Relatório 02 Corrosão

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UNIVERSIDADE DO VALE DO ITAJAÍ 
 
CATHERINE SONCINI FRAINER 
GABRIELA MAYUMI MORI 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
CORROSÃO DO AÇO EM 
DIFERENTES MEIOS AQUOSOS 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Itajaí 
2018 
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CATHERINE SONCINI FRAINER 
GABRIELA MAYUMI MORI 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
CORROSÃO DO AÇO EM 
DIFERENTES MEIOS AQUOSOS 
 
 
Relatório apresentado como requisito 
para obtenção da nota referente a M2 
da disciplina Química, Curso de 
Engenharia Civil, Centro de Ciências 
Tecnológicas da Terra e do Mar, pela 
Universidade do Vale do Itajaí. 
Profª Marcia Gilmara Marian Vieira 
 
 
 
 
 
Itajaí 
2018 
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RESUMO 
 
 A corrosão é a deterioração de um material, dependendo das ações químicas 
ou eletroquímicas do meio ambiente, ela é responsável por reduzir a vida útil dos 
materiais, gerando desperdício de tais, perda econômica e até mesmo a 
contaminação de produtos. A corrosão eletroquímica é a mais encontrada no meio 
ambiente devido as reações de oxirredução, onde o número de elétrons perdidos deve 
ser o mesmo que o de elétrons ganhos. A atividade prática realizada teve como 
objetivo o aprendizado sobre a corrosão dos metais quando submetidos a diferentes 
soluções, as formas de degradação, técnicas de medição de pH, como também as 
medidas de proteção do laboratório. Verificou-se através das reações de oxirredução 
e das características visuais, mudanças no metal utilizado, gerando alteração na 
coloração da solução e diferentes precipitados. 
 
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LISTA DE ILUSTAÇÕES 
 
Figura 1 Curva de Polarização Potenciostático ............................................................................... 9 
Figura 2 Curva de Polarização Galvanostático ............................................................................... 9 
Figura 3 Corrosão Galvânica entre o latão (placa de identificação) e o aço ............................ 10 
Figura 4 Tabela de Potenciais - Série Galvânica dos metais em água do mar ........................ 10 
Figura 5 Esquema ilustrativo de correntes de fuga de sistema de tração elétrica .................. 11 
 Figura 6 Corrosão Eletrolítica localizada em tubo de metal ....................................................... 11 
Figura 7 Curvas representativas de processos corrosivos .......................................................... 12 
Figura 8 Decréscimo de velocidade de corrosão/concentração de oxigênio............................ 13 
Figura 9 Efeito do pH na taxa de corrosão do ferro ...................................................................... 13 
Figura 10 Exemplo de corrosão uniforme ...................................................................................... 14 
Figura 11 Exemplo de corrosão por placas .................................................................................... 15 
Figura 12 Exemplo de corrosão alveolar ........................................................................................ 15 
Figura 13 Exemplo de corrosão puntiforme ................................................................................... 15 
Figura 14 Exemplo de corrosão intergranular ................................................................................ 16 
Figura 15 Exemplo de corrosão transganular ................................................................................ 16 
Figura 16 Exemplo de corrosão filiforme ........................................................................................ 17 
Figura 17 Exemplo de corrosão esfoliação .................................................................................... 17 
Figura 18 Exemplo de corrosão grafítica ........................................................................................ 17 
Figura 19 Exemplo de dezincificação .............................................................................................. 18 
Figura 20 Exemplo de empolamento .............................................................................................. 18 
Figura 21 Exemplo do entorno do cordão de solda ...................................................................... 18 
Figura 22 Comparação após 10min, 30 min e 7 dias respectivamente na solução Al2(SO4)3 23 
Figura 23 Comparação após 10min, 30 min e 7 dias respectivamente na solução NaCl ...... 24 
Figura 24 Comparação após 10min, 30 min e 7 dias respectivamente na solução HCl ........ 25 
Figura 25 Comparação após 10min, 30 min e 7 dias respectivamente na solução AgNO3 ... 26 
Figura 26 Comparação após 10min, 30 min e 7 dias respectivamente na solução CuSO4 ... 27 
Figura 27 Comparação após 10min, 30 min e 7 dias respectivamente na solução NaOH .... 28 
Figura 28 Comparação após 10min, 30 min e 7 dias respectivamente na solução H2SO4 .... 29 
Figura 29 Comparação após 10min, 30 min e 7 dias respectivamente na solução FeSO4 ... 30 
 
 
5 
 
LISTA DE TABELAS 
Tabela 1 Comparação em relação ao tempo de pH e coloração da solução Al2(SO4)3.......... 22 
Tabela 2 Comparação em relação ao tempo de pH e coloração da solução NaCl ................. 23 
Tabela 3 Comparação em relação ao tempo de pH e coloração da solução HCl ................... 24 
Tabela 4 Comparação em relação ao tempo de pH e coloração da solução AgNO3 .............. 25 
Tabela 5 Comparação em relação ao tempo de pH e coloração da solução CuSO4 ............. 26 
Tabela 6 Comparação em relação ao tempo de pH e coloração da solução NaOH ............... 27 
Tabela 7 Comparação em relação ao tempo de pH e coloração da solução H2SO4 .............. 28 
Tabela 8 Comparação em relação ao tempo de pH e coloração da solução FeSO4 .............. 29 
 
6 
 
SUMÁRIO 
1. INTRODUÇÃO ................................................................................................................... 7 
1.1 Objetivo ...................................................................................................................... 21 
2 PARTE EXPERIMENTAL ................................................................................................. 21 
2.1 Materiais e reagentes ................................................................................................. 21 
2.2 Procedimento Experimental........................................................................................ 22 
3 RESULTADOS E DISCUSSÃO ........................................................................................ 22 
3.1. Tubo de ensaio 25 - Solução de Al2(SO4)3 (Sulfato de Alumínio) 0,5 M ..................... 22 
3.2. Tubo de ensaio 26 – Solução de NaCl (Cloreto de Sódio) 0,5 M ............................... 23 
3.3. Tubo de ensaio 27 - Solução de HCl (Ácido Clorídrico) 0,5M .................................... 24 
3.4. Tubo de ensaio 28 - Solução de AgNO3 (Nitrato de Prata) 0,5 M .............................. 25 
3.5. Tubo de ensaio 29 - Solução de CuSO4 (Sulfato de Cobre) 0,5 M ............................ 26 
3.6. Tubo de ensaio 30 – Solução de NaOH (Hidróxido de Sódio) 0,5M .......................... 27 
3.7. Tubo de ensaio 31 - Solução de H2SO4 (Ácido Sulfúrico) 7 mol/L ............................. 28 
3.8. Tubo de ensaio 32 - Solução de FeSO4 (Sulfato de Ferro) 0,5M ............................... 29 
4. CONCLUSÃO .................................................................................................................. 30 
7 
 
1. INTRODUÇÃO 
Corrosão é a deterioração de um material, sujeito ou não a esforços mecânicos 
dependendo das ações químicas ou eletroquímicasdo meio ambiente. A corrosão é 
responsável por reduzir a vida útil dos metais e, caso não seja prevenida, um metal 
pode vir a ser completamente destruído. Se colocados em meios suficientemente 
agressivos, mesmo materiais considerados resistentes a corrosão, não estão livres da 
mesma, podendo sofrer processos corrosivos. 
Problemas corrosivos podem vir a acontecer diariamente caso as condições do 
local não ideais para os metais no meio envolvido. De acordo com Gentil (1982, p.1) 
“Os problemas de corrosão são frequentes e ocorrem nas mais variadas atividades, 
como por exemplo nas indústrias química, petrolífera, petroquímica, naval, de 
construção civil, automobilística, nos meios de transporte aéreo.” 
Quando se fala em perdas causadas pela corrosão, refere-se a perda 
econômica, devido ao alto custo de investimento. De acordo com Vincent Gentil 
podem ser classificadas em perdas econômicas diretas e indiretas: 
As perdas diretas podem ser quantificadas e avaliadas com maior facilidade. 
Pode-se dar como exemplos de perda direta: o custo da substituição de uma peça ou 
equipamento que sofreu corrosão; custos e manutenções nos processos de proteção 
contra a corrosão. 
As perdas indiretas são mais difíceis de serem avaliadas e podem resultar em 
custos econômicos mais elevados, entre eles pode-se citar: a perda total de um 
produto devido a corrosão de tubulações; contaminação de produtos; perda de 
eficiência (e.g.: corrosão em anéis de pistões e paredes de cilindros, provindo em 
excesso de consumo de óleo e gasolina, incrustações de baixa condutividade térmica 
e elevada espessura sucedendo em baixa transferência de calor.). 
A fim de evitar-se desperdício de material, é recomendado um estudo para 
verificar sua compatibilidade no meio. Deve-se levar em consideração a constituição 
do material: presença de impurezas, local de extração, composição química, 
tratamentos térmicos e mecânicos, superfície, união e contato com outros materiais; 
o meio em que será exposta: impurezas, pH, concentração, composição química, 
pressão, temperatura, sólidos suspensos; e por fim condições operacionais: 
8 
 
solicitações mecânicas, movimento relativo do material, condições de (se for o caso) 
imersão no meio e meios de proteção contra a corrosão. 
A corrosão eletroquímica é a mais comumente encontrada no meio ambiente 
devido as reações de oxirredução. O termo oxirredução pode ser interpretado pelos 
fenômenos que ocorrem simultaneamente sendo a oxidação: o ganho de oxigênio de 
uma substância (havendo perda de elétron e aumento de nóx: agente oxidante); e a 
redução: a retirada de oxigênio de uma substância (havendo ganho de elétron e 
diminuição de nóx, agente redutor), onde o número de elétrons perdidos deve ser igual 
ao número de elétrons ganhos. 
A partir de estudos pode-se notar que os metais oxidam de maneiras, tempos 
e meios distintos. Um exemplo que pode ser dado é o do ouro e o do ferro - o ouro 
não oxida na presença de ar e umidade, o ferro por outro lado sim. O cuidado em 
identificar pontos críticos na complexidade e estudos efetuados agrega valor ao 
estabelecimento e previsão dos processos corrosivos. Com tal proposito foi criada a 
tabela de potenciais de eletrodo que indica a ordem preferencial de cessão de 
elétrodos. 
O eletrodo - sendo este um sistema formado pelo metal e a solução eletrolítica 
vizinha ao metal - mostra a tendência de uma reação se passar no eletrodo 
determinando a facilidade que os átomos do eletrodo metálico perdem elétrons ou a 
facilidade que os íons recebem elétrons. 
A modificação do potencial de um eletrodo é chamada polarização e o resultado 
de uma polarização muda o valor do potencial, o que altera o ponto de equilíbrio, 
ocasionando o deslocamento do potencial anódico no sentido catódico e vice-versa. 
A curva de polarização pode ser feita a partir da variação de controle do 
potencial da corrente (Fig. 1), ou pela variação da intensidade da corrente que circula 
no sistema (Fig. 2). 
 
 
 
9 
 
Figura 1 Curva de Polarização Potenciostático 
 
Autor: Silva, Douglas 
Figura 2 Curva de Polarização Galvanostático 
Autor: Souza, M.S. 
A pilhas eletroquímicas são dispositivos capazes de transformar energia 
química em energia elétrica por meio de reações espontâneas de oxirredução, para 
qual em seu experimento é utilizado um eletrólito (líquido, contendo íons que 
transportam corrente elétrica), dois eletrodos (anodo e catodo), e um circuito metálico 
que faz ligação entre os dois. O eletrodo será anodo quando ocorre a oxidação, sua 
corrente elétrica entra no eletrólito e forma íons metálicos positivos, enquanto o outro 
eletrodo será catodo quando sofre redução, sua corrente sai do eletrólito. Podem ser 
classificadas em: 
• Galvânica; quando dois metais ou liga metálicas diferentes ficam 
em contato elétrico na presença de eletrólito 
• Ação local - acontece devido à heterogeneidade da composição 
química, textura do material, tensões internas e outras 
• Ativa passiva - ocorre nos metais que formam película protetora 
10 
 
• Concentração iônica diferencial (quando o metal é exposto a 
concentrações diferentes de seus próprios íons) 
• Aeração diferencial (concentrações diferentes do teor de 
oxigênio). 
A corrosão galvânica (Fig. 3) pode ser definida pela consequente troca de 
elétrons entre dois materiais metálicos em contato, de diferentes potenciais, em 
presença de um eletrólito. Sua principal característica é a corrosão localizada próxima 
a área de acoplamento de materiais diferentes ou dissimilares. Para melhor 
compreensão de seu funcionamento foram-se criadas tabelas de potenciais 
eletroquímicos onde quanto mais distantes na tabela de potenciais (Fig. 4) forem os 
elementos químicos, mais intensa será o processo. 
Figura 3 Corrosão Galvânica entre o latão (placa de identificação) e o aço 
Autor: Artigos Asme 
Figura 4 Tabela de Potenciais - Série Galvânica dos metais em água do mar 
Autor: Artigos Asme 
11 
 
Mesmo com todo o acervo literário encontrado atualmente, nem sempre pode-
se encontrar a caracterização potencial de um metal, visto que diferentes meios 
podem gerar alteração de potencialidade. Sugere-se que para casos ainda 
desconhecidos uma experiencia com pares metálicos no meio em que irar operar, e 
quando inevitável a junção de dois metais de potenciais diferentes, procura-se criar 
um revestimento que irá amenizar a diferença de potenciais e do processo corrosivo. 
A corrosão eletrolítica diferentemente dos outros processos, não é espontânea 
e sua corrosão resultante será de alta velocidade e intensidade. Pode ser relacionada 
a deficiência do isolamento ou aterramento, fazendo a energia penetrar no solo, 
formando assim correntes de fuga e atingindo instalações metálicas enterradas e 
através do solo novamente retornar a seu circuito metálico original. A figura 5 abaixo 
mostra a corrente de fuga de sistema de tração elétrica 
Figura 5 Esquema ilustrativo de correntes de fuga de sistema de tração elétrica 
Autor: Cassiano Lobo Pires 
Esta forma de corrosão é geralmente localizada nas falhar do revestimento 
protetor das tubulações enterradas, resultando em áreas corroídas de baixa ou sem 
aderência (Fig. 6). 
 Figura 6 Corrosão Eletrolítica localizada em tubo de metal 
 Autor: Jennifer Fogaça 
12 
 
A velocidade de corrosão pode se classificar em velocidade média de corrosão 
- utilizada para estimar a vida útil de uma estrutura - e velocidade instantânea de 
corrosão – verifica a necessidade de aumento ou diminuição da concentração de um 
inibidor em um dado momento. De acordo com Gentil (1982, p. 12) “a velocidade 
média de corrosãopode-se ser obtida pela medida da diferença de peso apresentada 
pelo material metálico ou pela determinação da concentração de íons metálicos em 
solução durante intervalos de tempo de exposição ao meio corrosivo”. Quando a 
corrosão acontece uniformemente, ensaios de perda de massa, podem dar uma 
indicação da taxa de corrosão. 
Figura 7 Curvas representativas de processos corrosivos 
Autor: GENTIL, p.112 
A = produto de corrosão inerte B = produto de corrosão inerte + período 
relacionado à destruição de película protetora C = produto de corrosão insolúvel 
aderido à superfície metálica D = produtos solúveis com aumento da área anódica. 
Fatores que podem influenciar a velocidade da corrosão são: 
• Aeração do meio corrosivo - o oxigênio funciona como controlador 
dos processos corrosivos. Portanto o acréscimo da taxa de oxigênio dissolvido 
em um meio aumentará a velocidade de corrosão, porém quando atingida uma 
concentração crítica a velocidade de corrosão decresce. Isto ocorre devido a 
passivação do elemento pelo oxigênio. Na figura 8, pode-se observar que 
quando o O² atinge uma concentração crítica a velocidade da corrosão 
decresce; 
 
13 
 
Figura 8 Decréscimo de velocidade de corrosão/concentração de oxigênio 
Autor: GENTIL, p. 113 
• pH - quando o pH de uma solução está entre 4 e 10 a taxa do pH 
não influenciará na reação, sendo o oxigênio responsável pela difusão da 
superfície metálica. No caso do pH da solução ser menor que 4 – ou seja, 
encontrar-se em um meio acido – nota-se o aumento da velocidade de corrosão 
devido à possibilidade de redução do 𝐻+. A presença do O² neste caso apesar 
de neste caso não ser fator de controle, é responsável velocidade da reação. 
Em pH maiores de 10 a taxa de corrosão diminui devido a passivação dos 
metais. Na figura 9 nota-se o efeito do pH na taxa de corrosão do ferro e o início 
de desprendimento de 𝐻2; 
Figura 9 Efeito do pH na taxa de corrosão do ferro 
Autor: Rodrigo Cardoso Costa 
14 
 
• Temperatura: aumento de temperatura resulta na diminuição de 
polarização e sobretensão, maior condutividade e velocidade de difusão de 
ions, acelerando a corrosão. Porem em casos pode retardar a corrosão devido 
a diminuição da solubilidade do oxigênio na água. 
• Sais dissolvidos – podem aumentar a taxa de corrosão devido a 
despolarização e aumento de condutividade, ou retardantes devido a 
precipitação de produtos de corrosão, diminuição da solubilidade de oxigênio, 
ação inibudora ou passivadora. 
A corrosão pode ocorrer sob diversas formas, sendo considerado sua 
aparência ou forma de ataque e as diferentes causa e mecanismos, desse jeito pode 
haver a corrosão segundo a morfologia, causas ou mecanismos, fatores mecânicos, 
meio corrosivo ou localização do ataque. A corrosão por morfologia auxilia na 
elucidação dos mecanismos e no emprego de medidas adequadas de proteção, esta 
possui diferentes formas com características variadas como: 
• Uniforme: É uma forma de corrosão eletroquímica que ocorre por 
toda a extensão da superfície, causando perda de espessura. Também 
chamada de corrosão generalizada, é uma das mais fáceis de controlar, ver e 
proteger, sendo a mais comum de ser encontrada (Fig. 10). 
Figura 10 Exemplo de corrosão uniforme 
Autor: Viviane Kettermann Fernandes 
• Por placas: Esse tipo de corrosão ocorre em regiões da superfície 
metálica e não em toda sua região, forma placas com escavações devido ao 
descolamento das mesmas (Fig. 11). 
 
 
 
15 
 
Figura 11 Exemplo de corrosão por placas 
Autor: Viviane Kettermann Fernandes 
• Alveolar: Como a corrosão por placas, a corrosão alveolar 
também é localizada, ocorrendo apenas em algumas regiões da superfície 
metálica. Produz sulcos ou escavações semelhantes a alvéolos, uma cavidade 
na superfície de fundo arredondado (Fig. 12). 
Figura 12 Exemplo de corrosão alveolar 
Autor: Viviane Kettermann Fernandes 
• Puntiforme ou por pite: A corrosão puntiforme ocorre em pontos 
ou pequenas áreas localizadas na superfície metálica, é a forma mais 
destrutiva de corrosão, pois é difícil identificá-la já que se forma embaixo da 
corrosão uniforme, como também o percentual de peso que a estrutura perde 
é muito pequeno. Provoca cavidades de fundo com forma angulosa e com 
profundida maior que seu diâmetro. Essa corrosão é favorecida pela presença 
de cloretos no ambiente e um meio de evita-la é polir a superfície e acrescentar 
2% de molibdênio (Fig. 13). 
Figura 13 Exemplo de corrosão puntiforme 
Autor: Viviane Kettermann Fernandes 
16 
 
• Intergranular: Ocorre entre os grãos da rede cristalina do material 
metálico, o qual perde suas propriedades mecânicas podendo fraturar, tendo-
se então a corrosão sob tensão fraturante. Uma das formas de se evitar esse 
tipo de corrosão é adicionar titânio na liga para formar carbonetos de titânio 
(Fig. 14). 
Figura 14 Exemplo de corrosão intergranular 
Autor: Viviane Kettermann Fernandes 
• Transgranular: Ocorre nos grãos da rede cristalina, causa perda 
das propriedades mecânicas e gera trincas, pode fraturar à menor solicitação 
mecânica, também ocorrendo a corrosão sob tensão fraturante (Fig. 15). 
Figura 15 Exemplo de corrosão transganular 
Autor: Viviane Kettermann Fernandes 
• Filiforme: Se apresentam na forma de finos filamentos que se 
propagam em diferentes direções e não se ultrapassam, pois em estado 
coloidal, apresentam carga positiva causando a repulsão. Geralmente ocorre 
em superfícies metálicas revestidas com tintas ou com metais, possuem 
tendências a aparecer quando a umidade relativa do ar está acima de 85% em 
revestimentos mais permeáveis à penetração do oxigênio e água (Fig. 16). 
17 
 
Figura 16 Exemplo de corrosão filiforme 
Autor: Viviane Kettermann Fernandes 
• Esfoliação: Ocorre em chapas ou componentes extrudados que 
tiveram seus grãos alongados e achatados, aparecem em de forma paralela à 
superfície metálica. O produto da corrosão provoca a separação das camadas, 
causando a desintegração do material em forma de placas paralelas à 
superfície. Se apresenta com frequência em ligas de alumínio das séries 2.000, 
5.000 e 7.000 (Fig. 17). 
Figura 17 Exemplo de corrosão esfoliação 
Autor: Viviane Kettermann Fernandes 
• Corrosão grafítica: Apresenta-se em ferro fundido cinzento em 
temperatura ambiente, normalmente encontrados em esgotos e utilizados para 
drenagem. A corrosão do ferro metálico resulta no grafite, dando à área 
corroída um aspecto escuro que pode ser retirada com uma espátula (Fig. 18). 
Figura 18 Exemplo de corrosão grafítica 
Autor: Viviane Kettermann Fernandes 
18 
 
• Dezincificação: É um exemplo de corrosão seletiva, pois há a 
preferência pelo zinco e pelo ferro, respectivamente. Ocorre em ligas de cobre-
zinco (latões), provocando o aparecimento da coloração avermelhada, 
resultante do cobre (Fig. 18). 
Figura 19 Exemplo de dezincificação 
Autor: Viviane Kettermann Fernandes 
• Empolamento pelo hidrogênio: O hidrogênio atômico penetra no 
material metálico, difundindo-se rapidamente transformando-se em hidrogênio 
molecular, originando a formação de bolhas (Fig. 19) 
Figura 20 Exemplo de empolamento 
Autor: Viviane Kettermann Fernandes 
• Em torno do cordão de solda: Ocorre em aços inoxidáveis não 
estabilizados e com teores de carbono acima de 0,03%, observa-se em torno 
do cordão de solda sob forma esquematizada (Fig. 20) 
Figura 21 Exemplo do entorno do cordão de solda 
Autor: Viviane Kettermann Fernandes 
 
 
19 
 
Há diversas tipos de meios corrosivos, sendo os mais frequentemente 
encontrados: atmosfera, águas naturais, solo e produtos químicos, alimentos,substâncias fundidas, solventes orgânicos, madeira e plásticos. Quando o material 
metálico reage ao meio corrosivo, forma uma película passivadora, influenciando na 
ação corrosiva do meio posteriormente. 
• Atmosfera: A ação corrosiva na atmosfera depende 
fundamentalmente dos fatores: umidade relativa, substâncias poluentes, 
temperatura e tempo de permanência do filme de eletrólito na superfície 
metálica. Como também da intensidade do vento, variações cíclicas de 
temperatura e umidade, chuvas e insolação, fazendo com haja três tipos de 
corrosão atmosférica. A corrosão atmosférica seca ocorre na atmosfera isenta 
de umidade, possui lenta oxidação do metal e forma produto de corrosão, 
provoca o escurecimento de prata ou de cobre devido à presença de gás 
sulfídrico. A corrosão atmosférica úmida ocorre em atmosferas com umidade 
relativa menor que 100%, possui um fino filme de eletrólitos na superfície 
metálica e a velocidade do processo corrosivo depende da umidade relativa. A 
corrosão atmosférica molhada ocorre quando a umidade relativa está próxima 
a 100%, provocando condensação na superfície metálica, pode-se observar 
chuva e névoa salina depositados na superfície. 
• Umidade relativa: A umidade relativa influencia a ação corrosiva 
de maneira acentuada, pois o ferro em atmosfera de baixa umidade não sofre 
corrosão, em torno de 60% o processo é lento e acima de 70% é acelerado. 
Porém quando a umidade atinge um valor crítico, ocorre uma rápida aceleração 
no processo de corrosão, sendo denominada então como umidade crítica. 
• Substâncias Poluentes: Partículas sólidas, sob forma de poeira, 
podem acentuar o processo corrosivo, tendo como exemplo decomposições 
que retêm a umidade, aumentando o tempo de permanência da água no 
material metálico e deposição de sais que são eletrólitos fortes, como o sulfato 
de amônio. No caso dos gases, temos diferentes tipos que se forma na 
atmosfera sendo provocados principalmente por queima de combustível e 
fábricas. Temos o gás carbônico e o monóxido de carbono que junto da 
umidade causam a carbonatação de concreto, causando sua deterioração, o 
ozônio que é prejudicial à borracha, causando perda de elasticidade, o dióxido 
20 
 
de enxofre e trióxido de enxofre que são responsáveis pela chuva ácida, 
responsável pela corrosão de estruturas metálicas e em concreto, entre outros 
exemplos. 
• Águas naturais: A água em contato com materiais metálicos tende 
a provocar corrosão, dependendo de várias substâncias que podem estar 
contaminando a mesma como: gases dissolvidos, sais dissolvidos, matéria 
orgânica de origem animal ou vegetal, bactérias, limo, algas e sólidos 
suspensos. No caráter corrosivo da água, também deve ser considerado o pH, 
temperatura, velocidade e ação mecânica, sendo consideradas ações 
corrosivas da água potável, do mar, de resfriamento e para geração de vapor. 
• Solo: No solo podem ser encontradas enormes extensões de 
tubulações enterradas, oleodutos, gasodutos, adutoras como também uma 
grande quantidade de tanques armazenando combustível, a corrosão destas 
tubulações pode causar perfurações e gerar vazamento, contaminando o solo 
e lençóis freáticos, como também a possibilidade de incêndios e explosões. A 
velocidade da corrosão no solo é determinada por alguns fatores sendo eles: 
tomada de amostra, características físico químicas, condições microbiológicas 
e condições operacionais. 
• Produtos químicos: Deve-se tomar extremo cuidado ao utilizar 
equipamentos para armazenar ou transportar produtos químicos para que não 
haja deterioração do equipamento e nem contaminação do produto. Leva-se 
em conta alguns fatores como a pureza do metal, contato de metais 
dissimilares, natureza da superfície metálica, pureza do produto químico, 
concentração, temperatura e aeração. A maioria dos produtos são 
armazenados em vidro, com exceção do ácido fluorídrico e seus sais e 
soluções concentradas de hidróxido de sódio. 
• Alimentos: O efeito corrosivo dos alimentos está ligado à 
formação de possíveis metálicos tóxicos, podendo alterar características como 
sabor, aroma ou aparência. Para evitar a deterioração do alimento, são 
adicionados conservantes como o ácido cítrico, porém esse fato pode gerar a 
contaminação do produto com chumbo, pois o ácido reage com alguns 
recipientes metálicos. 
21 
 
• Solventes orgânicos: Os solventes orgânicos são compostos com 
ligações covalentes, sendo assim, não são eletrólitos. Porém a ação da água 
aquecida ou do vapor d’água sobre alguns solventes pode gerar a formação de 
ácidos, ocasionando na corrosão de materiais metálicos. 
• Madeira e Plásticos: Não é frequente a aparição de corrosão em 
madeira e plásticos, porém sua decomposição pode gerar produtos corrosivos. 
A madeira pode emitir vapores corrosivos ao sofrer decomposição 
microbiológica, como o ácido acético e o plástico pode liberar vapores 
corrosivos ao sofre decomposição microbiológica ou térmica, podendo gerar 
amônia, borracha clorada ou politetrafluoretileno. 
A corrosão está presente em nosso dia e que não é possível livra-se dela, 
porém entendendo o que é a corrosão e como funciona, podem-se aplicar medidas 
de proteção ou de ameniza mento: como emprego de inibidores, propriedades de 
metais e projetos, modificações do processo, emprego de revestimentos protetores 
metálicos e não-metálicos, proteção catódica (para estruturas enterradas ou 
submersas – resultando em grande polarização catódica) e anódica (aplicação de 
corrente anódica). E sempre quando desenvolvendo algum projeto deve-se trazer em 
consideração os cuidados com os materiais utilizados, assim como os meios de 
manutenção, proporcionando assim maior durabilidade. 
 
1.1 Objetivo 
A aula prática teve como principal objetivo ensinar os alunos sobre corrosão de 
metais em soluções de diferentes pHs, formas de degradação, técnicas de medição 
de pH, assim como medidas de proteção em laboratório. 
2 PARTE EXPERIMENTAL 
2.1 Materiais e reagentes 
• Prego de aço 
• Tubos de ensaio numerados com soluções aquosas: 
25. Solução de Al2(SO4)3 (Sulfato de Alumínio) 0,5 M 
26. Solução de NaCl (Cloreto de Sódio) 0,5 M 
27. Solução de HCl (Ácido Clorídrico) 0,5M 
28. Solução de AgNO3 (Nitrato de Prata) 0,5 M 
22 
 
29. Solução de CuSO4 (Sulfato de Cobre) 0,5 M 
30. Solução de NaOH (Hidróxido de Sódio) 0,5M 
31. Solução de H2SO4 (Ácido Sulfúrico) 7 mol/L 
32. Solução de FeSO4 (Sulfato de Ferro) 0,5M 
• Fitas de pH 
• Pinça 
 
2.2 Procedimento Experimental 
1. Em tubos de ensaio foi-se previamente preparado 8 soluções aquosas; 
2. Testou-se o pH da primeira substância, Al2(SO4)3 0,5 M, no tubo de ensaio 
com o uso da fita de pH. Os quatro quadrados da fita foram submergidos na 
substancia com ajuda de uma pinça. Retirada a fita foi observado e 
comparadas as cores na fita com cores de uma escala impressa; 
3. Repetiu-se o procedimento para as demais substancias; 
4. Mergulhou-se um prego de aço a cada tubo de ensaio; foi observado o 
acontecimento de reações, precipitação e mudança de coloração. Testou-se o 
pH de cada substancia novamente; 
5. Com o passar de 10 minutos, foi-se feita novas observações em relação a 
reação, cor e precipitação e novamente testado o pH de cada substancia; 
6. Com o passar de 30 minutos, repetiu-se o item 5; 
7. Com o passar de 7 dias, repetiu-se o item 5. 
3 RESULTADOS E DISCUSSÃO 
3.1. Tubo de ensaio 25 - Solução de Al2(SO4)3 (Sulfato de Alumínio) 0,5 M 
Tabela 1 Comparação em relação ao tempo de pH e coloração da solução Al2(SO4)3 
Tempo Inicial 10min após 
submersão do 
prego de aço 
30min após 
submersão do 
prego de aço 
7dias apóssubmersão do 
prego de aço 
pH 2,0 2,0 2,0 4,0 
Coloração Incolor Incolor Incolor Incolor 
Fonte: Autor 
 
23 
 
Fe → 3Fe 2+ + 2e-- (Oxidação) 
SO42- + 2e- + 2H+ → SO2 + 2H2O (Redução) 
Fe + SO42- + 2H+ → Fe2+ + SO2 + 2H2O (Oxirredução) 
 
Reação espontânea que se dá pela acidez do sal de alumínio em água. Provoca 
corrosão generalizada do aço. Acidificação do meio conforme corrói. 
Figura 22 Comparação após 10min, 30 min e 7 dias respectivamente na solução Al2(SO4)3
 
Fonte: Autor 
3.2. Tubo de ensaio 26 – Solução de NaCl (Cloreto de Sódio) 0,5 M 
Tabela 2 Comparação em relação ao tempo de pH e coloração da solução NaCl 
Tempo Inicial 10min após 
submersão do 
prego de aço 
30min após 
submersão do 
prego de aço 
7dias após 
submersão do 
prego de aço 
pH 7,0 7,0 7,0 7,0 
Coloração Incolor Incolor Incolor Amarelada 
Fonte: Autor 
Fe → Fe2+ +2e- (Oxidação) 
 
Semirreação de redução desconhecida 
A reação de redução é complexa, uma vez que o pontapé inicial é a oxidação inicial 
do aço frente à um meio condutor contendo cloretos. Corrosão lenta, com formação 
24 
 
de óxido ferroso pouco aderente ao longo da superfície da liga. O NaCl acelera o 
processo de corrosão da água com o prego pois aumenta a condutividade da água. 
Figura 23 Comparação após 10min, 30 min e 7 dias respectivamente na solução NaCl
 
Fonte: Autor 
3.3. Tubo de ensaio 27 - Solução de HCl (Ácido Clorídrico) 0,5M 
Tabela 3 Comparação em relação ao tempo de pH e coloração da solução HCl 
Tempo Inicial 10min após 
submersão do 
prego de aço 
30min após 
submersão do 
prego de aço 
7dias após 
submersão do 
prego de aço 
pH 1,0 1,0 1,0 6,0 
Coloração Incolor Incolor Incolor Amarelada 
Fonte: Autor 
Fe0 → Fe2+ +2e- (Oxidação) 
2H+ + 2Cl- +2e- → H2 + 2Cl- (Redução) 
Fe0 + 2H+ → Fe2+ + H2 (Oxirredução) 
 
Reação de corrosão generalizada do aço frente ao meio ácido, com desprendimento 
constante de bolhas na superfície do material. Formação de óxido ferroso pouco 
aderente na superfície da liga e aumento do pH, retardando o processo corrosivo. 
 
 
25 
 
 
Figura 24 Comparação após 10min, 30 min e 7 dias respectivamente na solução HCl
 
Fonte: Autor 
3.4. Tubo de ensaio 28 - Solução de AgNO3 (Nitrato de Prata) 0,5 M 
Tabela 4 Comparação em relação ao tempo de pH e coloração da solução AgNO3 
Tempo Inicial 10min após 
submersão do 
prego de aço 
30min após 
submersão do 
prego de aço 
7dias após 
submersão do 
prego de aço 
pH 7,0 7,0 7,0 7,0 
Coloração Incolor Incolor Incolor Incolor 
Fonte: Autor 
Fe0 → Fe2+ +2e- (Oxidação) 
2Ag+ + 2e- → 2Ag0 (SRR) (Redução) 
Fe0 + 2Ag+ → Fe2+ + 2Ag0 (Oxirredução) 
 
Reação provocada pela redução do íon prata frente ao ânodo ferroso, formando 
precipitados de prata metálica ao longo da superfície do aço. O resultado esperado 
não foi obtido devido ao pH encontrado ser diferente do esperado: o meio corrosivo 
se tornaria colorido devido a presença de íons Fe(II), sendo sua única justificativa o 
fato da água utilizada não estar totalmente destilada. 
 
 
26 
 
 
Figura 25 Comparação após 10min, 30 min e 7 dias respectivamente na solução AgNO3
 
Fonte: Autor 
3.5. Tubo de ensaio 29 - Solução de CuSO4 (Sulfato de Cobre) 0,5 M 
Tabela 5 Comparação em relação ao tempo de pH e coloração da solução CuSO4 
Tempo Inicial 10min após 
submersão do 
prego de aço 
30min após 
submersão do 
prego de aço 
7dias após 
submersão do 
prego de aço 
pH 5,0 5,0 5,0 3,0 
Coloração Azul Azul Azul Amarelada 
Fonte: Autor 
Fe0 → Fe2+ +2e- (Oxidação) 
Cu2+ + 2e- → Cu0 (Redução) 
Fe0 + Cu2+ → Fe2+ + Cu0 (Oxirredução) 
 
Assim como o ítem 28, é uma reação de redução do íon cobre frente ao ânodo ferroso, 
formando precipitados de cobre metálico acastanhados ao longo da superfície. O meio 
corrosivo colore-se com a presença de íons Fe(II), perdendo gradualmente sua 
coloração azul. 
27 
 
Figura 26 Comparação após 10min, 30 min e 7 dias respectivamente na solução CuSO4
 
Fonte: Autor 
3.6. Tubo de ensaio 30 – Solução de NaOH (Hidróxido de Sódio) 0,5M 
Tabela 6 Comparação em relação ao tempo de pH e coloração da solução NaOH 
Tempo Inicial 10min após 
submersão do 
prego de aço 
30min após 
submersão do 
prego de aço 
7dias após 
submersão do 
prego de aço 
pH 14,0 14,0 14,0 14,0 
Coloração Incolor Incolor Incolor Incolor 
Fonte: Autor 
Fe0 → Fe2+ +2e- (Oxidação) 
H2O + 1/2O2 + 2e- → 2(OH)- (Redução) 
Fe0 + H2O + 1/2O2 → Fe(OH)2 (Oxirredução) 
 
Formação de precipitado marrom grumoso (hidróxido ferroso) ao longo da superfície 
da liga. 
 
 
28 
 
Figura 27 Comparação após 10min, 30 min e 7 dias respectivamente na solução NaOH
 
Fonte: Autor 
3.7. Tubo de ensaio 31 - Solução de H2SO4 (Ácido Sulfúrico) 7 mol/L 
Tabela 7 Comparação em relação ao tempo de pH e coloração da solução H2SO4 
Tempo Inicial 10min após 
submersão do 
prego de aço 
30min após 
submersão do 
prego de aço 
7dias após 
submersão do 
prego de aço 
pH 1,0 1,0 1,0 1,0 
Coloração Incolor Incolor Incolor Incolor 
Fonte: Autor 
Fe0 → Fe2+ +2e- (Oxidação) 
2H+ +2e- → H20 (Redução) 
Fe0 + 2H+ → Fe2+ + H20 (Oxirredução) 
 
Meio ácido forte, mas ainda contendo apreciável quantidade de água 
Análogo ao ítem 27, corrosão generalizada do aço em meio ácido, formação vigorosa 
de bolhas de hidrogênio e aumento da temperatura do meio. Em concentrações mais 
altas (meios menos hidratados) poderia ocorrer passivação da superfície da liga, com 
formação de sulfato de ferro aderente. 
 
29 
 
Figura 28 Comparação após 10min, 30 min e 7 dias respectivamente na solução H2SO4
 
Fonte: Autor 
3.8. Tubo de ensaio 32 - Solução de FeSO4 (Sulfato de Ferro) 0,5M 
Tabela 8 Comparação em relação ao tempo de pH e coloração da solução FeSO4 
Tempo Inicial 10min após 
submersão do 
prego de aço 
30min após 
submersão do 
prego de aço 
7dias após 
submersão do 
prego de aço 
pH 2,0 2,0 2,0 4,0 
Coloração Amarelada Amarelada Amarelada Amarelada 
Fonte: Autor 
Fe0 → Fe2+ +2e- (SRO) 
Fe2+ + 2H2O → Fe(OH)2 + 2H+ 
2H+ +2e- → H2 (SRR) 
Fe0 + 2H2O → Fe(OH)2 + H2 
 
A força motriz da reação está na regeneração da base fraca ferrosa, tornando o meio 
ácido. Com isso, há geração de bolhas de hidrogênio e corrosão generalizada da liga. 
 
 
 
30 
 
Figura 29 Comparação após 10min, 30 min e 7 dias respectivamente na solução FeSO4
 
Fonte: Autor 
4. CONCLUSÃO 
 
Com o experimento pode-se concluir com o auxílio de uma tabela de potenciais que o 
aço em meios aquosos de potenciais menor que o dele têm tendência a perder 
elétrons, resultando em distintas oxidações. Portanto é de interesse ter em mãos uma 
tabela de potenciais indicando a tendência. Em um dos casos apresentados o 
resultado esperado não foi obtido, pois o pH do AgNO3 (Nitrato de Prata) deveria se 
ácido, porém o pH encontrado foi 7,0, portanto neutro, sendo a única justificativa para 
isso ter acontecido é a de que a água utilizada não estava totalmente destilada, 
influenciando no resultado. Pode-se concluir que a melhor opção é prevenir que a 
corrosão ocorra, pois ela pode ser extremamente danosa, como podemos ver no caso 
do item 31 (Ácido Sulfúrico), onde parte do prego se dissolveu, diminuindo seu 
tamanho. Tais mudanças em um material podem se tornar prejudiciais para uma 
construção, gerando perda econômica, contaminação de produtos ou até mesmo 
podendo ocasionar acidentes. 
31 
 
 
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ELETRODEPÓSITOS DE Zn PROVENIENTES DE PILHAS DE Zn-MnO2 
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FERNANDES, Viviane Kettermann. As formas de corrosão. Disponível em: 
<http://engenheirodemateriais.com.br/2017/04/26/as-formas-de-corrosao/>. Acesso em: 03 
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FOGAÇA, Jennifer. Tipos de Corrosão. Disponível em: 
<https://brasilescola.uol.com.br/quimica/tipos-corrosao.htm>. Acesso em: 03 abr. 2018.