Eletroquímica relatório experimental perda de massa corrosão

Prévia do material em texto

RELATÓRIO DE PRÁTICA DE PERDA DE MASSA, CURVA DE TAFEL E PILHAS 
ELETROQUÍMICAS 
Brenda Dias de Melo¹*, Caroline da Costa Pagani²*, Emanoelle Wenny Soares de Lima³* 
*Universidade Estadual de Santa Cruz, Ilhéus, Brasil. 
¹louisemgk@gmail.com; ²carolinedacostapagani@gmail.com; ³manuwenny@gmail.com 
 
 Resumo – A eletroquímica é um ramo da química que estuda o fenômeno da transferência de 
elétrons para a transformação de energia química em energia elétrica e vice-versa. Corrosão é 
um processo natural nos metais e resulta da inerente tendência deles de se tornarem a forma 
mais estável, normalmente óxidos, também pode ser entendida como a deterioração de um 
metal quando ele reage com o meio ambiente. As perdas por corrosão afetam a eficiência de 
processos e por isso, devem ser evitados. Sendo assim, este relatório possui os estudos 
práticos de três técnicas eletroquímicas: ensaio de perda de massa do aço carbono 1020 em 
meio ácido agressivo (HCl 0,5 mol.L
-1
), dupla camada elétrica e sua curva de polarização de 
Tafel e pilhas eletroquímicas. 
Palavras-chave: Corrosão, perda de massa, potenciais de eletrodo, dupla camada, curva 
Tafel. 
 
1 INTRODUÇÃO 
 
A eletroquímica é uma área da química que estuda todos os processos químicos que 
envolvem reações de óxido-redução entre substâncias, assim sendo, a transformação de 
energia química em energia elétrica. Quando um processo químico ocorre espontaneamente 
produzindo corrente elétrica ou produzindo diferença de potencial entre dois pólos, é chamado 
de pilha ou bateria e quando o processo químico ocorre de forma não espontânea, ou seja deve 
ser induzido por uma corrente elétrica para ocorrer, o processo é chamado de eletrólise. 
Sabe-se que uma reação eletroquímica consiste em uma troca de elétrons entre reações de 
oxidação e redução, que pode ser destinada para produzir corrente elétrica ou para gerar 
produtos de reações. Nesta reação utiliza-se o esquema de célula eletroquímica, que é 
constituída de três eletrodos e o eletrólito. Nessa celular, o eletrodo de trabalho atua como 
anodo (sofre oxidação), o contraeletrodo atua como catodo (sofre redução), o eletrodo de 
referência obtém a diferença de potencial, e o eletrólito é a resistividade da reação (solução). 
Para facilidade de cálculo, o eletrodo de referência deve ser conhecido, que tenha na série 
eletroquímica, o contraeletrodo deve ser inerte para não interferir na solução e assim ajuda na 
mobilidade de elétrons, devido a sua condutividade. [1, 3] 
Quando o potencial de um eletrodo está deslocado em relação a seu potencial de 
equilíbrio, diz-se que o mesmo está polarizado. Em função disso, a polarização pode ser 
classificada como polarização por concentração, polarização por ativação, e polarização por 
queda ôhmica (sistema resistivo). [1] 
Nas curvas de polarização, o equilíbrio cinético é representado pela interceptação das 
curvas anódica e catódica gerando um potencial de corrosão, dizendo que neste ponto a 
velocidade das reações são iguais. Este equilíbrio cinético representa que a corrente total é 
igual a zero (de acordo com a literatura). A partir das curvas de polarização é possível analisar 
o potencial de corrosão e a resistência à polarização. [1] 
A corrosão pode ser definida como a degradação espontânea dos materiais. A corrosão 
por processos eletroquímicos apresentam mecanismos idênticos sempre constituídos por 
regiões nas quais há a formação de ânodos e cátodos, entre as quais há a circulação de 
elétrons e no meio a circulação de íons. Mas a perda de massa do material e a maneira pela 
qual se dá seu ataque se processará de diferentes maneiras. [2, 3] 
As perdas por corrosão contribuem de forma significativa para a ineficiência dos 
processos produtivos como um todo. Em indústrias químicas por exemplo, o elemento que 
causa desgastes por corrosão nos equipamento de processo é o próprio fluido de trabalho, são 
estes os processos corrosivos mais graves e difíceis de serem controlados. 
 Para se controlar a perda de massa, são necessários cálculos da velocidade de corrosão, 
perda de espessura e densidade de corrente. Como a perda de massa é influenciada pela área 
exposta e tempo de exposição, essas variáveis são combinadas e expressas em velocidade de 
corrosão. Esta velocidade de corrosão é calculada a partir da equação 1: 
 
 
 
 
 Eq 1 
Onde é a velocidade de corrosão (mg. 
 . ), a massa perdida após o ensaio 
(mg), A é a área exposta ao ensaio ( ) e é o tempo em horas. 
A perda de espessura (PE) é calculada a partir da através da expressão: 
 
 
 
 
 Eq 2 
Onde PE é a perda de espessura (mm. ),), ρ é a densidade do metal (g. ), é a 
velocidade de corrosão (mg. . ). 
A equação 3 demonstra a densidade de corrente de corrosão: 
 
 
 
 
 Eq 3 
Onde é a densidade de corrente de corrosão (A. 
 ), é a velocidade de 
corrosão (mg. . ), 96500 é a constante de Faraday (C) e é equivalente grama 
do metal. 
2 MATERIAIS E MÉTODOS 
 
2.1 Perda de Massa 
 
O ensaio de perda de passa foi realizado com uma placa de Aço 1020, que já estava 
previamente lixada, inicialmente tirou-se as medidas de largura e comprimento, com o auxílio 
de um paquímetro, para serem utilizadas posteriormente nos cálculos da velocidade e perda de 
espessura. Essa placa foi pesada em balança analítica antes e depois de ser submetida a um 
meio agressivo, no caso HCl (0,5 M) onde permaneceu por 1h. 
Após o tempo estabelecido, o corpo de prova foi retirado da solução, lavado com água 
destilada, passado no álcool etílico, depois em acetona e secado com ar quente e por fim 
pesado. Foi observado o corpo de prova e a solução ao final do experimento. 
 
 
2.2 Dupla camada elétrica e curvas de polarização 
 
Foi observada a montagem da célula eletroquímica composta por três eletrodos: contra 
eletrodo (fio de titânio revestido com ródio), eletrodo de referência (fio de prata em solução 
de cloreto de prata que é mantida em uma solução saturada de cloreto de potássio, 
Ag|AgCl|KClsat) e uma placa de aço galvannealed como eletrodo de trabalho. Foi utilizada na 
célula NaCl 0,1 mol.L
-1
 como solução eletrolítica para realização do ensaio. Todos os três 
eletrodos foram conectados num potenciostato para realizar os ensaios. 
Os ensaios eletroquímicos normalmente realizados são: Potencial de circuito aberto para 
estabilização do potencial por um tempo de 90 min (5400 segundos), espectroscopia de 
impedância eletroquímica (EIE) e curvas de polarização de Tafel em função do potencial de 
circuito aberto, sendo realizado apenas o último para este trabalho. 
2.3 Potencial de Eletrodo 
 
Situação 4: 
Em um béquer de 250 mL adicionou 200 mL de solução aquosa a 3% de cloreto de 
sódio, 1 ml de solução aquosa alcoólica a 1% de fenolftaleína. Imergiu dois eletrodos 
metálicos, sendo um de zinco e outro de cobre, ligados respectivamente ao polo negativo e 
polo positivo de uma fonte de alimentação de corrente contínua. 
 
Situação 6: 
Em três béckers de 250 mL foi colocado 200 mL de água destilada, solução aquosa de 
NaCl com 0,5 mol\L e 200mL de solução aquosa de NaCl com 1 mol\L, respectivamente. 
Colocou em cada béquer um eletrodo de cobre e outro eletrodo de zinco medindo assim a 
tensão fornecida, ou diferença de potencial em cada uma das três pilhas. 
 
Situação 7: 
Em um recipiente hermeticamente fechado, foi feito dois furos pequenos na superfície 
superior para inserir os eletrodos de grafite e um furo maior, no centro, para inserir uma 
mangueira. Vedou tudo com cola quente. 
A garrafa foi preenchidacom água e certa de 15g de bicarbonato de sódio. Os eletrodos de 
grafite foram ligados um no polo positivo e o outro no polo negativo em uma bateria de 30 V. 
A extremidade da mangueira foi colocada em um Becker contendo água e detergente liquido. 
 
3 RESULTADOS 
 
3.1 Perda de Massa 
 
Inicialmente foram feitas as medidas médias da placa de aço carbono 1020 com auxílio 
de um paquímetro, as suas dimensões foram então: 
Largura: 19,83 mm 
Comprimento: 22,79 mm 
Nos dando uma área de 451,936 mm² para uma das faces da placa, como são duas faces 
temos uma área de 903,872 mm². 
 Após pesado o nosso corpo de prova no início e após a corrosão de 1h em meio 
agressivo obtemos a tabela 1 a seguir. 
 
Tabela 1 - Dados obtidos experimentalmente para a perda de massa do aço 1020. 
Amostra Densidade 
 
Equivalente 
 
Massa inicial Massa final Área Tempo de imersão 
Aço 1020 7,50 g/cm³ 27,93 g 0,8892 g 0,8872 g 9,04 cm² 1h 
 
Pela Tabela 1 obtivemos que a placa de aço apresentou perda percentual de massa de 
0,22%. 
Ao realizar o experimento, não foi observado desprendimento de gás na placa de aço 
1020, e ao final do ensaio a solução não apresentou mudança na coloração. 
 
 
 
 
 
 
 
 
Podemos determinar a perda de massa como a diferença entra a massa final e a massa 
inicial sem corrosão. 
 
 
 
Sabendo a área e o tempo de exposição com o meio agressivo e a perda de massa, 
podemos calcular a velocidade de corrosão utilizando a Eq. 1. 
 
 
 
 
 
 
 
Utilizando a Eq. 2 e o dado de densidade do aço presente na literatura podemos 
determinar a perda de espessura em mm/ano. 
Figura 1 - Ensaio de perda de massa com placa de alumínio feita no laboratório. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Por fim, podemos determinar a densidade de corrente de corrosão utilizando a Eq. 3 e 
sabendo o equivalente grama do metal. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Caso esse ensaio fosse realizado para um outro corpo de prova feito de outro metal, 
como por exemplo de cobre sendo submetido em um meio ácido agressivo, teríamos como 
resultado que o aço 1020, que é formado principalmente de ferro, carbono e manganês, 
possuindo uma maior velocidade de corrosão que o cobre. Isso se deve a fila de reatividade de 
metais, onde o cobre reage tão pouco ou não reage com o ácido clorídrico, já o ferro é mais 
reativo e irá corroer mais rapidamente. Sendo assim, levando em conta a comparação anterior, 
o aço 1020 pode ser utilizado para o transporte de HCl 0,5M porém o cobre seria o mais 
indicado por corroer menos, ou seja, ter menor perda de massa. 
 Sabe-se que esse ensaio não é adequado para prever como os metais reagiriam com o 
tempo em atmosfera terrestre, pois a outros fatores que influenciariam o resultado como a 
passivação galvânica, que em cobre, por exemplo, demora décadas para se finalizar. 
 
3.2 Dupla camada elétrica e curvas de polarização 
 
Os dados obtidos do ensaio eletroquímico realizado no potenciostato foram exportados 
e tratados nos programas OriginPro 8 e Microsoft Excel 2007. A lei de Tafel foi utilizada para 
a determinação da corrente de corrosão: 
 Eq 4 
As equações equivalentes à lei de Tafel é obtida através de retas traçadas de bom 
coeficiente de determinação, ou seja R
2
 ≈ 1, selecionando regiões (pontos) nas curvas de 
polarização anódica e catódica. A Figura 2 mostra o gráfico experimental da polarização do 
eletrodo de estudo (V versus log|i|) com as retas traçadas para as curvas anódica e catódica: 
 
Figura 2 – Curvas de polarização de Tafel para o aço galvannealed sem tratamento em meio alcalino 
 
Quando a polarização ocorre à corrente i constante, chama-se de densidade de corrente 
limite, sendo a região restante como a polarização por ativação, onde ocorre tudo que for 
consumido. Analisando o gráfico, observa-se que os valores de R² (coeficientes de 
determinação) foram muito próximos de 1, então é possível dizer que houve um bom ajuste 
linear para os pontos escolhidos na formação de retas. O coeficiente linear da reta traçada a 
partir dos mínimos quadrados de pontos próximos ao equilíbrio representa a tensão de 
corrosão: 
Vcorr = -0,670 V 
O ponto de intercepção é encontrado ao igualar as equações da reta, determinando, 
assim, a corrente de corrosão. Assim, temos que: 
 
 
 
 
 
1E-8 1E-7 1E-6 1E-5 1E-4 1E-3
-1,0
-0,9
-0,8
-0,7
-0,6
-0,5
-0,4
i
aic
V = -0,1235log|i| - 0,5177
R² = 0,8759
V = 0,1217log|i| - 0,8229
R² = 0,8262
V = -0,670
log (i/A.cm
2
)
E
/V
 v
s 
A
g/
A
gC
l|K
C
lS
at
 Aço galvannealed
A partir da reta gerada, os valores de b equivalem ao valor da curva, e assim, as 
constantes de Tafel. Sendo assim, tem-se que (curva anódica) e 
 (curva catódica). Com os coeficientes de Tafel determinados, é possível expressar a 
equação de Butler-Volmer para polarização por ativação: 
 Eq 5 
 
 
 
 
 
 
 
O valor 38,9 representa a razão entre a constante de Faraday pela constante dos gases e 
pela temperatura ambiente (presumindo que o ensaio foi realizado a condições ideais, com 
temperatura ambiente 298 K). 
 
3.3 Potencial de Eletrodo 
 
Situação 4: 
Nesse experimento, utilizou-se um eletrólito de NaCl, tendo presente nessa solução a 
fenolftaleína como indicador da reação de oxirredução para perceber a transição de cargas. Os 
elétrons migram da placa de zinco para a placa de cobre. Os eletrodos de zinco e cobre, foram 
ligados a uma fonte de corrente contínua aos polos negativo e positivo, respectivamente. 
Desse modo, a reação é espontânea. O eletrodo de zinco atua como a região anódica, 
ocorrendo a oxidação (sofrendo corrosão) e o eletrodo de cobre atua como a região catódica, 
ocorrendo a redução. A pilha é representada da seguinte forma: 
Zn(s) | Zn+2(aq) | NaCl(aq) | Cu+2(aq) | Cu(s) 
As semi-reações envolvidas na pilha são: 
Zn(s) → Zn2+(aq) + 2 e- (semi-reação anódica) Eº = - 0,76V 
Cu2+(aq) + 2 e- → Cu(s) (semi-reação catódica) Eº = 0,34V 
 
Figura 3 - Pilha eletroquímica de zinco e cobre. 
Passado alguns minutos da junção das placas de zinco e cobre, foi observada uma 
deposição de zinco na placa de cobre. 
 
Figura 4 - Deposição de zinco no cobre. 
 
Situação 6: 
Para que espécies iônicas conduzam eletricidade na solução, é preciso que a reação 
eletroquímica possua eletrólitos. Além disso, a cada pilha montada com eletrodos de zinco e 
cobre, corresponde a um gerador. Para o LED, é representado como um resistor, onde este 
tem a função de dissipar a potência. 
Assim, como a lâmpada de LED é de 3V, a tensão apresentada pelos geradores 
(pilhas) deve ser próxima ou igual a esse valor. Como não foi possível utilizar o multímetro 
para a determinação da ddp, sabe-se que, duas pilhas não foram o bastante para atingir a 
tensão necessária do LED, havendo baixa intensidade, demonstrando que provavelmente o 
ddp alcançado foi próximo a 3V, mas três pilhas ligadas em um circuito em série, geraram 
uma corrente suficiente para ligar o LED. 
Tabela 2 - Número de pilhas necessárias para ligar um led. 
Nº de Pilhas em Série ddp Resultado do LED 
2 pilhasMenor que 3V Não liga (baixa intensidade) 
3 pilhas 3V Liga 
4 pilhas Maior que 3V Liga (intensidade alta) 
 
Situação 7: 
 O sistema montado tem como objetivo a eletrolise da água. Adicionou-se bicarbonato 
de sódio (NaHCO3), onde seus íons dissociados na água a tornaram mais condutora. A 
preferência de eletrodos de grafite no gerador deve-se ao fato de ser um elemento inerte e não 
participar da reação. As equações estequiométricas para a eletrólise da água estão 
representadas a seguir: 
Dissociação do sal: 
 
 
 
Ionização da água: 
 
Semi-reação do cátodo: 
 
Semi-reação do ânodo: 
 
Reação global: 
 
 
 
 Reação de interesse será: 
 Observou-se a formação de bolhas quando a mangueira estava dentro do béquer que 
continha sabão. Essas bolhas são devido ao desprendimento dos gases H2 e O2. O polo 
negativo ligado ao gerador será o cátodo, onde foi produzido o gás H2 e o polo positivo será o 
ânodo, onde foi produzido o gás O2. 
 
4 CONCLUSÃO 
 
A partir das duas primeiras metodologias estudadas, foi possível a determinação das 
densidades de correntes de corrosão que servem de parâmetro importante para estimativa da 
cinética do fenômeno. Para o procedimento de perda de massa, obteve-se 
 
 para aço carbono 1020 em meio ácido e para o de polarização foi 
possível realizar o levantamento das curvas de polarização de Tafel obtendo o valor de 
 
 para o aço galvannealed em meio alcalino. 
Todas as situações realizadas em laboratório apresentaram o desempenho das pilhas 
eletroquímicas e das reações de eletrólise dentro dos princípios químicos e físicos, sendo 
possível analisar as reações nas células eletrolíticas. Observou-se que, a fenolftaleína é um 
indicador importante para a transferência de cargas. 
 
5 REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
 
[1] CAPELOSSI, Vera. Notas de aula de Eletroquímica. 2016.2 
[2] GENTIL, Vicente, Corrosão, 3ª edição., Rio de Janeiro, Editora LTC, 2001. 
[3] REDE, Israel, Corrosão: Uma abordagem geral. Associação Brasileira de Corrosão. 
Disponível em: <http://paginapessoal.utfpr.edu.br/israel/teoria/Teoria_Eletroquimica.pdf> 
Acessado em: 25/11/2016