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CORROSÃO EM METAIS
2
Guilherme dos Santos Vacchi
Londrina
Editora e Distribuidora Educacional S.A. 
2023
 CORROSÃO EM METAIS
1ª edição
3
2023
Editora e Distribuidora Educacional S.A.
Avenida Paris, 675 – Parque Residencial João Piza
CEP: 86041-100 — Londrina — PR
Homepage: https://www.cogna.com.br/
Diretora Sr. de Pós-graduação & OPM
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Coordenador
Mariana Gerardi Mello
Revisor
Samuel José Casarin
Editorial
Beatriz Meloni Montefusco
Carolina Yaly
Márcia Regina Silva
Paola Andressa Machado Leal
Dados Internacionais de Catalogação na Publicação (CIP)_____________________________________________________________________________ 
Vacchi, Guilherme dos Santos
Corrosão em metais/ Guilherme dos Santos Vacchi, – 
Londrina: Editora e Distribuidora Educacional S.A., 2023.
32 p.
ISBN 978-65-5903-425-3
1. Tipos de corrosão. 2. Inibidores de corrosão. 3. 
Proteção catódica e anódica. I. Título.
CDD 660.28304
_____________________________________________________________________________ 
 Raquel Torres – CRB 8/10534
V116c 
© 2023 por Editora e Distribuidora Educacional S.A.
Todos os direitos reservados. Nenhuma parte desta publicação poderá ser reproduzida ou 
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informação, sem prévia autorização, por escrito, da Editora e Distribuidora Educacional S.A.
https://www.cogna.com.br/
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CORROSÃO EM METAIS
SUMÁRIO
Apresentação da disciplina ______________________________________5
Princípios de eletroquímica: reações de oxirredução ____________7
Potencial de eletrodo, diferenças entre corrosão 
química, eletrolítica e eletroquímica e associação aos 
materiais metálicos ___________________________________________ 19
Tipos e mecanismos da corrosão e sua influência na 
fratura de materiais ___________________________________________ 31
Formas de minimizar a corrosão em materiais metálicos _____ 43
5
Apresentação da disciplina
A disciplina Corrosão em Metais é de suma importância para aqueles 
que desejam aprofundar seus conhecimentos na área de materiais 
metálicos e suas propriedades. A corrosão é um fenômeno natural que 
pode causar danos significativos às estruturas metálicas, resultando em 
perdas financeiras e comprometendo a segurança e a durabilidade dos 
materiais utilizados em diversas indústrias.
Nesse contexto, a disciplina aborda os princípios fundamentais da 
eletroquímica, que são essenciais para compreender os mecanismos 
envolvidos na corrosão. São apresentadas as reações de oxirredução 
e o conceito de potencial padrão de redução, que são as bases para 
compreender a ocorrência das reações corrosivas em diferentes ambientes.
Além disso, são estudados os diferentes tipos de corrosão e suas 
características em materiais metálicos, permitindo aos alunos identificar 
os principais modos de corrosão e seus fatores influenciadores. São 
discutidos casos reais e exemplos práticos de corrosão em estruturas, 
como a corrosão atmosférica, a corrosão por pites, a corrosão galvânica, 
entre outras.
A disciplina também aborda a relação entre corrosão e fratura de metais, 
explorando os mecanismos de falha decorrentes da corrosão, como a 
fragilização por hidrogênio e a corrosão sob tensão, entre outras.
Além de compreender os processos corrosivos, a disciplina visa 
fornecer aos alunos ferramentas para minimizar e prevenir a corrosão. 
São discutidas formas de proteção, como a utilização de materiais 
6
específicos resistentes à corrosão, o uso de inibidores de corrosão, 
revestimentos, a proteção catódica e a proteção anódica.
Ao final do curso, espera-se que os alunos estejam aptos a compreender 
os mecanismos de corrosão em metais, identificar os tipos de corrosão 
mais comuns, avaliar os riscos e propor medidas de prevenção e 
proteção adequadas para minimizar os efeitos corrosivos.
Resumindo, a disciplina de Corrosão em Metais é essencial para 
profissionais que atuam nas áreas de engenharia de confiabilidade, 
engenharia de materiais, engenharia de corrosão, engenharia de 
materiais metálicos, engenharia automotiva, inspeção e manutenção 
de estruturas metálicas, entre outras áreas afins. O conhecimento 
adquirido nessa disciplina proporciona uma base sólida para lidar 
com os desafios da corrosão e contribui para a qualidade, segurança e 
durabilidade de produtos e estruturas metálicas utilizadas em diferentes 
setores da indústria.
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Princípios de eletroquímica: 
reações de oxirredução
Autoria: Prof. Dr. Guilherme dos Santos Vacchi
Leitura crítica: Samuel José Casarin
Objetivos
Ao final desta aula, o aluno deverá:
• Identificar as reações de oxidação e de redução.
• Determinar o número de oxidação de cada elemento 
químico nas reações de oxirredução.
• Definir agente oxidante e agente redutor.
• Realizar o balanceamento de reações de 
oxirredução.
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1. Introdução
A corrosão é um processo natural que afeta diversos materiais, 
especialmente metais, e pode comprometer suas propriedades e 
desempenho ao longo do tempo. A corrosão dos metais é um problema 
significativo e tem impacto econômico considerável. Segundo Gentil 
(2022), estima-se que o custo da corrosão no Brasil em 2019 foi de 
US$ 249,55 bilhões, que é referente a 3,5% do PIB. A corrosão é um 
fenômeno de superfície e ocorre devido à interação entre a superfície 
do material e o ambiente em que ele está exposto. Assim, todos os 
metais estão sujeitos ao ataque corrosivo se o meio em que estão 
inseridos for suficientemente agressivo. Por exemplo, ouro e platina 
são praticamente inatacáveis em ambientes comuns, mas são corroídos 
pela água-régia, uma mistura de ácido clorídrico e ácido nítrico. O 
alumínio, embora resista aos ácidos oxidantes como o ácido nítrico, não 
é resistente ao ácido clorídrico e a soluções aquosas de bases fortes, 
como o hidróxido de sódio. O titânio sofre corrosão em ácido fluorídrico, 
apesar de ser resistente a outros ácidos. Esses exemplos demonstram 
que materiais considerados altamente resistentes à corrosão podem ser 
corroídos facilmente quando expostos a um meio corrosivo específico. 
Portanto, é crucial realizar um estudo abrangente ao selecionar um 
material, levando em consideração não apenas as propriedades do 
material metálico, mas também ao ambiente corrosivo e às condições 
de operação. O conhecimento científico dos mecanismos de corrosão 
é essencial para determinar métodos adequados de proteção e até 
propor modificações de projeto. É importante ressaltar que nenhum 
avanço tecnológico, por mais simples que seja, pode prescindir do 
estudo teórico dos fenômenos envolvidos. Embora nem todos os 
aspectos teóricos se apliquem rigidamente a todos os casos práticos, o 
embasamento teórico geralmente oferece orientações para o controle 
da corrosão, prevenindo falhas já na fase de projeto dos equipamentos. 
Considerando que o estudo da corrosão envolve conhecimentos de 
eletroquímica, no presente material abordaremos os conceitos de 
9
reações de oxirredução, número de oxidação, agente oxidante e agente 
redutor e balanceamento de reações de oxirredução. Esses conceitos 
são fundamentais para uma melhor compreensão dos processos 
eletroquímicos envolvidos na corrosão e contribuem para uma análise 
mais aprofundada dos mecanismos corrosivos.
2. Princípios da eletroquímica
A eletroquímica é o ramo da química que estuda as reações químicas 
que envolvem transferência de elétrons. Essas reações desempenham 
um papel fundamental em diversas áreas, incluindo a produção de 
energia, eletrodeposição, corrosão, eletrólise,Esses 
revestimentos podem ser formados por filmes de óxidos, hidróxidos ou 
outros compostos, ou por aumento da sobretensão, especialmente em 
ambientes ácidos não aerados. Existem vários tipos de revestimentos 
metálicos comumente usados:
1. Cladização: é o processo de revestir um metal estruturalmente 
não resistente à corrosão com uma chapa de metal ou liga 
resistente à corrosão. Esse revestimento pode reduzir o custo 
total do componente. A cladização é realizada por explosão, 
laminação conjunta ou deposição, e geralmente possui espessuras 
de milímetros. É comumente aplicada nas indústrias químicas, 
petroquímicas e de petróleo.
2. Imersão a quente: nesse tipo de revestimento, o material 
metálico é imerso em um banho de metal fundido. É amplamente 
aplicado para revestir o aço com estanho, cobre, alumínio e zinco. 
Cada processo depende do metal usado, como estanhagem, 
copperweld, aluminização e galvanização ou zincagem. A 
galvanização é o mais comum e recomendado para ambientes 
atmosféricos com agressividade moderada a baixa.
3. Metalização ou aspersão térmica: é a deposição de camadas 
metálicas, cerâmicas ou poliméricas em uma superfície preparada. 
O material é aquecido e acelerado para ser projetado na 
superfície. As partículas se acumulam formando uma camada, que 
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pode apresentar porosidade. Em alguns casos, é necessário aplicar 
um selante para controlar a porosidade. A metalização pode ser 
realizada por combustão (chama convencional, D-gun, HVOF) ou 
por métodos elétricos (arco elétrico, plasma). Os revestimentos 
mais comuns são de zinco, alumínio, estanho, chumbo, cobre, 
cromo, níquel, latão e aço inoxidável. Indústrias como energia 
eólica e petroquímica utilizam esse tipo de revestimento.
4. Eletrodeposição: envolve a deposição de metais iônicos em um 
banho. Esses filmes são geralmente livres de porosidades e 
finos. A eletrodeposição é utilizada para revestimentos de ouro, 
prata, cobre, estanho, níquel, cádmio, cromo, zinco, entre outros. 
É comumente empregada em peças pequenas, de geometria 
simples e para fins decorativos.
5. Deposição química: consiste na deposição de metais por meio 
de um processo de redução química, formando uma película 
aderente à base metálica. O cobre e o níquel são geralmente 
usados em peças delicadas e com geometria complexa.
Esses revestimentos metálicos são utilizados para proteger contra a corrosão 
e podem variar em termos de propriedades e aplicações adequadas.
4.2. Revestimentos não metálicos
Os revestimentos não metálicos são aplicados como uma película 
inorgânica entre o meio agressivo e o metal a ser protegido. Esses 
revestimentos oferecem proteção principalmente por meio de barreira e 
inibição anódica. Alguns dos revestimentos inorgânicos mais comuns são:
1. A anodização é um processo que aumenta a espessura da camada 
passiva em metais como titânio, aço inoxidável e, principalmente, 
alumínio. Isso pode ser feito por meio de banhos oxidantes ou 
processos eletrolíticos.
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2. A cromatização envolve a reação da superfície metálica com 
soluções levemente ácidas contendo cromatos, resultando na 
formação de uma película de cromato, que aumenta a resistência 
à corrosão do metal.
3. A fosfatização consiste na aplicação de uma camada de fosfatos 
na superfície metálica, comumente em ferro, zinco, alumínio, 
cádmio e magnésio. Essa camada de fosfato melhora a eficiência 
de outros métodos convencionais de proteção contra corrosão. 
É amplamente utilizada como base para pinturas devido à sua 
rugosidade, que permite uma excelente aderência das tintas, 
melhorando a resistência à corrosão.
4. Os revestimentos com argamassa de cimento, vidro, 
esmalte vítreo e materiais cerâmicos são escolhidos por 
sua alta resistência à corrosão. A argamassa de cimento é 
recomendada para revestimentos internos de tubulações que 
transportam água salgada e é aplicada por centrifugação, 
resultando em uma camada resistente à corrosão com poucos 
milímetros de espessura. Os revestimentos com vidro e 
esmalte vítreo são aplicados como esmalte e fundidos em 
fornos apropriados. Esses revestimentos são amplamente 
utilizados na indústria química e em utensílios domésticos 
devido à alta resistência química do vidro. O revestimento 
com material cerâmico envolve a aplicação de um material 
cerâmico, geralmente silicoso, altamente resistente a ácidos. É 
utilizado principalmente em revestimentos de pisos e canais de 
efluentes.
4.3. Revestimentos orgânicos
Pinturas, vernizes, lacas e outros materiais orgânicos poliméricos são 
amplamente utilizados para proteger metais contra ambientes corrosivos. 
Esses materiais fornecem barreiras finas, sólidas e duráveis contra a 
53
corrosão. Em termos de eficácia, os revestimentos orgânicos protegem 
os metais da corrosão de maneira mais eficiente do que qualquer outro 
método. No entanto, é crucial selecionar e aplicar adequadamente o 
revestimento apropriado em superfícies devidamente preparadas. Em 
muitos casos, um desempenho insatisfatório das pinturas pode ser 
atribuído a uma aplicação inadequada e a uma preparação inadequada 
da superfície. Também é importante ter cuidado ao aplicar revestimentos 
orgânicos em situações em que o metal subjacente possa ser 
rapidamente corroído se o filme de revestimento falhar.
5. Proteção catódica
Proteção catódica é uma técnica de ampla aplicação no combate à 
corrosão de instalações metálicas enterradas, submersas e, ainda, 
estruturas em concreto armado. Geralmente ela não é instalada 
sozinha na estrutura, mas sim em conjunto com outros tipos de 
revestimentos, como os revestimentos orgânicos. Esse processo 
consiste em fornecer elétrons, a partir de uma fonte externa, para 
que o metal a ser protegido. Dessa maneira, o metal irá se tornar 
um cátodo, forçando-o a se manter na forma metálica, evitando a 
corrosão. Essa fonte externa de elétrons pode ser alcançada através 
de aplicação de corrente elétrica (corrente impressa) ou da utilização 
de ânodos de sacrifício. No primeiro caso, uma corrente contínua 
é fornecida ao metal a ser protegido a partir de um retificador. 
No segundo caso, utiliza-se metais mais reativos e menos nobres 
(ânodos) conectados eletricamente ao metal a ser protegido. Esses 
ânodos serão corroídos preferencialmente, protegendo o metal da 
corrosão. Além disso, o sistema de corrente impressa geralmente é 
mais indicado para estruturas de grande porte, enquanto o ânodo de 
sacrifício é mais adequado para sistemas de pequeno porte.
54
6. Proteção anódica
A proteção anódica é um método de proteção contra a corrosão que 
envolve a formação de um filme passivo na superfície do metal através 
da aplicação de correntes anódicas controladas. Esse processo é 
realizado utilizando um equipamento chamado potenciostato. Para que 
a proteção anódica seja efetiva, algumas condições devem ser atendidas:
1. O material deve possuir a capacidade de transição entre um 
estado ativo e passivo quando exposto ao meio corrosivo 
específico em que será utilizado.
2. Todas as partes expostas do metal devem ser passivadas e 
mantidas nesse estado. Caso ocorra a falta de passivação em 
alguma região metálica, pode ocorrer um desequilíbrio entre uma 
pequena área anódica ativa e uma área catódica inerte ou passiva, 
resultando em ataques localizados intensos.
A aplicação da proteção anódica impede a dissolução do filme passivo 
e, caso ocorra alguma falha, o filme é automaticamente reparado pela 
formação de um novo filme ou película protetora. O sucesso desse 
sistema depende do potencial aplicado, que é uma variável controlada 
durante a aplicação. É importante garantir que o potencial não seja 
muito alto, pois isso pode levar à dissolução do metal. A aplicação da 
proteção anódica é indicada geralmente para a área de biomedicina, 
tribologia, nanotecnologia, joalheria, numismática (medalhas e moedas), 
tanques e instalações de ácido sulfúrico e fertilizantes, digestora na 
fabricação de papel e celulose, entre outros.
Compreenderas diferentes maneiras de proteger as superfícies 
metálicas da corrosão é fundamental para prolongar a vida útil dos 
componentes e estruturas metálicas. Através do conteúdo deste 
material, você aprendeu sobre os diferentes tipos de formas de 
minimizar a corrosão em materiais metálicos, possibilitando a aplicação 
55
destes conhecimentos no cotidiano industrial com a finalidade de evitar 
a corrosão e prolongar a vida útil dos componentes.
Referências
CALLISTER JUNIOR, W. D.; RETHWISCH, D. G. Ciência e engenharia de materiais – 
Uma introdução. 10. ed. Rio de Janeiro: LTC, 2021.
GENTIL, V. Corrosão. 7. ed. Rio de Janeiro: LTC, 2022.
SMITH, W. F.; HASHEMI, J. Fundamentos de engenharia e ciência dos materiais. 
5. Ed. Porto Alegre: AMGH Editora Ltda, 2012.
56
	Apresentação da disciplina 
	Princípios de eletroquímica: reações de oxirredução
	Objetivos
	1. Introdução 
	2. Princípios da eletroquímica 
	3. Reações de oxirredução 
	Referências 
	Potencial de eletrodo, diferenças entre corrosão química, eletrolítica e eletroquímica e associação 
	Objetivos
	1. Introdução 
	2. Classificação dos tipos de corrosão 
	3. Potencial de eletrodo 
	Referências
	Tipos e mecanismos da corrosão e sua influência na fratura de materiais
	Objetivos
	1. Introdução 
	2. Tipos de corrosão 
	Referências
	Formas de minimizar a corrosão em materiais metálicos
	Objetivos
	1. Introdução
	2. Inibidores de corrosão
	3. Modificações de processo, de propriedades, de projeto e de meio
	4. Revestimentos 
	5. Proteção catódica 
	6. Proteção anódica 
	Referênciasfuncionamento de células 
eletroquímicas, entre outros. Particularmente para os materiais metálicos, 
o processo de corrosão é normalmente eletroquímico, ou seja, consiste 
em uma reação química na qual há uma transferência de elétrons de 
um elemento químico para outro. Dessa maneira, o estudo teórico dos 
princípios da eletroquímica e das reações de oxirredução é de extrema 
importância para compreender os processos de corrosão em metais.
3. Reações de oxirredução
A reação de oxirredução vem a partir de reações que envolvem oxidação 
e a redução de substâncias. A reação entre o oxigênio e o alumínio é um 
clássico exemplo de reação de oxidação, que, no sentido primordial da 
expressão, significa “reação com o oxigênio”. Essa reação de oxidação 
do alumínio é altamente exotérmica e gera uma quantidade significativa 
de calor. Esse tipo de reação pode ser utilizado na soldagem de 
materiais metálicos por meio de um processo chamado soldagem por 
aluminotermia. Durante o processo reacional, o alumínio cede elétrons 
para dar origem aos íons Al3+, enquanto o oxigênio molecular adquire 
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elétrons, resultando na formação dos íons O2-, formando o óxido de 
alumínio (Al2O3), segundo a reação a seguir:
Uma reação similar ocorre com a reação entre alumínio e o cloro para 
produzir cloreto de alumínio (AlCl3), de acordo com a reação:
Perceba que a segunda reação também é uma “oxidação” do alumínio 
mesmo sem a presença do oxigênio, onde o alumínio metálico com carga 
+0 perdeu 3 elétrons para formar o íon Al3+. Dessa maneira, atualmente 
a oxidação de um elemento é definido como a perda de elétrons, 
desconsiderando os elementos para as quais os elétrons migram. De 
maneira análoga, a reação de redução referia-se inicialmente à extração 
de um metal de seu óxido, por meio da reação com hidrogênio, carbono 
ou monóxido de carbono. Uma reação típica de redução é a obtenção 
do ferro a partir do minério de ferro, que é amplamente utilizado na 
produção de aço. Essa reação é amplamente utilizada nas siderúrgicas 
para a obtenção do ferro necessário para a produção do aço utilizado nas 
outras indústrias. Na reação, quando átomos de Fe2O3 adquirem elétrons 
para compensar as cargas positivas, eles se transformam em átomos de 
Fe com carga neutra, conforme a reação a seguir:
 (sob aquecimento)
Assim, em uma reação de redução, um átomo ganha elétrons de outro 
elemento. Dessa maneira, atualmente redução de um elemento é 
caracterizado pelo ganho de elétrons. Essa mesma regra se aplica a 
cargas negativas. Um exemplo é a conversão do cloro em íons cloro na 
reação entre o cálcio metálico (Ca) e o cloro gasoso (Cl2), que resulta na 
formação de cloreto de cálcio (CaCl2), conforme reação a seguir:
11
Nota-se que o número de oxidação (NOX), que é um número 
correspondente à carga elétrica dos átomos ou íons, do Cl2 diminui de 0 
para -1 (Cl-). Nesse caso, falamos que o cloro reduziu. Como os elétrons 
são cargas reais, pelo Lei da Conservação da carga que define que os 
elétrons não podem ser perdidos em uma reação química, toda vez 
que um elemento se oxida, ou seja, perde elétrons, outro elemento 
tem que se reduzir e ganhar elétrons. Por isso, na reação entre o cloro 
e o cálcio, o átomo de cálcio oxida e perde dois elétrons enquanto as 
moléculas de cloro reduzem ao ganhar dois elétrons. Como as reações de 
oxidação e redução ocorrem sempre de maneira simultânea, os químicos 
nomearam essas reações de oxirredução ou redox. Na grande maioria das 
reações de oxirredução sempre existirá um elemento oxidando e outro 
reduzindo. Entretanto, será que é possível um mesmo elemento sofrer 
simultaneamente oxidação e redução durante uma reação de oxirredução?
Sim, é possível. Quando isso ocorre, a reação é chamada de reação de 
desproporcionamento ou auto-redox. Um exemplo clássico é a reação 
do cloro (Cl2) com água (H2O):
Nessa reação, o cloro (Cl2) é tanto oxidado quanto reduzido. O cloro 
presente no Cl2 tem número de oxidação zero, enquanto no HClO está 
com número de oxidação +1 e no HCl está com número de oxidação 
-1. Portanto, ocorre um desproporcionamento do cloro durante essa 
reação, resultando na formação de ácido hipocloroso (HClO), ácido 
clorídrico (HCl) e gás oxigênio (O2).
3.1. Número de oxidação (NOX)
As reações de oxirredução, também conhecidas como reações redox, 
são caracterizadas pela troca de elétrons entre diferentes elementos 
químicos. Em alguns casos, a perda ou o ganho de elétrons é facilmente 
reconhecido, especialmente em íons monoatômicos, onde podemos 
12
observar as mudanças de carga. Por exemplo, quando íons Cl- se 
convertem em átomos de cloro (nas moléculas de Cl2), cada íon Cl- perde 
um elétron, sendo oxidado. Da mesma forma, quando O2 forma íons 
óxido, O2-, o oxigênio ganha elétrons, sendo reduzido. Um desafio surge 
quando ocorre concomitantemente a transferência de elétrons com 
a transferência de átomos. Vamos utilizar o exemplo do manganês se 
convertendo em íons permanganato (MnO4
-). Agora, surge a pergunta: o 
manganês está sendo oxidado ou reduzido nesse processo?
Os químicos desenvolveram uma maneira de acompanhar o fluxo dos 
elétrons atribuindo um número de oxidação ou NOX a cada elemento 
de acordo com regras convencionadas. Esse número de oxidação é 
conhecido como NOX e é uma forma de descrever o grau de oxidação ou 
redução de um átomo em uma molécula ou íon. Entretanto, não se deve 
confundir com o estado de oxidação de um elemento. A condição efetiva 
de um elemento com um número de oxidação específico é denominada 
estado de oxidação. Assim podemos dizer que um certo elemento tem um 
número de oxidação e está no estado de oxidação correspondente. Como 
exemplo podemos dizer que o Na+ está no estado de oxidação +1 do 
sódio e, nesse estado, o sódio tem número de oxidação +1. A atribuição 
de números de oxidação a um elemento segue as seguintes regras:
a. O NOX de elemento ou substância simples não combinado é zero. 
Exemplo: Fe(s), N2(g), Ag(s), H2(g), Na(s), O2(g).
b. O número de oxidação de íons monoatômicos é igual à carga do 
íon. Por exemplo, os elementos dos grupos 1A, 2A e 3A quando 
formam íons monoatômicos positivos apresentam número de 
oxidação de +1, +2 e +3, respectivamente. Já os elementos das 
famílias 6A e 7A quando formam íons monoatômicos negativos 
possuem cargas -2 e -1, respectivamente.
c. O NOX do flúor (F) sempre é -1 em compostos com outros 
elementos devido à sua maior eletronegatividade.
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d. O NOX dos elementos cloro (Cl), bromo (Br) e iodo (I) geralmente 
é -1 em compostos, exceto quando combinados com oxigênio ou 
flúor. Por exemplo, o cloro tem um NOX de -1 no composto LiCl, 
onde o lítio (Li) tem NOX +1. No entanto, no íon ClO4
-, NOX do cloro 
é +7 e o do oxigênio é -2.
e. O NOX do hidrogênio (H) é +1 e do oxigênio (O) é -2 na maior parte 
de seus compostos. Exceções ocorrem quando o hidrogênio forma 
hidretos metálicos como o NaH; nesse caso o H possui NOX de -1. 
No caso do oxigênio, a exceção é quando ocorre a formação dos 
peróxidos ou fluoretos, por exemplo, no caso do H2O2, onde o NOX 
do oxigênio é -1.
f. A soma de todos os números de oxidação (NOX) em um composto 
neutro é igual a zero. A soma dos NOX deve ser a igual à carga do 
íon, para o caso de íons poliatômicos. Por exemplo, no composto 
KMnO4, o átomo de potássio (K) é atribuído a carga +1 e o O é 
atribuído a carga -2. Isso implica que o átomo de manganês (Mn) 
deve ter um número de oxidação de +7.
Vamos determinar o número de oxidação do gás carbônico (CO2) e do 
íon nitrato (NO3
-1):
1-) Pela regra F, a soma dos números de oxidação dos átomos no 
composto CO2 deve ser 0, logo:
Como o número de oxidação do O é -2, temos que,
Utilizando a mesma regra F, a soma dos números de oxidação dos 
átomos no íon nitrato (NO3
-1) deve ser -1, temos que:
14
3.2. Agentes oxidantes e agentes redutores
Na química, durante as reações de oxirredução, existem os agentes 
oxidantes e os agentes redutores. O agente oxidante é aquele queprovoca a oxidação, ou seja, ele aceita os elétrons liberados pelos 
elementos que se oxidam. Como resultado, o NOX do elemento 
presente no agente oxidante diminui. Por outro lado, o agente redutor 
é responsável pela redução, fornecendo elétrons para o elemento que 
está sendo reduzido. Consequentemente, o NOX do elemento no agente 
redutor aumenta. Então como identificar o reagente redutor e reagente 
oxidante de uma reação?
A identificação do agente redutor e do agente oxidante ocorre 
comparando os NOXs dos elementos antes (reagentes) e depois 
(produtos) da reação, verificando quais foram as alterações. Veja no 
exemplo a seguir:
Assim, nesse exemplo, há um aumento no NOX do zinco, de 0 para 2+, o 
que sugere uma reação de oxidação. Em contrapartida, observa-se uma 
diminuição no NOX do cobre, de 2+ para 0, indicando uma reação de 
redução. Portanto, como o íon cobre (II) fez com que o zinco oxidasse, 
ele é chamado de agente oxidante; enquanto o zinco, o qual com que o 
íon cobre (II) reduzisse, é chamado de agente redutor. Em toda reação 
de oxirredução, pelo menos um reagente é reduzido (agente oxidante) 
e outro é oxidado (agente redutor). Dessa maneira podemos separar 
a reação global de oxirredução, X + Y  Xn+ + Yn-, em semirreações 
envolvendo as reações de oxidação (X Xn+ + ne-) e de redução (Y + 
15
ne-  Yn-). Um exemplo de uma reação de oxirredução global e suas 
semirreações é a reação entre o magnésio (Mg) e o ácido clorídrico (HCl) 
para formar cloreto de magnésio (MgCl2) e hidrogênio (H2):
Reação global: 
Semirreação de oxidação (perda de elétrons): 
Semirreação de redução (ganho de elétrons): 
Na semirreação de oxidação, o magnésio (Mg) perde dois elétrons e se 
transforma em um íon magnésio (Mg2+). Isso ocorre porque o magnésio 
é oxidado. Se o magnésio é oxidado ele é o agente redutor da reação 
global. Já na semirreação de redução, dois íons hidrogênio (H+) ganham 
dois elétrons, se oxidando e formando uma molécula de hidrogênio (H2). 
Nessa etapa, como os íons hidrogênio são reduzidos, eles são os agentes 
oxidantes da reação global.
3.3. Balanceamento de reações de oxirredução
Durante uma reação química, os elétrons não são criados nem 
destruídos. A transferência de elétrons entre os elementos é equilibrada: 
os elétrons perdidos pelo elemento oxidado são os mesmos que 
são ganhos pelo elemento reduzido. Para balancear uma equação 
química de uma reação de oxirredução, é necessário igualar não 
apenas o número de átomos, mas também as cargas dos elementos. 
A conservação da massa e das cargas é essencial. Ajustando os 
coeficientes dos elementos envolvidos, obtém-se uma equação química 
balanceada que representa corretamente a transferência de elétrons e 
as mudanças de carga. Veja a equação simplificada da oxidação do metal 
cobre a íons cobre (II) pelos íons prata:
16
Inicialmente, parece que a equação está balanceada, pois os números 
de átomos de cada elemento são os mesmos em ambos os lados. 
Porém, nesse exemplo, a conservação de elétrons perdidos e ganhos 
não é satisfeita. Isso ocorre, pois o átomo de cobre perdeu 2 elétrons 
para formar o íon cobre (II), enquanto o de prata ganhou apenas um 
elétron para formar a prata metálica. Para balancear essa reação, serão 
necessários 2 íons de prata, que formarão 2 átomos de prata metálica, 
resultando na seguinte reação:
Para muitas situações, como no exemplo anterior, o balanceamento 
da reação de oxirredução é simples. Entretanto, para reações de 
oxirredução mais complexas, utiliza-se o balanceamento a partir das 
semirreações de oxidação e redução. Veja o exemplo da seguinte 
reação:
Inicialmente, determina-se o NOX de cada elemento, conforme explicado 
no tópico 3.1 e, em seguida, identificam-se as semirreações de oxidação 
e redução.
Semirreação de oxidação: 
Semirreação de redução: 
Após essa etapa, é necessário balancear essas semirreações em relação 
a átomos e cargas. Para isso seguimos os seguintes passos:
a. Balancear cada semirreação começando pelos átomos que sofrem 
mudança de número de oxidação, exceto H e O.
b. Balanceie os átomos de oxigênio adicionando moléculas de H2O 
ao lado que está com deficiência.
17
c. Balanceie os átomos de hidrogênio. Se estiver em solução ácida, 
adicione íons H+ ao lado deficiente contendo hidrogênio. Se estiver 
em solução básica, adicione moléculas de H2O em quantidade 
igual ao número de átomos de hidrogênio necessários ao lado 
deficiente e adicione 1 íon OH– no lado oposto para cada molécula 
de H2O adicionada.
d. Adicione elétrons (e-) ao lado deficiente de carga negativa. 
Coloque-os à esquerda na semirreação de redução e à direita na 
semirreação de oxidação.
A partir disso, encontramos as seguintes reações balanceadas:
Semirreação de oxidação: 
Semirreação de redução: 
Ao balancear as semirreações, é necessário igualar o número de elétrons 
perdidos na oxidação com o número de elétrons ganhos na redução. 
Nesse caso, multiplicando a primeira semirreação por 5 e a segunda por 
2, obtemos:
Semirreação de oxidação: 
Semirreação de redução: 
Agora, ao realizar a soma das semirreações, cancelamos os elétrons e os 
íons H+ em ambos os lados da equação e simplificamos, resultando na 
seguinte reação global:
Neste material didático, exploramos conceitos fundamentais das reações 
de oxirredução, número de oxidação, agentes oxidantes e redutores, 
balanço de reações e eletroquímica, com enfoque na corrosão. 
18
Aprendemos sobre a transferência de elétrons entre elementos 
químicos, resultando em processos de oxidação e redução. O número de 
oxidação desempenha um papel crucial na determinação das mudanças 
nos estados de oxidação dos elementos envolvidos. Discutimos agentes 
oxidantes, que ganham elétrons, e agentes redutores, que perdem 
elétrons, essenciais para compreender as reações de oxirredução e 
seu papel na corrosão. Esperamos que este material tenha fornecido 
uma compreensão sólida dos princípios das reações de oxirredução, 
balanceamento de reações, eletroquímica e sua aplicação na corrosão.
Referências
CALLISTER JUNIOR, W. D. Ciência e engenharia de materiais: uma introdução. 4. 
Ed. Rio de Janeiro: LTC, 2020.
GENTIL, V. Corrosão. 7. ed. Rio de Janeiro: LTC, 2022.
KOTZ, J. C.; TREICHEL Jr., P. M.; WEAVER, G. C. Química geral e reações químicas. 6. 
ed. Thomson, 2006.
VAN VLACK, L. K. Princípio de ciência e tecnologia dos materiais. 4. ed. Rio de 
Janeiro: Blucher, 1970.
19
Potencial de eletrodo, diferenças 
entre corrosão química, eletrolítica 
e eletroquímica e associação aos 
materiais metálicos
Autoria: Guilherme dos Santos Vacchi
Leitura crítica: Samuel José Casarin
Objetivos
• Compreender os princípios fundamentais da 
corrosão química e eletroquímica.
• Analisar e interpretar os potenciais de eletrodo 
reversíveis e aplicar a equação de Nernst para 
calcular esses potenciais.
• Utilizar os Diagramas de Pourbaix como ferramenta 
para identificar as espécies químicas estáveis em um 
sistema eletroquímico.
• Reconhecer a importância dos potenciais de 
eletrodo irreversíveis na avaliação de situações em 
que não há equilíbrio termodinâmico.
20
1. Introdução
A compreensão dos potenciais de eletrodo e dos princípios da 
eletroquímica é fundamental no estudo da corrosão em metais. 
Neste material didático, você verá a diferença entre corrosão química 
e eletroquímica e a importância desses conceitos para entender os 
mecanismos corrosivos. Os potenciais de eletrodo reversíveis são 
cruciais para identificar o equilíbrio entre o metal e os íons em solução, 
enquanto a equação de Nernst nos permite calcular esses potenciais. 
Você aprenderá também o papel dos diagramas de Pourbaix e a 
importância do potencial de corrosão. Com uma base sólida nesses 
fundamentos eletroquímicos, você será capaz de desenvolver estratégias 
eficazes para a prevenção e controle da corrosão em metais.
2. Classificação dos tipos de corrosão
Existem diferentes maneiras de classificar os tipos de corrosão, uma 
dessas maneirasé diferenciar entre corrosão química e corrosão 
eletroquímica. A seguir, você aprenderá quais são as principais 
diferenças entre elas.
2.1. Corrosão química
A corrosão química é um processo de deterioração dos materiais 
que ocorre devido a reações químicas diretas entre o material e o 
meio corrosivo em que está exposto, resultando na formação de 
um produto de corrosão sobre a superfície do material. Ela também 
é chamada de corrosão seca ou corrosão não aquosa ou, ainda, 
oxidação em alta temperatura, pois não necessita de água ou um meio 
condutor, chamado de eletrólito, para ocorrer. Essa corrosão ocorre 
em temperaturas acima do ponto de orvalho e é favorecida quanto 
21
maior for a temperatura que o material é submetido a uma atmosfera 
corrosiva. Nesse tipo de corrosão não ocorre a transferência de elétrons, 
pois as reações decorrem da interação direta entre o material e o 
meio em que está exposto. Essas reações químicas podem envolver 
a oxidação, a dissolução ou a formação de compostos indesejados na 
superfície do material. Um exemplo é a corrosão de um metal exposto 
a uma elevada temperatura em um ambiente oxidante, como uma 
atmosfera com gás oxigênio. O oxigênio é adsorvido em um sítio ativo 
na superfície do metal, resultando na nucleação e crescimento do óxido, 
conforme Figura 1.
Figura 1 – Mecanismos da corrosão química
Fonte: elaborada pelo autor.
A corrosão química pode ser causada por uma variedade de fatores, 
tais como ácidos, bases, sais, agentes oxidantes, solventes agressivos, 
compostos químicos presentes no ambiente industrial, entre outros. A 
velocidade de corrosão química pode ser influenciada pela concentração 
do meio corrosivo, a temperatura, a pressão e a composição do material. 
É importante ressaltar que a corrosão química pode afetar não apenas 
metais, mas também outros materiais, como polímeros, cerâmicas e vidros.
22
2.2. Corrosão eletroquímica
A corrosão eletroquímica é um processo espontâneo de deterioração 
dos metais que acontece devido à interação entre o metal e o meio 
em que está inserido. Esse tipo de corrosão também é conhecido 
por corrosão aquosa, pois ocorre preferencialmente na presença 
de eletrólito e geralmente em temperatura ambiente (abaixo da 
temperatura de orvalho). Entretanto, esse eletrólito pode ser um gás ou 
um filme de umidade, dependendo da situação. Durante essa interação, 
o metal atua como um eletrodo em um circuito eletroquímico, onde 
ocorrem duas reações principais: oxidação e redução. Na oxidação, 
os átomos do metal liberam elétrons e são consumidos pelo agente 
oxidante presente no meio corrosivo na região que ocorre a redução. 
A região em que ocorre a oxidação é chamada de ânodo, enquanto a 
região na qual ocorre a redução é chamada de cátodo. Essas reações 
ocorrem de maneira simultânea, gerando um fluxo de elétrons. Um 
exemplo é a formação da ferrugem através das seguintes reações 
anódicas ( ) e catódicas ( ). Nesse 
processo, os íons Fe2+ direcionam-se à região catódica, enquanto os 
íons OH– migram para a região anódica. Logo, ocorre a formação do 
hidróxido ferroso [Fe(OH)2] como reação intermediária. Posteriormente, 
caso o meio apresente baixo teor de oxigênio, forma-se o Fe3O4, que 
apresenta uma coloração preta. Contudo, se o meio apresentar elevado 
teor de oxigênio, formará o Fe2O3.H2O (Goethita, que é um mineral de 
ferro), que possui uma coloração alaranjada ou castanho-avermelhada.
 2
2
2 3 4 2 2
2 2 2 2 3 2 2
2 ( )
3 ( ) 2 (meio com baixo teor de oxigênio)
12 ( ) . 2 (meio com alto teor de oxigênio)
2
Fe OH Fe OH
Fe OH Fe O H O H
Fe OH H O O Fe O H O H O
+ −+ →
→ + +
+ + → +
23
Além disso, na corrosão eletroquímica, ao contrário da corrosão química, 
as reações anódicas e catódicas não necessitam de interação direta 
entre o metal e o meio, podendo ocorrer em longas distâncias devido à 
alta condutividade elétrica dos metais, conforme mostra a Figura 2.
Figura 2 – Corrosão eletroquímica
Fonte: elaborada pelo autor.
A corrosão eletroquímica pode ser acelerada por diversos fatores, tais como 
a presença de íons corrosivos, o pH do meio, a temperatura, a presença 
de oxigênio e a geometria do metal. Além disso, com a combinação de 
diferentes metais em um mesmo sistema, pode ocorrer o processo de 
formação de uma pilha galvânica, acelerando o processo de corrosão.
Um tipo de corrosão eletroquímica em particular chamado de corrosão 
eletrolítica acontece quando ocorre a utilização de uma corrente elétrica 
externa aplicada intencionalmente ao sistema eletroquímico. Ou seja, 
esse tipo de corrosão não é espontâneo. Geralmente, esse fenômeno está 
associado a correntes de fuga, e ocorre, principalmente, em tubulações 
metálicas enterradas. A geração destas correntes ocorre, geralmente, 
devido a uma deficiência de isolamento ou de aterramento, resultando, 
normalmente, em furos isolados na superfície exatamente nos lugares 
que a corrente escapa para o solo.
24
3. Potencial de eletrodo
Neste tópico você estudará os conceitos de potencial de eletrodo 
padrão, equação de Nernst, diagramas de Pourbaix e potencial de 
eletrodo irreversível.
3.1. Potencial de eletrodo padrão
Na corrosão eletroquímica, ocorrem reações anódicas e catódicas que 
geram um fluxo de elétrons, estabelecendo uma diferença de potencial 
entre o metal e a solução eletrolítica adjacente. Este sistema formado 
pelo metal e a solução eletrolítica é chamado de eletrodo. A diferença de 
potencial, chamada de diferença de potencial eletroquímico, contribui 
para a corrosão do metal, pois ele tem uma tendência alta de perder 
elétrons ao interagir com o ambiente externo. No entanto, verifica-
se experimentalmente que essa tendência não é igual para todos os 
metais. Na presença de ar e umidade, o ferro apresenta uma maior 
tendência a se oxidar do que o níquel, enquanto o ouro não se oxida. De 
acordo com Gentil (2022), o potencial de eletrodo é a facilidade que os 
átomos do eletrodo metálico têm de perder ou receber elétrons. A União 
Internacional de Química Pura e Aplicada (em inglês: International Union 
of Pure and Applied Chemistry, IUPAC) determinou que o potencial de 
um metal seria medido através de sua imersão em uma concentração 
de 1 molar (1 M) na temperatura de 25°C e pressão 1 atm. Um eletrodo 
nessas condições é chamado de eletrodo-padrão, meia pilha padrão ou 
par-padrão e representa-se por:
A determinação direta do potencial de eletrodo-padrão não é possível, 
assim utilizamos os chamados eletrodos de referência. Esses eletrodos 
apresentam um potencial constante desde que não circule corrente 
por eles. Um deles é o chamado eletrodo-padrão de hidrogênio, que 
25
consiste em um fio de platina coberto com uma placa de platina na 
ponta imerso em um tubo de vidro que contém gás hidrogênio (H2) 
sob pressão de 1 atm e temperatura de 25°C. O potencial atribuído a 
esse eletrodo foi arbitrariamente 0,0 V. Assim, o potencial de eletrodo 
padrão (E°cel) de um elemento é, então, a diferença de potencial expressa 
em volt entre o elemento e uma solução 1 M de seus íons em relação 
ao eletrodo padrão de hidrogênio (EPH). Como exemplo utilizamos o 
eletrodo Zn | Zn2+ (1 M), conforme mostrado na Figura 3.
Figura 3 – Célula eletroquímica para medida de potencial padrão do 
eletrodo de zinco utilizando um eletrodo padrão de hidrogênio
Fonte: Gentil (2022, p. 21).
A representação dessa pilha padrão é 
, onde a região à esquerda das duas barras verticais (ponte salina) 
corresponde à reação reversível que ocorre no ânodo (
), e a região da direita corresponde à reação reversível que ocorre no 
cátodo ( ). A determinação do potencial da pilha ocorre 
pela diferença entre o potencial do H2 (cátodo) menos o potencial 
do Zn (ânodo). No exemplo citado na Figura 4, a voltagem medida 
experimentalmente pelo voltímetro é +0,76, logo o cálculo do potencial-
padrão de redução do zinco é -0,76V.
26
A partir da determinação dos potenciais de eletrodo-padrão, foram 
construídas tabelas baseadasnas reações de oxidação e redução e os 
respectivos potenciais de eletrodo-padrão de oxidação e redução. O 
Quadro 1 representa um exemplo.
Quadro 1 – Potenciais de eletrodos-padrão
Potencial de 
oxidação E° (V)
Reação do eletrodo 
(solução Aquosa ácida)
Potencial de 
redução E° (V)
+1,66 Al3+ + 3e ⇌Al -1,66
+0,763 Zn2+ + 2e ⇌Zn -0,763
+0,440 Fe2+ + 2e ⇌Fe -0,440
0,000 2H+ + 2e ⇌H2 0.000
−0,337 Cu2+ + 2e ⇌Cu +0,337
−1,7 Au+ + e ⇌Au +1,7
−2,8 OH- + H+ + e ⇌H2O +2,8
Fonte: Gentil (2022, p. 24).
Esse quadro indica a espontaneidade ou a tendência de uma reação 
ocorrer, caso o E°red > 0, as reduções são espontâneas em relação ao 
EPH. Caso o E°redde corrosão são: corrosão 
uniforme ou de ataque geral, corrosão galvânica, corrosão por pite, 
corrosão por fresta, corrosão intergranular, corrosão sob tensão, 
corrosão por erosão, corrosão por cavitação, corrosão por atrito, 
lixiviação seletiva ou de ligação e empolamento por hidrogênio. 
Esta aula tem como objetivo apresentar de forma clara e concisa 
os diferentes tipos de corrosão. A partir desses conhecimentos, 
você será capaz de identificar os diferentes tipos de corrosão e 
buscar maneiras de prevenir e proteger as estruturas metálicos, 
prolongando a vida útil dos materiais e garantindo sua integridade 
em diversas aplicações.
33
2. Tipos de corrosão
2.1. Corrosão uniforme ou de ataque geral
A corrosão uniforme se processa em toda a extensão da superfície, 
ocorrendo perda uniforme de espessura. Nesse processo, os reagentes 
catódicos são distribuídos uniformemente, ocorrendo reações 
homogêneas, que, frequentemente, levam à formação de incrustações 
ou depósitos na superfície. Não há locais preferenciais para reações 
anódicas ou catódicas, e os ânodos e cátodos estão dispostos de 
maneira aleatória. Assim, qualquer superfície do metal que estiver 
exposta ao ambiente irá sofrer uma igual perda de espessura. A 
exposição de ligas de ferro de baixo carbono ao ambiente marítimo ou 
o escurecimento de peças de prata são exemplos de corrosão uniforme. 
Esse tipo de corrosão pode ser controlado com o uso de revestimentos 
de proteção, inibidores de corrosão e proteção catódica.
2.2. Corrosão galvânica
A corrosão galvânica ocorre devido a diferenças de potencial entre 
duas regiões. Essas diferenças podem ocorrer em materiais similares 
devido a alterações de concentração, tensão e composição ou em 
materiais dissimilares em contato elétrico e expostos a um eletrólito. A 
corrosão galvânica por diferenças de concentração, também chamada 
de corrosão por aeração diferencial, ocorre entre metais similares 
que estão em contato elétrico e expostos a eletrólitos com diferentes 
concentrações de íons ou oxigênio. Na corrosão galvânica, devido 
a diferença de concentração de íons, o eletrólito mais diluído se 
torna o ânodo, devido ao seu menor potencial em relação à solução 
mais concentrada. Neste mesmo tipo de corrosão, dada a diferença 
de concentração de oxigênio, a região com maior concentração 
desse elemento atua como cátodo em relação à região com menor 
34
concentração, formando uma pilha de aeração diferencial. Um exemplo 
ocorre em estruturas aquáticas, onde a região imersa na água apresenta 
maior disponibilidade de oxigênio (cátodo), enquanto a região não 
imersa tem menor disponibilidade (ânodo).
A corrosão galvânica é causada por diferenças de tensão no material. 
Regiões mais tensionadas, como as deformadas durante processos 
de conformação ou com contorno de grãos, são mais propensas à 
corrosão (ânodo) em comparação com áreas sem deformação ou 
com grãos maiores (cátodo). Um exemplo disso é a dobragem de 
uma barra de aço, em que a região deformada se torna o ânodo em 
relação à região não deformada (cátodo).
A corrosão galvânica também pode ocorrer microscopicamente 
dentro do mesmo material ou entre materiais diferentes em contato 
elétrico e expostos ao mesmo eletrólito. A corrosão dentro do 
mesmo material está relacionada à presença de diferentes fases ou 
impurezas, em que a região com menor potencial de redução se torna 
o ânodo e a região com maior potencial de redução se torna o cátodo. 
Um exemplo disso é a formação da fase perlita, que consiste em 
lamelas de fase ferrita (ferro alfa) intercaladas com a fase cementita 
(Fe3C). Nesse caso, a fase ferrita atua como ânodo, enquanto a fase 
cementita atua como cátodo.
A corrosão entre materiais diferentes em contato elétrico e expostos 
ao mesmo eletrólito é o tipo mais comum e mais conhecido de 
corrosão galvânica, chamada de corrosão bimetálica. Nesse tipo de 
corrosão, o metal com maior potencial de redução se torna o cátodo 
e se protege, enquanto o metal com menor potencial de redução se 
torna o ânodo e sofre corrosão. Um exemplo disso é a utilização de 
um parafuso de aço em contato com latão em um ambiente marinho, 
em que o aço se torna o ânodo e o latão se torna o cátodo.
35
2.3. Corrosão por pite
A corrosão por pite é um tipo de corrosão localizada em que pequenas 
cavidades se formam na superfície do metal. Esses pites são mais 
profundos do que largos e são causados pela descontinuidade da 
camada passiva de proteção do metal. A corrosão por pite pode ser 
difícil de detectar visualmente, pois é frequentemente encoberta por 
depósitos de corrosão. Ela pode causar danos significativos, pois os pites 
podem se expandir em profundidade, comprometendo a integridade 
estrutural do metal ou até mesmo perfurá-lo sem reduzir sua espessura. 
Além disso, a medição dos pites é difícil, pois sua profundidade e 
distribuição não são uniformes.
A propagação dos pites ocorre por meio de uma reação anódica 
de dissolução do metal ( ) na parte inferior do pite, 
enquanto uma reação catódica de oxidação do oxigênio com a água (
) ocorre na superfície circundante, protegendo o 
metal adjacente ao pite. O aumento da concentração de íons metálicos 
dentro do pite atrai íons negativos, como os íons cloreto, para manter o 
equilíbrio de cargas. Isso leva a uma reação dos íons metálicos com os 
íons cloreto e água, formando ácido clorídrico, que acidifica o interior 
do pite de acordo com a seguinte reação: ( ). Esse 
processo é autocatalítico, estimulando a continuação da corrosão.
A acidificação favorece a quebra do filme passivo protetor em 
ligas de aço inoxidável, níquel, titânio, alumínio e outros materiais, 
comprometendo sua resistência à corrosão. A presença ou ausência 
de íons cloreto, íons OH- e SO4
2- influencia a formação e inibição 
da corrosão por pites. Uma maneira de avaliar a resistência à 
corrosão por pites é por meio de uma fórmula experimental que 
depende da composição química do material. O Pitting Resistance 
Equivalente Number (PREN) pode ser calculado a partir desta fórmula:
. As ligas com PREN com 
valores maiores que 32 são consideradas resistentes à corrosão por 
36
pites em água do mar. Um exemplo é a formação de pequenos pontos 
pretos em peças de alumínio expostas a ambientes salinos, como na 
indústria marítima. A prevenção da corrosão por pites envolve medidas 
de proteção, como o uso de revestimentos protetores, a aplicação de 
inibidores de corrosão e a manutenção regular para reparar falhas na 
superfície do metal. Além disso, a escolha de materiais resistentes à 
corrosão desempenha um papel fundamental na prevenção desse tipo 
de corrosão.
2.4. Corrosão por fresta
A corrosão por fresta, assim como a corrosão por pites, é um tipo de 
corrosão localizada com caráter eletroquímico, porém, diferentemente 
da corrosão por pites, ela só ocorre quando um eletrólito fica estagnado 
em regiões confinadas, como juntas, discos de válvulas e assentos, 
rebites e parafusos, em depósitos porosos, espaços entre duas 
superfícies metálicas, entre outras situações. Essas frestas devem ter 
um tamanho suficiente para que o eletrólito consiga penetrar, mas 
não consiga sair, ficando estagnado e impedido de ocorrer troca com 
o eletrolítico fora da fresta. Esse tipo de corrosão ocorre pela diferença 
de concentração de íons ou agentes corrosivos entre o lado interior e 
exterior da fresta, que estabelece uma célula de corrosão localizada, 
onde a região confinada atua como ânodo e a superfície externa 
como cátodo. A corrosão por fresta pode levar a uma deterioração do 
material, enfraquecimento estrutural e até mesmo falhas prematuras 
se não for devidamente controlada. O mecanismo de corrosão é muito 
similar à corrosão por pites, onde inicialmente, as reações anódicas e 
catódicas que ocorrem no interior da fresta são a oxidação do metal 
( ) e a redução do oxigênio ( ). Porém 
esse oxigênio é rapidamente consumido, não sendo reposto devido 
à estagnação da solução. No entanto,a oxidação do metal continua 
a ocorrer, aumentando a concentração de Mn+. Íons negativos, 
principalmente íons cloreto, migram para dentro da fresta para 
37
balancear as cargas positivas, formando M+Cl-. Esse cloreto reage 
com a água formando hidróxido metálico e íons H+, através da reação 
. A acidificação do interior da fresta contribui 
para acelerar a dissolução do metal e a quebra do filme passivo em 
materiais passiváveis. Além disso, a formação do Cl- como produto torna 
esse processo autocatalítico, assim como a corrosão por pite. Porém, 
comparativamente à corrosão por pites, a corrosão por fresta ocorre 
de maneira mais acelerada e agressiva. Esse tipo de corrosão ocorre 
em aços inoxidáveis, ligas de titânio, ligas de níquel, alumínio e ligas de 
cobre, entre outros tipos de ligas metálicas. A prevenção da corrosão 
por fresta depende da seleção de materiais adequados, a eliminação das 
frestas através de projetos adequados, uso de revestimentos protetores 
e a manutenção regular com a finalidade de evitar a acumulação de 
umidade ou eletrolíticos corrosivos em frestas.
2.5. Corrosão intergranular
A corrosão intergranular é um tipo de corrosão localizada nos contornos 
de grão ou nas regiões adjacentes a eles. Esses contornos são região 
de transição entre grãos com orientações cristalográficas específicas, 
apresentando uma alta energia. Para um metal que sofre corrosão 
uniforme, os contornos de grão são ligeiramente mais reativos que 
a matriz, porém, essa diferença não é significativa. Entretanto, em 
certas circunstâncias, podem ocorrer condições específicas que afetam 
os contornos de grão do material. Essas condições podem incluir a 
concentração de átomos de impurezas, a formação de novas fases ou 
intermetálicos, resultando em um enriquecimento (por exemplo, zinco 
em latão) ou empobrecimento (por exemplo, cromo em aços inoxidáveis) 
dos elementos de liga nos contornos de grão. A corrosão intergranular 
pode levar à fragilização e à falha prematura do material, comprometendo 
sua resistência e integridade estrutural. Um dos exemplos mais clássicos 
de corrosão intergranular ocorre nos aços inoxidáveis quando aquecidos 
em temperaturas entre 500°C e 800°C durante períodos suficientemente 
38
longos para formar carbonetos de cromo, como o Cr23C6, nos contornos 
de grão. Em altas temperaturas, ambos os elementos ganham mobilidade 
e difundem pela rede cristalina até chegar nos contornos de grão, que 
devido à afinidade termodinâmica entre eles, promovem a formação do 
Cr23C6. Isso resulta na formação de uma região adjacente empobrecida 
em cromo e, consequentemente, mais suscetível à corrosão intergranular 
do que o restante da matriz. No caso dos aços inoxidáveis, na ocorrência 
de precipitação de carbonetos de cromo nos contornos de grão, temos 
o chamado “aço inoxidável sensitizado”. Assim, a corrosão intergranular 
também é chamada muitas vezes de sensitização.
A prevenção da corrosão intergranular envolve a utilização de materiais 
adequados com baixa suscetibilidade à corrosão intergranular, o 
controle da composição química e microestrutural do metal, a aplicação 
de tratamentos térmicos adequados para evitar a formação de fases 
indesejáveis nos limites de grãos e a utilização de técnicas de proteção, 
como revestimentos e inibidores de corrosão.
2.6. Corrosão sob tensão
A corrosão sob tensão é um tipo de corrosão que ocorre em materiais 
submetidos a uma combinação de tensão mecânica e ambiente 
corrosivo. Nesse tipo específico de corrosão, é raro observar a perda 
de massa do material, como geralmente ocorre em outros tipos de 
corrosão. Consequentemente, o material mantém uma aparência 
satisfatória até o momento em que ocorre a fratura. As tensões 
necessárias para causar a fratura podem ser aplicadas ou residuais, 
dependendo do caso. As tensões residuais podem ser provenientes 
de operações de soldagem, de conformação a frio ou outros tipos de 
processamento; enquanto as tensões aplicadas são decorrentes de 
condições operacionais como pressurização de equipamentos. Esse 
tipo de corrosão pode causar a fratura do material por tensão dentro 
da zona elástica e é caracterizada pela presença de trincas na superfície 
39
do material. Além disso, apenas determinadas combinações de ligas 
metálicas e ambientes irão promover a fratura por corrosão sob tensão.
O mecanismo para ocorrer a corrosão sob tensão é muito complexo, 
e ainda não é totalmente entendido na literatura, porém, muitos deles 
envolvem a iniciação da trinca e estágios de propagação. O início pode 
ocorrer em um pite ou outra descontinuidade qualquer da superfície 
metálica. A propagação da trinca ocorre devido à quebra do filme 
passivo localizado na ponta da trinca, devido à deformação plástica 
localizada gerada pelas altas tensões de tração. Após a quebra do filme 
passivo, o ambiente agressivo promove a dissolução anódica do metal 
por corrosão eletroquímica localizada na ponta da trinca, facilitando sua 
propagação. Os aços inoxidáveis são suscetíveis à corrosão sob tensão 
em ambientes contendo íons cloreto, mas não na presença de amônia. 
Já com os latões ocorre o contrário, pois eles podem sofrer corrosão 
sob tensão em ambientes contendo amônia, mas não em ambientes 
contendo íons cloreto.
Para prevenir ou mitigar a corrosão sob tensão, diversas medidas 
podem ser adotadas. Isso inclui a escolha de materiais mais resistentes 
à corrosão sob tensão, redução das tensões mecânicas aplicadas, 
seleção de ambientes menos agressivos, controle da concentração 
de agentes corrosivos e aplicação de revestimentos protetores. 
Inspeções regulares, tratamentos térmicos, como alívio de tensão e uma 
manutenção adequada também são importantes para identificar e tratar 
precocemente problemas de corrosão sob tensão.
2.7. Corrosão por erosão
A corrosão por erosão é um tipo de corrosão caracterizada pelo 
aumento na taxa de corrosão de um metal devido ao movimento relativo 
entre o fluido corrosivo e a superfície do metal. Quando o movimento 
relativo é rápido, os efeitos do desgaste mecânico e da abrasão se 
40
intensificam. Esse fenômeno resulta no surgimento de estrias, vales, 
pites, furos arredondados e outros danos superficiais que geralmente 
ocorrem na direção do fluxo do fluido corrosivo. Todos os metais, em 
maior ou menor grau, são suscetíveis a esse tipo de corrosão, porém, 
as ligas que formam um filme de óxido protetor na sua superfície (ligas 
passiváveis) são as mais prejudicadas. Os materiais dúcteis como cobre 
e chumbo, também são sensíveis a esse tipo de corrosão. O aumento da 
velocidade do fluxo do fluido geralmente aumenta a taxa de corrosão, 
e se existirem bolhas ou partículas sólidas em suspensão, a ação 
erosiva será maior. Esse tipo de corrosão é encontrado geralmente em 
tubulações, principalmente em curvas, cotovelos e/ou mudanças rápidas 
no diâmetro da tubulação, rotores, palhetas de turbina, entre outros 
componentes. Para mitigar a corrosão por erosão, é recomendado 
ajustar o projeto para evitar turbulência e impacto do fluido. A utilização 
de materiais intrinsecamente resistentes à erosão também é uma opção 
viável. Além disso, é importante remover partículas e bolhas da solução 
para reduzir seu potencial erosivo.
2.8. Corrosão por cavitação
A corrosão por cavitação é um fenômeno em que danos na superfície 
metálica são causados pela formação e colapso de bolhas de vapor. 
Esse tipo de corrosão ocorre em áreas com escoamento rápido de 
fluido e variações de pressão, como hélices de navios, rotores de 
bombas e tubulações. É um tipo de corrosão por erosão. A diminuição 
local da pressão promove a formação de bolhas, que ao se colapsarem 
destroem o filme passivo pela ação de jatos de fluido em alta velocidade, 
resultando em danos físicos e químicos adicionais. Após a quebra do 
filme passivo, o material deve se oxidar novamente para formar um 
novo filme passivo, promovendo a corrosão da superfície metálica. 
Esses ciclos de formação e colapsodas bolhas resulta em uma erosão 
progressiva da superfície metálica, aumentando a taxa de corrosão. A 
corrosão por cavitação pode levar à deterioração do material, perda de 
41
eficiência e falhas prematuras em equipamentos. Para prevenir esse 
tipo de corrosão, é importante projetar componentes adequadamente, 
controlar o fluxo de fluido e escolher materiais resistentes à cavitação.
2.9. Corrosão por atrito
A corrosão por atrito é observada nas interfaces de materiais 
submetidos à carga, vibração e deslizamento. Essa forma de corrosão 
se manifesta através de estrias ou pites, cercados por produtos 
corrosivos. Nos metais, durante o atrito, os fragmentos metálicos entre 
as superfícies oxidam-se e alguns filmes de óxido são removidos pelo 
desgaste. Isso resulta na acumulação dessas partículas, que atuam como 
abrasivos entre as superfícies atritadas. A corrosão por atrito geralmente 
ocorre em interfaces com ajuste apertado, como rolamentos, 
engrenagens e articulações mecânicas. Para prevenir a corrosão por 
atrito, podem ser adotadas medidas como a aplicação de lubrificantes 
adequados, o uso de revestimentos protetores nas superfícies metálicas 
e a seleção de materiais resistentes ao desgaste e à corrosão.
2.10. Lixiviação seletiva ou de ligação
A lixiviação seletiva é um procedimento no qual a remoção preferencial 
de um elemento específico de uma substância sólida é realizada por 
meio de um processo corrosivo controlado. A lixiviação seletiva pode 
ser influenciada por uma série de variáveis, tais como a composição 
química da substância sólida, as propriedades do ambiente corrosivo 
e as condições de temperatura e pressão. Esse tipo de corrosão pode 
ocorrer em vários sistemas de ligas, mas um dos exemplos mais comuns 
é a corrosão seletiva do zinco presente em ligas cobre-zinco (latão) com 
adições de zinco superiores a 15%. Esse tipo de corrosão é chamado 
de dezincificação do latão e ocorre quando essa liga é exposta a uma 
solução aerada com altas concentrações de CO2 e/ou Cl-. Para prevenir 
esse tipo de corrosão é necessário reduzir a agressividade do ambiente 
42
na qual o material será exposto, utilizar proteção catódica e/ou ajustar a 
composição química da liga metálica.
2.11. Empolamento por hidrogênio
A corrosão por hidrogênio, também conhecida como empolamento por 
hidrogênio, é um tipo de corrosão causada pela difusão do hidrogênio 
em materiais metálicos. O hidrogênio gerado na superfície do material 
migra para o interior e se acumula em descontinuidades, como inclusões 
e vazios. Esse hidrogênio pode ser resultado da decomposição de água 
de cristalização em revestimentos de eletrodos, processos de soldagem, 
reações de corrosão ou exposição a gases ricos em hidrogênio. O 
acúmulo de hidrogênio leva a altas pressões no interior da falha, 
causando empolamentos quando próximos à superfície. Esse fenômeno 
é conhecido como empolamento pelo hidrogênio.
Compreender os diferentes tipos de corrosão é fundamental para a 
proteção e preservação dos materiais metálicos. A conscientização e 
determinação do tipo de corrosão possibilita uma abordagem proativa 
para proteger e evitar a ocorrência contra a corrosão.
Com o conteúdo abordado neste material, você já está preparado para 
identificar os principais tipos de corrosão que ocorrem no cotidiano 
industrial, possibilitando abordagem proativa na proteção contra esses 
processos indesejados e garantindo a integridade das estruturas metálicas.
Referências
CALLISTER JUNIOR, W. D.; RETHWISCH, D. G. Ciência e engenharia de materiais – 
uma introdução. 10. ed. Rio de Janeiro: LTC, 2021.
GENTIL, V. Corrosão. 7. ed. Rio de Janeiro: LTC, 2022.
SMITH, W. F.; HASHEMI, J. Fundamentos de engenharia e ciência dos materiais. 
5. ed. Porto Alegre: AMGH Editora Ltda, 2012. 
43
Formas de minimizar a corrosão 
em materiais metálicos
Autoria: Guilherme dos Santos Vacchi
Leitura crítica: Samuel José Casarin
Objetivos
• Compreender os princípios fundamentais das 
diferentes formas de minimizar a corrosão.
• Analisar e identificar os tipos de formas de evitar 
a corrosão.
• Propor formas de minimizar a corrosão em 
materiais metálicos.
44
1. Introdução
A corrosão tem impactos econômicos, como a substituição de 
equipamentos corroídos, interrupção devido a falhas causadas pela 
corrosão, manutenção preventiva, contaminação ou perda de produtos, 
perda de eficiência em equipamentos, superdimensionamento de 
projetos, entre outros. Durante o estudo da corrosão, são investigados 
os mecanismos e métodos de proteção mais comuns para cada caso. 
Compreender os mecanismos das reações corrosivas é fundamental 
para um controle eficaz. A corrosão e seu controle estão interligados, 
pois o próprio mecanismo de corrosão sugere abordagens para 
combatê-lo. O estudo de um processo corrosivo deve considerar as 
variáveis do material, aplicação e ambiente corrosivo para determinar 
o material mais adequado. Assim, aqui serão abordadas estratégias 
práticas mais comumente adotadas para combater a corrosão, que 
incluem o uso de inibidores de corrosão, ajustes nos processos e 
propriedades dos metais, modificações nos projetos, aplicação de 
revestimentos protetores metálicos e não metálicos, bem como a 
implementação da proteção catódica e proteção anódica. A partir desses 
conhecimentos, você será capaz de propor diferentes tipos de formas 
de minimizar a corrosão, prolongando a vida útil dos componentes 
metálicos e garantindo a integridade dos equipamentos.
2. Inibidores de corrosão
Inibidores são substâncias ou misturas de substâncias que, em 
concentrações adequadas, reduzem ou eliminam a corrosão no 
meio agressivo. A escolha e aplicação dos inibidores devem levar em 
consideração as causas da corrosão no sistema, o custo de utilização, 
as propriedades e mecanismos de ação dos inibidores, bem como as 
condições de adição e controle. Os inibidores podem ser classificados 
45
em orgânicos e inorgânicos com base em sua composição; e inibidores 
oxidantes, não oxidantes, anódicos, catódicos e de adsorção com base 
em seu comportamento.
Quanto à composição, os inibidores orgânicos são compostos 
químicos derivados de carbono, geralmente contendo elementos como 
nitrogênio, oxigênio ou enxofre em sua estrutura, como aminas, ésteres, 
ácidos orgânicos, polímeros e surfactantes. Eles funcionam formando 
uma camada adsorvida na superfície metálica, protegendo contra a 
corrosão por bloqueio físico, adsorção preferencial ou alteração das 
características do eletrólito. Já os inibidores inorgânicos são compostos 
químicos que não contêm carbono, como sais metálicos, óxidos 
metálicos, fosfatos, cromatos e silicatos. Eles atuam formando filmes 
protetores inorgânicos na superfície metálica, atuando como barreira 
contra o meio agressivo.
Quanto ao comportamento, os inibidores podem ser oxidantes ou 
não oxidantes. Os inibidores oxidantes promovem reações oxidativas, 
liberando espécies químicas reativas, como íons metálicos ou oxigênio, 
próximas à superfície metálica para formar uma camada protetora 
ou estabilizar produtos de corrosão. Isso reduz a taxa de corrosão do 
material. Exemplos incluem cromatos e permanganatos. Os inibidores 
não oxidantes atuam pela adsorção que ocorre na superfície do 
metal, resultando na formação de uma camada protetora que atua 
como uma barreira física, impedindo o contato direto entre o metal 
e o meio agressivo. Essa camada pode ser formada por moléculas 
orgânicas ou compostos inorgânicos, que aderem à superfície metálica 
e reduzem a velocidade de corrosão. Exemplos comuns de inibidores 
não oxidantes incluem compostos orgânicos como aminas, ácidos 
orgânicos, polímeros e surfactantes. Os inibidores anódicos retardam 
ou impedem as reações anódicas, reagindo com os íons metálicos Mn+ 
produzidos no ânodo, formando um filme aderente e extremamente 
insolúvel na superfície do metal, que têm ação protetora. Por conta 
disso, são conhecidos como passivadores. Exemplo de inibidores 
46
anódicossão: hidróxidos, carbonatos, silicatos, boratos e fosfatos 
terciários de metais alcalinos, nitrito de sódio e cromatos de potássio e 
sódio. Os inibidores catódicos desempenham seu papel ao impedir as 
reações catódicas, através da liberação de íons metálicos que reagem 
com a alcalinidade catódica, resultando na formação de compostos 
insolúveis. Esses compostos envolvem a região catódica, bloqueando a 
difusão de oxigênio e a condução de elétrons, dessa forma, inibindo o 
processo catódico. Isso resulta em uma polarização catódica acentuada. 
Exemplos de inibidores catódicos incluem sulfatos de zinco, magnésio 
ou níquel. Inibidores de adsorção atuam formando películas protetoras. 
Essas substâncias possuem a capacidade de criar películas nas áreas 
anódicas e catódicas, interferindo na reação eletroquímica. Dentre essas 
substâncias, encontram-se compostos orgânicos que possuem grupos 
polares, tais como coloides, sabões de metais pesados e compostos 
orgânicos contendo átomos de oxigênio, nitrogênio ou enxofre, como 
aldeídos, aminas, compostos heterocíclicos nitrogenados, ureia e 
tioureia substituídas. As camadas protetoras formadas pelos inibidores 
de adsorção podem ser influenciadas por diversos fatores, como a 
velocidade do fluido, o volume e a concentração do inibidor utilizado, a 
temperatura do sistema, o tipo de substrato propício para a adsorção do 
inibidor, o tempo de contato entre o inibidor e a superfície metálica, e a 
composição do fluido no sistema.
Ainda existem inibidores disponíveis para fornecer proteção temporária, 
sendo frequentemente utilizados logo após a fabricação de materiais 
metálicos ou durante o seu armazenamento e transporte. Nesse tipo 
de proteção, são adotadas medidas comuns, tais como: (i) controle 
do ambiente, por meio de ventilação, desumidificação e controle de 
impurezas do ar; (ii) utilização de substâncias anticorrosivas que formam 
películas protetoras, como óleos protetores, graxas protetoras, entre 
outros; (iii) emprego de embalagens apropriadas, incluindo o uso de 
papéis impregnados com inibidores de corrosão, inibidores voláteis e 
agentes desidratantes, como sílica gel, alumina ativada, óxido de cálcio, 
47
e assim por diante. Além disso, essas medidas podem ser combinadas 
para aumentar a eficácia da proteção. 
3. Modificações de processo, de propriedades, 
de projeto e de meio
Em algumas situações, o alto custo, a contaminação dos produtos e o 
impacto no processo industrial tornam inviável ou inadequado adicionar 
um inibidor para reduzir a ação corrosiva de um meio específico. Nessas 
circunstâncias, é necessário recorrer a outras medidas de proteção, como 
modificações nos processos, nas propriedades dos metais e nos projetos.
A modificação de processo é necessária quando o próprio processo 
produtivo promove a corrosão. Um exemplo é a isomerização do butano 
em fase líquida, que durante o processo produz ácido clorídrico (HCl), que 
devido à redução do pH da solução, ataca severamente os aços. A produção 
do HCl ocorre devido ao catalizador necessário para a isomerização, que 
durante o processo sofre hidrólise, formando o HCl. A solução para isso foi 
modificar o processo, realizando a isomerização na fase de vapor, evitando 
a formação da fase líquida, fato que resolveu o problema de corrosão e 
reduziu drasticamente a taxa de corrosão nos aços.
A modificação das propriedades dos metais é necessária em situações 
em que a seleção do material não é a mais adequada para aplicação 
em determinado meio. Dessa maneira, uma seleção mais adequada 
dos materiais se faz necessária para atender às exigências técnicas 
do projeto. Do ponto de vista da resistência à corrosão, é necessário 
ter informações do meio no qual o material será exposto e quais 
mecanismos corrosivos podem existir para facilitar a escolha de um 
determinado material. Dessa maneira, caberá ao engenheiro decidir 
entre substituir o equipamento ou fabricá-lo com materiais altamente 
resistentes à corrosão, porém, mais caros, visando uma maior 
48
durabilidade e vida útil. Existem algumas regras gerais que podem 
ser razoavelmente aplicadas na seleção de metais e ligas resistentes à 
corrosão em aplicações de engenharia:
1. Para condições redutoras ou não oxidantes, como ácidos livres de ar 
e soluções aquosas, geralmente são utilizadas ligas de níquel e cobre.
2. Para condições oxidantes, são utilizadas ligas contendo cromo.
3. Para condições extremamente oxidantes, é comum o uso de 
titânio e suas ligas.
A modificação do projeto envolve a utilização de práticas reconhecidas 
como eficazes na proteção contra a corrosão de equipamentos e 
instalações industriais, especialmente durante a fase de projeto. Essas 
práticas têm como objetivo principal prevenir a ocorrência de vários tipos 
de corrosão, como corrosão galvânica, por pites, por frestas, sob tensão, 
entre outras. Além disso, busca-se garantir um controle adequado da 
corrosão nos casos em que sua ocorrência se torna inevitável.
A modificações do meio também podem reduzir a corrosão do material 
metálico. Entre as modificações do meio estão a desaeração, controle do 
pH, controle de velocidade e temperatura e controle de umidade relativa.
A desaeração é um processo que envolve a remoção do oxigênio 
do meio. O oxigênio atua como um agente despolarizante e, ao ser 
removido, reduz-se o potencial de corrosão, diminuindo a intensidade 
do processo corrosivo. Esse processo pode ser realizado de forma 
química ou mecânica. No processo químico, são utilizados agentes 
sequestradores de oxigênio, enquanto no processo mecânico, o oxigênio 
é retirado por arraste através de outro gás, geralmente vapor, ou em 
câmaras de vácuo, onde a descompressão facilita a saída dos gases.
O controle do pH favorece a passivação dos metais. É importante tomar 
cuidado especial com os metais anfóteros, que perdem sua resistência 
49
à corrosão em meios muito básicos, e com a precipitação de compostos 
de cálcio e magnésio, que se tornam insolúveis em pH elevado, podendo 
causar problemas de incrustação.
O controle da temperatura e velocidade dos fluidos visa promover a 
polarização anódica e catódica, reduzindo a intensidade do processo 
corrosivo. A velocidade do fluido exerce uma forte influência na 
despolarização, enquanto a temperatura contribui para o aumento da 
velocidade das reações.
A umidade relativa do ar desempenha um papel importante na 
corrosividade atmosférica. É possível reduzi-la em ambientes fechados, 
como laboratórios, almoxarifados e cubículos de equipamentos 
elétricos e eletrônicos. Os processos para redução da umidade relativa 
do ar incluem o resfriamento seguido de aquecimento ou o uso de 
dessecantes (absorventes de umidade).
4. Revestimentos
Os revestimentos protetores consistem em camadas aplicadas sobre 
a superfície do metal, com o objetivo de evitar o contato direto com 
o meio corrosivo, resultando na redução da sua degradação. Alguns 
metais, como alumínio, aços inoxidáveis e ligas de titânio, formam 
naturalmente uma camada protetora de óxidos, conhecida como 
camada passiva, que protege a superfície contra a corrosão. No entanto, 
outros materiais, como ferro e aços, não formam essa camada passiva 
na maioria dos ambientes, sendo necessário aplicar um revestimento 
protetor artificial. Esses revestimentos podem ser metálicos, não 
metálicos ou orgânicos (como tintas e polímeros). O mecanismo 
principal de proteção desses revestimentos é por barreira, mas 
dependendo de sua natureza, eles também podem oferecer proteção 
por inibição anódica ou proteção catódica. A duração da proteção 
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fornecida por esses revestimentos depende do tipo de revestimento, da 
adesão, da espessura, da permeabilidade à passagem de eletrólitos e do 
tipo de proteção oferecida, se é apenas por barreira ou inclui inibição 
anódica/proteção catódica.
4.1. Revestimentos metálicos
Os revestimentos metálicos são aplicados como uma película na 
superfície do material para protegê-lo contra a corrosão.