Aula 12 Eletroquímica e Corrosão

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12- CORROSÃO E DEGRADAÇÃO DOS 
MATERIAIS 
Eletroquímica 
Tipos de corrosão 
Tipos de Proteção 
Considerações Eletroquímicas 
ELETROQUÍMICA 
Mudanças 
químicas 
induzidas pela 
eletricidade 
Produção de 
eletricidade 
por reações 
químicas 
 Baseada na ELETRÓLISE - 
processo não espontâneo em 
célula eletrolítica 
 Obtenção de Metais em sua 
forma elementar. Por ex.: sódio 
metálico 
 Eletrodeposição sobre 
superfícies para proteção a 
corrosão e produção de jóias 
 Processo espontâneo que 
ocorre em uma célula 
galvânica 
 Utilização na confecção de 
pilhas, baterias e células a 
combustível 
 Processo envolvido na 
corrosão de metais 
2 
Reações REDOX 
REAÇÕES ELETROQUÍMICAS são reações que envolvem a 
transferência de elétrons e são portanto conhecidas como 
REAÇÕES REDOX 
3 
Células Eletroquímicas 
Placa de Zn imersa 
em solução de íons 
Cu2+ 
Formação de íons 
Zn2+ e deposição 
de Cu(s) sobre a 
placa de zinco 
Sem aproveitamento 
da eletricidade 
gerada 
Para aproveitar a eletricidade gerada por 
uma reação redox é preciso usar uma 
célula eletroquímica que: 
 
 Mantenha separadas fisicamente as 
semi-reações de oxidação e de redução 
 
 Utilização de uma PONTE SALINA que 
tem a função de fechar o circuito 
elétrico e manter a neutralidade das 
soluções 
 
 Utilização de condutores chamados de 
ELETRODOS que estão imersos em 
uma solução de eletrólitos 
 
 Local onde ocorre a reação de oxidação 
é chamado de ÂNODO 
 
 Local onde ocorre a reação de redução 
é chamado de CÁTODO 
4 
Células Eletroquímicas 
CÉLULA GALVÂNICA 
CÉLULAS 
ELETROQUÍMICAS 
Galvânicas 
As reações nos 
eletrodos ocorrem 
espontaneamente 
e produzem um 
fluxo de elétrons 
do ÂNODO (-) para 
o CÁTODO (+) 
Eletrolíticas 
Necessitam de uma 
fonte externa de 
eletricidade para 
operar. Os elétrons 
fluem do Anodo (+) 
para o Catodo (-) 
elétrons 
bateria 
CÉLULA ELETROLÍTICA 
5 
Células Galvânicas 
Em uma célula eletroquímica galvânica: 
 
 Mantenha separadas fisicamente as 
semi-reações de oxidação e de 
redução 
 
 Utilização de uma PONTE SALINA que 
tem a função de fechar o circuito 
elétrico e manter a neutralidade das 
soluções 
 
 Utilização de condutores chamados 
de ELETRODOS que estão imersos 
em uma solução de eletrólitos 
 
 Eletrodo onde ocorre a reação de 
oxidação é chamado de ÂNODO 
 
 Eletrodo onde ocorre a reação de 
redução é chamado de CÁTODO 
6 
Movimento das cargas na ponte 
salina 
7 
Notação de Células Galvânicas 
Células galvânicas podem ser descritas por uma notação de linha de acordo com as 
seguintes convenções: 
 
 Uma única linha vertical () indica uma mudança no estado ou fase; 
 
 Dentro de uma semi-célula, os reagentes são listados antes dos produtos; 
 
 Concentrações de soluções aquosas são escritas dentro de parênteses após o 
símbolo para o íon ou molécula; 
 
 Uma linha vertical dupla () indica a junção entre as semi-células; 
 
 A notação de linha para o ânodo (oxidação) é escrita antes da notação de linha 
para o cátodo (redução). 
Zn  Zn+2(1,0M)  Cu+2(1,0 M)  Cu 
ponte salina 
Eletrodo do cátodo Eletrodo do ânodo 
8 
Potenciais de Eletrodo 
9 
Fe Fe2+ + 2e- (sofre oxidação) 
Cu2+ + 2e- Cu0 (sofre redução) 
 
Os íons Cu2+ se depositam como 
cobre metálico (Cu0) na superfície do 
eletrodo de Cu, enquanto o Fe ira se 
dissolver (sofrer corrosão) indo para 
solução como Fe2+. 
 
O potencial elétrico ou voltagem 
ocorrerá entre as duas semipilhas e 
é determinado por um voltímetro. 
 
O potencial para essa célula é 0,78 V 
a 25 ◦C 
10 
Potenciais de Eletrodo 
Anodo Catodo 
Zn Zn2+ + 2e- (oxidação ou corrosão 
 
Fe2+ + 2e- Fe (redução) 
 
 
A reação eletroquímica é: 
 
Zn + Fe2+ Zn2+ + Fe E◦ = 0,323 V 
Semipilha-padrão 
Potencial de um Eletrodo 
Potencial de um eletrodo é o trabalho elétrico gerado 
por um fluxo de elétrons em um fio 
Medido em Volts sendo V = J/C 
 
Depende do poder oxidante ou redutor das semi-
reações que ocorrem no eletrodo 
 
O potencial do eletrodo depende da concentração ou 
pressões parciais das espécies envolvidas e da 
temperatura em que a reação redox é realizada 
11 
Potenciais Padrão de Eletrodo 
 Como uma reação de oxidação é sempre acompanhada de uma reação de 
redução é impossível medir o potencial de somente uma semi-reação ou da 
reação que ocorre em um eletrodo 
 
 Para determinar o potencial de uma semi-reação se utiliza um eletrodo de 
referência conhecido como ELETRODO PADRÃO DE HIDROGÊNIO (EPH) 
Negro de Pt 
 Por convenção internacional, ao EPH é atribuído um 
potencial de exatamente 0,00 Volt a todas as 
temperaturas 
Semi-Reação do EPH E (potencial padrão do eletrodo) 
H2  2H
+ + 2e- 0,00 V (EPH atua como ânodo) 
2H+ + 2e-  H2 0,00 V (EPH atua como cátodo) 
 Por convenção também os valores medidos 
contra o EPH são apresentados como semi-
reações de redução 
Fio de Pt 
12 
Potenciais Padrão de Eletrodo 
 O potencial padrão de uma semi-
reação ou de um eletrodo é 
representado por E 
 
 O E corresponde ao potencial 
da semi-célula medido contra o 
EPH nas condições padrão: 
espécies em solução a 1,0 M; 
gás H2 a um pressão parcial de 
1,0 atm e temperatura de 25C. 
 
 Para determinar o E para a 
semi-reação de oxidação do Zn a 
Zn2+ precisamos calcular o 
potencial da célula galvânica: 
 
Ecélula = Ecátodo - Eânodo 
 
 Para a célula representada ao 
lado: 
Ecélula = 0,0 – 0,763V 
Ecélula = - 0,763 V 
13 
Potenciais Padrão de Eletrodo 
Agente oxidante 
mais forte 
 Representando de forma 
tabelada e crescente os 
potenciais padrão de 
reação podemos 
determinar o poder 
oxidante ou redutor de 
uma semi-reação 
 
 Conhecer o potencial 
padrão de redução das 
semi-reações permite 
construir células 
galvânicas que tenham 
maior capacidade de 
realizar trabalho elétrico 
14 
15 
Potenciais Padrão de Eletrodo 
Mais ativo 
Mais inerte 
Série Galvânica em água do mar 
16 
Mais fácil sofrer 
oxidação 
Inertes 
Ligas e 
metais entre 
os colchetes 
indica baixa 
possibilidade 
de corrosão 
entre eles. 
Usos dos Potenciais Padrão de 
Eletrodos 
A aplicação mais importante dos potenciais de eletrodo é a predição da 
espontaneidade das reações redox. Se o potencial da célula galvânica for 
positivo (Ecélula > 0) a reação na forma que está escrita é espontânea 
EXEMPLO. Nas condições padrão, os íons Cr3+ oxidarão cobre metálico a íons Cu2+ ou os 
íons Cu2+ oxidarão cromo metálico a íons Cr3+? Escreva a reação da célula e calcule o Ecélula 
indicando se a reação é espontânea. 
 
Precisamos buscar em uma tabela de potenciais padrão de redução, as semi-reações apropriadas e indicar 
em qual delas ocorrerá oxidação ou redução. Como a semi-reação do cobre tem potencial padrão mais 
positivo esta é escrita primeiro na forma de redução: 
 
Cu2+ + 2e-  Cu E = + 0,337 V (agente oxidante – sofre redução) 
 
Agora escrevemos a semi-reação do cromo na forma de oxidação 
 
Cr  Cr3+ + 3e- E =+ 0,740 V (agente redutor – sofre oxidação) 
 
Fazemos o balanceamento de elétrons transferidos e somamos as duas semi-reações e seus potenciais: 
3( Cu2+ + 2e-  Cu) E = + 0,337 V 
2(Cr  Cr3+ + 3e-) E = + 0,740 V 
2Cr + 3Cu2+  2Cr3+ + 3Cu Ecélula = +1,08V 
 
Como Ecélula é > 0 então os íons Cu
2+ oxidam espontaneamente Cr a íons Cr3+ e são reduzidos a Cu 
metálico 17 
Efeito da Concentração no 
Potencial de Células Galvânicas 
Para calcular o potencial de uma célula galvânica em 
condições não padrão se faz uso da Equação de Nerst 
Onde: 
E = potencial sobre condições não padrão 
E = potencial padrão de redução 
R = constante dos gases, 8,3145 J/K.mol 
T = temperatura em K 
n = número de moles de elétrons transferidos na reação ou semi-reação 
F = Faraday, 96.485 J/V.mol e- = 96.485 J/V.mol e- 
Q = quociente da reação = [produtos]/[Reagentes] 
 18 
Equação de Nerst – Células 
Galvânicas 
Dados: E°red Fe
3+/Fe2+ = + 0,771 V 
19 
Equação de Nerst – Células Galvânicas 
Catodo 
Anodo 
E = Catodo - Anodo 
20 
Exemplo 17.1 – Callister 
 Determinação das características da pilha eletroquímica 
Metade de uma pilha eletroquímica consiste em um eletrodo de níquel 
puro em uma solução contendo íons Ni2+, a outra metade é um 
eletrodo de cádmio imerso em uma solução de Cd2+. 
a) Se a pilha é uma pilha-padrão (condições padrão, 1M, 1 atm e 
25 ◦C ), escreva a reação global espontânea e calcule a voltagem 
gerada. 
b) Calcule o potencial da pilha a 25 ◦C se as concentrações de Cd2+ e 
Ni2+ forem de 0,5 M e 10-3M, respectivamente (Fora da 
condição padrão). A direção da reação espontânea ainda é a 
mesma que a da pilha-padrão? 
21 
Equação de Nerst – Células 
Galvânicas 
Resolução Exemplo 17.1 – Callister 
 a) O eletrodo de cádmio será oxidado e o eletrodo de níquel 
reduzido, uma vez que o cádmio está mais abaixo na série de 
potenciais de eletrodo; dessa forma, as reações espontâneas 
serão: 
Cd Cd2+ + 2e- E◦ = -0,403 V 
Ni2+ + 2e- Ni E◦ = -0,250 V 
Cd + Ni2+ Cd2+ + Ni Δ E◦ = -0,250-(-0,403) = + 0,153 V 
 
Reação espontânea 
 
22 
23 
Resolução Exemplo 17.1 – Callister 
b) Neste caso, fora das condições padrão, aplica-se a Equação 
de Nernst. 
Como o sinal de ΔV é negativo a reação é não espontânea na direção 
indicada. 
Portanto, a direção espontânea é o inverso: 
Cd + Ni2+ Cd2+ + Ni (cádmio é oxidado e níquel é reduzido) 
2,303 
Células de Concentração 
Células de Concentração são células galvânicas 
constituídas de duas semi-reações idênticas mas com 
concentrações iônicas diferentes 
24 
Células de Concentração 
25 
Aplicações de Células Galvânicas 
Células 
Galvânicas 
Baterias (células 
secundárias) que 
permitem o 
funciomento da parte 
elétrica de automóveis 
Obtenção de pilhas 
(células primárias) que 
permitem o 
funcionamento de 
equipamentos 
portáteis 
Permitem compreender 
a corrosão dos metais 
Células a Combustível 
Técnicas 
Eletroanalíticas - 
Potenciometria 
26 
Células Eletrolíticas 
 Uma célula eletrolítica é uma célula 
eletroquímica que exige uma fonte 
externa de eletricidade para que ocorra 
a reação redox (não espontânea) 
 Geralmente os dois eletrodos estão no 
mesmo compartimento com somente um 
tipo de eletrólito e as concentrações e 
pressões das espécies envolvidas 
normalmente são diferentes das 
condições padrão 
 Em células eletrolíticas ocorre 
ELETRÓLISE que força a reação redox 
na direção não espontânea pela 
eletricidade 
 Os eletrodos podem ser inertes ou ativos 
(eletrodeposição) 27 
Produtos da Eletrólise 
LEI DE FARADAY 
“ O número de mols de produto formado por uma corrente 
elétrica é estequiometricamente equivalente ao número de 
mols de elétrons fornecidos” 
 q = n x F 
Coulombs = n mols x Coulombs/mol 
 
F = constante de Faraday = 9,65 x 104 C/mol = a carga elétrica de 
um mol de elétrons 
 
 
28 
Produtos da Eletrólise 
Exemplo. Determinar a quantidade de produto obtida por 
eletrólise 
 
O alumínio é produzido por eletrólise de seu óxido dissolvido em criolita fundida (Na3AlF6). 
Encontre a massa de alumínio que pode ser produzida em 1 dia (24 h) em uma célula 
eletrolítica operando continuamente a 1,00 x 105 A. A criolita não reage. Onde a constante de 
Faraday (F) = 9,65 x 104 C/mol e i (corrente, Ampére) = q(carga em Coulomb)/t(tempo em s) 
 
SOLUÇÃO: O alumínio é produzido pela redução do Al+3 presente no Al2O3 fundido de 
acordo com a semi-reação: Al+3(fund) + 3e-  Al (l). Por essa equação, vê-se que 3 mols 
de e- 1 mol de Al. Como a massa molar do alumínio é 26,98 g/mol e existem 3.600 s em 1 
hora, a sequência de conversões necessárias é: 
 
Massa de alumínio (g) = (mols de e-) x 1mol de Al x 26,98 g/mol 
 3 mols e- 
 = (1,00 x 105 A) x (24,0 x 3.600s) x 1 mol de Al x 26,98 g/mol 
 9,65 x 104 C/mol 3 mols e- 
 = 8,05 x 105 g de Al 
 
A massa produzida corresponde a 805 kg. O fato da produção de 1 mol de Al requerer 3 mols 
de e- explica o altíssimo consumo de eletricidade característico das plantas de produção de 
alumínio. 
29 
Eletrodeposição de Metais 
A eletrodeposição de metais também conhecida como GALVANOPLASTIA 
consiste na deposição de uma fina camada de metal em outro para protegê-lo da 
corrosão ou melhorar o seu aspecto usando eletrodos ativos 
No ANODO: 
 
 Para a solução de NiSO4 somente o 
solvente H2O pode ser oxidado 
 
 Os átomos de Ni no anodo sofrem 
oxidação também a Ni2+: 
 
2H2O(l)  O2(g) + 4H
+(aq) + 4e- E= 1,23V 
 Ni(s)  Ni2+ + 2e- E = -0,28V 
 
No CÁTODO: 
 
 Como o potencial padrão de redução 
de Ni2+ (E = -0,28V) é menos negativo 
do que o potencial de redução da água 
(E = -0,83V) teremos somente a 
redução de níquel no cátodo 
A corrosão sempre ocorre no 
anodo e a eletrodeposição no 
catodo. 
30 
Aplicações de Células 
Eletrolíticas 
Células 
Eletrolíticas 
Refino de Metais 
(Na, Mg, Cu, Al, Au, Ag) 
Obtenção de 
produtos gasosos 
Cl2, F2, H2, O2 e 
sólidos (NaOH) de 
interesse 
comercial 
Eletrodeposição de 
metais em jóias, 
adereços e moedas 
Eletrodeposição de 
metais para proteção a 
corrosão 
Técnicas 
Eletroanalíticas 
(Coulometria, 
Amperometria, 
Voltametria 
31 
CORROSÃO 
32 
 
 É a deterioração e a perda de material devido a ação 
química ou eletroquímica do meio ambiente, aliado 
ou não a esforços mecânicos (VAN VLACK, 1970). 
 
 É o ataque destrutivo e não intencional de um metal 
por ataque eletroquímico e normalmente começa 
na superfície (CALLISTER, 2012). 
 
 Considere o metal zinco imerso em uma solução ácida 
contendo íons H+. Em algumas regiões na superfície do 
metal, o zinco sofrerá oxidação ou corrosão de acordo com a 
reação: 
Zn Zn2+ + 2e- (oxidação) 
2H+ + 2e- H2(gás) (redução) 
Zn + 2H+ Zn2+ + H2 
33 
Corrosão 
Corrosão 
Corrosão do 
Ferro 
 Para a corrosão do ferro é preciso que este 
esteja em contato com oxigênio e água. Outros 
fatores como pH da solução, presença de sais, 
pontos de desgaste do ferro e o contato com 
metais mais difícieis de oxidar interferem na 
velocidade de sua corrosão; 
 
 Como o potencial de redução de Fe2+(aq) é 
menos positivo que aquele para a redução do O2, 
Fe(s) pode ser oxidado pelo O2(g): 
 
ÂNODO: Fe(s)  Fe2+(aq) + 2e- E = -0,44V 
CÁTODO: O2(g) + 4H
+(aq) + 4e-  2H2O(l) E= 1,23V 
 
 O Fe2+ formado no ânodo é eventualmenteoxidado a Fe3+ formando o óxido 
hidratado de ferro (III) conhecido como ferrugem: 
 
4Fe2+(aq) + O2(g) + 4H2O(l) + xH2O(l)  2Fe2O3. xH2O(s) + 8H
+(aq) 
ou 
2Fe + O2 + 2H2O  2Fe
2+ + 4OH-  2Fe(OH)2 
2Fe(OH)2 + O2 + 2H2O  2Fe(OH)3 (ferrugem) 
 
 
 
34 
CORROSÃO METÁLICA 
35 
 A deterioração leva: 
 Ao desgaste 
 À variações químicas na composição 
 À modificações estruturais 
Em geral a corrosão é um processo espontâneo 
O Engenheiro deve: 
 Saber como evitar condições de corrosão severa 
 Proteger adequadamente os materiais contra a corrosão 
 
FORMAS DE CORROSÃO 
A forma auxilia na determinação do mecanismo de corrosão 
Uniforme a corrosão ocorre em toda a extensão da superfície 
Por placas  forma-se placas com escavações 
Alveolar  produz sulcos de escavações semelhantes à alveolos (tem 
fundo arredondado e são rasos) 
Puntiforme  ocorre a formação de pontos profundos (pites) 
Intergranular  ocorre entre grãos 
Intragranular  a corrosão ocorre nos grãos 
Filiforme  a corrosão ocorre na forma de finos filamentos 
Por esfoliação a corrosão ocorre em diferentes camadas 
 
36 
CORROSÃO UNIFORME 
37 
CORROSÃO GALVÂNICA 
38 
CORROSÃO POR FRESTAS 
39 
PRINCIPAIS MEIOS CORROSIVOS 
 
40 
 Atmosfera (poeira, poluição, umidade, gases: CO, 
CO2, SO2, H2S, NO2,...) – podem formar ácidos ao 
entrarem em contato com a umidade (água). 
 Água (bactérias dispersas: corrosão microbiológica; 
chuva ácida, etc.) 
 Solo (acidez, porosidade, alcalinidade) 
 Produtos químicos 
  Um determinado meio pode ser extremamente 
agressivo, sob o ponto de vista da corrosão, para um 
determinado material e inofensivo para outro. 
 A Instrument Society of America (ISA) elaborou em 1985 os 
Standards que definem a corrosão do ambiente, em função 
dos angstroms de corrosão, que se acumulam em uma placa 
de cobre, durante o prazo de 30 dias e a relação com o efeito 
produzido sobre a eletrônica. Assim mesmo, correlacionou 
cada classe ambiental com a concentração presente de cada 
gás corrosivo, entre os mais comuns da indústria. 
 Atualmente a normativa europeia RoHS (Restriction of 
Hazardous Substances), segundo a diretriz 2002/95/CE, 
restringe o uso de substancias consideradas perigosas como é 
o caso do chumbo, o que levou muitos fabricantes de 
componentes eletrônicos a substituir o chumbo por prata, 
mais sensível ao ataque da corrosão ambiental. 
41 
Passividade 
 Alguns metais e ligas normalmente ativos perdem 
sua reatividade química e se tornam inertes sob 
condições ambientais específicas. 
 
Por exemplo: cromo, ferro, níquel, titânio e muitos 
dessas ligas. 
 
O comportamento Passivo é devido a um filme de 
óxido muito fino e aderente sobre a superfície do 
metal que serve de uma barreira de proteção à 
corrosão. 
 
 
42 
PASSIVIDADE 
 Os aços inoxidáveis são 
suscetíveis a corrosão 
em alguns ambientes e, 
portanto, não são 
sempre inoxidáveis. 
 
 O aços inoxidáveis e o 
alumínio são altamente 
resistentes à corrosão 
em diversos ambientes. 
43 
PASSIVIDADE 
44 
Um metal pode apresentar 
comportamento tanto ativo 
quanto passivo, 
dependendo do ambiente 
de corrosão. 
OXIDAÇÃO SECA 
45 
 A oxidação ao ar seco não se constitui corrosão 
eletroquímica porque não há eletrólito (solução aquosa 
para permitir o movimento dos íons). 
 Reação genérica da oxidação seca: 
 
METAL + OXIGÊNIO  ÓXIDO DO METAL 
 
 Geralmente, o óxido do metal forma uma camada 
passivadora que constitui uma barreira para que a 
oxidação continue (barreira para a entrada de O2). 
 Essa camada passivadora é fina e aderente. 
 A oxidação só se processa por difusão do oxigênio 
 
EXEMPLO DE METAIS QUE FORMAM CAMADA PASSIVADORA DE 
ÓXIDO, COM PROTEÇÃO EFICIENTE 
46 
 Al 
 Fe a altas temp. 
 Pb 
 Cr 
 Aço inox 
 Ti 
METAIS QUE FORMAM CAMADA PASSIVADORA DE ÓXIDO COM 
PROTEÇÃO INEFICIENTE 
47 
 
• Mg 
 
 
 
 
 Fe 
Exemplos: 
CORROSÃO ELETROQUÍMICA 
48 
As reações que ocorrem na corrosão 
eletroquímica envolvem transferência de 
elétrons. Portanto, são reações anódicas e 
catódicas (REAÇÕES DE OXIDAÇÃO E 
REDUÇÃO) 
 
A corrosão eletroquímica envolve a presença de 
uma solução que permite o movimento dos íons. 
 
 
CORROSÃO ELETROQUÍMICA 
49 
 
 O processo de corrosão eletroquímica é devido 
ao fluxo de elétrons, que se desloca de uma área 
da superfície metálica para a outra. Esse 
movimento de elétrons é devido a diferença de 
potencial, de natureza eletroquímica, que se 
estabelece entre as regiões. 
 
 
EXEMPLO DE CORROSÃO 
ELETROQUÍMICA 
50 
OXIDAÇÃO 
REDUÇÃO 
POTÊNCIAL PADRÃO DOS METAIS EM RELAÇÃO AO 
PADRÃO DE HIDROGÊNIO 
51 
Tipos de células galvânicas que 
produzem corrosão 
Células de composição 
Células de tensão 
Células de concentração 
Pilha de corrosão formada pelo mesmo 
material e mesmo eletrólito, porém com 
teores de gases dissolvidos diferentes 
 
52 
Pilhas de composição 
53 
 A diferença de potencial que leva à corrosão eletroquímica é 
devido ao contato de dois metais ou ligas metálicas de 
natureza química diferente em presença de um eletrólito. O 
metal mais reativo sofrerá a corrosão. 
 
 Exemplos: 
 Uma peça de cobre e outra de Ferro em contato com a água 
salgada. O Ferro tem maior tendência de se oxidar (potencial 
de redução mais negativo) que o Cu, então o Fe sofrerá 
corrosão intensa. 
 
 Parafusos de aço corroem quando em contato com latão (Cu-
Zn) em ambiente marinho. 
 
 
54 
Como o estanho tem um potencial de redução (◦E) ligeiramente mais 
negativo que do hidrogênio, a velocidade de corrosão é limitada. 
Corrosão em Pilhas de Composição 
Exemplos: Dois materiais de composição diferente 
55 
 
 
 Cavidades, porosidades ou trincas também 
funcionam como regiões anódicas 
Corrosão em Pilhas de Composição 
EFEITOS DA MICROESTRUTURA 
EFEITOS DA MICROESTRUTURA - 
INTERGRANULAR 
 A presença de 
diferentes fases no 
material, leva a 
diferentes potenciais 
e com isso, na 
presença de meios 
líquidos, pode 
ocorrer corrosão 
preferencial de uma 
dessas fases. 
56 
Corrosão em Pilhas de Composição 
57 
CORROSÃO INTERGRANULAR 
A ferrita e a cementita tem 
potenciais próximos e a 
velocidade de corrosão é 
menor que a de um par 
galvânico aço-latão. 
 Diferenças 
composicionais 
levam a diferentes 
potenciais 
químicos e com 
isso, na presença 
de meios líquidos, 
pode ocorrer 
corrosão 
localizada. 
58 
Exemplo: Corrosão 
intergranular no Aço 
inoxidável 
CORROSÃO INTERGRANULAR 
 Degradação da 
solda em um 
aço inoxidável 
devido a 
corrrosão 
intergranular. 
59 
Solda 
CORROSÃO INTERGRANULAR 
60 
Corrosão ao longo de contorno de grão. Os contornos de grão 
servem como anodo devido os átomos presentes possuírem 
maior energia. 
Ocorre em alguns tipos de aços 
inoxidáveis e outras ligas – 
quando aquecidos entre 500 e 800 
°C ocorre a formação de partículas 
de carbeto de cromo (Cr23C6) nos 
contornos. Assim, nas zonas 
adjacentes aos contornos do grão 
ficam pobres em Cr e suscetível a 
corrosão. 
CORROSÃO INTERGRANULAR 
PROTEÇÃO DA CORROSÃO INTERGRANULAR: 
- Submeter o aço a um tratamento térmico em 
temperatura elevada para dissolver todas as 
partículas de Cr23C6; 
- Reduzir o teor de carbonoabaixo de 0,03%p C, de 
modo que a formação de carbeto seja mínima. 
- Ligar o aço com outro metal, tal como nióbio ou 
titânio, quais apresentam maior tendência a formar 
carbeto, de modo que o Cr permanece na solução 
sólida. 
 61 
CORROSÃO INTERGRANULAR 
Corrosão em Pilhas de Composição 
 Os tratamentos térmicos podem afetar a velocidade 
de corrosão através de uma alteração na 
microestrutura do metal. 
 
 Exemplos 
 Após têmpera apenas se tem martensita. Com o 
aumento da temperatura produz-se muitas células 
galvânicas de ferrita e cementita, de forma que a 
velocidade de corrosão aumenta. 
 
 Em temperaturas muito altas, um aglomeração de 
carbetos diminui o número de células galvânicas, 
diminuindo a velocidade de corrosão. 62 
PREVENÇÃO CONTRA A CORROSÃO 
GALVÂNICA 
63 
 Evitar contato metal-metal: colocar entre os mesmos um 
material não-condutor (isolante) 
 Se necessária a junção de metais diferentes, selecione dois 
metais que estejam próximos um do outro na série galvânica; 
 Usar Inibidores: adicionar substâncias em concentrações 
relativamente baixas. Tais como em caldeiras de vapor e 
radiadores de automóveis. 
 Proteção catódica: conectar um terceiro metal anódico 
 Alteração no ambiente como redução da temperatura de 
um fluído e diminuição da concentração de alguma espécie na 
solução (sais, oxigênio, alcalinidade e acidez) 
FORMAÇÃO DE PARES GALVÂNICOS 
64 
Quanto mais separados na série galvânica, maior a ação 
 eletroquímica quando estiverem juntos. 
 
Corrosão em Pilhas de Tensão 
65 
A zona de contornos de grãos pode ser considerada 
tensionada, já que os átomos não estão nas posições de 
menor energia. 
Metal trabalhado a frio. 
 A presença de 
tensões levam a 
diferentes potenciais e 
com isso, na presença 
de meios líquidos, 
pode ocorrer corrosão 
localizada. 
 A região tensionada 
têm um maior número 
de discordâncias, e o 
material fica mais 
reativo. 
66 
Corrosão em Pilhas de Tensão 
Exemplo: região de solda, 
dobra, etc. 
EXEMPLOS DE CORROSÃO SOB TENSÃO 
67 
Pilhas de Concentração 
68 
Dependendo das condições de trabalho, funcionará 
como: 
 
 ÂNODO: o material que tiver imerso na solução 
diluída 
 
 CÁTODO: o material que tiver imerso na solução 
mais concentrada 
 
69 
Pilhas de concentração: pilha de corrosão formada pelo 
mesmo material, mas de eletrólitos de concentração 
diferentes (íons ou gases dissolvidos). 
 
 
 
 
Corrosão em Pilhas de Concentração 
Corrosão em frestas 
A corrosão ocorre no 
local de menor 
concentração de 
eletrólito (anodo) 
 Exemplos: em frestas e reentrâncias ou sob depósitos de 
sujeira ou de produtos de corrosão onde a solução fica 
estagnada e existe uma exaustão de oxigênio dissolvido. 
70 
Pode ser prevenida 
pelo uso de junções 
soldadas, em vez de 
rebitadas ou 
aparafusadas. 
Remoção frequente 
de depósitos 
acumulados e 
projetos de vasos de 
contenção para evitar 
estagnação 
Corrosão em Pilhas de Concentração 
Corrosão em frestas 
71 
Duas lâminas rebitadas 
Corrosão em Pilhas de Concentração 
Corrosão em frestas 
M Mn+ + ne- 
 
O2 + 2H2O + 4e
- 4OH- 
 É uma corrosão localizada, na qual pequenos pites ou buracos 
se formam. Ela penetra a partir do topo de uma superfície 
horizontal para o interior do material no sentido 
verticalmente. Frequentemente não é detectada e ocorre 
perda do material muito pequena até a fratura. 
72 
Corrosão por Pites 
CORROSÃO POR PONTOS OU PITES 
73 
Pilha de corrosão por aeração 
diferenciada 
74 
Pilha de corrosão formada pelo mesmo material e 
mesmo eletrólito, porém com teores de gases 
dissolvidos diferentes. 
 
Observa-se que quando o oxigênio do ar tem 
acesso à superfície úmida do metal a corrosão 
aumenta, sendo MAIS INTENSA NA PARTE COM 
DEFICIÊNCIA EM OXIGÊNIO. 
 
75 
 No catodo: 
H2O + ½ O2 + 2 elétrons  2 (OH
-) 
 MAIS AERADO 
 
Os elétrons para a redução da água vem das áreas 
deficientes em oxigênio. 
 No anodo: 
 OCORRE A OXIDAÇÃO DO MATERIAL NAS 
ÁREAS MENOS AERADAS 
 
Pilha de corrosão por aeração 
diferenciada 
76 
Sujeiras, trincas, fissuras, etc. atuam como 
focos para a corrosão (levando à corrosão 
localizada) porque são regiões menos 
aeradas. 
 
 A acumulação de sujeiras, óxidos (ferrugem) 
dificultam a passagem de oxigênio agravando 
a corrosão. 
 
Pilha de corrosão por aeração 
diferenciada 
- 
 
EXEMPLO: CORROSÃO DO FERRO POR AERAÇÃO 
DIFERENCIADA. 
77 
 No ânodo: REGIÃO MENOS AERADA 
Fe (s)  Fe+2 + 2 elétrons E= + 0,440 Volts 
 
 No cátodo: REGIÃO MAIS AERADA 
H2O + ½ O2 + 2 elétrons  2 (OH
-) E= + 0,401 Volts 
 
 Logo: 
Fe+2 + 2 (OH-)  Fe(OH)2 
 
 O Fe(OH)2 continua se oxidando e formando a ferrugem 
2 Fe(OH)2 + ½ O2 + H2O  2 Fe(OH)3 ou Fe2O3.H2O 
 
Fe + Ar úmido (O2 + H2O) 
Influência da temperatura na corrosão 
78 
Em geral, o aumento da temperatura aumenta a 
velocidade de corrosão, porque aumenta a difusão. 
 
Por outro lado, a temperatura também pode 
diminuir a velocidade de corrosão através da 
eliminação de gases, como O2 por exemplo. 
 
Exercício. 
Para os seguintes pares de ligas que são imersos em água do mar, 
indique a possibilidade de corrosão para os pares metais/ligas. 
(a) alumínio e magnésio 
(b) zinco e um aço de baixo carbono 
(c) latão (60Cu-40Zn) e Monel (70Ni-30Cu) 
(d) de titânio e aço inoxidável 304 
(e) ferro fundido e aço inoxidável 316 
79 
FORMAS DE CORROSÃO 
Utilizando a série galvânica: 
a) Para o par de alumínio-magnésio, a corrosão é possível, o magnésio 
irá corroer. 
b) Para o par aço de baixo carbono e zinco, a corrosão é possível, o 
zinco irá corroer. 
c) Para o par de latão-monel, é pouco provável ocorrer corrosão 
porque ambas as ligas aparecem dentro do mesmo conjunto de 
corrosão. 
d) Para o par aço inoxidável 304-titânio, o aço inoxidável irá corroer 
porque está abaixo do titânio em ambos os seus estados ativos e 
passivos. 
e) Para o par ferro e aço inoxidável 316, o ferro fundido irá corroer uma 
vez que é inferior ao aço inoxidável em ambos os estados ativo e 
passivo. 
80 
Resolução do Exercício. 
Série Galvânica em água do mar 
81 
Mais fácil sofrer 
oxidação 
Inertes 
Ligas e 
metais entre 
os colchetes 
indica baixa 
possibilidade 
de corrosão 
entre eles. 
Série Galvânica em água do mar 
82 
Mais fácil sofrer 
oxidação 
Inertes 
Ligas e 
metais entre 
os colchetes 
indica baixa 
possibilidade 
de corrosão 
entre eles. 
Verificação de conceitos 17.4 – Callister 
a) A partir da série galvânica (Tabela 17.2 Callister), cite três metais 
ou ligas que podem ser usados para proteger galvanicamente o aço 
inoxidável 304 em seu estado ativo. 
 
b) Algumas vezes, a corrosão galvânica é prevenida fazendo-se um 
contato elétrico entre ambos os metais no par e um terceiro metal 
que é anódico em relação a esses dois. Considerando a série galvânica 
cite um metal que pode ser usado para proteger um par galvânico 
cobre-alumínio. 
83 
FORMAS DE CORROSÃO 
a) Os seguintes metais e ligas podem ser usados para proteger 
galvanicamente o aço inoxidável 304 no estado ativo: ferro 
fundido, ferro/aços, ligas de alumínio e alumínio, cádmio, zinco, 
ligas de magnésio e magnésio. 
 
b) O zinco e o magnésio podem ser usadospara proteger um par 
galvânico cobre-alumínio; estes metais são anódicos para o 
alumínio na série galvânica. 
84 
FORMAS DE CORROSÃO 
RESOLUÇÃO - Verificação de conceitos 17.4 – Callister 
 
85 
Sumário de Células Galvânicas 
PRINCIPAIS MEIOS DE PROTEÇÃO 
CONTRA A CORROSÃO 
86 
 Pinturas, vernizes ou cerâmicas (esmaltes vítreos) 
 Recobrimento do metal com outro mais resistente a 
corrosão - Proteção não-galvânica 
• Recobrimento do metal com outro menos resistente a 
corrosão - Galvanização 
• Deposição eletrolítica de metal ou Proteção catódica 
 Uso de inibidores (Ex. em caldeiras, radiadores) 
 Evitar contato metal-metal: colocar entre os mesmos um 
 material não-condutor (isolante) 
PINTURAS OU VERNIZES 
87 
Exemplo: Tinta primer em aço 
 
Desvantagens: 
 Causam problemas em alta temperatura ou 
em condição de abrasão severa 
 Necessita-se de recobrimento periódico da 
superfície devida a oxidação da tinta. 
 
RECOBRIMENTO DO METAL COM OUTRO 
METAL MAIS RESISTENTE À CORROSÃO 
88 
 Os metais de recobrimento podem ser depositados por 
imersão a quente em banhos metálicos líquidos 
 Exemplos: Cromagem (cromo), Niquelagem (níquel), 
Alclads (liga de alumínio), folhas de flandres 
(revestimento com estanho), revestimento de arames 
com cobre, etc. 
 Dependendo do revestimento e do material revestido, 
pode haver formação de uma pilha de corrosão quando 
houver rompimento do revestimento em algum ponto, 
acelerando assim o processo de corrosão. 
 Os banhos cerâmicos (esmaltes vítreos) formam 
uma camada a base de óxidos e são aplicados na 
forma de um pó, posteriormente fundidos a fim de 
originar uma camada vítrea. 
89 
RECOBRIMENTO DO METAL COM OUTRO 
MATERIAL MAIS RESISTENTE A CORROSÃO 
90 
Folhas de flandres: são folhas finas de aço revestidas com 
estanho que são usadas na fabricação de latas para indústria 
alimentícia. O estanho atua como anodo somente até haver 
rompimento da camada protetora em algum ponto. Após, atua 
como catodo, fazendo então que o aço atue como anodo, e 
sofrendo a corrosão. 
RECOBRIMENTO DO METAL COM OUTRO 
MATERIAL MAIS RESISTENTE A CORROSÃO 
Ação dos revestimentos de proteção 
a corrosão 
 Formação de películas protetoras de óxidos, hidróxidos e 
outros compostos, pela reação com oxidantes do meio 
corrosivo (Al, Ni, Cr) 
 Os metais usados nos revestimentos apresentam 
resistência ao ataque ácido em meios não-aerados 
 
91 
PROTEÇÃO GALVÂNICA 
Recobrimento com um metal menos resistente à 
corrosão, ou seja, mais eletropositivo ou anódico 
Exemplo: Recobrimento do aço 
com zinco. 
 O zinco é mais eletropositivo 
que o ferro, então enquanto 
houver zinco o aço está 
protegido. 
 Zn é o anodo e o aço é 
catodo. 
E oxidação do zinco= + 0,763 V 
E oxidação do ferro= + 0,440 V 
 92 
Obs: O Eredução (tabela de 
potenciais de redução) 
apresenta sinal contrário ao 
Eoxidação. 
 
PROTEÇÃO GALVÂNICA 
Aço galvanizado – camada de zinco sobre sua superfície. 
93 
PROTEÇÃO CATÓDICA 
94 
Utiliza-se o processo de formação de pares metálicos 
(UM É DE SACRIFÍCIO). O metal a ser protegido é unido 
eletricamente com o metal protetor, o qual deve ser mais 
eletropositivo (MAIOR POTÊNCIAL DE OXIDAÇÃO NO 
MEIO ou MENOR POTENCIAL DE REDUÇÃO) que o 
primeiro, ou seja, deve apresentar um maior tendência de 
sofrer corrosão. Ex: bastante usados Mg e Zn 
Tubulação subterrânea 
Aterro 
Fio de cobre 
Anodo de 
sacrifício 
Proteção Catódica por Anodo de 
Sacrifício 
95 
ÂNODO DE SACRIFÍCIO 
 Por eletrólise: uma fonte externa de elétrons 
direcionados para o metal a ser protegido, tornando-o um 
catodo, assim a reação é forçada a prosseguir na direção 
inversa da reação galvânica. 
 
96 
PROTEÇÃO CATÓDICA 
Aterro 
Cascalho 
Tanque 
subterrâneo 
Redificado
r 
PROTEÇÃO CATÓDICA 
97 
 É muito comum usar ânodos de sacrifícios em 
tubulações de ferro ou aço em subsolo e em navios 
e tanques. 
 
ANODOS DE SACRIFÍCIO MAIS 
COMUNS PARA FERRO E AÇO 
98 
 
 
Zinco (Zn) 
Alumínio (Al) 
Magnésio (Mg) 
 
São mais 
anódicos ou mais 
reativos que o Fe 
e o Aço 
99 
COMPARAÇÃO ENTRE CAMADAS 
INERTES DE PROTEÇÃO 
Verificação dos conceitos 17.7 - Callister 
 As latas para conservas são feitas a partir de um aço 
cujo interior está revestido com uma fina camada de 
estanho. O estanho protege o aço contra a corrosão 
causada pelos produtos alimentícios, da mesma forma 
que o zinco protege o aço contra a corrosão 
atmosférica. Explique sucintamente como é possível 
essa proteção catódica nas latas de conservas, uma 
vez que o estanho é menos ativo que o aço na série 
galvânica (tabela 17.2). 
100 
MATERIAIS CERÂMICOS 
101 
 
 São relativamente inertes à temperatura ambiente 
 Alguns só são atacados à altas temperaturas por 
metais líquidos 
 O processo de corrosão por dissolução é mais 
comum nas cerâmicas do que a corrosão 
eletroquímica. 
 Exemplos: Vidros usados para armazenar líquidos 
MATERIAIS POLIMÉRICOS 
102 
 
 Quando expostos à certos líquidos os polímeros 
podem ser atacados ou dissolvidos 
 A exposição dos polímeros à radiação e ao calor 
pode promover a quebra de ligações e com isso 
a deterioração de suas propriedades físicas. 
Para os polímeros usa-se o termo degradação e não 
corrosão pois é um processo físico-químico. 
Processos de degradação nos 
polímeros 
103 
 Inchamento e dissolução 
 Ruptura de ligação resultante da incidência 
da radiação ou por aplicação de calor 
Processos de degradação nos 
polímeros por Inchamento 
104 
 Quando o líquido ou o soluto se difunde para o interior 
sendo absorvido pelo mesmo. 
 
O inchamento ocorre porque: 
 As pequenas moléculas de soluto ocupam posições 
entre as moléculas do polímero, o que leva a uma 
redução das forças de ligação intermoleculares tornando 
o material mais mole e mais dúctil 
No inchamento ocorre dissolução 
apenas parcial 
MATERIAIS POLIMÉRICOS 
Dissolução 
105 
MATERIAIS POLIMÉRICOS 
(ELASTÔMEROS) 
106 
Atividade em Grupo 
Estudos de casos 
 Encontrar um problema prático de corrosão na 
engenharia eletrônica, investigar a causa (s) e tipo (s) 
de corrosão, e, finalmente, propor possíveis soluções 
para o problema, indicando qual das soluções é melhor 
e porquê. 
107 
Referências bibliográficas 
 ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de química - 
Questionando a vida moderna e o meio ambiente. 3ª 
ed., Porto Alegre: Bookman, 2006. 
 CALLISTER, W. D.; RETHWISCH, D. G. Ciência e 
Engenharia de Materiais – Uma introdução. 8ª ed. Rio 
de Janeiro: LTC, 2012. 
 GEMELLI, E. Corrosão de materiais metálicos e sua 
caracterização. Rio de Janeiro: LTC, 2014. 
 
108