corrosão

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QUI XI
Corrosão
CORROSÃO
• A corrosão consiste na deterioração dos materiais
pela ação química ou eletroquímica do ambiente,
podendo, ou não, estar associado a esforços
mecânicos (GENTIL, 2007). Processo inverso da
Metalurgia Extrativa, em que o metal retorna ao seu
estado original.
Os metais reagem com
elementos não-metálicos
presentes no meio, O2, S,
H2S, CO2 produzindo
compostos semelhantes
aos encontrados na
natureza, dos quais foram
extraídos. Conclui-se, a
corrosão corresponde ao
inverso dos processos
metalúrgicos.
(ABRACO)
TIPOS DE CORROSÃO
altas temperaturas
menos freqüentes na natureza
QUÍMICA ELETROQUÍMICA
presença de água no estado líquido 
mais freqüentes na natureza 
PRINCIPAIS CARACTERÍSTICAS
• Temperaturas abaixo do ponto de
orvalho da água, sendo a grande
maioria na temperatura ambiente;
• Formação de uma pilha ou célula
de corrosão, com a circulação de
elétrons na superfície metálica.
• Ausência da água líquida;
• Temperaturas, em geral, elevadas,
sempre acima do ponto de orvalho
da água;
• Interação direta entre o metal e o
meio corrosivo;
• denominada em meio não aquoso
ou corrosão seca.
QUÍMICA ELETROQUÍMICA
Princípios de corrosão
A razão termodinâmica para o processo de corrosão é a tendência dos metais de se
combinarem com outros elementos presentes do seu meio, para atingir um estado 
de menor energia.
ENGENHARIA DE CORROSÃO
• Aplicação de ciência e trabalho para prevenir ou controlar 
a corrosão de maneira econômica e segura
• Princípios químicos e metalúrgicos
• Propriedades mecânicas dos materiais
• Natureza dos meios corrosivos
• Disponibilidade de materiais
• Processos de fabricação
• Projeto
• Ensaios de corrosão
Exemplos de efeitos prejudiciais da corrosão:
• Perda de vidas humanas e acidentes causados pela falha de
estruturas em pontes, aviões e automóveis
• Perda de resistência mecânica e consequentes falhas causadas
pela redução na espessura do metal devido a corrosão;
• Perfuração de tubulações e tanques, causando vazamento de
material que pode ser prejudicial ao meio ambiente;
• Perda de eficiência e parada de operação de equipamentos que
representam lucro;
• Deterioração e contaminação de produtos causando prejuízo, seja
por perda ou redução no valor da mercadoria;
• Perda de propriedades importantes como condutividade elétrica
em contatos, transferência de calor através da superfície e
obstrução de tubulações por produtos de corrosão;
• Superdimensionamento de equipamentos ou peças que
necessitam resistir aos efeitos da corrosão, ou substituição de
componentes corroídos.
Formas de deteriorização dos materiais
Princípios de corrosão
Conceitos de oxidação e redução
Pode-se expressar a tendência de diferentes metais à corrosão,
dizendo-se que alguns metais tendem a se oxidar mais facilmente que
outros.
Pode-se definir oxidação como perda de elétrons por uma espécie
química, por exemplo:
Fe → Fe2+ (aq)+ 2e–
E redução pelo ganho de elétrons por uma espécie química, por
exemplo:
2H+ (aq) + 2e– → H2
A oxidação e a redução ocorrem simultaneamente, e uma não pode
existir sem a outra, havendo a transferência de elétrons entre as
espécies químicas, na qual uma espécie química ganha e a outra perde.
A combinação das duas reações é chamada de reação de oxirredução.
Fe + 2H+ (aq) →Fe
2+ 
(aq) + H2
Pilha eletroquímica
PILHA GALVÂNICA
PILHA ELETROLÍTICA
MECANISMO ELETROQUÍMICO DA CORROSÃO
Célula Eletroquímica: Célula de Daniell
Solução 
eletrolítica
Condutor 
metálico
É a ddp que gera uma pilha.
Semi-equações da reação
Cu2+ +2e- --> Cu(s)
Zn(s) --> Zn
2+ + 2e-
Amperímetro
Ex 2: reação do zinco na presença de ácido clorídrico
Zn + 2HCl ZnCl2 + H2
Zn + 2H+ Zn2+ + H2
Reação de oxidação (anódica): Zn Zn2+ + 2e
Reação de redução (catódica): 2 H+ + 2e H2
As reações anódica e catódica são reações parciais
Ambas reações acontecem simultaneamente e à mesma
velocidade sobre a superfície do metal: não há acúmulo de
carga elétrica.
Qualquer reação que pode ser dividida em dois processos
parciais de oxidação e redução é denominada reação
eletroquímica.
• Reações catódicas
• Evolução de hidrogênio (meios ácidos) 
2H+ + 2e H2
• Redução de oxigênio (soluções ácidas) 
O2 + 4H
+ + 4e 4OH-
• Redução de oxigênio (soluções neutra ou básicas) 
O2 + 2H2O + 4e 4OH
-
• Redução de íon metálico M3+ + e M2+
• Deposição de metal M+ + e M
Se a ddp é positiva, reflete a espontaneidade da reação
∆E0 = 0,76 + 0,34
∆E0 = 1,10 V 
Ex 1:
Solução de ZnSO4 e Cobre metálico Solução de CuSO4 e Zinco metálico
Cu0  Cu2+ + 2 e–
Zn2+ + 2 e– → Zn°
Cu0 + Zn2+  Zn0 + Cu2+ 
Cu2+ + 2 e– → Cu°
Zn°  Zn2+ + 2 e–
Cu0 + Zn°  Zn2+ + Cu°
∆E0 = -0,34 + (-0,76)
∆E0 = -1,10 V 
Dados:
Cu2+ + 2 e– → Cu° E0 = + 0,34 V
Zn2+ + 2 e– → Zn° E0 = – 0,76 V
• Fontes de Corrosão Eletroquímica
• Heterogeneidades primárias: são inerentes
ao material
 Impurezas no metal
 Ligas
 Vértices e arestas de cristais
 Pontos de ruptura de filmes protetores.
• Heterogeneidades secundárias: não 
inerentes ao material
 Correntes elétricas de fuga
 contatos bimetálicos
 diferenças no meio corrosivo (aeração, 
concentração)
Ex : Dado os materiais:
1. lata sem arranhão, com água até 2 ou 3 cm da boca.
2. lata com arranhão, com água até 2 ou 3 cm da boca.
3. lata com arranhão, com água salgada (solução aquosa de NaCl a 3,5%) até 2 ou 3 cm 
da boca.
4. lata com arranhão, com água salgada até 2 ou 3 cm da boca e zinco no fundo da lata 
formando um pequeno monte sobre o arranhão.
RESPONDA:
1) Quais latas sofreram corrosão? (colocar em ordem crescente de corrosão) 
R.: 1 < 4 < 2 < 3
2) Quais fatores que provocarão maior corrosão numa lata do que em outra? 
A destruição da camada de estanho, NaCl, oxigênio.
3) As latas utilizadas pela indústria de alimentos são revestidas por uma fina camada de 
estanho. Consulte uma tabela de potenciais de redução ou de reatividade de metais, e 
justifique este procedimento. 
Baseando-se na escala de reatividade de metais ou em uma tabela de potenciais de
redução, vê-se que o estanho é mais nobre do que o ferro, protegendo-o da corrosão.
4) Por que o arranhão favoreceu o desenvolvimento da corrosão na lata n°2?
ANODO: Fe0  Fe2+ + 2e- E = + 0,440 V
CATODO: ½ O2 + H2O + 2e-  2 OH
- E = - 0,401 V
REAÇÃO GLOBAL: Fe0 + H2O + O2  Fe (OH)2
Fe (OH)2 + H2O + ½ O2  2 Fe (OH)3
Precipitado de cor
amarelo alaranjado ou
castanho avermelhado -
FERRUGEM
5) Por que a presença de cloreto de sódio (NaCl) aumentou a corrosão na lata n°3?
A solução deste sal constitui um meio bem mais corrosivo do que a água (lata n°1 e 2). O
NaCl, provoca um rápido processo corrosivo. O produto de corrosão do ferro conterá
também cloreto de ferro III, que se hidrolisa formando ácido clorídrico:
2FeCl3 + 3H2O  Fe2O3 + 6HCl
O ácido reage com o metal presente nas paredes da lata, acelerando o processo de
corrosão. Por isso, a lata n°3 sofreu corrosão maior.
6) Procure justificar o que ocorreu na lata n°4.
A corrosão de um metal pode ser evitada colocando-o em contato com um ânodo de
sacrifício, ou seja, um metal menos nobre que será atacado em lugar do outro. É o que
aconteceu na lata n°4, onde o "metal de sacrifício“ é o zinco, pois possui um potencial
de oxidação maior do que o ferro e o estanho.
Zn0  Zn2+ +2e- E = +0,760V
Na lata n°4 há corrosão do zinco, mas não há formação de ferrugem (corrosão do ferro).
Sn2+ + 2e- Sn0 E = -0,14V
As formas (ou tipos) de corrosão podem ser classificadas quanto à
morfologia, quantoàs causas ou aos mecanismos, quanto aos fatores
mecânicos, quanto ao meio corrosivo e quanto à localização do ataque.
Morfologia
Generalizada
Pitting corrosion
Intergranular
Filiforme
Enpolamento
por hidrogênio
Entorno da solda
A caracterização segundo
a morfologia auxilia
bastante no
esclarecimento do
mecanismo e na
aplicação de medidas
adequadas de proteção,
(GENTIL, 2007).
PRINCIPAIS MEIOS DE CORROSÃO
ATMOSFERA  Principais Parâmetros:
materiais poluentes, umidade relativa,
temperatura, intensidade e direção dos
ventos, variações de temperatura e
umidade, chuvas, radiação.
SOLOS Principais parâmetros: aeração,
umidade e pH, microorganismos,
condições climáticas, heterogeneidades do
solo, presença de sais, água e gases,
resistividade elétrica, correntes de fuga.
ÁGUAS NATURAIS  água salgada e água doce.
Principais parâmetros: gases dissolvidos, sais dissolvidos,
material orgânico, bactérias e algas, sólidos em
suspensão, pH e temperatura, velocidade da água.
MECANISMOS DE CORROSÃO
Pilhas Galvânicas: Corrosão que ocorre quando dois materiais metálicos, com 
diferentes potenciais, estão em contato em presença de um eletrólito.
O par galvânico, resultante do contato direto de tubulação de cobre com tubulação de aço 
galvanizado, causa corrosão prematura no aço e conseqüentes vazamentos
Pilhas de proteção catódica galvânica ou por ânodo de sacrifício
Recobrimento com um metal menos resistente à corrosão.
OBS: Na realidade, sabe-se que o Cr, o Ti e o Al são mais resistentes à corrosão do que o
ferro em grande número de meios encontrados na prática.
A resistência do cromo a corrosão é tal, que este elemento é adicionado, em
quantidades substanciais, a aços, como elemento liga para produzir os conhecidos aços
inoxidáveis, cuja resistência à corrosão atmosférica e outras formas de corrosão
aquosa é elevada.
Parte interna da válvula de latão apresentando corrosão por dezincificação: área com
coloração avermelhada e destruição da parte rosqueável.
Pilha seletiva
Consiste na dissolução preferencial de um elemento constituinte de um material
(Liga metálica).
 O caso mais comum é o do latão (dezincificação), podendo ocorrer também em
outras ligas com remoção de alumínio (desaluminização), ferro (grafitização), etc...
•Adição de As – polarização.
•Tratamento térmico (700 ˚C)
Uma das causas dessa corrosão é a presença de bactérias redutoras de
sulfato ( ou bactérias oxidantes de enxofre), pois o ácido sulfídrico, H2S
ou sulfeto formado só atacará a ferrita do ferro fundido.
Demonstração da corrosão por bactérias.
Pilhas de ação microbiana
*Alteração do eletrólito
Oxidação de compostos inorgânicos de enxofre pelo gênero Thiobacillus
 A energia para essa síntese é proveniente da oxidação do enxofre, 
ou seus composto, como mostra a reação:
2S + 3O2 + 2H2O  2H2SO4(∆H = - 286,6 cal)
 No caso do gás sulfídrico, ou ácido sulfúrico, tem-se:
2H2S + 2O2  H2S2O3 + H2O
5H2S2O3 + 4O2 + H2O  6H2SO4 + 4S
A temperatura ideal para o crescimento dessas bactérias está na faixa de 25 – 30°C e não 
sobrevivem na faixa de 55 – 60°C
Seus processos metabólicos ocasionam, em alguns casos, valores de pH em torno de 2, 
podendo alcançar valores ainda menores.
•Eliminar S.
•Proteção catódica.
•Tubulação PVC, PE, PRFV.
Pilha de aeração diferencial
Corrosão decorrente da exposição de um metal em uma solução apresentando 
diferentes concentrações ou pressões parciais de oxigênio. 
•Evitar arestas, deposição de água.
•Juntas com solda.
•Local com acesso.
A diferença de concentração do
oxigênio origina uma diferença de
potencial, funcionando o eletrodo
mais aerado como catodo e o
menos aerado como anodo.
Ao lado pode-se verificar um estágio de
corrosão avançado por pilha de ação local
devido à deposição de lixo e conseqüente
retenção de umidade.
Pilha de ação local
Este tipo de pilha geralmente resulta em ataque localizado, como corrosão por pites.
Corrosão eletrolítica (Não espontânea)
Caracteriza-se por ser um processo eletroquímico, que se dá com a
aplicação de corrente elétrica externa, ou seja, trata-se de uma corrosão
não-espontânea.
Geralmente, essas correntes são devidas a deficiências de isolamento ou de 
aterramento, fora de especificações técnicas. Normalmente, acontecem 
furos isolados nas instalações, onde a corrente escapa para o solo.
Um solo de resistividade baixa é mais 
agressivo, possui umidade permanente e 
sais minerais dissolvidos
A resistividade do solo é o fator primordial para a indicação da sua corrosividade. É
necessário que se faça um levantamento geral da resistividade do solo na área, para se
avaliar a agressividade deste.
Galvanoplastia
É a aplicação de um revestimento metálico sobre um material que
se deseja proteger de corrosão.
O metal escolhido para o revestimento –
que pode ser o cromo (cromeação), níquel 
(niquelação), a prata (prateação), o ouro 
(douração) ou o zinco (galvanização)
sofre oxidaçãosofre redução
Processo de formação do ferrugem
Reação anódica (oxidação): Fe →Fe2+ + 2e– (1)
Reação catódica (redução): 2H2O + 2e
–→H2 +2OH
– (2)
Neste processo, os íons Fe2+ migram em direção à região catódica, 
enquanto os íons OH– direcionam-se para a anódica.
Fe2+ + 2OH–→Fe(OH)2 (3)
Em meio com baixo teor de oxigênio: 
3Fe(OH)2 → Fe3O4 + 2H2O + H2 (4) Coloração preta
Em meio com teor de oxigênio elevado: 
2Fe(OH)2 + H2O + 1/2O2 → 2Fe(OH)3 (5)
2Fe(OH)3 →Fe2O3.H2O + 2H2O (6)
Coloração alarajada ou avermelhada
Corrosão em concreto
A destruição do concreto, observada nas pontes e viadutos, tem como uma de causas a 
corrosão química, devida à ação dos agentes poluentes sobre seus constituintes 
(cimento, areia e agregados de diferentes tamanhos).
Fatores mecânicos (vibrações e erosão), físicos (variação de temperatura), biológicos 
(bactérias) ou químicos (em geral ácidos e sais) são os responsáveis por esse processo
O concreto é constituído principalmente por silicatos, aluminatos de cálcio e óxido de 
ferro, que se decompõem ao entrar em contato com ácidos, conforme representado 
na Equação.
3CaO.2SiO2.3H2O + 6HCl → 3CaCl2 + 2SiO2 + 6H2O
Carbonatação: 
CaCO3 é o responsável pelo
aparecimento de eflorescência
caracterizado por depósitos de cor
branca na superfície do concreto
tornando-o mais poroso.
Aspectos Gerais
• Manchas superficiais de cor marrom-avermelhadas;
• Fissuras paralelas à armadura;
• Redução da seção da armadura;
• Descolamento do concreto.
A corrosão das armaduras no concreto armado é um fenômeno que só ocorre quando as 
condições de proteção proporcionadas pelo cobrimento de concreto são insuficientes.
Inibidores de corrosão
É uma substância ou mistura de substâncias, que quando presente em
concentrações adequadas reduz ou elimina a corrosão.
Informações importantes para a escolha do inibidor ideal:
-As causas da corrosão no sistema;
-O custo de sua utilização;
-As propriedades e os mecanismos de ação dos inibidores a serem 
usados;
-As condições adequadas de adição e controle para evitar possíveis 
inconvenientes
Classificações para os inibidores na composição e comportamento:
- Composição:
* Orgânicos
* Inorgânicos
- Comportamento:
* Anódicos: 
* Catódicos
* Adsorção
Inibidores Anódicos:
Atuam retardando ou impedindo a
reação no ânodo. Reagem com o
produto de corrosão formado
inicialmente, produzindo uma camada
aderente e insolúvel na superfície do
metal.
OH-, CO3
-, SiO4
4-, BO3
3-, + H2O 
ácido + OH-
OH- + Metal n+  M(OH)n (inibidor de
corrosão)
Inibidores catódicos:
Atuam reprimindo as reações catódicas.
Mais propriamente, atuam impedindo a
difusão do oxigênio e a condução de
elétrons, inibindoo processo catódico.
Zn2+,Mg2+, Ni2++OH-Zn(OH)2, Mg(OH)2,
Ni(OH)2 hidróxidos insolúveis.
Inibidores de Adsorção:
Funcionam como películas protetoras de regiões catódicas e anódicas,
interferindo na ação eletroquímica.
- Aminas de ác. graxos: utilizado na industria do petróleo
- Derivados de aminas e amidas de ác. graxos: utilizados em gasodutos com
H2O, CO2 e H2S
- Octa, hexa e dioctadecilaminas: proteção contra CO2 em linhas de
condensado