Aula 7 Corrosão

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Corrosão
Interação metal + meio = deterioração das propriedades do material
Processo espontâneo Liberação de 
Energia
Metal
Minério Forma combinada 
do metal
Perda de energia para o 
Universo 1
Corrosão
Im
p
o
rt
ân
ci
a 
So
ci
al Segurança – falhas de partes críticas de equipamentos industrias, manipulação 
de produtos perigosos.
Saúde – contaminação de alimentos devido à corrosão de embalagens, 
rejeição de implantes devido à ação corrosiva do meio fisiológico. 
Desenvolvimento Tecnológico – necessidade de desenvolver materiais 
resistentes à corrosão e sistemas de proteção. 
Conservação de energia e das reservas minerais – necessita-se produzir 40% a 
mais de metais para repor as perdas advindas da corrosão.
2
Corrosão
Importância 
Econômica
Desenvolvimento da 
indústria de tintas
Desenvolvimento de ligas 
resistentes à corrosão em 
temperaturas elevadas
Construção de dutos para 
transportes em longas 
distâncias.
Indústria nuclear
3
Extrapolated 
Corrosion Costs: 
$276 billion, 3.1%
1998 U.S. Gross 
Domestic Product 
($8,790.1 billion)
Total Direct Cost of Corrosion in the U.S.
B$276 / year = 3.1% of GDP
1998 U.S. GDP
B$8,790
Custos da Corrosão
4
Extrapolated Corrosion Costs: $276 billion, 
3.1% of GDP
State and Local 
Government, 3.0%
$8.3 Billion
Transportation and 
Utilities, 34.9%
$96.2 Billion
Construction, 18.1%
$50.0 Billion
Federal Government, 
7.3%
$20.1 Billion
Services, 5.2%
$14.3 Billion
Manufacturing, 
31.5%
$86.8 Billion
5
Services, 20.9%
Finance, Insurance 
and Real Estate, 
19.2%
Manufacturing, 
16.3%
Retail Trade, 9.1%
State and Local 
Government, 8.5%
Transportation and 
Utilities, 8.3%
Extrapolated 
Corrosion Costs: $276 
billion, 3.1%
Mining, 1.2%
Construction, 4.3%
Agriculture, 1.5%
Federal Government, 
4.1%
Wholesale Trade, 
7.0%
6
Corrosão
C
la
ss
if
ic
aç
ão
 d
a 
co
rr
o
sã
o
Quanto ao mecanismo de interação – química e eletroquímica.
Forma de ataque – uniforme ou generalizada e corrosão localizada.
Quanto à presença de água – corrosão a úmido e a seco.
Quanto à temperatura – em baixas temperaturas e em temperaturas elevadas 
(> 200º C)
7
Corrosão Generalizada
Metal
Meio agressivo
Produto de corrosão
Expressão da velocidade de corrosão
Perda de massa por 
unidade de área por 
unidade de tempo
M/L2T mdd
Perda de espessura
L/T
ipy, mpy, 
mmpy, 
µm/ano 8
Corrosão Generalizada
Uma tubulação de aço exposta a um meio corrosivo durante um período de 1 mês sofreu uma perda de massa de 600 g. Sabendo 
que a tubulação sofreu corrosão generalizada e que a área total da tubulação exposta ao meio corrosivo era de 1 m2, pede-se:
a) Expresse a velocidade de corrosão em mdd. Resposta: 200 mdd
b) Considerando que a densidade do aço é igual à densidade do ferro (7,87 g/cm3), seu principal constituinte, expresse a 
velocidade de corrosão em termos de perda de espessura nas seguintes unidades: mpy e µm/ano. Respostas: 927,5 µm/ano 
ou 36,5 mpy.
Corrosão Localizada
Metal
Meio agressivo
- Apenas regiões muito pequenas do metal são corroídas. Pontos de iniciação geralmente estão associados a imperfeições 
microestruturais;
- Pode levar à perfuração da estrutura;
- A velocidade de corrosão não pode ser determinada por ensaios de perda de massa. 9
Terminologia para Identificar os Tipos de Corrosão
10
Principais Tipos de Corrosão
Galvânica e por Pites
Mecanismos de Corrosão
- Diferenciando reações químicas das reações eletroquímicas:
Metal
Meio agressivo
e-
íons
Ox Red
11
Mecanismo Eletroquímico de Corrosão
9
5
%
 d
o
s 
ca
so
s 
d
e 
co
rr
o
sã
o
Processo Anódico – oxidação do metal
Processo Catódico – Redução de uma espécie do 
meio
Deslocamento de elétrons pelo circuito metálico
Fluxo iônico no meio em contato com o metal
12
Principais Reações Catódicas
- Meios não aerados:
𝟐𝑯𝟐𝑶 + 𝟐𝒆
− ⟶ 𝑯𝟐 + 𝟐𝑶𝑯
− (Neutro ou básico)
𝟐𝑯+ + 𝟐𝒆− ⟶ 𝑯𝟐 (ácido)
- Meios aerados:
𝑶𝟐 + 𝟐𝑯𝟐𝑶 + 𝟒𝒆
− ⟶ 𝟒𝑶𝑯− (Neutro ou básico)
4𝑯+ + 𝑶𝟐 + 𝟒𝒆
− ⟶ 𝟐𝑯𝟐𝑶 (ácido)
- Redução de íons metálicos oxidantes:
𝑴𝒆𝒛+ + 𝟏𝒆− ⟶ 𝑴𝒆(𝒛−𝟏)+
- Deposição de um metal mais nobre:
𝑴𝒆𝒛+ + 𝒛𝒆− ⟶ 𝑴𝒆
13
Influência da Microestrutura do Metal
Fe Cu
pH = 3
𝐹𝑒2+ + 2𝑒− ⇄ 𝐹𝑒 𝐸𝐹𝑒2+/𝐹𝑒
𝑜 = −0,44𝑉 (𝑎𝑛𝑜𝑑𝑜)
𝐶𝑢2+ + 2𝑒− ⇄ 𝐶𝑢 𝐸𝐶𝑢2+/𝐶𝑢
𝑜 = +0,34𝑉 (𝑐𝑎𝑡𝑜𝑑𝑜)
𝑬𝒆 𝑭𝒆𝟐+/𝑭𝒆 = −𝟎, 𝟒𝟒 +
𝟖, 𝟑𝟏𝟒 𝒙 𝟐𝟗𝟖
𝟐 𝒙 𝟗𝟔𝟓𝟎𝟎
𝐥𝐧
𝟏𝟎−𝟔
𝟏
= −𝟎, 𝟔𝟏𝟕 𝑽
𝐻𝑎𝑞.
+ + 𝑒− ⇄ 1 2 𝐻2(𝑔)
𝑬𝒆 𝑯𝟐+/𝑯𝟐 = −𝟎, 𝟎𝟓𝟗 𝒑𝑯 = −𝟎, 𝟏𝟕𝟕 𝑽
pH = 3
Zn
H2
H2
Evidências da corrosão do Zn – diminuição progressiva da 
massa e aumento da concentração de íons Zn2+ em solução;
Evolução de hidrogênio – formação de bolhas.
Por que aparecem regiões anódicas e catódicas na 
superfície do metal? 14
Principais fatores que levam ao aparecimento de 
regiões anódicas e catódicas no metal
- Deformação superficial;
- Gradientes de concentração;
- Gradientes de temperatura;
- Liga não homogênea;
- Presença de intermetálicos e inclusões;
- Regiões ativas nos contornos de grão.
15
Solidificação de um metal a partir do estado fundido
Nos contornos de grão se 
concentram as impurezas, 
eles são o ponto fraco da 
microestrutura dos metais.
16
Partículas 
intermetálicas na 
microestrutura da liga 
de Al 2024-T3. 
F.M.Queiroz, M. Magnani, I. 
Costa, H.G. de Melo, Corrosion
Science, 50, p. 2646, 2008
17
Microestrutura de Metais
Micrografia óptica da microestrutural inicial de lingote fundido
e solidificado mostrando dendritas primárias de Vanádio e 
compostos intermetálicos distribuídos nas regiões
interdendríticas (inserção MEV). NiTi – fase clara e NiTi2 – fase
cinza clara. P. Jiang, Y.-D. Yu, G.-S. Song, D. Liang, M. Kellam, M. 
Dolan . Acta Metallurgica Sinica(English Letters), 28(1): 15-21
Corrosão nas Partículas 
intermetálicas na 
microestrutura da liga 
de Al 2024-T3 após 
exposição em NaCl 1 
mM durante 8 h . 
F.M.Queiroz, M. Magnani, I. 
Costa, H.G. de Melo, Corrosion
Science, 50, p. 2646, 2008
Uma pilha hipotética
E(V/Ref)
|I|(A)
Ee (H+/H2)
Ee (Zn2+/Zn)
t = 0
Circuito aberto
R ∞
Eletrodos em equilíbrio
𝒁𝒏𝟐+ + 𝟐𝒆− ⇆ 𝒁𝒏 𝑬𝟎 = −𝟎, 𝟕𝟔𝟑𝑽
2𝑯+ + 𝟐𝒆− ⇆ 𝑯𝟐 𝑬
𝟎 = −𝟎, 𝟎𝑽
fem
18
E(V/Ref)
|I|(A)
Ee (H+/H2)
Ee (Zn2+/Zn)
Uma pilha hipotética
t > 0
Circuito fechado
R = R1
Eletrodos polarizados
an
cat
𝑍𝑛 ⟵ 𝑍𝑛2+ + 2𝑒−
2𝐻+ + 2𝑒− ⟵ 𝐻2
𝒅𝒅𝒑 = 𝑽 = 𝑹𝟏 𝒙 𝑰𝟏
I1
19
E(V/Ref)
|I|(A)
Ee (H+/H2)
Ee (Zn2+/Zn)
Uma pilha hipotética
t > 0
Circuito fechado
R  0
Eletrodos curto circuitados
an
cat
𝑍𝑛 ⟶ 𝑍𝑛2+ + 2𝑒−
2𝐻+ + 2𝑒− ⟶ 𝐻2
Icorr
Ecorr
VZn = VPt
R = 0
V ≅ 𝟎 (depende da resistência do eletrólito)
IZn = IH = Icorr
20
Medida Experimental do Potencial de um Metal em 
um Meio Corrosivo (Ecorr)
pH = 3
Zn
H2
H2
V
E(V/Ref)
|I|(A)
Ee (H+/H2)
Ee (Zn2+/Zn)
𝑍𝑛 ⟶ 𝑍𝑛2+ + 2𝑒−
2𝐻+ + 2𝑒− ⟶ 𝐻2
Ecorr
21
Potencial de Corrosão
- Potencial no qual a velocidade de oxidação do metal (reação anódica) é praticamente igual à 
velocidade de redução de uma espécie do meio.
- No potencial de corrosão – a corrente líquida na interface é zero.
- Diferentemente do potencial de equilíbrio, no potencial de corrosão tem reação líquida no 
eletrodo pois a natureza das reações de oxidação e de redução são diferentes.
Corrente de Corrosão
- Corrente decurtocircuitamento onde os processos anódicos e catódicos na superfície do 
metal ocorrem com a mesma intensidade.
- Corresponde à velocidade de oxidação do metal.
- Pode ser determinada a partir do levantamento de curvas de polarização, por medida de 
perda de massa e por determinação da quantidade de íons em solução.
IMPORTANTE – O potencial de corrosão tem sempre um VALOR INTERMEDIÁRIO entre o 
potencial de equilíbrio do metal (espécie que se corrói) e o potencial de equilíbrio do oxidante 
que se encontra no meio.
22
Verificação da possibilidade de ocorrência da Corrosão
- Sob o ponto de vista termodinâmico – reação espontânea (G < 0);
- Pode ocorrer a corrosão se no meio em que o metal está imerso tiver uma espécie com 
potencial de redução superior ao do metal (fem da pilha > 0)
pH = 6
Cu
O2
𝑬𝒆 = +𝟎, 𝟑𝟒 +
𝟖, 𝟑𝟏𝟒 𝒙 𝟐𝟗𝟖
𝟐 𝒙 𝟗𝟔𝟓𝟎𝟎
𝐥𝐧
𝟏𝟎−𝟔
𝟏
= 𝟎, 𝟏𝟔𝟑 𝑽
𝑬𝒆 𝑯+/𝑯𝟐 = −𝟎, 𝟎𝟓𝟗 𝒑𝑯 = −𝟎𝟑𝟓𝟒 𝑽
𝒇𝒆𝒎 = −𝟎, 𝟑𝟓𝟒 − 𝟎, 𝟏𝟔𝟑 = −𝟎, 𝟓𝟏𝟕 < 𝟎
Corrosão
C𝒖𝟐+ + 𝟐𝒆− ⇆ 𝑪𝒖 𝑬𝟎 = +𝟎, 𝟑𝟒𝑽
23
Verificação da possibilidade de ocorrência da Corrosão
pH = 6
Cu O2
𝑶𝟐 + 𝟐𝑯𝟐𝑶 + 𝟒𝒆
− ⟶ 𝟒𝑶𝑯− 𝑬𝒆 = +𝟎, 𝟒𝟎𝟏 𝑽
𝑬𝒆 = +𝟎, 𝟑𝟒 +
𝟖, 𝟑𝟏𝟒 𝒙 𝟐𝟗𝟖
𝟐 𝒙 𝟗𝟔𝟓𝟎𝟎
𝐥𝐧
𝟏𝟎−𝟔
𝟏
= 𝟎, 𝟏𝟔𝟑 𝑽
C𝒖𝟐+ + 𝟐𝒆− ⇆ 𝑪𝒖 𝑬𝟎 = +𝟎, 𝟑𝟒𝑽
𝑬𝒆 = +𝟎, 𝟒𝟎𝟏 +
𝟖, 𝟑𝟏𝟒 𝒙 𝟐𝟗𝟖
𝟒 𝒙 𝟗𝟔𝟓𝟎𝟎
𝐥𝐧
𝟎, 𝟐
𝟏𝟎−𝟖 𝟒
= 𝟎, 𝟖𝟔𝟒 𝑽
24
Pode corroer
Vcorr por Ensaios de perda de massa
Slides anteriores – tubulação de Aço (Fe), m = 600 g, t = 1 mês (2592000 s), Fe
= 7,87 g/cm3, Área exposta = 1 m2 (104 cm2) 
unidades coerentes
Determinação de icorr (Lei de Faraday)
𝒗𝒄𝒐𝒓𝒓
𝒈
𝒄𝒎𝟐𝒔
=
∆𝒎
𝑨. ∆𝒕
=
𝟔𝟎𝟎
𝟏𝟎𝟒 𝒙 𝟐, 𝟓𝟗𝟐 𝒙 𝟏𝟎𝟑
= 𝟐, 𝟑𝟏𝟓 𝒙 𝟏𝟎−𝟓
𝒊𝒄𝒐𝒓𝒓 
𝑨
𝒄𝒎𝟐
= 𝒗𝒄𝒐𝒓𝒓
𝑭
𝑬𝒒 − 𝒈
= 𝟐, 𝟑𝟏𝟓 𝒙 𝟏𝟎−𝟓 
𝒈
𝒄𝒎𝟐𝒔
𝟗𝟔𝟓𝟎𝟎 𝑨. 𝒔
 𝟓𝟔 𝟐 𝒈
= 𝟎, 𝟎𝟕𝟗𝟖
25
Determinação Analítica de icorr
- A densidade de corrente de corrosão não pode ser medida diretamente! Por quê?
Podemos determinar a corrente de corrosão graficamente ou por 
equações que representem a cinética do eletrodo
Eq. de Butler-Volmer
𝑶𝒙 + 𝒏𝒆− ⇆ 𝑹𝒆𝒅
c < -30 mV a > 30 mV
26
Eq. de Tafel
cat < -30 mV
ou
cat> 30 mV
𝜼𝒄𝒂𝒕 = 𝒃𝒄 𝐥𝐨𝐠
𝒊
𝒊𝒐
𝐛𝐜 = −𝟐, 𝟑𝟎𝟑
𝐑𝐓
𝐧𝛂𝐅
< 𝟎
an > 30 mV 𝜼𝒂𝒏 = 𝒃𝒂 𝐥𝐨𝐠
𝒊
𝒊𝒐
𝐛𝐚 = 𝟐, 𝟑𝟎𝟑
𝐑𝐓
𝐧(𝟏 − 𝛂)𝐅
> 𝟎
A equação para a sobretensão catódica (cat) representa a cinética da reação de redução 
(espécie oxidante do meio).
A equação para a sobretensão anódica (cat) representa a cinética da reação de oxidação 
(corrosão do metal).
Como na corrosão a natureza das reações catódica e anódica são 
diferentes
27
Representação gráfica da Eq. de Tafel
E (V/Ref)
log i (A/cm2)
Eeq. Metal
io(Metal)
Ecorr
icorr
𝑀𝑒 → 𝑀𝑒𝑧+ + 𝑧𝑒−
Eeq. H+/H2
io(H+/H2)
𝑧𝐻+ + 𝑧𝑒− → 𝑧 2𝐻2
anod = Ecorr – Eeq. Metal
cat = Ecorr – Eeq. H+/H2
28
Representação gráfica da Eq. de Tafel
E (V/Ref)
log i (A/cm2)
Eeq. Metal
io(Metal)
Ecorr
icorr
𝑀𝑒 → 𝑀𝑒𝑧+ + 𝑧𝑒−
Eeq. H+/H2
io(H+/H2)
𝑧𝐻+ + 𝑧𝑒− → 𝑧 2𝐻2
anod = Ecorr – Eeq. Metal
𝒕𝒈𝜽 = 𝒃𝒂 =
𝑬𝒄𝒐𝒓𝒓 − 𝑬𝒆𝒒.𝑴𝒆𝒕𝒂𝒍
𝐥𝐨𝐠 𝒊𝒄𝒐𝒓𝒓 − 𝐥𝐨𝐠 𝒊𝒐 𝑴𝒆𝒕𝒂𝒍
𝑬𝒄𝒐𝒓𝒓 − 𝑬𝒆𝒒.𝑴𝒆𝒕𝒂𝒍 = 𝒃𝒂𝒍𝒐𝒈
𝒊𝒄𝒐𝒓𝒓
𝒊𝒐 𝑴𝒆𝒕𝒂𝒍
> 0
29
Representação gráfica da Eq. de Tafel
E (V/Ref)
log i (A/cm2)
Eeq. Metal
io(Metal)
Ecorr
icorr
𝑀𝑒 → 𝑀𝑒𝑧+ + 𝑧𝑒−
Eeq. H+/H2
io(H+/H2)
𝑧𝐻+ + 𝑧𝑒− → 𝑧 2𝐻2
cat = Ecorr – Eeq. H+/H2
𝒕𝒈𝜶 = 𝒃𝒄 =
𝑬𝒄𝒐𝒓𝒓 − 𝑬𝒆𝒒.+/𝑯𝟐
𝐥𝐨𝐠 𝒊𝒄𝒐𝒓𝒓 − 𝐥𝐨𝐠 𝒊𝒐 𝑯+/𝑯𝟐
𝑬𝒄𝒐𝒓𝒓 − 𝑬𝒆𝒒.+/𝑯𝟐 = 𝒃𝒄𝒍𝒐𝒈
𝒊𝒄𝒐𝒓𝒓
𝒊𝒐 𝑯+/𝑯𝟐
< 0
30
Tome NOTA
Eeq. Metal < Ecorr < Eeq. Oxidante
icorr > io(Metal)
icorr > io(Oxidante)
Ecorr – Eeq. Metal = anod > 0 ba > 0
Ecorr – Eeq. Oxidante = cat < 0 bc < 0
(Geralmente fornecido em módulo)
31
Exercício
Uma tubulação de aço encontra-se em contato com uma solução ácida (pH = 3) de FeSO4 0,05,
desaerada (sem oxigênio). Determine a velocidade de corrosão e a corrente de corrosão para a
tubulação no meio em questão. Considere a temperatura como sendo igual a 25º C.
Sabendo que a tubulação está sofrendo corrosão generalizada transforme a corrente de
corrosão em perda de espessura (cm/ano).
Dados: 1 Faraday = 96500 C = 96500 A.s
𝑭𝒆𝟐+ + 𝟐𝒆− ⇄ 𝑭𝒆 𝑬𝒐 = −𝟎, 𝟒𝟒𝑽 𝑯+ + 𝒆− ⇄ 𝟏 𝟐𝑯𝟐 𝑬
𝒐 = 𝟎, 𝟎𝑽
𝒊𝒐 𝑭𝒆𝟐+/𝑭𝒆 = 𝟏𝟎
−𝟓 𝑨 𝒄𝒎𝟐
𝒊𝒐 𝑯+/𝑯𝟐 = 𝟏𝟎
−𝟔 𝑨 𝒄𝒎𝟐
𝒃𝒂 = 𝟏𝟎𝟎 mV/década logarítmica 𝒃𝒄 = 𝟏𝟐𝟎 mV/década logarítmica
𝒑𝑯 = −𝒍𝒐𝒈𝒂𝑯+ massa molar do Fe = 56 g Fe = 7,87 g/cm
3
Respostas: icorr = 6,76 x 10
-5 A/cm2 Ecorr = -0,395 V e = 0,0786 cm/ano
32
Passivação
- A corrosão do metal pode resultar na formação de seus cátions;
- A corrosão do metal pode resultar na formação de produtos de corrosão pouco 
solúveis, como os óxidos.
𝑴𝒆 + 𝒚𝑯𝟐𝑶 ⇄ 𝑴𝒆𝒙𝑶𝒚 + 𝟐𝒚𝑯
+ + 𝟐𝒚𝒆−
A passivação é um fenômeno extremamente desejável em engenharia
Definições de estado passivo:
 Um metal é considerado passivo quando seu comportamento eletroquímico 
se mostra apreciavelmente mais nobre que o previsto;
 Quando resiste à corrosão em um meio onde a passagem do estado metálico 
para produtos de corrosão é termodinamicamente favorável.
33
Comparação entre as 
escalas de nobreza 
termodinâmica e prática
34
Características desejáveis de uma película passiva
 Espessura;
 Alta compaticidade;
 Elevada aderência;
 Baixa condutividade iônica;
 Elevada condutividade 
eletrônica;
 Baixa solubilidade;
 Estabilidade termodinâmica.
35
Curva de polarização para um metal passivo
Passivação pode ocorrer naturalmente ou por imposição de um 
potencial anódico ao material.
Age como 
eletrodo inerte
36
- A curva de polarização – obtida 
experimentalmente, mostra como o 
metal se comporta quando é exposto 
a um meio oxidante (imposição de 
potencial anódico ao metal (mais 
positivo); o metal é “obrigado” a 
fornecer elétrons para um circuito 
externo).
Curva de polarização para um metal passivo com 
destruição da película passiva
37
Dissolução/desestabilização da 
película passiva porque ela não é 
mais estável a partir deste potencial
38
Mecanismos de Passivação
 Teoria da formação de uma camada de óxido ou de produto de 
corrosão;
 Teoria da adsorção – formação de um filme bidimensional de 
oxigênio ou outra espécie passivante. Desalojam espécies necessárias 
à dissolução anódica do metal.
Outros processos de passivação
 Uso de inibidores de corrosão – cromatos, nitritos, 
molibdatos;
 Anodização – espessamento forçado da camada de 
óxido.
39
Outros processos de passivação
A adição do inibidor de corrosão ao meio onde o 
metal está imerso eleva o potencial do metal 
para esta região, onde a passivação ocorre.
Anodização – impõe-se ao 
metal, imerso em uma 
solução com composição 
adequada, um potencial 
elevado (tipicamente 20 V), 
espessando artificialmente 
a camada de óxido.
VAMOS REFLETIR?
1 – O que ocorre com o potencial do metal se o inibidor, por algum motivo, faltar no meio em que o metal se encontra 
imerso? 
2 – Como o metal anodizado se comporta?
E (V/Ref)
log /i/ (A/cm2)
Ecorr
icorr 40
Influência do poder oxidante do meio sobre a passivação
Curva passiva do metal
 Lembrando que o potencial de corrosão é determinado pelo cruzamento da curva anódica do 
metal com a curva catódica do oxidante. O potencial de corrosão do metal em um determinado meio pode ser modificado pela adição 
de uma espécie oxidante (com potencial de equilíbrio mais elevado que o do metal e que pode 
polarizá-lo anodicamente). 
io ox1
1 – Adição de um oxidante 
fraco – aumento da 
velocidade de corrosão;
Eeq. ox1
icorr ox1
3 – Adição de um oxidante 
mais forte – situação metal 
passivo;
Eeq. ox3
io ox2
METAL SEMPRE PASSIVO
2 – Adição de um oxidante 
intermediário – situação 
de instabilidade;
Eeq. ox2
io ox2
METAL PASSIVO
icorr ox2
METAL ATIVO
41
Influência do teor de Cr na passivação do aço inoxidável
42
Diagramas de Pourbaix
ASPECTOS IMPORTANTES:
Diagramas potencial x pH a 25º C;
Construídos com base em dados termodinâmicos – portanto não 
incluem dados sobre a cinética dos processos;
 Construídos a partir de cálculos baseados em equilíbrio 
eletroquímico e de dados de solubilidade para vários óxidos ou 
compostos do metal;
 Refletem o equilíbrio metal-íon-óxido;
Refletem o comportamento do metal em água destilada sem a 
presença de espécies agressivas;
43
As regiões do diagrama de Pourbaix
Meios redutores 
e ácidos
Meios redutores 
e básicos
Meios oxidantes 
e ácidos
Meios oxidantes 
e básicos
44
As linhas do diagrama de Pourbaix
Linhas horizontais –
equilíbrios eletroquímicos 
(dependentes do 
potencial) e 
independentes do pH.
𝐹𝑒3+ + 𝑒− ⇄ 𝐹𝑒2+
𝐸𝑒𝑞 = +0,771 +
𝑅𝑇
1𝐹 ln
𝑎𝐹𝑒3+
𝑎𝐹𝑒2+
𝐹𝑒2+ + 2𝑒− ⇄ 𝐹𝑒
𝐸𝑒𝑞 = −0,44 +
𝑅𝑇
2𝐹 ln 𝑎𝐹𝑒2+
Linhas verticais –
equilíbrios químicos 
(independentes do 
potencial) e dependentes 
do pH.
2 𝐹𝑒3+ + 3𝐻2𝑂 ⇄ 𝐹𝑒2𝑂3 + 6𝐻
+
Linhas inclinadas –
equilíbrios eletroquímicos 
(dependentes do 
potencial) e dependentes 
do pH.
45
Região de estabilidade da água
Região onde ocorre 
a maioria dos casos 
de corrosão
𝑂2 + 4𝐻
+ + 4𝑒− ⇄ 2𝐻2𝑂
𝐸
= 1,228 − 0,059𝑝𝐻
+ 0,0147 log𝑃𝑂2
Evolução do 
oxigênio
2𝐻+ + 2𝑒− ⇄ 𝐻2
𝐸 = −0,0295 log𝑃𝐻2 − 0,059 𝑝𝐻 Evolução do 
hidrogênio
46
Região de estabilidade da água
47
Análise qualitativa dos diagramas de Pourbaix
Metal é estável
Óxidos ou hidróxidos 
são estáveis
Íons são 
estáveis
IMPORTANTE:
A região de imunidade é 
garantida pela termodinâmica 
– O metal não corrói pois se 
encontra abaixo de seu 
potencial de equilíbrio;
As regiões de corrosão e de 
passivação dependem da 
cinética e não podem ser 
garantidas através da simples 
análise dos diagramas de 
Pourbaix!
A presença de íons agressivos 
pode modificar os diferentes 
domínios
48
Análise qualitativa dos diagramas de Pourbaix
IMUNIDADE
PASSIVAÇÃO
CORROSÃO
49
Presença de íons agressivos
50
Corrosão Galvânica
Acoplamento de metais com diferentes potenciais de corrosão e em 
contato com um eletrólito
METAL MAIS NOBRE
- É polarizado catodicamente –
seu potencial de corrosão 
diminui;
- Passa a corroer com 
velocidade menor do que se 
estivesse isolado no mesmo 
meio.
METAL MENOS NOBRE
- É polarizado anodicamente – seu 
potencial de corrosão aumenta;
- Passa a corroer com velocidade 
maior do que se estivesse 
isolado no mesmo meio;
- A corrosão ocorre perto da 
junção com o metal mais nobre.
O acoplamento galvânico deve ser evitado quando o metal menos nobre não pode ser corroído
O acoplamento galvânico pode ser utilizado como método de proteção para o metal mais 
nobre – acoplamento intencional
51
E (V/Ref)
log i (A/cm2)
Eeq. (A)
io(A)
Eeq. H+/H2
io(H+/H2) 
(A)
𝑧𝐻+ + 𝑧𝑒− → 𝑧 2𝐻2
Ecorr (A)
icorr(A)
𝑀𝑒𝐴 → 𝑀𝑒𝐴
𝑧+ + 𝑧𝑒−
io(H+/H2) 
(B)
Eeq. (B)
io(B)
Ecorr (B)
icorr(B)
𝑀𝑒𝐵 → 𝑀𝑒𝐵
𝑧+ + 𝑧𝑒−
Curva soma das reações 
catódicas
Curva soma das reações 
anódicas
NOVO Ecorr – “A” polarizado 
anodicamente, e “B” polarizado 
catodicamente.
𝒊𝒄𝒐𝒓𝒓(𝑩)
′ 𝒊𝒄𝒐𝒓𝒓(𝑨)
′
Teoria do potencial misto para metais acoplados 
galvanicamente – áreas iguais dos dois metais
Se a área de “B” for 
MAIOR que a de “A” 
a polarização anódica 
e a corrosão deste 
último será bem mais 
intensa!!!
-i‘corr(A) > icorr(A) ;
- i‘corr(B) < icorr(B) .
52
Técnicas para medir a intensidade da corrosão galvânica
Gravimétrica com os metais acoplados;
Medida da corrente galvânica entre os dois metais com auxílio de um circuito especial.
Técnicas para prever a corrosão galvânica
Medida do potencial de corrosão de cada um dos metais no meio de interesse seguido de 
determinação do potencial de corrosão (misto) do par;
Determinar a série galvânica no meio de interesse e procurar acoplar metais que 
apresentem potencial de corrosão próximos;
 Levantamento de curvas de polarização do metal com verificação de sua corrente de 
corrosão quando polarizado no potencial do par.
Casos Práticos
Acoplamento de metais com nobrezas diferentes;
Presença no eletrólito de íons de um metal mais nobre (deslocamento galvânico).
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Casos Práticos
Ferro Cobre
Fluxo??
Fluxo??
SIM
NÃO
Fluxo errado:
- Deslocamento galvânico do Fe pelo Cu2+;
- Formação de uma pilha galvânica entre o Cu depositado e o Fe podendo levar à perfuração 
deste último – problema mais grave.
Fatores importantes a considerar
Área anódica >>> Área catódica – um rebite NUNCA pode ser menos nobre que a chapa!
 Inversão de polaridade – presença de complexantes (EDTA para o par Sn/Fe, CN- para o par 
Cu/Zn), formação de películas passivas (par Fe/Al em exposição atmosférica, par Fe/Zn em 
água quente).
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Formas de proteção
Uso de metais com nobrezas próximas;
Área anódica >>> área catódica;
Promover o isolamento elétrico entre os metais;
Usar um metal de sacrifício – Qual a nobreza deste metal relativa aos metais do par? Como 
este metal agiria?
Aplicação de pinturas – Vamos refletir! Como efetuar este procedimento?
 Evitar o contato dos metais acoplados galvanicamente com um eletrólito ou regiões com 
elevada umidade.
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Proteção catódica
PRINCÍPIO - alterar o potencial do metal que se deseja proteger de modo que o 
novo potencial se situe abaixo do potencial de equilíbrio do metal (idealmente) –
região de imunidade do diagrama de Pourbaix.
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Proteção catódica
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Tipos de Proteção catódica
Galvânica ou por anodo de sacrifício.
Por corrente impressa.
Proteção Catódica por Anodo de Sacrifício
Princípio da proteção – diferença de potencial entre o metal a ser protegido (mais nobre) e o 
metal que irá protegê-lo (menos nobre).
 Anodos mais utilizados – Al, Zn e Mg.
Instalação
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Proteção Catódica por Anodo de Sacrifício
 O material a ser protegido recebe elétrons do metal menos nobre;
 Corrente é injetada na peça a ser protegida a partir do solo;
 O metal a ser protegido fica com excesso de cargas negativas (polarizado catodicamente) e sobre a 
superfície ocorrerão reações de redução (H+ e O2) – eventuais problemas com alcalinidade!
 Como a diferença de potencial é pequena existe limitação no emprego desta metodologia!
 Meios tem que ter baixa resistividade – é comum o uso de enchimentos condutores.
 Para garantir proteção, anodos tem que ser distribuídos ao longo de toda a estrutura.
Desvantagens
 Os anodos têm que ser substituídos regularmente;
 Não permitem regulagem de corrente;
 Não funcionam quando há corrente de interferência.
 Fornecem correntes de até 5 A.
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Proteção Catódica por Corrente Impressa
A corrente para a proteção é proveniente de uma fonte externa geradora de corrente 
contínua.
Funcionamento da Proteção Catódica por Corrente Impressa
Leito de anodos 
INERTES para dispersão 
da corrente no solo.
A peça a ser protegida 
seráo CATODO do 
sistema
Necessário ter 
disponibilidade de 
energia elétrica
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Características dos anodos inertes
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Acompanhamento do potencial da estrutura
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Distribuição de potencial com retificador ligado ou desligado
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Características da PC por corrente impressa
A resistividade do meio não é entrave;
Utilizado para peças de grande e médio porte;
Recomendado quando houver corrente de interferência;
Permite regulagem e necessita de acompanhamento operacional;
 Custo inicial maior;
 Sujeito a interrupção por falta de energia elétrica.
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Comparação entre os dois tipos de proteção
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Corrosão por Pites
ASPECTOS IMPORTANTES:
Ataque extremamente localizado;
 Pites tem pequenos diâmetros e são profundos;
 Não se verifica perda de massa considerável do material (as vezes é 
imperceptível);
 Perda de espessura nos locais atacados pode ser considerável –
risco de perfuração do equipamento e/ou perda da resistência 
mecânica;
 Manifesta-se principalmente em metais passivos;
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Curva de Polarização para Metal Passivo com Corrosão por 
Pites
Epite
 Aumento da corrente 
em potencial inferior ao 
potencial de 
transpassivação;
 Resulta da quebra local 
da película passiva (locais 
frágeis);
 Fenômeno que é 
fomentado pela presença 
de íons agressivos no 
meio (Cl-).
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Mecanismos propostos para a iniciação da corrosão por pites
 Adsorção competitiva – competição entre o ânion cloreto e a 
espécie responsável pela passivação (NO3
-, SO4
2-);
 Aumento da condutividade iônica da película – íon agressivo se 
difunde através dos defeitos da rede cristalina da película passiva;
 Diminuição da força de coesão da película – adsorção do ânion 
diminui a tensão superficial enfraquecendo localmente a película.
Mecanismo autocatalítico
- Reação anódica no interior do pite – cargas positivas;
- Cloreto migra para o interior do pite formando o cloreto 
metálico;
- Hidrólise do cloreto metálico gerando acidificação local.
Acidificação local da solução no 
interior do pite.
- Possíveis reações catódicas;
- Óxido adjacente funciona como catodo para o processo.
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Mecanismo autocatalítico
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Fatores do meio que intervêm na corrosão por pites
 Presença de espécies agressivas (ânions):
 Maior concentração menor o potencial de pites;
 Maior a agressividade menor o potencial de pites;
 Qto. mais resistente o metal maior a concentração da espécie 
agressiva para iniciar a corrosão por pites.
Maior teor de Cr 
Maior concentração 
de cloretos.
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 Presença de espécies oxidantes – elevam o potencial do metal para 
valores acima do potencial de pites;
 Presença de espécies passivantes no eletrólito: NO3
-, CrO4
2-, SO4
2-;
Fatores do meio que intervêm na corrosão por pites
Aço 18Cr-8Ni em solução de 
NaCl 0,1 M com diferentes 
concentrações de sulfato
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Fatores do meio que intervêm na corrosão por pites
 pH – entre 4 e 8 maior propensão ao ataque localizado. Por quê?
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Fatores do meio que intervêm na corrosão por pites
 Ausência de O2 no meio;
 Baixas velocidades relativas entre o meio e o metal;
 Efeito da temperatura:
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Fatores do meio que intervêm na corrosão por pites
 Tempo de indução – depende do potencial de corrosão (> potencial, 
< tempo de indução), depende da concentração de cloreto 
(>concentração, < tempo de indução);
3% NaCl a 30º C
1 – aço;
2 – níquel;
3 – aço inox 430;
4 – aço inox 304;
5 – aço inox 316;
Fatores do metal que intervêm na corrosão por pites
 As ligas apresentam 
comportamento diferente 
quanto à corrosão por pites.
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Fatores do metal que intervêm na corrosão por pites
 Quanto mais homogênea a microestrutura maior a resistência à 
corrosão por pites;
 Elementos como o Cr, Ni, Mo, Cu e Ni aumentam a resistência à 
corrosão por pites dos aços inoxidáveis, Mn e S diminuem;
 Polimento superficial (superfície mais homogênea) aumenta a 
resistência à corrosão.
Avaliação da corrosão por pites
 Não pode ser avaliado por ensaios de perda de massa;
 Existem normas técnicas para esta metodologia onde se classifica a 
resistência de acordo com o número e profundidade dos pites.
Prevenção da corrosão por pites