CORROSÃO DEGRADAÇÃO MATERIAIS

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FACULDADES INTEGRADAS RUI BARBOSA 
CURSO DE ENGENHARIA – CEG – TURMA B 
3º PERÍODO 
 
 
 
 
 
 
 
CARLOS RANGEL WIEZEL 
DHONATAN DE SOUZA TEIXEIRA ALVES 
EDUARDO MOREIRA BEZERRA 
THIAGO CHRISTIAN PRADO FERNANDES 
 
 
 
 
 
 
 
 
CORROSÃO E DEGRADAÇÃO DOS MATERIAIS 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
ANDRADINA 
2016 
 
 
CARLOS RANGEL WIEZEL 
DHONATAN DE SOUZA TEIXEIRA ALVES 
EDUARDO MOREIRA BEZERRA 
THIAGO CHRISTIAN PRADO FERNANDES 
 
 
 
 
 
 
 
 
CORROSÃO E DEGRADAÇÃO DOS MATERIAIS 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Trabalho escrito apresentado para a 
disciplina de Ciências dos Materiais como 
requisito parcial de avaliação. 
Faculdades Integradas Rui Barbosa 
 
Orientador: Prof.ª. Ellen Maria Machado 
Santos. 
 
 
 
 
ANDRADINA 
2016 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
“O que sabemos é uma gota; o que 
ignoramos é um oceano.” 
Isaac Newton. 
 
 
LISTA DE ILUSTRAÇÕES 
 
Figura 1. Ferrugem em carroceria de um automóvel........................................................... 10 
Figura 2. Verificação da suscetibilidade a corrosão intergranular dos aços inoxidáveis ...... 10 
Figura 3. Sentido dos elétrons em pilhas eletroquímicas diferentes .................................... 13 
Figura 4. Experimento para verificação do gás hidrogênio em solução ácida ..................... 15 
Figura 5. Pilha de eletrodo de zinco e hidrogênio ............................................................... 15 
Figura 6. Ilustração da camada passiva em aço inox .......................................................... 19 
Figura 7. Ferrugem generalizada no aço, ferro e o escurecimento de pratarias .................. 21 
Figura 8. Corrosão galvânica .............................................................................................. 22 
Figura 9. Típica corrosão por frestas entre o suporte e tubulação....................................... 24 
Figura 10. Ilustração esquemática do mecanismo da corrosão ........................................... 25 
Figura 11. Corrosão por pite em aço inoxidável .................................................................. 25 
Figura 12. Pequenas cavidades em superfície metálica de inox ......................................... 26 
Figura 13. Corrosão intergranular por micrografia ............................................................... 26 
Figura 14. Corrosão intergranular em aço inoxidável na proximidade do cordão de solda .. 27 
Figura 15. Efeitos forças mecânicas em regiões tensionadas ............................................. 29 
Figura 16. Aspecto de corrosão sob tensão em aços inoxidáveis ....................................... 30 
Figura 17. Fragilização por hidrogênio em metais ............................................................... 30 
Figura 18. Exposição da armadura de um pilar de concreto por corrosão ........................... 40 
Figura 19. Contaminação do material cerâmico (concreto) em meio ambiente corrosivo .... 41 
Figura 20. Degradação de tampa plástica de garrafas ........................................................ 43 
Figura 21. Polímero com ligações cruzadas seco e um polímero inchado em um solvente 44 
Figura 22. Pneu seco/ velho trincado .................................................................................. 47 
 
 
 
 
LISTA DE QUADROS 
 
Quadro 1. Ordem crescente de ação oxidante e redutora de potencias de eletrodo 16 
Quadro 2. Série galvânica ........................................................................................ 22 
Quadro 3. Resumo esquemático do processo de oxidação ..................................... 34 
 
 
LISTA DE SÍMBOLOS 
 
𝐴 Área superficial exposta da amostra 
𝐴M Peso atômico do metal M 
𝐴O Peso fórmula do óxido do metal M 
𝔉 Constante de Faraday (96.500 C mol⁄ ) 
𝑇𝑃𝐶 Taxa de Penetração da Corrosão (mpa ou mm ano⁄ ) 
𝐾 Constate da 𝑇𝑃𝐶: 534 para [𝑇𝑃𝐶] = mpa ou 87,6 para [𝑇𝑃𝐶] = mm ano⁄ 
𝑅 Constante dos gases (8,31 J mol⁄ ⋅K) 
𝑇 Temperatura (K) 
𝐸1
0, 𝐸2
0 Potenciais de eletrodo de semipilha-padrão para os metais 1 e 2 
[𝑀1
𝑛+], [𝑀2
𝑛+] Concentrações iônicas molares para os metais 1 e 2 
𝐾1, 𝐾2, 𝐾3, 𝐾4, 𝐾5, 𝐾6 Constantes independentes do tempo 
𝑊 Perda/ ganho de peso por unidade de área 
𝜌 Massa específica 
𝜌M Massa específica do metal M 
𝜌O Massa específica do óxido do metal M 
𝑡 Tempo de exposição 
𝑟 Taxa de corrosão (mol m2⁄ ⋅s) 
𝑖 Densidade da corrente 
𝑛 Número de elétrons associados à ionização de cada átomo metálico 
 
 
 
 
SUMÁRIO 
 
1 OBJETIVOS ........................................................................................................... 08 
2 INTRODUÇÃO ....................................................................................................... 09 
3 CORROSÃO EM METAIS ..................................................................................... 10 
3.1 Princípio da corrosão em metais ..................................................................... 11 
3.1.1 Considerações eletroquímicas ............................................................... 12 
3.1.2 Oxirredução ........................................................................................... 12 
3.1.3 Potencias de eletrodo ............................................................................ 13 
3.1.4 Potencias de eletrodo-padrão ................................................................ 15 
3.1.5 Equação de Nernst ................................................................................ 16 
3.1.6 Série galvânica ...................................................................................... 17 
3.2 Taxas de corrosão .......................................................................................... 17 
3.3 Passivação ...................................................................................................... 18 
3.4 Efeitos do ambiente ........................................................................................ 19 
3.5 Formas de corrosão ........................................................................................ 19 
3.5.1 Corrosão uniforme ................................................................................. 20 
3.5.2 Corrosão galvânica ................................................................................ 21 
3.5.3 Corrosão em frestas .............................................................................. 23 
3.5.4 Corrosão por pites ................................................................................. 24 
3.5.5 Corrosão intergranular ........................................................................... 26 
3.5.6 Lixivia seletiva ........................................................................................ 27 
3.5.7 Erosão-corrosão .................................................................................... 28 
3.5.8 Corrosão sob tensão .............................................................................. 28 
3.5.9 Fragilização por hidrogênio .................................................................... 30 
3.6 Ambientes de corrosão ................................................................................... 31 
3.7 Prevenção da corrosão ................................................................................... 32 
3.8 Oxidação ......................................................................................................... 34 
3.8.1 Incrustações .............................................................................................35 
3.8.2 Cinética .................................................................................................... 36 
3.8.3 Óxidos protetores ..................................................................................... 37 
3.8.4 Processos especiais de oxidação ............................................................ 39 
4 CORROSÃO DE MATERIAIS CERÂMICOS ......................................................... 40 
5 DEGRADAÇÃO DE POLÍMEROS ......................................................................... 43 
 
 
5.1 Inchamento e dissolução................................................................................. 43 
5.2 Ruptura da ligação .......................................................................................... 45 
5.2.1 Efeitos da radiação ................................................................................ 45 
5.2.2 Efeitos das reações químicas ................................................................ 46 
5.2.3 Efeitos térmicos ..................................................................................... 48 
5.3 Intemperismo .................................................................................................. 48 
6 RESUMO ................................................................................................................ 49 
6.1 Considerações eletroquímicas ........................................................................ 49 
6.2 Taxa de corrosão ............................................................................................ 49 
6.3 Estimativa das taxas de corrosão ................................................................... 50 
6.4 Passividade ..................................................................................................... 50 
6.5 Formas de corrosão ........................................................................................ 51 
6.6 Prevenção da corrosão ................................................................................... 52 
6.7 Oxidação ......................................................................................................... 52 
6.8 Corrosão de materiais cerâmicos .................................................................... 52 
6.9 Degradação de polímeros ............................................................................... 53 
7 CONCLUSÃO ........................................................................................................ 54 
REFERÊNCIAS ......................................................................................................... 55 
 
 
8 
 
1 OBJETIVOS 
 
O presente trabalho tem por objetivo, expor e analisar os princípios e causas 
da deterioração dos materiais. 
Estudaremos três tipos deterioração, sendo elas a corrosão em metais, 
deterioração dos cerâmicos e a degradação em polímeros. 
Conhecendo os tipos de corrosão e de degradação e compreendendo suas 
causas, tornando assim possível tomar medidas para prevenir a ocorrência desses 
fenômenos ou até mesmo usar o processo a favor de si próprio. 
Serão apresentados neste trabalho: 
 Distinção entre as reações eletroquímicas de oxidação e redução; 
 Descrição do par galvânico, semipilha-padrão e eletrodo padrão de 
hidrogênio; 
 Direção espontânea da reação eletroquímica para dois metais puros 
que estejam conectados eletricamente e também submersos em 
soluções de seus respectivos íons; 
 Verificação de taxa de oxidação de um metal por densidade de 
corrente de reação; 
 Tipos de polarização diferentes e especificação do controle de taxa de 
reação; 
 Formas de corrosão e de fragilização por hidrogênio: mecanismos e 
descrição a natureza do processo; 
 Medidas comumente consideradas pra prevenção da corrosão; 
 Explicar porque os materiais cerâmicos são muito resistentes a 
corrosão; 
 Degradação de materiais poliméricos quando a exposição a agentes 
químicos e físicos e as causas e consequências da ruptura da cadeia 
molecular. 
 
 
 
 
 
9 
 
2 INTRODUÇÃO 
 
A maioria dos materiais apresenta algum tipo de interação com um grande 
número de ambientes diferentes. Com frequência, tais interações comprometem a 
utilidade de um material como resultado a deterioração de suas propriedades 
mecânicas como a ductilidade e resistência, e outras propriedades físicas ou de sua 
aparência. Para um engenheiro de projetos é importante à compreensão do 
comportamento de um material e sua forma de degradação. 
Aos três tipos de materiais, ou seja, os metais, a cerâmica e polímeros, os 
mecanismos de deterioração são deferentes. Nos metais existe uma efetiva perda 
de material, quer ela por dissolução (corrosão) ou pela formação de uma 
incrustação ou filme metálico (oxidação). Os materiais cerâmicos são relativamente 
resistentes a deterioração, que ocorre geralmente sob temperaturas elevadas ou 
ambientes extremos, com frequência este processo também é chamado de 
corrosão. Para os polímeros os mecanismos e as consequências são diferentes 
daqueles exibidos pelos metais e cerâmicas, o termo degradação é empregado com 
maior frequência. Os polímeros podem se dissolver quando expostos a um solvente 
líquido, ou podem absorver solvente e inchar, além disso, a radiação 
eletromagnética (principalmente a ultravioleta) o calor podem ocasionar alterações 
em suas estruturas moleculares. 
A deterioração de cada um desses tipos de materiais, o mecanismo a 
resistência ao ataque causado por vários ambientes e as medidas para prevenção 
ou redução da degradação e o tema que será abordado neste presente trabalho. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
10 
 
3 CORROSÃO EM METAIS 
 
A definição de corrosão se dá com o ataque destrutivo e não intencional de 
um metal. Esse ataque é eletroquímico e começa normalmente na superfície. O 
problema da corrosão metálica e de proporções significativas em termos econômicos 
que se estima cerca de 5% das receitas de uma nação industrializada sejam gastos 
na prevenção da corrosão e na manutenção ou substituição dos produtos perdidos 
em ou contaminados como resultado de rações de corrosão. As consequências de 
corrosão são muito comuns. Um exemplo é a ferrugem em carrocerias, radiadores e 
componentes de exaustão de automóveis. 
 
Figura 1. Ferrugem em carroceria de um automóvel. 
 
 
 
Fonte: http://carroceria.blogspot.com.br/2008/10/corroso.html 
 
No processo de corrosão são aplicados também ocasionalmente para 
obtenção de algum proveito. Por exemplo, em procedimento de ataque químico que 
se faz o uso da reatividade química seletiva dos contornos dos grãos ou dos vários 
constituintes microestruturais. 
 
Figura 2. Verificação da suscetibilidade a corrosão intergranular dos aços inoxidáveis. 
 
 
 
Fonte: http://www.unimep.br/phpg/mostraacademica/anais/9mostra/1/429.pdf 
11 
 
Um metal pode ser definido como sendo um aglomerado de átomos com 
caráter metálico em que os elétrons da camada de valência fluem livremente. 
A maioria dos metais é sólida à temperatura ambiente (25°C), com exceção 
do Mercúrio (Hg), que é o único metal encontrado na natureza no estado líquido, e 
possui cor prateada e um brilho característico denominado “aspecto metálico”. Os 
ametais são mais abundantes na natureza do que os metais, mas os metais de fato 
constituem a maioria da tabela periódica, os mais conhecidos são: ouro, ferro, prata, 
alumínio, cobre, zinco. As principais características dos metais: 
 Maleabilidade: Capacidade que os metais têm de produzir lâminas e 
chapas muito finas. 
 Ductibilidade: Se aplicarmos uma pressão adequada em regiões 
específicas na superfície de ummetal, esse pode se transformar em 
fios e lâminas. 
 Condutibilidade: Os metais são excelentes condutores de corrente 
elétrica e de calor. 
Os metais possuem a capacidade de conduzir calor e eletricidade de 10 a 100 
vezes mais rápido do que outras substâncias. Exemplos: Os fios de transmissão 
elétrica são feitos de alumínio ou cobre, panelas que usamos para cozinhar 
alimentos são feitas de alumínio. 
Brilho: Os elétrons livres localizados na superfície dos objetos de metal 
absorvem e irradiam a luz, por isso os objetos metálicos, quando polidos, 
apresentam um brilho característico. 
 
 
3.1 Principio da corrosão em metais 
 
De maneira geral, normalmente, a corrosão pode ser definida como qualquer 
reação química que leve a deterioração de um material. 
No entanto neste capitulo, vamos priorizar a corrosão dos metais que, por 
terem altas condutividades elétricas ocorrem por processos eletroquímicos. 
 A grande maioria dos metais é encontrada na natureza, na forma combinada 
(óxidos, sulfetos, carbonatos, silicatos, etc.). Através de processo não espontâneos, 
eles são convertidos a forma metálica. Mas, quando exposto ao ambiente, eles 
tendem a voltar à sua forma combinada menos energética (mais estável). 
12 
 
Na maioria das vezes, a corrosão é causada pela umidade do ar e pelo 
oxigênio atmosférico, porem, também pode ocorrer por ataque químico direto de 
soluções acidas básica ou salina. Do ponto de vista econômico, a corrosão é um 
processo destrutivo e representa grandes perdas. Por isso, é preciso tomar 
providencias quando ao controle e a prevenção da corrosão. 
 
 
3.1.1 Considerações eletroquímicas 
 
Eletroquímica é uma área da química que estuda as reações que produzem 
corrente elétricas através de reações chamadas de oxidação e redução. Também 
estuda as reações que ocorrem por intermédio do fornecimento de corrente elétrica, 
conhecidas como eletrólise. 
 
 
3.1.2 Oxirredução 
 
O processo de oxirredução e basicamente um processo eletroquímico que 
consiste na corrosão e redução dos elementos, na qual a transferência de elétrons. 
A oxidação caracteriza pela perca ou doação de elétrons. A semirreação 
abaixo o Zinco (Zn) submerso em uma solução acida, ele estando no seu estado 
metálico Zn0, cedeu 2 elétrons ficando carregado positivamente podendo ser 
chamado de anodo. 
Zn0 → Zn+2 + 2e- 
 
Os elétrons gerados em cada processo de oxidação devem ser transferidos 
para outra espécie química e torna-se parte dela, no que e dominado reação de 
redução podendo ser chamado de catodo. 
A redução caracteriza pelo recebimento de um elétron. O exemplo abaixo de 
semirreação, o Zinco (Zn) mergulhado a uma solução acida. Onde a grande 
concentração do cátion H+, onde o mesmo e reduzido liberando o gás Hidrogênio 
(H2) após receber um elétron do Zinco (Zn). 
2H+ + 2e- → H2 
 
As reações de reduções são possíveis dependendo da natureza da solução 
a qual tiver exposto o metal. 
É importante frisar que esses processos são concomitantes, isto é, nunca 
ocorre somente oxidação ou somente reação. 
13 
 
Tendo-se as duas semirreações teremos assim a reação eletroquímica, onde 
pode ser demonstrada na equação global abaixo, onde consiste entre as somas da 
reação de oxidação e a reação de redução. 
 
Zn0 → Zn+2 + 2e- semirreação de oxidação 
2H+ + 2e- → H2(gás) semirreação de redução 
Zn + 2H+ → Zn+2 + H2 (gás) equação global 
 
 
3.1.3 Potencias de eletrodo 
 
Nem todos os elementos metálicos se oxidam e reduzem com o mesmo grau 
de facilidade, logo vamos analisar os pares galvânicos ou pilhas, para comparar qual 
elemento oxida e qual reduz com a tal facilidade. 
Isso quer dizer que cada metal possui uma capacidade própria de doar 
elétrons, diferente da capacidade de outros metais. 
Essa diferença de reatividade pode ser vista, por exemplo, ao compararmos a 
oxidação do ferro e a do ouro. O ferro se oxida facilmente com o ar, enferrujando ao 
longo do tempo, já o ouro dificilmente se oxida. 
Por essa grande resistência às substâncias corrosivas, o ouro é indicado para 
obturações ou para implantes de dentes; pois ele resiste à corrosão de substâncias 
presentes na saliva. Além disso, sarcófagos das múmias dos faraós que datam de 
1.400 a.C. foram recobertos por ouro e podem ser vistos assim até hoje. 
Isso também pode ser visualizado quando analisamos pilhas de diferentes 
metais. Por exemplo, observe duas pilhas diferentes em que se utiliza o mesmo 
eletrodo de cobre (placa de cobre mergulhada em um recipiente contendo uma 
solução de sulfato de cobre (CuSO4)): 
 
Figura 3. Sentido dos elétrons em pilhas eletroquímicas diferentes. 
 
 
Fonte: http://brasilescola.uol.com.br/quimica/pilhas.htm 
14 
 
Na primeira pilha (à esquerda), o eletrodo de Zinco (Zn) está agindo como 
ânion (polo negativo da pilha), pois ele está oxidando e assim doando elétrons para 
o Cobre (Cu), que é o cátodo (polo positivo), e que está reduzindo. Isso é mostrado 
pelas semirreações que ocorrem nessa pilha e por sua reação global, escritas 
abaixo: 
 
Zn0(s) → Zn
+2
(aq) + 2e
- semirreação de oxidação 
Cu+2(aq) + 2e
- → Cu(s) semirreação de redução 
Zn0(s) + Cu
+2
(aq) → Zn
+2
(aq) + Cu(s) equação global 
 
Como o Zinco (Zn), está oxidando seu potencial do eletrodo é maior do que o 
do Zinco (Zn). 
Já no segundo caso, com o auxílio da tabela de potencial de eletrodo padrão, 
notamos que o potencial da Prata (Ag) é maior do que a do Cobre (Cu) conforme 
abaixo: 
 
Ag+2(aq) + 2e
- → Ag(s) E = 0,80 e
-V 
Cu+2(aq) + 2e
- → Cu(s) E = 0,34 e
-V 
 
Logo o Eletrodo da Prata (Ag) tende a reduzir (receber elétrons), fazendo com 
que o eletrodo Cobre (Cu) tende a (oxidar doar elétrons). 
Usando a equação global e a equação geral da pilha, temos: 
 
Cu0(s) → Cu
+2
(aq) + 2e
- semirreação de oxidação 
Ag+2(aq) + 2e
- → Ag(s) semirreação de redução 
Cu0(s) + 2Ag
+2
(aq) → Cu
2
(aq) + Ag(s) equação global 
 
Isso nos ajuda a perceber que o Zinco (Zn) é o que tem mais facilidade para 
oxidar-se em relação ao cobre e à Prata (Ag). Já a Prata (Ag) é a que tem mais 
facilidade para se reduzir. 
Sendo assim o metal mais reativo é aquele que tem maior tendência de doar 
elétrons, e a espécie com maior potencial de redução (Ered) é onde sofrera a 
redução. 
Para sabermos o potencial dos eletrodos é preciso saber consultar a serie de 
potenciais de eletrodo padrão, onde estudaremos abaixo. 
15 
 
3.1.4 Potencias de eletrodo-padrão 
 
Para poder calcular a força eletromotriz de uma pilha, convencionou-se medir 
o potencial (de redução e de oxidação) de cada eletrodo em relação a um eletrodo 
padrão, isto é, um eletrodo que estivesse em condições padrão e que serviria de 
referência para se comparar com os demais eletrodos. 
O escolhido foi o eletrodo de hidrogênio, que é formado por um fio de platina 
(Pt) com uma placa de platina na ponta dentro de um tubo de vidro que está 
preenchido com gás hidrogênio (H2) sob pressão de 1 atm. O gás hidrogênio fica 
adsorvido na placa de platina, que é inerte e não participa da reação. Esse conjunto 
fica mergulhado numa solução de ácido sulfúrico de concentração 1 mol/L, em 
temperatura de 25 ºC ou 298 K. 
 
Figura 4. Experimento para verificação do gás hidrogênio em solução ácida. 
 
 
Fonte: http://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/potencialpadrao-reducao-das-pilhas.htm 
 
Adotou-se por convenção que os potenciais-padrão de redução e de oxidação 
normais do hidrogênio, medidos em condições padrão, são iguais à zero. 
Portanto, ligando o eletrodo de hidrogênio com um eletrodo de outro metal, 
medimos a diferençade potencial dessa pilha formada com um voltímetro e, então, 
sabemos o valor do potencial-padrão do metal. 
Por exemplo, digamos que formemos uma pilha em que um eletrodo é de 
zinco e o outro é o de hidrogênio. O valor medido no voltímetro é igual a -0,76 V. 
 
Figura 5. Pilha de eletrodo de zinco e hidrogênio. 
 
Fonte: http://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/potencialpadrao-reducao-das-pilhas.htm 
16 
 
O
R
D
E
M
 C
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T
O
R
A
 
Dando a origem o quadro padrão de potenciais de eletrodos, conforme 
abaixo: 
 
Quadro 1. Ordem crescente de ação oxidante e redutora de potencias de eletrodo. 
 
Potencial de 
redução (𝑬𝐑𝐞𝐝
𝟎 ) 
Estado 
reduzido 
Estado 
oxidado 
Potencial de 
oxidação (𝑬𝐎𝐱𝐢𝐝
𝟎 ) 
-3,04 Li ⇌ Li+ + e- +3,04 
-2,92 K ⇌ K+ + e- +2,92 
-2,90 Ba ⇌ Ba2+ + 2e- +2,90 
-2,89 Sr ⇌ Sr2+ + 2e- +2,89 
-2,87 Ca ⇌ Ca2+ + 2e- +2,87 
-2,71 Na ⇌ Na+ + e- +2,71 
-2,37 Mg ⇌ Mg2+ + 2e- +2,37 
-1,66 Al ⇌ Al3+ + 3e- +1,66 
-1,18 Mn ⇌ Mn2+ + 2e- +1,18 
-0,83 H2 2(OH)
- ⇌ 2H2O + 2e
- +0,83 
-0,76 Zn ⇌ Zn2+ + 2e- +0,76 
-0,74 Cr ⇌ Cr3+ + 3e- +0,74 
-0,48 S2- ⇌ S + 2e- +0,48 
-0,44 Fe ⇌ Fe2+ + 2e- +0,44 
-0,28 Co ⇌ Co2+ + 2e- +0,28 
-0,23 Ni ⇌ Ni2+ + 2e- +0,23 
-0,13 Pb ⇌ Pb2+ + 2e- +0,13 
0,00 H2 ⇌ 2H
+ + 2e- 0,00 
+0,15 Cu+ ⇌ Cu2+ + e- -0,15 
+0,34 Cu ⇌ Cu2+ + 2e- -0,34 
+0,40 2(OH)- ⇌ H2O + ½O2 + 2e
- -0,40 
+0,52 Cu ⇌ Cu+ + e- -0,52 
+0,54 2I- ⇌ I2 + 2e
- -0,54 
+0,77 Fe2+ ⇌ Fe3+ + e- -0,77 
+0,80 Ag ⇌ Ag+ + e- -0,80 
+0,85 Hg ⇌ Hg2+ + 2e- -0,85 
+1,09 2Br- ⇌ Br2 + 2e
- -1,09 
+1,23 H2O ⇌ 2H
+ + ½O2 + 2e
- -1,23 
+1,36 2Cl- ⇌ Cl2 + 2e
- -1,36 
+2,87 2F- ⇌ F2 + 2e
- -2,87 
 
 
3.1.5 Equação de Nernst 
 
Equação de Nernst, relação quantitativa que permite calcular a força 
eletromotriz de uma pilha, para concentrações de íons diferentes e da temperatura 
de uma pilha e também usado para cálculos em titulação de oxirredução. 
17 
 
De acordo com a equação de Nernst temos: 
 
∆𝐸 = (𝐸2
0 + 𝐸1
0) − 
𝑅𝑇
𝑛𝔉
 In 
[𝑀1
𝑛+]
[𝑀2
𝑛+]
 
 
 
3.1.6 Série galvânica 
 
A série galvânica (ou série eletropotencial) determina a nobreza dos metais e 
semimetais. Metais (e suas ligas) podem ser dispostos em uma série galvânica 
específica que representa o potencial que eles desenvolvem em um dado eletrólito 
contra um eletrodo de referência padrão. A posição relativa dos dois metais em tal 
série dá uma boa indicação de qual o metal seja mais provável de ser corroído mais 
rapidamente. 
 
 
3.2 Taxas de corrosão 
 
Vimos até agora equações que servem para determinar as direções das 
reações e a magnitude de um diferencial de potencial, mas não fornecem a taxa de 
corrosão. 
Neste capitulo estamos interessados em estimar as taxas nas quais os 
sistemas corroem, isso requer a utilização de outros parâmetros. 
A taxa de corrosão é um importante parâmetro de corrosão e pode ser 
expressa como a “Taxa de Penetração da Corrosão”, ou seja, a perda de espessura 
por unidade de tempo, dada como: 
 
𝑇𝑃𝐶 =
𝐾𝑊
𝜌𝐴𝑡
 
 
Uma vez que existe corrente elétrica associada às reações de corrosão, 
podemos expressar a taxa de corrosão em termos dessa corrente por unidade de 
área superficial do material corroído, expressa por: 
 
𝑟 =
𝑖
𝑛𝔉
 
 
18 
 
3.3 Passivação 
 
É a modificação do potencial de um eletrodo no sentido de menor atividade 
(mais catódico ou mais nobre) devido à formação de uma película de produto de 
corrosão, podemos usar como exemplo o aço inoxidável que é capaz de resistir à 
corrosão, graças a uma camada passiva, rica em óxido de cromo que se forma na 
sua superfície. A formação desta capa protetora é chamada de camada passiva, no 
entanto, a abrasão mecânica, tratamento térmico, soldagem, sal, ácido forte e 
contaminação galvânica danificam a camada de óxido de cromo e causam oxidação 
indesejada. 
Para restaurar completamente a proteção anticorrosiva do aço inoxidável, a 
descoloração e outros contaminantes devem ser removidos da superfície, a fim de 
evitar qualquer interferência no processo de passivação. 
Esses são alguns exemplos de como funciona a passivação em diferentes 
materiais. 
 Cromo, níquel, titânio, aço inoxidável, a liga monel que se passivam na 
grande maioria dos meios corrosivos, especialmente na atmosfera. 
 Chumbo que se passiva na presença de ácido sulfúrico; 
 Ferro que se passiva na presença de ácido nítrico concentrado e não 
se passiva na presença de ácido nítrico diluído; 
A maioria dos metais e ligas passivam-se na presença de meios básicos, com 
exceção dos metais anfóteros (Al, Zn, Pb, Sn e Sb), a liga Monel é a denominação 
de um conjunto de ligas metálicas de alta resistência mecânica e alta resistência à 
corrosão atmosférica, aos ácidos e álcalis e à água salgada têm ponto de fusão 
bastante elevado, por volta de 2.400 °C. 
São basicamente ligas de 65-70% Ni (níquel) e 20-30% Cu (cobre), com 
adição de diversos outros elementos como ferro, manganês, silício, enxofre, titânio e 
alumínio, dependendo das propriedades necessárias. 
As ligas Monel são utilizadas em substituição aos aços inox em inúmeras 
aplicações na indústria química, indústria petrolífera, construção naval, etc. 
A capacidade do aço inoxidável de resistir à corrosão é atribuída à formação 
de um filme de superfície passivo insolúvel, relativamente não reativo enriquecido de 
óxido-hidróxido de cromo que se forma naturalmente na presença de oxigênio (auto 
passivação). 
19 
 
Figura 6. Ilustração da camada passiva em aço inox. 
 
 
 
Fonte: http://elinox.com.br/o-inox/ 
 
 
3.4 Efeitos do ambiente 
 
As variáveis no ambiente de corrosão, que incluem velocidade de fluido, 
temperatura e composição, pode ter uma decidida influência sobre as propriedades 
de corrosão dos materiais que estão em contato com ele. Em muitas instâncias, 
crescente velocidade de fluido aumenta da taxa de corrosão devido aos efeitos 
erosivos. As taxas de muitas reações químicas aumentam com o aumento da 
temperatura; isto também vale para a grande maioria de situações de corrosão. O 
aumento da concentração das espécies de corrosão (por exemplo, íons H+ em 
ácidos) em muitas situações produz uma maior taxa de corrosão. Entretanto, para 
materiais capazes de passivação, o aumento do conteúdo corrosivo pode resultar 
em uma transição ativo-passivo, com uma considerável redução em corrosão. 
Trabalho a frio ou a deformação plástica de metais dúcteis é usada para 
aumentar a sua resistência mecânica; entretanto, um metal trabalhado a frio é mais 
suscetível à corrosão do que o mesmo material num estado recozido. Por exemplo, 
processos de deformação são usados para conformar a cabeça e a ponta de um 
prego; consequentemente, estas posições são anódicas com respeito à região 
intermediária do prego. Assim trabalho a frio diferencial numa estrutura deveria ser 
considerada quando um ambiente corrosivo pode ser encontrado durante o serviço. 
 
 
3.5 Formas de corrosão 
 
É conveniente classificar a corrosão de acordo com a maneira pela qual ela si 
manifesta. A corrosão metálica é algumas vezes classificada em oito formas 
diferentes. 
20 
 
1) Uniforme 
2) Galvânica 
3) Em frestas 
4) Por pites 
5) Intergranular 
6) Por lixívia seletiva 
7) Erosão-corrosão 
8) Corrosão sob tensão 
 
 
3.5.1 Corrosão uniforme 
 
O ataque uniforme é aforma mais comum de corrosão, é normalmente 
caracterizado por uma reação química ou eletroquímica que ocorre uniformemente 
sobre toda a superfície exposta ou sobre uma grande área. O metal se torna mais 
fino e eventualmente quebra. Por exemplo, um pedaço de aço ou zinco imerso em 
ácido sulfúrico diluído irá se dissolver em uma taxa uniforme sobre toda a sua 
superfície. 
 Uma chapa de ferro de um telhado apresentará o mesmo grau de ferrugem 
sobre toda a sua superfície externa esta forma de ataque representa a maior causa 
de destruição de metal em termos de toneladas. No entanto, não é tão preocupante 
do ponto de vista técnico porque a vida útil dos equipamentos pode ser 
precisamente estimada com base em testes relativamente simples. 
 A simples imersão dos espécimes no fluido envolvido pode ser suficiente o 
ataque uniforme pode ser prevenido ou reduzido por: material adequado incluindo 
coberturas; inibidores; ou proteção catódica, ou ainda a combinação destes fatores. 
A maioria das outras formas de corrosão é de natureza traiçoeira e são 
consideravelmente mais difíceis de prever. Elas são localizadas, ou seja, o ataque é 
limitado a áreas específicas ou partes de uma estrutura. Como resultado, estas 
tendem a causar defeitos prematuros ou inesperados em plantas, máquinas ou 
ferramentas. 
 
 
 
21 
 
Figura 7. Ferrugem generalizada no aço, ferro e o escurecimento de pratarias. 
 
 
Fonte: http://wwwo.metalica.com.br/corrosao-em-estruturas-metalicas 
 
 
3.5.2 Corrosão galvânica 
 
Quando dois metais diferentes são imersos em uma solução corrosiva ou 
condutiva, normalmente uma diferença de potencial existirá entre os mesmos. 
Se estes metais estiverem em contato (ou estiverem eletricamente 
conectados de alguma outra forma) esta diferença de potencial irá causar um fluxo 
de elétrons entre eles a corrosão do metal menos resistente à corrosão geralmente 
aumenta e o ataque ao metal mais resistente diminui, comparado ao comportamento 
destes dois metais quando os mesmos não se encontram em contato. O metal 
menos resistente se torna o ânodo e o metal mais resistente o cátodo, normalmente 
o cátodo ou metal catódico não é ou é muito pouco corroído neste tipo de ligação. 
Devido as correntes elétricas e aos metais distintos envolvidos, esta forma de 
corrosão é chamada de corrosão galvânica ou duplo metal. É uma corrosão 
eletroquímica, no entanto, convencionalmente, deve-se restringir o termo galvânica 
aos efeitos em a força motriz para surgimento da corrente e corrosão é a diferença 
de potencial existente entre os dois metais a chamada bateria seca é um bom 
exemplo deste tipo de corrosão. 
O eletrodo de carbono age como um metal nobre ou resistente à corrosão o 
cátodo e o zinco como o ânodo, o qual é corroído. A umidade que passa através dos 
eletrodos é o meio corrosivo que carrega a corrente. O magnésio também pode ser 
utilizado como material anódico em alguns casos. 
Diversas medidas podem ser tomadas para reduzir significativamente os 
efeitos da corrosão galvânica, que incluem: 
 Se for necessário a junção de metais diferentes, selecione dois metais 
que estejam próximos um do outro na série galvânica. 
22 
 
 Evite uma razão desfavorável entre as áreas de superfícies do anodo e 
do catodo, utilize uma área superficial de anodo que seja tão grande 
quanto possível. 
 Isole eletricamente uns dos outros os metais diferentes. 
 
Figura 8. Corrosão galvânica. 
 
Fonte: http://wwwo.metalica.com.br/corrosao-em-estruturas-metalicas 
 
Quadro 2. Série galvânica. 
Progressivamente mais 
inerte (catódico) 
 Platina 
 Ouro 
 Grafita 
 Prata 
[ 
Aço inoxidável 316 (passivo) 
Aço inoxidável 304 (passivo) 
[ 
Inconel (80Ni-13Cr-7Fe) (passivo) 
Níquel (passivo) 
[
 
 
 
 
 
Monel (70Ni-30Cu) 
Ligas cobre-níquel 
Bronzes (ligas Cu-Sn) 
Cobre 
Latões (ligas Cu-Zn) 
[ 
Inconel (ativo) 
Níquel (ativo) 
 Estanho 
 Chumbo 
Progressivamente mais 
ativo (anódico) [ 
Aço inoxidável 316 (ativo) 
Aço inoxidável 304 (ativo) 
[ 
Ferro fundido 
Ferro e aço 
 Ligas de alumínio 
 Cádmio 
 Alumínio comercialmente puro 
 Zinco 
 Magnésio e ligas de magnésio 
23 
 
Essa tabela representa as reatividades relativas de diversos metais e ligas 
comerciais na água do mar. As ligas próximas ao topo da lista são catódicas e não 
reativas, enquanto aquelas na parte de baixo são mais anódicas, nenhuma voltagem 
é fornecida. Uma comparação entre os potenciais de eletrodo-padrão e a série 
galvânica revela alto grau de correspondência entre as posições relativas dos metais 
puros. 
A maioria dos metais e ligas está sujeita a oxidação ou à corrosão em maior 
ou menor grau em uma ampla variedade de ambientes; ou seja eles são mais 
estáveis em um estado iônico que como metais. Em termos termodinâmicos, há uma 
diminuição liquida na energia livre ao ir de um estado metálico para estados 
oxidados. Consequentemente, essencialmente todos os metais ocorrem na natureza 
como compostos- por exemplo, óxidos, hidróxidos, carbonatos, silicatos, sulfetos e 
sulfatos. Duas notáveis exceções são os metais nobres ouro e platina. Para eles, na 
maioria dos ambientes, a oxidação não é favorável, portanto, eles podem existir na 
natureza no estado metálico. 
 
 
3.5.3 Corrosão em frestas 
 
As frestas estão sujeitas a formação de pilhas de aeração diferencial e de 
concentração iônica diferencial. Quando o meio é líquido, ocorre preferencialmente 
as pilhas de concentração iônica diferencial e quando o meio é gasoso tende a 
ocorrer às pilhas de aeração diferencial. 
Frestas ocorrem normalmente em juntas soldadas com chapas sobrepostas, 
em juntas rebitadas, em ligações flangeadas, em ligações roscadas, em 
revestimentos com chapas aparafusadas, dentre outras situações geradores de 
frestas. De qualquer forma as frestas deverão ser evitadas ou eliminadas por serem 
regiões preferenciais de corrosão 
A corrosão em frestas consiste em uma das formas de ataque mais incidente 
e menos reconhecida. Este tipo de corrosão localizada é um problema que em geral 
envolve os metais passiváveis e, portanto, materiais relativamente resistentes à 
corrosão, como, por exemplo, aços inoxidáveis, titânio e alumínio. Por esta razão, a 
corrosão em frestas é frequentemente negligenciada, levando a falhas prematuras 
de estruturas e equipamentos, algumas vezes com consequências catastróficas. 
24 
 
Figura 9. Típica corrosão por frestas entre o suporte e tubulação. 
 
Fonte: http://inspecaoequipto.blogspot.com.br/2014/01/caso-055-corrosao-por-fresta-em.html 
 
Este tipo de corrosão também ocorre com metais ferrosos e outras ligas 
menos resistentes à corrosão, expostos a ambientes altamente oxidantes ou 
passivantes. Em todos os casos, a ocorrência deste problema limita-se a frestas 
muito estreitas que são formadas quando são utilizadas gaxetas, parafusos e 
arruelas, estando presente também em juntas sobrepostas e depósitos de superfície 
(deposição de areia, produtos de corrosão permeáveis, incrustações marinhas e 
outros sólidos), além de outras heterogeneidades superficiais, como trincas, borrifos 
de solda, e outros defeitos metalúrgicos. 
 
 
3.5.4 Corrosão por pites 
 
A corrosão por pites é uma forma de corrosão localizada que consiste na 
formação de cavidades de pequena extensão e razoável profundidade. Ocorre em 
determinados pontos da superfície enquanto que o restante pode permanecer 
praticamente sem ataque. 
É um tipo de corrosão muito característica dos materiais metálicos formadores 
de películas protetoras (passiváveis) e resulta, de modogeral, da atuação da ilha 
ativa-passiva nos pontos nos quais a camada passiva é rompida. É um tipo de 
corrosão de mais difícil acompanhamento quando ocorre no interior de 
equipamentos e instalações já que o controle da perda de espessura não caracteriza 
o desgaste verificado. 
Veja abaixo a ilustração esquemática do mecanismo da corrosão em frestas 
entre duas lâminas rebitadas 
25 
 
Figura 10. Ilustração esquemática do mecanismo da corrosão. 
 
Fonte: M.G.Fontana, Corrosion Engineering.3.ed.Copyright1986 por McGraw-Hill Book Company 
 
Nos materiais passiváveis a quebra da passividade ocorre em geral pela ação 
dos chamados íons halogenetos (Cl-, Br-, I-, F-) e esta dissolução localizada da 
película gera uma área ativa que diante do restante passivado provoca uma 
corrosão muito intensa e localizada. Uma grandeza importante neste caso é o 
potencial em que haja a quebra de passividade. Na verdade, o que ocorre é a 
alteração na curva de polarização anódica. 
A presença dos íons halogenetos provoca alteração nas curvas de 
polarização anódica, tornando a quebra da passividade mais provável. Outro 
aspecto importante é o mecanismo de formação dos pites já que a falha se inicia em 
pontos de fragilidade da película passivante (defeitos de formação) e o pH no interior 
do pite se altera substancialmente no sentido ácido o que dificulta a restituição da 
passivação inicial. Resulta daí que a pequena área ativa formada diante de uma 
grande área catódica provoca a corrosão intensa e localizada. 
 
Figura 11. Corrosão por pite em aço inoxidável. 
 
Fonte: http://www.engquimicasantossp.com.br/2015/06/diferentes-tipos-e-formas-de-corrosao.html 
26 
 
Figura 12. Pequenas cavidades em superfície metálica de inox. 
 
Fonte: http://www.materia.coppe.ufrj.br/sarra/artigos/artigo10923/ 
 
 
3.5.5 Corrosão intergranular 
 
Os efeitos dos contornos de grão apresentam consequências pequenas na 
maioria das aplicações e usos de metais. Se um metal é corroído, um ataque 
uniforme acontece, visto que os contornos de grão são, normalmente, apenas 
ligeiramente mais reativos que a matriz. No entanto, sob determinadas condições, as 
interfaces do grão são mais reativas e a corrosão intergranular ocorre. O ataque 
localizado nos contornos dos grãos e adjacências, com pequena corrosão dos 
grãos, é denominado corrosão intergranular. As ligas se desintegram (esfarelam) 
e/ou perdem sua força. A corrosão intergranular pode ser causada por impurezas no 
contorno de grão, enriquecimento de um dos elementos da liga, ou falta de um 
desses elementos nas áreas do contorno de grão. Têm sido relatadas que pequenas 
quantidades de ferro em alumínio, onde a solubilidade do ferro é baixa, causa 
segregação do contorno de grão e consequentemente corrosão intergranular. 
Baseado em estudos de tensão superficial, observa-se que o conteúdo de zinco de 
um bronze é mais alto nos contornos de grão. O esgotamento de cromo nas regiões 
de contorno de grão resulta em corrosão intergranular em aços inoxidáveis. 
 
Figura 13. Corrosão intergranular por micrografia. 
 
Fonte: http://docplayer.com.br/6648982-Aula-12-corrosao-definicao-tipos-de-corrosao-prevencao-a-corrosao.html 
27 
 
3.5.6 Lixivia seletiva 
 
A lixivia seletiva é encontrada em ligas por solução sólida e ocorre quando um 
elemento ou constituinte é removido preferencialmente como consequência de 
processos de corrosão. Temos na imagem abaixo um exemplo de degradação de 
solda em aço inoxidável. 
As propriedades mecânicas da liga são significativamente prejudicadas, de 
vez que apenas uma massa porosa de cobre remanesce na região que foi 
deszincada. Em adição, o material muda de amarelo para uma cor vermelha ou de 
cobre. Lixiviação seletiva pode também ocorrer com outros sistemas de ligas nos 
quais alumínio, ferro, cobalto, cromo e outros elementos são vulneráveis a uma 
remoção preferencial As regiões ao longo das quais as ranhuras si formaram foram 
sensibilizadas conforme a solda esfriava. 
 
Figura 14. Corrosão intergranular em aço inoxidável na proximidade do cordão de solda. 
 
Fonte: slideplayer.com.br 
 
Mais comum é a dezinficação do latão, em que o zinco é lixiviado 
seletivamente de um latão (liga cobre-zinco). As propriedades mecânicas da liga são 
significamente comprometidas, uma vez que somente uma massa porosa de cobre 
permanece na região que dezincificada. Além disso, o material muda de uma 
coloração amarela para avermelhada ou semelhante a do cobre. 
A lixivia seletiva também pode ocorrer com outros sistemas de ligas nos quais 
alumínio, ferro, cobalto, cromo e outros elementos são vulneráveis a uma remoção 
preferencial. 
28 
 
3.5.7 Erosão-corrosão 
 
A corrosão por erosão é a aceleração ou aumento da taxa de deterioração ou 
ataque em um metal devido ao movimento relativo entre o fluido corrosivo e a 
superfície do metal. Normalmente este movimento é bastante rápido, e efeitos 
mecânicos ou abrasão estão envolvidos. O metal é removido da superfície na forma 
de íons dissolvidos, ou produtos sólidos de corrosão são formados e arrastados 
mecanicamente da superfície do metal. Algumas vezes o movimento do ambiente 
diminui a corrosão, especialmente quando um ataque localizado ocorre em 
condições estagnantes, porém isto não é corrosão, pois a deterioração não é 
aumentada. 
A corrosão por erosão é caracterizada por sulcos, ondas, buracos 
arredondados e vales e estes normalmente exibem um padrão direcional. A maioria 
dos metais e ligas é susceptível a corrosão por erosão. Muitos dependem do 
desenvolvimento de uma película superficial (passividade) para resistir à corrosão. 
Exemplos são alumínio, chumbo, e aços inox. A corrosão por erosão acontece 
quando estas superfícies protetoras são danificadas ou desgastadas e o metal e a 
liga são atacados em uma taxa muito alta. Metais macios e facilmente danificáveis 
ou desgastáveis mecanicamente, tais como cobre e chumbo, são bastante 
susceptíveis a corrosão por erosão. Muitos tipos de meios corrosivos podem 
provocar corrosão por erosão estes incluem gases, gases quentes, soluções 
aquosas, sistemas orgânicos e metais líquidos. 
 Todo tipo de equipamento exposto a fluidos em movimento, está sujeito à 
corrosão por erosão. Alguns destes são: tubulações, cotovelos, tês, válvulas, 
bombas, sopradores, impulsores, agitadores, tanques com agitação, tubulações de 
trocadores de calor, tais como aquecedores e condensadores, medidores de vazão, 
bocais, dutos e linhas de vapor, moinhos, entre outros. 
 
 
3.5.8 Corrosão sob tensão 
 
A corrosão sob tensão se referem às trincas causadas pela presença 
simultânea de uma tensão e um meio corrosivo especifico. Muitos pesquisadores 
classificam todos os tipos de falhas por trincas, que ocorrem em meios corrosivos, 
29 
 
como trinca por corrosão sob tensão, incluindo falhas devido à fragilização pelo 
hidrogênio. No entanto, estes dois tipos de danos respondem de forma diferente as 
variáveis ambientais. Para ilustrar, a proteção catódica é um método eficaz na 
prevenção de trincas causadas por corrosão sob tensão, enquanto que este acelera 
rapidamente os efeitos da fragilização pelo hidrogênio. Isto demonstra a importância 
de se considerar estes dois fenômenos separadamente. 
 Por esta razão estes serão discutidos separadamente neste capítulo. Durante 
a trinca por corrosão sobtensão, o metal ou liga é não é praticamente atacado em 
sua superfície, enquanto que trincas finas se espalham sobre a mesma. Este 
fenômeno tem sérias consequências visto que o mesmo pode ocorrer em forças 
dentro da faixa típica de projeto. As forças requeridas para corrosão sobtensão são 
comparadas com a faixa total de força suportada pelo aço inox tipo 304. A exposição 
do material em MgCl2 a 310 ºF (154 ºC) parece reduzir a resistência à tensão para 
aproximadamente aquela apresentada a 1.220 ºF. Nem todos os ambientes 
metálicos são susceptíveis a trincas por tensão. Um bom exemplo é a comparação 
entre bronzes e aços inox austeníticos. 
 
Figura 15. Efeitos forças mecânicas em regiões tensionadas. 
 
Fonte: http://docplayer.com.br/6648982-Aula-12-corrosao-definicao-tipos-de-corrosao-prevencao-a-corrosao.html 
 
Os aços inox racham em ambientes contendo cloreto, mas não em ambientes 
contendo amônia, enquanto que os bronzes apresentam comportamento contrário. 
Além disso, o número de ambientes distintos nos quais uma determinada liga irá 
rachar é geralmente pequeno. Por exemplo, os aços inox não racham em ácido 
sulfúrico, ácido nítrico, ácido acético, ou água pura, mas racham em cloretos e soda. 
As variáveis importantes que afetam a trinca por tensão são temperatura, 
composição da solução, composição do metal, tensão, e estrutura do metal. 
30 
 
Figura 16. Aspecto de corrosão sob tensão em aços inoxidáveis. 
 
Fonte: http://www.ebah.com.br/content/ABAAAfxfUAE/formas-gerais-corrosao 
 
 
3.5.9 Fragilização por hidrogênio 
 
Várias ligas metálicas, especificamente alguns aços, apresentam uma 
redução significativa na ductibilidade e no limite de resistência à tração quando o 
hidrogênio atômico (H) penetra no material, esse fenômeno é chamado 
apropriadamente de fragilização por hidrogênio, os termos trincamento induzido 
pelo hidrogênio e trincamento sob tensão devido ao hidrogênio também são por 
vezes empregados. 
 O mecanismo exato da fragilização pelo hidrogênio não é tão bem conhecido 
como o do empolamento pelo hidrogênio. Causa inicial é a mesma: penetração de 
hidrogênio atômico na estrutura do metal. Para titânio e outros metais formadores de 
hidretos, hidrogênio dissolvido reage para formar compostos hidretos quebradiços. 
 
Figura 17. Fragilização por hidrogênio em metais. 
 
Fonte: http://www.manutencaoesuprimentos.com.br/conteudo/4192-fragilizacao-por-hidrogenio/ 
31 
 
Em outros materiais, tais como ferro e aço, a interação entre os átomos de 
hidrogênio dissolvido e o metal não é completamente conhecida. A fragilização pelo 
hidrogênio difere das trincas causadas pela corrosão sob tensão geralmente pelas 
interações com correntes aplicadas. Em casos onde a corrente aplicada torna a 
amostra mais anódica e acelera a trinca são considerados como sendo trincas de 
corrosão sob tensão, sendo que o processo de dissolução anódica contribui para o 
progresso da trinca. Por outro lado, casos onde a trinca é acentuada por corrente na 
direção oposta, a qual acelera a reação de evolução do hidrogênio, são 
considerados como sendo fragilização pelo hidrogênio 
 
3.6 Ambientes de corrosão 
 
Os ambientes corrosivos incluem atmosfera, soluções aquosas, solos, ácidos, 
bases, solventes inorgânicos, sais fundidos, metais líquidos e por fim, mas não 
menos importante, o corpo humano. Em uma base ponderada, a corrosão 
atmosférica é responsável pelas maiores perdas. A umidade contendo oxigênio 
dissolvido é o principal agente corrosivo, mas outras substâncias, incluindo os 
compostos à base de enxofre e o cloreto de sódio, também podem contribuir. Isso é 
especialmente verdadeiro em atmosferas marinhas, altamente corrosivas devido à 
presença do cloreto de sódio. 
Soluções de ácido sulfúrico diluído (chuva acida) em ambientes industriais 
também podem causar problemas de corrosão. Os metais comumente utilizados em 
aplicações atmosféricas incluem as ligas de alumínio e de cobre e o aço 
galvanizado. 
Os ambientes aquosos também podem apresentar uma variedade de 
composições e de características de corrosão. A água doce contém normalmente 
oxigênio dissolvido, assim como minerais, vário dos quais são responsáveis pela 
dureza da água. A água do mar contem aproximadamente 3,5% de sal 
(predominantemente cloreto de sódio), assim como alguns minerais e matérias 
orgânicas. 
A água do mar é em geral, mais corrosiva que a água doce, produzindo com 
frequência as corrosões por pites e em frestas. Ferro fundido, aço, alumínio, cobre 
latão e alguns aços inoxidáveis são, em geral, adequados para o uso em água doce, 
32 
 
enquanto titânio latão, alguns bronzes, ligas de cobre e níquel e ligas níquel cromo 
molibdênio são altamente resistentes à corrosão em água do mar. 
Os solos apresentam ampla variedade de composições e suscetibilidade à 
corrosão. As variáveis de composição incluem a umidade o teor de oxigênio, os 
teores de sais, a alcalinidade e a acidez, assim como presença de varias formas de 
bactérias. O ferro fundido e os aços carbono comuns, tanto com ou sem 
revestimentos superficiais de proteção, são os materiais mais econômicos para 
estruturas subterrâneas. 
 
 
3.7 Prevenção da corrosão 
 
A forma mais comum e mais fácil para prevenir a corrosão seja por meio de 
uma seleção criteriosa dos materiais, após o ambiente corrosivo ter sido 
caracterizado. As referencias padrão sobre corrosão são uteis nesse sentido. Nesse 
caso, o custo pode ser um fator significativo. Nem sempre é viável economicamente 
empregar o material que proporciona a resistência ótima à corrosão; algumas vezes, 
ou outra liga ou alguma outra medida deve ser empregada. 
A mudança na natureza do ambiente, se possível, também pode influenciar 
significativamente a corrosão. A redução na Temperatura do fluido ou a sua 
velocidade produz, geralmente, uma redução da taxa na qual a corrosão ocorre. 
Muitas vezes um aumento ou uma diminuição na concentração de alguma espécie 
na solução terá um efeito positivo, por exemplo, o metal pode apresentar 
passivação. 
Uma das formas para a prevenção da corrosão é os inibidores que são 
substancias que quando adicionada ao ambiente em concentrações relativamente 
baixas, diminuem sua corrosividade. Obviamente, um inibidor especifico depende 
tanto da liga quanto do ambiente corrosivo. Vários mecanismos podem responsáveis 
pela eficácia dos inibidores. Alguns reagem e virtualmente eliminam uma espécie 
quimicamente ativa presente na solução tal como o oxigênio dissolvido. Outras 
moléculas de inibidores se fixam a superfície que está sendo corroída e interferem, 
ou com a redução, ou formam um revestimento protetor muito fino. Os inibidores são 
usados normalmente em ambientes fechados tais como radiadores de automóveis e 
caldeiras a vapor. 
33 
 
Outra forma para prevenir a corrosão são barreiras físicas a corrosão que 
nada mais que a aplicação de revestimento metálica e não metálicos, é essencial 
que o revestimento mantenha um alto grau de adesão á superfície, o que sem 
duvida requer um tratamento da superfície anterior à aplicação, na maioria dos 
casos o revestimento deve ser não reativo ao ambiente corrosivo e resistente a 
danos mecânicos que exponham o metal ao ambiente corrosivo, os três tipos de 
materiais para revestimento são metais, cerâmicas e polímeros onde cada um 
apresenta suas características para inibir a corrosão. 
Um do meio mais eficaz para prevenção da corrosão é a proteção catódica, 
ela pode ser usada para prevenir todas as oito diferentes formas de corrosão e pode 
em alguns casos interromper por completo a corrosão. 
A proteção catódica envolve simplesmente o suprimento a partir de uma fonte 
externa de elétrons para o metal ser protegido tornando um catodo, a reação 
anterior é dessa forma forçada a prosseguir na direção inversa. 
Outra técnica de proteção catódica emprega um par galvânico o metal a ser 
protegido é conectado eletricamentea outro metal que é mais reativo naquele 
ambiente específico, este último metal apresenta oxidação e ao ceder elétrons, 
protege o primeiro metal contra corrosão. O metal oxidado é chamado com 
frequência de anodo de sacrifício, e o magnésio e o zinco são comumente usados 
para essa finalidade, visto que estão localizados na extremidade anódica da serie 
galvânica. 
O processo de galvanização é simplesmente aquele no qual a camada de 
zinco é aplicada sobre a superfície do aço por imersão a quente. Na atmosfera e na 
maioria dos ambientes aquosos o zinco é anódico e dessa forma protegera 
catodicamente o aço se houver qualquer dano superficial. Qualquer corrosão do 
revestimento de zinco prosseguirá a uma taxa extremamente lenta, pois a razão 
entre as áreas das superfícies do anodo e do catodo é bastante grande. 
Em outro método de proteção catódica, a fonte dos elétrons é uma corrente 
imposta a partir de uma fonte de energia externa de corrente continua. O terminal 
negativo da fonte de energia está conectado á estrutura a ser protegida. O outro 
terminal está ligado a um anodo inerte, o qual, nesse caso, está enterrado no solo; 
um material de aterro de alta condutividade proporciona um bom contato elétrico 
entre o anodo e o solo ao seu redor. Existe um percurso de corrente entre o catodo 
e o anodo através do solo, completando o circuito elétrico. A proteção catódica é 
34 
 
especialmente útil na prevenção da corrosão em aquecedores de água, tubulações e 
tanques subterrâneos e equipamentos marinhos. 
 
3.8 Oxidação 
 
A oxidação e a redução são fenômenos que ocorrem simultaneamente em 
reações em que há transferência de elétrons entre os átomos. Esses fenômenos 
também são chamados de oxirredução ou redox. 
A oxidação ocorre quando o elemento perde elétrons e o seu número de 
oxidação (Nox) aumenta. 
O Nox é a carga elétrica que o elemento adquire quando faz uma ligação 
iônica ou o caráter parcial que ele adquire quando faz uma ligação 
predominantemente covalente. 
Já a redução ocorre quando o elemento ganha elétrons e o seu número de 
oxidação diminui. 
Veja um exemplo: na formação do sal de cozinha (cloreto de sódio – NaCl), o 
sódio cede definitivamente um elétron para o cloro, formando o cátion Na+, ou seja, 
ele sofre oxidação, pois perdeu um elétron e seu Nox aumentou de zero para +1. 
Simultaneamente, o cloro recebe um elétron, formando o ânion cloreto (Cl-), ou seja, 
sofre redução, pois seu Nox passou de zero para -1. 
 
2Na(s) + 1Cl2(g) → 2NaCl(s) 
 
Nesse exemplo, o sódio é chamado de agente redutor, pois foi ele quem 
forneceu o elétron para o cloro, provocando a sua redução. Já o cloro é o agente 
oxidante, pois ele provocou a oxidação do sódio, recebendo o elétron dele. 
Resumidamente, temos o quadro: 
 
Quadro 3. Resumo esquemático do processo de oxidação. 
 
Reação de oxirredução Há transferência de elétrons 
Oxidação Per elétrons e o NOx aumenta 
Redução Ganha elétrons e o NOx diminui 
Agente redutor Provoca a redução e sofre oxidação 
Agende oxidante Provoca oxidação e sofre redução 
 
35 
 
As reações de oxirredução são bastante comuns em nosso cotidiano, como 
quando um prego enferruja. O prego é feito de ferro, que com o tempo se oxida em 
contato com o oxigênio e com a água, formando o Fe2O3⋅3H2O, que é a ferrugem: 
Fe(s) → Fe
2+ + 2e- (oxidação do ferro) 
O2 + 2H2O + 4e
- → 4OH- (redução do oxigênio) 
2Fe + O2 + 2H2O → 2Fe(OH)2 ou Fe2O3⋅3H2O (equação geral da formação da 
ferrugem) 
Portanto, nessa reação, o ferro sofre oxidação, sendo o agente redutor; e o 
oxigênio sofre redução, sendo o agente oxidante. 
 
 
3.8.1 Incrustações 
 
Uma camada inicial da película de óxido forma-se muito rapidamente sobre as 
superfícies de metal limpo exposto a oxigênio. Dois tipos gerais de comportamento 
são observados nos metais, cujos óxidos são estáveis. Os metais alcalinos e 
alcalinos terrosos (sódio, potássio, magnésio etc.), formam uma camada porosa do 
óxido. Outros metais, como ferro, cobre e níquel formam películas mais densas. A 
espessura e a velocidade do crescimento dessas películas determinam o grau com 
que o óxido protege o metal abaixo dele. 
O fato de ser o óxido formado denso ou poroso pode ser correlacionado com 
a relação do volume de óxido produzido, dividido pelo volume do metal consumido 
na oxidação. Esta equação empírica, conhecida como equação de Pilling-
Bedworth, é assim expressa. 
𝑉Óxido
𝑉Metal
=
𝑀𝜌O
𝑎𝐴M𝜌M
 
 
Em que 𝑉Óxido é o volume do óxido e 𝑉Metal é o volume do metal, 𝑀 é o peso 
molecular do óxido, cuja formula química genérica é 𝑀𝑒𝑎𝑂𝑏, 𝜌O é a densidade do 
óxido, 𝐴M é o peso atômico do metal, cuja densidade é 𝜌M. O número de átomos do 
metal por molécula do óxido é dado por 𝑎. Deve-se notar que os valores das duas 
densidades apenas não são suficientes para expressar a razão relativa do volume. 
Se a razão de volumes na equação é menor que um, forma-se um volume de 
óxido que é menor que o volume do metal oxidado. Por esta razão, o óxido tende a 
36 
 
ser poroso e não protetor. Se a razão é próxima de ou maior que um, o óxido não 
será poroso. Desde que critérios adicionais sejam satisfeitos, a razão dos volumes 
oxido/metal próxima da unidade indica que o óxido deverá ser protetor, enquanto 
uma razão muito maior que um indica que tensões de compressão serão 
produzidas, e o óxido poderá empenar-se ou rachar, num processo de lascamento. 
 
 
3.8.2 Cinética 
 
À medida que prossegue a oxidação, a camada de óxido aumenta sua 
espessura e diminui a espessura do metal. Para alguns poucos casos limites, 
podemos calcular o aumento da camada do óxido com o tempo (ou o decréscimo da 
espessura do metal), considerando-se o caso simplificado de oxidação numa 
superfície plana. 
Se o óxido é não protetor, ocorre ataque direto na superfície do metal, numa 
velocidade mais ou menos constante e, então, se 𝑥 é a espessura do óxido. 
𝑑𝑥
𝑑𝑦
= 𝑎 
integrando, obteremos 
𝑥 = 𝑏𝑦 + 𝑐 
onde 𝑎, 𝑏 e 𝑐 são constantes. 
Se a camada de óxido é protetora, é necessário difusão de alguma espécie, 
íons do metal, oxigênio ou elétrons, a fim de se transferir material através da 
película. As composições nas faces do óxido são constantes e podemos aplicar a 
primeira lei de Fick da difusão, assim, se. 
𝑑𝑥
𝑑𝑦
= 𝑎 
integrando, obteremos 
𝑥2 = 𝑏𝑦 + 𝑐 
onde 𝑎, 𝑏 e 𝑐 são constantes. 
Se o óxido é muito protetor e tem condutividade elétrica relativamente baixa, 
uma terceira lei cinética se aplica. 
𝑥 = 𝑎 log(𝑏𝑦 + 𝑐) 
onde 𝑎, 𝑏 e 𝑐 são constantes. 
37 
 
Este comportamento é atribuído à formação de uma camada imóvel de cargas 
positivas ou negativas, de elétrons ou íons, que retardam posterior difusão. Películas 
de óxidos de ferro e de níquel (NiO) seguem esta lei de crescimento em 
temperaturas muito baixas, não excedendo, depois de tempos muito longos, 
espessuras de 100 a 200 Å (angstroms). 
Os óxidos do alumínio e do berílio (BeO) também crescem logaritmicamente. 
O óxido de cromo conduz facilmente elétrons, mas não íons. Consequentemente 
agrupam-se os íons de metal no óxido, do que resulta um crescimento logarítmico, 
apesar da alta condutividade para elétrons. Existe ainda o caso da oxidação 
intermitente que ocorre quando existe fratura, lascamento e/ ou arrancamento de 
uma camada oxida protetora. 
 
 
3.8.3 Óxidos protetores 
 
 
Com a influência da porosidade e da condutividade das películas de óxido 
sobre a velocidade de oxidação. Estes fatores estão, portanto, relacionados com a 
natureza protetora de um óxido. Se um óxido for protetor, a razão do volumedeve 
estar próxima da unidade e sua condutividade deve ser baixa. 
Do ponto de vista prático, a aderência de um óxido protetor é tão importante 
quanto a sua impermeabilidade. A natureza protetora das películas de óxido sobre 
alumínio (Al), por exemplo, é devida ao fato de o óxido de alumínio formar uma 
carepa, que é conectada com o metal subjacente. De fato, alguns átomos da carepa 
de alumina fazem parte ao mesmo tempo do óxido e do metal. Uma forte aderência 
é também útil em casos de grande razão volumétrica, onde a tensão é a principal 
responsável pela ruptura da película. Se o volume do óxido não tensionado é maior 
que o volume do metal do qual foi formado, esta película de óxido recém-formada se 
acha num estado de considerável compressão lateral e poderá romper-se pela 
formação de empolas, rachaduras de cisalhamento ou lascamento. A forma da 
superfície metálica, os coeficientes de dilatação do óxido e do metal, e a velocidade 
de aquecimento e resfriamento do metal influem na aderência e, portanto no caráter 
protetor da película. 
Para ser protetor, o óxido também não pode ser volátil e reativo com o 
ambiente. Em temperaturas elevadas, molibdênio (Mo) e tungstênio (W) formam 
óxidos voláteis e oxidam-se catastroficamente ao ar. Cloro (Cl), bromo (Br), iodo (I) e 
38 
 
flúor (F) também formam produtos de corrosão voláteis com muitos metais, em 
temperaturas relativamente baixas. 
A temperatura influi na natureza protetora de um óxido. As velocidades de 
crescimento de muitos óxidos metálicos, que seguem a lei parabólica, são descritas 
pela equação de Arrhenius 
𝑣 = 𝐶𝑒−
𝐸
𝑅𝑇 
 
Onde 𝑣 é a velocidade da reação, 𝐶 é uma constante, 𝐸 é a energia de 
ativação do processo, expressa em cal mol⁄ , 𝑅 é a constante dos gases 
(1,98 cal mol⁄ ⋅K) e 𝑇 é a temperatura absoluta em K. 
Como a oxidação parabólica implica em difusão e o coeficiente de 𝑡 contém 
uma constante de difusão, a energia de ativação para oxidação pode revelar-se 
como sendo a mesma de difusão. Em tal caso, um metal durável por um longo 
período em baixa temperatura pode oxidar-se de modo extremamente rápido, caso a 
temperatura seja aumentada. A natureza da velocidade de crescimento do óxido 
pode também variar com a mudança de temperatura. Os óxidos de alguns metais 
crescem segundo uma lei logarítmica, em baixas temperaturas, lei parabólica em 
temperaturas intermediárias e lei linear em temperaturas elevadas. As faixas de 
temperatura, nas quais ocorrem mudanças das leis que governam o crescimento, 
dependem tanto do metal base, como do ambiente. A transição para a Iei linear de 
velocidade está usualmente associada à ruptura da película de óxido. 
O grau de proteção que um óxido oferece ao metal base dependerá, em todos 
os casos, da temperatura e do ambiente e deve ser observado experimentalmente. 
Algumas observações permitem a especificação de condições nas quais um dado 
metal pode ser empregado, e sugerem vários meios de protegê-lo contra oxidação. 
Recobrimentos superficiais por outros metais ou compostos podem ser empregados 
para separar o metal base do ambiente oxidante. A ruptura desse recobrimento pode 
ser provocada por abrasão, choque térmico ou outros meios e é a causa mais 
frequente de falha dessa parte. Podem adicionar-se ao metal base outros materiais 
que alterem os volumes relativos de óxido e metal, a condutividade elétrica e a 
difusividade do óxido, ou, como no caso do cromo, que possibilitem a formação de 
uma superfície rica em oxigênio. A técnica é útil ao se desenvolver ligas resistentes 
à oxidação, mas em muitos casos ela é limitada por ser excessiva a quantidade de 
liga requerida. 
39 
 
3.8.4 Processos especiais de oxidação 
 
Ocorre oxidação seletiva quando um componente ou constituinte estrutural de 
uma liga oxida-se mais rapidamente que os outros. Do ponto de vista da teoria da 
termodinâmica isto ocorre quando, em soluções sólidas de ligas binárias, um dos 
componentes tiver energia livre de formação de óxido muito mais negativa que o 
outro. 
A oxidação seletiva pode ser benéfica. A presença do cromo (Cr) em muitas 
ligas para alta temperatura garante a elevada resistência à oxidação dessas ligas. 
Analogamente, o silício em ferro fundido aumenta sua resistência à oxidação. Ligas 
de cobre (Cu) contendo alumínio podem ser oxidadas internamente para produzir 
partículas Al2O3. O compósito resultante é endurecido pelo óxido disperso e é 
excepcionalmente forte em temperaturas próximas ao ponto de fusão do metal base. 
A oxidação seletiva, entretanto, pode também ser prejudicial. Por exemplo, o 
carbono no aço-carbono oxida-se mais rapidamente que o ferro; então, em altas 
temperaturas, a superfície torna-se descarbonetada e é então menos dura. 
Em muitas ligas, os contornos de grão são frequentemente oxidados 
seletivamente, antes que os grãos mesmos sejam atacados. Essa oxidação 
intergranular pode afinar a seção transversal de uma parte metálica e causar então 
falha mecânica em altas temperaturas. 
Materiais não metálicos também podem oxidar-se. Peças de resistências 
elétricas de carbeto de silício (SiC), para aquecimento de fornos elétricos, podem ser 
operados ao ar e em temperaturas nas quais se possa formar uma película de SiO2. 
Se estes elementos forem operados abaixo de 1.100 °C ou acima de 1.500 °C, os 
produtos de oxidação ficam sujeitos a reações com o ambiente, semelhantes 
àquelas que os óxidos metálicos sofrem. Na temperatura adequada, alguns óxidos 
sólidos em contato podem fluir um sobre o outro, formando um líquido eutético de 
mais baixo ponto de fusão. Os polímeros estão também sujeitos a ataque destrutivo 
pelo oxigênio. A borracha, exemplo, torna-se quebradiça, por degradação, mesmo 
em temperaturas baixas, por causa da reação do oxigênio com ligações não 
saturadas da cadeia do polímero. A maioria dos polímeros decompõe-se e queimam 
quando mantidos em temperaturas suficientemente altas em presença de oxigênio. 
 
 
40 
 
4 CORROSÃO DE MATERIAIS CERÂMICOS 
 
Corrosão em materiais cerâmicos se dá por dissolução química (deterioração) 
ou degradação. Exemplos como o mármore de concreto por ação do HS (ácido 
sulfídrico) e H2SO4 (ácido sulfúrico) e refratários em fornos (altas temperaturas e 
ambientes severos). 
Os materiais cerâmicos, por serem compostos entre elementos metálicos e 
não metálicos, podem ser considerados como já tendo sido corroídos. Dessa forma, 
eles não extremamente imunes á corrosão por quase todos os ambientes, 
especialmente à temperatura ambiente. A corrosão dos materiais cerâmicos 
envolve, geralmente, uma simples dissolução química ao contrário dos processos 
eletroquímicos encontrados nos metais. 
Os materiais cerâmicos são utilizados com frequência em virtude de sua 
resistência a corrosão. Por sua razão, o vidro é empregado frequentemente para 
armazenar líquidos. As cerâmicas refratárias não devem resistir apenas a 
temperaturas elevadas e proporcionar isolamento térmico, mas, em muitas 
situações, também devem resistir ao ataque em temperaturas elevadas por metais, 
ais, escórias e vidros fundidos. Algumas das novas tecnologias voltadas para a 
conservação de energia de uma forma em outra mais útil requerem temperaturas 
relativamente altas, atmosféricas corrosivas e pressões acima da ambiente. Os 
materiais cerâmicos são muito mais adequados que os para suportar a maioria 
desses ambientes durante períodos e tempo razoáveis. 
 
Figura 18. Exposição da armadura de um pilar de concreto por corrosão. 
 
 
 
Fonte: http://www.clubedoconcreto.com.br/2014/06/durabilidade-do-concreto-processo-de.html 
41 
 
Fatores que influencia a deterioração em cerâmicas: mecânicos: vibrações e erosão; 
 físicos: variações de temperaturas; 
 biológicos: bactérias; 
 químicos: produtos químicos. 
Entre os fatores mecânicos, as vibrações podem ocasionar fissuras no caso 
do concreto (mistura de cimento, areia e pedra) facilitando o contato da armadura de 
metal em com meio corrosivo. Erosão pode resultar do atrito de partículas em 
suspensão em líquidos em movimento ou como consequência da cavitação quando 
o líquido está sujeito a regiões de grande velocidade com a formação de bolhas de 
vapor que sofrem implosão (canais e vertedouros de barragens). Se os líquidos 
tivessem substancias químicas dissolvidas têm-se fatores combinados lixiviação-
erosão. 
Como as cerâmicas apresentam baixo coeficiente de expansão térmica, 
fatores físicos com elevado gradiente de temperatura, por exemplo, nos refratários 
(materiais que suportam elevadas temperaturas sem deformação apreciável, 
fabricados de argila contendo proporções de SiO2, Al2O3, MgO, etc., pode provocar 
expansão na superfície dos tijolos em relação as camadas internas frias podendo 
ocorrer estilhaçamento ou desfolhação da superfície com a variação de temperatura. 
 
Figura 19. Contaminação do material cerâmico (concreto) em meio ambiente corrosivo. 
 
 
 
Fonte: http://www.clubedoconcreto.com.br/2014/06/durabilidade-do-concreto-processo-de.html 
 
Os vidros de silicatos comuns sofrem fadiga estática pela ação da água na 
temperatura ambiente. Ao agir com a rede de silicato, uma molécula de água gera 
42 
 
duas unidades de Si-OH que não estão conectadas entre si provocando o 
rompimento da rede. Quando acontece este fenômeno no inicio da trinca e a mesma 
se prolonga um passo na escala atômica (analogia com metais seria a corrosão e 
fragilização por hidrogênio). 
Os mecanismos de corrosão química, também pode exemplificar-se pelo 
ataque do concreto pelo HCl como formação de cloreto de cálcio e sílica gel. 
Fatores biológicos podem provocar biodegradação, por exemplo, rede de 
esgoto. Microrganismos podem criar meios corrosivos como aqueles criados por 
bactérias oxidantes de enxofre ou de sulfetos que aceleram a oxidação dessas 
substâncias para ácido sulfúrico. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
43 
 
5 DEGRADAÇÃO DE POLÍMEROS 
 
Os materiais poliméricos também apresentam deterioração como 
consequência de interações com o ambiente. No entanto, uma interação indesejável 
é especificada como uma degradação, em vez de corrosão, pois esses processos 
são basicamente diferentes. Enquanto a maioria das reações de corrosão nos 
metais é eletroquímica, a degradação dos polímeros é, ao contrário, um processo 
físico-químico, ou seja, envolve fenômenos físicos assim como os químicos. Além 
disso, é possível uma grande variedade de reações e de consequências adversas 
para a degradação dos polímeros. Os polímeros podem deteriorar-se por 
inchamento e dissolução. Também é possível a ruptura de ligações covalentes como 
resultado de energia térmica, de reações químicas e de radiação, normalmente com 
a redução concomitante na integridade mecânica. Devido a complexidade química 
dos polímeros, seus mecanismos de degradação não são bem compreendidos. 
É possível citar no exemplo de degradação de polímeros, o polietileno. Se 
exposto a temperaturas elevadas em uma atmosfera rica em oxigênio, sofre uma 
deterioração das suas propriedades mecânicas, tornando-se frágil. Também, a 
utilidade do cloreto de polivinila pode ficar limitada pelo fato de esse material pode 
deslocar enquanto exposto a temperaturas elevadas, embora tais ambientes possam 
nem afetar suas características mecânicas. 
 
 
5.1 Inchamento e dissolução 
 
Os polímeros são expostos a líquidos, as principais formas de degradação 
são o inchamento e a dissolução. 
 
Figura 20. Degradação de tampa plástica de garrafas. 
 
 
 
Fonte: http://turma2bcontrolo.blogspot.com.br/ 
44 
 
Com o inchamento, o líquido ou o soluto difunde-se e é absorvido no 
polímero, as pequenas moléculas de soluto ajuntam-se no interior do polímero e 
ocupam posições entre as moléculas. Isso força uma separação das 
macromoléculas, tal que a amostra se expande ou incha. Além, disso esse aumento 
na separação entre as cadeias resulta em uma redução das forças de ligação 
secundárias intermoleculares, como consequência, o material torna-se menos 
resistente e mais dúctil. O soluto líquido também diminui a temperatura de 
transição vítrea, e se essa temperatura for reduzida para abaixo da temperatura 
ambiente, um material antes resistente deverá perder resistência e tornar-se 
borrachoso. 
Transição vítrea (Tg) é uma das propriedades térmicas fundamentais e pode 
ser usada para distinguir duas categorias de polímeros: os plásticos e os 
elastômeros (borrachas). Entende-se por Tg a temperatura abaixo da qual um 
polímero amorfo se torna duro e frágil (estado vítreo), e acima da qual o mesmo 
polímero é macio (estado “borrachoso”). 
 
Figura 21. Polímero com ligações cruzadas seco e um polímero inchado em um solvente. 
 
 
 
Fonte: http://www.scranton.edu/faculty/cannm/green-chemistry/portuguese/polymermodule.shtml 
 
O inchamento pode ser considerado um processo de dissolução parcial, na 
qual existe apenas uma solubilidade limitada do polímero no solvente. A dissolução, 
que ocorre quando o polímero é completamente solúvel, pode ser considerada 
apenas uma continuação do inchamento. Como regra geral, quanto maior for a 
semelhança entre as estruturas químicas do solvente e do polímero, maior será a 
probabilidade de haver inchamento e/ ou dissolução. Por exemplo, muitas borrachas 
à base de hidrocarbonetos absorvem de imediato, hidrocarbonetos líquidos, tais 
como a gasolina. 
45 
 
O comportamento ao inchamento e a dissolução também são afetados pela 
temperatura, assim domo pelas características da estrutura molecular. Em geral, o 
aumento da massa molar, o aumento do grau de ligações cruzadas e de 
cristalinidade e também a diminuição da temperatura resultam em uma redução 
desses processos de deterioração. 
Em geral, polímeros são muito mais resistentes a ataques por soluções 
ácidas e alcalinas do que os metais. Por exemplo, ácido fluorídrico (HF) ocorrerá 
muitos metais, assim como atacará quimicamente e dissolverá o vidro, tal que ele é 
armazenado em frascos plásticos. Os materiais que exibem uma resistência 
excepcional ao ataque por ambos os tipos de solução incluem o politetrafluoroetileno 
(e outros fluorocarbonos) e a poliéster-étercetona. 
 
 
5.2 Ruptura da ligação 
 
Os polímeros também podem sofrer degradação por um processo 
denominado cisão. Cisão é o rompimento ou quebra de ligações nas cadeias 
moleculares. Isso causa uma separação dos seguimentos da cadeia no ponto de 
cisão e a redução na massa molar. Há várias propriedades dos materiais 
poliméricos, incluindo a resistência mecânica e a resistência a ataques químicos, 
depende da massa molar. Consequentemente, algumas das propriedades físicas e 
químicas dos polímeros podem ser afetadas de maneira adversa por esse tipo de 
degradação. A ruptura da ligação pode resultar da exposição à radiação ou ao calor, 
assim como uma reação química. 
 
 
5.2.1 Efeitos da radiação 
 
Certos tipos de radiação (feixes de elétrons, raios X, raios 𝛽 e 𝛾 e a radiação 
ultravioleta (UV)), têm energia suficiente para penetrar em uma atmosfera de 
polímero e interagir com os átomos constituintes e seus elétrons. Uma dessas 
reações é a ionização, em que a radiação remove um elétron de um orbital de um 
átomo específico, convertendo aquele