a cor amarelada típica desses materiais. Ocorre a corrosão preferencial do 
zinco, restando o cobre com suas características e cor avermelhada. Vide figuras 17. 
 A dezincificação e a corrosão grafítica são exemplos de corrosão seletiva, ocorrendo a corrosão 
preferencial do zinco e do ferro, respectivamente. 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 17.a. Trecho de tubos de latão (70/30) com dezincificação: as áreas mais escuras são as 
dezincificadas. 
 
 
 
 
Apostila de corrosão 19
 
 
 
 
Figura 17.b. Parte interna da válvula de latão apresentando corrosão por dezincificação: área com coloração 
avermelhada e destruição da parte rosqueável. 
 
 
 
 O empolamento pelo hidrogênio ocorre quando o hidrogênio atômico penetra no material 
metálico. Como possui pequeno volume atômico, difunde-se facilmente para regiões onde existem 
descontinuidades, como inclusões ou vazios. Nesses lugares, transforma-se em hidrogênio molecular (H2), 
exercendo pressão e originando a formação de bolhas, como pode ser visto na figura 18. 
 
 
 
 
 
Figura 18.a. Tubo de aço carbono com empolamento pelo hidrogênio ocasionado por H2S em água. 
 
 
 
Apostila de corrosão 20
 A corrosão em torno do cordão de solda, como mostra a figura 19, ocorre em aços inoxidáveis 
não-estabilizados ou com teores de carbono superiores a 0,03%. A corrosão segue o mecanismo 
intergranular. 
 
 
 
 
Figura 19.a. Corrosão em componentes tubulares nas proximidades da solda. 
 
 
 
 
Figura 19.b. Corrosão em componentes tubulares com perfuração localizada na parte inferior do cordão de 
solda. 
 
Apostila de corrosão 21
 Uma das formas de corrosão é a destruição eletroquímica de materiais metálicos por reação com o 
meio ambiente. Temos então, uma interação de eletricidade e de reação química que ocasiona ou é 
ocasionada por m fluxo de elétrons. 
 Para um corrente de elétrons escoar é necessário um circuito elétrico completo, sendo ele, em 
um sistema de corrosão, constituído de quatro componentes: 
 
 
Anodo - eletrodo em que há oxidação (corrosão) e onde a corrente, na forma de íons metálicos positivos, 
entra no eletrólito; 
 
Eletrólito – condutor, usualmente um líquido, contendo íons que transportam a corrente para o catodo. 
 
Catodo - eletrodo em que há redução e onde a corrente sai do eletrólito 
 
Circuito metálico - ligação entre anodo e catodo. por onde escoam os elétrons no sentido anodo�catodo. 
 
 
4.1 - Pilhas de eletrodos diferentes 
 
 Imagine dois metais diferentes mergulhados num mesmo eletrólito, como mostra a figura 20. 
Como pode ser visto na figura, os metais tomados como exemplo são o ferro (E0=0,440V) e o cobre (E0=-
0,337V). Neste caso, quem é o catodo e quem é o anodo? Para responder a pergunta, vamos tomar um 
exemplo. 
 
 
Figura 20. Pilhas de eletrodos diferentes. 
 
Exemplo. Se uma tubulação de ferrofor ligada a uma válvula de bronze (liga de cobre e estanho), em 
presença de eletrólitos (por exemplo, o próprio solo), tem-se uma corrosão no contato ferro-latão, 
corroendo-se, preferencialmente, o tubo de ferro, pois este funcionara como anodo da pilha formada. Como 
mostra a figura 21. 
 
 
 
 
 
Figura 21. Tubulação de ferro ligada à uma válvula de bronze. 
 
 
Apostila de corrosão 22
 Outro exemplo é o caso do magnésio ligado a uma tubulação de ferro, estando o sistema 
enterrado. Pode-se verificar que o anodo é o Mg (potencial de + 2,37 V), que sofre corrosão, enquanto que 
o ferro funciona como catodo, ficando protegido. 
 
 
 Estes exemplos demonstram o conceito de pilhas de eletrodos diferentes. Um fenômeno de 
corrosão que configure uma pilha de eletrodos diferentes é chamado de CORROSÃO GALVÂNICA. 
 Pode-se considerar como exemplos particulares de pilhas de eletrodos diferentes as chamadas 
pilhas ativa-passiva e de ação local. 
 
 
 
 
4.1.1- Pilha ativa-passiva 
 
 A princípio, o elemento anódico é o que sofre corrosão, enquanto o elemento catódico fica 
protegido. 
 Alguns metais e ligas tendem a se tornar passivos devido à formação de uma fina película aderente 
de óxido ou outro composto insolúvel na sua superfície. Entre estes metais e ligas tem-se o Al, Pb, aço 
inoxidável, Fe e Cr. A passivação faz com que estes materiais funcionem como área catódica. Entretanto 
íons cloreto e, em menor escala, o brometo e iodeto destroem esta passivação ou impedem sua formação. 
 A destruição da passividade pelo íon cloreto não ocorre sobre toda a extensão da película e sim em 
pontos, talvez, determinados por pequenas variações na estrutura e na espessura da película Assim, ocorre a 
formação de pequenos pontos de metal ativo (anodos) circundados por grandes áreas de metal passivado 
(catodo). Isto causa a ocorrência da formação de uma diferença de potencial entre estas áreas na ordem de 
+/- O,5V. A esta pilha resultante chama-se pilha ativa-passiva. 
 
 
 
4.1.2 - Pilha de ação local 
 
Observa-se que o zinco puro resiste mais à ação do ácido sulfúrico ou clorídrico diluído que o 
zinco comercial. 
 As impurezas do zinco comercial (Fe, Cu, C, etc.) funcionam como micro-catodos, fazendo com 
que o zinco puro, presente, funcione como anodo. 
 Quando os anodos e os catodos estão em contato direto e na presença de um eletrólito forma-se 
uma pilha de ação local, figura 22.. 
 
 
Figura 22. Pilha de ação local em uma chapa de zinco impuro. 
Apostila de corrosão 23
 
4.2 - Pilhas de concentração 
 
 Existem casos em que os eletrodos, embora de mesma natureza, podem, originar uma diferença de 
potencial, ocasionando processos de corrosão. Isto ocorre quando se tem o eletrodo em contato com 
diferentes concentrações de um mesmo eletrólito ou em contato com o mesmo eletrólito, porém em locais 
em que os teores de gases dissolvidos são diferentes. 
 São dois os tipos de pilha de concentração: 
 
 
 
4.2.1 - Pilha de concentração iônica 
 
 São pilhas formadas por eletrodos de mesma natureza, em contato com soluções de diferentes 
concentrações. A figura 23 mostra um esquema de uma pilha de concentração iônica. 
 
 
 
 
 
Figura 23. Esquema de uma pilha de concentração iônica. 
 
 
 
 
De acordo com a equação de equilíbrio, para um eletrodo metálico temos: 
 
M0 ⇔ M n+ + n.e- 
 
 Pode-se verificar que diminuindo-se a concentração dos íons Mn+, o equilíbrio tende a deslocar-se 
no sentido � aumentando a tendência à perda de elétrons. Assim, ocorre a elevação do valor do potencial 
de oxidação e vice versa. De forma resumida, o anodo é aquele metal que se encontra na solução diluída. 
Por outro lado, o catodo é aquele colocado na solução concentrada. 
 As diferenças locais das concentrações dos íons metálicos, ocasionadas pela agitação inadequada 
ou difusão dos íons metálicos, podem ativar ou iniciar a corrosão por um mecanismo galvânico que se 
denomina de célula ou pilha de concentração iônica. 
 Peças metálicas rebitadas ou com frestas, onde o eletrodo tem difícil acesso tornam-se mais 
concentradas em íons metálicos formados pela corrosão. Nas regiões de fácil acesso do eletrólito, os íons 
metálicos formados são arrastados pelo eletrólito em movimento, tendo-se, então, um gradiente de 
Apostila de corrosão 24
concentração que ocasiona a ddp (diferença de potencial). 
 A corrosão originada por este tipo de pilha é conhecida por corrosão por contato, corrosão em 
frestas ou corrosão por concentração diferencial. 
 
 
 
 
4.2.2 - Pilha de aeração diferencial 
 
 São pilhas constituídas de eletrodos idênticos, em contato com o mesmo eletrólito e de mesma 
concentração, mas apresentando regiões com diferentes concentrações de gases dissolvidos. Como ocorre 
com mais frequência em regiões com diferentes concentrações de oxigênio, é conhecida por pilha de 
oxigenação diferencial. A diferença de concentração origina uma ddp, funcionando o eletrodo mais aerado 
como catodo e o menos aerado como anodo, como mostra a figura 24. 
 
 
 
 
Figura 24. Pilha de aeração diferencial. 
 
 
 
 Em frestas, onde a aeração é pequena, a baixa concentração de oxigênio no eletrólito que se 
encontra no interior das mesmas, e uma concentração maior de oxigênio no eletrólito que se encontra em 
contato com o metal fora das frestas, gera uma ddp. 
 Tubulações onde ocorra a possibilidade de deposição de partículas sólidas, como óxidos, areia, 
etc., estão sujeitas ao mesmo processo corrosivo. 
 A figura 25 mostra um caso típico de pilha de aeração diferencial. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Apostila de corrosão 25
 
 
 
Figura 25. Cracas na faixa de variação da maré em estacas no mar e corrosão acentuada na zona de 
respingos. 
 
 
 
4.3 - Pilhas de temperaturas diferentes 
 
 
 São pilhas constituídas de eletrodos do mesmo material metálico, imersos em eletrólito de mesma 
composição inicial, porém os eletrodos estando a diferentes temperaturas. Quanto ao estudo do fenômeno, 
temos que a elevação de temperatura na região eletrodo eletrólito ocasiona: 
 
1. aumento da velocidade da reação eletroquímica, bem como o aumento da taxa de difusão. Logo, o 
aumento da temperatura aumenta a velocidade do processo corrosivo neste eletrodo. 
2. a quantidade de gases dissolvidos que, segundo o princípio da pilha de aeração diferencial, aumenta a 
velocidade do processo corrosivo neste eletrodo. No entanto, se estes gases não puderem escapar da 
região, ocorre a diminuição do processo corrosivo. 
3. pode aumentar a porosidade, volatilidade e solubilidade das películas protetoras formadas sobre a 
superfície do eletrodo, diminuindo, assim, a passivação e aumentando o processo corrosivo do 
eletrodo. No entanto, poderá aumentar a plasticidade da película protetora fazendo com que a mesma 
possa recobrir uma maior área do eletrodo, diminuindo, assim, o processo corrosivo no eletrodo em 
questão. 
 
 
5 - Meios corrosivos 
 
 Os meios corrosivos mais frequentemente encontrados são os seguintes: atmosfera, águas naturais, 
água do mar, solo, produtos químicos, alimentos e substâncias fundidas. 
 Na atmosfera a ação corrosiva é, principalmente, influenciada pela poeira, gases e umidade. 
 
Poeira: - deposição de material não metálico, criando condições de aeracão diferencial 
 - deposição de substâncias que retém umidade ou que sejam higroscópicas 
 - deposição de material metálico, ciando pilhas de eletrodos diferentes 
Apostila de corrosão 26
 
 Os gases contaminantes mais frequentemente encontrados na atmosfera são: CO, CO2, SO2, SO3, 
H2S, NH3 e NO2. Muitos destes gases combinados com a umidade do ar formam ácidos que iniciam o 
processo corrosivo. 
 Assim comona atmosfera, as águas naturais do mar e do solo contém íons que tornam o sistema 
um eletrólito, possibilitando a formação de meios corrosivos. 
 No caso de alimentos, a importância do efeito corrosivo está ligado à formação de possíveis sais 
metálicos tóxicos: geralmente empregam-se ácidos orgânicos como agentes conservadores dos alimentos. 
 No caso de substâncias fundidas, o efeito corrosivo está ligado ao fato do material metálico ser 
solúvel no composto ou metal fundido. Assim, nos metais fundidos, tem-se a formação de ligas ou de 
compostos intermediários. Além disso, pode-se ter, também, oxidação do material metálico fundido: 
 
 
2 NaOH + M� Na2O + MO + H2 
2 NaNO3 + 3 M �Na2O + 3 MO + 2 NO 
 
6 - Corrosão eletroquímica 
 
 
6.1 - Introdução 
 
 
 
 O processo de corrosão eletroquímica pode ser decomposto em três etapas principais: 
 
- fenômeno anódico (oxidação) 
- deslocamento de elétrons e íons 
- fenômeno catódico (redução) 
 
 
 
 No catodo, pode-se ter as seguintes reações católicas: 
 
a) meio neutro não aerado: 2 HOH + 2 e- � H2 + 2 OH- 
b) meio neutro aerado: 2 HOH + ½ O2 � OH- 
c) meio ácido não aerado: 2 H+ + 2 e- � H2 
d) meio ácido aerado: 2 H+ + ½ O2 + 2e- � 2 HOH 
 
 
Observação: Em meio neutro, a região catódica torna-se básica e, em meio ácido, diminui a acidez, pois 
ocorre a reação: H+ + OH- � H2O, que é uma reação de neutralização,. 
 
 Conclui-se, também, que a corrosão eletroquímica será tanto mais intensa quanto maior a acidez 
(alto teor de H+) e maior teor de oxigênio do meio. 
 O oxigênio é considerado como fator de controle, pois o caso do meio neutro aerado ele age como 
despolarizante (intensificando a corrosão), isto é, reage com o H2, que poderia ficar adsorvido na superfície 
do catodo polarizando a pilha. Por este fato é que se costuma-se fazer a deaeração de águas usadas para fins 
industriais, como, por exemplo, águas para caldeiras. 
 Entretanto, observa-se que o oxigênio não funciona somente como estimulador de corrosão. Ele 
pode agir, até certo ponto, como protetor pois pode reagir diretamente com a superfície do metal formando 
uma camada de óxido que retardará o contato do material com o meio corrosivo. Pode formar, também, 
uma película de oxigênio adsorvida sobre o material metálico, tonando-o passivo. 
Apostila de corrosão 27
 Deve-se ter alguns cuidados, pois alguns metais, como o cobre, em certos meios corrosivos tem o 
oxigênio como acelerador da corrosão: 
 
Exemplo: 
 Cu + HCI � não há reação 
 2 Cu + ½ O2 � Cu2O 
 Cu2O + 2 HCl � 2 CuCl + H20 
 
 Quanto às reações catódicas e anódicas, deve-se notar que os processos católicos e anódicos são 
rigorosamente equivalentes (cátions � ânions) não se reproduzindo acúmulo de eletricidade. Além 
disso, a quantidade de massa decomposta pelo processo corrosivo obedece a lei de Faraday. 
 
 
6.2 - Heterogeneidades responsáveis pela corrosão eletroquímica 
 
 A corrosão eletroquímica pode se verificar sempre que houver heterogeneidades no sistema 
material metálico-meio corrosivo. 
 
 
6.2.1 - Diferença de potencial associada com o metal 
 
- Contorno dos grãos - algumas experiências mostram que, geralmente, o contorno dos grãos funciona 
como área anódica em relação ao grão, que funciona como área catódica. Daí, então, o ataque 
intergranular. Certas ligas metálicas, em certas soluções, pode apresentar o contorno dos grãos 
catódico em relação ao grão (anódico). Neste caso, temos o ataque granular. Ex. Ataque do Alumínio 
(99,98 % de pureza) pelo HCl (10 a 20%). 
- tamanho dos grãos - um grão fino, de um dado metal, contém energia interna maior que um grão 
grosseiro. 
- Tratamentos térmicos ou metalúrgicos diferentes – se uma parte de uma superfície metálica sofrer 
um tratamento térmico diferente das regiões restante, há a formação de uma diferença de potencial 
entre estas regiões. Isso ocorre quando, por exemplo, num cordão de solda. Mesmo que o material da 
solda seja o mesmo do material a ser soldado, a área em torno dos grãos funciona como área anódica. 
 
 
6.2.2 - Diferença de potencial associado com a superfície metálica 
 
- Polimento da superfície metálica - superfícies metálicas altamente polidas podem apresentar potenciais 
diferentes daquelas de superfícies rugosas. As películas apassivadoras formam-se de maneira mais 
uniformes em superfícies polidas. 
- Bordas de superfícies metálicas - essas regiões, geralmente, se tornam mais suscetíveis ao ataque, 
tornando-se áreas anódicas. Isso ocorre pelo fato destas regiões não serem tão polidas quanto a 
superfície. 
- Diferença de forma - a forma de um material metálico pode ocasionar problemas de corrosão. 
Superfícies convexas, geralmente, funcionam como catodo em relação à superfície côncava: fios de 
pequeno diâmetro tem uma velocidade de corrosão maior do que fios de diâmetro maior. 
- Deformações diferenciais - quando um material metálico está submetido à tensão, observa-se que a 
região tencionada funciona como catodo em relação à região não tencionada. Ex. Um prego dobrado 
em V, onde a cabeça, a ponta e o vértice funcionam como áreas anódicas. 
 
 
6.2.3 - Diferença de potencial associada com o meio corrosivo 
 
- concentração diferencial 
- aeracão diferencial 
- aquecimento diferencial 
 
Apostila de corrosão 28
6.3 - Exemplos de corrosão eletroquímica 
 
6.3.1 - Corrosão galvânica 
 
 Um fato importante da corrosão galvânica é a relação entre as áreas anódicas e catódicas. Se a 
área catódica for pequena em relação à anódica, corrosão não será muito acentuada. Porém, em caso 
contrário sim. A grande área catódica ocasiona uma alta densidade de corrente na parte do metal que está 
sendo atacada (anodo) e, consequentemente, alta taxa de corrosão. Daí ser mais seguro o uso de rebites de 
material metálico catódico, em uma estrutura anódica, do que o inverso. 
 
Área catódica pequena ���� área anódica grande ���� corrosão pouco acentuada. 
 
OBS.: Quando houver a necessidade de se ligar dois materiais metálicos de potenciais diferentes, deve-se 
consultar a tabela padrão de potenciais ou utilizar a equação de Nernst. 
 
 
6.3.2 - Corrosão eletroquímica - Potenciais aplicados 
 
 Nos casos vistos anteriormente, verificou-se que a diferença de potenciais entre os eletrodos é 
devido somente aos seus potenciais diferentes, sendo originária de um processo espontâneo. 
 Entretanto, podem ocorrer casos em que a diferença de potencial é proveniente de uma fonte de 
energia externa, não sendo necessário que os eletrodos sejam de diferentes natureza. Esquematizando, 
temos: 
 
 
 
Pilhas galvânicas (Processo espontâneo): 
 A + B � A+B- 
 Anodo A � A+ + e- 
 Catodo B + e- � B- 
 
Célula ou cuba eletrolítica (processo não espontâneo): 
 A+ + B- � A+B- 
 Anodo A+ + e- � A 
 Catodo B- � B- + e- 
 
 
 A célula eletrolítica, que tem importância no estudo da corrosão, é aquela em que um dos eletrodos 
funciona como anodo ativo, isto é, perdendo elétrons e, portanto, oxidando-se. A quantidade de metal 
consumido anodicamente pode ser calculada pela lei de Faraday. 
 
6.3.3 - Corrosão grafítica 
 
 É a corrosão que ocorre no ferro fundido cinzento (ferro grafitado), onde o ferro metálico é 
convertido em produtos de corrosão, restando a grafite intacta. Ocorre, geralmente, em tubulações de ferro 
fundido usadas para transporte de água. Nesta pilha temos: ferro (anodo), meio corrosivo (condutor 
eletrolítico) e grafite (catodo). 
 
 
6.3.4 - Dezincificação 
 
 É o tipo de corrosão que pode ocorrer mais frequentemente em ligas de cobre e zinco (latão) 
Apostila de corrosão 29
colocadas em um eletrólito. O Zinco é corroído preferencialmente, restando umresíduo poroso de cobre e 
produtos de corrosão. 
 
 
6.4 - Velocidade de corrosão 
 
 A velocidade de corrosão eletroquímica representa a perda de massa do material metálico em 
função do tempo por unidade de área. Exprimindo-se essa velocidade em equivalentes-grama por unidade 
de área por segundo, o seu valor será obtido pela relação: 
 
v
i
F.S
= 
 
onde: 
 v = velocidade ou taxa de corrosão 
 i = intensidade da corrente elétrica (Ampere, A) 
 F = constante de Faraday (96500 Coulombs, C) 
 S = área anódica 
 
 A velocidade de corrosão eletroquímica é diretamente proporcional à intensidade da corrente 
elétrica que, por sua vez, depende do potencial do elemento sujeito à corrosão e da resistividade dos 
circuitos metálicos e eletrólitos. Por problemas de polarização e passivação que ocorrem durante o 
processo corrosivo, é difícil ter um valor constante para a velocidade da corrosão. A figura xxx mostra 
curvas características de perda de massa, devido aos processos corrosivos, por unidade de tempo. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura ..... Curvas características de perda de massa por unidade de tempo. 
 
 
 As curvas representam: 
 
A. Velocidade constante de corrosão eletroquímica. Ocorre quando a superfície metálica não varia, o 
produto de corrosão é inerte e a concentração de agente corrosivo é constante. Este é um caso raro de 
corrosão. 
B. Idêntica à anterior. Porém, há um período de indução gasto pelo agente corrosivo para destruir a 
película protetora. 
C. Velocidade inversamente proporcional ao produto de corrosão formado. O produto de corrosão é 
insolúvel e adere à superfície metálica. 
Perda de 
 massa 
C 
A 
D 
B 
tempo ∆t 
Apostila de corrosão 30
D. A velocidade de corrosão cresce rapidamente e os produtos de corrosão são solúveis no meio. 
 
 
6.4.1 - Polarização 
 
 Quanto maior a diferença de potencial entre os metais que compõem os eletrodos maior será a 
força que provoca a corrosão. Entretanto, relativamente à velocidade de corrosão, outros fatores devem ser 
considerados. Assim, quando dois metais diferentes são ligados e mergulhados num eletrólito e fechando-
se o circuito, observa-se uma diferença de ddp entre os eletrodos com o tempo, isto é, o potencial de 
eletrodo do anodo torna menos eletropositivo e o do catodo, menos eletronegativo. 
 As causas dessa variação podem ser várias: reações secundárias que conduzem à formação de 
películas protetoras ou reforços de películas já existentes, destruição de películas, fenômenos de adsorção 
de gases contidos na solução ou em outras substâncias, saturação da solução nas vizinhanças dos eletrodos, 
diminuição de uma espécie iônica que se deposita ou se desprende do catodo, etc. 
 Quando as reações anódicas e catódicas se processam nos metais, eles se polarizam mutuamente, 
tem-se o que se chama de polarização dos eletrodos, polarização anódica no anodo e polarização catódica 
no catodo. 
 Quanto mais polarizada se tornar uma reação no eletrodo, menor a velocidade de corrosão 
resultante. 
 
 
6.4.2 - Passivação 
 
 Se colocarmos o ferro em ácido nítrico diluído ele será rapidamente atacado. Porém, se 
colocarmos em ácido nítrico concentrado ele é fracamente atacado. Se o ferro for retirado do ácido 
concentrado e colocado novamente no ácido diluído, este não será mais atacado. Dizemos, então, que o 
metal está no estado passivado. O Al, Cr, aço inox e alguns outros metais apresentam comportamento 
semelhantes em determinados meios. 
 Nestas condições passivas dos metais, o seu comportamento eletroquímico revela-se mais nobre, 
isto é, menor potencial do que o metal apresentaria normalmente. 
 A explicação está no fato da geração de uma película protetora do óxido correspondente na 
superfície do metal. Por exemplo, o alumínio forma uma película protetora na sua superfície de óxido de 
alumínio, que torna-o passivado. 
 
 
7 - Corrosão microbiológica 
 
 É aquela onde a corrosão do material metálico se processa sob a influência de microorganismos 
(bactérias, fungos, etc). 
 Os microrganismos podem interferir das seguintes maneiras: 
 
- influência direta na velocidade das reações anódicas e catódicas 
- modificação na resistência da película formada na superfície metálica pelos produtos de seu metabolismo 
- originam meios corrosivos 
- formação de tubérculos, cujo crescimento e multiplicação possibilitam a formação de pilhas de aeração 
diferencial. 
 
 Geralmente, os microrganismos são fonte geradora de produtos que, dependendo do meio em que 
se encontram, poderão iniciar um processo de corrosão química ou eletroquímica. 
 
 
8 - Influência de fatores mecânicos na corrosão 
 
- corrosão sob fadiga 
- corrosão com erosão, cavitação e turbulência, 
- corrosão sob atrito 
Apostila de corrosão 31
- fragilização pelo hidrogênio 
- fendimento por álcali 
 
 
 
9 - Proteção contra a corrosão 
 
 A proteção contra a corrosão necessita, via de regra, a produção e manutenção de uma camada 
sobre a base do material, tomando-o impermeável aos agentes corrosivos. 
 Os métodos práticos adotados para diminuir a taxa de corrosão dos materiais metálicos podem ser 
esquematizados da seguinte forma: 
 
 
a) Métodos que se fundamentam em revestimentos protetores 
- revestimentos com produtos da própria reação (tratamento químico ou eletroquímico) 
- revestimentos metálicos 
- revestimentos orgânicos (tintas, resinas) 
- revestimentos inorgânicos (esmaltes, cimentos) 
b) Métodos que se fundamentam na modificação do meio corrosivo 
- deaeração. 
- purificação ou diminuição da umidade do ar 
- emprego de inibidores. 
 
c) Métodos que se fundamentam na modificação do processo 
- proteção catódica com anodos de sacrifício 
- proteção catódica com tensões elétricas impostas 
 
d) Métodos baseados na modificação do metal 
- pelo aumento da pureza 
- pela adição de elementos-liga 
- pelo tratamento térmico 
 
 
 
9.1 - Métodos baseados na modificação do meio corrosivo 
 
 
9.1.1- Deaeração 
 
 É a remoção de agentes gasosos corrosivos como o oxigênio, por meio de processos químicos ou 
Mecânicos. 
 
 
9.1.1.1 - Deaeração química 
 
a) contato com superfície de ferro - a água aquecida entra em contato com uma superfície porosa de ferro, 
contida em um tanque fechado chamado desativador ou deaerador. O O2 reage com o ferro e a água é 
filtrada tomando-se menos corrosiva. 
 
b)deaeração com hidrazina (N2H4) – Ocorre a reação: N2H4 + O2 � N2 + 2H2O, que é uma reação lenta 
em temperaturas inferiores a 180ºC. Pode-se elevar a velocidade da reação com o aumento da temperatura 
ou com uso de catalisadores (carvão ativado ou óxidos metálicos). Deve-se, contudo, controlar a 
quantidade de hidrazina, pois com a elevação de temperatura (~300ºC) ela se decompõe produzindo amônia 
que pode causar corrosão: 3N2H4 � N2 + 4NH3. 
 
 
Apostila de corrosão 32
c) deaeração com resinas permutadoras ou trocadoras - a incorporação, nestas resinas, de substâncias 
de reação rápida com o oxigênio, como o Fe(OH)2, tem apresentado bons resultados conseguindo-se uma 
redução no teor de O2 de 8,8 ppm para O,002 ppm. 
 
 
9.1.1.2 - Deaeração mecânica ou física 
 
 Pode-se tornar os gases menos solúveis em líquidos através do controle da pressão e/ou temperatura. 
A deaeração mecânica remove somente 95% dos gases, o restante, se necessário, deverá ser removido via 
processos químicos. Os processos mecânicos de deaeração mais comuns são: 
 
a) deaeração da água por escoamento da mesma em contra-corrente com vapor de água que destilará O2 e 
CO2 dissolvidos. 
b) deaeração a vácuo, feita a frio e por diminuição da pressão. Os gases dissolvidos são removidos por 
bomba de ar.9.1.2 - Emprego de inibidores 
 
 Em muitos casos, a utilização de inibidores é muito mais econômico que o uso de materiais mais 
resistentes ou outras ações sobre o projeto. 
 Inibidores são substâncias que adicionadas ao meio, mesmo em baixas concentrações, diminuem a 
taxa de corrosão de maneira significativa. Os inibidores podem ser químicos ou eletroquímicos. 
 
 
9.1.2.1 - Inibidores químicos 
 
a) Inibidores de adsorção - são compostos orgânicos que são adsorvidos pela superfície metálica, formando 
uma película que inibe as reações eletroquímicas. Ex: Aminas, mercaptanas, uréias, etc. 
 
b) Inibidores voláteis - são substâncias que têm elevada pressão de vapor e que, se adicionadas ao meio, são 
adsorvidas pela superfície metálica ou ficam nas suas proximidades, diminuindo a velocidade de corrosão. 
 
 
9.1.2.2 - Inibidores eletroquímicos 
 
a) Inibidores anódicos - retardam ou impede a reação no anodo. Geralmente funcionam reagindo com o 
produto da corrosão inicialmente formado, formando um filme aderente e extremamente insolúvel na 
superfície do metal. Ex.: substâncias básicas como hidróxidos, carbonatos, silicatos, boratos e fosfatos 
terceários de metais alcalinos. As reações que acontecem são: 
Mn+ + n(OH) 
 
� M(OH) 
(íon metálico de corrosão) + (lodo inibidor) � (película protetora) 
Agentes oxidantes que podem promover uma passivacão como cromatos, nitratos, etc., são também 
utilizados como inibidores: 
Fe �F+2 + 2e- + Cr2O42- � FeCr2O4 (que é um filme insolúvel que adere na superfície do metal) 
 
b) Inibidores catódicos - atuam reprimindo reações catódicas. São substâncias que fornecem íons metálicos 
capazes de reagir com a alcalinidade catódica, produzindo compostos insolúveis que recobrem a área 
catódica, impedindo a difusão do oxigênio ou a condução de elétrons. Assim aumenta-se a polarização 
catódica. Ex.: sulfato de Zn, Mg e Ni formam precipitados de hidróxidos desses elementos, cessando o 
ataque corrosivo. 
 
c) Inibidores mistos - em algumas ocasiões pode-se empregar o uso combinado de inibidores anódicos e 
catódicos. Por exemplo, é comum o uso de sais de zinco, fosfatos e cromatos em sistemas de água de 
refrigeração. 
 
Apostila de corrosão 33
d) Inibidores de ação temporária - usados para proteger materiais metálicos durante o processo de 
estocagem e transporte. Por exemplo: óleos, graxas, ceras, etc., contendo aditivos orgânicos como aminas, 
sais de metais alcalinos, etc. 
 
 
9.2 - Métodos de que se fundamentam na modificação do processo 
 
Proteção catódica - é o método de prevenir ou evitar a corrosão de um metal em uma solução eletrolítica 
tomando-o catodo. Isto é realizado forçando-se a corrente elétrica de corrosão espontânea a mudar de 
sentido através de uma corrente elétrica de proteção aplicada. Isto pode ser feito de duas maneiras: usando-
se anodos de sacrifício ou usando-se um gerador elétrico de corrente contínua. 
 Se a corrente de proteção aplicada for maior do que a corrente de corrosão na mesma área, torna-se 
termodinâmicamente impossível ocorrer corrosão na peça. 
 É o processo mais seguro contra a corrosão mas só se aplica para corrosão eletroquímica, exigindo-se, 
pois, contato da peça a ser protegida com o meio corrosivo. 
 Aplica-se principalmente em tubulações e estruturas enterradas, cascos de navios, tanques de 
armazenamento de petróleo e derivados, equipamentos da indústria química e estruturas metálicas 
marítimas. 
 São três os mecanismos que podem ocasionar a redução do processo corrosivo quando se aplica a 
proteção catódica: 
 
a) o potencial do metal é diminuído a um valor tal que em todas as áreas do metal só ocorre um processo 
catódico que impede a corrosão 
b) o eletrólito, adjacente à superfície metálica, se torna mais básico, devido à redução dos íons de 
hidrogênio: H20 + ½ O2 + 2 e- � 2(OH)-. No caso de metais ferrosos, esta elevação de pH pode servir 
de inibição para a corrosão. 
c) a elevação de pH pode acarretar a precipitação de compostos insolúveis, como CaCO3, e Mg(OH)2, 
que podem depositar-se sobre o metal produzindo uma camada protetora. 
 
 
9.2.1 - Proteção catódica com anodo de sacrifício 
 
 Consiste em ligar a peça ou estrutura através de um fio condutor a uma outra peça metálica de 
metal menos nobre (de potencial maior) que a estrutura que se deseja proteger. Assim, obtém-se um pilha 
galvânica onde o meio corrosivo fecha o circuito. Neste pilha, o anodo de sacrifício vai sendo consumido, 
dissolvendo-se, enquanto a peça que é o catodo neste circuito, fica protegida. 
 Os anodos de sacrifício mais eficientes no solo são os de Zn e Mg e suas ligas. Já em águas 
salgadas são preferíveis os de Zn e Al. Estes anodos protegem peças de aço, Cu, Pb, AI e latão e são 
geralmente enterrados envoltos por um enchimento condutor composto de uma mistura de gesso em pó, 
bentonita e sulfato de sódio, para reduzir a resistência anodo/solo e uniformizar o desgaste. 
 
 
9.2.2 - Proteção catódica forçada com corrente imposta 
 
 Consiste no emprego de uma fonte geradora de corrente contínua, cujo terminal negativo é ligado 
à estrutura e o terminal positivo é ligado a anodos auxiliares construídos de material inerte ao meio, mas 
condutor de elétrons, como o grafite, ferro silício, chumbo, etc. 
 O valor da voltagem aplicada deve ser suficiente para suprir uma densidade de corrente adequada 
em todas as partes da estrutura a ser protegida. Em solos ou águas de alta resistividade, a voltagem deve 
ser mais elevada do que em solos de baixa resistividade. 
 
 
9.3 - Métodos que se fundamentam em revestimentos protetores 
 
 A aplicação de revestimentos protetores pode ter, além da função de proteção corrosiva, o objetivo 
de conferir um aspecto atraente na aparência da peça. As propriedades protetoras de qualquer cobertura 
Apostila de corrosão 34
dependem de uma série de fatores, dos quais se destacam: 
 
a) as características químicas do material usado para o revestimento; 
b) sua aderência ao metal base. 
 
 A experiência tem mostrado que o fator mais importante na tecnologia de proteção das superfícies 
metálicas é a limpeza da área que vai receber o revestimento. A superfície do metal deve estar livre de todo 
tipo de impurezas oleosas, semi-sólidas, sólidas, óxidos e produtos de corrosão. Os processos de limpeza 
aplicáveis são descritos a seguir. 
 
 
9.3.1 - Processos de limpeza 
 
 
9.3.1.l - Processos mecânicos 
 
a) Jateamento abrasivo - remoção das camadas de impurezas (escamas e ferrugem) pela força de um 
jato abrasivo, usando-se, por exemplo, areia seca ou molhada, limalha de aço, etc. A granulometria do 
abrasivo, pressão do jato, velocidade de impacto e direção de incidência devem estar bem controlados 
pois depende da aspereza que se deseja obter na superfície em função do revestimento. Exemplos de 
abrasivos: óxido de alumínio (dureza de 9,2 a 9,5), carbureto de silício (dureza de 9,5 a 9,7); sílica e 
dolomita (dureza de 7,0). 
 
b) Lixas e escovas - operação de esmerilhamento e polimento que dependendo do acabamento desejado, 
pode variar desde superfície especular, passando pelo brilhante e acetinado até o fosco. 
 
c) Tambores rotativos - neste processo as peças, geralmente de formas esféricas, são colocadas 
juntamente com os agentes de polimento, em tambores que giram com rotação adequada para cada 
caso. 
 
 
9.3.1.2 - Processos térmicos 
 
a) Queima - remoção de óleos e graxas por queima em fornos, sendo os resíduos removidos 
posteriormente por decapagem. 
 
b) chama direta - em grandes construções usa-se a chama de oxi-acetileno sobre as chapas. 
 
 
9.3.1.3 - Processos químicos 
 
a) Desengraxamento - é o primeiro processo químico a ser aplicado a limpeza e de uma superfície 
metálica, funcionando comoetapa preliminar e obrigatória para decapagem. Existem vários tipos de 
desengraxamento: 
- alcalino - banhos quentes, contendo sais de sódio (carbonatos, boratos, silicatos, hidróxidos, fosfatos) 
juntamente com detergentes (agentes tensoativos) 
 - eletrolítico - é uma combinação do processo alcalino com a corrente elétrica que atua 
mecanicamente pela liberação abundante de gases nos eletrodos, provocando o desprendimento das 
camadas de óleos e graxas do metal e sua consequente eliminação. A composição do banho é 
semelhante ao do alcalino, desde que apresente boa condutividade elétrica. Geralmente o processo é 
catódico, onde a peça funciona como catodo, enquanto o anodo é o ferro. O processo eletrolítico 
consiste basicamente na eletrólise da água desprendendo hidrogênio no catodo e oxigênio no anodo. 
- uso de solventes orgânicos e emulsões - quando a limpeza não precisa ser muito enérgica, usa-se 
uma combinação de solvente, tensoativos e água, formando uma emulsão, aplicada na forma de jatos 
de imersão. 
 
Apostila de corrosão 35
Nota - verificação do desengraxamento - usa-se a prova da gota de água. Na superfície limpa a água se 
espalha em filme, sem formar gotas. O aparecimento de regiões secas mostra que o desengraxamento 
não apresentou bons resultados. 
 
b) Decapagem - É m processo químico para a remoção das camadas de produtos de corrosão formados na 
superfície metálica (em geral óxidos). A decapagem pode ser ácida, eletrolítica ou alcalina: 
- Decapagem ácida - utiliza-se soluções diluídas de ácidos inorgânicos adicionados de inibidor para 
restringir o ataque do ácido ao metal base. Os principais ácidos utilizados são: sulfúrico, clorídrico, 
nítrico e fosfórico. As concentrações variam de 5 a 25% e a temperatura até 80ºC, dependendo do 
caso. O mecanismo da decapagem depende da concentração de íons H+ na solução pois é a principal 
característica do ataque, seja na dissolução dos óxidos, seja na corrosão do metal. Por exemplo, sobre 
uma superfície de ferro temos, geralmente, três camadas de óxidos, a contar da superfície: FeO, Fe3O4, 
e Fe2O3, sendo que: 
 óxido Calor de formação(sólido a 298ºC), em kcal/kmol 
 FeO 65 
 Fe3O4 267 
 Fe2O3 194 
O FeO é o primeiro a ser formado mas, sendo instável abaixo de 575ºC, decompõe-se em Fe3O4 e Fe. 
Do mesmo modo, comparando-se os calores de formação dos 3 óxidos, deduz-se que o FeO deve ser o 
mais solúvel e o mais reativo com o ácido O Fe3O4 é o menos solúvel e menos reativo. Assim o ácido, 
penetrando pelos poros e trincas das camadas dissolverá primeiro o FeO e fará com que as outras 
camadas se desprendam mecanicamente da superfície metálica. 
- Decapagem eletrolítica - o uso da corrente elétrica pode aumentar a velocidade de decapagem. 
Neste processo, o oxigênio ou hidrogênio desenvolvidos pela eletrólise ajudam mecanicamente a 
remoção da camada de óxido. Ao mesmo tempo o íon metálico da solução decapante (o qual deve ser 
mais eletropositivo do que o metal da superfície metálica) atua quimicamente na remoção deste óxido. 
O hidrogênio produzido na decapagem não afeta a superfície do metal, pois o tempo de decapagem é 
muito curto e o H2 se desprende na forma gasosa. 
- Decapagem alcalina - utiliza soluções diluídas de bases fortes, como: NaOH e KOH. As bases em 
presença de ácidos orgânicos formam quelatos na saponificação que efetivanente atuam na decapagem. 
A decapagem alcalina tem a vantagem de atuar mais brandamente e também atua como desengraxante. 
 
 
 
9.3.2 - Revestimentos com produtos da própria corrosão 
 
a) Anodização - utiliza métodos químicos ou eletroquímicos para aumentar a espessura de partículas 
naturais que se formam sobre determinados metais. Os revestimentos anodizados são obtidos sobre o 
alumínio, o magnésio e suas ligas. A anodização, que é a oxidação anódica, é um método para 
produção de uma camada pura de óxido artificial protetor, cuja espessura pode ser controlada a 
vontade. Esta camada proporciona: 
- aspecto da camada de óxido - transparente, mantendo o aspecto inicial do metal. 
- porosidade da camada de óxido - o caráter poroso dá a camada um poder absorvente que se toma 
interessante para a decoração quando nos poros ficam retidos os pigmentos ou corantes aplicados 
- aumento da dureza do metal - por exemplo, o óxido de alumínio tem uma dureza maior que o 
próprio alumínio 
- valor protetor da camada - é assegurado pelo tratamento posterior de hidratação do óxido, 
tornando-o hidróxido na parte externa da camada. O hidróxido é mais volumoso que o óxido e veda 
os poros completamente, sem alterar o aspecto do óxido. 
 
b) Cromatização - processo no qual o revestimento obtido é produzido em solução contendo cromatos 
ou ácido crômico. Este revestimento pode ser aplicado sobre o material ou sobre a camada de óxido. 
Os cromatos são usados para revestir vários metais não ferrosos, como Zn, Al, Cd, Mg e também 
aplicados sobre peças revestidas por óxidos anodizados ou fosfatizados. O processo é realizado da 
seguinte maneira: a peça é imersa rapidamente em uma cuba eletrolítica com solução contendo íons 
de cromo hexavalentes em um ácido inorgânico (por exemplo, Na2Cr2O7 + H2SO4) além de agentes 
Apostila de corrosão 36
ativantes, como bifosfatos, fluoretos, nitratos e outros. Os agentes ativadores eliminam a passivação 
do metal facilitando o ataque ácido. Na imersão, o ácido ataca o metal, com uma consequente 
elevação do pH junto à superfície da peça. Ao mesmo tempo, o hidrogênio nascente reduz o Cr 
hexavalente para o estado trivalente e ao atingir um certo pH crítico há precipitação de íons cromo VI 
e III na superfície metálica, formando uma camada aderente e praticamente sem poros. A proteção é 
proporcionada, em parte, pela natureza física da camada não porosa, que impede o contato do metal 
com o meio corrosivo. Por outro lado, o cromo VI sendo moderadamente solúvel exerce sua função 
inibidora nas descontinuidades do revestimento. Pela composição do banho, obtém-se camadas com 
diferentes propriedades protetoras bem como diferentes cores. As reações que ocorrem na célula 
eletrolítica são: 
 M � Mn+ + n.e- 
 n.H+ + n.e- � ½ n.H2 
Com a elevação do pH têm-se: 
 HCr2O7- + H2O � 2 CrO42- + 3 H+ 
 2 Cr(OH)3 + CrO42- + 2.H+ � Cr(OH)3.Cr(OH)CrO4 + 2H2O 
 
c) Fosfatização - Neste processo, a peça limpa, adequadamente, é mergulhada numa cuba eletrolítica 
contendo uma solução de ácido fosfórico e de fosfatos de Zn, Mg e Ca e contendo, ainda, agentes 
aceleradores de reação (nitritos e nitratos, cloratos sais de Cu e Ni). A camada formada é constituída 
de fosfatos cristalinos finamente aderentes à superfície do metal. 
 
 
9.3.3 - Revestimentos metálicos 
 
 Quase todos os metais podem ser aplicados como revestimento sobre peças metálicas. Os 
revestimentos metálicos formam camadas protetoras de óxidos, hidróxidos, etc., quando reagem com o 
meio corrosivo. Assim impedem a continuação do ataque à superfície da peça. Os metais usados nos 
revestimentos apresentam valores elevados de sobrevoltagem, impedindo desta maneira a continuidade do 
ataque. Também podem apresentar um comportamento anódico ou catódico em relação ao metal base: 
 
a) Revestimentos anódicos- exemplos: Al, Zn e Cd são anódicos em relação ao aço pois seus 
potenciais são maiores do que o metal base. Se houver qualquer porosidade, descontinuidade ou falha 
no revestimento, este promoverá uma proteção catódica, como uma espécie de anodo de sacrifício. 
Por exemplo, numa chapa galvanizada (aço recoberto com zinco) uma falha no revestimento criará 
uma célula galvânica entre o Zn e o Fe exposto. Nesta célula, o Zn é o anodo e o Fe é o catodo. 
Assim, não ocorrerá ataque ao Fe até que o Zn nas vizinhanças da falha seja consumido. 
 
b) Revestimentos catódicos: é a aplicação de metais mais nobres que o metal base - protegemo metal 
pela formação de uma camada contínua e não porosa, isolando-o do meio corrosivo. Esta camada é 
imune ao ataque pelo meio corrosivo. Qualquer porosidade ou ruptura desta camada provocará o 
surgimento de uma célula galvânica onde o metal base é o anodo e sofrerá uma corrosão localizada. 
Portanto, no revestimento catódico deve-se ter cuidado para não deixar falhas no mesmo. 
 
OBS.: Certos metais revestidos com Zn, Cd e Sn podem mudar de polaridade em relação ao Fe. As 
condições do meio serão os principais condicionantes do fenômeno. Exemplos são as chapas de aço 
estanhadas usadas para latas e embalagens alimentícias. Na série eletroquímica o estanho é catódico em 
relação ao Fe, mas em atmosferas úmidas pode tornar-se anódico, sendo que pequenos pontos de ferrugem 
podem surgir no revestimento. 
 
 
9.3.1 - Métodos de aplicação dos revestimentos metálicos 
 
a) Eletrodeposição: é um dos métodos mais utilizados na produção comercial de revestimentos 
metálicos. Os metais mais usados neste tipo de aplicação são o Zn, Sn, Ni, Cr, Cu, Au e Ag. Na 
eletrodeposição, a peça a ser revestida é colocada como catodo de uma cuba eletrolítica, em que se 
tem no eletrólito sais do metal recobridor. A uniformidade da eletrodeposição depende do formato da 
Apostila de corrosão 37
peça. Quanto as propriedades da camada eletrodepositada, temos: 
 
- aderência: dependerá da limpeza completa da peça e da estrutura do metal a ser depositado. 
- porosidade: se a camada ficar porosa é devido a falhas na superfície da peça, impurezas, bolhas de 
gases, etc. 
- brilho: para obter brilho, adicionar sais de Cd, Zn, Se, Mo e colóides orgânicos 
- espessura: variável, conforme a intensidade da corrente elétrica aplicada 
- aspecto e utilidade: aparência, proteção contra a corrosão 
- propriedades mecânicas: as camadas muito duras suportam dobramentos (ductilidade) e outras 
deformações mecânicas. 
 
Quanto aos principais eletrodepósitos, temos: 
 
� Cobreação: utilizada para fins ornamentais, servir de base para deposição de outros metais e onde 
se requer uma espessura apreciável 
� Niquelagem: confere boas propriedades físicas, químicas e mecânicas. Utilizada como decoração e 
base para cromagem 
 
� Cromagem: uma das eletrodeposições mais usadas. Confere dureza, resistência à corrosão, boa 
aparência e resistência ao calor 
� Zincagem ou eletrogalvanização - o Zn é muito utilizado na proteção do ferro pois forma com 
este metal revestimento anódico de alto valor anti-corrosivo 
� Estanhação: É um processo caro, muito usado em revestimentos de latarias para produtos 
alimentares 
 
b) Imersão em banhos fundidos - Neste processo o metal base é mergulhado em um banho fundido do 
metal que o recobrirá, como o Zn, Sn, Pb, etc.: 
- Galvanização (zincagem à fogo) - forma-se uma liga entre o metal base e o Zn fundido do banho 
(440 a 460ºC). 
- Estanhação - a peça é mergulhada em um banho fundido de estanho (270 a 325ºC). 
 
 
9.3.4 - Revestimentos orgânicos 
 
 Enquadram-se nestes tipos de revestimentos: tintas, vernizes, resinas, esmaltes, etc. As tintas 
representam aproximadamente 80% da proteção anti-corrosiva utilizada. As tintas podem ter composição 
pigmentada, pastosa ou líquida, que aplicadas em finas camadas sobre uma superfície formam uma 
película sólida e aderente. Os constituintes básicos dos revestimentos orgânicos são: 
 
� Veículo ou agregante - é a mistura de um ligante com solvente. O ligante é um líquido não volátil 
(resinas naturais ou sintéticas, óleos secantes, polímeros ou misturas destes) que irão constituir a parte 
sólida do veículo e cuja finalidade essencial é a formação da película. Porém, agrega, também, os 
pigmentos e aditivos que por ventura sejam adicionados. O solvente ou afinador é um líquido volátil 
cuja finalidade essencial é conferir plasticidade e viscosidade ideais ao veículo agregante. Após a 
aplicação deste veículo sobre uma superfície, o solvente evapora-se restando apenas o ligante 
formando uma película protetora. 
 
 Como por exemplo de solventes industriais temos: 
 
a) hidrocarbonetos: 
- alifáticos: aguarrás, naftas leves e pesas, varsol, etc. 
- aromáticos: tolueno, xilenos, naftas aromáticas, etc. 
b) Polares oxigenados: 
 - álcoois: etanol, butanol, isopropanol 
 - cetonas: dimetil cetona, metil etil cetona, metil isobutil cetona 
 - ésteres: acetato de etjla, acetato de butila 
Apostila de corrosão 38
 - éteres: etileno-mono etil éter e etileno-mono butil éter. 
c) Terpenos: 
 - terebentina 
 - aguarrás vegetal 
 d) Clorados: 
 - tricloroetileno 
 - tetracloroetileno 
 - tetracloreto de carbono 
� Pigmentos – são partículas de pequenas dimensões (0,1 a 0,5 µm ), orgânicas ou inorgânicas, 
insolúveis no veículo. Sua função é a de promover a cobertura da superfície juntamente com o ligante 
dando cor e as características anti-corrosivas desejadas. Os principais pigmentos comerciais são: 
TiO2, FeO, ZnO, Litopônio (30% de ZnSO4 e 70% de BaS). OS pigmentos orgânicos possuem 
enorme poder corante. São usados em combinação com pigmentos inorgânicos. Os pigmentos anti-
corrosivos proporcionam ao revestimento a ação inibidora anódica e catódica: 
 
- Passivação anódica: pigmentos básicos tais como carbonatos de Pb, sulfatos básicos de Pb e óxido 
de zinco, reagem formando sabões com ácidos graxos do meio, proporcionando uma camada 
apassivadora. 
- Passivação catódica: são pigmentos metálicos de metais menos nobres que o ferro (exemplo: pó de 
zinco), que o protegem catodicamente. 
 
� Aditivos: por exemplo, algumas cargas como talcos, cinzas, etc., tem a função espessadora e 
geralmente tornam o revestimento mais barato. Os aditivos secadores são agentes catalíticos que 
aceleram a secagem da película. 
 
 
9.3.4.1 - Formação da película 
 
 A conversão das lâminas líquidas de materiais orgânicos em películas protetoras podem envolver 
uma série de reações químicas ou simplesmente a evaporação de seu solvente ou afinador específico. 
 A formação da película dependo de dois fatores fundamentais: corrosão entre os diversos 
constituintes do revestimento e adesão do revestimento à superfície. As forças coesivas e adesivas são de 
natureza mecânica e molecular ( eletrostática, Van der Waals, iônicas). 
 Denominam-se revestimentos não conversíveis às películas que se formam pela evaporação do 
solvente e geralmente contém como constituinte resinoso um polímero termoplástico já pronto, como: 
 
a) lacas nitrocelulósicas - são ésteres do ácido nítrico com celulose. São de fáci1 dissolução e 
dispersão. Muito utilizadas para pintura de automóveis. 
b) resinas vinílicas: são poli(vinil acetatos) que são solúveis em solventes orgânicos, poli(álcool 
vinílico), solúveis em água devido à presença de hidroxilas, e poli(cloreto de vinila), que é solúvel em 
solventes polares. Fornecem boas resistências química e mecânica. 
c) resinas acrílicas - são ésteres do ácido acrílico. São resistentes aos raios e UV e óleos. 
d) borrachas cloradas – possuem resistência a óleos, água e álcalis. São solúveis em solventes 
polares. São utilizados como impermeabilizantes em piscinas, tintas marítimas e em chassis de 
automóveis. 
 
 Denominam-se revestimentos conversíveis quando a evaporação do sistema solvente é coincidente 
ou prévia a um mecanismo de polimerização. São compostos por óleos não saturados e/ou resinas 
termoestáveis. Os principais são: 
 
a) óleos secantes - são todos os ésteres que resultam da combinação com ácidos orgânicos 
monobásicos de cadeias longas não saturadas: óleo de linhaça, óleo de mamona, óleo de soja, etc. A 
formação da película resinosa se processa em dois estágios: 
 - manufatura: aquecimento do óleo com o catalisador (polimerização) 
- durante a secagem, após a aplicação, o oxigênio