Buscar

Corrosão

Faça como milhares de estudantes: teste grátis o Passei Direto

Esse e outros conteúdos desbloqueados

16 milhões de materiais de várias disciplinas

Impressão de materiais

Agora você pode testar o

Passei Direto grátis

Faça como milhares de estudantes: teste grátis o Passei Direto

Esse e outros conteúdos desbloqueados

16 milhões de materiais de várias disciplinas

Impressão de materiais

Agora você pode testar o

Passei Direto grátis

Faça como milhares de estudantes: teste grátis o Passei Direto

Esse e outros conteúdos desbloqueados

16 milhões de materiais de várias disciplinas

Impressão de materiais

Agora você pode testar o

Passei Direto grátis

Você viu 3, do total de 20 páginas

Faça como milhares de estudantes: teste grátis o Passei Direto

Esse e outros conteúdos desbloqueados

16 milhões de materiais de várias disciplinas

Impressão de materiais

Agora você pode testar o

Passei Direto grátis

Faça como milhares de estudantes: teste grátis o Passei Direto

Esse e outros conteúdos desbloqueados

16 milhões de materiais de várias disciplinas

Impressão de materiais

Agora você pode testar o

Passei Direto grátis

Faça como milhares de estudantes: teste grátis o Passei Direto

Esse e outros conteúdos desbloqueados

16 milhões de materiais de várias disciplinas

Impressão de materiais

Agora você pode testar o

Passei Direto grátis

Você viu 6, do total de 20 páginas

Faça como milhares de estudantes: teste grátis o Passei Direto

Esse e outros conteúdos desbloqueados

16 milhões de materiais de várias disciplinas

Impressão de materiais

Agora você pode testar o

Passei Direto grátis

Faça como milhares de estudantes: teste grátis o Passei Direto

Esse e outros conteúdos desbloqueados

16 milhões de materiais de várias disciplinas

Impressão de materiais

Agora você pode testar o

Passei Direto grátis

Faça como milhares de estudantes: teste grátis o Passei Direto

Esse e outros conteúdos desbloqueados

16 milhões de materiais de várias disciplinas

Impressão de materiais

Agora você pode testar o

Passei Direto grátis

Você viu 9, do total de 20 páginas

Faça como milhares de estudantes: teste grátis o Passei Direto

Esse e outros conteúdos desbloqueados

16 milhões de materiais de várias disciplinas

Impressão de materiais

Agora você pode testar o

Passei Direto grátis

Prévia do material em texto

Instituto Federal de Minas Gerais-Campus Santa Luzia 
Engenharia Civil
 Carolina Paiva, Gustavo Cabral, Izabela Cris, João Carlos, Willian Valadas
Corrosão dos metais 
Instituto Federal de Minas Gerais
Santa Luzia/MG - 2015
Introdução
O estudo da corrosão é relativamente novo. Os Estados Unidos são os pioneiros, a ‘National Association of Corrosion Engineers (NACE)’ foi fundada em 1944, e apresentou uma estimativa do custo da corrosão era da ordem de 5,5 bilhões de dólares no ano de 1944, somente nos EUA. Estima-se que as perdas por corrosão variem entre 3% e 4 % do PIB. O Produto Interno Bruto dos USA, em 2010, foi de U$14,72 trilhões, o prejuízo com corrosão estimado é 3,14% = U$0,462 trilhões = US452.000.000.000 (U$452 bilhões).
	No Brasil foi fundada a Associação Brasileira de Corrosão (ABRACO) em 1969, pelo Prof. Vicente Gentil, O custo da corrosão é estimado em 3,5% PIB. Apesar desse valor, não se tem motivado amplo desenvolvimento da pesquisa neste campo da Química. O PIB do Brasil no ano de 2010, foi de R$3,5 trilhões (US2,02 trilhões), logo 3,5%, corresponde a R$0,122 Trilhões (US$0,070 trilhões) ou R$122 bilhões (US$70 bilhões) de prejuízo anual com a corrosão.
Conceito
	Com base no conhecimento popular a corrosão é a deterioração do material. A deterioração é causada pela interação físico-química entre o material e o meio em que ele se encontra. Materiais não metálicos também sofrem deterioração, como concreto, borracha, madeira, polímeros, etc.
	Para os metais, os fenômenos de corrosão envolvem uma grande variedade de mecanismos, que podem ser reunidos em quatro grupos: 
Corrosão em meios aquosos (90%). 
Oxidação e corrosão quente (8%). 
Corrosão em meios orgânicos (1,8%). 
Corrosão por metais líquidos (0,2%). 
O número entre parênteses é a estimativa percentual da ocorrência do tipo de corrosão. A corrosão em meios aquosos é a que mais ocorre, e por isso é essencial um bom conhecimento dos fundamentos de eletroquímica em meio aquoso.
Importância
	O conhecimento do fenômeno de corrosão é de suma importância para os engenheiros, pois ele ocorre naturalmente em nosso cotidiano e afeta a vida de milhões de pessoas. A simples desconsideração do fenômeno de corrosão em um projeto de engenharia pode acarretar em perdas e acidentes, por exemplo, por questões econômicas: custo de substituição e manutenção de peças e equipamentos, perda de eficiências, etc. por questões de segurança: queda de estruturas, contaminação de produtos, aparelhos de prótese, etc. por questões ambientais: vazamento em tanques de combustível, dutos, etc.
 
Objetivos:
Abordar sobre os conceitos básicos do fenômeno de corrosão,
Despertar os alunos do curso de Engenharia Civil do IFMG sobre a importância de se conhecer os fenômenos de corrosão, pois afeta diretamente a qualidade de vida das pessoas. Este fenômeno deve ser considerado pelos engenheiros no exercício de suas funções, pois pode acarretar em grandes perdas para a sociedade.
...[MELHORAR].....
Oxidação-Redução
	Em termos de termos de Oxigênio, a oxidação é o ganho de oxigênio por uma substância e redução é a retirada de oxigênio de uma substância.
	2Fe + O2 2FeO 	(oxidação do ferro)
	Fe2O3 + 3C 2Fe + 3CO (redução do ferro)
Em termos de elétrons, a oxidação é a perda de elétrons por uma espécie química e a redução é o ganho de elétrons por uma espécie química.
	Fe Fe2+ + 2e	(oxidação do ferro)
	Cl2 + 2e 2Cl- 	(redução do cloro)
	Em termos de Número de Oxidação, a oxidação é o aumento do Número de Oxidação e a redução é a diminuição do número de oxidação.
	A primeira definição é mais restrita, pois está vinculada a participação do oxigênio na reação, a segunda definição é mais ampla que a primeira, pois não se baseia na presença do oxigênio e sim no número de elétrons, e a terceira é definição é mais geral, pois não se baseia na presença do oxigênio e nem no numero de elétrons.
Reações de oxirredução
A reação de oxirredução é a reação onde há troca de elétrons, ocorrendo simultaneamente os fenômenos de oxidação e redução. Existirá um agente redutor, que é a substância ou íon responsável peça redução e existirá um agente oxidante que é a substância ou íon responsável pela oxidação. A reação de corrosão do ferro pela ácido clorídrico é um exemplo:
	Fe + 2HCl FeCl2 + H2							(1)
Esta reação é de oxirredução, pois ocorre a oxidação do ferro e a redução do hidrogênio.
Fe Fe2+ + 2e	(equação parcial de oxidação)			(2)
	2H+ + 2e H2 	(equação parcial de redução)				(3)
A soma das equações parciais dará a equação iônica total.
	Fe + 2H+ Fe2+ + H2							(4)
Potencial de eletrodo
Sabendo-se os metais se comportam de maneiras diferentes em diferentes meios, como o ferro se oxida em presença do ar e o ouro não se oxida, é muito importante classificar os metais em ordem preferencial de oxidação (cessão de elétrons), no intuito dessa classificação gerou-se a ‘tabela de potencial de eletrodo’ que classifica um metal de acordo com o seu comportamento em uma solução eletrolítica.
A figura 1 ilustra a imersão e de uma barra de ferro puro em meio eletrolítico, o ferro oxida formando Fe2+(aq).
Figura 1 - Barra de ferro em solução eletrolítica.
A concentração do meio é expresso medido em molaridade. O sistema constituído pelo metal e a solução tende a evoluir espontaneamente até atingir o equilíbrio, esse equilíbrio é representado por:
Mn+ (solução) + ne (metal) M (metal)					(5)
	A figura 2 mostra esquematicamente o que acontece até que se atinja o equilíbrio. Na interface metal/solução é formado o que se chama de dupla camada elétrica. O metal pode apresentar uma carga elétrica numa região de sua superfície que apresente excesso ou deficiência de elétrons, gerando assim uma diferença de potencial entre o metal e a solução.
Figura 2 - dupla camada de elétrica.
Potencial de eletrodo padrão
	Considerando como eletrodo o sistema complexo do metal imerso no eletrólito, para determinar o potencial fixou-se uma concentração dos íons para todas as medidas, pois o potencial varia com a concentração. A concentração fixada como padrão é 1 molar (1M). A diferença de potencial desenvolvida entre o metal e uma solução de 1M de seus íons chama-se eletrodo padrão, meia pilha padrão ou par padrão.
De maneira geral tem-se, para um metal M qualquer, a representação:
MMn+ (1 M) ou M;Mn+ (1 M).						(6)
Então para se medir esse potencial, em volt, é necessário ter uma referência, que é o eletro padrão ou normal de hidrogênio, fixado como tendo o potencial zero.
A figura 3 mostra esquematicamente o eletrodo normal de hidrogênio. Ele é constituído de um fio de platina coberto com platina finamente dividida (negro de platina) que absorve grande quantidade de hidrogênio, agindo como se fosse um eletrodo de hidrogênio. Esse eletrodo é imerso em uma solução de 1 M de hidrogênio, (ex.: solução de 1M de HCl), o hidrogênio gasoso é borbulhado sob a pressão de 1 atm e temperatura de 25°C.
Figura 3 - Eletrodo normal de hidrogênio.
O potencial de eletrodo padrão de um metal é a diferença, em volt, entre o elemento imerso em uma solução de 1 M de seus íons em relação ao eletrodo normal de hidrogênio.
Utiliza-se então um voltímetro ligado entre o eletrodo do metal e o eletrodo de hidrogênio. A figura 4 exemplifica com o eletrodo de zinco ( ZnZn2+ (1M)).
Figura 4 - potencial do eletrodo padrão de zinco.
 	A voltagem registrada é de 0,763 V, que indica a diferença de potencial entre o eletrodo de zinco e de hidrogênio.
Tabela de potenciais de eletrodo
Considerando E como a diferença entre o potencial do metal (Emetal) e o potencial da solução (Esolução) temos:
E = Emetal – Esolução
	Mas este potencial não pede ser medido se não houver um eletrodo de referência, tendo-se então uma medida de relativa. Quando se ligam dois eletrodos através de um circuitometálico externo, em presença de um eletrólito, tem-se uma pilha eletroquímica.
	No caso da pilha de zinco (ZnZN2+(1 M) H+ (1M)H2 (Pt)) os elétrons se dirigem espontaneamente do eletrodo de zinco para o eletrodo de hidrogênio. No entanto, a pilha de cobre (CuCu2+(1 M) H+ (1M)H2 (Pt)) ocorre o inverso, os elétrons se dirigem do eletrodo de hidrogênio para o de cobre. Os potenciais destes eletrodos devem ter sinais opostos, sendo:
Zn2+ + 2e Zn	-0,763V
Cu2+ + 2e Cu	0,337V
A tabela 1 lista o potencial de eletrodo padrão (potencial de redução) de alguns elementos, esta tabela nos mostra a espontaneidade da reação, mas não nos auxilia para determinar a cinética da reação.
Tabela 1 - Potencial de eletrodo padrão
Equação de Nernst
A equação de Nernst é utilizada para se determinar o potencial do eletrodo quando não há concentrações iônicas diferentes de 1M. 
E = E° - (RT/nF) ln(aest.red./aest.oxi.) ou E = E° + (RT/nF) ln(aest.oxi./aest.red)
Onde:
E = potencial observado;
E° = potencial padrão;
R = constante dos gases (8,314 j K-1 mol-1);
T = temperatura em graus Kelvin (298K, 25°C é a temperatura mais utilizada);
n = número de elétrons envolvidos;
F = constante de Faraday (96.500 coulombs);
Utilizando o fator 2,303 para transformar o logaritmo neperiano em logaritmo decimal , podemos então escrever a equação da seguinte forma:
E = E° - ((8,314 x 298) / (n . 96500)) x 2,303 log (aest.red./aest.oxi.)
E finalmente:
E = E° - (0,0591/n) x log (aest.red./aest.oxi.).
Para exemplificar o uso da equação de Nernst, calculemos o potencial do eletrodo de cobre imerso em uma solução de 0,01M.
A equação de Nernst para esta situação será:
E = E° - (0,0591/n) x log (aCu./aCu2+)
Pela tabela de potenciais de eletrodo temos:
E°Cu = 0,337V
Pela equação do eletrodo, Cu2+ + 2e Cu temos que n = 2.
Convencionalmente, para um metal puro, no estado sólido, a atividade é unitária.
aCu = 1
Substituindo os valores na equação de Nernst temos:
E = +0,337 – (0,0591/2) x log(1/0,01)
E = +0,337 – (0,03) x 2
E = +0,337 – (0,06)
E = +0,277 V
Diagrama de Pourbaix
Marcel Pourbaix (1904-1998), era um químico belga, nascido na Rúsia. Os diagramas de Pourbaix relacionam o potencial de eletrodo padrão em relação ao eletrodo padrão de hidrogênio e o pH, os diagramas são as representações gráficas das reações possíveis, a 25°C e pressão de 1 atm, apresentando uma possibilidade de se prever as condições de se ter corrosão, imunidade ou passivação. A passivação é a formação de uma fina camada de óxido na superfície do metal, isolando o metal do meio corrosivo e impedindo que a corrosão continue. A figura 5 mostra esquematicamente o diagrama de Pourbaix.
As linhas paralelas a e b representam as condições de equilíbrio das reações eletroquímicas da água:
2H2 + 2e H2 ou 2H2O + 2e H2 + 2OH- 	(linha a)
2H2O O2 + 4H+ + 4e	 (linha b)
Abaixo da linha a correspondendo a pH2 = 1 atm a água tende a se decompor por redução gerando H2. Acima da linha b correspondendo a pO2 = 1 atm a água tende a se decompor por oxidação, gerando O2. Entre a e b existe o equilíbrio termodinâmico da água.
Figura 5 - Diagrama de Pourbaix.
As reações que dependem somente do pH são representadas por retas verticais e as reações que dependem somente do potencial são representadas por retas horizontais.
A reações que dependem do pH e do potencial são representados por um conjunto de retas inclinadas. As equações destas retas decorrem da aplicação da equação de Nerntz.
O diagrama potencial-pH, representado na figura 6, define regiões onde o ferro está dissolvido (íons Fe2+, Fe3+, HFeO2-) e regiões onde o metal é estável sob a forma de uma fase sólida tal como o metal puro ou um de seus óxidos.
Figura 6 - Diagrama de Pourbaix para o ferro
As linhas tracejadas 1’, 2’, 3’, 4’... representam os limites de predominância dos corpos dissolvidos. Por exemplo, a linha 4’ representa o equilíbrio entre as espécies Fe2+ e Fe3+, em que as condições de equilíbrio são:
E = 0,771 + 0,0591 log (Fe3+/Fe2+)
As linhas 13 e 17 separam os domínios de estabilidade relativa dos corpos sólidos Fe, Fe3O4, e Fe2O3. E as linhas 20, 28, 26 e 23 representam as condições de equilíbrio entre os corpos sólidos e os corpos dissolvidos para log(M) = 0, -2 , -4 e -6.
Pilhas Eletroquímicas
A pilha eletroquímica permite transformar a energia química em energia elétrica, através das reações de redox que ocorrem nos eletrodos.
	Uma pilha eletroquímica apresenta basicamente os seguintes componentes (vide figura 7):
Anodo: eletrodo onde há oxidação;
Catodo: eletrodo onde as cargas negativas provocam reações de redução;
Eletrólito: condutor líquido,, contendo íons que transportam a corrente elétrica do anodo para o catodo;
Circuito metálico: ligação metálica entre o anodo e o catodo, por onde passam os elétrons no sentido anodo-catodo.
Figura 7 - Esquema de Pilha Eletroquímica.
	O potencial da pilha é então medido pelo potencial do catodo menos o do anodo.
Epilha = Ecatodo - Eanodo
Tipos de Pilha
Considerando a reação que ocorre em uma pilha como:
 aA + bB cC + dD
A sua força potencial é dada pela equação de Nernst:
Onde aA e aB são as atividades das substâncias A e B, que estão no estado oxidado e aC e aD são as atividades das substâncias C e D, que estão no estado reduzido. Observando a equação de Nernst vemos que aparece uma diferença de potencial quando:
Os eletrodos são constituídos de substâncias diferentes;
Os eletrodos são da mesma substância, mas as soluções possuem atividades diferentes;
Os eletrodos são da mesma substância, as soluções possuem atividades iguais, mas os eletrodos estão submetidos a diferentes pressões parciais de substâncias gasosas.
Os eletrodos estão em temperaturas diferentes, alterando o fator 0,0591 (RT/nF).
De acordo com estas observações podemos destacar os principais tipos de pilhas:
Pilha de Eletrodos Metálicos Diferentes (a)
Pilha de Concentração (b e c)
Pilha de Temperaturas diferentes (d) 
Pilha de Eletrodos Metálicos Diferentes
Também é chamado de pilha galvânica, ocorre quando há contato de dois metais diferentes imersos em um eletrólito. O metal mais ativo na tabela de potencial de eletrodo é o que funciona como anodo da pilha (oxida), considerando como exemplo o ferro em contato com o cobre e imerso em um eletrólito, vide figura 8.
Figura 8 - Pilha Galvânica Fe-Cu
	Se uma tubulação de aço (Fe) se liga a uma válvula de latão (Cu e Zn), em presença de eletrólito, ocorrerá preferencialmente corrosão do aço mais acentuada próximo a região de contato, como mostra a figura 9.
Figura 9 - Corrosão Galvânica Aço-Latão
	O metal que funciona como catodo fica protegido da corrosão, e desse princípio surgiu o mecanismo de proteção catódica com anodo de sacrifício, deve-se consultar a tabela de potencial de eletrodos padrão para prever a caracterização do anodo e do catodo, como por exemplo, são usados magnésio, alumínio e zinco para proteção do ferro, estes anodos são amplamente usados para proteção catódica de cascos de navio, plataformas marítimas, dutos, tanques de armazenamento, etc.
Figura 10 - Esquema de Proteção Catódica em Duto.
Figura 11 - Anodos de Zinco em Casco de Navio.
Pilha de Concentração
Existem casos em que materiais metálicos de mesma natureza sofrem corrosão, uma diferença de potencial pode ser originada quando se tem diferentes concentrações do eletrólito, ou quando há diferentes concentrações de gases dissolvidos. A figura 12 mostra esquematicamente uma pilha de concentração iônica com eletrodos de cobre (CuCu2+(0,01 M) Cu2+ (1 M)Cu).
Figura 12 - Pilha de Concentração Iônica
As reações que ocorrem são:
Anodo: Cu Cu2+ (0,01 M) + 2e		(-0,277V)
Catodo: Cu2+ (1 M) + 2e Cu		(+0,337V)
Pilha: Cu2+ (1 M) Cu2+ (0,01 M)		(+0,060V)
Pode-se criar também uma célula de aeração diferencial, como por exemplo, uma gota de água sobre a superfície de uma chapa de aço, a corrosão pode iniciar no centro da gota d’água como ilustrado na figura 13.
Figura 13 - aeraçãodiferenciada em gota d'água em chapa de aço.
	As gotas d’água geralmente se acumulam em frestas e superfícies horizontais planas, causando corrosão por pites e por aresta, que são classificações segundo a morfologia da corrosão.
[Colocar fotos do IFMG]
Pilha de Temperaturas diferentes
Este tipo de pilha ocorre quando eletrodos do mesmo material estão no mesmo meio eletrolítico, porém com temperaturas diferenciadas. Esta pilha também é chamada de termogalvânica. A elevação da temperatura também eleva a velocidade das reações de corrosão e a difusão, mas também pode atuar de forma benéfica na eliminação de gases dissolvidos.
Conclusão
Este trabalho de Corrosão nos forneceu os conhecimentos básicos sobre os mecanismos de corrosão, sendo possível estabelecer uma ligação entre os processos industriais, os custos causados pela corrosão e como minimizar essas perdas.
Vimos o quanto é complexo o processo de corrosão, ele vai alem do simples saber o que é corrosão, existe muitos outros fatores importantes a se saber para o profissional que pretende atuar nesta área.
A ABRACO - Associação Brasileira de Corrosão é uma importante instituição, ela tem objetivo estatutário de definir normas, congregar profissionais, e reúne empresas que atuam no ramo e estejam diretamente voltados para o conhecimento e solução dos problemas de corrosão.
Bibliografia
VICENT, G. Corrosão. 6°ed. Editora LTC, Rio de Janeiro, RJ, 2012
WOLYNEC, S. Tecnicas Eletroquímicas em Corrosã”, Editora da Universidade de São Paulo, SP, 2003.
ARAUJO, C. R. Corrosão e Processos de Revestimento, 
http://www.abraco.org.br/site1/ (abril / 2015)
http://www.nace.org/ (Abril / 2015)

Materiais relacionados

Perguntas relacionadas

Materiais recentes

3 pág.
Livro Teórico Vol 4 - Química-016-018

Escola Colegio Estadual Barao Do Rio Branco

User badge image

raissalima

3 pág.
Quimica-Volume-5-022-024

Ifce - Campus Paracuru

User badge image

islane

3 pág.
Quimica-Volume-5-028-030

Ifce - Campus Paracuru

User badge image

islane

Perguntas Recentes