Relatório perda de massa

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RELATÓRIO DE PRÁTICA DE ANÁLISE DOS EFEITOS CORROSIVOS EM PLACAS METÁLICAS E PILHAS
Alice Guerra1, Gabriel Figueiredo2, George Menezes de Lima3
Universidade Estadual de Santa Cruz – UESC, Ilhéus – Brasil
alicegmm15@gmail.com1, gabrielfigueredo1247@gmail.com2; limamgeorge@gmail.com3
Resumo - A corrosão pode ser definida como a deterioração de um material, metálico ou não, por ação química ou eletroquímica do meio ambiente com auxílio de esforços mecânicos ou não. O ataque corrosivo sofrido pelos metais tem a tendência de torna-los óxidos, que é sua forma mais estável. As perdas provocadas pelos ataques corrosivos deterioram o material, afetando assim sua eficiência, sendo assim devem ser monitorados e evitados, quando possível. O presente relatório abordará sobre a corrosão dos materiais metálicos, denominada corrosão metálica, abordando técnicas eletroquímicas tais como perda de massa de placas de alumínio, aço inox 316 e aço carbono, pilhas eletroquímicas e dupla camada elétrica e sua curva de polarização. 
Palavras-chaves: corrosão; eletroquímica; perda de massa; pilhas; curva de polarização.
1. INTRODUÇÃO:
	Num aspecto muito difundido e aceito universalmente pode-se definir corrosão como a deterioração de um material, geralmente metálico, por ação química ou eletroquímica do meio ambiente aliada ou não a esforços mecânicos. A deterioração causada pela interação físico-química entre o material e o seu meio operacional representa alterações prejudiciais indesejáveis, sofridas pelo material, tais como desgaste, variações químicas ou modificações estruturais, tornando-o inadequado para o uso [1].
	A corrosão pode incidir sobre diversos tipos de materiais, sejam metálicos ou não metálicos. Geralmente a corrosão é um processo espontâneo, constantemente transformando material metálicos, de modo que afeta a durabilidade e desempenho dos mesmos deixando de satisfazer os fins a que se destinam. 
	Sendo a corrosão um processo que degrada o material em si, existem perdas associadas ao processo que contribuem para ineficiência dos processos a que estes materiais estão associados. Por exemplo, na indústria química, o fluido de trabalho que atravessa tubulações é o maior responsável pelo desgaste dos tubos, sendo considerado um processo de corrosão grave e de difícil controle. 
	Para controle do processo corrosivo, existe cálculos que auxiliam na previsão de desgaste do material, tais como: velocidade de corrosão, perda de espessura e densidade de corrente de corrosão. A perda de massa é influenciada pela área exposta em determinado tempo exposto, combinadas entre si temos a velocidade de corrosão:
 (1)
onde Δm é a perda de massa (mg), A é a área exposta (cm2) e θ é o tempo de imersão (h). A perda de espessura é determinada através de:
 (2)
onde ρ é a densidade do material (g.cm-3), a perda de espessura é expressa em mm/ano (milímetro por ano), vcorr em (mg.cm-2.h-1). A densidade de corrente de corrosão é expressa pela seguinte equação:
 (3)
onde 96500 é a constante de Faraday (A.s), Eq é o equivalente grama do metal (g) e icorr é expressa em termos de (A.cm-2).	 
A linha de estudo que trata da conversão da energia elétrica em energia química, bem como da conversão da energia química em energia elétrica nas pilhas galvânicas ou voltaicas é a eletroquímica [2].
Uma pilha galvânica é uma fonte de eletricidade resultante de uma reação espontânea de oxirredução que se dá em uma solução eletrolítica [2]. O funcionamento de uma pilha eletroquímica depende do material dos eletrodos empregados, pois cada material diferente apresentará um potencial eletroquímico diverso. Os eletrodos em uma célula apresentam a finalidade de remover elétrons do agente redutor no ânodo e fonte de elétrons para o agente oxidante no cátodo [3]. Nas células galvânicas a oxidação, perda de elétrons, ocorre no eletrodo denominado ânodo, enquanto que a redução ocorre no outro eletrodo denominado cátodo, onde a espécie que sofre redução coleta elétrons do ânodo [4].
	Outro modo de analisar a perda que a atividade corrosiva proporciona no material é através da curva de Tafel, onde é possível obter a densidade de corrente de corrosão (icorr). Para isso, é necessário que a curva experimental possua um trecho linear com valores de corrente próximo a duas décadas [5].
	Traçando uma reta nos trechos lineares das regiões anódica e catódica da curva de Tafel é possível extrair, além da densidade de corrente de corrosão, informações como as constantes de Tafel e o potencial de corrosão. 
	A vantagem de se utilizar a técnica de polarização ao invés de um ensaio gravimétricos (perda de massa) é a possibilidade de se avaliar de forma rápida e não-destrutiva, os parâmetros cinéticos da corrosão de um material. Porém, essa técnica está limitada à condutividade do meio eletrolítico, que devem ser altas o suficiente para que o ensaio possa ser realizado sob queda ôhmica menor que 5%, de forma a não prejudicar a linearidade das curvas de Tafel [6].
2. OBJETIVOS
2.1 Perda de massa:
1. determinar a perda de massa, de espessura em mm/ano, a velocidade de corrosão e a densidade de corrosão. Analisar qual material mais resistente a corrosão, e se o eletrólito utilizado é ideal para promover a corrosão das ligas estudadas.
2.2 Pilhas Eletroquímicas:
2. esquematizar a pilha, identificar eletrodos e eletrólitos, explicar o que ocorre nos fenômenos eletroquímicos, identificar quem coroe, escrever as equações que ocorrem em cada eletrodo, identificar e escrever a reação espontânea e determinar o potencial padrão de cada eletrodo padrão.
2.3 Dupla camada elétrica e Curvas de polarização:
	Os principais objetivos desse experimento foram analisar e explicar uma célula eletroquímica, determinar o potencial de corrosão, analisar a dupla camada elétrica, levantar as curvas de polarização de Tafel, determinar o Icorr e as constantes de Tafel anódica e catódica, calcular a densidade de corrente utilizando a equação de Butler-Volmer e por fim, analisar o que ocorre na curva anódica e na curva catódica.
3. MATERIAIS E MÉTODOS
3.1 Perda de massa:
	Inicialmente fez-se a limpeza da amostra em lavagem com água destilada, álcool etílico e acetona, e secou-se a amostra com auxílio de secador. Pesou-se cada uma das amostras no início do ensaio e anotou-se a massa inicial. Tirou-se as dimensões de cada amostra (espessura, largura e comprimento) com o auxílio de um paquímetro, para posterior utilização nos cálculos de velocidade e densidade de corrosão e perda de espessura. Fez-se imersão das amostras durante 30 minutos em solução de HCl 2mol L-1. Enxaguou-se as amostras com água destilada, álcool etílico e acetona, e secou-se. Pesou-se cada amostra após o ensaio e anotou-se a massa final. Mediu-se as dimensões após o ensaio. Observou-se os aspectos da amostra e da solução. 
3.2 Pilhas Eletroquímicas:
3.2.1 Situação 1 E 2
	De posse de um béquer de 250 mL, foi adicionado 200 mL de solução aquosa 3% de cloreto de sódio, 1 mL de solução alcoólica a 1% de fenolftaleína e 2 mL de solução normal de ferrocianeto de potássio.
Situação 1:
	 Em seguida, eletrodos de cobre e ferro foram imersos na solução conectando-os por meio de um fio de cobre. Foram realizadas observações dos fenômenos ocorridos e anotados.
Situação 2:
	Em seguida, eletrodos de zinco e ferro foram imersos na solução conectando-os por meio de um fio de cobre. Foram realizadas observações dos fenômenos ocorridos e anotados.
3.2.2 Pilhas de Zn E Cu
	Foi pego 3 béqueres de 250 mL, e ao primeiro foi adicionado 200 mL de água destilada; no segundo, 200 mL de solução aquosa de NaCl a 0,5 mol/L e; no terceiro,200 mL de solução aquosa de NaCl a 1,0 mol/L. Foram colocados dois eletrodos de cobre (Cu) e zinco (Zn) realizando a medida da (tensão x concentração). Sabendo-se que para ascender um LED de 3V seria necessária uma corrente de 0,02A; das 3 pilhas foi selecionado a de maior tensão replicando-a e montando um circuito em série até que fosse atingido a tensão necessária. Para isto, foi acrescentado uma pilha por vez até ligar o LED.
3.3 Dupla camada elétrica e Curvas de polarização:
	Primeiramente montou-se uma célula eletroquímica de 3 eletrodos, em seguida mediu-se o potencial de circuito aberto, levantou-se as curvas de impedância eletroquímica e de polarização, observou-se e analisou-se o que ocorria, após isso anotou-se os tempos de imersão.
4. RESULTADOS E DISCUSSÃO:
4.1 Perda de massa:
Inicialmente foram feitas as medidas de massa, largura, comprimento e espessura de cada placa de metal e os dados estão dispostos na Tabela 1.
Tabela 1 - Dados obtidos experimentalmente para perda de massa.
	
	Alumínio
	Aço inox 316
	Aço carbono 
	Mi (g)
	2,57
	22
	 3,32
	Mf (g)
	2,46
	21,7
	 3,3
	DIMENSÕES INICIAL (mm)
	E – 1,12
L – 18,95
C – 48,94
	E – 1,96
L – 29,58
C – 49,24
	 E – 1,08
L – 19,89
C –20,6
	DIMENSÕES FINAL (mm)
	E – 1,11
L – 18,72
C -48,83
	E – 1,95
L – 29,68 
C – 49,16
	 E – 
L – 
C –
	
onde E, L e C são, respectivamente, espessura, largura e comprimento da amostra do material.
	Na Tabela 2 está disposto os dados calculados para cada placa de material. A área foi calculada a partir da seguinte equação:. O tempo utilizado foi de 30 minutos para todas as placas. Utilizou-se a Eq. 1 para o cálculo da velocidade de corrosão, a Eq. 2 para o cálculo da perda de espessura e a Eq. 3 para o cálculo da densidade de corrente de corrosão. 
Tabela 2 - Dados calculados para perda de massa.
	
	Alumínio
	Aço inox 316
	Aço carbono
	Δm (g)
	0,11
	0,30
	0,02
	A (mm2)
	927,41
	1456,52
	409,73
	Θ (h)
	0,50
	0,50
	0,50
	 (mg.cm-2.h-1)
	23,72
	41,19
	9,76
	ρ (g.cm-3)
	2,70
	8,0
	7,5
	PE (mm.ano-1)
	769,59
	451,03
	114
	Eq (g)
	13,49
	-
	27,93
	(A.cm-2)
	0,047
	-
	0,009
	Pode-se explicar as velocidades de corrosão pela fila de reatividade dos metais em ácidos, onde pode-se prever que a liga de aço inox reagiria tão pouco ou não com o ácido clorídrico, já a liga de aço carbono reagiria demasiadamente um pouco maior e a placa de alumínio reagiria de forma mais rápida, devido a sua maior reatividade. Percebe-se que esta ordem de reação não ocorre e pode-se explicar isto através da diferença de tamanho das placas (área de exposição). Visto que a placa de aço inox era a que possuía maior área de exposição esta sofreu maior corrosão, seguida da placa de alumínio e da placa de aço carbono. Sendo assim, podemos constatar que a placa de aço carbono é a que obteve mais resistência a corrosão seguida da placa de alumínio e de aço inox.
	A densidade de corrente de corrosão para o aço inox 316 não pode ser calculada devido a necessidade de se saber o valor do Equivalente grama do metal. Como não se sabia ao certo a composição exata da placa, este valor não pode ser calculado, sendo assim a discussão de perda de massa baseada na velocidade de corrosão e área de exposição.
	Existem alguns metais e ligas ativos que, sob condições ambientais particulares, perdem a sua reatividade e se tornam extremamente inertes, fenômeno denominado passividade sendo exibido por cromo, ferro, níquel, titânio e muitas de suas ligas. O comportamento passivo resulta a partir da formação de uma película de óxido muito fina e altamente aderente sobre a superfície do metal, a qual serve como barreira protetora contra a corrosão adicional. Aços inoxidáveis são altamente resistentes à corrosão larga variedade de atmosferas como um resultado de passivação. Eles contêm pelo menos 11% de cromo que é um elemento de liga formador de solução sólida em ferro, minimiza a formação de ferrugem; ao contrário, forma-se um filme superficial protetor, o alumínio é altamente resistente à corrosão em muitos ambientes porque ele também se passiva. Se for danificado, o filme protetor geralmente renova-se muito rapidamente. Entretanto, uma mudança no caráter do ambiente (por exemplo, alteração na concentração das espécies corrosivas ativas) pode causar a reversão do material passivado ao estado ativo [7]. Esta mudança de ambiente é perceptível ao utilizarmos o HCl como eletrólito, percebendo assim uma atividade corrosiva nos metais onde se é observado o fenômeno da passivação.
	4.2 Pilhas Eletroquímicas:
4.2.1 Situação 1 E 2
	A solução preparada contendo cloreto de sódio, fenolftaleína e ferrocianeto de potássio apresentou coloração amarela, devido a presença do ferrocianeto de potássio.
Situação 1
		Ao imergir os eletrodos de cobre (Cu) e ferro (Fe) na solução eletrolítica, conectados por um fio de cobre, por aproximadamente cinco minutos, foi visualizado mudança na coloração para um tom roseado na fronteira do eletrodo de cobre, como na figura 1.
Fig. 1- Pilha eletroquímica de cobre e ferro em eletrólito de misturas de soluções de cloreto de sódio (NaCl), fenolftaleína e ferrocianeto de potássio.
. 
As semi-reações que descrevem o experimento estão descritas com seus respectivos potenciais de redução a seguir:
2 Fe(s) → 2 Fe2+(aq) + 4 e- E° = 0,44 V (1)
2 H2O(l) + O2(g) + 4 e- → 4 OH-(aq) E° = 0,40 V (2)
Reação global:
2 Fe(s) + 2 H2O(l) + O2(g) → 2 Fe2+(aq) + 4 OH-(aq) 	 ΔE° = 0,84 V (3)
		Através das semi-reações (1) e (2) é possível notar que quando os eletrodos são imersos na solução eletrolítica ocorre a oxidação do ferro metálico oxidando Fe0 a Fe2+ e, devido a eletrólise da água, formam-se íons de OH- na fronteira do eletrodo. O aumento destes íons na solução ocasionado pelo desprendimento de OH- no eletrodo de cobre, provoca alteração no equilíbrio químico tornando a solução alcalina sendo possível constatar através da coloração roseada da solução contendo o indicador fenolftaleína. Desta forma, os eletrodos da pilha eletroquímica formada são, o cobre comportando-se como cátodo e a água sofre redução, enquanto que o ferro é o ânodo e sofre oxidação que, por conseguinte sofre corrosão. Além disso, foi visualizado um outro produto originado pela reação do ferrocianeto de potássio com o eletrodo de ferro constatado pela presença da coloração esverdeada.
Situação 2
A situação 2 foi similar a situação 1, entretanto ao imergir os eletrodos de zinco (Zn) e ferro (Fe) na solução eletrolítica, conectados por um fio de cobre, por aproximadamente cinco minutos, foi visualizado mudança na coloração para um tom roseado na fronteira do eletrodo de ferro, como na figura 2.
Fig. 2- Pilha eletroquímica de zinco e ferro em eletrólito de misturas de soluções de cloreto de sódio (NaCl), fenolftaleína e ferrocianeto de potássio.
	As semi-reações que descrevem o experimento estão descritas com seus respectivos potenciais de redução a seguir:
2 Zn (s) → 2 Zn2+(aq) + 4 e- 			 E° = 0,76 V (4)
2 H2O (l) + O2(g) + 4 e- → 4 OH-(aq) E° = 0,40 V (5)
Reação global:
2 Zn (s) + 2 H2O (l) + O2(g) → 2 Zn2+(aq) + 4 OH-(aq) ΔE° = 1,16 V (6)
	As semi-reações (4) e (5) descrevem que quando os eletrodos são imersos na solução eletrolítica ocorre a oxidação do zinco metálico oxidando Zn0 a Zn2+ e, devido a eletrólise da água, formam-se íons de OH- na fronteira do eletrodo de ferro. O resultado é assim notado através do tom rosado formado no eletrodo de ferro, pois assim como mencionado na situação 1, ocorre o deslocado do equilíbrio químico devido a maior concentração de íons hidroxila na fronteira do eletrodo de ferro tornando a solução alcalina. 
	Assim sendo, o eletrodo de ferro é o cátodo e sofre redução; enquanto o eletrodo de zinco é ânodo e sofre oxidação, isto é, sofre corrosão.
4.2.2 Pilhasde Zn E Cu
	No experimento das pilhas de Zn e Cu as diferenças de potenciais (ddp) foram obtidas a partir de eletrólitos como: água destilada, solução de NaCl a 0,5 mol/L e uma outra solução de NaCl a 1,0 mol/L. As diferenças de potencias obtidas em cada pilha estão apresentadas na tabela 3.
Tabela 3 -Voltagem das pilhas eletroquímicas.
	Pilha
	Diferença de potencial (V)
	Zn e Cu em eletrólito de H2O destilada
	0,16
	Zn e Cu em eletrólito de NaCl 0,5 mol/L
	0,28
	Zn e Cu em eletrólito de NaCl 1,0 mol/L
	0,68
Nas pilhas contidas na tabela 2, o cobre é o eletrodo que sofre redução e o zinco é o eletrodo que sofre oxidação e, portanto, o eletrodo em que a corrosão ocorrerá. 
A análise dos dados leva-nos a inferir que o aumento da concentração de íons dissolvidos na solução, aumenta a ddp. Entretanto, é sabido que se concentrasse o eletrólito adicionando-se mais NaCl, a mobilidade iônica iria aumentar e, por consequência a corrente iônica na solução e portanto, a ddp iriam diminuir. [8]
Sendo assim, foi escolhida a pilha que se obteve o maior ddp e foi montado um circuito em série de maneira que fosse possível ascender a LED, como demonstrado na figura 3.
Fig. 3-Circuito das pilhas eletroquímicas em série.
 A tabela 4 descreve os dados coletados no experimento, assim como os resultados qualitativos obtidos.
Tabela 4 - Número de pilhas utilizadas para ascender a LED.
	Número de pilhas em série
	Diferença de potencial (V)
	Resultado qualitativo
	2 pilhas
	1,15
	Não ligou
	3 pilhas
	1,80
	Não ligou
	4 pilhas
	2,52
	Intensidade fraca
	5 pilhas
	3,10
	Intensidade mais forte
4.3 Dupla camada elétrica e curvas de polarização
	Com os fundamentos teóricos obtidos em sala de aula sabe-se que o conceito de dupla camada elétrica foi primeiramente estudado por Helmhotz, onde segundo ele existia uma interface eletrodo/solução (parte física) e uma parte não física que era o alinhamento dos íons e dipolos presentes na solução, formando um princípio de um capacitor, após isso surgiram outros estudiosos, Chapman que fala sobre a camada difusa, em seguida Stern, Grahame e Bockris, todos esses foram aperfeiçoando o modelo. 
	A partir disso, realizou-se um experimento utilizando um potenciostato e uma célula eletroquímica onde o nosso eletrodo de referência foi um fio de Ag em solução de AgCl e o contra eletrodo que foi titânio revestido com ródio. Coletou-se os dados, esses organizados em planilha e com a ajuda do software Origin obteve-se o seguinte gráfico. 
Fig.4 – Curvas de polarização de Tafel
	A parte superior é caracterizada pela curva anódica e a inferior pela curva catódica. É possível encontrar os valores das constantes de Tafel (Ba e Bc) traçando retas tangentes às inclinações, com isso ba = 0,016 V e bc = -0,060 V.
	Analisando o gráfico, é possível obter também os valores da densidade de corrente (i0) e do potencial de corrosão (Ecorr).
	
i0 = 10-5,55889724 = 2.76e-6 ou 0,00000276 mA/cm²
Ecorr = -0,911236909 V
E por fim, ajustar todos os dados obtidos para a equação de Butler-Volmer. Eq. 4.
 (4)
5. CONCLUSÃO
	Baseado nos estudos dos experimentos realizados, pode-se analisar a perda de massa de diferentes metais, baseados na área de exposição, prever sua reatividade e assim analisar a dependência da área exposta no ataque corrosivo. Foi possível compreender de maneira mais clara o funcionamento de pilhas eletroquímicas envolvendo reações espontâneas, observar as diferentes formas do seu funcionamento de acordo com os eletrodos e da solução eletrolítica empregada. E a partir dos dados experimentais para dupla camada elétrica conseguimos completar nossos objetivos, traçando o gráfico, sendo possível encontrar as constantes de Tafel, o i0, Ecorr e reescrever a equação de Butler-Volmer para os dados obtidos.
6. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
[1] GENTIL, Vicente. Corrosão, 3ª edição., Rio de J aneiro, Editora LTC, 1996
[2] ATKINS, Peter; JONES, Loretta. Princípios de Química. 5 ed. 2011
[3] BRADY, James E. & HUMISTON, Gerard E. (1986) Química Geral, 2-ed, vol.2. Traduzido por: Cristina Maria Pereira dos Santos; Roberto de Barros Faria. Rio de Janeiro: Livros Técnicos e Científicos, 662p. 
[4]  RUSSEL, John B. Química Geral, 2-ed, 2 vols. Traduzido por: Márcia Guekezian; Maria Cristina Ricci; Maria Elizabeth Brotto; Maria Olívia A. Mengod; Paulo César Pinheiro; Sonia Braunstein Faldini; Wagner José Saldanha. São Paulo: Makron, 1994. 1268p.
[5] LUÍS, A. E. Desenvolvimento de técnicas de Diagnóstico da Corrosão em Pés de Torres de Transmissão, por meio de Aplicação de Técnicas eletroquímicas. Curitiba-Pr, UFPR, 2004. 
 [6] OLIVEIRA, P. C. A de., BERTAZZOLI, R. Determinação da densidade de corrente em meios de baixa condutividade: uso de microelétrodos para minimizar queda ôhmica. Química Nova, Vol. 34, No.2, 325-329, 2011.
[7] CALLISTER Jr , William D. Ciência e Engenharia de Materias – Uma Introdução. 7ª ed. Rio de Janeiro , Editora LTC, 2002.
 [8] CAPELOSSI, Vera. Notas de aula de Eletroquímica. UESC- Universidade Estadual de Santa Cruz. 2015.2