417771-corrosão-2020

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Corrosão 
Profª Juliana de A. Yanaguizawa Lucena
2020
PROGRAMA DE ENSINO
• 1ª UNIDADE:
1. Introdução à disciplina. Definição de 
corrosão. Classificações.
2. Processos corrosivos. Prática de laboratório 
(corrosão da lã de aço).
3. NOX. Reações REDOX.
4. Potenciais padrão de oxidação e redução.
5. Prática de laboratório (reatividade dos 
materiais).
6. Aula de revisão.
7. Prova P1 (teórica + prática).
8. Prova de recuperação e de 2ª chamada.
2ª UNIDADE:
9. Prática laboratório (moeda dourada)
10. Tipos de corrosão. Cupons de corrosão. 
Metal de Sacrifício.
11. Tratamentos de superfície e proteção contra 
a corrosão.
12. Tratamentos de superfície e proteção contra 
a corrosão (parte 2).
13. Prática de laboratório (cobreação).
14. Prática de laboratório.
15. Aula de revisão.
16. Prova P2.
17. Prova de recuperação e de 2ª chamada.
18. Aula de encerramento.
19. Prova final.
2
Bibliografia recomendada
• GENTIL, V.. Corrosão. 5a edição. Rio de Janeiro: Editora Guanabara Dois. 2007
• FAZANO, C. A.T. Métodos de controle de Pinturas e Superfícies. 5a edição. São 
Paulo: Editora: Hemus. 1998
• FAZENDA, J. M. R. Tintas e Vernizes. 1a edição. São Paulo: Blucher. 2005.
• LALGUDI, V. Corrosão e seu Controle. 1a edição. São Paulo: Editora: Hemus. 2004
• SILVA, P. F. Introdução a Corrosão das Superfícies. 1a edição. Belo Horizonte: 
Editora da UFMG. 1981
• VIDELA, H. A. Biocorrosão, Biofouling e Biodeterioração de Materiais. 1a edição. 
São Paulo: Blucher, 2007.
3
Aulas 1, 2 e 3
Introdução à disciplina. Definição de 
corrosão. Classificações.
Processos corrosivos. Prática de 
laboratório (corrosão da lã de aço).
NOX. Reações REDOX.
A corrosão no nosso Cotidiano
Definição de Corrosão
• Processo de deterioração dos materiais
(metálicos ou não metálicos), que se dá por
uma ação química ou eletroquímica do meio
ambiente, aliada ou não a esforços mecânicos.
• É diferente da erosão!!! (erosão = desgaste físico).
Metais e Não Metais
• Corrosão Metálica:
– Metais.
• Corrosão em não metais (ametais):
– Borracha, plástico, madeira, concreto, cerâmica.
Corrosão em Não Metais (ametais)
Borracha
Plástico
Concreto
Cerâmica
Madeira
Problemas causados pela Corrosão
• Degradação gradual do material.
• Compromete a segurança na utilização do produto.
• Diminui a vida útil do produto.
• Aumenta os custos com a manutenção e trocas de 
peças.
• Perigo à saúde.
• Perigo ao meio ambiente.
Corrosão em tanque de combustível
Ciclo dos Metais
óxido de ferro
(produto da 
corrosão)
Tipos de Corrosão
• Eletroquímica
• Química
• Eletrolítica 
Processos 
espontâneos
→ Não é espontânea.
Ocorrem por si 
mesmos. 
Liberam energia 
livre.
Necessita de corrente elétrica
(“uma mãozinha”) para ocorrer.
Absorve a energia livre.
Ocorre com maior frequência na natureza
Corrosão Eletroqúimica
• Variação de nº de oxidação, com perda e ganho de elétrons
(reação de oxirredução).
– Perda de e-→ OXIDAÇÃO.
– Ganho de e-→ REDUÇÃO.
• Necessita de presença de água (*eletrólito) e ar (O2).
• Presença de:
– CO2
– SO2
– Substâncias ácidas
– Bactérias (deixam o meio mais ácido)
– Ambiente salino (aumenta condutividade elétrica)
meio
Aceleram 
a 
corrosão
(*) Eletrólito: substância que conduz corrente elétrica.
Pode ser solo, água, atmosfera.
Corrosão Eletroquímica
• Presença de impurezas no material → causam uma d.d.p.
(diferença de potencial) no material.
• Oxidação do ferro: Fe0(s) → Fe
2+
(aq) + 2e
- (perdeu 2 elétrons)
• Redução do O2 : ½ O2 + H2O(L) + 2e
-
→ 2OH-(aq)(ganhou 2 elétrons)
• Reação Global: Fe0(s) + ½ O2 + H2O(L)→ Fe(OH)2 (hidróxido de ferro II)
Gota H2O (ou umidade)
(meio condutor= eletrólito)
Lâmina 
de ferroFe(s)
O2
(ar) Fe2+(aq)
2e-
Ferrugem
(pode ser oxidado ainda e se transformar em hidróxido de ferro III):
2Fe0(s)→ 2Fe
3+
(aq) + 6e
-
3/2 O2 + 3H2O(L) + 6e
-
→ 6OH-(aq)
2Fe0(s) + 3/2 O2 + 3H2O(L) → 2Fe(OH)3 (hidróxido de ferro III)
Ferrugem
Corrosão Eletroquímica
• Ânodo:
– Pólo negativo.
– Perde/doa elétrons.
– Atrai ânions.
– Ocorre Oxidação.
• Cátodo:
– Pólo positivo.
– Recebe elétrons.
– Atrai cátions.
– Ocorre Redução.
Zn Cu
Cátodo (+)Ânodo (-)
Fluxo de e-
Oxidação do zinco: Zn0(s) → Zn
2+
(aq) + 2e
-
Redução do cobre: Cu2+(aq) + 2e
-
→ Cu0(s)
CuSO4 (aq)
ZnSO4 (aq)
Cu2+
Corrosão Química
• Ataque de um agente químico diretamente no
material.
• Não precisa de água.
• Também chamada de “corrosão química seca”.
• Não há transferência de elétrons.
• Necessita de um agente químico.
• Exemplos:
– Em borrachas e plásticos: ataque de um solvente.
– Em metais, concreto, cerâmica: ataque de um ácido.
Corrosão Eletrolítica
• Processo eletroquímico com aplicação de uma
corrente elétrica externa (corrente de fuga, correntes
parasitas).
• Comum em tubos de petróleo, de água potável, cabos
elétricos subterrâneos.
• Geralmente se observam furos isolados nas peças:
Problemas de Corrosão em Soldas
• A solda é um metal fundido que se adere a outro para unir
duas partes.
• Nesse caso, a corrosão ocorre em metais diferentes num
mesmo meio.
• Mas pode ocorrer no mesmo metal, como veremos a seguir.
Metal 
de 
base
Metal de 
adição
Exemplo:
• Alumínio oxida mais facilmente que o ferro,
porém forma óxido de alumínio (Al2O3).
Oxidação do alumínio: Al(s)→ Al
3+
(aq) + 3e
-
Redução do oxigênio: 3/4 O2(g) + 3/2 H2O(L) + 3e
-
→ 3OH-
Reação global: 
Al(s) + 3/4 O2(g) + 3/2 H2O(L)→ Al(OH)3(aq) (hidróxido de alumínio)
3Al(OH)3) + calor → Al2O3(s) + 3 H2O(L)
Óxido de alumínio:
•Impermeável, aderente.
•Película que protege o 
alumínio de futuras 
oxidações.
•Sem passagem de água, não 
há eletrólito! 
•Sem eletrólito, não há 
corrosão!Óxido de alumínio (Al2O3)Peças em alumínio, oxidadas.
• O alumínio é um metal naturalmente resistente à corrosão.
• Diferentemente dos metais ferrosos, que degradam com o oxigênio do
ar presente no meio ambiente, o alumínio é um dos metais que mais
reagem com o oxigênio, ocorrendo na sua superfície uma oxidação
natural que forma uma película no próprio metal, o óxido de alumínio.
• Essa camada isola o metal do contato com o oxigênio, tornando-o
extremamente resistente à corrosão. O óxido de alumínio é uma
substância resistente à ação da água e impermeável ao oxigênio,
protegendo o metal.
• Quando a camada é retirada por qualquer procedimento, ela se forma
novamente.
• O fato de ser leve, durável e bonito, permite ao alumínio um amplo uso
nos âmbitos doméstico, comercial e industrial.
Leitura complementar:
Por que o Alumínio “não enferruja”?
Mas.. O alumínio é menos resistente 
mecanicamente que o ferro
• Numa obra:
– Areia de obra (limpa) → isolante de elétrons.
– Areia de praia (suja e alta salinidade) → condutora 
de eletricidade → COROSSÃO.
Elétrons
O meio em que ocorre a corrosão
• Ar:
– Umidade, Poluentes, Variação de temperatura, Vento e poeira.
• Solo:
– Umidade, Condutividade de elétrons, pH, Microorganismos, Porosidade.
• Água:
– Microorganismos, Sais dissolvidos, pH baixo, Matéria orgânica, Oxigênio
dissolvido, Sólidos em suspensão, Velocidade de fluxo que geram erosão.
Experimento
• 6 tubos de ensaio e 6 pedaços de lã de aço (“bombril”) (mínimo 1 
semana):
• Em que tubos vai haver corrosão da lã de aço?
(1)
Água de 
torneira
(2)
Sílica gel e 
rolha
(3)
Óleo
(4)
Água fervida 
e óleo
(5)
Vinagre
(6)
Solução 
de NaOH
Experimento
• 6 tubos de ensaio e 6 pedaços de lã de aço (“bombril”) (mínimo 1 
semana):
• Em que tubos vai haver corrosão da lã de aço?
(1)
Água de 
torneira
(2)
Sílica gel e 
rolha
(3)
Óleo
(4)
Água fervida 
e óleo
(5)
Vinagre
(6)
Solução 
de NaOH
Água e ar (O2)
pH ácido
Microorganismos
Ausência de 
água
Ausência de 
água e ar
Ausência de 
O2
Água, O2 
pH ácido
Presença 
de Na+
Oxidação
• Quando a substância ganha oxigênio, ou
• Quando a substância perde hidrogênio, ou
• Quando a substância perde (dá) elétrons (conceito atual)
• NOX aumenta.
• A substância oxidadaé o agente redutor.
• Quando a substância perde oxigênio, ou
• Quando a substância ganha hidrogênio, ou
• Quando a substância ganha (recebe) elétrons (conceito atual)
• NOX diminui.
• A substância reduzida é o agente oxidante.
Redução
Conceitos clássicos
Conceitos clássicos
NOX
• Número de oxidação.
• É a carga (real ou aparente) quando os elementos não estão
combinados. (carga aparente→ ligação covalente)
• Ligação iônica (metal e não metal):
– Cátions e ânions
NaCl→ Na+
→ Cl-
• Ligação covalente:
H2 (ligação covalente com átomos iguais):
não tem carga, não tem diferença de eletronegatividade.
Substância simples
NOX = ZERO
Substância composta ou íons
 NOX Total = ZERO (carga total)
(substância composta tem NOX total zero)
Metais alcalinos (Na, K) e Ag NOX = +1
Metais alcalinos terrosos (Mg, Ca) e Zn NOX = +2
Alumínio (Al) NOX = +3
Hidrogênio (H) NOX = +1 ou
NOX = -1 (quando ligado a metal)
Calcogênios (O, S) NOX = -2
Halogênios (F, Cl, Br, I) NOX= -1
Íon simples
NOX = carga do íon
Exemplo: Fe+3 NOX=+3
Íon composto
 NOX Total = carga do íon
REGRAS BÁSICAS PARA DETERMINÇÃO DO NOX
•Geralmente... Metais NOX (+) e Ametais NOX (-)
Mas toda regra tem exceção! Cuidado.
Determine o NOX (Regras)
• Substância simples → NOX = 0
• Substância composta ou íons→
– Metais alcalinos (Na e K) e Ag→ NOX = +1
– Metais alcalinos terrosos (Mg e Ca) e Zn→ NOX = +2
– Alumínio (Al)→ NOX = +3.
– Hidrogênio (H)→ NOX = +1 ou NOX = -1 (quando ligado a metal)
– Calcogênios (O, S)→ NOX = -2.
– Halogênios (F, Cl, Br, I)→ NOX = -1.
• Geralmente... Metais NOX (+)
Ametais NOX (-)
Determine o NOX (Regras)
•  NOX Total = zero (carga total)
(substância composta tem NOX total zero)
• Exemplo:
Na2CO3 Qual o NOX do carbono?
Na2CO3
(+1) ? (-2)
(+2) ? (-6) NOX do Carbono = +4
Determine o NOX (Regras)
• Íon simples:
Fe3+ → NOX = +3
• Íon composto:
• Qual o NOX do enxofre?
SO4
-2
→  NOX Total = carga do íon
? (-2)x4=-2
NOX do Enxofre = +6
Exercícios
1) (UFMG-MG) Considere as seguintes equações:
I.HCℓ + NaOH → NaCℓ + H2O
II.H2 + ½ O2 → H2O
III.SO3+ H2O → H2SO4
Ocorre oxirredução apenas em:
a) I.
b) II.
c) III.
d) I e III.
e) II e III.
(B)
Exercícios
2) A equação em que não ocorre reação de oxirredução é:
a) N2 + O2 → 2 NO
b) Aℓ + 3 H2SO4→ Aℓ2(SO4)3 + 3 H2
c) Zn + CuSO4 → Cu + ZnSO4
d) SnCℓ2 + 2 HCℓ + H2O2 →SnCℓ4 + 2 H2O
e) NaCℓ + AgNO3 → AgCℓ + NaNO3
(E)
Exercícios
3) (Cesgranrio-RS) Observe a reação:
SnCl2 + 2 HCl + H2O2 → SnCl4 + 2 H2O.
A partir dela, podemos afirmar corretamente que:
a) o Sn e o Cl sofrem oxidação.
b) o Sn sofre oxidação, e o O, redução.
c) o Sn sofre oxidação, e HCl, redução.
d) a H2O2 sofre redução, e o Cl, oxidação.
e) a H2O2 sofre oxidação, e o Sn, redução.
(B)
Exercícios
4) Considere a seguinte equação que representa uma equação de 
oxirredução:
2 H2O + 2F2 → 4 HF + O2
Determine respectivamente a substância oxidada e a reduzida:
a) F2 e H2O.
b) F2 e HF.
c) H2O e HF.
d) F2 e O2.
e) H2O e F2.
(E)
Exercícios
1) O que é corrosão?
2) Cite três problemas que a corrosão causa nos materiais.
3) Como podemos classificar os tipos de corrosão existentes?
4) O que é eletroquímica? Explique o que é corrosão eletroquímica.
5) O que é um processo espontâneo?
6) O que é um eletrólito?
7) Por que a presença de bactérias no meio onde ocorre a corrosão pode 
acelerar o processo corrosivo?
8) Por que a presença de salinidade no meio onde ocorre a corrosão pode 
acelerar o processo corrosivo?
9) O que é corrosão química? Por que ela é chamada de corrosão seca?
10) O que é corrosão eletrolítica? Qual o aspecto típico desse tipo de corrosão?
Exercícios
11) Por que consideramos o alumínio um metal bastante resistente à corrosão? 
Explique também função do óxido de alumínio no processo corrosivo.
12) Com relação à prática de laboratório sobre corrosão do ferro em diferentes 
meios (tubos de ensaio), explique por que no tubo onde foram colocados água 
fervida e óleo não houve corrosão.
13) Determine os números de oxidação (NOX) para cada elemento das espécies 
químicas abaixo:
a) HBr
b) ClO4-
c) H2O2
d) NaCl
e) MnBr2
f) Na2S2O3
Exercícios
14. O enxofre é um sólido amarelo encontrado livre na natureza em regiões onde ocorrem fenômenos 
vulcânicos. As suas variedades alotrópicas são o rômbico e o monoclínico. Esse elemento participa de 
várias substâncias e íons, tais como: S8, H2S, SO2, H2SO4, H2SO3, SO3, SO42- e Al2(SO4)3. Determine 
os NOX do enxofre em cada uma dessas espécies químicas.
15. Descobertas recentes da Medicina indicam a eficiência do óxido nítrico (NO) no tratamento de 
determinado tipo de pneumonia. Sendo facilmente oxidado pelo oxigênio e NO2, quando preparado em 
laboratório, o ácido nítrico deve ser recolhido em meio que não contenha O2. Os números de oxidação 
do nitrogênio no NO e NO2 são, respectivamente:
a) + 3 e + 6. b) + 2 e + 4. c) + 2 e + 2. d) zero e + 4. e) zero e + 2.
16. No atentado terrorista ocorrido na cidade japonesa de Yokohama foi lançado fosgênio, representado 
na figura abaixo, num trem subterrâneo. Os elementos químicos que compõem essa substância têm 
números de oxidação:
I. carbono II. cloro III. oxigênio
a) (I) +4, (II) -1, (III) -2
b) (I) -4, (II) +1, (III) -2
c) (I) +3, (II) -1, (III) -2
d) (I) -3, (II) +1, (III) +2
e) (I) 0, (II) -1, (III) +2
Exercícios
17) As espécies químicas amônia (NH3), nitrito (NO2-) e nitrato (NO3-) são parâmetros de qualidade 
de água. Assim sendo, é correto afirmar que os números de oxidação do nitrogênio, na amônia, no 
nitrito e no nitrato, são respectivamente:
A) +3, +4 e +5 B) –3, +3 e +5 C) –3, –4 e –5 D) –3, +4 e +6 E) +3, +3 e +5
18) Nos feldspatos alcalinos, os átomos de oxigênio possuem estado de oxidação –2. Assim, é correto 
afirmar que, no feldspato de fórmula KAlSi3O8, os elementos K, Al e Si possuem, respectivamente, os 
seguintes estados de oxidação:
A) +1, +3,+4 B) +2, +3, -3 C) -2, +2, +3 D) +1, -3, +4 E) +1, +3, +2
19) No Sulfato de cálcio (CaSO4), os átomos de oxigênio apresentam estado de oxidação –2 e o Ca, 
estado de oxidação +2. A partir dessas informações, é correto afirmar:
A) O íon Ca+2 possui configuração eletrônica 1s22s22p63s23p2.
B) O íon Ca+2 possui 20 prótons e 20 elétrons.
C) O íon O–2 possui 8 prótons e 6 elétrons.
D) O íon O–2 possui configuração eletrônica 1s22s22p4.
E) Os elétrons mais energéticos do O–2 possuem números quânticos, principal e secundário, iguais a 2 e 
1, respectivamente.
Exercícios
20) O titânio e seus compostos são amplamente empregados tanto na área metalúrgica como na 
produção de cosméticos e fármacos. No Brasil, são extraídos os minérios na forma de óxidos, rutilo 
(TiO2) e ilmenita (FeTiO3). O titânio apresenta o mesmo estado de oxidação nesses dois minérios. O 
número de oxidação do titânio e a configuração eletrônica da camada de valência do ferro no estado de 
oxidação em que se encontra na ilmenita são, respectivamente,
a) +2 e 3d6 4s2. b) +2 e 3d4 4s2. c) +3 e 3d5. d) +4 e 3d6. e) +4 e 3d4.
21) Indique o número de oxidação de cada elemento nos respectivos compostos, relacionando as 
colunas:
Marque a opção que corresponde à seqüência correta de cima para baixo:
a) II, V, III, I, IV. b) II, V, III, IV, I. c) III, IV, II, I, V. d) V, II, I, III, IV. e) V, III, II, I, IV.
I) Ca em CaCO3 ( ) -1
II) Cl em HCl ( ) 0
III) Na em Na2SO4 ( ) +1
IV) N em HNO3 ( ) +2
V) O em O2 ( ) +5
GABARITO
15. B
16. A
17. B
18. A
19. E
20. D
21. A
Aulas 4 e 5
Potenciais padrão de oxidação e 
redução
Prática de laboratório
(reatividade dos materiais)
Reação de Oxidação e Redução 
(redox)
• Quatro itens fundamentais para que ocorra 
reação redox:
1. Cátodo.
2. Ânodo.
3. Mesmo meio.
4. Contato para condução de elétrons.
Pilha
Exemplosdo nosso cotidiano
• Em todos os casos, a redução ocorre simultaneamente à
oxidação. Portanto, se há um agente redutor, também existe
um agente oxidante.
• Exemplos de agentes redutores:
1. Filmes fotográficos: contêm sais de prata sensíveis à luz. Nos pontos em que
há incidência de luz ocorre a redução de íons Ag+, resultando no contraste
observado nos negativos.
Exemplos do nosso cotidiano
2. Vitamina C (ácido L-ascórbico): é um agente redutor poderoso
em solução aquosa. Ela possui uma excepcional facilidade para
ser oxidada e por isso é muito utilizada, principalmente em
alimentos como um antioxidante, ou seja, ela é adicionada a
outros alimentos (ex. maçã) e protege-os de possíveis oxidações,
em razão do seu próprio sacrifício. Quando se adiciona uma
pequena quantidade de suco de laranja ou de limão (que contêm
vitamina C) na fruta cortada, isso evita que essa reação ocorra,
porque a vitamina C age como agente redutor e oxida antes da
fruta.
Exemplos do nosso cotidiano
3. Oxigênio como agente redutor:
Exemplos do nosso cotidiano
• Exemplos de agentes oxidantes:
1. Produção do vinagre: quando o vinho é exposto ao ar, ele se transforma em vinagre, cujo
principal componente é o ácido acético. Isso ocorre porque o álcool etílico ou etanol
presente no vinho oxida-se em contato com o oxigênio atmosférico, resultando no ácido
acético. Assim, o oxigênio é um agente oxidante. Inclusive a origem do termo “oxidação” está
relacionada à reação com o oxigênio.
Exemplos do nosso cotidiano
2. Ferrugem: conforme dito no exemplo anterior, o oxigênio atua
como um agente oxidante em contato com vários metais, como o
ferro, causando o processo de ferrugem. Além do oxigênio do ar,
outros agentes oxidantes nesse caso são a água ou uma solução
ácida.
Exemplos do nosso cotidiano
3. Alvejantes: o efeito branqueador dos alvejantes se dá em razão da
presença dos dois agentes redutores a seguir: o ânion hipoclorito
(em geral, na forma de sal sódico – NaOCl), presente, por
exemplo, na água sanitária; e o peróxido de hidrogênio (H2O2),
comercializado como água oxigenada. Esses dois compostos
apresentam uma tendência muito grande de se oxidarem e
causarem a redução de outras espécies químicas. Portanto, eles
são responsáveis por oxidar as substâncias que conferem cor
escura aos produtos. Por exemplo, na celulose, a lignina é
quebrada e se torna mais clara e maleável. No caso de remoção de
manchas e clareamento de tecidos, esses agentes oxidantes
causam a oxidação de moléculas orgânicas, como gorduras e
corantes.
Exemplos do nosso cotidiano
4. Bafômetros: um bafômetro simples descartável consiste em um tubo transparente
contendo uma solução aquosa do sal dicromato de potássio (cor laranja) e sílica,
umedecida com ácido sulfúrico. Esse sal, em contato com o vapor do álcool contido
na respiração do motorista embriagado, reage, mudando a coloração para verde
(formação de sulfato de cromo). Isso significa que é causada a oxidação do etanol
(álcool) à etanal.
Exemplos do nosso cotidiano
5. Banho de ouro em jóias:
Por que os pregos são feitos de ferro 
e não de ouro?
Reatividade dos Metais
• Reação química = transformação.
• Mais rápido→mais reativo.
• Reativo = facilidade em ganhar ou perder elétrons.
• METAIS: perdem elétrons com mais facilidade.
• AMETAIS: ganham elétrons com mais facilidade.
Tabela periódica - Linus Pauling
• Metais: maior facilidade para perder elétrons.
• Ametais (ou não metais): maior facilidade para ganhar
elétrons.
• Halogênios são os menos reativos.
• Metais alcalinos são os mais reativos.
+
-
Cs → Rb → K → Na → Ba → Li
Sr → Ca → Mg → Al → Mn → Zn
Cr → Fe → Co → Ni → Sn → Pb
H
Sb → Bi → Cu → Hg → Ag → Pd
Pt → Au
Mais reativo
Mais nobre
Metais menos 
nobres que o 
hidrogênio
Metais mais 
nobres que o 
hidrogênio 
(metais nobres)
AMETAL
Reatividade dos metais
F → O → Cl → Br → I → S → N → P → C
Mais reativo
Reatividade dos não metais
Experimento n° 1
Lã de aço em solução aquosa de HCl
Fe0(s) + 2HCl(aq) → FeCl2(aq) + H2(g)
O ferro desloca o hidrogênio do 
ácido porque o ferro é mais reativo 
que o hidrogênio.
efervescência
efervescência
Experimento n° 2
Numa garrafa PET, adicionar 1 xícara de vinagre.
Adicionar 1 colher sopa de bicarbonato de sódio.
NaHCO3(aq) + CH3COOH (L)→ CH3COONa(aq) + CO2 (g)+ H2O (L)
Formação de gás carbônico
efervescência
Experimento n° 3
• Materiais: 
– 1 lata de refrigerante. 
– Lixa. 
– Cloreto de sódio (sal de cozinha). 
– Solução de sulfato de cobre.
• Procedimento:
– Corte a parte superior da lata e logo depois lixe uma parte do
interior da lata para retirar a película de plástico existente dentro
dela.
– Colocar a solução aquosa de sulfato de cobre dentro da lata até
acima da parte lixada. Adicione um pouco de cloreto de sódio na
solução de sulfato de cobre, e observe o que acontece.
Experimento n° 3
1 lata de alumínio
(forma metálica)
Solução de sulfato de cobre
(cobre na forma iônica)
Reação é lenta → Sal de cozinha para acelerar.
Reação exotérmica (ver com o termômetro)
O que vai acontecer?
Diferença de reatividade
Experimento n° 3
O alumínio é mais ou menos reativo que o cobre?
O alumínio vai substituir o cobre na solução.
Formação de sulfato de alumínio.
Redução do cobre → cobre metálico.
2Al(s) + 3CuSO4(aq) → Al2(SO4)3(aq) + 3Cu(s)
Experimento n° 4
•Oxirredução: lã de aço e sulfato de cobre (CuSO4, azul)
•Colocar o fio de cobre na solução de sulfato de cobre. O que
acontece?
•NADA!
•Colocar a lã de aço na solução de sulfato de cobre. O que
acontece? Coloração da solução fica amarelada/esverdeada
(presença de íons Fe3+). Deposição de cobre sobre o ferro.
2Fe0(s) → 2Fe
3+
(aq) + 6e
-
3Cu2+(aq) + 6e
-
→ 3Cu0
2Fe0(s) + 3CuSO4(aq)→ Fe2(SO4)3(aq) + 3Cu
0
(s)
Experimento n° 5
•Solução de nitrato de prata (0,5 mol/l). Coloração incolor.
•Colocar o fio de cobre (alaranjado) na solução.
•O que acontece?
•Depósito de cristais de prata metálico sobre o fio.
•Ou seja, os íons prata presentes na solução sofreram redução,
transformando-se em prata metálica.
•Coloração da solução passa a ficar azulada (presença de íons Cu2+).
• Oxidação do Cobre: Cu0(s) → Cu
2+
(aq) + 2e
-
•Redução da Prata: 2Ag+(aq) + 2e
-
→ 2Ag0
O cobre é o agente redutor (fornece elétrons 
promovendo a redução dos íon prata)
Os íons prata são o agente oxidante (removem elétrons 
do Cu promovendo a oxidação do cobre metálico)
Reatividade dos Metais
• Os metais com maior potencial de oxidação →
tem maior tendência a doar elétrons.
• Os metais com maior potencial de redução→ tem
maior tendência a receber elétrons.
• Metais mais reativos→ tendência a doar elétrons.
Tabela de Potenciais de Oxidação e Redução
O cobre é menos 
reativo que o zinco
O zinco é mais reativo 
que o cobre
Na pilha de Daniell, com o
tempo, a solução ficava
eletricamente neutra e deixava
de funcionar → adaptou uma
ponte salina!
Obtenção do Potencial padrão de redução
Potencial padrão de redução (E0RED)
• Tendência do material
em sofrer redução.
• Quanto maior E0RED →
redução.
• Quanto menor E0RED →
oxidação.
• E0RED independe da
quantidade de material
(propriedade intensiva
da matéria).
Zn Cu
Cátodo (+)Ânodo (-)
Fluxo de e-
CuSO4 (aq)
ZnSO4 (aq)
Cu2+
Corrosão do zinco e deposição de cobre:
Potencial padrão de redução (E0RED)
• Valores tabelados:
• E0RED Cu→ +0,34V.
• E0RED Zn→ -0,76V.
• E0RED Cu > E
0
RED Zn
• Portanto:
– Zinco: oxidação.
– Cobre: redução.
• Calculando a d.d.p.
(E0) de uma pilha:
Zn Cu
Cátodo (+)Ânodo (-)
Fluxo de e-
CuSO4 (aq)
ZnSO4 (aq)
Cu2+
Corrosão do zinco e deposição de cobre:
E0= E0RED Maior Valor- E
0
RED Menor Valor
=+0,34 – (-0,76)= +1,10V
Processo é espontâneo
(os elétrons migram naturalmente 
do ânodo para o cátodo)
+-
Pilha
Processo de oxirredução espontâneo.
elétrons
Pilhas e Baterias
• Processo eletroquímico espontâneo de transferência de
elétrons do ânodo para o cátodo.
• Eletroquímica: estuda a transferênciade elétrons entre
diferentes substâncias para converter energia química em
elétrica, e vice-versa.
• Processo eletroquímico = reações de oxidação e redução.
• Fonte de energia para muitos equipamentos.
• São acumuladores de energia.
Eletroquímica
• 2 processos:
– Energia química em elétrica (processo espontâneo)
(célula ou pilha galvânica).
– Energia elétrica em química (não espontâneo)
(eletrólise).
ENERGIA 
QUÍMICA
ENERGIA 
ELÉTRICA
Pilha galvânica (espontâneo)
Pilha eletrolítica (não espontâneo)
Exercícios
Um fio de ferro e um fio de prata foram imersos em um mesmo 
recipiente contendo uma solução de sulfato de cobre (II), de cor azul. 
Após algum tempo, observou-se que o fio de ferro ficou coberto por uma 
camada de cobre metálico, o de prata permaneceu inalterado e a solução 
adquiriu uma coloração amarelada. Com relação a essas observações, é 
CORRETO afirmar que:
a) a oxidação do ferro metálico é mais fácil que a do cobre metálico.
b) a solução ficou amarelada devido à presença dos íons Cu2+.
c) a substituição do sulfato de cobre (II) pelo cloreto de cobre (II) não 
levaria às mesmas observações.
d) o cobre metálico se depositou sobre o ferro por este ser menos reativo 
que a prata. 
Pilha de Daniell
• John Daniel (1836).
• Água acidificada foi trocada por solução
de sais → menos riscos (sem gases
tóxicos).
• Assim, os elétrons eram doados da
chapa metálica para a solução.
• Equilíbrio dinâmico: ao receber os
elétrons, os íons da solução retornam ao
estado metálico estando prontos para
doar elétrons e assim sucessivamente.
Zn0
Cu0
Zn0(s) Zn
2+
(aq) + 2e
-
Cu0(s) Cu
2+
(aq) + 2e
-
CuSO4 (aq)
ZnSO4 (aq)
Cu2+Zn2+
oxidação
redução
oxidação
redução
Equilíbrio 
dinâmico:
Pilha de Daniell
• Se ligar com um fio condutor 2 eletrodos (placas) de metais
diferentes, o metal mais reativo iria transferir seus elétrons para o
metal menos reativo, ao invés de transferir para a solução.
• Assim, ocorre passagem de corrente elétrica pelo fio condutor.
• Isso pode ser comprovado uma lâmpada no fio.
Pilha de Daniell – Ponte Salina
• Tubo de vidro em U com solução salina, normalmente KCl (ou
K2SO4), com a função de manter os íons positivos e negativos em
equilíbrio.
Ânions 
Cl-
Cátions 
K+
Migração de íons negativos (Cl-) da solução
salina para o eletrodo de zinco devido ao
aumento de íons de zinco (Zn2+) na solução.
Também acontece a migração de íons potássio
(K+)para o eletrodo de cobre devido a diminuição
de íons de cobre (Cu2+) na solução. Com isso se
observa a formação de um ânodo e um cátodo.
Pilha de Daniell
• A reação que ocorre no ânodo (pólo negativo da pilha, de onde
saem os elétrons), no qual ocorre a oxidação do zinco metálico:
• A reação que ocorre no cátodo (pólo positivo da pilha, para onde
chegam os elétrons), no qual ocorre a redução do cobre metálico:
Zn0(s) → Zn
2+
(aq) + 2e
-
Cu2+(aq) + 2e
-
→ Cu0(s)
Placa 
metálica
Placa metálica
Cátion que passa a 
fazer parte da solução
Fio condutor
Fio condutor
Cátion na 
solução
Pilha de Daniell
• Equação global da pilha:
– Oxidação:
– Redução:
___________________________
Zn0(s) + Cu
2+
(aq) → Zn
2+
(aq) + Cu
0
(s)
Zn0(s) + CuSO4(aq) → ZnSO4(aq) + Cu
0
(s)
Zn0(s) → Zn
2+
(aq) + 2e
-
Cu2+(aq) + 2e
-
→ Cu0(s)
Agente 
redutor
Agente oxidante
Depósito 
de cobre
Sulfato 
de zinco
Pilha de Daniell
• Ao invés da ponte salina, pode-se usar porcelana porosa: ocorre
fluxo de íons sem misturar as soluções.
Exercícios
22. Em uma pilha, do tipo comumente encontrada em supermercados, o pólo 
negativo é constituído pelo revestimento externo de zinco. A semi-reação que 
permite ao zinco funcionar como pólo negativo é: 
a) Zn+ + e-→ Zn
b) Zn2+ + 2e-→ Zn 
c) Zn → Zn+ + e-
d) Zn → Zn2+ + 2e-
e) Zn2+ + Zn→ 2Zn+ 
24. Na pilha eletroquímica sempre ocorre:
a) oxidação do catodo.
b) movimento dos elétrons no interior da solução eletrolítica.
c) reação com diminuição de calor.
d) passagem de elétrons, no circuito externo, do anodo para o catodo.
e) reação de neutralização.
Exercícios
25. Em uma pilha com eletrodos de zinco e de cobre, com circuito fechado, ocorre:
a) o potencial do eletrodo de zinco diminui e o do cobre aumenta;
b) o potencial do dois eletrodos diminui;
c) o potencial do eletrodo de zinco aumenta e o do cobre diminui;
d) o potencial dos dois eletrodos aumenta;
e) o potencial dos dois eletrodos não se altera.
26. Considere as seguintes semi-reações e os respectivos potenciais normais de 
redução (E0):
Ni+2 + 2e- Ni0 (E0 = -0,25 V)
Au+3 + 3e- Au0 (E0 = 1,50 V)
O potencial da pilha formada pela junção dessas duas semi-reações será:
a) +1,25 V b) –1,25 V c) +1,75 V d) –1,75 V e) +3,75 V
http://www.coladaweb.com/quimica/elementos-quimicos/zinco
Exercícios
28. Considere os potenciais padrões de redução:
semi-reação (em solução aquosa) potencial (volt)
Ce4+ + 1e-  Ce3+ +1,61
Sn4+ + 2e-  Sn2+ +0,15
Qual das reações deve ocorrer espontaneamente?
a) Ce4+ + Sn4+ → Ce3+ + Sn2+
b) 2Ce4+ + Sn2+ → 2Ce3+ + Sn4+
c) Sn4+ + Ce3+ → Ce4+ + Sn2+
d) Ce3+ + Sn2+ → Ce4+ + Sn4+
29. Na reação espontânea do exercício anterior, o oxidante e o redutor são, respectivamente:
a) Ce4+ e Sn+2 b) Ce4+ e Sn4+ c) Ce3+ e Sn2+ d) Sn2+ e Ce4+ e) n.d.a.
32. Mergulhando uma placa de cobre dentro de uma solução de nitrato de prata, observa-se a 
formação de uma coloração azulada na solução, característica da presença de Cu²+ (aq), e de um 
depósito de prata. Sobre essa reação, pode-se afirmar corretamente que: 
a) a concentração de íons nitrato diminui no processo.
b) o cobre metálico é oxidado pelos íons prata.
c) o íon prata cede elétrons à placa de cobre.
d) o íon prata é o agente redutor.
e) um íon prata é reduzido para cada átomo de cobre arrancado da placa.
33. Qual o valor da diferença de potencial (ddp) da pilha (E0) do exercício anterior?
a) 0,44V. b) 1,12V. c) -0,44V. d) -1,12V. e) -2,29V.
34. Na pilha de Daniel (veja esquema ao lado) ocorre a reação:
Zn(s) + Cu
2+
(aq) ↔ Zn
2+
(aq) + Cu(s)
Qual das substâncias a seguir, dissolvida em água, você escolheria para
colocar no compartimento B a fim de que a pilha possa produzir eletricidade?
Justifique.
a) HCl b) ZnCl c) CuSO4 d) H2SO4 e) Na2SO4 f) PbS4 g)ZnSO4
Exercícios
Exercícios
46. Sabe-se que objetos de prata perdem o brilho pelo contato com o oxigênio e com compostos
sulfurados presentes na atmosfera. O processo de escurecimento consiste na formação sobre a
superfície do objeto de uma camada de sulfeto de prata que lentamente se deposita com o passar do
tempo. Verificou-se que, imergindo o objeto de prata escurecido em um recipiente revestido com papel
alumínio, contendo uma solução de cloreto de sódio, ele volta ao brilho original. É CORRETO afirmar
que, no processo de limpeza da superfície metálica do objeto, ocorre a reação representada pela
equação:
Dados:
{ Ag2S(S)+ 2 e
– → 2 Ag0(S)+ S
2–
(aq) (E0= –0,70V } { Aℓ
+3
(aq)+ 3 e
– → Aℓ0(S) E = –1,68V }
a)Ag2S(S)+ Aℓ0(S)⇄2 Ag1+(aq)+ Aℓ+3(aq)+ S2–(aq)
b)Ag2S(S)+ 2 Aℓ0(S)⇄Ag1+(aq)+ S2–(aq)+ 2 Aℓ+2(aq)
c)3 Ag2S(S)+ 2 Aℓ0(S)⇄6 Ag0(S)+ 2 Aℓ+3(aq) + 3 S2–(aq)
d)Ag2S(S)+ Aℓ0(S)⇄2 Ag0(aq)+ Aℓ+3(aq)+ S0(aq)
e)3 Ag2S(S)+ 2 Aℓ3+(aq)⇄6 Ag0(aq)+ 2 Aℓ0(aq) + 3 S2–(aq)
Exercícios
48. A tabela ao lado apresenta os potenciais–padrão de redução de alguns elementos.
Qual desses elementos é mais facilmente oxidado?
a) Li b) Al c) Zn d) Fe e) Cu
49. Mergulhando uma lâmina de zinco numa solução contendo cátions Cu++, ocorre a seguinte reação:
Cu++(aq)+ Zn(s)→Cu(s)+ Zn++(aq)
Assinale a alternativa correta:
a) O cátion cobre é o redutor porque se reduz.
b) O zinco é o redutor porque se reduz.
c) O zinco é o oxidante porque se reduz.
d) O cátion cobre é o oxidante porque se reduz.
e) O zinco é o oxidante porque se oxida.
50. Uma pilha é construída associando-se uma semicélula com um eletrodo de Al em solução de Al+3e
uma semicélula com eletrodo de Ag em solução de Ag+ . Qual a massa perdida pelo eletrodo de
alumínio quando 1,0 mol de Ag+ reduz-se a prata metálica ? (Dado: Al= 27 g/mol)
Exercícios
54. Qual o cátodo e qual é o ânodo da pilha de Daniell, respectivamente?
a) Cátodo: Cu2+/Cu0 ; ânodo: Zn0/ Zn2+
b) b) Cátodo: Cu0/Cu2+ ; ânodo: Zn2+/Zn0
c) Cátodo: Zn2+/Zn0; ânodo: Cu0/Cu2+
d) Cátodo: Zn0/ Zn2+; ânodo: Cu2+/Cu0
e) Cátodo: Zn0/Cu2+; ânodo: Zn2+/Cu0
Aula 6
Aula de revisão para a Prova P1
Aula 7
Prova P1
(teórica + prática)
Aula 8
Prova de recuperação e de 2ª 
chamada.
Aula 9
Prática de laboratório
Moeda dourada
Aulas 10, 11 e 12
Tipos de corrosão. Cupons de 
corrosão. Metal de Sacrifício.
Tratamentos de superfície e 
proteção contra a corrosão
Tipos de corrosão 
• Corrosão uniforme: processo em que há perda uniforme ou
regular da espessura do material;
• Corrosão alveolar e por pite: ocorrem em pequenas áreas - os
alvéolos são cavidades na superfície metálica, de fundo
arredondado e profundidade menor que seu diâmetro, enquanto os
pites têm as mesmas características dos alvéolos, mas com
profundidade maior que o diâmetro;
• Corrosão intergranular: localizada entre os grãos da microestrutura;
• Corrosão transgranular: ocorre nos grãos da microestrutura;
• Corrosão filiforme: mais freqüente sob as películas de tintas ou outros
revestimentos, em meios úmidos, e caracterizada pelo aspecto de
filamentos que toma o produto da corrosão.
Corrosão uniforme – Prevenção e controle
• Limpeza superficial com jato seco (granalha de
aço) ou lixamento e renovação da pintura antiga.
• Reforço ou substituição dos elementos
danificados.
• Inspeção regular da estrutura e uso de ligas
especiais como o aço inoxidável.
Já estudamos que existe diferença 
de reatividade entre os metais, 
que quando juntos, irão sofrer 
processos redox, 
ESPONTANEAMENTE!!!
1. Telhas.
2. Estrutura de 
sustentação.
3. Parafusos 
para fixação.
Que materiais 
usar?
TIPOS:
Corrosão Localizada
• Ataque muito intenso em pequenas áreas;
• Causa : o ambiente, componentes do metal, potencial,
temperatura e condições de superfície.
• Área anódica muito pequena em relação à catódica.
• Micro-ambientes corrosivos. Tem papel na iniciação e
propagação de pitting (pontos).
Corrosão por frestas – Prevenção e controle
• Estágio inicial: limpeza superficial, secagem e
vedação com selante e um revestimento
protetor.
• Estágio avançado: substituição das peças.
Corrosão puntiforme (por pites)
• A corrosão por pite é caracterizada por um ataque
altamente localizado e se inicia em diferentes pontos da
superfície do material, na presença de cloretos. Pode ser
uma forma destrutiva de corrosão uma vez que causa
perfuração do equipamento.
Corrosão puntiforme (por pites)
• A corrosão por pites se caracteriza por ser uma forma de corrosão
localizada, onde o diâmetro do pite é menor que sua
profundidade e o fundo possuem forma angular.
• Esta forma de corrosão localizada pode conduzir a uma
aceleração na fratura de um material metálico pela perfuração ou
agindo como um local de iniciação de fissuras.
• Diversos fatores ocasionam a corrosão por pites, são eles:
– o ambiente, componentes do metal, potencial, temperatura e
condições de superfície.
• No fator ambiente, inclui-se a concentração do íon agressivo, pH e
concentração do inibidor. A corrosão por pites se destaca também
por não existir apenas uma forma.
Corrosão puntiforme (por pites)
• O pite ocorre devido ao rompimento da película passiva,
causado por agentes químicos ou esforços mecânicos. O
motivo deste tipo de corrosão ser de tamanha seriedade
está no fato de que uma vez iniciado o pite, ele tem
uma forte tendência a continuar seu crescimento uma
vez que o pH no interior do pite se altera
substancialmente no sentido ácido, dificultando a restituição
da passivação inicial.
• A presença dos elementos de liga Cr, Mo e N favorecem a
resistência a corrosão por pite dos aços inoxidáveis, de
modo que quanto maior o teor dessas substâncias, maior
a resistência à corrosão do aço.
• O equivalente de resistência a pite ou PRE (pitting
resistance equivalent) é a fórmula mais usada
industrialmente. Trata-se de uma expressão simples que
permite comparar, de maneira genérica, a resistência à
corrosão de diferentes aços inoxidáveis.
Corrosão puntiforme (por pites)
(Temperatura crítica de pite)
Cupons de corrosão
• Cupons de corrosão são corpos de prova metálicos utilizados em ensaios de
monitoramento de processos corrosivos, com diversos tipos e formas,
entretanto, os mais empregados são de aço carbono e possuem os formatos
retangulares e em disco.
Cupons de corrosão
• Entre as diversas técnicas de monitoramento da corrosão empregadas
pela indústria de óleo e gás inclui a de cupons de corrosão. O
conhecimento de como o desempenho dos cupons varia quando
submetidos a variações das condições de exposição e das características
dos próprios cupons é fundamental para que se interpretem
corretamente os resultados produzidos por eles.
• Dentre as formas de corrosão existentes no aço, as mais comuns são do
tipo alveolar e por pites. Esta última é uma forma muito localizada de
ataque por corrosão, que consiste na formação de cavidades onde
pequenos pites se formam. Esse é um tipo extremamente traiçoeiro,
que como consequência fica sem ser detectado e que apresenta uma
perda de material muito pequena até que ocorra a falha.
Metal de Sacrifício (Ânodo de Sacrifício)
• Magnésio (Mg) é mais reativo que o ferro (Fe).
Potencial de oxidação superior
Retarda o processo de oxidação do ferro.
Mg
Fio de cobre
Metal de sacrifício
Metal de Sacrifício (Ânodo de Sacrifício)
Cu2+ + 2e-→ Cu (E0RED = +0,34V)
Pb2+ + 2e-→ Pb (E0RED = -0,13V)
Fe2+ + 2e-→ Fe (E0RED = -0,44V)
Zn2+ + 2e-→ Zn (E0RED = -0,76V)
Al3+ + 3e-→ Al (E0RED = -1,66V)
Prego de ferro 
enrolado em 
fita de metal
Solução de 
água salgada
Zincagem (galvanização)
•Para que a fita e metal se oxide no lugar do ferro,
precisa ter potencial de oxidação MAIOR que o do ferro.
•Fe→ material que queremos proteger.
•Possibilidades... Zn e Al (metais de sacrifício).
•Zn forma ZnO (óxido de zinco) → película oxidada que
protege o ferro.
•Já o Fe2O3 é poroso→ não protege o ferro contra O2 e
H2O).
Metal de Sacrifício
• Condição:
• E0RED < E0RED
METAL 
SACRIFÍCIO
METAL 
PROTEGIDO
Gota H2O (ou umidade)
(meio condutor= eletrólito)
Fe(s)
O2
(ar) Zn
2+
(aq)
Zn(s)
Oxidação do zinco: Zn(s)→ Zn
2+
(aq) + 2e
-
Redução do oxigênio: ½ O2(g) + H2O(L) + 2e
-
→ 2OH-(aq)
Zinco: E0RED= -0,76 V → metal de sacrifício
Ferro: E0RED= -0,44 V → metal protegido
Galvanização!
Como evitar a Corrosão?
• Evitar o contato do metal com o meio
corrosivo.
• Evitar os eletrólitos na superfície.
• Evitar o contato entre os dois pólos (+ e -).
• Modificar a superfície do metal.
• Recobrir a superfície do metal (revestimento
metálico, ou pintura, ou os dois).
Exemplos
• Recobrir a superfície (estanho na lata de alimentos):
Aço
Estanho
Verniz
Alimento
Exemplos
• Revestimentos em torneiras:
– Bronze (liga de cobre e estanho) → resistência à
corrosão da água mole (ácida) e à calcificação da água
dura (alcalina) → galvanização com níquel →
galvanização com cromo (cromado).
Outros exemplos:
Carros, geladeiras, bicicletas, fogões, etc.
Exercícios propostos
1. Ferro zincado é ferro que contém pequena quantidade de zinco metálico. A partir
dos potenciais padrão de redução, listados abaixo, explique os seguintes fatos
observados no cotidiano:
a) Rebites de ferro em esquadrias de alumínio causam a corrosão do alumínio.
b) Pregos de ferro zincado são resistentes à ferrugem.
Exercícios propostos
2. A corrosão (oxidação) de móveis de ferro para praia pode ser evitada pelo
recobrimento da superfície com alguns metais que, embora sejam mais ativos do
que o ferro, quando se oxidam formam revestimentos aderentes de óxidos, que são
resistentesà corrosão.
a) Exponha uma razão que justifique por que o processo de corrosão do ferro
ocorre mais facilmente em regiões praianas.
b) Considere a tabela a seguir. Com base nesses dados, escolha os metais mais
reativos que o ferro que poderiam ser utilizados para a proteção de móveis de ferro.
Justifique sua resposta.
Exercícios propostos
3. Encanamentos de ferro mergulhados em água sofrem corrosão, devido
principalmente à reação:
Fe(s) + 2H+(aq)  Fe2+(aq) + H2(g)
Para proteger encanamentos nessas condições, costuma-se ligá-los a
barras de outros metais, que são corroídos ao invés dos canos de ferro.
Conhecendo os potenciais padrões de redução abaixo e dispondo-se de
barras de magnésio e cobre, propõe-se:
Cu2+ + 2e− Cu(s) (E= +0,34V) Fe
2+ + 2e− Fe(s) (E= -0,44V)
Mg2+ + 2e−Mg(s) (E= -2,37V) 2H
+ + 2e− H2(g) (E= 0,0V)
a) Qual metal deve ser utilizado para proteger o encanamento? Justifique.
b) Escreva as reações que ocorrem na associação do cano de ferro com a
barra metálica escolhida, indicando o agente oxidante e o agente redutor.
Exercícios propostos
4. A corrosão de ferro metálico envolve a formação envolve a formação de
íons Fe2+. Para evitá-la, chapas de ferro são recobertas por uma camada de
outro metal. Em latas de alimentos a camada é de estanho metálico e em
canos d'água, de zinco metálico. Explique por que:
a) a camada de zinco evita a corrosão de canos d'água;
b) quando a camada de estanho é danificada, expondo a camada do ferro, a
corrosão acontece mais rapidamente do que quando a referida camada está
ausente.
Dados: Potenciais padrões de redução a 25°C:
Zn2+ + 2e−  Zn(s) (E
0 = - 0,763 V)
Fe2+ + 2e−  Fe(s) (E
0 = - 0,409 V)
Sn2+ + 2e−  Sn(s) (E
0 = - 0,136 V)
Exercícios propostos
5. Dados na tabela ao lado os seguintes potenciais de redução padrão, a 25°C,
em volts. Relativamente às afirmações a seguir:
I. Não se pode armazenar solução de CuSO4 em recipiente de ferro.
II. Não se pode usar agitador de níquel para uma solução de HgCl2‚
III. Tubulações de alumínio são passíveis de corrosão em presença de sais de Cu2+.
IV. Na folha de flandres se ocorrer risco na cobertura de estanho expondo o ferro, as
condições de corrosão deste último se agravam.
São corretas:
a) I, II, III e IV
b) b) apenas I e II
c) apenas II e III
d) apenas I, III e IV
e) apenas II e IV
Exercícios propostos
6. Quer-se guardar, a 25°C, uma solução aquosa 1mol/L de SnCl2‚. Dispõe-se
de recipientes de:
I. ferro
II. ferro galvanizado (ferro revestido de Zn)
III. lata comum (ferro revestido de Sn)
IV. cobre
Examinando-se a tabela dos potenciais padrão apresentada ao lado, conclui-
se que essa solução de SnCl2‚ pode ser guardada sem reagir com o material
do recipiente, apenas em:
a) IV
b) I e II
c) III e IV
d) d) I, II e III
e) e) I, II e IV
Exercícios propostos
7. Os metais possuem diferentes tendências de sofrer corrosão, um processo natural de
oxidação. A corrosão pode ser relacionada com a facilidade de obter os metais a partir
de seus minérios. Essas informações estão representadas no diagrama ao lado, para
alguns metais. Com relação ao exposto, assinale a afirmativa FALSA:
a) A maior facilidade de um metal sofrer corrosão corresponde a uma maior dificuldade
para obtê-lo a partir de seu minério.
b) A prata, a platina e o ouro são considerados metais nobres pela dificuldade de oxidar-
se.
c) Os metais com maior facilidade de oxidação são encontrados na natureza na forma
de substâncias simples.
d) O zinco metálico é o mais reativo entre os metais listados.
Tratamentos de Superfície
• Proteção de metais contra corrosão.
– Jateamento.
– Lixamento.
– Galvanização (proteção catódica/pilha artificial).
– Revestimentos (isolantes e inibidores).
– Pintura.
– Etc.
Proteção catódica
• É um método de combate a corrosão que consiste na
transformação da estrutura para proteger o catodo de
uma célula eletroquímica ou eletrolítica.
• Muito usada para tubulações e tanques metálicos
subterrâneos.
Proteção catódica
• Trata-se de um sistema em que eletrodos são
introduzidos no solo, próximos à tubulação ou ao tanque
que se deseja proteger. Uma corrente elétrica é aplicada
em ambos (eletrodos e tubulação) para se opor ao
comportamento anódico da rede de tubos. Dessa forma,
ela passa a operar como um catodo, em que não há
oxidação.
Proteção catódica
• Portanto, trata-se de um
segundo sistema de defesa
contra a corrosão externa.
Esse sistema não elimina a
ocorrência de corrosão,
mas a transfere da
superfície da tubulação
protegida para o ânodo
instalado no solo.
Proteção catódica galvânica
• Também chamada de proteção por ânodos de sacrifício.
• Nela se faz a ligação da tubulação a ser protegida com o
subsolo por meio de um metal mais eletronegativo
(ânodo galvânico) do que a tubulação.
• Assim, a perda de elétrons da estrutura para o meio (o
que causa a corrosão) é compensada pela ligação da
estrutura metálica ao ânodo de sacrifício - normalmente,
um eletrodo de cobre e sulfato ou magnésio.
• O direcionamento da corrente elétrica preserva a
tubulação metálica, e a corrosão ocorre no ânodo.
Proteção catódica galvânica
Tratamentos
• Galvanização
– Cobreação→ cobre.
– Cromagem→ cromo
– Zincagem→ zinco
• Eletrodeposição
• Pintura
• Deposição química sem usar corrente elétrica
• Aplicação de metais a plasma
• Deposição vácuo
• Anodização do alumínio.
Cobreação
Cromagem
Galvanização
• Deposição de metal na superfície de outro metal.
• O metal adquire propriedades que não tinha antes.
• Exemplo:
• Zincagem do aço → dutos de petróleo, plataformas
marítimas, estruturas portuárias.
Zinco fundido
Chapa
Aço
O zinco fundido adere ao 
aço, formando uma camada
Outros materiais para deposição
• Cobre,
• Níquel,
• Cromo,
• Estanho,
• Ouro.
Eletrodeposição
• Processo de deposição de um metal em outro por um
processo eletroquímico (também é uma reação de
oxirredução). = galvanoplastia.
• Passagem de corrente elétrica através de um meio
líquido com íons presentes.
• Exemplos: zincagem eletrolítica (zinco em aço).
cobreação de metais.
2 fios, garras, clipe, carregador de 
celular (5V), pedaço de cobre 
metálico, solução aquosa de sulfato 
de cobre, 45 min de imersão.
Pintura
• Necessita de um pré-tratamento.
• Tipos:
– Por imersão (tanques com tinta).
– Eletrostática.
– Cabine (pistola).
– Pó em leito fluidizado.
• Tratamento dos resíduos (exaustores , filtros de ar, EPI’s).
Fases da preparação
• Desengraxamento,
• Enxágue,
• Refinador,
• Fosfatização,
• Novo enxágue,
• Passivação.
• Lavagem com água desmineralizada.
• Secagem em estufa.
Fosfatização
• Solução fosfatizante que proporciona boa aderência da
tinta e ajuda protegendo a peça contra a corrosão.
• O óleo também protege a peça contra corrosão → peças
que são partes de máquinas.
1. Alimentos em conserva são frequentemente armazenados em latas metálicas
seladas, fabricadas com um material chamado folha de flandres, que consiste de uma
chapa de aço revestida com uma fina camada de estanho, metal brilhante e de difícil
oxidação. É comum que a superfície interna seja ainda revestida por uma camada de
verniz à base de epóxi, embora também existam latas sem esse revestimento,
apresentando uma camada de estanho mais espessa.
SANTANA. V. M. S. A leitura e a quimica das substâncias.
Cadernos PDE. Ivaiporã Secretaria de Estado da Educação do Paraná (SEED); Universidade Estadual de Londrina, 2010 (adaptado).
Comprar uma lata de conserva amassada no supermercado é desaconselhável porque o
amassado pode:
a) alterar a pressão no interior da lata, promovendo a degradação acelerada do alimento.
b) romper a camada de estanho, permitindo a corrosão do ferro e alterações do alimento.
c) prejudicar o apelo visual da embalagem, apesar de não afetar as propriedades do alimento.
d) romper a camada de verniz, fazendo com que o metal tóxico estanho contamine o alimento.
e) desprender camadas de verniz, que se dissolverão no meioaquoso, contaminando o alimento.
Adquirir uma lata de conserva amassada no supermercado não é bom, porque no amassado perde-se
a proteção de estanho permitindo a corrosão do ferro. Essa reação de oxidação do ferra pode
prejudicar os alimentos e a saúde.
Fe (s) → Fe
2+
(aq) + 2 e
–
Camada Passiva - A responsável pela notável resistência 
à corrosão do aço inoxidável
• Inox é o termo empregado para identificar uma família de aços
contendo no mínimo 10,5% de cromo, elemento químico que
garante ao material elevada resistência à corrosão. Essa melhor
condição ocorre devido ao fenômeno da passividade, uma reação
química entre os componentes do inox e o meio ambiente que
geram uma camada protetora.
• Os elementos de liga presentes nos aços inoxidáveis reagem com
muita facilidade com o meio ambiente e um deles, em particular, o
cromo, tem elevada afinidade química pelo oxigênio. A combinação
destes dois elementos forma um filme fino e aderente que protege
o material de subseqüentes ataques corrosivos, sendo conhecido
por película protetora ou camada passiva.
http://wwwo.metalica.com.br/galvanizacao-pintura-e-protecao-contra-corrosao
Camada Passiva - A responsável pela notável resistência 
à corrosão do aço inoxidável (continuação)
• Dentre as mais desejadas características da camada passiva podemos citar a sua
capacidade de auto-regeneração. Na prática, a superfície do aço inoxidável já é
naturalmente protegida pela camada passiva (Figura 1). Quando esta superfície
do aço inoxidável é danificada por um arranhão, por exemplo (Figura 2), a
camada passiva se recompõe quase que instantaneamente (Figura 3), pois o
cromo presente na liga continua a reagir com o oxigênio do meio. Qualquer
outro material que necessite de algum tipo de revestimento protetor contra a
corrosão (pintura, galvanização, cromeação etc) não consegue tal desempenho.
Figura 1 – Num ambiente oxidante normal uma
camada protetora de um filme passivo de óxido
rico em cromo é formado automaticamente no
aço inoxidável.
Figura 2 – Quando o filme passivo é riscado,
danificado ou usinado, a superfície do aço
inoxidável fica exposta à atmosfera.
Figura 3 – O filme passivo é prontamente
restaurado através da sua regeneração, a partir
da reação entre o cromo do aço inoxidável e o
oxigênio do meio circundante.
Camada Passiva - A responsável pela notável resistência 
à corrosão do aço inoxidável (continuação)
• Apesar de invisível, estável e com espessura finíssima, a camada passiva é
muito aderente ao inox e tem sua resistência aumentada à medida que é
adicionado mais cromo à liga. Em resumo, a camada passiva:
– Protege o inox contra a corrosão do meio ambiente;
– Tem formação instantânea (cerca de 0,01 s);
– Apresenta alta resistência mecânica, o que dificulta seu desprendimento;
– É termodinamicamente estável, não reagindo com outros elementos para formar novos
compostos;
– Está presente em toda a superfície do material;
– Não é porosa (bloqueia a ação do meio agressivo) ;
– É muito fina com 30 - 50 Å de espessura (1 Å = 10-1 nm = 10-10 m), e por isso invisível ao olho
humano;
– É auto-regenerável;
– É inerente ao aço inoxidável já que o cromo faz parte de sua composição química.
• Estas características da camada passiva explicam porque o aço inoxidável não
requer qualquer revestimento ou proteção contra corrosão, para permanecer
brilhante e polido mesmo após décadas de uso.
Camada Passiva - A responsável pela notável resistência 
à corrosão do aço inoxidável (continuação)
• Outros elementos como níquel, molibdênio, titânio e nióbio, para citar
alguns, permitem que o inox seja dobrado, soldado, estampado e
trabalhado de forma a poder ser utilizado nos mais variados produtos. A
seleção correta do tipo de inox e de seu acabamento superficial são
fatores importantes para assegurar uma longa vida útil ao material.
• Apesar da camada passiva formar-se espontaneamente, para algumas
aplicações críticas é interessante a realização do tratamento químico de
“passivação”. Quando o aço inoxidável necessita ser submetido a uma
operação de soldagem este deve ser “decapado” antes de passivado.
Decapagem
• A decapagem é a remoção de uma fina camada de metal da superfície do aço
inoxidável. Misturas de ácidos nítrico e hidrofluorídrico são normalmente
usadas para decapar o aço inoxidável. Uma aplicação muito corriqueira da
decapagem está relacionada à remoção do “queimado de solda” (heat tint) da
superfície das juntas soldadas, onde ocorreu uma redução superficial do teor
de cromo.
• Há uma vasta gama de métodos de decapagem que podem ser usados em
peças e componentes de aço inoxidável. Os principais métodos usados por
especialistas para a decapagem de componentes completos ou de grandes
superfícies são:
– Imersão em tanque de decapagem
– Decapagem por spray
Decapagem
• A decapagem por spray é mais versátil, podendo ser executada em
praticamente qualquer situação, embora seja comumente realizada para a
decapagem de partes específicas de um componente maior (como, por
exemplo, um cordão de solda).
• O método da imersão em tanque apresenta a vantagem de tratar toda a
superfície da peça ou componente para uma ótima resistência à corrosão e
uniformidade do acabamento decapado. Esta técnica também é a melhor
opção sob os aspectos de saúde e segurança, pois, quando executada por um
fabricante de aço inoxidável ou numa empresa especializada em acabamento
superficial tem o processo cuidadosamente controlado, minimizando o impacto
ambiental do processo.
Passivação
• Peças destinadas a aplicações em temperaturas próximas da ambiente contam
com a camada passiva, fina e transparente, para a sua resistência à corrosão.
Apesar deste processo de passivação ocorrer naturalmente, ele pode ser
induzido através da ação de ácidos fortemente oxidantes. Ácido nítrico é um
dos reagentes mais utilizados para este fim em tratamentos de passivação
comercialmente disponíveis para aços inoxidáveis. Ácidos mais fracos, como o
ácido cítrico, podem também auxiliar na formação da camada passiva. Deve-se
notar que o aço inoxidável entregue pelas usinas produtoras e distribuidores de
reputação no mercado já têm suas superfícies plenamente passivadas. O
tratamento de passivação, portanto, pode ser uma necessidade para peças
usinadas, por exemplo.
• Em temperaturas elevadas, a camada passiva transparente e pré-existente tem
sua espessura aumentada passando a ter uma coloração mais escura até
formar uma camada de óxido acinzentada. A formação desta camada de óxido
está associada à redução da resistência à corrosão em temperatura ambiente.
Galvanização e proteção catódica
• Em 1741, o químico francês Melouin descobriu que o recobrimento de zinco
poderia proteger o aço da corrosão. Em 1837, o engenheiro Sorel patenteou a
galvanização a fogo utilizando o termo galvanização (do nome de Luigi Galvani,
1737-1798, um dos primeiros cientistas interessados na eletricidade) porque é a
corrente galvânica que protege o aço. Ela se denomina desta maneira porque
quando o aço e o zinco entram em contato em um meio úmido é criada uma
diferença de potencial elétrico entre os metais.
• Assim, o principal objetivo da galvanização a Fogo é impedir o contato do
material base, o aço (liga Ferro Carbono), com o meio corrosivo.
• Como o zinco é mais anódico do que o elemento ferro na série galvânica, é ele
que se corrói, originando a proteção catódica, ou seja, o zinco se sacrifica para
proteger o ferro (vide tabela no slide anterior).
• Mesmo que um pequena área fique exposta, o metal base não sofre os efeitos da
corrosão, pois , sendo o zinco anódico ele aumentará sua taxa de corrosão
protegendo catodicamente a área descoberta.
Processo de galvanização
• Galvanização com zinco (zincagem):
– A zincagem por imersão a quente tem seu
processo perfeitamente definido, sendo
basicamente o mesmo para qualquer
produto, podendo variar na espessura de
camada dependendo da geometria da peça,
composição química do material base (aço).
Galvanização por imersão a quenteGalvanização por imersão a quente
Leitura complementar:
Concreto e aço galvanizado no saneamento:
Concreto e aço galvanizado oferecem maior durabilidade
• O aço galvanizado, empregado tanto na estruturação do concreto de instalações
e edificações de estações de tratamento de água e esgoto, adiciona robustez e
durabilidade ao concreto e elementos metálicos (guarda-corpos, escadas,
corrimãos, plataformas, entre outros), por oferecer muito maior resistência aos
agentes agressivos, presentes em quantidade elevada nessas estações, evitando
a corrosão e prolongando a vida útil de suas instalações.
• Quando as estruturas metálicas estão em contato direto com os efluentes,
normalmente é utilizado aço inoxidável. É possível conectar elementos em aço
galvanizado e inoxidável utilizando conectores de borracha, que separam os dois
tipos de metais de forma a evitar a corrosão bimetálica.
Leitura complementar: Concreto e aço galvanizado no 
saneamento
(continuação)• Como o concreto é um material poroso, os agentes causadores da corrosão, tais como
água, oxigênio e íons de cloreto, infiltram-se através desses poros, atingindo os
vergalhões de aço da estrutura. Geralmente o aço encontra-se passivado, ou seja,
estável, no interior do concreto armado. Mas, quando os elementos corrosivos atingem
níveis críticos, o aço perde a passivação, tendo início o processo de corrosão. Os
produtos da corrosão do aço podem alcançar volumes entre duas a dez vezes maiores
que o aço original, gerando uma tensão excedente dentro da estrutura do concreto, que
leva ao aparecimento de trincas e até à fragmentação do concreto. Após a ocorrência da
rachadura, a estrutura pode ser comprometida, exigindo reparos custosos.
• Nesse contexto, a galvanização por imersão a quente dos vergalhões de aço pode ser a
solução que apresenta a melhor relação custo/benefício devido, essencialmente, à
excelente proteção que a galvanização oferece em relação à corrosão. A galvanização
por imersão a quente é uma técnica de proteção que consiste no recobrimento do aço
por uma camada protetora de zinco, que serve como barreira a elementos corrosivos
aos quais os vergalhões estão expostos quando incorporados ao concreto. Além da
barreira protetora que o zinco proporciona, ele também oferece um nível de proteção
catódica, impedindo a deterioração do aço e, assim, preservando e prolongando a vida
útil do concreto.
Exercícios propostos
8. Um corpo metálico quando exposto ao ar e à
umidade pode sofrer um processo de corrosão
(oxidação), o que pode deixá-lo impróprio para a
função a que se destinava. Uma das formas de se
minimizar este processo é a "proteção catódica":
prende-se um "metal de sacrifício" no corpo que se
deseja proteger do processo de oxidação.
a) Suponha que você deseja fazer a proteção catódica
de uma tubulação em ferro metálico. Qual das
substâncias da tabela ao lado você usaria? Justifique.
b) Uma outra forma de evitar a corrosão é a
galvanização: deposita-se sobre o corpo metálico uma
camada de um outro metal que o proteja da oxidação.
Das substâncias da tabela ao lado, qual você usaria
para galvanizar uma tubulação em ferro metálico?
Justifique.
Exercícios propostos
9) Pessoas que apresentam dentes com restaurações metálicas podem sentir um
pequeno choque ao colocarem na boca pedaços de metal, como, por exemplo, o papel
alumínio de um chocolate. O alumínio, com meio ácido da boca, provoca a transferência
de elétrons para o metal da restauração, causando esse choque. Com base no
fenômeno descrito, pode-se afirmar que o alumínio:
a) sofre redução, funcionando com cátodo.
b) provoca a oxidação do metal da restauração.
c) é o agente oxidante, pois sofre redução.
d) é o agente redutor, pois sofre redução.
e) sofre oxidação, funcionando como ânodo.
Exercícios propostos
10) Moedas feitas com ligas de cobre se oxidam parcialmente pela reação do
ambiente. Para "limpar" estas moedas pode-se utilizar o arranjo esquematizado ao lado.
Ao se fechar o circuito, a semi-reação que ocorre na moeda é:
Exercícios propostos
11. Duas barras de ferro, uma revestida com uma camada de zinco, e a outra, com uma
camada de estanho, são riscadas e colocadas ao relento. Em relação à corrosão a que
as barras de ferro estão sujeitas, é CORRETO afirmar que:
(Os potenciais padrão de redução do Zn, Sn e Fe são, respectivamente , – 0,76V, -
0,14V e – 0,44V.)
a) o zinco age sobre a barra de ferro riscada, impedindo que a corrosão, uma vez
iniciada, continue.
b) o zinco só age como inibidor de corrosão, se a barra de ferro não for riscada.
c) o estanho é um redutor mais eficiente que o zinco, razão pela qual a barra de ferro
riscada revestida com estanho não se oxida.
d) é de se esperar que a corrosão, uma vez iniciada, continue, independentemente de o
revestimento ser de zinco ou estanho.
e) em ambiente marinho, na presença da água do mar, a corrosão da barra de ferro é
inibida pela ação química dos cloretos.
Exercícios propostos
12) Para pratear eletroliticamente um objeto de cobre e controlar a massa de prata
depositada no objeto, foi montada a aparelhagem esquematizada na figura ao lado,
onde I, II e III são, respectivamente:
a) o objeto de cobre, uma chapa de platina e um amperímetro.
b) uma chapa de prata, o objeto de cobre e um voltímetro.
c) o objeto de cobre, uma chapa de prata e um voltímetro.
d) o objeto de cobre, uma chapa de prata e um amperímetro.
e) uma chapa de prata, o objeto de cobre e um amperímetro.
Exercícios propostos
13) Durante uma eletrólise, a única reação que ocorreu no catodo foi a deposição de
certo metal. Observou-se que a deposição de 8,81 gramas de metal correspondeu à
passagem de 0,300mols de elétrons pelo circuito. Qual das opções a seguir contém o
metal que pode ter sido depositado?
Dados: Massas atômicas: Ni = 58,71; Zn = 65,37; Ag = 107,87; Sn = 118,69; Pb =
207,19
a) Ni. b) Zn. c) Ag. d) Sn. e) Pb.
14) Qual a diferença entre proteção catódica e anódica?
15) Quais parâmetros influenciam o tempo de uma decapagem?
16) Discorra sobre os seguintes processos:
a) cromatização b) niquelagem c) fosfatização d) zincagem
Exercícios propostos
17) "Camadas de conversão" consistem na “conversão” de um metal em um óxido, hidróxido
ou sal do metal. Os tratamentos de conversão são amplamente utilizados na indústria para
promover a aderência à pintura e/ou resistência à corrosão. Os processos mais comumente
encontrados são: (i) o tratamento de fosfatização sobre o aço e o zinco; (ii) a cromatização
sobre o aço galvanizado e ligas de alumínio; (iii) anodização do alumínio e de suas ligas. Com
base nessas informações, os textos abaixo se referem a quais processos de tratamento de
superfície metálica?
a) "Trata-se da conversão do metal em um fosfato (sal) insolúvel do íon metálico. O fosfato
insolúvel deposita-se sobre o metal modificando as suas propriedades superficiais".
b) "É um processo eletroquímico de tratamento de superfície que permite preservar todas as
qualidades do metal, protegendo-o contra agressividade do meio ambiente, a partir da criação
de uma película de óxido sobre sua superfície. O metal a ser protegido é o ânodo. Este
processo é realizado principalmente em metais que formam óxido em contato com o oxigênio do
ar."
c) "Processo de conversão em que o revestimento é obtido em soluções contendo cromatos ou
ácido crômico. Pode ser aplicado sobre metal, camada de óxido ou fosfato. Quando aplicado
sobre metal, serve para aumentar resistência à corrosão (Zn) ou melhorar aderência de tintas
(Al ou Mg). Quando aplicado sobre óxidos ou fosfatos, serve como vedante de poros como
suplemento à proteção".
Exercícios propostos
18) Tem-se uma placa de aço galvanizada (recoberta com zinco). Por que o ferro não será
corroído, mesmo que a sua superfície não esteja completamente revestida ?
19) Tem-se uma chapa de ferro ou aço revestido de estanho. Porque o estanho fornece
proteção somente se a superfície do metal estiver completamente revestida?
Aula 13
Prática de Laboratório 
(cobreação)
Aula14
Prática de laboratório ou visita técnica
Aula 15
Aula de revisão
Aula 16
Prova P2
Aulas 17
Provas de recuperação e
de 2ª chamada
Aulas 18
Aula de encerramento
179
Obrigada.
Prof. Juliana de A. Yanaguizawa Lucena
E-mail: julianaalmeida@ipojuca.ifpe.edu.br