cap 01 Ramanathan Introduo e dicionrio

Prévia do material em texto

to". Uhllg e Vemon apresentaram quadros de custo da corrosão na Conferência 
das Nações Unidas sobre conservação das fontes naturais, realizada em Roma, em 
J 949. Desde então um grande número de livros e publicações tem publicado as 
perdas de econonúa, devido à corrosão, em vários países. Em 1970, a Conússão T.P. 
Hoar, no Reino Unido, determinou, com base em um estudo global, que o custo de 
corrosão anual de um país industrializado é, aproximadamente, 3,5% de seu produ-
to nacional bruto (PNB). O custo de corrosão anual do Brasil, nesta fase , é da 
ordem de quatro bilhões de dólares. Uma das recomendações do relatório da T .P. 
Hoar Commission foi que mais de 50% do custo pode ser economizado, executan-
do-se as medidas de prevenção e controle da corrosão atualmente disponíveis. 
Muitos países ainda favorecem o uso de materiais mais baratos, desconsiderando 
as perdas devidas à corrosão, ao invés da utilização de medidas de proteção à corro-
são. Desta forma, é opinião do autor que a ocasião é apropriada para se olhar a cor-
rosão e os diferentes métodos de prevenção e controle com maior profundidade e 
seriedade, principalmente do ponto de vista da conserviição de fontes naturais não 
renováveis. 
Trabalhos de pesquisa e desenvolvimento por muitos anos, no campo da corro-
são, têm colocado à disposição uma vasta quantidade de informação, como pode ser 
evidenciado pela literatura publicada sobre este tópico, a qual excede vinte mil. 
Apesar disso, através dos anos o custo da corrosão tem aumentado constantemente, 
e a média dos engenheiros conhece pouco sobre corrosão ou seu controle. As ra-
zões para a última (e também indiretamente para a primeira), são provavelmente 
l) comunicação inadequada e/ou 2) perda de entusiasmo ou interesse por parte do 
engenheiro. Este livro tenta construir uma ponte de ligação sobre o vazio existente 
entre a informação disponível e a necessidade de apresentar ao engenheiro, de uma 
maneira fácil, o conhecimento básico de corrosão e sua prevenção. Este livro pre-
tende tambén servir como um guia para o engenheiro na indústria, tão bem como 
um livro texto para estudantes de engenharia e ciência dos materiais. 
Em cada um dos capítulos e seções, uma descrição dos princípios básicos é segui-
da por um exame dos fatores que os influenciam, e por ilustrações com diagramas 
esquemáticos, figuras e exemplos relevantes. O autor tem se utilizado da sua expe-
riência pessoal, da literatura publicada e de discussões com outros pesquisadores, no 
campo da corrosão. 
Este livro tem por objetivo servir como uma introdução a este vasto assunto e, 
para aqueles que necessitam conhecimentos mais profundos, é indicada uma biblio-
grafia para leitura posterior no final de cada capítulo. 
Lalgudi V Ramanathan 
16 
1 
Introdução e princípios básicos de 
corrosão aquosa 
1.1. INTRODUÇÃO 
O termo "corrosão" pode ser definido como a reação do metal com os elemen-
tos do seu meio, na qual o metal é convertido a um estado não metálico. Quando 
isto ocorre, o metal perde suas qualidades essenciais, tais como resistência mecânica, 
elasticidade, ductilidade e o produto de corrosão formado é extremamente pobre 
em termos destas propriedades. 
Todos os metais na natureza, exceto ouro, platina, prata, mercúrio e co bre, exis-
tem no estado combinado, ou seja, na forma de minerais (ou núnério), que é termo-
dinamicamente a fonna mais estável. A transfonnação do minério para um metal é 
realizada por processos que envolvem a introdução de energia, usualmente na forma 
de calor. Esta energia é annazenada no metal, e é perdida ou liberada quando é cor-
roído. A quantidade de energia requerida para converter minérios em metais varia 
de metal para metal . Ela é relativamente alta para metais como magnésio e alumínio 
e baixa para metais como ouro e prata. 
A corrosão pode, de um modo geral, ser classificada como corrosão seca ou cor· 
rosão aquosa. A última requer a presença de água. O tópico de corrosão seca será 
abordado posteriormente. O fenômeno essencial de corrosão é o mesmo para todos 
os metais e ligas, diferindo apenas em grau, mas não em natureza. Antes de começar 
a discussão sobre os principais fatores envolvidos na corrosão, ba3ta dizer que várias 
teorias têm sido propostas para explicar certos fatos observados. Atualmente , pode 
ser assunúdo que, em praticamente todos os casos de corrosão aquosa, a reação é es-
sencialmente de natureza eletroquínúca. Isto significa que há fluxo de ele tricidade 
de algumas áreas do metal para outras áreas, através da solução aquosa, que é capaz 
de conduzir eletricidade. A figura 1.1 mostra esquematicamente dois metais, A e B, 
imersos em uma solução. O metal A é o ânodo, o metal B o cátodo, e a solução 
o eletrólito. O ânodo refere-se ao metal que corrói, ou à região onde a corrente 
deixa o metal, o cátodo é o metal para onde a corrente se dirige. O eletrólito é a 
solução através da qual a eletricidade ou corrente é conduzida na fonna de íons. O 
circuito é completado exterionnente ~ solução. Os fons são átomos carregados po-
17 
sitiva ou negativamente. Por exemplo, em água pura, os átomos carregados posl· 
tivamente, ou íons positivos, são tt+ e os átomos carregados negativamente, ou íons 
negativos, são OH- . Os eletrólitos aquosos podem ser ácidos, álcalis, água do mar, 
ou qualquer solução de um sal. 
Corrente 
ânodo cátodo 
eletrólito 
FIGURA 1.1. flustração esquemática de dois metais A e B imersos em uma solução. 
O metal A é o ânodo. o metal B é o cátodo e a solução o eletrólito. 
As reações de corrosão envolvem basicamente ânodos, cátodos e eletrólitos. O 
ânodo e o cátodo, também conhecidos como eletrodos, podem consistir de dois me-
tais diferentes, ou áreas diferentes do mesmo metal. Durante a corrosão, há essen-
cialmente dois tipos de reações ocorrendo: a reação anódica, que ocorre no ânodo, e 
a reação catódica, que ocorre no cátodo. A reação anódica consiste em o átomo 
metálico deixar o mejal para formar íons do metal no eletrólito (vide figura l .2a). 
Os elétrons deixados no metal , devido à reação anódica do metal dissolvendo no ele-
18 
e· 
Fe Fe Cu 
o 
C~todo 
.H· H'* 
e·1 '\ 
H' 
H' ,, H' 
H• H: o 
H' . H' 
o 
H' H• 
e· H' H' . 
Ânodo 
t ~- ~ ·· - Fe·· . 
, H' 
H· 
H' 
H· H 
(a) (b) 
FIGURA 1.2. flustração esquemática de reação anódica de dissolução do fe"o e 
reação catódica de evolução do hidrogênio nas (a) diferentes partes da 
mesma superffde e (b) superfícies de diferentes metais. 
tróllto, também chamada de reaçã'o de dissolução, movem-se para outra parte da su· 
perfície do metal, onde eles serão utilizados, ou, como mostra a figura l.2b, mo· 
vem-se através de um condutor externo para outro metal (por exemplo, cobre), on· 
de serão consumidos em outra reação superficial. Como é mostrado nas figuras l.2a 
e l. 2b, o cátodo pode ser uma parte diferente do mesmo metal imersa no eletró· 
lito ou outro metal. O balanço elétrico é portanto restabelecido. Uma reação ca· 
tódica típica é a redução dos íons hidrogênio para o átomo de hidrogênio. Estes 
átomos de hidrogênio combinam-se para formar hidrogênio gasoso. 
Quando ocorre a corrosão aquosa, há a formação de íons metálicos e liberação 
de elétrons na região do ânodo, onde se dá a oxidação, ou corrosão, ou deteriora-
ção do metal e simultaneamente, na região do cátodo, há o consumo de todos os 
elétrons (que foram produzidos na região anódica) e redução dos íons do eletrólito, 
isto é, a neutralização dos íons hidrogênio ou formação de íons carregados negati-
vamente. Portanto a corrosão ocorre apenas no ânodo . A reação de corrosão nem 
sempre necessita ser a dissolução do metal, pode também ser a formação de óxido 
ou hidróxido. Qual destas duas reações de corrosão ocorrerá, depende do metal e 
pH da solução aquosa. 
O termo "oxidação" não é necessariamenteassociado a oxigênio. Oxidação é a 
reação em que ocorre perda de elétrons. Por exemplo, quando Fe transforma-se em 
íon Fe2 +, de acordo com a equação: 
Fe-4Fe2 ++ 2 e· (1.1) 
e libera dois elétrons, diz-se que ocorreu uma reação de oxidação. 
1.2. POTENCIAIS E POTENCIAIS PADRÃO 
Foi mencionado anteriormente que quando metais corroem, energia é liberada. 
O potencial de um metal em uma solução é relacionado com a energia liberada ou 
cedida quando é corroído. Este potencial também é conhecido como "potencial 
de corrosão". Desde que a quantidade de energia liberada devido à corrosão varia 
de metal para metal, e com as características da solução, como temperatura e agita-
ção, o potencial de corrosão também varia. Quando dois metais, como zinco e co-
bre, são imersos em uma solução aquosa de cloreto de sódio e são ligados externa-
mente, uma corrente elétrica flui entre os dois metais. Colocando-se um voltímetro, 
como mostrado esquematicamente na figura 1.3, a voltagem entre os eletrodos pode 
ser medida . Esta voltagem i! a diferença nos potenciais de corrosão dos dois metais 
no eletrólito. Se o cobre fo1 r.ubstituído por ferro na figura 1.3, a corrente e a volta-
gem vão variar. Este conjunto de dois eletrodos e um eletrólito também é chamado 
de "célula". 
O potencial de um metal em uma solução pode apenas ser medido com relação 
a um padrão. 
O padrão básico usado para medir os potenciais dos metais em soluções aquosas 
é uma meia-célula representada por um eletrodo de platina platinizada, imerso em 
urna solução contendo uma concentra,ção definida de íons hidrogênio, sobre o qual 
19 
Zn Cu 
FIGURA 1.3. /lu stração esque-
mática mostrando dois metais. 
cobre e zinco. imersos em uma 
solução. O voltímetro mede a 
voltagem entre os metais. 
o gás de h.idrogênio é borbulhado. A outra meia-célula é um metal puro (metal cujo 
potencial deve ser medido) em uma solução 1 Mola! de seus íons. Se o potencial do 
eletrodo de platina platinizada sob as condições descritas acima é arbitrariamente 
assumido como zero, o potencial de todos os metais em suas soluções apropriadas 
pode ser medido e tabelado. Este potencial medido é conhecido como " potencial 
padrão" ou "potencial de eletrodo padrão" A tabela 1.1 registra os potenciais de 
eletrodo padrão de alguns metais. Alguns dos potenciais são negativos e outros são 
positivos. Novamente por definição arbitrária, os potenciais de metais como zinco 
são negativos, e os potenciais de metais como o ouro são positivos. 
Se . por exemplo. zinco e ouro são imersos em uma solução e ligados externa-
mente, a diferença em seus potenciais é l ,S - (- 0,763) = 2.263 V. O zinco torna-se 
o ânodo, o ouro o cátodo, e o primeiro é corroído. Em um sentido prático, a expressão 
de maior interesse é a " intensidade " ou velocidade de corrosão, e é dada pela quan-
tidade de corrente que flui entre os eletrodos. De acordo com a lei de Ohm, a cor-
rente é proporcional ao potencial para um dado valor de resistência. Dessa forma, a 
corrente produzida devido à corrosão do zinco, quando ligado ao ouro, é maior que 
a corrente produzida devido à corrosão do ferro, quando ligado ao ouro; a diferença 
de potencial entre o ouro e o zinco é maior que entre o ouro e o ferro. 
TABELA 1.1. Potenciais de Eletrodo Padrão ( 1 J 
REAÇÃO DO ELETRODO POTENCIAIS DE ELETRODO PADRÃO 
a 25ºC (volts) 
Au3• • 3e -+ Au 1.5 
• -
-+ Ag 0,799 Ag • e 
eu2· • 2e -+ Cu 0,337 
2H• . 2e - -+ H 
º·ººº Pb2 • . 2e -+ Pb - 0 .126 
Fe2 • 2e - -+ Fe • - 0,44 2• 2e -+ Zn - 0,763 Zn • 
Al3+ -. 3e -+ AI 
- 1,66 
Mg3 • • 3e -+ Mg - 2,37 
20 
1.3. O METAL E O MEIO 
Foi visto que a corrosão ocorre devido à interação do metal com seu meio. Os 
dois reagentes serão considerados separadamente. 
1.3.1 . O Metal 
Questões tais como "por que o metal é corroído", ou "onde o metal ou liga é cor-
roída", podem ser respondidas, em grande parte, ao se considerar o aspecto das hetero-
geneidades em um metal . Em um metal perfeito, i .é ., um metal ideal, os átomos metáli-
cos individuais podem ser imaginados como se estivessem distribuídos em um arran-
jo regular em três dimensões, com cada átomo cercado por um meio idêntico de 
átomos. Em outras palavras, cada átomo é indistinguível do outro. Portanto os áto-
mos metálicos estão todos em um estado de energia idêntico, e nenhum átomo tem 
maior ou menor tendência de ir para a solução que o outro. A probabilidade de to-
dos os átomos irem para a solução é a mesma e a corrosão não ocorre. Em cristais 
reais, entretanto , a situação é diferente. Em qualquer temperatura diferente do zero 
absoluto, os átomos no cristal estão em vibração térmica e, em qualquer instante, os 
estados de energia diferem. O cristal metálico contém um número de imperfeições, 
como é mostrado diagramaticamen te na figura l .4b. As bordas (B) e cantos (C) exis-
tem nos contornos dos planos dos retículos cristalinos incompletcs, e os átomos si-
tuados nestas regiões têm uina maior tendência de ir para a solução que os átomos 
no meio do cristal . Isto ocorre porque o número de ligações átomo-átomo a serem 
quebradas, no primeiro caso , é menor. A remoção de átomos das bordas e cantos 
por dissolução produz mais regiões com tendência a dissolução sobre o metal . 
(a) 
(bl 
FIGURA 1.4. Representação esquemática de ª"anjo de átomos metálicos 
individuais en um cristal metálico: (a) perfeito e (h) real. 
B - bordas. C - cantos e M - meio. 
21 
M 
Heterogeneidades nos metais e ligas podem ser classificadas como: 
a. atômicas ( não observáveis por microscopia óptica) 
b. microscópicas (observáveis por microscopia óptica) 
c. macroscópicas (observáveis a olho nu). 
As várias heterogeneidades que pertencem a estas três categorias , são resumidas 
na tabela 1.2. 
TABELA 1.2. Heterogeneidades nos Metais 
ATÔMICA MICROSCÓPICA MACROSCÓPICA 
1. Defeitos puntiformes 1. Contornos de grãos J . Con tornos de grãos 
- vacâncias 2. Fases metálicas 2 . Descontinuidades superfi-
- pontos de "kink" - metais ciais 
- moléculas adsorvidas 
- soluções sólidas - riscos 
2. Regiões da borda - compostos interme· - cortes 
3. Pontos de emergência táticos - trincas em películas de 
de discordâncias em 3. rases não metálicas óxidos 
cunha ou hélice na 4. Compostos me tálicos - trincas em revestimen-
superfície 5. Impurezas tos aplicados 
3. Fatores geométricos 
- contato com outros 
materiais 
- fissu ra (fenda) 
Os metais e ligas usados na indústria e em outras aplicações são normalmente 
policristalinos e suas microestruturas consistem de contornos de grãos bem defini-
dos, grãos de diferentes orientações e uma variedade de fases em que a densidade 
de átomos varia de grão para grão. Em geral , planos com uma maior densidade de 
átomos são mais estáveis. Esta anisotropia dos metais e ligas é utilizada em metalo-
grafia, na qual superfícies metálicas polidas são tratadas com um reagente que ataca 
(ou demarca) certas regiões da microestrutura mais rapidamente que outras. Contor-
nos de grãos geralmente corroem a uma velocidade maior que o interior dos grãos. 
Grãos com orientações preferenciais também sã'o atacados rapidamente. Como con-
seqüência, contornos de grãos e grãos corroídos (ou atacados), aparecem escuros 
nas microestruturas. A segregação de elementos e compostos intermetálicos nos 
contornos de grãos, em certas ligas, tomam as regiões intergranulares mais susceptí-
veis ao ataque por certos agentes corrosivos dando origem, portanto, ao ataque inter-
granular. Exemplos típicos destas ligas sã'o certos tipos de aços inoxidáveis e ligas de 
alumínio. Mesmo em ligas de soluções sólidas, existem diferenças na composição de 
um ponto para outro, e partes da liga que contêm uma concentração maior do me-
tal menos nobre, corroem preferencialmente . Inclusões macroscópicas e microscópi-
cas, tais como, bordas com rebarbas,revestimentos descont(nuos, fendas e outras, 
introduzidas em metais e ligas durante a fabricação , resultam também em uma cor-
rosã'o localizada acentuada nessas regiões. 
1.3.2. O Meio 
Distintamente dos parâmetros físicos e químicos, tais como peso, densidade, 
condutividade, coeficiente de expansão e outros, que podem ser definidos em ter-
22 
mos de constantes independentes do meio, a velocidade de corrosão de um metal 
não pode ser especificada, sem se mencionar as condições precisas do meio, que 
predominam durante a corrosã'o. O meio pode variar em termos de parâmetros, tais 
como: 
a. composição d. pressã'o 
b. pH e. velocidade 
c. temperatura f. radiação. 
A figura 1.5 apresenta esquematicamente a complexidade das condições do 
meio(3). A importância do meio pode ser esclarecida com a ajuda de exemplos espe-
cíficos. 
Exemplo 1: 
rs;;;--, 
~ 
BtiJCl tN1'9il 
Altaer.ergi1 
FIGURA 1.5. Representação esquemática da complexibilidade das 
condições do meio f 3J. 
O ouro é mais resistente que o ferro na maioria dos meios aquosos, entretanto 
em soluções oxigenadas de cianeto de sódio o ouro é corroído enquanto o ferro não 
é atacado. 
Exemplo 2: 
A velocidade de oxidaça:o de ligas à base de zircônio em oxigênio a 350°C é bai-
xa. O óxido formado sobre a superfície das ligas de zircônio é escuro, aderente e 
protetor. A temperaturas ~ 750ºC entretanto, a velocidade de oxidação é muito al-
ta, e o óxido formado é cinza ou branço, e não protetor. 
23 
Pequenas variações na concentração de certos íons em uma solução aquôsa, tam-
bém influenciam a velocidade e o tipo de corrosã'o. Variação na concentração de hi-
drogênio {pH), oxigênio dissolvido, ou íons metálicos, entre duas regiões em um 
meio aquoso que circunda um metal, podem dar origem à formação de áreas predo-
minantemente anódicas e predominantemente catódicas sobre a superfície metáli-
ca, e portanto aumentar as velocidades de corrosão das regiões anódicas. Um metal 
em uma solução de seus próprios íons, mostra um potencial mais alto na região 
onde a concentração iônica é maior. A região do metal em uma solução aquosa com 
urna concentração de íons mais baixa conseqüentemente toma-se anódica e corrói 
(vide figura 1.6). 
lclF++ ++ •1111 Fl~:~:H+ li li :!::?·:! 1e 1 o,o,o, li li 1 e 1 c1· cr o, o, o, (pH baixo) 
~Fe++Fe++ J ll ~ ~~~~! lJ li ~ o,o, JJ cr cr cr ~crcrcr 
(a) (b) (e) (d) 
A-áreas anódicas C-áreas catódicas 
FIGURA 1.6. ilustração esquemática da influência da variação de concentração de: 
(a) fons metálicos (b) pH (c) oxigênio dissolvido (d) fons cloreto 
em uma solução; sobre a co"osão de um metal imerso. 
1.4. CLASSIFICAÇÃO DA CORROSÃO E NOMENCLATURA 
As diferentes formas de corrosão podem ser classificadas de acordo 
com: 
A. Meio 
B. Causa de ataque 
C. Produto de corrosã'o 
D. Fatores mecânicos 
E. Localização do ataque 
F . Cinética 
A. CLASSIFICAÇÃO BASEADA NO MEIO 
(a) Corrosã'o atmosférica 
24 
(b) Corrosão pela água do mar 
(c) Corrosão subterrânea 
(d} Corrosão por metal fundido 
(e) Corrosão por sal fundido 
(f) Corrosã'o por gases de escape de produtos de combustão 
(g) Corrosã'o bacteriológica 
(h} Corrosã'o termogalvânica 
(i) Corrosão por corrente extraviada 
G) Corrosão por célula de concentração 
(k} Corrosão sob tensão 
(!) Corrosão por atrito 
(m) Corrosão-erosão 
B. CLASSIFICAÇÃO BASEADA NA CAUSA DO ATAQUE 
(a) Corrosão em frestas 
(b) Corrosão bimetálica 
(c) Corrosão por colisão 
(d) Corrosã'o por célula de concentração 
(e) Formação de trincas 
( f) Corrosão-erosão 
C. CLASSIFICAÇÃO BASEADA NO PRODlITO DE CORROSÃO 
(C. l) Natureza do produto de corrosão 
(a) Corrosão tubercular 
(b) Oxidação superficial do ferro 
( c) Escamação 
(d} Formação de manchas por oxidação superficial 
(e) Esfoliação 
(C.2} Composição do produto de corrosão 
Produto de Co"osão 
(a) Oxido 
(b} Sulfeto 
( c) Nitretos 
(d} Carboneto 
(e) Haletos 
boretos, hidretos, nitratos, 
sulfatos, carbonatos, com-
postos complexos etc. 
D. CLASSIFICAÇÃO BASEADA EM FATORES MECÂNICOS 
(a) Corrosão sob tensão 
(b) Corrosão sob fadiga 
( c) Corrosão por atrito 
(d) Corrosão-erosão 
Classificação 
Oxidação 
Sulfuração 
Nitretação 
Carbonetação 
Ainda não 
l;lenominados 
25 
E. CLASSIFICAÇÃO PELA LOCALIZAÇÃO DO ATAQUE 
(a) Corrosão intergranular (f) Corrosão seletiva 
(b) Corrosão transgranular (g) Corrosão interna 
( c) Corrosão interdendrítica (h) Cavitação 
(d) Corrosão uniforme (i) Fragilização cáustica 
(e) Corrosão por pi te 
F. CLASSIFICAÇÃO PELA CINBTICA 
(a) Corrosão linear (c) Corrosão logarítmica 
(b) Corrosão parabólica (d) Corrosão catastrófica 
Como pode ser visto, algumas das formas de corrosão foram repetidas e:n dife-
rentes classes, por exemplo, corrosão-erosão. Uma discussão detalhada de muitas 
das diferentes formas de corrosão pode ser encontrada em outros capítulos deste li-
vro. 
1.5. UNIDADES DE CORROSÃO 
As velocidades de corrosão podem ser dadas em diversas formas de unidades. As 
duas classes principais de unidades são: 
· 1. Perda de peso por unidade de área e por unidade de tempo, dada como mili· 
gramas por decímetro quadrado por dia, "mdd", e 
2. penetração por unidade de tempo, dada como milésimos de polegada por ano, 
e abreviada como "mpy" ou como milímetro por ano "mmpy". 
As unidades das duas classes são interconvertíveis, como mostrado na tabela 1.3. 
TABELA 1.3. Fatores de Conversd'o da Velocidade de Corrosão 
MULTIPLIQUE 1 POR 1 PARA OBTER 
---
1. Miligramas por decímetro quadrado 0,00144/p polegadas por ano 
por dia (mdd) (pem gcm-3) (ipy). 
2. Polegadas por ano (ipy) 25,4 milímetros por ano 
(mmpy) 
3. Miligramas por decímetro quadrado 0.03652/ p rnilí metros por ano 
por dia (mdd) (pem gcrn-3) (mmpy) 
4. Miligramas por decímetro 0,00000269 gramas por polegada 
quadrado por dia quadrada por hora 
5, Miligramas por decímetro quadrado 36,5 gramas por metro q ua-
por dia drado por ano 
6. Gramas por metro quadrado por dia 0,36525/p milímetros por ano 
(pem gcrn-3) (mmpy) 
• ipy: inches per year 
26 
OBSJ::R VAÇ6ES FINAIS 
Espera-se que nesta breve introduçã'o à corrosão, algumas dúvidas fundamentais 
tenham sido esclarecidas. Uma discussão detalhada de muitos dos assuntos mencio-
nados pode ser encontrada em diferentes capítulos deste livro. 
1.6. APÊNDICE 
Glossário dos termos comumente usados em corrosão e controle de corrosão. 
Alguns dos termos que sã"o freqüentemente encontrados em livros e artigos so-
bre corrosão e controle de corrosão são listados no glossário abaixo, sendo defini-
dos ou explicados. 
Ação local - Corrosão devido a ação de células locais. 
Anaeróbica - Ausência de oxigênio livre ou não-reagido. 
Ânion - fon que é atraído para o ânodo devido a sua carga negativa (OH·, Cl·). 
Ânodo · Eletrodo no qual a oxidação ou corrosão ocorre. 
Anólito - O eletrólito adjacente ao ânodo. 
Aquoso - Referente à água. 
Ataque por colisão - Corrosão-erosão localizada, causada pela turbulência ou fluxo 
de colisões em certos pontos. 
Ataque por depósito - Corrosã'o por pites, resultante dos depósitos sobre a superfí-
cie metálica, que dão origem a células de concentração. 
Ataque seletivo - Corrosã"o seletiva ou remoção de um constituinte metálico de uma 
liga. Desaluminização , desniquelação e dezincificação são diferentes formas de ata-
que seletivo quando alumínio, níquel e zinco, respectivamente, são removidos seleti-
vamente. · 
Ativo - Estado no qual um metal tende a corroer. 
Camada dupla - Interface entre o eletrodo e o eletrólito onde ocorre separação de 
cargas. Em geral o eletrodo é carregado positivamente com relação à solução. 
Carepa de laminaçaõ - Camada de óxido espessa formada sobre as superfícies metá-
licas durante trabalho a quente ou tratamento térmico . 
Oítion - fon carregadopositivamente que migra para o cátodo, por exemplo: 
Cu2 +, H+, Mg2 +. 
Cátodo - Eletrodo onde ocorre a redução e praticamente nenhuma corrosão . Uma 
reação catódica típica é a redução do oxigênio a íons hidroxila. 
Católito - Eletrólito próximo ao cátodo numa célula. 
Cavitação - Forma de dano associada ao colapso de cavidades no líquido, na inter-
face sólido-líquido. 
Célula - Um sistema eletroquímico consistindo de um ânodo e um cátodo imersos 
em um eletrólito. O ánodo e o cátodo podem ser metais separados ou áreas diferen-
tes do mesmo metal . 
Célula de aeração - Uma célula eletrolítica resultante de diferenças na concentra-
ção de oxigênio dissolvido em dois pqntos . 
27 
Célula de aeraçllo diferencial - Uma célula resultante de uma diferença de potencial, 
causada por quantidades diferentes de oxigênio dissolvido em dois locais. 
Célula ativa-passiva - Uma célula composta de um metal no estado passivo e o mes-
mo metal em uma regiã"o diferente, no estado ativo. 
Célula de concentração de oxigênio - Uma célula resultante da diferença na concen-
tração de oxigênio entre dois locais. 
Célula galvânica - Uma célula consistindo de dois metais diferentes em contato um 
com o outro, em uma solução. 
Célula local - Uma célula galvânica formada devido a pequenas diferenças na compo-
sição do metal ou do eletrólito. 
Corrente de troca - Quando um eletrodo atinge o equilíbrio dinâmico em uma solu-
ção, a velocidade de dissolução balanceia a velocidade de deposição catódica. A ve-
locidade com a qual as cargas, negativas ou positivas, estão entrando ou deixan-
do a superfície neste ponto é conhecida como corrente de troca. 
Corrente elétrica - Uma corrente elétrica é causada pelo fluxo de elétrons. 
Corrosão - Deterioração de um metal devido a reação com seu meio. 
Corrosão acelerada por tensão - Aumento na corrosão causado por tensões aplicadas 
ou residuais. 
Corrosão bimetálica - Ver corrosão galvânica. 
Corrosão-erosão - Uma reação de corrosão acelerada pela velocidade e abrasão da 
água. 
Corrosão em frestas - Corrosão localizada, resultante da formação de uma célula de 
concentração, em uma fresta formada entre um metal e um não-metal ou entre dois 
metais. 
Corrosão filiforme - Corrosão que ocorre sob películas na forma de linhas finas dis-
tribuídas aleatoriamente. 
Corrosão grafítica - Corrosão do ferro fundido cinzento, na qual os constituintes me-
tálicos são convertidos em produtos de corrosão, deixando veios de grafite intactos. 
Corrosão intercristalina - Ver corrosão intergranular. 
Corrosão interdendrítica - Corrosão que ocorre preferencialmente ao longo de con-
tornos dendríticos. 
Corrosão intergranular: Corrosão preferencial nos contornos de grãos. 
Corrosão por atrito - A deterioração do metal causada por escorregamento repetiti-
vo na interface entre duas superfícies é classificada como corrosão por atrito quan-
do a perda de metal aumenta por corrosão. 
Corrosão por corrente extraviada - Corrosão causada por correntes extraviadas de al-
guma fonte externa. 
Corrosão por pites - Corrosão altamente localizada, resultando em penetração pro-
funda em apenas uns poucos pontos. 
Corrosão sob fadiga - A ação combinada de corrosão e fadiga causando fratura no 
metal. 
Corrosão subsuperficial - Ver corrosão interna. 
Corrosão termogalvdnica - Corrosão galvânica resultando da diferença de tempera-
tura entre dois pontos. 
Corrosão tubercular - 1Corrosão localizada em locais espalhados, resultando em re-
giões com protuberâncias. 
28 
Densidade de corrente - A corrente por unidade de área geralmente expressa em 
amperes por decímetro quadrado ou miliamperes por centímetro quadrado. 
Descamação - Formação a altas temperaturas de camadas espessas de produto de 
corrosão, sobre uma superfície metálica. 
Despolarização - Eliminação ou redução da polarização por meios físicos ou quími-
cos, resultando em aumen to da corrosão. 
Eletrodo - Um metal em contato com um eletrólito que atua como um ponto, onde 
a corrente e lét rica entra no metal ou o deixa. 
Eletrodo auxiliar · Um eletrodo usado em estudo de polarização para passar corren· 
te para/ou do eletrodo de trabalho ou de teste. Metais não-corrosivos são geralmen-
te usados como eletrodos auxiliares. 
Eletrodos de trabalho - O eletrodo teste ou amostra sob· estudo em uma célula ele-
t roquímica. 
Eletrólise - A alteração qu ímica em um eletrólito resul tante da passagem de eletri -
cidade. · 
Eletrólito - Um condutor iônico, geralmente uma solução aquosa. 
Equivalente eletroqu1ínico · O peso de um elemento oxidado ou reduzido por uma 
quantidade unitária de eletricidade, usualmente um coulomb. 
Erosão - Deterioração de u!11a superfície pela ação abrasiva de fluidos em movimen-
to. 
Esfoliação - Formação de camadas espessas de produtos de corrosão, observada 
algumas vezes sobre aços e ligas de alumínio. 
Fator de pire · Razão entre a profundidade do pite mais profundo e a penetração 
média calculada da perda de peso. 
Ferrugem - Produto da corrosão, consistindo principalmente de óxido de ferro hi-
dratado. 
Formação de trincas por corrosão sob tensão -Trincas prematuras de metais, produ-
zidas pela ação combinada de corrosão e tensões tênseis (aplicadas ou residuais). 
Fragilização cáustica - Uma forma de corrosão sob tensão que ocorre em aço expos-
to a soluções alcalinas. 
Fragilização por hidrogênio - Fragilização de um metal causada pelo hidrogênio, al-
gumas vezes observado em aço protegido catodicamente, aço decapado e outros. 
Galvanostática - Técnica de aplicação de corrente constante a uma amostra em um 
eletrólito. 
Imunidade - Um estado de resistência à corrosão ou à dissolução anódica, causado 
devido ao potencial de eletrodo do metal estar abaixo do potencial de equilíbrio pa-
ra dissolução anódica. 
Inclinação de Tafel, linha de Tafel ·Quando um eletrodo é polarizado, ele geralmen-
te produz uma relação potencial-corrente sobre uma região, que pode ser aproxima-
da por 11 = ± B log --!.... , em que 11 é a variação do potencial de circuito aberto, i é a 
densidade de correnti~e B e i0 são constantes . A constante B é também conhecida co-
mo inclinação de Tafel. Se este comportamento for observado, uma curva obtida so-
29 
brc a escala sernilogarítrnica será conhecida como linha de Tafel. O diagrama total 
é conhecido como diagrama de Tafel. 
Inibidor - Uma substância química que pela sua ação física, química ou físico-quí· 
mica previne ou reduz a corrosão. 
Inibidor catódico · Uma substância química ou substâncias que previnem ou redu-
zem a velocidade da reação catódica pela ação física, química ou físico-química. 
/Ón - Um átomo ou grupo de átomos carregados eletricamente, por exemplo: 
Cu2+, Zr2+ , c1·, S04 2 •. 
Lascamentos - A separação de uma camada superficial por tensões mecânicas ou tér-
micas. 
limite de co" osão sob fadiga - A tensão máxima suportada por um metal, sem fa-
lhar em um número estabelecido de aplicações de tensão, sob condições de corrosão 
e tensão definidas. 
Limite de resistência - Nível máximo de tensão cíclica que um metal pode suportar 
sem uma falha por fadiga. 
Meia-célula · Um metal puro em contato com uma solução de concentração conhe-
cida de seus próprios íons, a uma temperatura específica, desenvolve um potencial 
característico e reprodutível. 
Meio ·As circunvizinhanças ou condições na qual o material é encontrado. 
Metal ativo · Um metal pronto para ser ou sendo corroído. 
Metal nobre - Um metal que não é muito reativo, como ouro, prata, etc. 
Oxidação · Perda de elétrons por um constituinte (um reagente) de uma reação quí-
mica. 
Oxidação interna · Formação de partículas de produtos de corrosão abaixo da su-
perfície metálica. 
Par eletrolític,J - Uma célula desenvolvida em um eletrólito, como resultado do con-
tato elétrico entre dois metais diferentes. 
Passivaçaõ . Redução da velocidade de reaçifo anódica de um eletrodoenvolvido na 
ação eletroquímica. 
Pe/fcula · Uma camada superficial fina que pode ou nifo ser visível. 
pH - Uma medida da acidez ou alcalinidade de uma solução. 
Polarização - O deslocamento do potencial de circuito aberto de um eletrodo resul-
tando da passagem de corrente . 
Polarização anódica · Polarizaçifo do ânodo ou aumento no potencial inicial do âno-
do, devido ao fluxo de corrente no ânodo. 
Polarização catódica - Polarizaçiro do cátodo ou a redução do potencial inicial que 
resulta do fluxo de corrente próximo ou no cátodo. 
Polarização por concentração · Polarização de um eletrodo causado por variações na 
concentração do meio adjacente ã superfície metálica. 
Potencial ativo - O potencial de um metal corroendo. 
Potencial de circuito aberto ·Ver potencial de corrosão . 
Potencial de co"osão - O potencial de uma superfície metálica corroendo em um 
eletrólito, relativo a um eletrodo de referência. 
30 
Potencial do eletrodo · O potencial de um eletrodo quando medido contra um ele-
trodo de referéncia . 
Potencial de eletrodo padrão . Potencial reversível para um processo de eletrodo; 
quando todos os produtos e reagentes possuem atividade unitária sobre uma escala, 
na qual o potencial para a meia-célula de hidrogênio padrão .é zero. 
Potencial de equilíbrio - O potencial do eletrodo no equilíbrio padrão, como defini-
do pela equação de Nemst. 
Potencial misto - Um potencial resultante de duas ou mais reações eletroquímicas, 
ocorrendo simultaneamente sobre uma única superfície metálica. 
Potencial nobre - Um potencial mais positivo que o potencial de hidrogênio padrão. 
Potenciostato · Um equipamento eletrônico que mantém um eletrodo a um poten-
cial constante. 
Proteção anódica · Uma técnica para reduzir a corrosão de um metal, sob algumas 
condições, por passar cor~nte suficiente para causar a entrada e permanência do 
potencial de eletrodo na região passiva. 
Proteção catódica · Redução ou eliminação da corrosão tornando o metal um cáto-
do, por meio do uso de uma corrente d .e. (contínua) imprimida, ou através do uso 
de um ânodo de sacrifício. 
Redução ·Ganho de elétrons por um constituinte de uma reaçifo química. 
Revestimento de conversão química· Um revestimento (decorativo ou protetor) de-
senvolvido no local pela reaçiro do metal com um meio escolhido. 
Séries de força eletromotriz - Uma lista de elementos ordenada de acordo com seu 
potencial de eletrodo padrão. 
Séries galvânicas · Uma lista de metais arranjada de acordo com seus potenciais rela-
tivos de corrosão , em algum meio específico. A água do mar é freqüentemente usa-
da como meio. 
Sobretensão · A diferença entre o potencial do eletrodo quando a corrente está 
fluindo e quando nenhuma corrente está fluindo. Também conhecida como polari-
zação. 
Sobretensão de hidrogênio - Sobretensão associada à liberação de hidrogênio 
gasoso. 
Sonda de luggin · Um sistema utilizado para medir o potencial de uma amostra 
com densidade de corrente significativa imposta sobre sua superfície. 
Sulfuração · Oxidaçifo pelo enxofre . 
Transpassiva · A região nobre do potencial, onde um eletrodo apresenta uma densi-
dade de corrente maior que a densidade de corrente passiva. 
Turvamento (Formação de manchas) · Descoloração superficial de um metal resul-
tante da formação de uma película fin a do produto de corrosão. 
Umidade relativa · A razão (em%) da quantidade da umidade no ar comparada à 
de saturação, à mesma temperatura. 
31 
Velocidade de co"osão - A veiocidade com a qual a corrosão ocorre, geralmente 
dada como (1) perda de peso por unidade de área, em unidade de tempo, ou (2) a 
profundidade do metal corroído em unidade de tempo. 
SUGESTÕES PARA LEITURA ADICIONAL 
1. EVANS, U .R. The corrosion and oxidation of metais, Londres, Edward-Arnold , 1960. 
2. SHREIR, L.L. (Ed.} Corrosion, metal·environment reactions., Londres, Newnes Butter-
worths, 1976, vol. 1. 
3. EVANS, U.R. An introd11ction to metallic corrosio11 , Londres, Edward-Arnold, 1979. 
REFERf'.NCIAS 
1. Handbook of electrochemical constants, Londres, Butterworths, 1959. 
2. SHREIR, L.L. (Ed.} Corrosion, metal-environment reactions, Londres, Newnes Butterworths 
1976, vol. I. 
32 
2 
Aspectos eletroquímicos da corrosão 
2.1. INTRODUÇÃO 
Uma reação de corrosão pode ser representada de uma maneira similar a qual-
quer outra reação química, pela termodinâmica ou pela cinética. 
A termodinâmica dá uma medida quantitativa da tendência de uma reação ocor-
rer em uma dada direção. Similarmente a qualquer reação química, quando um me-
tal reage com .o seu meio, há uma variação na energia livre b.G do sistema, que é 
igual ao trabalho feito ou absorvido durante o processo de reação. A energia é máxi-
ma quando o processo é reversível. Esta variação de energia livre é a força motriz da 
reação. Quando uma reação de corrosão ocorre, ela é acompanhada por uma dimi-
nuição na energia do sistema, pois de outra forma a reação não poderia ocorrer. A 
variação na energia livre b.G pode ser dada como: 
b.G = G(produtos) - G(reagentes) (2.1) 
Em muitos livros, o termo energia livre também é usado para descrever a função 
de Helmholtz ou a função trabalho " F". F e G são relacionados por: 
G = F + PV (2.2) 
em que P e V são a pressão e o volume, respectivamente. 
Neste livro, todas as referências à energia livre estão restritas à energia livre de 
Gibbs, G. 
A termodinâmica também define sem ambigüidades a natureza.das fases, suas ati-
vidades (concentrações termodinâmicas) e fugacidades (pressões termodinàmicas), 
quando a reação atinge o equilíbrio. A termodinâmica prevê as reações de corrosão, 
entretanto nlfo dá qualquer informaçlfo sobre a velocidade com que a reação atinge 
o equilíbrio, ou sobre o mecanismo detalhado da reação. 
Cinética - A corrosão, como mencionado anteriormente, é uma reação que ocor-
re em uma interface eletrificada. h necessário, portanto , que se considerem as ciné-
ticas de eletrodo, o que será visto em outras seções deste capítulo . 
33