Química Aplicada / Corrosão UNIP

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Corrosão
1- Corrosão em estruturas metálicas
Os primeiros registros do uso de estruturas metálicas na
construção civil datam do século XVII.
Os aços ao carbono comuns possuem na sua composição
apenas elementos carbono, silício, manganês.
A instabilidade termodinâmica dos metais faz com que os
mesmos apresentem a tendência natural de atingirem
um estágio mais estável por meio da formação de um
composto metálico.
O processo espontâneo é chamado corrosão e ocorre
devido a reação do metal com os agentes presentes no
meio considerado.
Os principais minérios de ferro são a hematita, Fe2O3, a
magnetita, Fe3O4, e a limonita, 2 Fe2O3.3H2O. A partir
destes se obtém o ferro elementar por redução térmica
no processo siderúrgico.
O ferro elementar é termodinamicamente instável, como
os demais metais, e tende a voltar ao seu estado mais
estável, oxidando-se sendo essa a causa básica da
corrosão.
Nesse processo tem-se a formação do óxido de ferro mais
estável conhecido como ferrugem.
Aspectos Econômicos:
Nos EUA:
Em 1980, 4,3 % do PIB ou US$ 75 Bilhões / Ano 
eram gastos devido à corrosão de materiais metálicos
(Prevenção + Remediação)
40% do aço é usado para Reposição
25% do total gasto poderia ser evitado com os 
Conhecimentos Disponíveis
Estimativas para a corrosão 
influenciada Microbiologicamente
Tiller: US$ 18 bilhões
Heitz, et al: 40% do custo da corrosão (~US$ 50 bilhões)
Estimativas de Custos de Corrosão 
(nos EUA):
Battele Institute: US$126 bilhões
Schweitzer: US$80 bilhões
A contaminação da água e do solo, nos
EUA, é um problema de US$1 bilhão, e
é principalmente atribuída a corrosão
de tubos e tanques subterrâneos.
PIB dos EUA em 1998 
(US$ 8.79 trilhões)
Custo direto devido à Corrosão
US$ 276 bilhões (3.1% do PIB)
Custo de Corrosão
nas Categorias Industriais
Produção e 
Manufatura
13%
(US$17.6 bilhões)
Governo
15%
(US$20.1 bilhões)
Infraestrutura
16%
(US$22.6 bilhões)
Utilidades
34%
(US$47.9 bilhões)
Transporte
22%
(US$ 29.7 bilhões)
Conseqüências da corrosão:
• Reposições e conseqüentes despesas com minérios,
energia e mão-de-obra;
• Custos e manutenção de processos de proteção;
• Empregos de materiais mais caros (aço inoxidável);
• Paradas devidas à corrosão;
• Contaminação de produtos;
• Perda de produtos com problema de poluição;
• Perda de eficiência de funcionamento do equipamento;
• Necessidade de superdimensionar os equipamentos;
• Perdas de vidas humanas.
Os metais raramente são encontrados no estado
puro. Combinados com um ou mais elementos é a
forma mais comum.
Minérios são as formas oxidadas do metal
encontradas na natureza.
A purificação dos metais por meio da redução de seus
óxidos, exige aplicação de energia em grandes
quantidades. Mais energia é aplicada para o
posterior processamento do metal até sua
conformação final. A corrosão pode ser definida
como a tendência do metal produzido e
conformado voltar ao seu estado original de mais
baixa energia.
Nos processos de corrosão, os metais reagem com os
elementos não metálicos no meio O2, S, H2S, CO2 entre
outros, produzindo compostos semelhantes aos
encontrados na natureza, dos quais foram extraídos.
Portanto, a corrosão corresponde ao inverso dos
processos metalúrgicos
Compostos metálicos + energia → Metal
Metal + oxidante → compostos metálicos + energia
Corrosão:
Deterioração espontânea, irreversível e 
indesejável que ocorre quando um metal 
interage com o Meio Ambiente
A corrosão pode incidir sobre diversos tipos de
materiais, sejam metálicos como os aços ou as ligas
de cobre, ou não-metálicos, como plásticos,
cerâmicas ou concreto.
O metal atua como redutor doando elétrons a
substâncias oxidantes do meio (O2, H
+, H2O, H2S),
segundo 2 mecanismos principais, dando origem
aos tipos de corrosão:
• Corrosão Eletroquímica (indireta);
• Corrosão Química (direta);
Os processos corrosivos podem ser classificados em dois
grandes grupos:
• Corrosão Eletroquímica: causada pela ocorrencia de pilhas
• Mais freqüentes na natureza;
• Ocorrem na presença de água no estado líquido;
• Temperatura abaixo do ponto de orvalho da água;
• Formam uma pilha ou célula de corrosão, com a circulação de
elétrons na superfície metálica.
• Corrosão Química: os elétrons cedidos pelo metal são
doados ao oxidante onde são produzidos
• Menos freqüentes na natureza;
• Ocorrem na ausência de água líquida;
• Temperaturas elevadas, sempre acima do ponto de orvalho da
água;
• Pode ocorrer o fenômeno de fluência.
Existem processos de deterioração de materiais que
ocorrem durante a sua vida e, serviço, que não se
enquadram na definição de corrosão, como:
 Erosão: remove mecanicamente partículas do
material, processo eminentemente físico.
 Transformações metalúrgicas: ocorrem em
alguns materiais com temperaturas elevadas
promovendo mudanças nas propriedades
mecânicas, como por exemplo a resistência à
corrosão do material, tornando-o susceptível à
corrosão intergranular.
Tipos de Corrosão:
Corrosão atmosférica: processos corrosivos em
estruturas metálicas aéreas (ou estruturas não enterradas).
O efeito acumulado da corrosão é função do tempo na qual a superfície
fica recoberta por eletrólitos e da velocidade média de corrosão.
A intensidade dessa corrosão depende:
• Umidade do ar;
• Teor de sais em suspensão;
• Teor de gases poluentes, especialmente o enxofre.
Outros fatores que influem:
• Partículas sólidas em suspensão;
• Regime dos ventos;
• Regime das chuvas, neblina e orvalho;
• Temperatura do ar e da superfície metálica
• Quantidade de horas de insolação.
Principais fatores da corrosão atmosférica:
Tempo de contato: corresponde à fração do tempo durante a qual a
superfície metálica fica recoberta por uma película de água (como a
chuva e o orvalho), que possibilita a existência da corrosão
atmosférica.
O aço não pintado quando exposto em ambientes secos, não apresenta
corrosão eletroquímica, somente oxidação pelo contato com o
oxigênio do ar.
Poluição atmosférica: Os cloretos são depositados na forma de
pequenas gotas ou cristais formados pela evaporação das gotículas
carregadas pelo vento que vem do mar.
A ação dos sulfatos é mais presentes em ambientes industriais, onde
há presença de produto químicos sulfurados usualmente
representados por SOx, destacando-se o SO2, SO3, e o SO4
-
A previsão do desempenho do aço carbono em um dado ambiente é
muito complexo pois depende de muitos fatores tais como:
• Condição inicial de exposição;
• Massa da amostra e orientação;
• Velocidade do vento;
• Condição de abrigo;
• Natureza dos produtos de corrosão e poluentes não medidos.
Corrosão Atmosférica:
em Estátua
em Válvula
Corrosão Atmosférica:
em Estrutura de Concreto
em Fundação
Corrosão Atmosférica:
Industrial
Corrosão Atmosférica:
Corrosão Atmosférica:
Proteção contra corrosão atmosférica:
• Aplicação de revestimentos orgânicos (pintura e borrachas para
tubulações aéreas e esmalte de alcatrão de hulha, asfalto, fitas
plásticas de PVC e polietileno para tubulações enterradas),
metálicos (Al, Zn, Pb, Cu, Sn) ou inorgânicos (cerâmica,
argamassa de cimento e vidro);
• Seleção de materiais resistentes à corrosão, como aços
inoxidáveis.
• Proteção catódica.
Proteção Catódica:
Ânodo de Sacrifício
Zn
Mg
Al
tubulação ânodo de sacrifício
e-
Consiste em fazer com que os elementos estruturais se
comportem como cátodos de uma pilha com o uso de metais de
sacrifício, como Zn. A estrutura será o agente oxidante e receberá
a corrente elétrica do meio, não perdendo elétrons para outros
metais.
Corrosão Galvânica:
É o processo corrosivo resultante do contato elétrico demateriais
dissimilares, em presença de um eletrólito, formando uma pilha.
Enquanto um dos metais cede elétrons ao outro e se corrói (anodo), o
outro metal fica protegido, e não sofre ataque (catodo).
Vários fatores determinam a existência potencial da corrosão
galvânica:
• A diferença de potencial eletroquímico num dado meio particular;
• A existência de um eletrólito;
• A existência de conexão elétrica entre os metais;
• A razão de áreas entre os metais em questão.
Corrosão Galvânica:
Exemplos:
• Galvanização de parafusos, porcas e arruelas;
• Torres metálicas de transmissão de energia;
• Esquadrias de alumínio encostadas na estrutura;
• Outros
Proteção contra corrosão galvânica:
• Usar proteção catódica;
• Interpor um isolante elétrico entre o material anódico e catódico;
• Selecionar materiais relativamente próximos na série galvânica;
• Aplicar revestimentos nas áreas cátodicas e quando possível na
área catódica e anódica.
Sobre M2: X + xe
- = Xxe
 atrator de cátions da solução 
Cátodo  sumidouro de elétrons de 
fora e de cátions da solução (redução)
 gerador de ânions
Corrosão Galvânica
Metal M1 : M1  M1
z+ + z e- dissolve
Ânodo  fonte de elétrons para fora e de 
cátions para a solução (oxidação)
 atrator de ânions da solução
Metal M2: M2
z+ + z e-  M2 deposita
Cátodo  sumidouro de elétrons de fora e 
redutor de cátions ou moléculas da solução
M1
z+ M2
z+M1 M2
e-
e-
e-
-
Corrosão Galvânica
Corrosão por Par Galvânico em 
Feixe - Espelho de Permutador de 
Calor
Corrosão por Par Galvânico em 
Região de Mandrilhamento 
Feixe-Espelho
Corrosão por Frestas
A ação da aeração diferencial e/ou da concentração iônica diferencial
causa a formação de pilhas em frestas em materiais metálicos.
Ocorrem normalmente em juntas soldadas com chapas sobrepostas, em
juntas rebitadas de ligações flangeadas, em ligações roscadas, em
chapas aparafusadas.
Sendo as frestas inerentes as construções por meio de metais, no
projeto devem ser minimizadas com o objetivo de reduzir a corrosão.
As ligações parafusadas são largamente utilizadas na montagem final, já
em obra, quando a estrutura está próxima de sua consolidação final.
Por se tratar de uma ligação com maior grau de flexibilidade, existe a
necessidade de cuidados especiais na sua execução para que o estado
local da estrutura se aproxime ao máximo das previsões de projeto.
Corrosão por Frestas
Embora necessitem da previsão anterior de material (parafusos e
porcas), da fabricação com medidas exatas e do maior controle das
áreas líquidas para evitar esmagamentos, possuem algumas vantagens:
rapidez nas ligações, economia em relação à energia empregada,
exigência de qualificação inferior do operários se comparada á solda,
maior suporte à fadiga.
Proteção contra corrosão em frestas:
• Dar passe de vedação em juntas soldadas com chapas 
sobrepostas, eliminado as frestas;
• Vedar com massa as frestas em equipamentos e instalações, 
antes da pintura;
• Aplicar proteção catódica.
Corrosão por Frestas - Características
Associada geralmente a 
diferença de aeração: dentro da fresta menos O2
diferença de concentração de íons agressivos (dentro da fresta maior 
concentração)
diferença de pH (dentro da fresta maior acidez)
interior da fresta funciona como ânodo
exterior da fresta funciona como cátodo
M+ M+
cátodo cátodoânodo
Corrosão por Frestas
em Rosca
em Parafuso - Porca
Corrosão por Frestas
em Aço Inox
Corrosão em ranhuras
Todos os defeitos que contenham cantos vivos, locais para deposito de
solução aquosa, depósito de sujeira ou exposição do material não
protegido.
Por ser de tamanho diminuto, as ranhuras muitas vezes passam
despercebidas em manutenções e se tornam visíveis apenas quando o
material oxidado aflora na superfície após ataque mais intenso.
Prevenção e controle: É importante a limpeza da superfície danificada,
removendo-se todas as impurezas do local. Por não serem em geral
muito degradantes, essas ranhuras podem ser pintadas garantindo a
interrupção da corrosão.
Corrosão em canto vivo
São conhecidos diversos modos de evitar a corrosão porém, para cada
tipo existe um método que melhor se aplica.
Em geral, os processos de prevenção exigem investimento financeiro e
são realizados com as peças ainda em ambiente industrial.
Outros meios, como revestimentos, são feitos na própria obra e também
garantem de forma adequada a qualidade da peça.
Corrosão pelo solo
Processos corrosivos observados em estruturas metálicas enterradas,
como tubulações, estacas, cabos de transmissão e tanques enterrados.
A intensidade desse tipo de corrosão depende: do teor de umidade, da
composição química e o pH do solo.
Outros fatores que podem influenciar a corrosividade:
• permeabilidade do solo (aeração da estrutura)
• presença de bactérias
• presença de poluentes.
Corrosão pelo solo
Corrosão Localizada
Corrosão Localizada e 
Generalizada em Duto de 
Petróleo Enterrado
Corrosão pela água
Processos corrosivos observados em estruturas que estão em contato
com meios aquosos, tais como estacas em piers, tubulações submersas,
embarcações e outras.
As taxas de corrosão dependem:
• água doce: das quantidades de sais, ácidos e bases dissolvidos.
• água salgada: das quantidades de sais e poluentes.
Corrosão pela água
Fatores influentes:
• Velocidade de escoamento e temperaturas;
• Presença de bactérias;
• Grau de aeração.
Proteção contra corrosão:
• aplicar proteção catódica;
• aplicar revestimentos;
• aplicar materiais resistentes à corrosão.
Corrosão pela água
Incrustação em Duto de Água Produzida
Corrosão por bactérias
Processos corrosivos desencadeados ou acelerados por certos tipos de
bactérias, em determinadas condições.
A ocorrência não é rara em tubulações enterradas, principalmente em
terrenos de alta umidade ou pantanosos. Também pode incidir em feixes
de permutadores de calor e tubulações de esgosto.
Corrosão intergranular
Acontece quando existe um caminho preferencial para a corrosão na
região dos contornos dos grãos. Pode também ser chamada de
corrosão intercristalina, ocorre com maior freqüência nos aços
inoxidáveis sensitizados, expostos a meios corrosivos.
Sensitização usado para descrever os tratamentos térmicos,
processos de soldagem e trabalhos realizados na faixa de 400 a 950
ºC que tornam a liga susceptível à corrosão intergranular, devido a
precitação de carbonetos de cromo no contorno dos grãos, criando
uma área muito emprobecida em cromo na vizinha do contorno.
Corrosão intergranular
Sensitização de Solda 
em Tubo de Aço Inox
Sensitização em Aço 
Inox
Sensitização em Bloco 
Fundido de Aço Inox
Passivação
Diminuição da tendência à corrosão de um material metálico,
devido à formação de um filme protetor, em geral um óxido
Depende do metal, do meio (pH, conteúdo de sais), do potencial,
da temperatura.
Exemplos:
Aços inoxidáveis em soluções aquosas neutras ou levemente ácidas e alcalinas.
Ligas de alumínio em soluções aquosas neutras
Ligas de Ti em meios neutros ou não muito ácidos.
Ligas ferrosas em meios alcalinos (aço em concreto) 
Mg em meios alcalinos
Ligas de Cr em meios neutros
Ligas de Ni em meios neutros ou não muito ácidos
Corrosão transgranular ou 
trasncristalina
Quando o fenômeno se manifesta sob a forma de trincas que se
propagam pelo interior dos grãos do material, como no caso da
corrosão sob tensão de aços inoxidáveis austeníticos.
Corrosão por compostos de enxofre
Processos observados em unidades de processos químicos,
petroquímico ou na indústria do petróleo, onde o enxofre aparece
como impureza ou como matéria necessária.
Corrosão uniforme
Consiste no ataquede toda a superfície metálica em contato com
meio corrosivo com a conseqüente diminuição da espessura. Esta
forma é comum em metais que não formam películas protetoras
como resultado do ataque.
Ela acontece em ambiente homogêneo (na ausência de gradiente de
temperatura, pressão ou de concentração ao longo da interface) e
causa perda de massa generalizada por toda a superfície metálica.
O mecanismo da corrosão uniforme envolve reações eletroquímicas
distribuídas uniformemente pela superfície do metal.
È comum e de fácil controle, consiste em uma camada visível de
óxido de ferro pouco aderente que se forma em toda a extensão do
perfil.
Corrosão uniforme
Este tipo de corrosão ocorre devido à exposição direto do aço carbono
a um ambiente agressivo e a falta de um sistema protetor.
Corrosão Uniforme em Tubo Enterrado
Corrosão uniforme
Prevenção e controle:
1. Corrosões iniciais
•Limpeza superficial com jato de areia;
•Renovação da pintura antiga;
2. Corrosões avançadas
•Reforço ou substituição dos elementos danificados;
•Limpeza adequada da superfície danificada;
Pode ser evitada:
•Com inspeção regular da estrutura
•Com uso de ligas especiais como o aço inoxidável
Corrosão por placas
Quando os produtos de corrosão formam-se em placas que se
desprendem progressivamente. É comum em metais que formam
película inicialmente protetora mas que, ao se tornarem espessas,
fraturam e perdem aderência, expondo o metal a novo ataque;
Corrosão Grafítica
Designa-se corrosão grafítica ao processo corrosivo que ocorre nos
ferros fundidos cinzentos e no ferro fundido nodular, em presença de
um eletrólito. O ferro fundido é normalmente usado para tubulações
de água, de esgotos, drenagem, dentre outras. Sendo o grafite um
material muito mais catódico que o ferro, os veios ou nódulos de
grafite do ferro fundido agem como área catódica enquanto o ferro
age como área anódica transformando-se em produto de corrosão.
Corrosão Alveolar
Quando o desgaste provocado pela corrosão se dá sob forma
localizada, com o aspecto de crateras. É freqüente em metais
formadores de películas semi protetoras ou quando se tem corrosão
sob depósito, como no caso da corrosão por aeração diferencial.
GeneralizadaGeneralizada em Tubo
Corrosão por pites
É uma forma de corrosão localizada que consiste na formação de
cavidades de pequena extensão e razoável profundidade em relação a
espessura do material. Ocorre em determinados pontos da superfície
enquanto que o restante pode permanecer praticamente sem ataque.
Quando o desgaste se dá de forma muito localizada e de alta
intensidade, geralmente com profundidade maior que o diâmetro e
bordos angulosos.
A corrosão por pite é freqüente em metais formadores de películas
protetoras, em geral passivas, que, sob a ação de certos agentes
agressivos, são destruídas em pontos localizados, os quais tornam-se
ativos, possibilitando corrosão muito intensa. Exemplo comum é
representado pelos aços inoxidáveis austeníticos em meios que
contêm cloretos.
Corrosão por pites
Prevenção e controle:
• As peças não devem acumular substâncias na superfície e todos os
depósitos encontrados devem ser removidos.
• A intervenção deve ser realizada levando em conta o estado em que
o processo corrosivo se encontra.
• Efetuar limpeza no local e se a estrutura não estiver comprometida,
pode-se cobrir o furo aplicando sobre ele um selante especial.
• Se necessário reforçar a estrutura ou substituir a peças danificadas.
Corrosão por pites
em Aço Inox
Corrosão Localizada por Pites - Aço
Corrosão Localizada por Pites - Zinco
Corrosão Localizada por Pites - Alumínio
Corrosão Filiforme
Designa-se corrosão filiforme a um tipo de corrosão que se
processa sob filmes de revestimentos, especialmente de pintura.
Acredita-se que a corrosão filiforme tenha um mecanismo
semelhante à corrosão em frestas, devido à aeração diferencial
provocada por defeito no filme de pintura, embora o mecanismo
real não seja ainda bem conhecido.
Corrosão Localizada sob 
Revestimento em Tubo Enterrado
Corrosão Sob Revestimento
Corrosão por Lixiviação
Outra forma de ataque às superfícies, essa corrosão forma
lâminas de material oxidado e se espalha pelo seu interior até
camadas mais profundas.
O combate a essa corrosão no metal, é feito normalmente com
tratamento térmico.
Corrosão por dezincificação
Designa-se por dezincificação ao processo corrosivo que se
observa nas ligas de zinco, especialmente latões, utilizados em
trocadores de calor (resfriadores, condensadores, etc), tubulações
para água salgada, dentre outras. Do processo de corrosão resulta
a destruição do zinco (material mais anódico) restando o cobre e
produtos de corrosão.
Observa-se maior tendência a dezincificação nos latões com alto
teor de zinco, como por exemplo: latão alumínio (76% Cu, 22%
Zn e 2% Al), latão amarelo (67% Cu e 33% Zn).
Corrosão em concreto
A corrosão em concreto abrange, principalmente, os processos
corrosivos que incidem na ferragem de reforço do concreto
armado e alguns casos de deterioração da própria argamassa de
cimento. Esta ferragem está sujeita à corrosão, tanto em
estruturas aéreas como nas submersas e enterradas.
Corrosão em Estrutura de Concreto
Corrosão Erosão
Erosão de um material metálico é o desgaste mecânico provocado
pela abrasão superficial de uma substância sólida, líquida ou
gasosa.
Ocorre em locais turbulentos onde o meio corrosivo se encontra
em alta velocidade aumentando o grau de oxidação das peças.
Exemplos: esgotos em movimento, despejo de produtos químicos
e ação direta de água do mar ou rios (portos, pontes e
embarcações).
Corrosão Erosão
Prevenção e Controle:
• Revestimentos resistentes;
• Proteção catódica;
• Redução do meio agressivo e materiais resistentes à corrosão.
A ação erosiva ocorre por exemplos:
•Tubulações;
• trocadores de calor;
• Pás de turbinas;
• Parafusos de bombas.
Corrosão com cavitação
Cavitação é o desgaste provocado em uma superfície metálica
devido a ondas de choque do líquido, oriundas do colapso de
bolhas gasosas.
A cavitação surge em zonas de baixa pressão onde o líquido entra
em ebulição formando bolhas, as quais ao tomarem em contato
com zonas de pressão mais alta são destruídas instantaneamente
criando ondas de choque no líquido.
A cavitação da mesma forma que a erosão destrói as películas de
produtos de corrosão expondo o material a novo desgaste
corrosivo, além de provocar a deformação plástica com
encruamento em face da incidência de ondas de choque de alta
pressão e, portanto a criação de áreas anódicas.
Corrosão com cavitação
Corrosão Generalizada em 
Rotor de Bomba Submersa Corrosão Generalizada em 
Carcaça de Bomba
Corrosão por Turbulência
É um processo corrosivo associado ao fluxo turbulento de um
líquido. Ocorre particularmente quando há redução na área de
fluxo.
Se o movimento turbulento propiciar o aparecimento de bolhas
gasosas, poderá ocorrer o choque destas bolhas com a superfície
metálica e o processo erosivo resultante é denominado de
impingimento. O ataque difere da cavitação quanto a forma do
desgaste, sendo no caso do impingimento comum alvéolos sob a
forma de ferradura e as bolhas causadoras são em geral de ar,
enquanto que na cavitação são bolhas de vapor do produto.
Corrosão sob Tensão
É um processo deterioração de materiais metálicos submetidos a
tensões estáticas de tração em um meio corrosivo. Essa tensão
pode ser proveniente de solda, tratamento térmico, cargas e etc.
O processo corrosivo progride da superfície para o interior do
material, perpendicularmente à direção das tensões, podendo
provocar a fratura da peça
Corrosão na ausência de tensão – pouca
Tensão na ausência de corrosão – não rompe
Corrosão + tensão + sinergismo:Fratura catastrófica
Parâmetros Importantes 
para Corrosão sob Tensão
MECÂNICOS
TENSÃO - natureza, intensidade
VELOCIDADE DE DEFORMAÇÃO
GEOMETRIA
AMBIENTAIS
COMPOSIÇÃO do ELETRÓLITO
POTENCIAL de ELETRODO
VELOCIDADE de FLUXO
METALÚRGICOS
MICROESTRUTURA (FASES)
TAMANHO de GRÃO
DEFEITOS CRISTALINOS - vacâncias, discordâncias, intersticiais
INCLUSÕES - tamanho,forma,natureza
Corrosão sob Tensão
Corrosão Sob Tensão
Corrosão sob Tensão – Aço P110
Ruptura Ductil - Aço P220
Corrosão sob Tensão – Morfologia de Trincas
Corrosão sob Tensão – Morfologia de Trincas
Corrosão-Fadiga
É um processo de deterioração mecânica dos materiais sujeitos a 
esforços cíclicos. 
Modo de detectar:
Ensaios de fadiga comparativos na solução agressiva e em meio neutro
ou ao ar:
ensaios em diversos intervalos de tensão (fadiga de alto ciclo e de
baixo ciclo) comparação do tempo de vida
ensaios em diversas freqüências: a corrosão fadiga pode ser bastante
sensível à freqüência. Ex.: f ~ 0,3 Hz para aços de alta resistência em
água do mar
ensaios com diversos tipos de tensão (tração-tração, tração compressão, torção, flexão
rotativa, etc.)
Estrias por Fadiga
Formas de corrosão
Taxa de corrosão: As taxas de corrosão expressam a 
velocidade do desgaste verificado na superfície metálica.
•A: Integrada
•Massa de material perdida 
por unidade de área, por 
unidade de tempo
•Unidades: 
•mg/dm².dia (mdd)
•g/dm².dia (gdd)
•Espessura do material perdida 
por unidade de tempo
•Unidades:
•mm/ano (mpa)
•mils per year (mpy)
B: Instantânea
Densidade de corrente de Corrosão
Unidades: 
A/dm² 
µA/cm²
Taxa de corrosão:
A intensidade de corrosão, além da natureza do material metálico e
do meio, depende de outros fatores, como físicos, físico-químicos e
biológicos.
As formas mais importantes para medir a taxa de corrosão são:
a) ipy: inches penetration per year (polegadas de penetração por
ano).
b ) mdd: miligrams per square decimeter per day ( miligramas por
decímetro quadrado por dia)
c) mpy: mils penetration per year (milésimo de polegada de
penetração por ano).
d) mmpy: milimeters penetration per year (milímetros de penetração
por ano.
e) mih: miligrams per square inches per hour (milgramas por
polegada quadrada por hora)
Taxa de corrosão:
O cálculo das taxas de corrosão em mm/ano e mpy, quando se
conhece a perda de massa pode ser dada pelas seguintes
expressões:
mm/ano = é a perda de espessura, em mm por ano; 
mpy = é a perda de espessura, em milésimos de polegada por ano;
M = perda de massa, em mg; 
S = área exposta, em cm2; 
t = tempo de exposição, em dias; 
 = massa específica do material, em g/cm3.
Métodos de determinação de 
taxa de corrosão uniforme
Perda de massa (gravimétrico)
Perda de espessura
microscopia
medida de de espessura
métodos não destrutivos (ultra-som)
Análise da solução
Gás hidrogênio liberado
Métodos eletroquímicos.
Morfologia da Corrosão
Vista Superior Vista em Corte
Corrosão
Uniforme
Corrosão
Generalizada
Irregular
Processa de modo aproximadamente uniforme em toda a superfície 
atacada.
Morfologia da Corrosão
Corrosão
Alveolar
Corrosão sob forma localizada, com aspecto de cratera.
Morfologia da Corrosão
Vista Superior Vista em Corte
Corrosão
por Pites
Corrosão sob forma muito localizada e de alta intensidade, 
geralmente com profundidade maior que o diâmetro e bordos 
angulosos.
Morfologia da Corrosão
Vista Superior Vista em Corte
Trincas
Corrosão sob
Tensão 
Corrosão
em Frestas
Pilhas de Corrosão Eletroquímica:
Os elétrons são produzidos no anodo (zona anódica) e
consumidos no catodo (zona catódica).
As regiões catódicas e anódicas ocorrem devido a
heterogeneidades existentes ou formadas nos metais, nos
meios ou ambos.
No anodo a disponibilidade de elétrons é devido aos processos:
I- elétrons liberados por átomos metálicos que saem do retículo
cristalino e passam sob formas catiônica a produtos do meio;
II- ânions que nele se descarregam cedendo elétrons;
III- oxidação de íons que passam de estado de oxidação menor
para estado de oxidação maior.
Pilhas de Corrosão Eletroquímica:
No catodo são absorvidos elétrons devido aos processos:
I- descarga de cátions;
II- átomos neutros de gases que passam a ânions;
III- redução de íons de estado de oxidação maior para menor.
A seguir são exemplificados algumas heterogeneidade do
material, do meio e de ambos, indicand0-se, como regra a
área catódica e a anódica (corrosão).
HETEROGENEIDADE
REGIÃO (Regra)
CATÓDICA (não corrói) ANÓDICA (corrói)
A) DO METAL
Metal Metal menos nobre
Superfície polida Superfície riscada
Metal aliviado de tensão Metal sob tensão
Compostos intermetálicos ou 
carbono
Metal
Metal passivo Metal ativo
Superfície metálica Bordas das superfícies
Grão Contorno de grão
Cordão de solda (solda do 
mesmo material soldado)
Áreas adjacentes
B) DO MEIO
Metal em solução concentrada 
de Mn+
Metal em solução diluída de Mn+
Metal bem arejado Metal mal arejado
Metal bem iluminado Metal mal iluminado
C) DO MEIO E DO METAL
Metal e meios, frios Metal e meio, quentes
Inox em água do mar Anfótero em hidróxido de sódio
Observações:
1. Quanto maior a área catódica em relação à anódica, mais
intensa será a taxa de corrosão, pois a densidade da corrente
anódica. Assim, é mais racional estrutura anódica com rebites
catódicos do que o inverso.
Exemplo: Mais seguro rebites de cobre em chapa de zinco do que
o inverso.
2. Alguns efeitos não podem ser generalizados quanto as áreas
anódicas e cátodicas, como por exemplo:
a) Efeito de bordas: em poucos casos as bordas funcionam como
catodo.
b) Aquecimento diferencial: quando um material metálico se
encontra num meio eletrolítico com regiões diferentemente
aquecidas originam-se correntes de corrosão.
Pilhas de Corrosão Eletroquímica:
Condições específicas:
 Área anódica: superfície onde verifica-se a corrosão (reações
de oxidação);
 Área catódica: superfície protegida onde não há corrosão
(reações de redução);
 Ligação elétrica entre as áreas anódicas e catódicas;
 Eletrólito: solução condutora ou condutor iônico que envolve
simultaneamente as áreas anódicas e catódicas.
 Existência de um potencial elétrico entre o ânodo e o
cátodo;
Pilhas de Corrosão Eletroquímica:
Pilhas de Corrosão Eletroquímica:
Na área anódica onde se processa a corrosão ocorrem
reações de oxidação, sendo a principal a de passagem
do metal da forma reduzida para a forma iônica.
Pilhas de Corrosão Eletroquímica:
Na área catódica, as reações são de redução de íons do
meio corrosivo, onde as principais reações são:
- em meios aerados - normal de água do mar e naturais 
H2O + 1/2 O2 + 2e  2 OH
-
- em meios desaerados: comum em águas doces industriais 
2 H2O + 2e  H2 + 2 OH
-
Reações Anódicas
Reação anódica é aquela que libera elétrons. 
Pode modificar ou não o metal sobre o qual ela ocorre.
Exemplos:
1) Fe  Fe++ + 2e- dissolução sob a forma do íon aquoso Fe++
2) Fe + 2 H2O  FeO2H
- + 3H+ + 2e- dissolução sob a forma do íon 
oxidado FeO2H-
3) Cu + 3Cl-  CuCl3
- + 2e- dissolução sob a forma de íon complexo
4) 3Fe + 4H2O  Fe3O4 + 8H
+ + 8e- formação de produto de 
corrosão sólido (magnetita)
5) Cu+  Cu++ + e- reação redox sem modificação do eletrodo: o 
eletrodo só serve como fonte ou absorvedor de elétrons, catalisando a 
reação eletroquímica. 
Reações Catódicas
Reação catódica é aquela que absorve elétrons. 
Modificando ou não o eletrodo sobre o qual ela ocorre.
Exemplos:
1) 2H+ + 2e-  H2 reação envolvendo íons da solução e liberando gás
2) O2 + 2H2O +4e
-  4OH- reação envolvendo gás O2 dissolvido na água
3) Fe3+ + e-  Fe2+ reação envolvendo íons da solução e formando outros íons
para a solução
4) Fe3O4 + 8H
+ + 2e-  3Fe2+ + 4H2O reação de dissolução redutiva de óxido
5) Ti + 2H+ + 2e-  TiH2 reação de formação de um sólido no metal, por
redução.
6) Ni++ + 2e-  Ni eletrodeposição de metal a partir de íons da solução
Potencial de Eletrodo
Introduzindo-se uma lâmina de zinco em uma solução aquosa de
sulfato de zinco espontaneamente, alguns de seus átomos se
ionizam passando para a solução sob a forma de Zn2+. Cada
átomo que se ioniza deixa dois de seus elétrons na placa
metálica.
A medida que o metal vai se carregando
negativamente surge a tendência contrária,
ou seja, passagem de Zn2+ da solução para a
lâmina, pois cargas de sinais contrário se
atraem. Atinge-se equilíbrio dinâmico entre
as duas tendências.
Devido a atração eletrostática os íons se afastam
significativamente do metal, formando “dupla
camada”, responsável pela diferença de
potencial elétrico entre o metal e a solução,
denominada “potencial de eletrodo”. Eletrodo: Zn/Zn
2+
Potencial de Eletrodo
Introduzindo-se uma lâmina de cobre em solução de sulfato de cobre,
observa-se a tendência do cátion cobre da solução passar para a
placa o que revela ser o potencial do cátion cobre do retículo metálico
inferior ao da solução.
O metal vai se carregando positivamente
(pois está recebendo Cu2+) e a
solução negativamente (pois perde
Cu2+) até se estabelecer equilíbrio
dinâmico.
Tem-se também uma diferença de
potencial elétrico entre a placa e a
solução adjacente o “potencial de
eletrodo”.
Eletrodo: Cu/Cu2+
A imersão do metal na solução eletrolítica provoca o estabelecimento de
uma diferença de potencial entre as fases sólida e líquida que é de
natureza elétrica e química simultaneamente, em diferença de
potencial eletroquímico.
O sistema formado pelo metal (placa, bastão, lâmina, tela, fio) e a
solução eletrolítica adjacente, constitui o eletrodo.
O metal puro (M) imerso numa solução de seus íons (Mn+), simboliza a
interface entre M e a solução contendo os íons Mn+.
Indica-se entre parêntese a concentração ou atividade dos íons
metálicos, e outros íons presentes, que são separados por vírgula.
Exemplo: Me/Mn+ (0,03 M), SO4
2-, Br-
A concentração de Mn+ é 0,03 molar e a vírgula entre os ínos indica que
estão na mesma fase e região de igual potencial elétrico
Tratando-se de: suporte inerte, gás / íons de gás, representa-se o
suporte (que não participa da reação) entre parênteses.
Exemplo: (Pt), H2 (gás)/H
+, Pt é um mero suporte mecânico e
absorvente do hidrogênio.
1. O sistema formado pelo metal e a solução evolui espontaneamente
atingindo-se um equilíbrio dinâmico, que pode ser representado pela
equação fundamental da corrosão (EFC) a seguir:
M ↔ Mn+ + ne
(placa) (meio eletrólitico) (metal)
Responsável pela diferença de potencial entre camadas de cargas elétricas de
sinais contrários na interface metal-solução.
2. Se o potencial dos íons metálicos na rede cristalina for superior ao
potencial dos íons metálicos em solução, surge a tendência
espontânea de passagem de íons da placa para a solução e o metal
se carrega negativamente, ou seja, fica com excesso de elétrons pois
estes não passam para o meio eletrolítico.
O potencial da placa decresce até tornar-se igual ao dos íons em
solução. A placa ficará com potencial elétrico negativo em relação à
solução. Caso do eletrodo: Zn/Zn2+.
3. Se o potencial dos íons metálicos em solução for superior ao dos íons
na rede cristalina, íons do meio eletrolítico passam para a placa, que
fica com excesso de carga positiva, isto é, com potencial elétrico
positivo em relação à solução. A transferência de íons prossegue até
atingir-se o equilíbrio, com igualdade de potencial eletroquímico entre
o metal e a solução. È o caso do eletrodo: Cu/Cu2+.
4. Se o potencial da placa coincidir com o do meio eletrolítico, não
haverá transferência de íons de uma fase para a outra. O potencial
elétrico do metal será igual ao da solução.
5. Exceto este último caso sempre ocorrerá tendência de igualdade do
“potencial eletroquímico” motivado por diferença de “potencial
elétrico”, entre o metal e a solução.
Assim, se duas lâminas metálicas estiverem parcialmente imersas numa
solução eletrolítica e apresentarem potenciais elétricos diferentes,
ligando-as por fio condutor preso as suas extremidades superiores
livres, dar-se-á a passagem espontânea de elétrons através do fio no
sentido da lâmina de maior densidade de elétrons para a de menor
densidade de elétrons. Resulta uma fonte geradora de corrente
contínua, ou seja, uma pilha eletroquímica.
Variação do potencial de eletrodo com a
concentração da solução
O potencial de eletrodo cresce com a diluição da solução. A medida que
a diluição cresce, o espaçamento relativo entre os íons aumenta e
conseqüentemente as forças recíprocas entre eles se enfraquecem, o
que permite que novos átomos se ionizem. Considere o equilibrio:
M (metal) ↔ Mn+ (íons metálico) + ne (elétrons)
Elevando-se a concentração Mn+ o equilíbrio desloca-se para a esquerda (cai o
potencial) e reduzindo-se a concentração Mn+ , para a direita (eleva-se o
potencial). A variação do potencial está relacionada com a concentração da
solução pela a equação de Nernst, cuja expressão matemática aproximada
para fins práticos pode ser:
C-concentração da solução em íons g/l
n-carga do íon
E- potencial do eletrodo na concentração C
E0- potencial normal do eletrodo
Potencial normal de eletrodo
É o potencial quando se consideram:
a) Concentração da solução 1 íon g/l no íon respectivo;
Exemplo: (1 M de Mg2+) – (1M de MgSO4; 1M de Mg Cl2)
b) Temperatura 25 °C
c) Pressão efetiva sobre o sistema 1 atm.
Eletrodo de Hidrogênio
Consta de uma lâmina de platina platinizada (lâmina de platina
recoberta com micro-cristais do mesmo metal), imersa em solução de
íons H+ (corretamente H3O
+), sobre a qual se faz borbulhar gás
hidrogênio.
A platina absorve as moléculas de hidrogênio e o sistema “faz as vezes”
de uma lâmina de hidrogênio mergulhada em solução ácida.
Eletrodos de Referência
Eletrodo de 
trabalho
Eletrodo de 
referência
Milivoltímetro de alta impedância
Placa de platina porosa
H2 1 atm
Solução 1 mol/L de H+
Tem-se o equilíbrio: H0 ↔ H+ + e
De acordo com o princípio “Le Chatelier” para o equilíbrio
químico (todo sistema se desloca no sentido de
equivalar-se a ação das forças) reduzindo-se a
concentração do H+ o equilíbrio se desloca para a direita,
elevando o potencial do eletrodo e vice-versa.
Potencial normal do eletrodo de hidrogênio
É por definição o potencial desse eletrodo quando se fixam:
a) Concentração da solução 1 íon g de H+/I;
b) Pressão de H2, 1 atm;
c) Temperatura 25 °C;
Sua representação: (Pt) H2 (gás, 1 atm/H
+,CH+ =1)
Potenciais de Eletrodos Padrão
Potencial de redução = Diferença de 
potencial do metal em relação à 
solução, medida na escala do eletrodo 
padrão de hidrogênio
Metal/ íon Potencial de
Redução Eo, V
Au/Au 3+ 1,50
Ag/ Ag + 0,799
Cu/Cu +2 0,337
H2/H + 0,000
Pb/Pb 2+ -0,126
Sn/Sn 2+ -0,136
Ni/Ni 2+ -0,250
Cd/Cd 2+ -0,403
Fe/Fe 2+ -0,440
Cr/Cr 3+ -0,74
Zn/Zn 2+ -0,763
Ti/ Ti 2+ -1,63
Al/Al 3+ -1,66
Mg/Mg 2+ -2,37
Li/ Li + -3,045
T=25°C [Mz+] = 1M
Eletrodos de Referência
Os eletrodos de referência mais usados são:
Eletrodo Potencial (V)
Eletrodo normal de hidrogênio 0,00 ( padrão)
Hg/ calomelano saturado 0,242
Cu/ sulfato de cobre 0,318
Hg/ sulfato mercuroso 0,61
Ag/ cloreto de prata 0,222
Principais Tipos de Pilha:
Pilha de eletrodo diferente: denominada de pilha galvânica e
surge sempre que dois metais ou ligas metálicas diferentessão
colocados em contato elétrico na presença de um eletrólito. A
diferença de potencial da pilha será tão mais acentuada,
quanto mais distantes estiverem os materiais na tabela de
potenciais no eletrólito considerado.
Representação das pilhas, 
intercalam-se dois traços 
inclinados (ou verticais):
Ag/Ag+ // H+ (1 íon g/l) / (Pt) H2
(gás, 1 atm)
Zn/Zn2+ // Cu2+ / Cu
Medida dos potenciais de eletrodo
A medida do eletrodo não pode ser efetuada considerando-o isoladamente
(curto circuito), utiliza-se como referência um eletrodo padrão.
Exemplo: Medir o E0 do zinco: Zn/Zn2+//H+ (1 íon g/l)/(Pt) H2 (gás,1 atm)
Por convenção um dos eletrodos é o padrão: t (H2) (gás, 1 atm)/H
+(CH= 1)
e outro cujo potencial elétrico E0 se deseja medir é formado pela placa
metálica, imersa em solução 1 molar no cátion metálico.
Para o eletrodo Zn/Zn2 (1M), a solução pode ser por exemplo 1 M de
ZnSO4 e a solução 1 molar no íon hidrogênio, poderá ser solução 0,5 M
e H2SO4.
Cada eletrodo constitui um semi-elemento ou meia célula e a diferença de
potencial entre eles é denominada potencial de meia célula. No caso, os
elétrons partem da lâmina de zinco para o eletrodo de hidrogênio e o
voltímetro marca 0,763 V em valor absoluto:
E0H – E
0
Zn= 0,763, mas E
0
H+ = 0,00 V (convenção)
Então E0Zn = - 0,763 V
Exemplo: Medir o E0 da prata:
Considere o semi-elemento (eletrodo) constituindo por uma barra de prata
imersa numa solução 1 íon g/l do cátion Ag+. Acople essa meia célula ao
eletrodo normal de hidrogênio formando a pilha:
Ag/Ag1+//H+ (1 íon g/l)/(Pt) H2 (gás,1 atm)
Liga-se o eletrodo de hidrogênio ao mesmo pólo do voltímetro, nota-se que
o indicador se desloca em sentido contrário (ou sinal contrário) e marca
0,799V em valor absoluto.
Isso significa que o fluxo de elétrons no circuito metálico tem sentido
contrário, ao do caso anterior, há uma passagem de elétrons do
eletrodo hidrogênio para o de prata. Portanto:
E0H – E
0
Ag= -0,799, mas E
0
H+ = 0,00 V (convenção)
Então E0Ag = - 0,799 V
O eletrodo de zinco apresenta caráter anódico (sofre corrosão) cedendo
elétrons para o hidrogênio, o eletrodo de prata recebe elétrons do
eletrodo de hidrogênio, revelando caráter catódico (não corrói).
Observe que:
No anodo ocorre oxidação e tendência de:
a) Crescer o número de elétrons livres na placa metálica
b) Crescer a concentração do cátion metálico na solução
c) Diminuir a massa do eletrodo (corrosão)
No catodo ocorre a redução e tendência de:
a) Decrescer o número de elétrons livres na placa metálica.
b) Decrescer a concentração do cátion metálico na solução.
c) Aumentar a massa do eletrodo.
Formando-se a pilha: Ag/Ag1+ // Zn2+ /Zn, com eletrodos normais de prata
e de zinco, o fluxo de elétrons será do zinco para a prta e a DDP
(diferença de potencial) teórica inicial, será em valor absoluto:
∆E = 0,799 – (-0,763) = 1,562 volts
Eletrodo de cobre-sulfato de cobre
É de uso generalizado na medida do potencial tubo-solo, ou seja, na
avaliação do potencial de tubulações enterradas, em relação ao solo.
Tem vantagem de ser mais resistente a choques e menos susceptível a
erros por polarização e a desvantagem de menor precisão em relação a
diversos eletrodos referenciais.
A Tabela dos potenciais normais de eletrodo
Permite prever a possibilidade de uma reação de redox processar-se
espontaneamente.
Exemplos: I- Reações de deslocamento entre Metais e Sais
a) Introduzir uma lâmina de zinco em uma solução de sulfato de cobre
(azul):
Zn + CuSO4 → ZnSO4 + Cu ou ionicamente:
Zn + Cu2+ + SO4
2- → Zn2+ + SO4
2- + Cu0
Simplificando o ânion SO que não participa diretamente da reação:
Zn + Cu2+ → Zn2+ + Cu
-0,763 V 0,337 V
O potencial de redução do Zn é inferior ao do Cu
2e
b) Introduzir uma placa de cobre numa solução de sulfato de zinco, não
haverá reação:
Cu + ZnSO4 → não reage
0,337 V -0,763 V
ou
Cu + Zn2+ → não reage
c) Introduzir uma lâmina de cobre em solução de nitrato de prata (incolor),
haverá reação, pois o potencial de oxidação do cobre é superior ao da
prata:
Cu + 2Ag1+ → Cu2+ + 2Ag
A Ag se deposita sobre a lâmina de Cu e a solução fica azulada pela formação nitrato
de prata
2e
d) Ag + Cu2+ → não ocorre
0,799 V 0,337 V
e) Zn + Pb2+ → Zn2+ + Pb
-0,763 V 0,126 V
f) Pb + Zn2+ → não ocorre
II- Reações entre Metais e ácidos não oxidantes
a) Fe + H2SO4 (dil) → FeSO4 + H2 ou
Fe + 2H+ → Fe2+ + H2
-0,44 V 0,0V
2e
d) Ag + HCl → não reagem
Ag + H+ → não reagem
0,799 V 0,00 V
Principais Tipos de Pilha:
Pilha de ação local: esta pilha é provavelmente a mais freqüente
na natureza, ela aparece em um mesmo metal devido a
heterogeneidades diversas, decorrentes de composição química,
textura do material, tensões internas, dentre outras.
Principais Tipos de Pilha:
As causas determinantes da pilha de ação local são:
• inclusões, segregações, bolhas, trincas; 
• estados diferentes de tensões e deformações; 
• acabamento superficial da superfície; 
• diferença no tamanho e contornos de grão; 
• tratamentos térmicos diferentes; 
• materiais de diferentes épocas de fabricação; 
• gradiente de temperatura. 
Principais Tipos de Pilha:
Pilha ativa-passiva: esta ocorre nos
materiais formadores de película
protetora, como por exemplo: o cromo, o
alumínio, os aços inoxidáveis, titânio,
dentre outros. A película protetora se
constitui numa fina camada do produto
de corrosão que passiva a superfície
metálica.
Elementos de corrosão ativo-passivo:
Alguns materiais metálicos podem ser tornar passivos em
determinados meios, se comportarem como mais nobres do que
são, possivelmente devido a formação de delgada película de
óxidos ou outros compostos insolúveis em sua superfície.
São exemplos de passivação a do alumínio, cromo, ferro, chumbo e
aço inoxidável.
Os íons halogenídricos (Cl, Br e I), principalmente o cloreto se opõem
a passivação, provocando o ataque a aços inoxidáveis em meios
corrosivos contendo cloretos quando o agente passivador não
estiver acima de certo valor crítico.
A porção passivada se comporta como catodo e a não passivada
como anodo.
A destruição da passividade ocorre por causa de riscos na camada
protetora, expondo a superfície metálica que funcionaria como
anodo.
Principais Tipos de Pilha:
pilha de concentração iônica diferencial: esta pilha surge sempre que um
material metálico é exposto a concentrações diferentes de seus próprios
íons. Ela ocorre porque o eletrodo torna-se mais ativo quando decresce a
concentração de seus íons no eletrólito.
Agitação Diferencial
Quando um material metálico está em contato com solução eletrolítica
com regiões diferencialmente agitadas, podem ocorrer correntes de
corrosão.
Se o oxigênio estiver presente, a agitação intensifica seu contato com a
superfície metálica. No ferro e alumínio prevalece o efeito de aeração
diferencial, pois se manifesta como áreas anódicas as que estão em
contato com o líquido não agitado.
Principais Tipos de Pilha:
Pilha de aeração diferencial: esta pilha é formada por concentrações
diferentes do teor de oxigênio.
O interior da fresta, devido a
maior dificuldade de renovação do
eletrólito, tende a ser menos
concentrado em oxigênio (menos
aerado), logo , área anódica. Por
sua vez a parte externa da fresta,
onde o eletrólito é renovado com
facilidade, tende a ser mais
concentrada em oxigênio (mais
aerada), logo, área catódica. O
desgaste se processará no interior
da fresta.
Esse tipo de pilha é responsável pelo surgimento de fissuras como na
interface de tubulações acopladas, ou conexões rosqueadas, porque a
concentração de O é menor no interior da fenda ou nos filetes das
roscas, que em outro lugar.
A “corrosão na linha d’ água” que ocorre em material metálicoparcialmente submersos acontece porque na área do menisco ao nível
da água há franco acesso ao ar, logo abaixo o acesso é precário,
acarretando a corrosão.
Velocidade da Corrosão
Os fatores que influenciam na velocidade da corrosão são:
Aeração do meio corrosivo: na pressão atmosférica a velocidade
de corrosão aumenta com o acréscimo da taxa de oxigênio
dissolvido.
Temperatura: o aumento de temperatura acelera as reações
químicas. Da mesma forma também em corrosão as taxas de
desgaste aumentam com o aumento da temperatura.
Velocidade da Corrosão
Os fatores que influenciam na velocidade da corrosão são:
pH de eletrólito: a maioria dos metais passivam-se em meios
básicos (exceção para os metais anfóteros).
Efeito da velocidade (Figura 9): a velocidade relativa, superfície
metálica-eletrólito, atua na taxa de desgaste.
Efeito da velocidade relativa do metal/eletrólito 
na corrosão do aço em água do mar
Efeito do pH na velocidade de 
corrosão
Um processo de corrosão e seu controle não podem ser tratados
isoladamente, o estudo de um implica no estudo do outro, pois o
próprio mecanismo de corrosão pode fornecer a forma através da qual
pode-se combatê-la com maior eficiência.
Em todos os métodos usados para o controle da corrosão deve-se levar
em conta o fator econômico.
Os tipos de proteção mais usados são:
a) Proteção catódica;
b) Proteção anódica;
c) Revestimentos;
Proteção Contra a Corrosão
Introduzindo-se uma placa de ferro previamente limpa numa solução
diluída de cloreto de sódio, observa-se após algumas horas, coloração
castanho-alaranjada, característica dos produtos de corrosão do ferro
(Fe(OH)3 ou Fe2O3.H2O).
Sendo o potencial de oxidação do sódio superior ao do ferro, a reação:
Na+ + Fe0 → não ocorre
Tem-se portanto, corrosão eletroquímica do ferro. A placa, embora
aparentemente homogênea, normalmente apresenta
heterogeneidades responsáveis pelo surgimento de inúmeras micro-
pilhas locais.
Proteção Catódica
Na proteção catódica impede-se a manifestação de pilhas de ação local e
qualquer outro tipo de pilha, dirigindo-se para a estrutura a proteger
um fluxo de elétrons, tornando-se mais eletronegativa e sob o mesmo
potencial em toda a sua extensão.
O potencial é reduzido de modo a não permitir a reação:
M → Mn+ + ne
Transformando a estrutura a proteger no catodo de um novo sistema.
Proteção Catódica
A corrente necessária ao processo é obtida de duas maneiras:
a) ligando-se ao pólo negativo (onde saem os elétrons) de um gerador
de corrente contínua, o material a ser protegido. Tem-se a chamada
proteção catódica forçada, imposta ou com corrente impressa.
b) Ligando-se um metal anódico ( de onde saem os elétrons) a estrutura
a ser protegida (anodo de sacrifício).
Proteção Catódica
Requer uma fonte de corrente contínua, e um eletrodo auxiliar (anodo)
que pode ser do tipo ativo (sucata de ferro) ou inerte (grafite).
O consumo de ferro é da ordem de 8 à 10 kg por ampére-ano,
implicando em renovações periódicas, enquanto o consumo de grafite
corresponde ao desgaste natural, não ultrapassando 1 kg por ampére-
ano.
Há eletrodos especiais com chumbo com 2% de prata e principalmente
platina com 10% de irídio bastante resistente à corrosão, entretanto
bem mais caros.
Proteção Catódica Forçada
Área anódica: -no caso do Ferro: Fe → Fe++ + 2e
Área catódica: - em meios aerados: H2O + 1/2O2 + 2e → 2OH
-
- em meios não aerados: 2H2O + 2e → H2 + 2OH
-
O pH da região catódica aumenta em meios aerado e não aerados.
Portanto, no caso de metais anfóteros (Al, Zn, Sn, Pb e etc) a super
proteção é prejudicial.
O gerador deve ser capaz de fornecer vários amperes sob baixa
voltagem. Se os solos ou águas são de elevada resistividade ou ainda
as extremidades de longa tubulação devem ser protegidas por um
único anodo aumenta-se a voltagem.
Proteção Catódica Forçada
A densidade da corrente requerida para uma proteção completa depende
do metal e do meio e será tanto maior quanto maior é a velocidade da
corrosão.
Se a corrente protetora provoca precipitação de película sobre a
superfície do catodo, como ocorre em águas duras e água do mar, a
corrente total diminui com o aumento da espessura da película.
A densidade de corrente nas áreas expostas do metal permanece com
valor idêntico ao que precedeu a película, mas densidade de corrente
total por unidade aparente de área é menor.
Por exemplo a densidade de corrente para a proteção catódica do aço em
água do mar em movimento é inicialmente da ordem de 0,0015
A/dm2 e cai ao final a uns 0,0003 A/dm2.
Proteção Catódica Forçada
Estes vão se corroendo durante o funcionamento do sistema.
Forma-se uma célula galvânica em que o anodo auxiliar é um metal mais
ativo que o da estrutura a proteger (catodo). Como anodos de
sacrifício empregam-se geralmente magnésio e suas ligas e com
menor freqüência o zinco.
As reações anódicas são do tipo:
Zn → Zn++ + 2e
Mg → Mg++ + 2e
A distribuição da corrente na estrutura a proteger não é geralmente
uniforme, em algumas partes pode ser excessiva e em outras
insuficiente.
Proteção Catódica por anodos de 
sacrifício
Melhor homogeneidade é obtida empregando-se um revestimento
isolante geralmente orgânico, conforme se opere respectivamente à
temperaturas ordinárias ou elevadas. A corrente flui através dos poros
protegendo as partes expostas do metal.
A corrente total é bem menor que a requerida para guarnecer estruturas
não revestidas, economizando-se anodos de sacrifício.
Em águas duras pode formar-se sobre o aço um recobrimento protetor
predominantemente de CaCO3, precipitado por álcalis gerado como
produto de reação na superfície do catodo.
Nas superfícies protegidas catodicamente expostas à água do mar forma-
se gradualmente recobrimento semelhante. Quando aderentes,
reduzem a corrente total protetora distribuindo com melhor
uniformidade
Proteção Catódica por anodos de 
sacrifício
Atualmente, a peça a ser protegida catodicamente é sempre recoberta
por material isolante. Isso reduz a corrente total e o número de
anodos de sacrifício. Conseqüentemente, a extensão da peça
protegida por anodo é maior.
Um anodo de magnésio pode proteger até 8 km de uma tubulação
recoberta enquanto que para uma tubulação sem recobrimento a
distância será da ordem de uns 30 m. No caso de corrente imposta
usando-se voltagens maiores, um anodo protege até 80 km de
tubulação revestida.
Proteção Catódica por anodos de 
sacrifício
A opção está vinculada a razões técnicas e econômicas.
No custo inclui-se a instalação do sistema, o preço da manutenção, da
energia elétrica e dos anodos de sacrifício. De um modo geral a
instalação do sistema é mais cara na proteção forçada, enquanto na
proteção galvânica a manutenção é mais onerosa.
Na proteção por anodos de sacrifício a diferença de potencial em circuito
aberto do sistema catodo-ano depende da natureza de ambos.
Os pares Fe-Mg e Fe-Mg apresentam diferenças de potenciais
respectivamente da ordem de 0,5 e 1volt, tornando inadequado seu
emprego em solos de alta resistividade.
Na proteção catódica forçada não há limitação da diferença de potencia,
basta escolher o gerador de corrente contínua adequado, portátil de
energia elétrica.
Escolha de Proteção Catódica, Forçada ou Galvânica
Inibidores de Corrosão
Substâncias que adicionadas ao meio, reduzem significativamente a 
taxa de corrosão, ou seja a sua agressividade
Classificam-se em:
Inorgânicos
Anódicos
Catódicos
Mistos
Orgânicos
de Adsorção
em Fase Vapor
Classificação de Inibidores
Tipo Espécie Classificação
Anódico (perigoso) Cromato / Nitrito Passivador Oxidante
Anódico (perigoso) Fosfato / Molibdato
Borato / Tungstato
Passivador Não-
Oxidante
Catódico Arsenatos Veneno Catódico
Catódico (seguro) CarbonatosPrecipita Ca, Zn
Catódico (seguro) Sulfato de Zn Precipita ZN(OH )2
Precipitação Polifosfatos / Silicatos Efeitos
Anódicos/ Catodicos
Absorvedor de O2 Sulfito / Hidrazina Efeito Catódico
Volátil / Fase Vapor Ciclo-Hexilaminas Passivante(Sal de NO 2-)
Morfolina Neutralizante
Formadores de Fime Aminas / Imidazolinas
Sais Quaternários
Álcoois Acetilênicos
Orgânicos / Adsorsão
(Anódico, Catódico
ou Misto)
Inibidores de Corrosão
Inibidores de Adsorção
1) GRUPO "O" (-): 
Glicose, Aldeídos, Álcoois, (Álcool Propargílico)
2) GRUPO "S" (-):
Tiouréias, Sulfóxidos, Mercaptanos
3) GRUPO "N" (+): 
Aminas (Mea, Dea, Tea, Piridina, Quinolina, Morfolina, 
Poliaminas); Sais de Amônio Quaternário
4) Fosfônios e Arsenônios Quaternários
Revestimentos
Os revestimentos, quando aplicados sobre a superfície metálica,
tendem a separar a superfície do meio corrosivo. Esta
separação será tão mais longa quanto maior for o tempo que o
eletrólito chegue ao metal protegido.
Esta proteção é denominada de proteção por barreira ou por
retardamento do movimento iônico.
a) Metálicos: Consistem na interposição de uma película 
metálica entre o meio corrosivo e o metal que se quer 
proteger. Os mecanismos de proteção das películas metálicas 
podem ser: por formação de produtos insolúveis, por barreira, 
por proteção catódica, dentre outros. Exemplos:
Mais nobres [ Cu, Ni, Cr, Au, Ag, Pt, Sn ]
Menos nobres [ Zn, Al, (Ni duplo) ]
Revestimentos
b) Inorgânicos: Consistem na interposição de uma película não-
metálica inorgânica entre o meio corrosivo e o metal que se quer
proteger. Os mecanismos de proteção são, essencialmente, por
barreira e por inibição anódica. Podem ser óxidos, cimentos,
carbetos, nitretos vidros, esmaltes vitrosos, porcelanas e outros .
Entre os processos mais usados para a obtenção de revestimentos
inorgânicos estão a anodização, a cromatização e a fosfatização.
c) Orgânicos: Consiste na interposição de uma camada de
natureza orgânica entre a superfície metálica e o meio corrosivo.
Os principais são: pintura industrial, revestimento com borrachas,
tintas, fitas plásticas, polietileno extrudado e outras.
Revestimentos Protetores
Camadas de Conversão 
(Fosfatização, Cromatização, Anodização)
Tintas 
Graxas, Óleos
Vidros (Esmalte-porcelana)
Betume, Piche, Asfalto (c/ ou s/ carga), Filmes Poliméricos
Metais