Experimento V Corrosão 1 Tipo de Corrosão

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LABORATÓRIO DE QUÍMICA APLICADA 
 
 
 
Corrosão 1 – Tipo de Corrosão 
 
D. D. A. RIBEIRO
1
, E. S. SOARES
1
, T. D. B. ALVES
1
, V. P. MEDEIROS
1
, V. B. da SILVA e W. R. 
CARDOSO
1
 
 
1
 Universidade Federal Rural do Semi-Árido, Bacharelado em Ciência e Tecnologia, Departamento de 
Agrotecnologia e Ciências Sociais. 
 
 
RESUMO – Este artigo tem como objetivo observar as principais diferenças entre 
corrosão galvânica e corrosão eletrolítica. A corrosão pode ser conceituada como a 
deterioração de um material, geralmente metálico, por ação química ou eletroquímica do 
meio ambiente aliada ou não a esforços mecânicos. A corrosão galvânica ocorre quando 
dois metais diferentes são postos em contato um com o outro e expostos a um eletrólito já 
a corrosão eletrolítica ocorre quando há o fornecimento de uma corrente elétrica 
externa. Formação de um precipitado avermelhado, diminuição da massa do sólido, 
liberação de gás, entre outras, são evidências da ocorrência de corrosão, na qual 
observamos nos experimentos os reagentes participantes da reação e os meios 
considerados corrosivos, além das circunstâncias em que estão esses meios quando em 
contato com os reagentes. 
 
 Palavras chaves: corrosão galvânica, corrosão eletrolítica, meios corrosivos. 
 
1. INTRODUÇÃO 
A corrosão é um processo natural resultante, 
geralmente, de reações de 
oxirredução indesejáveis presente no dia-a-
dia de todos na qual representa o desgaste de 
materiais/metais. 
Esse processo causa grandes prejuízos 
econômicos e sociais, pois traz danos às 
estruturas de edifícios, carros, pontes, navios, 
etc. Além de as pessoas perderem alguns de 
seus bens materiais, torna-se necessário que a 
indústria produza mais desses metais apenas 
para substituir os que foram danificados. 
Por ser um processo de oxirredução um 
material sofre oxidação (perde elétrons), e o 
outro, redução (ganha elétrons). Para sofrer 
oxidação, o metal deve apresentar um 
potencial de redução (Ered) menor que o 
material que entrou em contato com ele. 
As diversas variáveis usualmente presentes 
no fenômeno da corrosão modificam o curso 
e a extensão das reações eletroquímicas, 
resultando os diferentes tipos de ataque, que 
dão origem a diferentes tipos de corrosão: a 
corrosão química, eletrolítica e 
eletroquímica. 
 
 
 
 
 
 
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A corrosão eletroquímica é o tipo de 
corrosão mais comum, pois é a que ocorre 
com os metais, geralmente na presença de 
água. Ela pode se dar de duas formas 
principais: 
Quando o metal está em contato com um 
eletrólito (solução condutora ou condutor 
iônico que envolve áreas anódicas e 
catódicas ao mesmo tempo), formando uma 
pilha de corrosão. Como por exemplo, a 
formação de ferrugem, onde o ferro se oxida 
facilmente quando exposto ao ar úmido 
(oxigênio (O2) e água (H2O)); 
Quando dois metais são ligados por um 
eletrólito, formando uma pilha galvânica. Por 
exemplo, se colocarmos uma placa de cobre 
e uma de ferro, ambas mergulhadas num 
eletrólito neutro aerado e postas em contato, 
formando um circuito elétrico, cada placa se 
tornará um eletrodo. O ferro será o ânodo, 
oxidando-se e perdendo elétrons que migram 
para o cátodo (placa de cobre), que por sua 
vez, é reduzido. O ânodo sofrerá o desgaste, 
formando a ferrugem no fundo do recipiente. 
A corrosão química é onde o ataque de 
algum agente químico é diretamente sobre 
determinado material, que pode ou não ser 
um metal. Ela não precisa da presença de 
água e não há transferência de elétrons como 
na corrosão eletroquímica. Como por 
exemplo, concreto armado, solventes e ácido 
sulfúrico. 
A corrosão eletrolítica é um processo 
eletroquímico que ocorre com a aplicação 
externa de uma corrente elétrica, esse 
processo não é espontâneo, ao contrário dos 
outros tipos de corrosão. Quando não há 
isolamento ou aterramento, ou estes estão 
com alguma deficiência, formam-
se correntes de fuga, e quando elas escapam 
para o solo formam-se pequenos furos nas 
instalações. Por exemplo, tubulação de água 
e de petróleo. 
Basicamente todos os metais sofrem 
corrosão, com exceção do ouro e da platina. 
De maneira geral, a corrosão é provocada 
pelo oxigênio. Pois os metais tem maior 
capacidade de oxidar do que o oxigênio, 
dessa forma os metais perdem seus elétrons 
para o oxigênio presente no ar atmosférico. 
Visto que a corrosão esta presente no 
cotidiano da sociedade, acarretando enormes 
perdas econômicas, pois ela é responsável 
pela diminuição da vida útil de um material, 
algumas medidas foram desenvolvidas para 
prevenir a corrosão. Tais como a 
galvanoplastia, a utilização de pinturas 
protetoras, o uso de metais de sacrifício e a 
produção de aço inoxidável. 
Uma forma muito comum de proteger um 
metal da corrosão é revesti-lo com metais 
que tenham maior potencial de oxidação, ou 
seja, maior tendência a perder elétrons. 
Assim, o metal do revestimento se oxida 
primeiro e retarda a oxidação do outro, 
sendo, por isso, chamado de metal de 
sacrifício. 
2. MATERIAIS E MÉTODOS 
2.1. MATERIAIS 
Os materiais utilizados para os experimentos 
foram: fonte de corrente contínua utilizada 
para induzir a corrosão eletrolítica; béquer de 
50 e 100 mL utilizados para o preparo das 
soluções; bastão de vidro para agitar as 
soluções; fio condutor para ligar diferentes 
metais em alguns tipos de corrosão; uma 
pipeta graduada de 5 mL pra medir o volume 
de reagentes; lâmina de zinco, placa de 
 
 
 
 
 
 
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cobre, ferro (tampa de garrafa e pregos) 
utilizados para verificação da corrosão. 
Os reagentes usados no experimento foram: 
ácido sulfúrico (H2SO4 1 mol/L) para 
corrosão galvânica provocada por impurezas 
metálicas; solução de ferricianeto de potássio 
K3Fe(CN)6 indicador de área anódica; 
solução de cloreto de sódio (NaCl) a 10% 
m/v para a corrosão galvânica por aeração 
diferencial, corrosão galvânica provocada 
por materiais diferentes e corrosão 
eletrolítica por corrente contínua; 
fenolftaleína indicador de área catódica. 
2.2. MÉTODOS 
A primeira etapa do experimento foi 
realizada a corrosão por aeração diferencial, 
em que há variação na concentração de 
oxigênio, o experimento se deu utilizando 
uma tampa metálica de garrafa, com a tampa 
metálica devidamente lixada na parte 
superior, foram colocadas duas gotas de 
cloreto de sódio (NaCl), uma gota da solução 
indicadora de ph fenolftaleína, e duas gotas 
da solução de ferricianeto de potássio, após 
serem adicionados os reagentes foram 
aguardados dez minutos, em seguida os 
resultados foram anotados e as devidas 
observações feitas. 
A segunda etapa do experimento foi feita a 
corrosão provocada por impurezas metálicas, 
onde no becker de 50 ml foram adicionadas 
25 ml de ácido sulfúrico (H2SO4 1M), após 
foi mergulhada uma lâmina de zinco na 
solução, em seguida mergulhado na solução, 
sem toca no zinco, uma placa de cobre e feita 
as devidas observações anotando os 
resultados, posteriormente foi tocado a 
lâmina de zinco com o cobre, depois os 
resultados finais anotados. 
A terceira parte do experimento foi 
executada a corrosão provocada por 
materiais diferentes, em que primeiramente 
no becker de 100 ml foi adicionado 50 ml da 
solução de cloreto de sódio (NaCl 10%), logo 
depois foi adicionado quinze gotas da 
solução indicadora de ph fenolftaleína, e 
mais vinte gotas de ferricianeto de potássio, 
com o bastão devidro a homogeneizou-se a 
solução, após foi inserido o prego ligado por 
um foi condutor a uma placa de cobre, depois 
de alguns minutos os resultados foram 
anotados. 
Na quarta parte do experimento verificou-se 
a corrosão provocada por materiais 
diferentes, em que primeiramente no becker 
de 100 ml foi adicionado 50 ml da solução de 
cloreto de sódio (NaCl 10%), logo depois foi 
adicionado quinze gotas da solução 
indicadora de ph fenolftaleína, e mais vinte 
gotas de ferricianeto de potássio, com o 
bastão de vidro a homogeneizou-se a 
solução, após foi inserido o prego ligado por 
um foi condutor a uma placa de zinco, depois 
de alguns minutos os resultados foram 
anotados. 
Na quinta fase do experimento foi executada 
a corrosão eletrolítica provocada por corrente 
elétrica, na qual em um becker de 100 ml 
foram adicionados 50 ml de cloreto de sódio 
(NaCl 10%), após foi mergulhado na solução 
dois pregos que seriam os eletrodos, polos do 
sistema, depois conectou-se a cada eletrodo 
as ponteiras da fonte, negativo e positivo, em 
seguida a fonte foi ligada e aguardou-se 
alguns minutos, posteriormente desligou-a e 
utilizando o bastão de vidro para agitou-se a 
solução, as observações foram feitas e os 
resultados anotados. 
 
 
 
 
 
 
 
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3. RESULTADOS E DISCUSSÕES 
Inicialmente realizou-se a corrosão galvânica 
provocada por aeração diferencial, onde 
colocou-se sobre a superfície limpa da chapa 
de ferro duas gotas de solução de cloreto de 
sódio, uma gota de fenolftaleína e duas gotas 
de solução de ferricianeto de potássio (Figura 
01). 
 
Figura 01. Solução de cloreto de sódio, 
fenolftaleína e de solução de ferricianeto de 
potássio sobre chapa de ferro. 
Após alguns minutos viu-se que na região 
central da película líquida, surgiu coloração 
esverdeada e na região periférica apareceu 
coloração rosada (Figura 02), a pigmentação 
esverdeada, indicada pelo ferricianeto, 
mostra que no centro da placa esta a parte 
anódica onde há menor concentração de 
oxigênio e a parte rosada, indicada pela 
fenolftaleína, mostra a região catódica com 
maior concentração de oxigênio. 
 
Figura 02. Corrosão do ferro. 
Em seguida efetuou-se a corrosão galvânica 
provocada por impurezas metálicas situadas 
num material metálico, onde adicionou-se em 
um béquer de 50 mL, cerca de 25 mL de 
solução de H2SO4, uma lâmina de zinco e 
uma lâmina de cobre previamente limpas 
(Figura 03). 
 
Figura 03. Lâminas de zinco e cobre parcialmente 
em solução de H2SO4. 
Com as lâminas dispostas sem contato viu-se 
que no zinco houve um pequeno ataque 
(Figura 04) enquanto no cobre não ocorreu 
nada, isso ocorre devido o cobre ser um 
metal mais nobre que o zinco e agir como 
ânodo da reação. Quando as lâminas entram 
em contato o cobre funciona como impureza 
necessária para formação de uma pilha de 
ação local onde o zinco sofre corrosão 
(Figura 05). 
 
Figura 04. Lâminas de zinco sofrendo ataque. 
 
 
 
 
 
 
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Figura 05. Corrosão do zinco. 
Em continuação fez-se a corrosão galvânica 
provocada por materiais diferentes, na qual 
adicionou-se 50 mL da solução de NaCl, 15 
gotas de fenolftaleína e 1 mL de solução de 
ferricianeto de potássio em um béquer de 100 
mL, onde mergulhou-se o ferro e uma placa 
de cobre, previamente limpos, ligados 
através de um fio condutor (Figura 06). 
 
Figura 06. Ferro e cobre ligados por fio condutor 
imersos em solução de NaCl, fenolftaleína e solução 
de ferricianeto de potássio. 
A placa de cobre e o ferro ligados formam 
um circuito elétrico, em que cada placa se 
tornar um eletrodo. O ferro é o ânodo, 
oxidando e perdendo elétrons, e o cobre o 
cátodo que reduz ganhando os elétrons 
liberados pelo ferro. Por ser o cátodo, em 
torno do bastão de cobre surge uma 
coloração rosada indicada pela fenolftaleína; 
por ser o ânodo, em torno do bastão de ferro 
ocorre o aparecimento de resíduo azul 
indicado pelo ferricianeto de potássio (Figura 
07). 
 
Figura 07. Ânodo de ferro sofrendo corrosão. 
Seguidamente continuou-se a corrosão 
galvânica provocada por materiais diferentes, 
na qual adicionou-se 50 mL da solução de 
NaCl, 15 gotas de fenolftaleína e 1 mL de 
solução de ferricianeto de potássio em um 
béquer de 100 mL, onde mergulhou-se o 
ferro e uma placa de zinco, previamente 
limpos, ligados através de um fio condutor 
(Figura 08). 
 
Figura 08. Ferro e zinco ligados por fio condutor 
imersos em solução de NaCl, fenolftaleína e solução 
de ferricianeto de potássio. 
Neste circuito, o zinco é o ânodo, oxidando e 
perdendo elétrons, e o ferro o cátodo que 
reduz ganhando os elétrons liberados pelo 
ferro. 
 
 
 
 
 
 
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Posteriormente iniciou-se a corrosão 
eletrolítica provocada por corrente elétrica, 
em que colocou-se 50 mL da solução de 
NaCl em um béquer de 100 mL, mergulhou-
se na solução obtida dois eletrodos de ferro, 
respectivamente ao polo positivo e ao polo 
negativo de uma fonte de corrente contínua 
(Figura 09). 
 
Figura 09. Dois eletrodos de ferro conectados a 
uma fonte de corrente contínua parcialmente 
imersos em solução de NaCl. 
O circuito montado forma uma pilha 
eletrolítica, onde houve corrosão do ferro 
formando ferrugem (Figura 10). 
 
Figura 07. Solução de NaCl após corrosão do ferro. 
4. CONCLUSÃO 
Em suma, através do experimento foi 
possível observar os principais tipos de 
corrosões, além de explicar e provar seus 
efeitos. Devemos destacar a grande 
importância de se preocupar com efeitos 
corrosivos, já que todo tipo de corrosão esta 
relacionado à diminuição do tempo de vida 
útil dos materiais. 
5. REFERÊNCIAS 
ATKINS, P.W. e BERAN, J. A., General 
Chemistry; Scientific American Books, New 
York, 1992. 
MAHAN, B. M. e MYERS, R. J.; Química 
Um Curso Universitário, Ed. Edgard Blucha, 
São Paulo, 4ª Edição, 1993. 
POSTMA, J. M.; ROBERTS, J. L. J.; 
HOLLENBERG, J. L. Química no 
Laboratório, 5a Edição, Editora Manole, p. 
451-454, 2009 
VALDEREZ, MARIA. Apostila de Química 
Aplicada a Engenharia. Versão 2012. 
ESTRELA, C. Hipoclorito de sódio. In: 
Ciência Endodôntica. São Paulo: Artes 
Médicas, p.415-455 2004. 
 
 
 
 
 
 
 
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ANEXO 
PÓS-LABORATÓRIO 
1. A corrosão do ferro é provocada pela 
presença da solução de cloreto de 
sódio (NaCl). No começo as regiões 
anódica e catódica são estáveis já que 
a concentração de oxigênio é igual 
em ambas, com o passar do tempo o 
oxigênio da reação é consumido pelo 
cátodo alterando as duas regiões e 
provocando corrosão no centro da 
partícula de NaCl onde há menor 
concentração de oxigênio. 
2. Ânodo: Fe(s) -> Fe
2+
(aq) + 2é 
Cátodo: 2H2O(l) + O2(g) + 4é -> 4OH
-
(aq) 
3. No metal ferro ocorre o processo de 
corrosão. 
4. Ânodo: Fe(s) -> Fe
2+
(aq) + 2é 
Cátodo: 2H2O(l) + O2(g) + 4é -> 4OH
-
(aq) 
5. No cátodo, em torno do bastão de 
cobre surge uma coloração rosada 
indicada pela fenolftaleína, 
confirmando a área protegida; no 
ânodo, em torno do bastão de ferro 
ocorre o aparecimento de resíduo azul 
indicado pelo ferricianeto de potássio, 
confirmando a corrosão da área. 
6. No metal zinco ocorre o processo de 
corrosão. 
7. Ânodo: Zn(s) -> Zn
2+
(aq) + 2é 
Cátodo: 2H2O(l) + O2(g) + 4é -> 4OH
-
(aq) 
8. O resíduo esbranquiçado na lâmina 
de zinco aparece devidoa formação 
do hidróxido de zinco.