Exercícios Corrosão P1 (1)

Prévia do material em texto

Exercícios de Corrosão 
Lista Stoa

Questão 1. Defina o conceito de corrosão. É um conceito que se aplica somente para 
metais? Cite alguns exemplos. 
Corrosão é um processo oxidativo espontâneo associado com a superfície de um material, 
geralmente um metal, mas também podem ser sais, gases, reagentes e solventes. Essa 
deterioração do material pode ser causada por reações de ordem química ou eletroquímica 
do meio ambiente, aliada ou não a esforços mecânicos. 
Exemplos são : ferrugem causada por oxigênio em peças de Ferro; a deterioração do 
cimento Portland por ação de sulfato; a perda de elasticidade da borracha devido a 
oxidação por ozônio; corrosão da madeira devido a exposição a solução de ácidos e sais 
ácidos que hidrolisam a celulose. 
Questão 2. As latas de conservas são fabricadas com lâminas de ferro revestidas com 
estanho e apresentando, no seu interior, uma película de verniz protetor inerte. Um 
determinado produto com pH = 2 foi embalado, a vácuo, numa dessas latas. No transporte, 
a lata foi amassada, ocorrendo fratura nos revestimentos de verniz e de estanho, deixando o 
ferro em contato direto com o produto. Dados os potenciais de redução: 
Fe2+ + 2e- → Fe° E° = − 0,40 V 
Sn2+ + 2e- → Sn° E° = − 0,14 V 
a) Que metal tende a sofrer corrosão? Justifique. 

O material com o maior potencial padrão de redução (E°) é o que tende a reduzir nas 
reações de oxirredução. Portanto, neste caso o Estrôncio tende a reduzir (E° = − 0,14 V) e o 
Ferro, a oxidar (E° = − 0,40 V). Ou seja, o Ferro tende a sofrer corrosão. 

b) Escreva as reações anódica e catódica da pilha de corrosão formada. 

A reação anódica é a reação de oxidação: Fe° → Fe2+ + 2e- Eoxidação° = + 0,40 V 

A reação catódica é a reação de redução: Sn2+ + 2e- → Sn° Eredução° = − 0,14 V 



Questão 3. Selecione alguns exemplos de corrosão direta e corrosão indireta. 

Corrosão Química ou Direta - Ocorre ação direta do meio agressivo sobre o material 
metálico. Os elétrons cedidos pelo metal são doados ao oxidante no próprio lugar onde são 
produzidos. Ex.: corrosão de Zn por H2SO4, corrosão do concreto, degradação de polímeros (plásticos ou 
borrachas) por solventes ou agentes oxidantes. 

Corrosão Eletroquímica ou Indireta (Eletrocorrosão) - Causada pela ocorrência 
de pilhas ou pares galvânicos em curto-circuito. Os elétrons são produzidos no ânodo e 
consumidos no cátodo. Essas regiões ocorrem devido a heterogeneidades existentes ou 
formadas nos metais, nos meios, ou em ambos. Ex.: pilhas galvânicas, formação de ferrugem. 
Questão 4. Diferencie o conceito de pilha galvânica de um pilha de concentração. 
Pilha galvânica : é o tipo de pilha de corrosão que ocorre quando dois metais ou ligas 
diferentes estão em contato e imersos num mesmo eletrólito. 
Pilha de concentração : ocorre quando se têm materiais metálicos de mesma natureza 
mas que originam uma diferença de potencial que gera um processo de corrosão. Pode 
acontecer em dois casos : quando se tem um mesmo material metálico em contato com 
diferentes concentrações de um mesmo eletrólito (pilha de concentração iônica) ou em contato 
com o mesmo eletrólito, porém em locais em que os teores de gases dissolvidos são 
diferentes (pilha de aeração diferencial). 
Questão 5. Com o uso da Equação de Nernst e sabendo que a reação envolve apenas 
transferência de elétrons, determine o potencial para formar a linha no Diagrama de 
Pourbaix? (E, potencial; F, constante Faraday; n, número de elétrons) 
Fe ↔ Fe2+ + 2e- 
E = ΔGo / (n·F) + (0,0591/n) ·log (P)p/(R)r + (0,0591· h /n) · pH [I] 
ΔG0 = - R· T· ln(K) = - 2,303· R· T· log(K) 	 	 	 	 	 [II] 


Tendo como uma reação geral : r R + w H2O > p P + h H+ + n e- , sabemos que r = 1, 
w=0, p = 1 e n=2. Ou seja, a reação independe do pH e originará uma linha horizontal no 
diagrama. 

K = Produto/Reagente = [Fe2+]/[Fe] = [Fe2+]/1 => log K = log [Fe2+] 
A partir do artigo “Simplified procedure for constructing Pourbaix Diagrams”, indicado pelo 
professor, temos os dados : 

F = 23060 cal/(V· mol) 

ΔG0 = 20300 cal 

Substituindo os dados na equação [I] : 

E = [-20300 cal]/(2· 23060 cal/(V· mol)]+(0,0591/2)· log[(Fe2+)1/(Fe)1]+(0,0591· 0/2)· pH 
E = - 0,44 + 0,0295· log [(Fe2+)/(Fe)] 

Para construção de Diagramas de Pourbaix usamos [Fe2+] = 10-6 M e como o ferro inicial é 
sólido, temos [Fe]= 1, então : 

E = - 0,44 + 0,0295· log [(Fe2+)/(Fe)] = - 0,44 + 0,0295· log [(10-6)/(1)] => E = - 0,617 V 

Questão 6. Quais os tipos de processos de polarização do eletrodo? Qual o objetivo de se 
determinar a corrente de corrosão de um par eletroquímico? 
A polarização de um eletrodo acontece quando aplicamos uma corrente elétrica no 
mesmo, gerando uma alteração proporcional a corrente no potencial de corrosão do 
eletrodo em relação ao potencial de equilíbrio do mesmo. 
Pode ser realizada de três maneiras : 
- por transporte de massa / por concentração : ocorre quando a velocidade 
do processo é determinada pela velocidade de chegada da espécie reagente à 
superfície. É causada pela variação da concentração que ocorre entre a área do 
eletrólito que está em contato com o eletrodo e o resto da solução (quando a 
concentração do reagente é pequena e/ou a corrente elevada). 
- por ativação : ocorre quando a velocidade do processo é determinada pela reação 
de transferência do elétron do eletrodo para a espécie ou vice-versa. É decorrente de 
uma barreira energética existente para que a transferência eletrônica possa ocorrer 
(energia de ativação). Acontece se a concentração de reagente for elevada e a 
corrente baixa. 
- por queda ôhmica : ocorre quando a velocidade do processo é determinada por 
dificuldades na manutenção da eletroneutralidade da solução e consequentemente 
um retardamento do processo eletroquímico global. Pode ser causada pela presença 
ou formação de produtos sólidos na superfície do eletrodo, por uma corrente muito 
elevada, pela alta resistividade do eletrólito. 
Sabendo-se a corrente de corrosão de um par eletroquímico podemos determinar a 
velocidade de corrosão de um material. O valor da corrente é utilizado para medir a perda 
de massa do material, dada pela seguinte equação : m = (K· icorrosão · t) / F sendo K o 
equivalente eletroquímico do metal. 
Exercícios do Caderno 


1) Descreva o que é um eletrodo polarizável e não polarizável. 

Quando se injeta uma carga elétrica em um eletrodo através de uma fonte externa podem 
acontecer duas situações extremas : 

1 ) A carga acumula-se na interface eletrodo/solução e a diferença de potencial através da 
interface depende da carga injetada. Neste caso, o eletrodo se diz polarizado. (Ex.: 
eletrodo de prata imerso em uma solução que não contém íons de Ag+). 
2) A carga escoa através da interface, sendo transferida a alguma das espécies em solução. A 
diferença de potencial através da interface permanece inalterada. Neste caso, o eletrodo se 
diz não-polarizado. (Ex.: eletrodo de prata imerso em uma solução que contém íons de 
Ag+). 


2) Qual o tipo preferencial de eletrodo para aplicação como referência? Por quê? 

Deve-se utilizar um eletrodo de material inerte, geralmente platina. É importante que o 
eletrodo seja não-polarizável, pois são comprovadamente estáveis e mantém o potencial 
inalterado através do escoamento rápido de cargas injetadas. 

Normalmente se usa um eletrodo de hidrogênio (que é constituído de um fio de platina 
coberto com platina finamente dividida que absorve grande quantidade de hidrogênio), 
porém pode-se utilizar outros eletrodos como calomelano, prata-cloreto de prata e cobre-
sulfeto de cobre. 
3) Defina os 3 tipos de polarização. 

Pode ser realizada de três maneiras : 
- por transporte de massa / por concentração : ocorre quando a velocidade 
do processo é determinada pela velocidade de chegadada espécie reagente à 
superfície. É causada pela variação da concentração que ocorre entre a área do 
eletrólito que está em contato com o eletrodo e o resto da solução. 
- por ativação : ocorre quando a velocidade do processo é determinada pela reação 
de transferência do elétron do eletrodo para a espécie ou vice-versa. É decorrente de 
uma barreira energética existente para que a transferência eletrônica possa ocorrer 
(energia de ativação). 
- por queda ôhmica : ocorre quando a velocidade do processo é determinada por 
dificuldades na manutenção da eletroneutralidade da solução e consequentemente 
um retardamento do processo eletroquímico global. Pode ser causada pela presença 
ou formação de produtos sólidos na superfície do eletrodo ou pela resistividade do 
eletrólito. 

 
4) O que é polarização? 
Polarização é o fenômeno pelo qual os potenciais de 
redução de eletrodos são alterados circulando-se uma 
corrente elétrica nos mesmos, que gera uma 
alteração proporcional. Na polarização observa-se a 
diminuição da diferença de potencial dos dois metais 
proporcionalmente à corrente até que os dois atinjam 
um valor comum (potencial de corrosão do par) , sendo 
que o ânodo sofre polarização anódica (seu 
potencial aumenta) e o cátodo sofre polarização 
catódica (seu potencial diminui). 
5) O que é passivação? 

Passivação é a modificação do potencial de um eletrodo no sentido de menor atividade 
(mais catódico ou mais nobre) devido a formação de uma película de produto de corrosão. 
Os metais e ligas metálicas que se passivam resistem satisfatoriamente à corrosão em um 
meio onde, termodinamicamente há um decréscimo acentuado de energia livre, associado à 
transformação do metal para produtos de corrosão, por isso são usados como películas 
protetoras. 



6) Quais os três conceitos de dupla camada? 

A presença dos contra íons nas proximidades da superfície dá origem à formação da 
chamada dupla camada elétrica (DCE), onde uma das camadas tem excesso de carga 
positiva e a outra tem excesso de carga negativa. A DCE, como um todo, é eletricamente 
neutra e a sua existência está condicionada a um excesso de carga na superfície mineral. 

A forma como os contra íons são distribuídos em torno do sólido durante muito tempo foi o 
principal alvo das investigações sobre o assunto. 

Inicialmente, acreditava-se que esses íons mantinham-se rigidamente fixos nas proximidades 
da superfície do sólido, separados por uma fina película de moléculas de água, formando 
uma espécie de condensador de placas paralelas. 

Essa teoria foi desenvolvida por HELMHOLTZ em 1879: 

O modelo não considerava movimento Browniano dos contra íons 
e estabelecia uma queda brusca do potencial que atingia valor zero 
a uma pequena distância da superfície. 
O conceito original de HELMHOLTZ foi modificado por GOUY 
(1910) e CHAPMAN (1913) que conceberam a existência de uma 
camada difusa de contra íons movimentando-se sob a influência da 
energia térmica. 

No entanto, o modelo considerava os íons como cargas puntiformes esse fato acarreta 
discrepâncias entre a teoria e os resultados experimentais, limitando a aplicabilidade do 
modelo às superfícies planas com baixa densidade de carga ou para grandes distâncias de 
afastamento da superfície sólida. 

Teoria	de	GOUY-CHAPMAN: 

A concentração de contra íons (assim como o potencial) 
diminui rapidamente nas proximidades da superfície do sólido, 
passando, em seguida, a uma redução gradual com o aumento 
da distância. 
Posteriormente,	STERN (1924)	uniu	os	conceitos	de	
Helmholtz	e	Gouy-Chapman,	tratando	os	íons	como	
entidades	de	tamanho	finito	e	sujeitos	à	movimentação	
térmica.	

Modelo de Stern: o	centro	de	cargas	de	um	íon	não	pode	
aproximar-se	da	superfície	sólida	a	uma	distância	menor	
que	a	do	seu	próprio	raio:	O	plano	interno	de	Helmholtz,	
paralelo	à	superfície,	passa	pelo	centro	de	cargas	dos	íons	
localizados	a	uma	distância	d	mais	próxima	possível	do	
sólido.	Estabelece	duas	regiões	para	a	variação	de	
potencial:		Uma linear: relacionada	aos	contra	íons	que	
permanecem	fixos	nas	proximidades	da	superfície	sólida	
(como	no	modelo	de	Helmholtz).	Outra exponencial: 
correspondendo	aos	íons	que	se	movimentam	na	camada	
difusa	sob	a	influência	da	energia	térmica	(como	no	
modelo	de	Gouy-Chapman).	


7) Eq. Nerst 


 
8) QB Pourbaix > interpolação gráfica