PCM - Transp 17 [Modo de Compatibilidade]

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Princípios de Ciências dos 
Materiais
EET310 – Eng. de Petróleo
Departamento de Engenharia Metalúrgica e de Materiais
Prof. Gabriela Ribeiro Pereira
gpereira@metalmat.ufrj.br
LNDC – Sala 11 – 3o andar
O Que vamos aprender...
• Porque a corrosão ocorre?
• Que metais tem mais possibilidade de se corroer?
Corrosão e 
Degradação
3
• Como a temperatura e o ambiente afetam a velocidade 
de corrosão?
• Como podemos diminuir a corrosão?
• Corrosão:
-- é ataque eletroquímico destrutivo sobre um material.
-- Exemplo: 
O Custo da Corrosão
4
• Custo para manutenção e prevenção:
-- 4 to 5% do PIB de um país desenvolvido
-- 2 a 4% do PIB de países em desenvolvimento
-- o Brasil gasta 4,5% com Educação
Adaptado de Caliister. Photos courtesy L.M. Maestas, Sandia National Labs. 
Corrosão
A corrosão é definida como o ataque
destrutivo e não intencional de um metal;
esse ataque é eletroquímico e começaesse ataque é eletroquímico e começa
normalmente pela superfície.
5
Corrosão
Caracteristicamente, os átomos dos metais
perdem ou cedem elétrons, no que é
chamado uma reação de oxidação.chamado uma reação de oxidação.
6
−+ +→ nenMM
−+ +→ e2FeFe 2
−+ +→ e3AlAl 3
O local onde ocorre a oxidação é chamado de anodo.
Corrosão
Os elétrons gerados de cada átomo
metálico que é oxidado devem ser
transferidos para uma outra espécietransferidos para uma outra espécie
química e se tornar parte dela, no que é
denominado reação de redução.
7
• Duas reações são necessárias:
- reação de oxidação
- reação de redução
 
Zn → Zn2+ + 2e−
 
2H+ + 2e− → H2 (gas)
Corrosão do Zinco em Solução
Ácida
Reação de oxidação
H+
8
• Outras reações de redução:
- em soluções ácidas - em solução básica ou neutra
 
O2 + 4H+ + 4e− → 2H2O
 
O2 + 2H2O + 4e− → 4(OH)−
Adaptado da Fig. 17.1, Callister 7ed.
Zinco
Reação de oxidação
Zn Zn2+
2 -
Solução
ácida
Reação de redução
H+
H+
H2(gás)
H+
H+
H+
H+
Fluxo de e-
no metal
Corrosão
Se nenhuma outra reação de oxidação ou de
redução estiver ocorrendo, a reação
eletroquímica total será simplesmente a somaeletroquímica total será simplesmente a soma
das reações:
9
−+ +→ e2ZnZn 2
)(H2e 2H 2- gás→+
)(Zn2H Zn 22 gásH+→+ ++
Corrosão
Outro exemplo é a oxidação ou a ferrugem do ferro na
água, a qual contém oxigênio dissolvido. Esse processo
ocorre em duas etapas:
2
2
2 2 )(2FeO 1/2 Fe OHFeOHOH →+→++ −+
E na segunda etapa:
Ferrugem
10
32 22 )(O 1/2 2Fe(OH) OHFeOH →++
Par galvânico
0,780 V
ne-
e- e-
Fe
2+
Dois metais que estão conectados 
eletricamente em um eletrólito 
líquido, onde um metal se torna 
um anodo e sofre corrosão, 
enquanto o outro atua como um 
11
Cu2+
ions
25°C
1M Cu2+ sol 1M Fe
2+
sol
F
e
n
m
e
t
a
l
,
 
C
u
Fe
−+ +→ e2FeFe 2
Cu2Cu 2 →+ −+ e
++ +→+ 22 Fe Cu Cu Fe
enquanto o outro atua como um 
catodo.
Par galvânico
0,323 V
ne-
e- e-
Zn2+
−+ +→ e2ZnZn 2
Fe2Fe 2 →+ −+ e
12
Fe2+
ions
25°C
1M Fe2+ sol 1M Zn
2+
sol
Z
n
n
m
e
t
a
l
,
 
F
e
ZnFe2Fe →+ e
++ +→+ 22 Zn FeFe Zn
Quando uma corrente passa 
através do circuito externo, os 
elétrons gerados na oxidação do 
zinco fluem para pilha de ferro, 
para que os íons Fe2+ sejam 
reduzidos.
O Eletrodo Padrão de 
Hidrogênio
Eletrodo padrão – consiste em um eletrodo
inerte de platina em uma solução 1M de íons
H+, saturada com gás hidrogênio.
A platina não participa da reação, ela atua
13
A platina não participa da reação, ela atua
somente como uma superfície sobre a qual os
átomos de H podem ser oxidados ou os íons
H+ reduzidos.
O Eletrodo Padrão de 
Hidrogênio
• Duas possibilidades:
--Massa do metal
ne-
e- e-
H+
H+
2e-
--Massa do metal
ne-
H2(gás) 2e-
e-e-
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0ometal <V (relativo à H2 /Pt)
Potencial de Eletrodo Padrão
- O catodo é o metal(+)
Mn+
ions
25°C
1M Mn+ sol 1M H+ sol
P
l
a
t
i
n
a
m
e
t
a
l
,
 
M
H+
Adaptado da Fig. 17.2, Callister 7ed. 
0ometal >V (relativo à H2 /Pt)
- O anodo é o metal (-)
P
l
a
t
i
n
a
m
e
t
a
l
,
 
M Mn+
ions
25°C
1M Mn+ sol. 1M H+ sol
H+
H+
O Eletrodo Padrão de 
Hidrogênio
A série de potenciais de eletrodo é
gerada pelo acoplamento de semipilhas
padrões para vários metais ao eletrodo
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padrões para vários metais ao eletrodo
padrão de hidrogênio e pela classificação
dessas semipilhas de acordo com a
voltagem medida.
Série de Eletrodo 
Padrão
• série de FEM
Au
Cu
Pb
Sn
Ni
+1,420 V
+0,340
- 0,126
- 0,136
- 0,250
metal Vmetal
o
m
a
i
s
 
c
a
t
ó
d
i
c
o
• O metal com menor V 
se corrói .
• Ex: célula Cd-Ni
- +
metal
o
16
Ni
Co
Cd
Fe
Cr
Zn
Al
Mg
Na
K
- 0,250
- 0,277
- 0,403
- 0,440
- 0,744
- 0,763
- 1,662
- 2,363
- 2,714
- 2,924 Dados baseados na Tab. 17.1, Callister 7ed.
m
a
i
s
 
a
n
ó
d
i
c
o
m
a
i
s
 
c
a
t
ó
d
i
c
o
∆V = 
0,153V
o
Adaptado da Fig. 17.2, Callister 7ed. 
1,0 M 
Ni2+ solução
1,0 M 
Cd2+solução
25°C NiCd
• Ex: Célula Cd-Ni com
soluções 1M (padrão)
Efeito da Concentração 
da Solução
1530oCdoNi .VV =−
- +
• Ex: Célula Cd-Ni com
soluções não padrão
Y
Xln
nF
RTVVVV −−=− oCdoNiCdNi
- +
18
Ni
1,0 M 
Ni2+ solução
1,0 M 
Cd2+ solução
Cd 25°C
n = # e-
na reação
oxidação/red.
(= 2 aqui)
F = constante
de Faraday
= 96.500
C/mol.
• Para reduzir VNi - VCd
- aumentar X
- diminuir Y
Ni
Y M 
Ni2+ solução
XM 
Cd2+ solução
Cd T
Exercício
Metade de uma pilha eletroquímica consiste em 
um eletrodo de níquel puro em uma solução de 
íons Ni2+ , a outra metade é um eletrodo de 
cádmio imerso em uma solução de Cd2+.
A) Se a pilha é uma pilha padrão, escreva a reação A) Se a pilha é uma pilha padrão, escreva a reação 
global espontânea e calcule a voltagem que é 
gerada.
B) Calcule o potencial da pilha a 25oC se as 
concentrações de Cd2+ e Ni2+ forem 0,5 e
10-3M, respectivamente. A direção da reação 
espontânea é a mesma da pilha padrão? 19
Séries Galvânicas
• Classificação da reatividades 
de metais e ligas em água do mar 
Platina
Ouro
Grafita
Titânio
Prata
Aço Inox 316 
Níquel (passivo)
m
a
i
s
 
c
a
t
ó
d
i
o
c
o
s
(
i
n
e
r
t
e
s
)
20
Baseado na Table 17.2, Callister 7ed.
Níquel (passivo)
Cobre
Níquel (ativo)
Estanho
Chumbo
Aço Inox 316 
Ferro/Aço
Ligas de alumínio
Cádmio
Zinco
Magnésio
m
a
i
s
 
a
n
ó
d
i
c
o
s
(
a
t
i
v
o
s
)
m
a
i
s
 
c
a
t
ó
d
i
o
c
o
s
• Ataque uniforme 
Oxidação e redução 
ocorre uniformemente 
sobre uma superfície
• Lixiviação seletiva 
Corrosão preferencial de um 
dos elementos de uma liga 
• Erosão-corrosão
Quebra da camada de 
passivação por erosão
(joelhos de tubulações)
Formas de 
Corrosão
Formas
• Pites
Propagação para baixo de
pequenos buracos e furos
•Corrosão sob tensão
Tensão e corrosão juntos 
na ponta de trincas.
22
dos elementos de uma liga 
(e.g. Zn em latão (liga Cu-Zn).
• Galvânica
Metais diferentes em 
contato físico. O mais 
anódico se corrói.
Zn & Mg são muito 
anódicos
Formas
de
corrosão
• Em frestas entre duas peças
de um mesmo metal.
Fig. 17.15, Callister 7ed. 
Furos dos rebites
• Intergranular
Corrosão ao longo dos 
contornos de grão 
onde existam 
determinadas fases.
Fig. 17.18, Callister 7ed.
zonas 
atacadas
Precip. no 
cont. grão.
pequenos buracos e furos
Adaptado da Fig. 17.17, 
Callister 7ed.
• Metais auto-protegidos!
- Íons do metal se combinam com
o oxigênio para formar uma fina, aderente, camada de óxido.
• Reduzir a T (reduz a cinética das reações de oxidação e de redução)
• Adicionar inibidores
Controlando a 
Corrosão
Metal (e.g., Al, 
aço inox)
óxido metálico
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- Diminui a velocidade das reações de oxidação/redução pela remoção de 
reagentes (e.g., remoção O2 pela reação com um inibidor).
- Diminuir a velocidade de oxidação colocando-se substâncias na 
superfície (e. g.: pintura!).
Adaptado da 
Fig. 17.22(a), 
Callister 7ed. tubo 
aço
Mg 
anode
fio Cue-
Terra
Mg2+
e.g., anodo de Mg
• Proteção catódica (anodo de sacrifício)
- ligar um materialanódico àquele que se quer proteger
Adaptado 
da Figura 
17.23, 
Callister 
7ed. aço
zincozinco
Zn2+
2e- 2e-
e.g., aço galvanizado
• Corrosão ocorre devido a: 
- tendência natural dos metais de ceder elétrons.
- elétrons são doados em reações de oxidação.
- os elétrons doados são utilizados em reações de redução.
• Metais com Potencial de Eletrodo Padrão menor (mais 
Resumo
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• Metais com Potencial de Eletrodo Padrão menor (mais 
negativo) são mais fáceis de corroer do que aqueles com 
maior potencial.
• A Série Galvânica classifica a reatividade dos metais na 
água do mar.
• Aumentar a T acelera as reações de oxidação/ redução.
• A Corrosão pode ser controlada por:
-- metais que formam
camadas protetoras
-- reduzindo a T
-- usando inibidores
-- pinturas
-- proteção catódica.
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