01 - Corrosão - Unid I - Introdução à Corrosão

Prévia do material em texto

Corrosão
Pablo Altoé Amorim
Unid. I - Introdução à Corrosão
Apresentação
Conteúdo
 Unidade 1 – INTRODUÇÃO À 
CORROSÃO: 
 1.1. Introdução 
 1.2. Oxidação-Redução 
 Unidade 2 – ASPECTOS DA 
CORROSÃO
 2.1. Potencial do eletrodo 
 2.2. Pilhas eletroquímicas 
 2.3. Formas de corrosão 
 Unidade 3 – MEIOS CORROSIVOS
 3.1. Atmosfera
 3.2. Águas Naturais
 3.3. Solos
 3.4. Produtos Químicos
 3.5. Alimentos
 3.6. Substâncias Fundidas
 3.7. Solventes Orgânicos
 7.8. Madeira e plásticos (polímeros)
 Unidade 4 – MÉTODO DE COMBATE A 
CORROÃO
 4.1. Introdução
 4.2. Proteção Galvânica
 4.3. Proteção Eletrolítica
 4.4. Inibidores de Natureza Química
 4.5. Inibidores de Natureza Física –
Revestimentos Metálicos
 4.6. Inibidores de Natureza Física –
Revestimentos Não Metálicos Inorgânicos 
 4.7. Inibidores de Natureza Física –
Revestimentos Não Metálicos Orgânicos –
Pintura Industrial
 4.8. Inibidores de Natureza Física – Metais 
de Sacrifício
 4.9. Proteção Catódica
 4.10. Proteção Anódica
Conteúdo
 Unidade I – Introdução à Corrosão
 1.1. Introdução
 1.1.1. Introdução à Corrosão
 1.1.2. Problemas causados pela Corrosão 
 1.1.3. Problemas causados pela Corrosão nas propriedades do materiais 
 1.1.4. Conceitos
 1.1.5. Mecanismos da Corrosão
 1.1.6. Características das Películas Protetoras
 1.2. Oxidação-Redução 
 1.2.1. Considerações Gerais
 1.2.2. Conceitos
 1.2.3. Reações de Oxirredução (REDOX)
 1.2.4. Balanceamento de equações de oxirredução
 1.2.5. Importância para a Engenharia
 Resumo
1.1. Introdução
1.1.1. Introdução à Corrosão
 Um determinado tipo de deterioração dos metais, não se 
aplicando a materiais não metálicos.
 A degradação sofrida pelo material ou modificações de 
suas propriedades através de reação com o meio 
ambiente.
Reação: eletroquímica, 
química ou estas duas 
associadas a uma ação 
física.
1.1.1. Introdução à Corrosão
 Federação Europeia de Corrosão, ISO 8044-1986
Definição:
“Interação físico-química entre um metal e o meio 
envolvente, da qual resultam mudanças nas propriedades 
do metal, levando frequentemente à sua inutilização ou 
do sistema técnico do qual faz parte ou ainda à alteração 
do meio”
1.1.1. Introdução à Corrosão
 Como ocorre a corrosão?
1.1.1. Introdução à Corrosão
 Processos que determinam o “fim” dos materiais
 Corrosão e degradação
 Corrosão de metais
 Corrosão de materiais cerâmicos
 Degradação de polímeros
 Desgaste mecânico (estudado pela Tribologia)
 Desgaste abrasivo
 Erosão
 Cavitação
Figura - Corrosão em um sistema de solda
Figura - Corrosão em um sistema de solda
Corrosão por alta
temp. em bico queimador 
Corrosão por fadiga em 
junta de expansão 
Corrosão atmosférica 
em estátua
Corrosão localizada causada 
pelo solo
Corrosão atmosférica
Corrosão localizada e generalizada em duto de 
petróleo enterrado
1.1.2. Problemas causados pela Corrosão 
 Econômico
 Perdas Diretas
São perdas em que os seus custos de substituição de peças 
e de manutenção estão incluídos no projeto (como mão de 
obra, energia, custo de manutenção do processo).
Exemplo: Proteção Catódica, revestimentos orgânicos e etc.
1.1.2. Problemas causados pela Corrosão 
 Econômico
 Perdas Indiretas
São perdas em que os seus custos não estão incluídos no 
projeto. 
Exemplos: como paralisação acidental, perda de produto,
contratação de terceiros e etc.
1.1.2. Problemas causados pela Corrosão 
 Econômico
La corrosion représente la perte de 100 millions de 
tonne d’acier par an (5 fois la production totale française, 
15% de la production mondiale).
1.1.2. Problemas causados pela Corrosão 
 Ecológico
 Preservação das reservas minerais.
 Produção adicional destes metais para a reposição do que 
está sendo deteriorado.
 Contaminação com produto de corrosão os efluentes.
1.1.2. Problemas causados pela Corrosão 
 Mecanismos 
causadores de falha 
em plantas industriais 
(Ferrante- 2004) 
Mecanismo %
Corrosão 29
Corrosão em alta temperatura 7
Cor. sob tensão/ fadiga combinada 
com cor./ fragilização por H2
6
Fadiga 25
Fratura frágil 16
Sobrecarga 11
Fluência 3
Desgaste, abrasão e erosão 3
1.1.2. Problemas causados pela Corrosão 
1.1.2. Problemas causados pela Corrosão 
 Um estudo encomendado pelo Congresso Americano, 
realizado entre 1999 e 2001 estimou o custo total (direto 
e indireto) da corrosão na ordem de US$ 276 bilhões 
(3,1% do PIB EUA). 
 Este estudo também estimou os custos associados aos 
diversos meios de combate à corrosão, e o valor 
encontrado foi de US$ 121 bilhões (1,38% do PIB EUA). 
1.1.2. Problemas causados pela Corrosão 
 No caso do Brasil, considerando o PIB na ordem de 
US$ 880 bilhões (em 2005), podemos estimar o custo 
anual da corrosão em US$ 26,4 bilhões (3,0% do PIB) e o 
custo direto anual dos meios de combate à corrosão de 
US$ 12 bilhões (1,38% do PIB). 
 Adotando-se as práticas já conhecidas de combate à 
corrosão, a economia anual pode chegar a US$ 8 bilhões 
(1,0% do PIB).
PIB 2016 - 1,796 trilhão USD
Exemplo: Explosão de Caldeira, Curitiba – PR. Data: 27/10/2000 
Mortes: 02 Feridos: 08 Perdas: U$ 100 mil
Corrosão em tubos de caldeiras
Vazamentos de Petróleo
Oleoduto rompido por corrosão em Campinas, 1990.
Contaminação provocada por postos de gasolina
1.1.2. Problemas causados pela Corrosão 
Fonte: SILVA TELES
1.1.3. Problemas causados pela Corrosão 
nas propriedades do materiais 
 Resistência Mecânica
 Propriedade que depende fortemente da estrutura.
 Elasticidade
 Propriedade intrínseca do material e depende de 2 
parâmetros.
*rigidez das ligações atômicas e
*densidade das ligações
1.1.3. Problemas causados pela Corrosão 
nas propriedades do materiais 
 Ductilidade
 É a quantidade de deformação( ) que um material pode sofrer 
através de tensões ( ) até a sua ruptura.

1.1.4. Conceitos
CORROSÃO
QUÍMICA
CORROSÃO
ELETROLÍTICA
CORROSÃO
ELETROQUÍMICA
EROSÃO
EFEITOS
MECÂNICOS
1.1.4. Conceitos
CORROSÃO 
QUÍMICA
QUALQUER
MATERIAL
CORROSÃO
ELETROQUÍMICA
CORROSÃO 
ELETROLÍTICA
METAL OU
LIGA
METAL OU
LIGA
QUALQUER
MEIO
ELETRÓLITO ELETRÓLITO
INDIFERENTE
LIGAÇÃO
ELÉTRICA
LIGAÇÃO
ELÉTRICA
PROCESSO
ESPONTÂNEO
PROCESSO
NÃO-ESPONTÂNEO
1.1.4. Conceitos
 Mecanismos Básicos da Corrosão
Por que Corrói?
Interação: Metal x Meio x Condições Operacionais
O mecanismo eletroquímico (ou úmida ou galvânica):
Em água ou soluções aquosas;
Corrosão Atmosférica, no Solo, em Sais fundidos.
O mecanismo químico (seca):
Em alta temperatura, gases em ausência de umidade;
Em solventes orgânicos isentos de água;
Corrosão de materiais não metálicos.
1.1.5. Mecanismos da Corrosão
 Corrosão pode ser classificada por dois mecanismos
 Corrosão seca (não aquosa)
 Corrosão química é um processo que se realiza na 
ausência de água em geral em temperaturas elevadas 
(temperatura acima do ponto de orvalho da água), devido 
a interação direta entre o metal e o meio corrosivo. 
1.1.5. Mecanismos da Corrosão
 Corrosão seca (não aquosa)
 Os processos corrosivos de natureza química ocorrem, 
normalmente, em temperaturas elevadas.
 Porque na temperatura ambiente o sistema não possui energia para 
reação. 
 Pelo fato destes processos serem acompanhados de 
temperaturas elevadas, são comumente conhecidos por 
processos de corrosão ou oxidação em altas temperaturas.
 A corrosão química é um produto da era industrial e ocorre 
em equipamentos que trabalham aquecidos, tais como: fornos, 
caldeiras, unidades de processo, etc. 
1.1.5. Mecanismos da Corrosão
 Exemplos:
 Aço atacado por gases em 
alto forno; 
 Escapamento de gases;
 Motores de foguetes
 Processos petroquímicos
Escapamento de gases
1.1.5. Mecanismos da Corrosão
Bicos injetores
1.1.5. Mecanismos da Corrosão
 Qual o mecanismo?
 É caracterizado pela ocorrência de uma reaçãoquímica 
do metal com o agente corrosivo, sem que haja 
deslocamento dos elétrons envolvidos em direção a 
outras áreas.
1.1.5. Mecanismos da Corrosão
METAL
FERRO
CORROSÃO QUÍMICA (Oxidação)
H2S
H2S
FeS
H2
H2
Fe + H2S  FeS + H2
H2S
H2S
H2
Placa de ferro, reagindo 
com sulfeto de 
hidrogênio (H2S), na 
forma gasosa e na a 
ausência de umidade.
Inicialmente, ocorre a 
adsorção do gás (H2S) 
na superfície do ferro e, 
posteriormente, o 
ataque, formando uma 
película de sulfeto 
ferroso (FeS). 
1.1.5. Mecanismos da Corrosão
Ferro, cobre, cobalto, manganês – apresentam vários 
estados de oxidação, formando camadas de óxidos com 
diferentes composições.
Exemplo: Fe ( T = 700ºC, p = 1atm )
Forma 3 óxidos diferentes
Camada 1: Fe2O3
Camada 2: Fe3O4
Camada 3: FeO
Camada 4: Fe
1.1.5. Mecanismos da Corrosão
 Crescimento da Película de Oxidação
A fixação do oxigênio à superfície de um metal 
exposto a uma atmosfera de oxigênio molecular resulta da 
competição de 3 processos:
1.1.5. Mecanismos da Corrosão
1) Absorção de um filme de oxigênio atômico sobre a 
superfície metálica;
2) Absorção de oxigênio molecular sobre a face externa 
do filme anterior;
3) Película de óxido proveniente da reação de oxidação 
(mais acentuado em temperaturas elevadas).
 É necessário que haja o fenômeno de difusão através da 
película de óxido para que o crescimento da película 
possa ocorrer.
1.1.5. Mecanismos da Corrosão
 Difusão
Zonas de crescimento das películas:
Difusão simultânea;
Difusão através do metal;
Difusão através da película.
1.1.5. Mecanismos da Corrosão
 Características da Difusão no Estado Sólido
1) Os produtos da corrosão nos processos químicos 
formam-se por difusão no estado sólido. A difusão 
constitui-se do deslocamento de ânions do meio corrosivo, 
por exemplo O2-, e cátions do metal, por exemplo Fe2+.
2) A movimentação dos íons se dá através da película de 
produto de corrosão e a sua velocidade cresce com o 
aumento da temperatura.
3) O deslocamento pode ser dos ânions no sentido do 
metal, dos cátions no sentido do meio ou simultânea.
1.1.5. Mecanismos da Corrosão
4) A difusão catiônica (cátions no sentido do meio) é mais 
frequente porque os íons metálicos são, em geral, 
menores que os ânions (especialmente o O-2), tornando a 
passagem dos mesmos pela rede cristalina do óxido mais 
facilitada e mais provável.
5) Como se trata de difusão no estado sólido, a corrosão é 
influenciada fundamentalmente pela temperatura, pelo 
gradiente de concentração do metal e pelas leis de 
migração em face das imperfeições reticulares e nos 
semicondutores. 
1.1.5. Mecanismos da Corrosão
 A formação de uma película quase impermeável sobre a 
superfície metálica pode inibir ou impedir a continuação 
do processo corrosivo, a qual é denominada de 
passivação.
 Outros metais como cádmio, cobre, prata e zinco 
também estão sujeitos aos mesmos mecanismos sendo 
representados pelas reações:
Cd + H2S (g)  CdS + H2
Cu + H2S (g)  CuS + H2
Zn + H2S (g)  ZnS + H2
2 Ag + H2S (g)  Ag2S + H2
1.1.5. Mecanismos da Corrosão
 Velocidade de crescimento destas películas
 As películas de 
produto de 
corrosão química 
podem crescer 
segundo três leis de 
formação
1.1.5. Mecanismos da Corrosão
1- Crescimento linear:
o crescimento linear é observado quando a espessura da 
película é diretamente proporcional ao tempo, ou seja:
y = K t (1)
onde: 
y = espessura da película
t = tempo
K = constante 
OBS: Esta lei é seguida para metais que formam películas porosas ou
voláteis como, por exemplo, Na, Ca, Mg e K (películas porosas), Mo e
W (películas voláteis);
1.1.5. Mecanismos da Corrosão
2-Crescimento parabólico:
O crescimento parabólico é observado quando a velocidade
de crescimento é inversamente proporcional a espessura
da película, ou seja:
y2 = K‘ t (2) derivando 
tem-se:
logo a velocidade de crescimento
é inversamente proporcional à
espessura da película.
onde: 
y = espessura da película 
t = tempo 
K’ e Ki = constantes 
1.1.5. Mecanismos da Corrosão
OBS1- Esta lei de crescimento é muito comum em metais
em altas temperaturas, tais como o Fe, Ni, Cu e Co.
OBS2- De modo geral para películas não porosas, o
crescimento tende a ser parabólico, com exceção daquelas
muito impermeáveis que crescem logaritmicamente e
daquelas que fraturam com facilidade, que crescem
linearmente.
1.1.5. Mecanismos da Corrosão
3-Crescimento logaritmo: 
o crescimento logarítmico é observado quando a espessura da 
película é uma função logarítmica do tempo, ou seja:
y = K”lnt (3)
onde: 
y = espessura da película 
t = tempo 
K”= constante 
1.1.5. Mecanismos da Corrosão
OBS1-
Esta lei de crescimento é muito comum em metais em 
temperatura não muito elevadas, tais como o Fe, Zn, Ni e 
Al. 
A película neste caso tem um crescimento grande 
inicialmente e, sofre acréscimos muito pequenos com o 
tempo mantendo-se praticamente constante a espessura 
da película de corrosão. 
OBS2-
De modo geral, este tipo de crescimento é observado em 
películas muito impermeáveis como as formadas sobre o 
Al e o Cr.
Metal Logarítmica Parabólica Linear
Al < 300ºC 300...475ºC >475ºC
Cu <100ºC >550ºC
Ti <360ºC 360...850ºC >850ºC
Zn <360ºC >360ºC
Fe <180ºC 400...1000ºC
1.1.6. Características das Películas 
Protetoras
 Características das Películas Protetoras
 As películas formadas em corrosão química poderão ser 
protetoras ou não, dependendo das seguintes características: 
 Volatilidade:
 as protetoras devem ser não voláteis; 
 Resistividade elétrica: 
 as películas de maior resistividade elétrica oferecem maior dificuldade à 
difusão iônica e logicamente são mais protetoras por imporem maior 
restrição à passagem destes íons;
1.1.6. Características das Películas 
Protetoras
 Impermeabilidade da rede cristalina: 
 quanto mais compacta a rede cristalina maior será a dificuldade para a 
difusão e, portanto, mais protetora;
 Aderência:
 as películas mais finas são, de modo geral, mais aderentes quando a rede 
cristalina do produto de corrosão é semelhante a do metal tem-se 
normalmente maior aderência da película. Películas mais aderentes são 
mais protetoras;
1.1.6. Características das Películas 
Protetoras
 Refratariedade:
 as películas para serem protetoras não devem fundir a baixas 
temperaturas;
 Plasticidade: 
 as películas muito duras fraturam com facilidade, tendendo a ser menos 
protetoras;
 Porosidade: 
 está intimamente ligada à impermeabilidade da rede cristalina. Quanto 
menos porosa mais protetora é a película;
1.1.6. Características das Películas 
Protetoras
Relação entre o volume do óxido e do metal que 
originou o óxido:
a película é formada sob compressão podendo 
ser protetora.
a película é formada sob tração, é porosa e 
não protetora.
1.1.6. Características das Películas 
Protetoras
 Estas relações foram 
estabelecidas por 
Pilling e Bedworth
(1923) para alguns 
metais e estão 
citados na tabela.
1.1.6. Características das Películas 
Protetoras
 Das propriedades mencionadas e da relação de Pilling e 
Bedworth podem ser tiradas as seguintes conclusões 
relacionadas às películas protetoras:
 K, Na, Ca e Mg formam películas porosas e, não protetoras, que 
apresentam crescimento linear;
 Fe, Ni e Cu formam películas compactas, porém fraturam e perdem 
aderência com facilidade apresentando um crescimento parabólico;
 Al e Cr formam películas compactas, aderentes, plásticas, impermeáveis, 
logo são muito protetoras apresentando um crescimento logarítmico;
 O, W e Mo formam películas compactas porém são voláteis e 
apresentam um crescimento linear.
1.2. Oxidação-Redução 
1.2.1. Considerações Gerais
 A corrosão é em geral um processo espontâneo, se não 
houvesse proteção ter-se-ia a destruição completa dos 
materiais metálicos. Já que são reações químicas e 
eletroquímicas que se passam no meio ambiente. Todos os metais estão sujeitos a 
ataques corrosivos, se o meio for 
suficientemente agressivo:
 O ouro e a platina são praticamente 
inatacáveis nos meios comuns, mas 
não são resistentes à mistura de 
ácido clorídrico e ácido nítrico;
1.2.1. Considerações Gerais
 Aço inoxidável sofre corrosão localizada em presença de íon 
cloreto;
 Titânio sofre corrosão em ácido fluorídrico, embora seja 
resistente a outros meios ácidos.
 Desta forma, é de suma importância o estudo do material 
metálico, meio corrosivo e condições operacionais.
1.2.2. Conceitos
 Alguns conceitos são utilizados para explicar o fenômeno 
da oxirredução, são eles:
 Em termos de Oxigênio (Conceito Antigo)
 Em termos de elétrons
 Em termos de número de oxidação
1.2.2. Conceitos
 Em termos de Oxigênio (Conceito Antigo)
 Oxidação
 é o ganho de oxigênio por uma substância e 
 Redução 
 é a retirada de oxigênio de uma substância.
Onde Δ significa 
aquecimento
1.2.2. Conceitos
 Em termos de elétrons
 Oxidação
 é a perda de elétrons por uma espécie química e 
 Redução 
 é o ganho de elétrons por uma espécie química.
 Essa perda e ganho de elétrons modifica totalmente as 
propriedades das substâncias.
1.2.2. Conceitos
 Em termos de número de oxidação
 Oxidação
 é aumento algébrico do número de oxidação e 
 Redução 
 é a diminuição algébrica do número de oxidação.
1.2.2. Conceitos
Número de Oxidação:
 Indica a tendência que o elemento tem de se oxidar ou 
reduzir, pois quando ocorre a oxidação (perda de 
elétrons), o Nox aumenta. Já no caso da redução (ganho 
de elétrons), ocorre o contrário, o Nox diminui. 
1.2.3. Reações de Oxirredução (REDOX)
 Reações REDOX
 São reações em que há variação de número de oxidação e, em 
alguns casos perda e ganho de elétrons. 
 O fenômeno de oxirredução é simultâneo, isto é, sempre que 
há oxidação (perda de elétrons) há também redução (ganho de 
elétrons).
 Exemplo: o ferro quando é atacado pelo ácido clorídrico 
desprende hidrogênio, segundo a equação química
Fe + 2HCl → FeCl2 + H2
1.2.3. Reações de Oxirredução (REDOX)
Fe + 2HCl → FeCl2 + H2
Esta equação é de oxirredução, pois:
Fe → Fe2+ + 2e (equação parcial de oxidação)
2H+ + 2e → H2 (equação parcial de redução)
E a soma dessas duas equações dará a equação iônica total de 
oxirredução.
Fe + 2H+ → Fe2+ + H2
1.2.3. Reações de Oxirredução (REDOX)
Agente Redutor – Agente Oxidante
Em uma reação de oxirredução, observa-se que:
O elemento oxidado perde elétrons, age como redutor;
O elemento reduzido ganha elétrons, age como oxidante.
Ou ainda:
Agente Redutor é a substância ou íon que contém
elemento redutor. ( Quem sofre a Oxidação )
Agente Oxidante é a substância ou íon que contém
elemento oxidante. ( Quem sofre a Redução )
1.2.3. Reações de Oxirredução (REDOX)
1.2.3. Reações de Oxirredução (REDOX)
 Agente Redutor - Agente Oxidante
 A espécie que provoca a oxidação em uma reação redox é 
chamada de agente oxidante (ou simplesmente, oxidante). Ao 
agir, o oxidante aceita os elétrons liberados pelas espécies que 
se oxidam. Em outras palavras, o oxidante contém um 
elemento no qual o número de oxidação diminui. Em outras 
palavras, o oxidante em uma reação redox é a espécie que é 
reduzida.
1.2.3. Reações de Oxirredução (REDOX)
 Assim, dizemos que a 
substância que contém o 
átomo que ganhou os 
elétrons ou reduziu é 
o agente oxidante, porque ela 
causou a oxidação do átomo 
ou íon da outra substância 
reagente.
 Por outro lado, a substância 
que contém o átomo que 
forneceu os elétrons, isto é, 
que oxidou, é o agente 
redutor, porque ele causou a 
redução da outra espécie 
química.
1.2.3. Reações de Oxirredução (REDOX)
Reações Redox
As reações de oxirredução ocorrem, geralmente, por
intermédio da transferência de elétrons. Pode-se verificar
essa transferência através de algumas experiências, sendo
uma das mais simples a que se baseia na reação entre
magnésio e solução de ácido sulfúrico.
Mg + H2SO4 → MgSO4 + H2
1.2.3. Reações de Oxirredução (REDOX)
Experiência 1:
Ao se colocar em um
tubo de ensaio solução
de ácido sulfúrico e em
seguida adicionar um
pedaço de fita ou fio de
magnésio, verifica-se o
desprendimento do
hidrogênio gasoso,
seguido do consumo
da fita de magnésio.
1.2.3. Reações de Oxirredução (REDOX)
A experiência anterior demonstrara que há a transferência
de elétrons na reação Redox, porém é de fundamental
importância conhecer o sentido da transferência.
Como o redutor é quem perde elétrons deduz-se que o
fluxo se dá do redutor para o oxidante:
1.2.3. Reações de Oxirredução (REDOX)
Equações Iônicas de Redução e Oxidação
Nos processos químicos de oxirredução associados à
transferência de elétrons, para se obter a equação final da
reação redox é necessário combinar as duas equações de
tal maneira que, na soma das duas, não apareça elétrons
livres.
Isso se dá porque o processo de oxirredução é simultâneo.
O número de elétrons perdidos pelo redutor deve ser igual
ao número de elétrons ganhos pelo oxidante.
1.2.3. Reações de Oxirredução (REDOX)
Equações Iônicas de Redução e Oxidação
Um Metal M, o Zinco neste caso, sofre ataque do meio
corrosivo constituído de solução diluída de H2SO4 ou HCl
de acordo com as equações:
Zn → Zn2+ + 2e (equação geral de oxidação do Zn)
2H+ + 2e → H2 (equação geral da redução de um
íon H+ proveniente da dissociação do H2SO4)
Zn + 2H+ → ZnSO4 + H2
1.2.3. Reações de Oxirredução (REDOX)
Equações Iônicas de Redução e Oxidação
Um Metal M imerso numa solução de ácido oxigenado
que tenha ânion oxidante, como HNO3, não provoca o
desprendimento de hidrogênio, ocorrendo a oxidação
do metal e a redução da parte iônica, NO3
-
, do ácido.
Assim, com o zinco observa-se que:
Zn → Zn2+ + 2e (oxidação do Zn)
NO3
-
+ 2H+ + 1e → NO2 + H2O (redução)
Zn + 4HNO3 → Zn(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
1.2.3. Reações de Oxirredução (REDOX)
Equações Iônicas de Redução e Oxidação
Um metal M sob ação de oxigênio provoca, em geral, a
formação dos óxidos:
Zn → Zn2+ + 2e (oxidação do Zn)
1/2 O2 + 2e → O
2- (redução)
2Zn + O2 → Zn2O2
1.2.5. Importância para a Engenharia
Medidas de proteção anticorrosivos:
1. Pintura
2. Plastificação
3. Anodização
4. Galvanoplastia
5. Proteção Catódica
1.2.5. Importância para a Engenharia
 Pintura:
 Cobrir a superfície metálica com uma camada de tinta para 
evitar o contato do ar e da umidade com o metal. Esse tipo 
de procedimento é utilizado em carros, aviões, portões etc.
1.2.5. Importância para a Engenharia
 Plastificação:
 É o método de proteção de um metal no qual se utiliza um revestimento 
de polímero orgânico (plástico duro) para recobrir uma peça metálica. 
Esse tipo de procedimento é utilizado, por exemplo, em: 
 Tanques para armazenamento de água ou combustíveis; 
 Filtros de embarcações; 
 Válvulas para a condução de água potável.
1.2.5. Importância para a Engenharia
 Anodização:
 A anodização, também chamada de proteção por filme de 
óxido, é um processo de proteção de metais no qual um 
óxido (composto por átomos do próprio metal) é formado 
e recobre o metal, protegendo-o.
1.2.5. Importância para a Engenharia
 Galvanoplastia:
 A galvanoplastia é uma técnica que consiste em cobrir uma peça de 
metal com outro metal diferente por meio do processo da eletrólise. 
Trata-se de uma técnica muito utilizada em: 
 Revestimento com estanho de latas de ferro; 
 Revestimento de chaves com níquel ou crômio; 
 Revestimento de um anel de latão com ouro;
1.2.5. Importância para a Engenharia
 Proteção Catódica:
 É um método de proteção de metais no qual um metal é colocado em 
contato com aquele que se deseja proteger. É uma técnica muito 
utilizada para a proteção de metais em: 
 Oleodutos (tubulação de grosso calibre); 
 Navios (revestimento do casco do navio); 
1.2.5. Importância para a Engenharia
 Um exemplo de empresa que atuam no controle e 
prevenção da corrosãoé a DeepWater.
 A empresa emprega o método de proteção catódica,
em que esta impede a corrosão convertendo todos 
os locais anódicos (ativos) da superfície do metal em 
locais catódicos (passivos) fornecendo uma corrente 
elétrica (ou elétrons livres) de uma fonte alternativa.
1.2.5. Importância para a Engenharia
 Desde que a corrente 
(elétrons livres) esteja 
chegando no cátodo 
(aço) mais rápido do que 
o oxigênio está 
chegando, não ocorre 
corrosão.
Resumo
A transferência de elétrons de uma espécie para outra é um dos
processos fundamentais que permitem a vida, a fotossíntese, às
células a combustível e a purificação de metais. Compreender
como os elétrons são transferidos permite determinar modos
de usar as reações químicas. As reações de oxirredução (redox)
estão entre as reações químicas mais comuns e importantes. Elas
estão envolvidas em uma grande variedade de processos
importantes incluindo a ferrugem do ferro, a fabricação e a ação
de alvejantes e a respiração de animais. A oxidação refere-se à
perda de elétrons. Contrariamente, a redução refere-se ao ganho
de elétrons. Portanto, as reações redox ocorrem quando os
elétrons são transferidos do átomo oxidado para o átomo
reduzido.