Corrosão - Heterogeneidades

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Profa: Dra. Isabella Pacifico Aquino
e-mail: isabella.pacifico@fei.edu.br
Eletroquímica
QCQ 010 – Química Aplicada
• A corrosão metálica pode ser definida como sendo o
processo em que os metais passam do estado metálico para
a forma combinada (produto de corrosão – estado não
metálico), por uma interação com o meio.
• A deterioração do material provoca o desgaste, variações
químicas e modificações estruturais, tornando-o inadequado
para o uso.
• A interação entre o metal e o meio corrosivo pode ser de
natureza química ou eletroquímica e estar associada ou
não a esforços mecânicos (corrosão sob tensão e corrosão
por fadiga).
• Processo natural, espontâneo e irreversível, que, na maioria
das vezes, ocorre em condições não controláveis.
DEFINIÇÃO DE
CORROSÃO
2
DEFINIÇÃO DE CORROSÃO
OUTRA CONCEITUAÇÃO: Corrosão é o processo inverso do
processo metalúrgico de obtenção do metal.
ESPONTÂNEO
3
HEMATITA - Fe2O3 
Ferro
MAGNETITA – Fe3O4
Ferro
BAUXITA – Al2O3
Alumínio
Minério: Óxidos, sulfetos, 
silicatos, haletos, etc
Metal: 
Estado de maior 
energia 
Produto de 
corrosão
DEFINIÇÃO DE CORROSÃO
4
Aplicações dos metais:
• Estruturas metálicas enterradas: oleodutos, gaseodutos, 
tanques de armazenamento e cabos de comunicação.
• Meios de transporte: trens, navios, aviões, automóveis, 
caminhões e ônibus.
• Estruturas metálicos sobre o solo: torres de transmissão, 
postes de iluminação, viadutos, passarelas, instalações 
industriais.
• Equipamentos eletrônicos.
• Equipamentos industriais: reatores, caldeiras, trocadores 
de calor, pressurizadores. Instalações com investimentos 
vultosos exigem durabilidade e 
resistência à corrosão para 
evitar acidentes e danos 
pessoais
• A maioria dos metais em contato com o meio ambiente,
formam um sistema termodinamicamente instável e
tendem a se transformar para uma condição mais
estável (menor energia).
• Metais transformam-se em compostos metálicos.
• Com exceção de alguns metais nobres, como ouro e
platina que não são encontrados na natureza na forma
combinada (minério).
• Óxidos
• Hidróxidos
• Carbonatos
• Sulfatos e sulfetos
• Nitratos e nitretos
• Compostos complexos
5
CORROSÃO METÁLICA
Pátina de 
cobre
PRODUTOS DE 
CORROSÃO 
(compostos mais estáveis 
semelhantes aos 
minérios)
A deterioração provoca:
• O desgaste do metal (perdas e falhas de equipamentos,
motores, etc)
• As variações químicas na composição do metal
• As modificações estruturais do metal
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CORROSÃO METÁLICA
Modificação das 
propriedades
dos metais
maleabilidade, resistência 
mecânica, ductilidade, brilho e 
condutibilidade
CORROSÃO
Termodinâmica, 
Cinética e
Eletroquímica
FERRUGEM: 
Característica exclusiva da 
corrosão do FERRO
OXI-REDUÇÃO
REAÇÕES QUÍMICAS
2Fe + O2→ 2FeO
NATUREZA 
QUÍMICA 
NATUREZA 
ELETROQUÍMICA 
Zn + 2H+ → Zn2+ + H2
A INTERAÇÃO EXIGE PROXIMIDADE DAS 
ESPECIES REAGENTES 
(DISTÂNCIA INTERATÔMICA)
MECANISMO QUÍMICO
• A TRANSFERÊNCIA DE ELÉTRONS OCORRE
DIRETAMENTE ENTRE OS REAGENTES
• NÃO HÁ FORMAÇÃO DE CORRENTE ELÉTRICA
• Ocorre reações químicas diretas entre o material metálico 
ou não metálico e o meio corrosivo.
• Meios não aquosos (Corrosão ou Oxidação Seca).
REAÇÕES DE OXI-REDUÇÃO DE NATUREZA QUÍMICA
2Fe + O2→ 2FeO
MECANISMO QUÍMICO
• Ataque dos metais (Fe, Al e Cu), em alta temperatura, por
gases ou vapores (Cl2) e em ausência de umidade.
• Ataques dos materiais metálicos por solventes orgânicos
isentos de água.
• Reação dos metais com oxigênio (oxidação seca): Filme
passivo (Al, Cr, Fe, Aço inoxidável e Pb)
Metal + O2 → Óxido Metálico
REAÇÕES DE OXI-REDUÇÃO DE NATUREZA QUÍMICA
Oxidação: 2Fe → 2Fe2+ + 4é 
Redução: O2 + 4é → 2O
2-
Global: 2Fe + O2 → 2FeO
A INTERAÇÃO NÃO EXIGE PROXIMIDADE DAS
ESPECIES REAGENTES (DISTÂNCIA INTERATÔMICA).
MECANISMO ELETROQUÍMICO
• Corrosão Eletroquímica: 90 - 95% perdas ou falhas
• Meios Aquosos (Corrosão úmida): ELETRÓLITO
• A TRANSFERÊNCIA DE ELÉTRONS OCORRE DA REGIÃO
ANÓDICA PARA REGIÃO CATÓDICA (distâncias da ordem de
micrômetros a quilômetros).
• HÁ FORMAÇÃO DE CORRENTE ELÉTRICA (condução iônica +
condução eletrônica).
Zn + 2H+ → Zn2+ + H2
Pilha de 
corrosão
CORROSÃO ELETROQUÍMICA
METAL + MEIO CORROSIVO PRODUTO 
DE 
CORROSÃO
+ ENERGIA 
CORROSÃO
(espontâneo)
CONDIÇÕES 
OPERACIONAIS
No estudo dos processos corrosivos devem ser sempre
considerados as variáveis dependentes do material metálico,
do meio corrosivo e das condições operacionais para escolha
do material mais adequado.
CORROSÃO METÁLICA
Por que o metal é corroído? Onde o 
metal é corroído?
Imperfeições no 
metal e meio!!!!
HETEROGENEIDADES
Metais Puros:
• Átomos de um único elemento químico regularmente
distribuídos num retículo cristalino (estrutura ordenada).
• “Comercialmente Puros” – 99 a 99,9 % de pureza
Ex: Cobre, zinco e chumbo (99,9% de pureza)
Ligas Metálicas:
• Misturas de átomos de dois ou mais elementos químicos,
sendo pelo menos um deles um elemento metálico
(características metálicas).
• Microestrutura com uma ou mais fases (polifásicas ou
monofásicas).
Ex: Bronze, latão, Aço-Carbono, Cu-Ni, Al-Cu e
Aço-Inoxidável.
METAIS E LIGAS
Macios!!
HETEROGENEIDADES DO METAL
• Atômicas: defeitos pontuais, regiões de borda e retículos
cristalinos incompletos (Cristais imperfeitos).
• Microscópicas: contornos de grãos, diferença do tamanho do
grão, fases metálicas e não metálicas (óxidos, sulfetos e
silicatos), intermetálicos (Fe3C, Cr3C2, FeCr e FeMo) e
impurezas.
• Macroscópicas: riscos e cortes nos metais, trincas em
revestimentos aplicados e contato com outros materiais.
CONTORNOS 
DE GRÃO 
(cristal)
Imperfeições do metal: 
VARIÁVEIS DO METAL
Variáveis dependentes do METAL que influenciam na
corrosão:
• Composição química
• Impurezas
• Imperfeições
• Processo de obtenção
• Tratamento térmico e mecânico
• Estado da superfície ( trincas, poros, fissuras e cortes)
• União de materiais (soldas e rebites)
• Contato com outros metais
MEIOS CORROSIVOS
• Atmosfera: U.R., poluentes (particulados e gases),
temperatura, tempo
• Águas naturais: sais, gases, pH, microrganismos e matéria
orgânica
• Solo: pH, umidade, sais solúveis, gases, fertilizantes, despejos
industriais e microorganismos
• Produtos químicos
• Outros meios: solventes orgânicos, alimentos, sais fundidos
(menos frequentes), metais líquidos
Um determinado meio pode ser extremamente agressivo, 
sob o ponto de vista da corrosão, para um determinado 
material e inofensivo para outro. 
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Envolve diferentes parâmetros (complexidade das
condições):
Cuidado com as 
afirmações 
incorretas!!!!!
MEIOS CORROSIVOS
Variáveis dependentes do MEIO que influenciam na
corrosão:
• pH
• Concentração
• Temperatura
• Pressão
• Composição química
• Teor de oxigênio
• Impurezas
• Sólidos suspensos
VARIÁVEIS DO MEIO CORROSIVO
Variáveis dependentes das CONDIÇÕES OPERACIONAIS
que influenciam na corrosão:
• Solicitações mecânicas
• Movimento relativo entre o metal e o meio
• Condições de imersão no meio (total, parcial ou vapor)
• Métodos de proteção contra a corrosão
• Operação contínua ou intermitente
VARIÁVEIS DAS CONDIÇÕES 
OPERACIONAIS
MECANISMO ELETROQUÍMICO
Heterogeneidades
do metal + MEIO 
CORROSIVO
Áreas Anódicas e 
Catódicas
(Potenciais 
eletroquímicos 
diferentes)
Corrosão 
metálica
Pilha de 
corrosão
Corrosão 
Galvânica
HETEROGENEIDADES
HETEROGENEIDADES
REGIÃO
CATÓDICA ANÓDICA
METALMetal mais nobre Metal menos nobre
Superfície polida Superfície rugosa
Metal aliviado de tensão Metal sob tensão
Intermetálicos e 
precipitações
Metal base
Metal passivo Metal ativo
Superfície metálica Bordas da superfície
Grão Contornos de grão
Cordão de solda (mesmo 
material)
Áreas adjacentes
MEIO
Metal em solução 
concentrada de Mn+
Metal em solução diluída de 
Mn+
Metal em região mais 
aerada
Metal em região menos 
aerada
Metal bem iluminado Metal menos iluminado
Metal em alta temperatura Metal em baixa temperatura
CLASSIFICAÇÃO DA CORROSÃO
• Quanto ao mecanismo de interação: corrosão química
ou eletroquímica
• Quanto à forma de ataque: corrosão uniforme
(generalizada) ou corrosão localizada
• Quanto ao meio corrosivo: corrosão a úmido, corrosão a
seco, atmosférica, etc.
• Quanto a temperatura: corrosão a baixas temperaturas
ou a elevadas temperaturas (>200 ºC)
TIPO DE ATAQUE:
CLASSIFICAÇÃO DA CORROSÃO
CORROSÃO UNIFORME
CORROSÃO LOCALIZADA
Corrosão por 
pite
Corrosão 
Filiforme
Corrosão 
Alveolar
PILHAS DE CORROSÃO
Formação de uma Pilha de Corrosão:
• Reação Anódica (reação de oxidação): ocorre na área
menos nobre do metal (Ânodo), região onde há formação
de íons metálicos e perda de elétrons (corrosão ou
desgaste do metal).
• Reação Catódica (reação de redução): ocorre na área
mais nobre (cátodo) do metal, região onde a espécie
oxidante presente no meio corrosivo recebe os elétrons
formados anodicamente.
MECANISMO ELETROQUÍMICO
M → Mn+ + né 
REAÇÃO CATÓDICA:
1) Meios não aerado
Neutro ou básico:
n H2O + né → n OH
- + n/2 H2
Meio ácido:
nH+ + né → n/2 H2 (ácidos não-oxidantes, ex: HCl e ác. acético)
2) Meio aerado
Neutro ou básico:
n/2 H2O + n/4 O2 + né → n OH
-
Meio ácido:
n H+ + n/4 O2 + né → n/2 H2O
3) Deposição de íon metálico
MECANISMO ELETROQUÍMICO
Mn+ + né → M 
Deslocamento de elétrons e íons: Transferência dos elétrons do ânodo
para o cátodo pelo circuito metálico (condução eletrônica) e difusão de
cátions e ânions, na solução, em sentidos opostos (condução iônica).
MECANISMO ELETROQUÍMICO
Eletrólito: Condutor iônico. Os íons positivos (cátions)
tentem a se difundir para o cátodo, e os íons negativos
(ânions), para o ânodo. A corrente iônica total depende da
mobilidade dos íons na solução.
Circuito metálico: Ligação metálica entre o ânodo e
cátodo por onde circulam os elétrons, no sentido ânodo-
cátodo (próprio metal ou condutor eletrônico).
Corrente 
elétrica!!!
Continuando...
Pilha Galvânica
MECANISMO ELETROQUÍMICO
2 OU MAIS METAIS DIFERENTES 
em contato na presença de 
um meio corrosivo
2 METAIS DIFERENTES (COBRE E FERRO) 
em contato na presença de um meio 
corrosivo neutro com O2
MECANISMO ELETROQUÍMICO
Vou montar uma 
pilha galvânica!!!!! 
Tabela de potenciais 
de eletrodo 
padrão!!!!
Diferença de potencial
entre os diferentes 
metais
2 METAIS DIFERENTES (COBRE E 
FERRO) em contato na presença de 
um meio corrosivo neutro com O2
MECANISMO ELETROQUÍMICO
Vou montar uma 
pilha galvânica!!!!! 
• OXIDAÇÃO : reação do metal com menor 
potencial (ÁREA ANÓDICA) – Fe
• REDUÇÃO: reação do meio corrosivo no metal 
com maior potencial (ÁREA CATÓDICA) – meio 
neutro
Tabela de potenciais 
de eletrodo 
padrão!!!!
Diferença de potencial
entre os metais
POTENCIAIS DE ELETRODO PADRÃO
IUPAC: 
CONVENÇÃO 
ADOTADA!!
E0Fe/Fe
2+ = -0,44 V
E0Cu/Cu
2+ = -0,34 V
POTENCIAL DE ELETRODO 
PADRÃO: mostra a 
tendência de uma reação 
ocorrer no eletrodo
TENDÊNCIA À CORROSÃO
Toda pilha se caracteriza por uma diferença de potencial
entre seus eletrodos em circuito aberto, que é a sua força
eletromotriz (fem) ou potencial da pilha. Segundo a
convença de sinais recomendado pela IUPAC a fem é igual
a:
E pilha = Ecátodo – Eânodo
Considerar os 
potenciais de 
redução dos 
eletrodos!!!!
O potencial da pilha eletroquímica que se mede é sempre 
positivo (Epilha > 0). 
Onde:
Ecátodo = Metal com maior potencial 
Eânodo = Metal com menor potencial
Reação de oxidação (metal) : Fe → Fe2+ + 2é 
Reação de redução (meio neutro) : 2 H2O + O2 + 4é → 4OH
-
Global: 2 Fe + 2 H2O + O2 → 2 Fe
2+ + 4OH-
Fe
Fe2+
Fe2+
Fe2+
Fe2+
Fe2+
OH-
OH-
OH-
OH-
é
- +
OH-
O2
O2
O2 O2 O2
O2
O2
O2
O2
REAÇÃO 
ESPONTÂNEA!!!!
E pilha = Ecátodo – Eânodo
E pilha = 0,34 - (-0,44) 
E pilha = + 0,78 V
Epilha > 0Eletrólito ou meio 
corrosivo:
Solução de NaCl
com O2 (pH 7,5)
Potencial de redução
Cu
OH-
OH-
OH-
2 metais diferentes:
E0Cu
2+
/Cu = 0,34 V
E0Fe
2+
/Fe = - 0,44 V
MECANISMO ELETROQUÍMICO
Consultar 
tabela de 
potencias!
Na+ Na+Cl-
Cl-
Reação de oxidação (metal) : Mg → Mg2+ + 2é 
Reação de redução (meio neutro) : 4H+ + O2 + 4é → 2 H2O
Global: 2 Mg + 4H+ + O2 → Mg
2+ + 2 H2O
Mg
Mg2+
Mg2+
Mg2+
Mg2+
H2O
H2O
OH-
H2O 
é
- +
H2O
O2
O2
O2 O2 O2
O2
O2O2
O2
REAÇÃO 
ESPONTÂNEA!!!!
E pilha = Ecátodo – Eânodo
E pilha = 0,34 - (- 2,36) 
E pilha = + 2,7 V
Epilha > 0Eletrólito ou meio 
corrosivo:
Solução de H2SO4
com O2 (pH 1)
Potencial de redução
Cu
H2O
H2O
H2O
2 metais diferentes:
E0Cu
2+
/Cu = 0,34 V
E0Mg
2+
/Mg = - 2,36 V
MECANISMO ELETROQUÍMICO
Consultar 
tabela de 
potencias!
Mg2+
H+
H+ H+SO4
2-
SO4
2-
Numa célula eletroquímica tem-se os 2 tipos
de condução
PILHA GALVÂNICA OU PILHA DE CORROSÃO
Ânodo → Polo - → oxidação → perde é → área < potencial (E)
Cátodo → Polo + → recebe é → redução → área > potencial (E)
é
Condução Eletrônica (Fase Sólida) + 
Condução Iônica (Fase Líquida) 
Consultar 
tabela de 
potencias!
METAL
MEIO
CORRENTE ELÉTRICA 
Potencial de 
redução
Potencial de 
redução
PILHA GALVÂNICA
Área catódica > Área 
anódica
Corrosão intensa PERIGOSO!!!!
PILHA GALVÂNICA
Corrosão
Galvânica
Ânodo de 
sacrifício
Pilha de ação 
local
MECANISMO ELETROQUÍMICO
1 METAL
na presença de um meio 
corrosivo
• Deformação superficial (área sob tensão)
• Composição química variável
• Regiões de borda
• Fases distintas
• Precipitação, segregação, trincas e inclusões
• Contornos de grão
• Diferença de tamanho dos grãos
• Tratamentos térmicos diferentes (cordão de solda)
• Acabamento superficial (polimento da superfície)
• Aquecimento diferencial
• Concentração e aeração diferencial
• Agitação e iluminação diferencial
MECANISMO ELETROQUÍMICO
Pilha de ação local: Formada em um mesmo metal na presença de um
eletrólito devido a falta de homogeneidade no sistema metal/meio.
HETEROGENEIDADES 
DO METAL E MEIO
Corrosão Uniforme, 
Fresta, Pite, Sob Tensão, 
Filiforme, Intergranular
1 METAL (ZINCO) 
na presença de um meio 
corrosivo ácido sem O2
MECANISMO ELETROQUÍMICO
Vou montar uma 
pilha ação local!!!!! 
Tabela de potenciais 
de eletrodo 
padrão!!!!
Diferença de potencial
entre o metal e o meio 
corrosivo
1 METAL (ZINCO) 
na presença de um meio 
corrosivo ácido sem O2
MECANISMO ELETROQUÍMICO
Vou montar uma 
pilha ação local!!!!! 
Tabela de potenciais 
de eletrodo 
padrão!!!!
• OXIDAÇÃO: reação do metal na ÁREA 
ANÓDICA do metal - Zn
• REDUÇÃO: reação do meio corrosivo na 
ÁREA CATÓDICA do metal – meio ácido
Diferença de potencial
entre o metal e o meio 
corrosivo
TENDÊNCIA À CORROSÃO
Toda pilha se caracteriza por uma diferença de potencial
entre seus eletrodos em circuito aberto, que é a sua força
eletromotriz (fem) ou potencialda pilha. Segundo a
convença de sinais recomendado pela IUPAC a fem é igual
a:
E pilha = Ecátodo – Eânodo
Considerar os 
potenciais de 
redução dos 
eletrodos!!!!
Se E > 0 então poderá ocorrer a corrosão
Se E <0 então não ocorre a corrosão
O valor da tendência à corrosão (Epilha) é utilizado na previsão
da possibilidade termodinâmica de ocorrência da reação. Assim:
Onde:
Ecátodo = Esolução
Eânodo = Emetal
REAÇÃO 
ESPONTÂNEA!!!!
Eletrólito:
Solução de H2SO4
(pH 0)
Sem O2
PILHA DE AÇÃO LOCAL
Ânodo
Zn2+
Cátodo
H2
H+
H+
H+
Cátodo Ânodo
2H+ + 2é → H2
H+
H+
Corrente Eletrônica
2é
Corrente Iônica
Zn → Zn2+ + 2é 
E pilha = Emeio – Emetal
E pilha = 0 - (-0,76) 
E pilha = 0,76 V
REAÇÃO 
ESPONTÂNEA!!!!
Zn
1 Metal:
E0Zn
2+
/Zn = - 0,76 V
Meio:
E0H
+
/H2 = 0 V
Oxidação: Zn →Zn2+ + 2é 
Redução: 2H+ + 2é → H2
Mais frequente 
na natureza!!!!
Epilha > 0
Pilha Ação Local
MECANISMO ELETROQUÍMICO
Outro exemplo...
1 METAL (COBRE) 
na presença de um meio 
corrosivo ácido sem O2
MECANISMO ELETROQUÍMICO
Vou montar uma 
pilha ação local!!!!! 
Tabela de potenciais 
de eletrodo 
padrão!!!!
Diferença de potencial
entre o metal e o meio 
corrosivo
1 METAL (COBRE) 
na presença de um meio 
corrosivo ácido sem O2
MECANISMO ELETROQUÍMICO
Vou montar uma 
pilha ação local!!!!! 
Tabela de potenciais 
de eletrodo 
padrão!!!!
Metal apresenta maior potencial que o 
meio corrosivo.
O cobre é mais nobre que o meio ácido 
sem O2 !!!!!!
Diferença de potencial
entre o metal e o meio 
corrosivo
Eletrólito:
Solução de H2SO4
(pH 0)
Sem O2
PILHA DE AÇÃO LOCAL
Ânodo
Zn2+
Cátodo
H2
H+
H+
H+
H+
H+
E pilha = Emeio – Emetal
E pilha = 0 - (0,34) 
E pilha = - 0,34 V
REAÇÃO 
NÃO ESPONTÂNEA!!!!
1 Metal:
E0Cu
2+
/Cu = 0,34 V
Meio:
E0H
+
/H2 = 0 V
Cu
H+ H
+H+
Metal apresenta maior potencial que o meio. 
Metal é mais nobre!!!!!
Epilha < 0
1 METAL (FERRO) 
na presença de um meio 
corrosivo contendo CuSO4 
(pH 5,0) com O2
MECANISMO ELETROQUÍMICO
Vou montar uma 
pilha ação local!!!!! 
Tabela de potenciais 
de eletrodo 
padrão!!!!
Diferença de potencial
entre o metal e o meio 
corrosivo
1 METAL (FERRO) 
na presença de um meio 
corrosivo contendo CuSO4
MECANISMO ELETROQUÍMICO
Vou montar uma 
pilha ação local!!!!! 
Tabela de potenciais 
de eletrodo 
padrão!!!!
• OXIDAÇÃO: reação do metal na ÁREA 
ANÓDICA do metal - Fe
• REDUÇÃO: reação do meio corrosivo na 
ÁREA CATÓDICA do metal – íons Cu2+
Diferença de potencial
entre o metal e o meio 
corrosivo
1 Metal:
E0Fe
2+
/ Fe = - 0,44 V
Meio:
E0H
+
/H2O = 1,23 V
E0Cu
2+
/ Cu = 0,34 V
Reação de oxidação (metal)
Fe → Fe2+ + 2é 
Reação de redução (meio) - deposição de cobre
Cu2+ + 2é → Cu 
Meio corrosivo: Solução de Cu(SO4)
Fe2+
Fe2+
Fe2+
Fe2+ Fe2+
O2
O2
O2
O2
O2
O2
O2
O2
O2
O2
Cu
Fe
Cu2+
Cu2+
Cu2+Cu
2+
Cu2+
Cu2+
PILHA DE AÇÃO LOCAL
Eletrólito:
Solução de CuSO4
(pH 5)
Com O2
E pilha = Emeio – Emetal
E pilha = 0,34 - (-0,44) 
E pilha = 0,78 V
Epilha > 0
REAÇÃO 
ESPONTÂNEA!!!!
Numa célula eletroquímica tem-se os 2 tipos
de condução
PILHA AÇÃO LOCAL OU 
PILHA DE CORROSÃO
Ânodo → Polo - → oxidação → perde é → área < potencial (E)
Cátodo → Polo + → recebe é → redução → área > potencial (E)
é
Condução Eletrônica (Fase Sólida) + 
Condução Iônica (Fase Líquida) 
Consultar 
tabela de 
potencias!
METAL
MEIO
CORRENTE ELÉTRICA 
Potencial de 
redução
Potencial de 
redução
ÁREAS NO MESMO METAL
Pilha de 
Concentração
1 METAL
na presença de um meio 
corrosivo
MECANISMO ELETROQUÍMICO
1 METAL (Ferro) 
na presença de um meio 
corrosivo com diferença de 
concentração de íons ou O2
MECANISMO ELETROQUÍMICO
Vou montar uma 
pilha de 
concentração!!!!! 
Tabela de potenciais 
de eletrodo 
padrão!!!!
Diferença de potencial
entre as regiões do 
meio
MECANISMO ELETROQUÍMICO
Pilha de concentração: Formadas por eletrodos de mesma
natureza, em contato com soluções de diferentes concentrações.
• Ânodo: Aquele que estiver imerso
na solução menos concentrada
• Cátodo: Aquele que estiver imerso
na solução mais concentrada
Corrosão
Corrosão
1 METAL (Ferro) 
na presença de um meio 
corrosivo com diferença de 
concentração
MECANISMO ELETROQUÍMICO
Vou montar uma 
pilha de 
concentração!!!!! 
Tabela de potenciais 
de eletrodo 
padrão!!!!
Diferença de potencial
entre as regiões do 
meio
• OXIDAÇÃO: reação do metal na região 
menos concentrada do meio (ÁREA 
ANÓDICA)
• REDUÇÃO: reação do meio corrosivo 
na região mais concentrada do meio 
(ÁREA CÁTODICA) 
PILHA DE CORROSÃO 
Ânodo → oxidação → perde é → área menos concentrada → área < potencial (E)
Cátodo → recebe é → redução → área mais concentrada → área > potencial (E)
é
Consultar 
tabela de 
potencias!
Metal
Potencial de 
redução
Potencial de 
redução
Numa célula eletroquímica tem-se os 2 tipos
de condução
Condução Eletrônica (Fase Sólida) + 
Condução Iônica (Fase Líquida) 
CORRENTE ELÉTRICA 
MEIO
Frestas ocorrem normalmente:
• Em juntas soldadas com chapas sobrepostas
• Em juntas rebitadas
• Em ligações flangeadas (Flanges)
• Em ligações roscadas e em revestimentos com chapas 
aparafusadas.
Flanges
PILHA DE CONCENTRAÇÃO E AERAÇÃO
PILHA DE CONCENTRAÇÃO E AERAÇÃO
CORROSÃO EM 
FRESTA
CORROSÃO 
Filiforme
ATENÇÃO...
MECANISMO ELETROQUÍMICO
REGIÃO ONDE OCORRE A CORROSÃO 
DO METAL (<E) 
REAÇÃO DE OXIDAÇÃO DO METAL
ÁREA ANÓDICA
REGIÃO PROTEGIDA DO METAL (>E) –
REAÇÃO DE REDUÇÃO DO MEIOÁREA CATÓDICA
Áreas anódicas e 
catódicas dependem 
das 
heterogeneidades do 
metal ou do meio
LABORATÓRIO
PILHAS DE CORROSÃO
INDICADORES DE ÁREAS 
ANÓDICAS E CATÓDICAS
• Solução de ferricianeto de potássio (K3Fe(CN)6 ): 
indicador da corrosão do ferro 
2[Fe(CN)6]3- + Fe2+ → Fe3[Fe(CN)6]2
• Fenolftaleína (C20H14O4 ): indicador ácido - base
Fe Cu
HETEROGENEIDADES
Meio corrosivo: Solução de NaCl (pH 7,0) com O2
Indicadores: K3Fe(CN)6 e C20H14O4
Fe2+
Fe2+
Fe2+
Fe2+
Fe2+
OH-
OH-
OH-
OH-
Reação de oxidação (metal)
Fe → Fe2+ + 2é 
Reação de redução (meio neutro) 
2 H2O + O2 + 4é → 4OH
-
é
- +
Heterogeneidade: Metal 
Contato entre dois metais diferentes
OH-
2 metais diferentes:
E0Cu
2+
/Cu = 0,34 V
E0Fe
2+
/Fe = - 0,44 V
O2
O2
O2 O2 O2
O2
O2O2
O2
REAÇÃO 
ESPONTÂNEA!!!!
E pilha = Ecátodo – Eânodo
E pilha = 0,34 - (-0,44) 
E pilha = + 0,78 V
Epilha > 0
Reação de oxidação (metal)
Zn → Zn2+ + 2é 
Reação de redução (meio neutro) 
2 H2O + O2 + 4é → 4OH
-
FeZn
HETEROGENEIDADES
Meio corrosivo: Solução de NaCl (pH 7,0) com O2
Indicadores: K3Fe(CN)6 e C20H14O4
Zn2+
Zn2+
Zn2+
Zn2+
Zn2+
OH-
OH-
OH-
OH-
é
- +
Heterogeneidade: Metal 
Contato entre dois metais diferentes
OH-
2 metais diferentes:
E0Fe
2+
/Fe = - 0,44 V
E0Zn
2+
/Zn = -0,76 V
O2
O2
O2 O2 O2
O2
O2O2
O2
REAÇÃO 
ESPONTÂNEA!!!!
E pilha = Ecátodo – Eânodo
E pilha = -0,44 - (-0,76) 
E pilha = + 0,32 V
Epilha > 0
Reação de oxidação (metal)
Fe → Fe2+ + 2é 
Reação de redução (meio neutro) 
2 H2O + O2 + 4é → 4OH
-
HETEROGENEIDADES
Meio corrosivo: Solução de NaCl
Indicadores: K3Fe(CN)6 e C20H14O4
Fe2+
Fe2+
Fe2+
Fe2+ Fe2+
OH-
OH-
OH-
OH-
Heterogeneidade:Metal 
Trinca ou risco no metal
O2
O2
O2
O2
O2
O2
O2
O2
O2
O2
Meio corrosivo
1 Metal:
E0Fe
2+
/Fe= - 0,44 V
Meio:
E0H20/OH- = 0,401 V
E pilha = Emeio – Emetal
E pilha = 0,401 - (-0,44) 
E pilha = 0,84 V
REAÇÃO 
ESPONTÂNEA!!!!
Epilha > 0
Reação de oxidação (metal)
Fe → Fe2+ + 2é 
Reação de redução (meio neutro) 
2 H2O + O2 + 4é → 4OH
-
Fe
HETEROGENEIDADES
Meio corrosivo: Solução de NaCl (pH 7,0) com O2
Indicadores: K3Fe(CN)6 e C20H14O4
Fe2+
Fe2+
Fe2+
Fe2+ Fe2+
OH- OH-
OH- OH
-
Heterogeneidade: Meio 
Diferença de concentração de O2
O2
O2
O2
O2
O2
O2
O2
O2
O2
O2
Gota salina
Menor conc. de O2
O2
O2
O2
O2
Maior conc. de O2
O2
Meio corrosivo
1 Metal:
E0Fe
2+
/Fe= - 0,44 V
Meio:
E0H20/OH- = 0,401 V
Reação de oxidação (metal)
Fe → Fe2+ + 2é 
Reação de redução (meio) - deposição de cobre
Cu2+ + 2é → Cu 
HETEROGENEIDADES
Meio corrosivo: Solução de Cu(SO4) (pH 5,0) com O2
Fe2+
Fe2+
Fe2+
Fe2+ Fe2+
Heterogeneidade: METAL e MEIO 
O2
O2
O2
O2
O2
O2
O2
O2
O2
O2
Cu
Fe
Cu2+
Cu2+
Cu2+Cu
2+
Cu2+
Cu2+
1 Metal:
E0Fe
2+
/ Fe = - 0,44 V
Meio:
E0H
+
/H2O = 1,23 V
E0Cu
2+
/ Cu = 0,34 V
E pilha = Emeio – Emetal
E pilha = 0,34 - (-0,44) 
E pilha = 0,78 V
REAÇÃO 
ESPONTÂNEA!!!!
Epilha > 0
MULTÍMETRO
Para a leitura do multímetro ser positiva (Epilha) o terminal positivo (fio vermelho)
do multímetro tem que ser ligado ao polo positivo (cátodo) da pilha e o terminal
negativo (fio preto) ao polo negativo (ânodo) da pilha.
Aparelho para medir grandezas 
elétricas em corrente contínua 
(DC) ou corrente alternada 
(AC).
-+
- +
ÂNODO
éé
+
- +
CÁTODO
MULTÍMETRO
Regra dos sinais:
A ddp positiva (Elido) → Reação Espontânea 
Para ddp positiva:
+ ligado ao + (cátodo)
- ligado ao – (ânodo)
-+
ÂNODO
éé
- +
CÁTODO
MULTÍMETRO
Regra dos sinais:
A ddp negativa (Elido) → Reação Não - Espontânea 
- Para ddp negativa:
+ ligado ao - (ânodo)
- ligado ao + (cátodo)