Apostila completa de corrosão.

Apostila de corrosão 1

Universidade Federal de Santa Catarina Departamento de Engenharia Química e Engenharia de Alimentos LABORATÓRIO DE MATERIAIS E CORROSÂO-LABMAC Humberto Gracher Riella

CORROSÃO 1 - Introdução 1.1 – Conceito A corrosão é a deterioração de um corpo sólido por meio de uma ação química ou eletroquímica provocada pelo meio ambiente. A ação química pode ou não estar associada a ações mecânicas ou físicas (tensões, cavitações, etc.). 1.2 – Importância do estudo da corrosão O avanço tecnológico tem levado os pesquisadores a desenvolver materiais metálicos com propriedades físicas e químicas que satisfação às exigências mais sofisticadas. Como exemplo destas propriedades podem ser citadas a ductibilidade e maleabilidade (a frio e a quente), condutividade termica e elétrica e resistência mecânica aos diversos tipos de esforços mecânicos. Apesar do avanço tecnológico no desenvolvimento desses materiais e seu uso generalizado, quase todas as ligas metálicas se deterioram, como consequência do ataque pelo meio onde são usadas. Porém, estas reações de deterioração, geralmente, processam-se de maneira lenta, permitindo o uso generalizado de materiais nos diversos meios. Se protegidos adequadamente, tais materiais podem atingir elevada durabilidade. Os motivos apresentados acima demonstram o interesse no estudo da corrosão em cursos de engenharias. Estes interesses podem ser chamados de razões técnico-econômicas. As perdas causadas pela corrosão podem ser classificadas em diretas e indiretas. São perdas diretas: a) os custos de substituição das peças ou equipamentos que sofreram corrosão, incluindo-se energia e

mão de obra; b) os custos e a manutenção dos processos de proteção (proteção catódica, recobrimentos, pinturas, etc.).

As perdas indiretas são mais difíceis de serem avaliadas. Porém, uma breve avaliação das perdas típicas dessa espécie permite concluir de que podem totalizar custos mais elevados que as prdas diretas e nem sempre podem ser quantificados. São perdas indiretas: a) paralisações acidentais para reposição de peças corroídas ou limpeza de equipamentos; b) perda de produto, como perdas de água, gás, óleos ou soluções em tubulações corroídas até se fazer o

reparo; c) perda da eficiência de equipamentos, pela diminuição da taxa de troca térmica, corrosão nos motores

de combustão, incrustações em caldeiras, entupimento ou perda de carga em tubulações de água, vapor e outros fluídos, obrigando a um custo mais elevado de bombeamento;

d) contaminação de produtos, pela contaminação do cobre proveniente da corrosão de tubulações de latão ou de cobre; alteração na tonalidade de corantes ocasiado pela contaminação com traços de metais; equipamentos de chumbo não são permitidos na preparação de alimentos e bebidas, devido às propriedades tóxicas de pequenas quantidades de sais de chumbo, que podem provocar saturnismo (doença que afeta o sistema nervoso); arraste, pela água, de produtos de corrosão, como óxidos de


ferro, que a tornam imprópria para consumo ou para uso industrial, como por exemplo, em fábricas de alimentos, laticínios, papel e celulose, etc.

e) superdimensionamento nos projetos de reatores, caldeiras, tubos de condensadores, paredes de oleodutos, tanques estruturas de navios, etc. Isto porque a velocidade de corrosão é desconhecida ou métodos de controle são incertos. Como por exemplo de superdimensionamento, uma tubulação de 362 km de comprimento e 20,3 cm de diâmetro que foi especificada preliminarmente para ter uma espessura de 0,82 cm, mas com adequada proteção contra corrosão pôde ser especificada com uma espessura de 0,64 m, economizando-se 3.700 toneladas de aço.

Em alguns setores, embora a corrosão não seja muito representativa em termos de custo direto,

deve-se levar em consideração o que ela pode representar em:

a) questões de segurança, pois a corrosão localizada pode resultar em fraturas repentinas de partes críticas de aviões, trens, automóveis e pontes, causando desastres e perdas de vidas humanas;

b) interrupções de comunicações, causada pela corrosão em cabos telefônicos provocada pela corrente de fuga existentes no solo e provenientes de fontes de corrente contínua usadas em sistemas de transporte eletrificado;

c) preservação de monumentos históricos, deteriorados pela chuva ácida, causada pela existência de ácido sulfuroso e sulfúrico no ar, que atacam os materiais metálicos e não-metálicos, como o mármore e o concreto, usados nos monumentos.

A indústria aeronáutica tem grande preocupação com a manutenção de aviões e helicópteros para

evitar, ou minimizar, processos de deterioração que poderiam causar custos diretos elevados e a perda de vidas. Em 1952, três aviões Comet se desintegraram em pleno vôo, causando a morte de um tripulante devido à fadiga de materiais.

Devido a falha de projeto, em 1987, na Suíca, ocorreu a queda da cobertura de uma piscina térmica, causando a morte de 13 pessoas. A queda deveu-se à corrosão sob tensão fraturante do aço inoxidável AISI 304, usado na parte estrutural. Como o tratamento da piscina é realizado com cloro, o meio ambiente apresenta esta substância que, em contato com a umidade, forma ácido clorídrico, que é agente corrosivo dos aços inoxidáveis. Casos de deterioração de monumentos históricos ocorreram na Acrópole (Grécia) e na Catedral de Colônia (Alemanha). Os casos foram associados a presença, na atmosfera, de óxidos de enxofre e, consequentemente, de ácido sulfúrico, originados, provavelmente, do grande movimento de veículos de turismo (ou de passeio). Estátuas de mármore, CaCO3, carbonato de cálcio, da Acrópole foram atacadas por ácido sulfúrico, de acordo com a reação:

CaCO3 + H2SO4 � CaSO4 + H2O + CO2

No caso do concreto, por ser material básico ou alcalino, não é compatível com ácido sulfúrico, ocorrendo a deterioração da massa de concreto e posterior corrosão da armadura de aço. Porém, a corrosão, além dos problemas associados com a deterioração a destruição de materiais, apresenta, sob determinado ponto de vista, não só esse lado negativo mas, também, um lado positivo. Assim, pode-se citar como processos corrosivos benéficos e de grande importância industrial: - oxidação de aços inoxidáveis, com formação da película protetora de óxido de cromo, Cr2O3; - anodização do alumínio, ou suas ligas, que consiste na oxidação de peças de alumínio, colocadas no

anodo de cuba eletrolitíca: ocorre a formação de óxido de alumínio, Al2O3, protetor, conferindo bom aspecto decorativo à peça;

- fosfatização de superfícies metálicas para permitir melhorar aderência de tintas: tratamento com solução contendo ácido fosfórico e íons de zinco e ferro, sobre a superfície metálica, possibilitando a aderência adequada da película de tinta aplicada;

- proteção catódica com anodos de sacrifício para proteção de aço carbono usado em instalações submersas ou enterradas: ocorre a formação de uma pilha galvânica na qual o catodo é o material a ser protegido, no caso o aço carbono, e o anodo o material a ser corroído, no caso, pode ser zinco, alumínio ou magnésio.


2 - Oxidação-redução (oxi-redução)

A corrosão é, em geral, um processo espontâneo, e, não fora o emprego de mecanismos protetores, ter-se-ia a destruição completa dos materiais, principalmente metálicos, já que os processos de corrosão são reações químicas e eletroquímicas eu se passam na superfície do material. Todos os metais estão sujeitos a corrosão, se o meio for suficientemente agressivo. Assim: - ouro e platina são praticamente inatacáveis nos meios comuns, mas não são resistentes, por exemplo, à

ação da mistura de ácido clorídrico e ácido nítrico, que constitui a água régia; - o aço inoxidável AISI 304, embora sendo bastante resistente a à vários meios corrosivos, sofre

corrosão localizada na presença do íon cloreto; - o alumínio, embora resistente aos ácidos oxidantes como o nítrico, não resiste ao ácido clorídrico e às

soluções aquosas de bases fortes, como o hidróxido de sódio; - o alumínio é rapidamente corroído na presença de mercúrio ou sais de enxofre; - o cobre e suas ligas sofrem corrosão acentuada na presença de soluções amoniacais e ácidos nítricos; - o titânio sofre corrosão em ácido fluorídrico, embora seja resistente a outros meios ácidos;

Assim, pode-se dizer que os processos de corrosão são consideradas reações químicas que se passam na superfície de separação entre o metal e o meio corrosivo. Para se entender os mecanismos pelos quais a corrosão se processa, torna-se necessário conhecer um pouco de eletroquímica.

2.1 – Reações de oxidação-redução

São reações em que há a variação do número de oxidação ou, em outras palavras, perda ou ganho de elétrons. O fenômeno de oxi-redução é simultâneo, i.é., sempre que há a oxidação (perda de elétrons,), ocorre também redução (ganho de elétrons). Como exemplo, considere a reação de oxidação do ferro pelo ácido clorídrico:

Fe + 2 HCL �� FeCl2 + H2

Onde:

Fe0 � Fe+2 + 2 e- (equação parcial de oxidação) 2 H+ + 2 e- � H2 (equação parcial de redução) FeO + 2 H+ � Fe+2 + H2 (equação total de oxi-redução)

Observação: Agente redutor: elemento que é oxidado (perde elétrons) – no caso, o Fe Agente oxidante: elemento que é reduzido (ganha elétrons) – no caso, o H+ Outros exemplos:

Reação Agente oxidante Agente redutor 2 Mg + O2 � 2 MgO O2 Mg

4 Fe + 3 O2 � 2 Fe2O3 O2 Fe 2 Al + 3 S � Al2S3 S Al


2.2 – Mecanismos das reações Redox

As reações de oxi-redução ocorrem, geralmente, por intermédio da transferência de elétrons. A seguir, são apresentados alguns mecanismos de reações redox: a) Reação entre magnésio e solução de ácido sulfúrico:

Figura 1. Reação de oxidação do magnésio pelo ácido sulfúrico Reações envolvidas:

Mg � Mg+2 + 2 e (equação de oxidação) 2 H+ + 2 e � H2 (equação de redução) _______________________________________________ Mg + 2 H+ � Mg+2 + H2 (equação redox) Mg + H2SO4 � MgSO4 + H2 (equação total)

b) Oxidação do zinco em solução de sulfato de cobre

Figura 2 – Oxidação do zinco pelo sulfato de cobre.

lâmpada

Barra de magnésio

Fio de cobre

Solução de H2SO4, 3M

Cu

Barra de zinco

Zn+2

Solução de CuSo4


Reações envolvidas:

Zn0 � Zn+2 + 2 e- (equação de oxidação) Cu+2 + 2 e- � Cu0 (equação de redução) _________________________________________________ Zn0 + Cu+2 � Zn+2 + Cu0 (equação de oxi-redução) Zn + CuSO4 � ZnSO4 + Cu0 (equação total)

c) Oxidação do zinco em solução de ácido clorídrico

Figura 3. Oxidação do zinco em solução de ácido clorídrico Reações envolvidas:

Zn0 � Zn+2 + 2 e- (equação de oxidação) 2 H+ + 2 e- � H2 (equação de redução) ________________________________________ Zn0 + 2 H+ � Zn+2 + H2

0 (equação redox) Zn + 2 HCl � ZnCl2 + H2 (equação total)

2.3 – Potencial de eletrodo Quando um metal é imerso em uma solução contendo íons deste metal, estabelece-se uma diferença de potencial entre as duas fases, a fase sólida e a fase líquida. Esta diferença é simultaneamente de natureza química e elétrica e por isso denomina-se diferença de potencial eletroquímico:

M M n en⇔ ++ −. onde M representa o metal. O sistema tende a evoluir espontaneamente, de modo a atingir um estado de equilíbrio. Ou seja, há intercâmbio contínuo de íons metálicos entre as duas fases. A velocidade de intercâmbio será diferente em cada uma das duas direções e predominará aquela que diminua a energia livre do sistema (∆G�0). Se o potencial do metal (EM), ou seja, dos íons metálicos na rede cristalina do metal, for maior que o potencial dos íons metálicos em solução (ES), haverá passagem espontânea dos íons para a solução até atingir o equilíbrio (EM=ES). O metal ficará com excesso de carga negativa pois os elétrons não podem

Barra de zinco (Zn)

Solução de HCl


existir livres na solução. Em outras palavras, os elétrons permanecem no metal. O metal adquire, então, um potencial elétrico negativo em relação à solução. Por outro lado, se o potencial dos íons metálicos em solução for maior do que na rede metálica, ocorre reação inversa: os íons da solução passam para o metal e esta fica com excesso de carga positiva. A transferência contínua até que o equilíbrio seja estabelecido. Neste caso o potencial elétrico da lâmina é positivo em relação a solução. Portanto, se dois metais diferentes (ou seja, de potenciais diferentes) forem imersos em uma mesma solução e ligados por um condutor metálico, haverá passagem espontânea de elétrons através do condutor, no sentido do metal com excesso de carga negativa para aquele com excesso de carga positiva, ou seja, do metal com menor potencial elétrico para o de maior potencial elétrico. Ocorre, então, a formação de uma fonte geradora de corrente elétrica, uma pilha eletroquímica. 2.3.1 – Potencial padrão – Eletrodo de referência O potencial de eletrodo mostra a tendência de uma reação se processar no eletrodo, bem como dá a medida da facilidade com que os átomos do eletrodo metálico perdem elétrons, ou a facilidade com que os íons recebem elétrons. Considera-se, então, eletrodo, o sistema complexo do metal imerso no eletrólito. Para se determinar o potencial de eletrodo, fixou-se uma concentração de íons para todas as medidas. Na prática usa-se uma solução de eletrólito com concentração 1 molar. O potencial, medido em volts, desenvolvido em um metal imerso em uma solução 1 molar de seus íons é denominado de potencial padrão ou potencial normal. Logo, apenas um eletrodo ou meia pilha em contato com uma solução 1 molar de seus íons é denominada de eletrodo padrão ou meia pilha padrão. Representa-se, por exemplo, no caso do eletrodo de zinco:

Zn / Zn +2 (1M) ou Zn,Zn+2(1M) A figura 4, abaixo, mostra o esquema de um meia pilha padrão de zinco (ou eletrodo padrão).

Figura 4 – Meia pilha padrão de zinco (ou eletrodo padrão). Como é impossível medir o valor absoluto do potencial de um metal (de forma análoga, é impossível medir a energia mecânica potencial), os potenciais de eletrodo são valores relativos, ou seja, compara-se o potencial de meia pilha (do metal) com o eletrodo padrão de hidrogênio (eletrodo de referência). A diferença de potencial (ddp) entre estes dois eletrodos causará um fluxo de elétrons de um eletrodo para o outro e, desta maneira, determina-se o potencial de eletrodo ou de meia pilha do metal em questão.

O eletrodo padrão de hidrogênio (eletrodo de referência), ao qual atribui-se potencial zero, é constituído por um fio de platina em cuja extremidade encontra-se uma placa de platina porosa, que absorve grande parte do hidrogênio. Assim, age como se fosse um eletrodo de hidrogênio. Este eletrodo é

Barra de zinco metálico

Solução 1 M de Zn+2


imerso em uma solução 1 M de íons H+. Os íons H+ podem ser, por exemplo, de uma solução 1 M de HCl. Neste eletrodo é borbulhado hidrogênio gasoso sob pressão de 1 atm e a temperatura de 25ºC. 3 - Determinação do potencial de eletrodo de meia pilha de um elemento Para determinação do potencial de meia pilha de um elemento, liga-se o eletrodo (meia pilha) do metal ao eletrodo padrão de hidrogênio. Por exemplo, a figura 5 mostra o esquema para medida do potencial de meia pilha de zinco, Zn/Zn+ (1M):

Figura 5. Esquema para medida do potencial de meia pilha de zinco. A voltagem registrada no voltímetro será de 0.763 V, que vem a ser o potencial padrão de meia pilha de de Zn/Zn+2 (1 M).

O potencial total da pilha será igual a soma algébrica dos potenciais do anodo (região onde os elétrons saem para o circuito elétrico), ou seja, o eletrodo de zinco, e o catodo (região onde os elétrons entram na solução), ou, seja, o eletrodo de hidrogênio:

Epilha = Eanodo + Ecatodo = EZn/Zn

+2(1M) + EPt,H2(1 atm, 25ºC)/H+(1M)

Calculando-se a meia pilha, obtém-se:

0,763V = EZn/Zn

+2(1M) + 0

EZn/Zn

+2(1M) = 0,763 V

NOTAS: 1. a ponte salina é construída com um eletrólito (KCl ou NaCl ou mesmo uma solução destes sais) colocados dentro do tubo em forma de U. Este tubo é, então, arrolhado em suas extremidades com algodão ou similar poroso inerte. O papel da ponte salina é fechar o circuito e garantir uma lenta migração de íons de uma cuba eletrolítica para outra.

2. o sentido do fluxo dos elétrons, pelo fio condutor externo às cubas, fornecerá o sinal do potencial. Cada meia pilha possui tendência a doar (potencial positivo) ou receber (potencial negativo) elétrons em relação a meia pilha padrão de hidrogênio.

H+, 1 M Zn+2, 1M

Pote salina

Voltímetro=0,763

Zn H2, 1atm

Reação de oxidação Reação de redução

Placa porosa de platina

[E1] Comentário:

[E2] Comentário:


Por exemplo:

Zn Zn M H H Me/ ( ) / ( )+ +

−

→221 1 , logo Zn/Zn+2(1M) = 0,763 V

Cu Cu M H H Me/ ( ) / ( )+ +

−

← 221 1 , logo Cu/Cu+2(1M)=-0,337V

3.1 - Tabela dos potenciais de eletrodo padrão

A tabela dos potenciais de eletrodo padrão representa os potenciais relativos à oxidação dos eletrodos. Ou seja, reações que aconteceriam espontaneamente. Se as reações forem inversas (reações de redução) os sinas dos potenciais deverão ser invertidos. A tabela 1, a seguir, mostra os potenciais de eletrodo padrão para diversos metais.


Tabela 1 – Potenciais de eletrodo padrão para diversos metais.


3.2 - O uso da tabela dos potenciais padrão de eletrodos Quanto maior o potencial de eletrodo do elemento, maior será sua tendência para ser oxidado e isso definirá o sentido espontâneo da reação. Exemplo: Qual o sentido espontâneo da reação abaixo? Fe + Zn+2 ------------- Fe+2 + Zn Solução: Da tabela de poenciais padrão, temos: E0

Zn+2 = + 0,763 V E0

Fe+2 = 0,440 V ________________ Zn � Zn2+ + 2 e- (0,763 V) Fe � Fe+2 + 2 e- (0,440 V) Logo, o sentido espontâneo da reação será Fe + Zn+2 Fe+2 + Zn 3.2.1 - Limitações da tabela A tabela dos potenciais nos dá a possibilidade de uma reação se pocessar, mas nada nos diz sobre a velocidade da reação. Esta tabela foi estabelecida para condições padronizadas (soluções 1M, 25ºC e 1 atm). Logo, se as concentrações, temperaturas e pressão forem diferentes, os valores dos potenciais serão diferentes, podendo inclusive mudar a posição dos elementos na tabela. 3.2.2 – equação de Nernst A equação de Nernst fornece ma maneira rápida e prátíca para o cálculo dos potenciais em condicões fora das padrões. Para determinação dos potenciais em condições não padrão utiliza-se a seguinte expressão:

E = Eº - (R.T/n.F) Ln Q

Onde:

E = potencial real, em volt Eº = potencial padrão, em volt R = constante dos gases ideais, 8.314 J/K.Mol T = Temperatura. K N = número de elétrons (modificação do número de oxidação das espécies químicas) ou número de elétrons ganho pelo oxidante. F = constante de Faraday = 96500 Coulombs (carga elétrica necessária para eletolizar um equivalente grama de uma substância ) Q = relação entre as atividades químicas dos produtos e reagentes


OBS - A atividade é igual a concentração molar (concentração em moles por 1000 g de solvente) multiplicada por m fator de correção chamado de coeficiente de atividade. O coeficiente de atividade é função da temperatura e da concen.tração e deve ser determinado experimentalmente. No caso de soluções de eletrólitos muito diluídas, pode-se considerar, sem erro apreciável a atividade igual a concentração pois, nestes casos, o coeficiente de atividade é praticamente igual a 1. Pode-se cscrever para o eletrodo em questão a seguinte expressão:

M � Mn+ + n e-

então:

Q = aMn+' / aM

como convecionalmente aM = 1, temos que:

Q = aMn+

porém, para soluções diluídas, aM

n+ = [ concentração de Mn+], ou seja, Q = [Mn+]. Assim, a equação de Nernst pode ser reescrita como:

Exemplos 1. Qual o potencial de eletrodo (ou de meia pilha) de cobre imerso em uma solução 0,01M de Cu2+, a 25

ºC? 2. Qual o potencial de uma pilha constituída pelas meias pilhas de Zn/Zn2+ (0,01M) e Cu/Cu2+ (0,1M), a

25 ºC?

[ ]+

−= n0 MLog.303,2.

96500.n

T.314,8EE


4 - Tipos de pilhas e mecanismos de corrosão Termodinâmicamente, o potencial de um eletrodo, agindo reversivelmente, está relacionado com a variação de energia livre do sistema ou energia livre de Gibbs (∆G):

∆∆∆∆G0 = - n.F.E0 onde n é o número de elétrons envolvidos, F a constante de Faraday e E0 o potencial de eletrodo padrão. Se:

∆∆∆∆G0 < 0 a reação é espontânea

∆∆∆∆G0 = 0 a reação está em equilíbrio ∆∆∆∆G0 > 0 a reação ocorre de forma não espontânea

De forma análoga, se:

E < 0 a reação é forçada (não espontânea) E = 0 a reação encontra-se no equilíbrio

E > 0 a reação ocorre de forma espontânea

Segundo o meio onde ocorre, a corrosão pode ser: Corrosão Química – o meio é não iônico, incluindo gases a baixa e alta temperatura, os líquidos anidros e os metais fundidos. Assimila-se à corrosão seca. Corrosão Eletroquímica – o meio é iônico, envolvendo os íons de água. É também chamada de corrosão úmida. Corrosão Microbiológica – Se processa sob a influência de microrganismos (bactéria, fungos, algas, etc.).

Observação: Erosão é o desgaste de materiais pela ação abrasiva de fluidos em

movimento, usualmente acelerado pela ação de partículas sólidas ou material em

suspensão e não deve ser confundido com corrosão.

As diferentes formas de destruição provocadas pela corrosão podem ser classificadas da seguinte maneira: - Corrosão uniforme; - Corrosão por placas; - Corrosão alveolar; - Corrosão puntiforme ou por pite; - Corrosão intergranular (ou intercristalina); - Corrosão intergranular (ou transgranular ou transcristalina); - Corrosão filiforme; - Corrosão por esfoliação; - Corrosão grafítica; - Corrosão por dezincificação; - Corrosão por empolamento pelo hidrogênio; - Corrosão em torno de cordão de solda.


A figura 6 apresenta, de forma esquemática, algumas dessas formas de corrosão.

Figura 6. Representação esquemática de algumas formas de corrosão.

A corrosão uniforme se processo em toda a extensão da superfície, ocorrendo perda uniforme de espessura, como mostra a figura 7. É chamada, também, de corrosão generalizada, em alguns casos. Porém, o termo corrosão generalizada deve ser usado com cuidado, pois podemos ter também corrosão por pite ou alveolar generalizada.

Figura 7. Corrosão uniforme na área de contato entre tubo de latão e material não-metálico (corrosão por aeração diferencial na área de contato, devido à presença de fresta). A corrosão por placas se localiza em regiões de superfície metálica e não em toda sua extensão, como pode ser visto na figura 8.


Figura 8. Corrosão por placas em uma chapa de aço carbono do costado de um tanque. A corrosão alveolar se processa na superfície metálica produzindo sulcos ou escavações semelhantes a alvéolos. Apresenta fundo arredondado e profundidade geralmente menor que o seu diâmetro. Afigura 9 mostra exemplos da corrosão alveolar.

Figura 9.a. Corrosão alveolar em um tubo de aço carbono.

Figura 9.b. Corrosão alveolar generalizada em um tubo de aço carbono.


A corrosão puntiforme ou por pite se processa em pontos ou pequenas áreas localizadas na superfície metálica, produzindo pites, que são cavidades que apresentam o fundo em forma angulosa e profundidade, geralmente, maior que o seu diâmetro, como mostra a figura 10. A figura 11 mostra diferentes formas com que a corrosão por pite pode se apresentar, segundo a ASTM (Americam Stamdart of

Testing Materials).

Figura 10 . Corrosão por pite em um tubo de aço inoxidável AISI 304.

Figura 11. Várias formas de pite, segundo a ASTM.

A corrosão intergranular ocorre entre os grãos da rede cristalina do material metálico, como mostra a figura 12, o qual perde suas propriedades mecânicas e pode fraturar quando solicitado por esforços mecânicos, tendo-se então a corrosão sob tensão fraturante, figura 13.

Figura 12. Corrosão integranular ou intercristalina


Figura 13. Corrosão sob tensão fraturante em tubo de aço inoxidável AISI 304.

A corrosão intragranular se processa nos grãos da rede cristalina do material metálico, como pode ser visto na figura 14.a. O material perde suas propriedades mecânicas e pode fraturar à menor solicitação mecânica, ocorrendo a corrosão por tensão fraturante, figura 14.b.

Figura 14.a. Corrosão intergranular ou transcristalina em aço inoxidável submetido à ação de cloretos e temperatura.

Figura 14.b. Corrosão sob tensão fraturante em palheta de agitador de aço inoxidável.


A corrosão filiforme se processa sob a forma de finos filamentos, mas não profundos, que propagam em diferentes direções e que não se ultrapassam. Admite-se que isso não ocorre porque o produto de corrosão possui carga positiva, ocorrendo repulsão. Geralmente ocorre em superfície metálicas revestidas com tintas ou com metais, ocasionando o deslocamento do revestimento. Tem sido observada mais frequentemente quando a umidade relativa do ar é maior que 85% e em revestimentos impermeáveis à penetração de oxigênio e água ou apresentando falhas, como riscos ou em regiões de arestas. A corrosão por esfoliação ocorre de forma paralela à superfície metálica. Aparece em chapas ou componentes extrudados que tiveram seus grãos alongados e achatados, criando condições para que inclusões ou segregações, presentes no material, sejam transformadas, devido ao trabalho mecânico, em plaquetas alongadas. O produto de corrosão é volumoso e ocasiona a separação das camadas contidas entre as regiões que sofreram a ação corrosiva. Essa forma de corrosão tem sido frequentemente observada em ligas de alumínio 2.000 (Al, Cu, Mg), 5.000 (Al, Mg) e 7.000 (Al, Zn, Cu, Mg). A figura 15 mostra um exemplo da ocorrência deste tipo de corrosão.

Figura 15. Corrosão por esfoliação em liga de alumínio.

A corrosão grafítica se processa no ferro fundido cinzento em temperatura ambiente. O ferro metálico é convertido em produtos de corrosão, restando a grafite intacta. A área corroída fica com um aspecto escuro, característico da grafite, como pode ser visto na figura 16.

Figura 16.a. Corrosão grafítica do ferro fundido (observe o aspecto escuro da área corroída).


Figura 16.b. Corrosão grafítica em ferro fundido cinzento (veja parte escura da figura). A corrosão por dezincificação ocorre em ligas de cobre-zinco (latões), surgindo uma região avermelhada, em contraste com a cor amarelada típica desses materiais. Ocorre a corrosão preferencial do zinco, restando o cobre com suas características e cor avermelhada. Vide figuras 17. A dezincificação e a corrosão grafítica são exemplos de corrosão seletiva, ocorrendo a corrosão preferencial do zinco e do ferro, respectivamente.

Figura 17.a. Trecho de tubos de latão (70/30) com dezincificação: as áreas mais escuras são as dezincificadas.


Figura 17.b. Parte interna da válvula de latão apresentando corrosão por dezincificação: área com coloração

avermelhada e destruição da parte rosqueável. O empolamento pelo hidrogênio ocorre quando o hidrogênio atômico penetra no material metálico. Como possui pequeno volume atômico, difunde-se facilmente para regiões onde existem descontinuidades, como inclusões ou vazios. Nesses lugares, transforma-se em hidrogênio molecular (H2), exercendo pressão e originando a formação de bolhas, como pode ser visto na figura 18.

Figura 18.a. Tubo de aço carbono com empolamento pelo hidrogênio ocasionado por H2S em água.


A corrosão em torno do cordão de solda, como mostra a figura 19, ocorre em aços inoxidáveis não-estabilizados ou com teores de carbono superiores a 0,03%. A corrosão segue o mecanismo

intergranular.

Figura 19.a. Corrosão em componentes tubulares nas proximidades da solda.

Figura 19.b. Corrosão em componentes tubulares com perfuração localizada na parte inferior do cordão de

solda.


Uma das formas de corrosão é a destruição eletroquímica de materiais metálicos por reação com o meio ambiente. Temos então, uma interação de eletricidade e de reação química que ocasiona ou é ocasionada por m fluxo de elétrons. Para um corrente de elétrons escoar é necessário um circuito elétrico completo, sendo ele, em um sistema de corrosão, constituído de quatro componentes: Anodo - eletrodo em que há oxidação (corrosão) e onde a corrente, na forma de íons metálicos positivos, entra no eletrólito; Eletrólito – condutor, usualmente um líquido, contendo íons que transportam a corrente para o catodo. Catodo - eletrodo em que há redução e onde a corrente sai do eletrólito Circuito metálico - ligação entre anodo e catodo. por onde escoam os elétrons no sentido anodo�catodo. 4.1 - Pilhas de eletrodos diferentes Imagine dois metais diferentes mergulhados num mesmo eletrólito, como mostra a figura 20. Como pode ser visto na figura, os metais tomados como exemplo são o ferro (E0=0,440V) e o cobre (E0=-0,337V). Neste caso, quem é o catodo e quem é o anodo? Para responder a pergunta, vamos tomar um exemplo.

Figura 20. Pilhas de eletrodos diferentes.

Exemplo. Se uma tubulação de ferro for ligada a uma válvula de bronze (liga de cobre e estanho), em presença de eletrólitos (por exemplo, o próprio solo), tem-se uma corrosão no contato ferro-latão, corroendo-se, preferencialmente, o tubo de ferro, pois este funcionara como anodo da pilha formada. Como mostra a figura 21.

Figura 21. Tubulação de ferro ligada à uma válvula de bronze.


Outro exemplo é o caso do magnésio ligado a uma tubulação de ferro, estando o sistema enterrado. Pode-se verificar que o anodo é o Mg (potencial de + 2,37 V), que sofre corrosão, enquanto que o ferro funciona como catodo, ficando protegido. Estes exemplos demonstram o conceito de pilhas de eletrodos diferentes. Um fenômeno de corrosão que configure uma pilha de eletrodos diferentes é chamado de CORROSÃO GALVÂNICA. Pode-se considerar como exemplos particulares de pilhas de eletrodos diferentes as chamadas pilhas ativa-passiva e de ação local. 4.1.1- Pilha ativa-passiva A princípio, o elemento anódico é o que sofre corrosão, enquanto o elemento catódico fica protegido. Alguns metais e ligas tendem a se tornar passivos devido à formação de uma fina película aderente de óxido ou outro composto insolúvel na sua superfície. Entre estes metais e ligas tem-se o Al, Pb, aço inoxidável, Fe e Cr. A passivação faz com que estes materiais funcionem como área catódica. Entretanto íons cloreto e, em menor escala, o brometo e iodeto destroem esta passivação ou impedem sua formação. A destruição da passividade pelo íon cloreto não ocorre sobre toda a extensão da película e sim em pontos, talvez, determinados por pequenas variações na estrutura e na espessura da película Assim, ocorre a formação de pequenos pontos de metal ativo (anodos) circundados por grandes áreas de metal passivado (catodo). Isto causa a ocorrência da formação de uma diferença de potencial entre estas áreas na ordem de +/- O,5V. A esta pilha resultante chama-se pilha ativa-passiva. 4.1.2 - Pilha de ação local

Observa-se que o zinco puro resiste mais à ação do ácido sulfúrico ou clorídrico diluído que o zinco comercial. As impurezas do zinco comercial (Fe, Cu, C, etc.) funcionam como micro-catodos, fazendo com que o zinco puro, presente, funcione como anodo. Quando os anodos e os catodos estão em contato direto e na presença de um eletrólito forma-se uma pilha de ação local, figura 22..

Figura 22. Pilha de ação local em uma chapa de zinco impuro.


4.2 - Pilhas de concentração Existem casos em que os eletrodos, embora de mesma natureza, podem, originar uma diferença de potencial, ocasionando processos de corrosão. Isto ocorre quando se tem o eletrodo em contato com diferentes concentrações de um mesmo eletrólito ou em contato com o mesmo eletrólito, porém em locais em que os teores de gases dissolvidos são diferentes. São dois os tipos de pilha de concentração: 4.2.1 - Pilha de concentração iônica São pilhas formadas por eletrodos de mesma natureza, em contato com soluções de diferentes concentrações. A figura 23 mostra um esquema de uma pilha de concentração iônica.

Figura 23. Esquema de uma pilha de concentração iônica.

De acordo com a equação de equilíbrio, para um eletrodo metálico temos:

M0 ⇔ M n+ + n.e-

Pode-se verificar que diminuindo-se a concentração dos íons Mn+, o equilíbrio tende a deslocar-se no sentido � aumentando a tendência à perda de elétrons. Assim, ocorre a elevação do valor do potencial de oxidação e vice versa. De forma resumida, o anodo é aquele metal que se encontra na solução diluída. Por outro lado, o catodo é aquele colocado na solução concentrada. As diferenças locais das concentrações dos íons metálicos, ocasionadas pela agitação inadequada ou difusão dos íons metálicos, podem ativar ou iniciar a corrosão por um mecanismo galvânico que se denomina de célula ou pilha de concentração iônica. Peças metálicas rebitadas ou com frestas, onde o eletrodo tem difícil acesso tornam-se mais concentradas em íons metálicos formados pela corrosão. Nas regiões de fácil acesso do eletrólito, os íons metálicos formados são arrastados pelo eletrólito em movimento, tendo-se, então, um gradiente de


concentração que ocasiona a ddp (diferença de potencial). A corrosão originada por este tipo de pilha é conhecida por corrosão por contato, corrosão em frestas ou corrosão por concentração diferencial.

4.2.2 - Pilha de aeração diferencial

São pilhas constituídas de eletrodos idênticos, em contato com o mesmo eletrólito e de mesma concentração, mas apresentando regiões com diferentes concentrações de gases dissolvidos. Como ocorre com mais frequência em regiões com diferentes concentrações de oxigênio, é conhecida por pilha de oxigenação diferencial. A diferença de concentração origina uma ddp, funcionando o eletrodo mais aerado como catodo e o menos aerado como anodo, como mostra a figura 24.

Figura 24. Pilha de aeração diferencial. Em frestas, onde a aeração é pequena, a baixa concentração de oxigênio no eletrólito que se encontra no interior das mesmas, e uma concentração maior de oxigênio no eletrólito que se encontra em contato com o metal fora das frestas, gera uma ddp. Tubulações onde ocorra a possibilidade de deposição de partículas sólidas, como óxidos, areia, etc., estão sujeitas ao mesmo processo corrosivo. A figura 25 mostra um caso típico de pilha de aeração diferencial.


Figura 25. Cracas na faixa de variação da maré em estacas no mar e corrosão acentuada na zona de respingos.

4.3 - Pilhas de temperaturas diferentes São pilhas constituídas de eletrodos do mesmo material metálico, imersos em eletrólito de mesma composição inicial, porém os eletrodos estando a diferentes temperaturas. Quanto ao estudo do fenômeno, temos que a elevação de temperatura na região eletrodo eletrólito ocasiona: 1. aumento da velocidade da reação eletroquímica, bem como o aumento da taxa de difusão. Logo, o

aumento da temperatura aumenta a velocidade do processo corrosivo neste eletrodo. 2. a quantidade de gases dissolvidos que, segundo o princípio da pilha de aeração diferencial, aumenta a

velocidade do processo corrosivo neste eletrodo. No entanto, se estes gases não puderem escapar da região, ocorre a diminuição do processo corrosivo.

3. pode aumentar a porosidade, volatilidade e solubilidade das películas protetoras formadas sobre a superfície do eletrodo, diminuindo, assim, a passivação e aumentando o processo corrosivo do eletrodo. No entanto, poderá aumentar a plasticidade da película protetora fazendo com que a mesma possa recobrir uma maior área do eletrodo, diminuindo, assim, o processo corrosivo no eletrodo em questão.

5 - Meios corrosivos

Os meios corrosivos mais frequentemente encontrados são os seguintes: atmosfera, águas naturais, água do mar, solo, produtos químicos, alimentos e substâncias fundidas. Na atmosfera a ação corrosiva é, principalmente, influenciada pela poeira, gases e umidade. Poeira: - deposição de material não metálico, criando condições de aeracão diferencial - deposição de substâncias que retém umidade ou que sejam higroscópicas - deposição de material metálico, ciando pilhas de eletrodos diferentes


Os gases contaminantes mais frequentemente encontrados na atmosfera são: CO, CO2, SO2, SO3, H2S, NH3 e NO2. Muitos destes gases combinados com a umidade do ar formam ácidos que iniciam o processo corrosivo. Assim como na atmosfera, as águas naturais do mar e do solo contém íons que tornam o sistema um eletrólito, possibilitando a formação de meios corrosivos. No caso de alimentos, a importância do efeito corrosivo está ligado à formação de possíveis sais metálicos tóxicos: geralmente empregam-se ácidos orgânicos como agentes conservadores dos alimentos. No caso de substâncias fundidas, o efeito corrosivo está ligado ao fato do material metálico ser solúvel no composto ou metal fundido. Assim, nos metais fundidos, tem-se a formação de ligas ou de compostos intermediários. Além disso, pode-se ter, também, oxidação do material metálico fundido:

2 NaOH + M� Na2O + MO + H2 2 NaNO3 + 3 M �Na2O + 3 MO + 2 NO

6 - Corrosão eletroquímica

6.1 - Introdução O processo de corrosão eletroquímica pode ser decomposto em três etapas principais:

- fenômeno anódico (oxidação) - deslocamento de elétrons e íons - fenômeno catódico (redução)

No catodo, pode-se ter as seguintes reações católicas:

a) meio neutro não aerado: 2 HOH + 2 e- � H2 + 2 OH- b) meio neutro aerado: 2 HOH + ½ O2 � OH- c) meio ácido não aerado: 2 H+ + 2 e- � H2 d) meio ácido aerado: 2 H+ + ½ O2 + 2e- � 2 HOH

Observação: Em meio neutro, a região catódica torna-se básica e, em meio ácido, diminui a acidez, pois ocorre a reação: H+ + OH- � H2O, que é uma reação de neutralização,. Conclui-se, também, que a corrosão eletroquímica será tanto mais intensa quanto maior a acidez (alto teor de H+) e maior teor de oxigênio do meio. O oxigênio é considerado como fator de controle, pois o caso do meio neutro aerado ele age como despolarizante (intensificando a corrosão), isto é, reage com o H2, que poderia ficar adsorvido na superfície do catodo polarizando a pilha. Por este fato é que se costuma-se fazer a deaeração de águas usadas para fins industriais, como, por exemplo, águas para caldeiras. Entretanto, observa-se que o oxigênio não funciona somente como estimulador de corrosão. Ele pode agir, até certo ponto, como protetor pois pode reagir diretamente com a superfície do metal formando uma camada de óxido que retardará o contato do material com o meio corrosivo. Pode formar, também, uma película de oxigênio adsorvida sobre o material metálico, tonando-o passivo.


Deve-se ter alguns cuidados, pois alguns metais, como o cobre, em certos meios corrosivos tem o oxigênio como acelerador da corrosão: Exemplo:

Cu + HCI � não há reação 2 Cu + ½ O2 � Cu2O Cu2O + 2 HCl � 2 CuCl + H20

Quanto às reações catódicas e anódicas, deve-se notar que os processos católicos e anódicos são rigorosamente equivalentes (cátions � ânions) não se reproduzindo acúmulo de eletricidade. Além disso, a quantidade de massa decomposta pelo processo corrosivo obedece a lei de Faraday. 6.2 - Heterogeneidades responsáveis pela corrosão eletroquímica A corrosão eletroquímica pode se verificar sempre que houver heterogeneidades no sistema material metálico-meio corrosivo. 6.2.1 - Diferença de potencial associada com o metal - Contorno dos grãos - algumas experiências mostram que, geralmente, o contorno dos grãos funciona

como área anódica em relação ao grão, que funciona como área catódica. Daí, então, o ataque intergranular. Certas ligas metálicas, em certas soluções, pode apresentar o contorno dos grãos catódico em relação ao grão (anódico). Neste caso, temos o ataque granular. Ex. Ataque do Alumínio (99,98 % de pureza) pelo HCl (10 a 20%).

- tamanho dos grãos - um grão fino, de um dado metal, contém energia interna maior que um grão grosseiro.

- Tratamentos térmicos ou metalúrgicos diferentes – se uma parte de uma superfície metálica sofrer um tratamento térmico diferente das regiões restante, há a formação de uma diferença de potencial entre estas regiões. Isso ocorre quando, por exemplo, num cordão de solda. Mesmo que o material da solda seja o mesmo do material a ser soldado, a área em torno dos grãos funciona como área anódica.

6.2.2 - Diferença de potencial associado com a superfície metálica - Polimento da superfície metálica - superfícies metálicas altamente polidas podem apresentar potenciais

diferentes daquelas de superfícies rugosas. As películas apassivadoras formam-se de maneira mais uniformes em superfícies polidas.

- Bordas de superfícies metálicas - essas regiões, geralmente, se tornam mais suscetíveis ao ataque, tornando-se áreas anódicas. Isso ocorre pelo fato destas regiões não serem tão polidas quanto a superfície.

- Diferença de forma - a forma de um material metálico pode ocasionar problemas de corrosão. Superfícies convexas, geralmente, funcionam como catodo em relação à superfície côncava: fios de pequeno diâmetro tem uma velocidade de corrosão maior do que fios de diâmetro maior.

- Deformações diferenciais - quando um material metálico está submetido à tensão, observa-se que a região tencionada funciona como catodo em relação à região não tencionada. Ex. Um prego dobrado em V, onde a cabeça, a ponta e o vértice funcionam como áreas anódicas.

6.2.3 - Diferença de potencial associada com o meio corrosivo

- concentração diferencial - aeracão diferencial - aquecimento diferencial


6.3 - Exemplos de corrosão eletroquímica

6.3.1 - Corrosão galvânica Um fato importante da corrosão galvânica é a relação entre as áreas anódicas e catódicas. Se a área catódica for pequena em relação à anódica, corrosão não será muito acentuada. Porém, em caso contrário sim. A grande área catódica ocasiona uma alta densidade de corrente na parte do metal que está sendo atacada (anodo) e, consequentemente, alta taxa de corrosão. Daí ser mais seguro o uso de rebites de material metálico catódico, em uma estrutura anódica, do que o inverso.

Área catódica pequena �� área anódica grande �� corrosão pouco acentuada. OBS.: Quando houver a necessidade de se ligar dois materiais metálicos de potenciais diferentes, deve-se consultar a tabela padrão de potenciais ou utilizar a equação de Nernst. 6.3.2 - Corrosão eletroquímica - Potenciais aplicados Nos casos vistos anteriormente, verificou-se que a diferença de potenciais entre os eletrodos é devido somente aos seus potenciais diferentes, sendo originária de um processo espontâneo. Entretanto, podem ocorrer casos em que a diferença de potencial é proveniente de uma fonte de energia externa, não sendo necessário que os eletrodos sejam de diferentes natureza. Esquematizando, temos: Pilhas galvânicas (Processo espontâneo): A + B � A+B- Anodo A � A+ + e- Catodo B + e- � B- Célula ou cuba eletrolítica (processo não espontâneo): A+ + B- � A+B- Anodo A+ + e- � A Catodo B- � B- + e- A célula eletrolítica, que tem importância no estudo da corrosão, é aquela em que um dos eletrodos funciona como anodo ativo, isto é, perdendo elétrons e, portanto, oxidando-se. A quantidade de metal consumido anodicamente pode ser calculada pela lei de Faraday.

6.3.3 - Corrosão grafítica

É a corrosão que ocorre no ferro fundido cinzento (ferro grafitado), onde o ferro metálico é convertido em produtos de corrosão, restando a grafite intacta. Ocorre, geralmente, em tubulações de ferro fundido usadas para transporte de água. Nesta pilha temos: ferro (anodo), meio corrosivo (condutor eletrolítico) e grafite (catodo). 6.3.4 - Dezincificação É o tipo de corrosão que pode ocorrer mais frequentemente em ligas de cobre e zinco (latão)


colocadas em um eletrólito. O Zinco é corroído preferencialmente, restando um resíduo poroso de cobre e produtos de corrosão. 6.4 - Velocidade de corrosão A velocidade de corrosão eletroquímica representa a perda de massa do material metálico em função do tempo por unidade de área. Exprimindo-se essa velocidade em equivalentes-grama por unidade de área por segundo, o seu valor será obtido pela relação:

vi

F.S=

onde: v = velocidade ou taxa de corrosão i = intensidade da corrente elétrica (Ampere, A) F = constante de Faraday (96500 Coulombs, C) S = área anódica A velocidade de corrosão eletroquímica é diretamente proporcional à intensidade da corrente elétrica que, por sua vez, depende do potencial do elemento sujeito à corrosão e da resistividade dos circuitos metálicos e eletrólitos. Por problemas de polarização e passivação que ocorrem durante o processo corrosivo, é difícil ter um valor constante para a velocidade da corrosão. A figura xxx mostra curvas características de perda de massa, devido aos processos corrosivos, por unidade de tempo.

Figura ..... Curvas características de perda de massa por unidade de tempo. As curvas representam: A. Velocidade constante de corrosão eletroquímica. Ocorre quando a superfície metálica não varia, o

produto de corrosão é inerte e a concentração de agente corrosivo é constante. Este é um caso raro de corrosão.

B. Idêntica à anterior. Porém, há um período de indução gasto pelo agente corrosivo para destruir a película protetora.

C. Velocidade inversamente proporcional ao produto de corrosão formado. O produto de corrosão é insolúvel e adere à superfície metálica.

Perda de massa

C A

D

B

tempo ∆t


D. A velocidade de corrosão cresce rapidamente e os produtos de corrosão são solúveis no meio. 6.4.1 - Polarização Quanto maior a diferença de potencial entre os metais que compõem os eletrodos maior será a força que provoca a corrosão. Entretanto, relativamente à velocidade de corrosão, outros fatores devem ser considerados. Assim, quando dois metais diferentes são ligados e mergulhados num eletrólito e fechando-se o circuito, observa-se uma diferença de ddp entre os eletrodos com o tempo, isto é, o potencial de eletrodo do anodo torna menos eletropositivo e o do catodo, menos eletronegativo. As causas dessa variação podem ser várias: reações secundárias que conduzem à formação de películas protetoras ou reforços de películas já existentes, destruição de películas, fenômenos de adsorção de gases contidos na solução ou em outras substâncias, saturação da solução nas vizinhanças dos eletrodos, diminuição de uma espécie iônica que se deposita ou se desprende do catodo, etc. Quando as reações anódicas e catódicas se processam nos metais, eles se polarizam mutuamente, tem-se o que se chama de polarização dos eletrodos, polarização anódica no anodo e polarização catódica no catodo. Quanto mais polarizada se tornar uma reação no eletrodo, menor a velocidade de corrosão resultante. 6.4.2 - Passivação Se colocarmos o ferro em ácido nítrico diluído ele será rapidamente atacado. Porém, se colocarmos em ácido nítrico concentrado ele é fracamente atacado. Se o ferro for retirado do ácido concentrado e colocado novamente no ácido diluído, este não será mais atacado. Dizemos, então, que o metal está no estado passivado. O Al, Cr, aço inox e alguns outros metais apresentam comportamento semelhantes em determinados meios. Nestas condições passivas dos metais, o seu comportamento eletroquímico revela-se mais nobre, isto é, menor potencial do que o metal apresentaria normalmente. A explicação está no fato da geração de uma película protetora do óxido correspondente na superfície do metal. Por exemplo, o alumínio forma uma película protetora na sua superfície de óxido de alumínio, que torna-o passivado. 7 - Corrosão microbiológica É aquela onde a corrosão do material metálico se processa sob a influência de microorganismos (bactérias, fungos, etc). Os microrganismos podem interferir das seguintes maneiras: - influência direta na velocidade das reações anódicas e catódicas - modificação na resistência da película formada na superfície metálica pelos produtos de seu metabolismo - originam meios corrosivos - formação de tubérculos, cujo crescimento e multiplicação possibilitam a formação de pilhas de aeração diferencial. Geralmente, os microrganismos são fonte geradora de produtos que, dependendo do meio em que se encontram, poderão iniciar um processo de corrosão química ou eletroquímica. 8 - Influência de fatores mecânicos na corrosão - corrosão sob fadiga - corrosão com erosão, cavitação e turbulência, - corrosão sob atrito


- fragilização pelo hidrogênio - fendimento por álcali

9 - Proteção contra a corrosão A proteção contra a corrosão necessita, via de regra, a produção e manutenção de uma camada sobre a base do material, tomando-o impermeável aos agentes corrosivos. Os métodos práticos adotados para diminuir a taxa de corrosão dos materiais metálicos podem ser esquematizados da seguinte forma: a) Métodos que se fundamentam em revestimentos protetores - revestimentos com produtos da própria reação (tratamento químico ou eletroquímico) - revestimentos metálicos - revestimentos orgânicos (tintas, resinas) - revestimentos inorgânicos (esmaltes, cimentos) b) Métodos que se fundamentam na modificação do meio corrosivo - deaeração. - purificação ou diminuição da umidade do ar - emprego de inibidores. c) Métodos que se fundamentam na modificação do processo - proteção catódica com anodos de sacrifício - proteção catódica com tensões elétricas impostas d) Métodos baseados na modificação do metal - pelo aumento da pureza - pela adição de elementos-liga - pelo tratamento térmico 9.1 - Métodos baseados na modificação do meio corrosivo 9.1.1- Deaeração É a remoção de agentes gasosos corrosivos como o oxigênio, por meio de processos químicos ou Mecânicos. 9.1.1.1 - Deaeração química a) contato com superfície de ferro - a água aquecida entra em contato com uma superfície porosa de ferro, contida em um tanque fechado chamado desativador ou deaerador. O O2 reage com o ferro e a água é filtrada tomando-se menos corrosiva. b)deaeração com hidrazina (N2H4) – Ocorre a reação: N2H4 + O2 � N2 + 2H2O, que é uma reação lenta em temperaturas inferiores a 180ºC. Pode-se elevar a velocidade da reação com o aumento da temperatura ou com uso de catalisadores (carvão ativado ou óxidos metálicos). Deve-se, contudo, controlar a quantidade de hidrazina, pois com a elevação de temperatura (~300ºC) ela se decompõe produzindo amônia que pode causar corrosão: 3N2H4 � N2 + 4NH3.


c) deaeração com resinas permutadoras ou trocadoras - a incorporação, nestas resinas, de substâncias de reação rápida com o oxigênio, como o Fe(OH)2, tem apresentado bons resultados conseguindo-se uma redução no teor de O2 de 8,8 ppm para O,002 ppm. 9.1.1.2 - Deaeração mecânica ou física Pode-se tornar os gases menos solúveis em líquidos através do controle da pressão e/ou temperatura. A deaeração mecânica remove somente 95% dos gases, o restante, se necessário, deverá ser removido via processos químicos. Os processos mecânicos de deaeração mais comuns são: a) deaeração da água por escoamento da mesma em contra-corrente com vapor de água que destilará O2 e CO2 dissolvidos. b) deaeração a vácuo, feita a frio e por diminuição da pressão. Os gases dissolvidos são removidos por bomba de ar. 9.1.2 - Emprego de inibidores Em muitos casos, a utilização de inibidores é muito mais econômico que o uso de materiais mais resistentes ou outras ações sobre o projeto. Inibidores são substâncias que adicionadas ao meio, mesmo em baixas concentrações, diminuem a taxa de corrosão de maneira significativa. Os inibidores podem ser químicos ou eletroquímicos. 9.1.2.1 - Inibidores químicos a) Inibidores de adsorção - são compostos orgânicos que são adsorvidos pela superfície metálica, formando uma película que inibe as reações eletroquímicas. Ex: Aminas, mercaptanas, uréias, etc. b) Inibidores voláteis - são substâncias que têm elevada pressão de vapor e que, se adicionadas ao meio, são adsorvidas pela superfície metálica ou ficam nas suas proximidades, diminuindo a velocidade de corrosão. 9.1.2.2 - Inibidores eletroquímicos a) Inibidores anódicos - retardam ou impede a reação no anodo. Geralmente funcionam reagindo com o produto da corrosão inicialmente formado, formando um filme aderente e extremamente insolúvel na superfície do metal. Ex.: substâncias básicas como hidróxidos, carbonatos, silicatos, boratos e fosfatos terceários de metais alcalinos. As reações que acontecem são:

Mn+ + n(OH) � M(OH) (íon metálico de corrosão) + (lodo inibidor) � (película protetora) Agentes oxidantes que podem promover uma passivacão como cromatos, nitratos, etc., são também utilizados como inibidores:

Fe �F+2 + 2e- + Cr2O42- � FeCr2O4 (que é um filme insolúvel que adere na superfície do metal)

b) Inibidores catódicos - atuam reprimindo reações catódicas. São substâncias que fornecem íons metálicos capazes de reagir com a alcalinidade catódica, produzindo compostos insolúveis que recobrem a área catódica, impedindo a difusão do oxigênio ou a condução de elétrons. Assim aumenta-se a polarização catódica. Ex.: sulfato de Zn, Mg e Ni formam precipitados de hidróxidos desses elementos, cessando o ataque corrosivo. c) Inibidores mistos - em algumas ocasiões pode-se empregar o uso combinado de inibidores anódicos e catódicos. Por exemplo, é comum o uso de sais de zinco, fosfatos e cromatos em sistemas de água de refrigeração.


d) Inibidores de ação temporária - usados para proteger materiais metálicos durante o processo de estocagem e transporte. Por exemplo: óleos, graxas, ceras, etc., contendo aditivos orgânicos como aminas, sais de metais alcalinos, etc. 9.2 - Métodos de que se fundamentam na modificação do processo Proteção catódica - é o método de prevenir ou evitar a corrosão de um metal em uma solução eletrolítica tomando-o catodo. Isto é realizado forçando-se a corrente elétrica de corrosão espontânea a mudar de sentido através de uma corrente elétrica de proteção aplicada. Isto pode ser feito de duas maneiras: usando-se anodos de sacrifício ou usando-se um gerador elétrico de corrente contínua. Se a corrente de proteção aplicada for maior do que a corrente de corrosão na mesma área, torna-se termodinâmicamente impossível ocorrer corrosão na peça. É o processo mais seguro contra a corrosão mas só se aplica para corrosão eletroquímica, exigindo-se, pois, contato da peça a ser protegida com o meio corrosivo. Aplica-se principalmente em tubulações e estruturas enterradas, cascos de navios, tanques de armazenamento de petróleo e derivados, equipamentos da indústria química e estruturas metálicas marítimas. São três os mecanismos que podem ocasionar a redução do processo corrosivo quando se aplica a proteção catódica: a) o potencial do metal é diminuído a um valor tal que em todas as áreas do metal só ocorre um processo

catódico que impede a corrosão b) o eletrólito, adjacente à superfície metálica, se torna mais básico, devido à redução dos íons de

hidrogênio: H20 + ½ O2 + 2 e- � 2(OH)-. No caso de metais ferrosos, esta elevação de pH pode servir de inibição para a corrosão.

c) a elevação de pH pode acarretar a precipitação de compostos insolúveis, como CaCO3, e Mg(OH)2, que podem depositar-se sobre o metal produzindo uma camada protetora.

9.2.1 - Proteção catódica com anodo de sacrifício Consiste em ligar a peça ou estrutura através de um fio condutor a uma outra peça metálica de metal menos nobre (de potencial maior) que a estrutura que se deseja proteger. Assim, obtém-se um pilha galvânica onde o meio corrosivo fecha o circuito. Neste pilha, o anodo de sacrifício vai sendo consumido, dissolvendo-se, enquanto a peça que é o catodo neste circuito, fica protegida. Os anodos de sacrifício mais eficientes no solo são os de Zn e Mg e suas ligas. Já em águas salgadas são preferíveis os de Zn e Al. Estes anodos protegem peças de aço, Cu, Pb, AI e latão e são geralmente enterrados envoltos por um enchimento condutor composto de uma mistura de gesso em pó, bentonita e sulfato de sódio, para reduzir a resistência anodo/solo e uniformizar o desgaste. 9.2.2 - Proteção catódica forçada com corrente imposta Consiste no emprego de uma fonte geradora de corrente contínua, cujo terminal negativo é ligado à estrutura e o terminal positivo é ligado a anodos auxiliares construídos de material inerte ao meio, mas condutor de elétrons, como o grafite, ferro silício, chumbo, etc. O valor da voltagem aplicada deve ser suficiente para suprir uma densidade de corrente adequada em todas as partes da estrutura a ser protegida. Em solos ou águas de alta resistividade, a voltagem deve ser mais elevada do que em solos de baixa resistividade. 9.3 - Métodos que se fundamentam em revestimentos protetores A aplicação de revestimentos protetores pode ter, além da função de proteção corrosiva, o objetivo de conferir um aspecto atraente na aparência da peça. As propriedades protetoras de qualquer cobertura


dependem de uma série de fatores, dos quais se destacam: a) as características químicas do material usado para o revestimento; b) sua aderência ao metal base.

A experiência tem mostrado que o fator mais importante na tecnologia de proteção das superfícies metálicas é a limpeza da área que vai receber o revestimento. A superfície do metal deve estar livre de todo tipo de impurezas oleosas, semi-sólidas, sólidas, óxidos e produtos de corrosão. Os processos de limpeza aplicáveis são descritos a seguir. 9.3.1 - Processos de limpeza 9.3.1.l - Processos mecânicos a) Jateamento abrasivo - remoção das camadas de impurezas (escamas e ferrugem) pela força de um

jato abrasivo, usando-se, por exemplo, areia seca ou molhada, limalha de aço, etc. A granulometria do abrasivo, pressão do jato, velocidade de impacto e direção de incidência devem estar bem controlados pois depende da aspereza que se deseja obter na superfície em função do revestimento. Exemplos de abrasivos: óxido de alumínio (dureza de 9,2 a 9,5), carbureto de silício (dureza de 9,5 a 9,7); sílica e dolomita (dureza de 7,0).

b) Lixas e escovas - operação de esmerilhamento e polimento que dependendo do acabamento desejado,

pode variar desde superfície especular, passando pelo brilhante e acetinado até o fosco. c) Tambores rotativos - neste processo as peças, geralmente de formas esféricas, são colocadas

juntamente com os agentes de polimento, em tambores que giram com rotação adequada para cada caso.

9.3.1.2 - Processos térmicos a) Queima - remoção de óleos e graxas por queima em fornos, sendo os resíduos removidos

posteriormente por decapagem. b) chama direta - em grandes construções usa-se a chama de oxi-acetileno sobre as chapas. 9.3.1.3 - Processos químicos a) Desengraxamento - é o primeiro processo químico a ser aplicado a limpeza e de uma superfície

metálica, funcionando como etapa preliminar e obrigatória para decapagem. Existem vários tipos de desengraxamento: - alcalino - banhos quentes, contendo sais de sódio (carbonatos, boratos, silicatos, hidróxidos, fosfatos) juntamente com detergentes (agentes tensoativos) - eletrolítico - é uma combinação do processo alcalino com a corrente elétrica que atua mecanicamente pela liberação abundante de gases nos eletrodos, provocando o desprendimento das camadas de óleos e graxas do metal e sua consequente eliminação. A composição do banho é semelhante ao do alcalino, desde que apresente boa condutividade elétrica. Geralmente o processo é catódico, onde a peça funciona como catodo, enquanto o anodo é o ferro. O processo eletrolítico consiste basicamente na eletrólise da água desprendendo hidrogênio no catodo e oxigênio no anodo. - uso de solventes orgânicos e emulsões - quando a limpeza não precisa ser muito enérgica, usa-se uma combinação de solvente, tensoativos e água, formando uma emulsão, aplicada na forma de jatos de imersão.


Nota - verificação do desengraxamento - usa-se a prova da gota de água. Na superfície limpa a água se espalha em filme, sem formar gotas. O aparecimento de regiões secas mostra que o desengraxamento não apresentou bons resultados.

b) Decapagem - É m processo químico para a remoção das camadas de produtos de corrosão formados na

superfície metálica (em geral óxidos). A decapagem pode ser ácida, eletrolítica ou alcalina: - Decapagem ácida - utiliza-se soluções diluídas de ácidos inorgânicos adicionados de inibidor para restringir o ataque do ácido ao metal base. Os principais ácidos utilizados são: sulfúrico, clorídrico, nítrico e fosfórico. As concentrações variam de 5 a 25% e a temperatura até 80ºC, dependendo do caso. O mecanismo da decapagem depende da concentração de íons H+ na solução pois é a principal característica do ataque, seja na dissolução dos óxidos, seja na corrosão do metal. Por exemplo, sobre uma superfície de ferro temos, geralmente, três camadas de óxidos, a contar da superfície: FeO, Fe3O4, e Fe2O3, sendo que: óxido Calor de formação(sólido a 298ºC), em kcal/kmol

FeO 65 Fe3O4 267 Fe2O3 194 O FeO é o primeiro a ser formado mas, sendo instável abaixo de 575ºC, decompõe-se em Fe3O4 e Fe. Do mesmo modo, comparando-se os calores de formação dos 3 óxidos, deduz-se que o FeO deve ser o mais solúvel e o mais reativo com o ácido O Fe3O4 é o menos solúvel e menos reativo. Assim o ácido, penetrando pelos poros e trincas das camadas dissolverá primeiro o FeO e fará com que as outras camadas se desprendam mecanicamente da superfície metálica. - Decapagem eletrolítica - o uso da corrente elétrica pode aumentar a velocidade de decapagem. Neste processo, o oxigênio ou hidrogênio desenvolvidos pela eletrólise ajudam mecanicamente a remoção da camada de óxido. Ao mesmo tempo o íon metálico da solução decapante (o qual deve ser mais eletropositivo do que o metal da superfície metálica) atua quimicamente na remoção deste óxido. O hidrogênio produzido na decapagem não afeta a superfície do metal, pois o tempo de decapagem é muito curto e o H2 se desprende na forma gasosa. - Decapagem alcalina - utiliza soluções diluídas de bases fortes, como: NaOH e KOH. As bases em presença de ácidos orgânicos formam quelatos na saponificação que efetivanente atuam na decapagem. A decapagem alcalina tem a vantagem de atuar mais brandamente e também atua como desengraxante.

9.3.2 - Revestimentos com produtos da própria corrosão a) Anodização - utiliza métodos químicos ou eletroquímicos para aumentar a espessura de partículas

naturais que se formam sobre determinados metais. Os revestimentos anodizados são obtidos sobre o alumínio, o magnésio e suas ligas. A anodização, que é a oxidação anódica, é um método para produção de uma camada pura de óxido artificial protetor, cuja espessura pode ser controlada a vontade. Esta camada proporciona: - aspecto da camada de óxido - transparente, mantendo o aspecto inicial do metal. - porosidade da camada de óxido - o caráter poroso dá a camada um poder absorvente que se toma interessante para a decoração quando nos poros ficam retidos os pigmentos ou corantes aplicados - aumento da dureza do metal - por exemplo, o óxido de alumínio tem uma dureza maior que o próprio alumínio - valor protetor da camada - é assegurado pelo tratamento posterior de hidratação do óxido, tornando-o hidróxido na parte externa da camada. O hidróxido é mais volumoso que o óxido e veda os poros completamente, sem alterar o aspecto do óxido.

b) Cromatização - processo no qual o revestimento obtido é produzido em solução contendo cromatos

ou ácido crômico. Este revestimento pode ser aplicado sobre o material ou sobre a camada de óxido. Os cromatos são usados para revestir vários metais não ferrosos, como Zn, Al, Cd, Mg e também aplicados sobre peças revestidas por óxidos anodizados ou fosfatizados. O processo é realizado da seguinte maneira: a peça é imersa rapidamente em uma cuba eletrolítica com solução contendo íons de cromo hexavalentes em um ácido inorgânico (por exemplo, Na2Cr2O7 + H2SO4) além de agentes


ativantes, como bifosfatos, fluoretos, nitratos e outros. Os agentes ativadores eliminam a passivação do metal facilitando o ataque ácido. Na imersão, o ácido ataca o metal, com uma consequente elevação do pH junto à superfície da peça. Ao mesmo tempo, o hidrogênio nascente reduz o Cr hexavalente para o estado trivalente e ao atingir um certo pH crítico há precipitação de íons cromo VI e III na superfície metálica, formando uma camada aderente e praticamente sem poros. A proteção é proporcionada, em parte, pela natureza física da camada não porosa, que impede o contato do metal com o meio corrosivo. Por outro lado, o cromo VI sendo moderadamente solúvel exerce sua função inibidora nas descontinuidades do revestimento. Pela composição do banho, obtém-se camadas com diferentes propriedades protetoras bem como diferentes cores. As reações que ocorrem na célula eletrolítica são: M � Mn+ + n.e-

n.H+ + n.e- � ½ n.H2

Com a elevação do pH têm-se: HCr2O7

- + H2O � 2 CrO42- + 3 H+

2 Cr(OH)3 + CrO42- + 2.H+ � Cr(OH)3.Cr(OH)CrO4 + 2H2O

c) Fosfatização - Neste processo, a peça limpa, adequadamente, é mergulhada numa cuba eletrolítica

contendo uma solução de ácido fosfórico e de fosfatos de Zn, Mg e Ca e contendo, ainda, agentes aceleradores de reação (nitritos e nitratos, cloratos sais de Cu e Ni). A camada formada é constituída de fosfatos cristalinos finamente aderentes à superfície do metal.

9.3.3 - Revestimentos metálicos Quase todos os metais podem ser aplicados como revestimento sobre peças metálicas. Os revestimentos metálicos formam camadas protetoras de óxidos, hidróxidos, etc., quando reagem com o meio corrosivo. Assim impedem a continuação do ataque à superfície da peça. Os metais usados nos revestimentos apresentam valores elevados de sobrevoltagem, impedindo desta maneira a continuidade do ataque. Também podem apresentar um comportamento anódico ou catódico em relação ao metal base: a) Revestimentos anódicos- exemplos: Al, Zn e Cd são anódicos em relação ao aço pois seus

potenciais são maiores do que o metal base. Se houver qualquer porosidade, descontinuidade ou falha no revestimento, este promoverá uma proteção catódica, como uma espécie de anodo de sacrifício. Por exemplo, numa chapa galvanizada (aço recoberto com zinco) uma falha no revestimento criará uma célula galvânica entre o Zn e o Fe exposto. Nesta célula, o Zn é o anodo e o Fe é o catodo. Assim, não ocorrerá ataque ao Fe até que o Zn nas vizinhanças da falha seja consumido.

b) Revestimentos catódicos: é a aplicação de metais mais nobres que o metal base - protegem o metal

pela formação de uma camada contínua e não porosa, isolando-o do meio corrosivo. Esta camada é imune ao ataque pelo meio corrosivo. Qualquer porosidade ou ruptura desta camada provocará o surgimento de uma célula galvânica onde o metal base é o anodo e sofrerá uma corrosão localizada. Portanto, no revestimento catódico deve-se ter cuidado para não deixar falhas no mesmo.

OBS.: Certos metais revestidos com Zn, Cd e Sn podem mudar de polaridade em relação ao Fe. As condições do meio serão os principais condicionantes do fenômeno. Exemplos são as chapas de aço estanhadas usadas para latas e embalagens alimentícias. Na série eletroquímica o estanho é catódico em relação ao Fe, mas em atmosferas úmidas pode tornar-se anódico, sendo que pequenos pontos de ferrugem podem surgir no revestimento. 9.3.1 - Métodos de aplicação dos revestimentos metálicos a) Eletrodeposição: é um dos métodos mais utilizados na produção comercial de revestimentos

metálicos. Os metais mais usados neste tipo de aplicação são o Zn, Sn, Ni, Cr, Cu, Au e Ag. Na eletrodeposição, a peça a ser revestida é colocada como catodo de uma cuba eletrolítica, em que se tem no eletrólito sais do metal recobridor. A uniformidade da eletrodeposição depende do formato da


peça. Quanto as propriedades da camada eletrodepositada, temos:

- aderência: dependerá da limpeza completa da peça e da estrutura do metal a ser depositado. - porosidade: se a camada ficar porosa é devido a falhas na superfície da peça, impurezas, bolhas de

gases, etc. - brilho: para obter brilho, adicionar sais de Cd, Zn, Se, Mo e colóides orgânicos - espessura: variável, conforme a intensidade da corrente elétrica aplicada - aspecto e utilidade: aparência, proteção contra a corrosão - propriedades mecânicas: as camadas muito duras suportam dobramentos (ductilidade) e outras

deformações mecânicas. Quanto aos principais eletrodepósitos, temos: � Cobreação: utilizada para fins ornamentais, servir de base para deposição de outros metais e onde

se requer uma espessura apreciável � Niquelagem: confere boas propriedades físicas, químicas e mecânicas. Utilizada como decoração e

base para cromagem

� Cromagem: uma das eletrodeposições mais usadas. Confere dureza, resistência à corrosão, boa aparência e resistência ao calor

� Zincagem ou eletrogalvanização - o Zn é muito utilizado na proteção do ferro pois forma com este metal revestimento anódico de alto valor anti-corrosivo

� Estanhação: É um processo caro, muito usado em revestimentos de latarias para produtos alimentares

b) Imersão em banhos fundidos - Neste processo o metal base é mergulhado em um banho fundido do

metal que o recobrirá, como o Zn, Sn, Pb, etc.: - Galvanização (zincagem à fogo) - forma-se uma liga entre o metal base e o Zn fundido do banho

(440 a 460ºC). - Estanhação - a peça é mergulhada em um banho fundido de estanho (270 a 325ºC).

9.3.4 - Revestimentos orgânicos Enquadram-se nestes tipos de revestimentos: tintas, vernizes, resinas, esmaltes, etc. As tintas representam aproximadamente 80% da proteção anti-corrosiva utilizada. As tintas podem ter composição pigmentada, pastosa ou líquida, que aplicadas em finas camadas sobre uma superfície formam uma película sólida e aderente. Os constituintes básicos dos revestimentos orgânicos são: � Veículo ou agregante - é a mistura de um ligante com solvente. O ligante é um líquido não volátil

(resinas naturais ou sintéticas, óleos secantes, polímeros ou misturas destes) que irão constituir a parte sólida do veículo e cuja finalidade essencial é a formação da película. Porém, agrega, também, os pigmentos e aditivos que por ventura sejam adicionados. O solvente ou afinador é um líquido volátil cuja finalidade essencial é conferir plasticidade e viscosidade ideais ao veículo agregante. Após a aplicação deste veículo sobre uma superfície, o solvente evapora-se restando apenas o ligante formando uma película protetora.

Como por exemplo de solventes industriais temos:

a) hidrocarbonetos:

- alifáticos: aguarrás, naftas leves e pesas, varsol, etc. - aromáticos: tolueno, xilenos, naftas aromáticas, etc.

b) Polares oxigenados: - álcoois: etanol, butanol, isopropanol - cetonas: dimetil cetona, metil etil cetona, metil isobutil cetona

- ésteres: acetato de etjla, acetato de butila


- éteres: etileno-mono etil éter e etileno-mono butil éter. c) Terpenos: - terebentina - aguarrás vegetal

d) Clorados: - tricloroetileno

- tetracloroetileno - tetracloreto de carbono

� Pigmentos – são partículas de pequenas dimensões (0,1 a 0,5 µm ), orgânicas ou inorgânicas, insolúveis no veículo. Sua função é a de promover a cobertura da superfície juntamente com o ligante dando cor e as características anti-corrosivas desejadas. Os principais pigmentos comerciais são: TiO2, FeO, ZnO, Litopônio (30% de ZnSO4 e 70% de BaS). OS pigmentos orgânicos possuem enorme poder corante. São usados em combinação com pigmentos inorgânicos. Os pigmentos anti-corrosivos proporcionam ao revestimento a ação inibidora anódica e catódica: - Passivação anódica: pigmentos básicos tais como carbonatos de Pb, sulfatos básicos de Pb e óxido de zinco, reagem formando sabões com ácidos graxos do meio, proporcionando uma camada apassivadora. - Passivação catódica: são pigmentos metálicos de metais menos nobres que o ferro (exemplo: pó de zinco), que o protegem catodicamente.

� Aditivos: por exemplo, algumas cargas como talcos, cinzas, etc., tem a função espessadora e geralmente tornam o revestimento mais barato. Os aditivos secadores são agentes catalíticos que aceleram a secagem da película.

9.3.4.1 - Formação da película A conversão das lâminas líquidas de materiais orgânicos em películas protetoras podem envolver uma série de reações químicas ou simplesmente a evaporação de seu solvente ou afinador específico. A formação da película dependo de dois fatores fundamentais: corrosão entre os diversos constituintes do revestimento e adesão do revestimento à superfície. As forças coesivas e adesivas são de natureza mecânica e molecular ( eletrostática, Van der Waals, iônicas). Denominam-se revestimentos não conversíveis às películas que se formam pela evaporação do solvente e geralmente contém como constituinte resinoso um polímero termoplástico já pronto, como:

a) lacas nitrocelulósicas - são ésteres do ácido nítrico com celulose. São de fáci1 dissolução e dispersão. Muito utilizadas para pintura de automóveis. b) resinas vinílicas: são poli(vinil acetatos) que são solúveis em solventes orgânicos, poli(álcool vinílico), solúveis em água devido à presença de hidroxilas, e poli(cloreto de vinila), que é solúvel em solventes polares. Fornecem boas resistências química e mecânica. c) resinas acrílicas - são ésteres do ácido acrílico. São resistentes aos raios e UV e óleos. d) borrachas cloradas – possuem resistência a óleos, água e álcalis. São solúveis em solventes polares. São utilizados como impermeabilizantes em piscinas, tintas marítimas e em chassis de automóveis.

Denominam-se revestimentos conversíveis quando a evaporação do sistema solvente é coincidente ou prévia a um mecanismo de polimerização. São compostos por óleos não saturados e/ou resinas termoestáveis. Os principais são:

a) óleos secantes - são todos os ésteres que resultam da combinação com ácidos orgânicos monobásicos de cadeias longas não saturadas: óleo de linhaça, óleo de mamona, óleo de soja, etc. A formação da película resinosa se processa em dois estágios:

- manufatura: aquecimento do óleo com o catalisador (polimerização) - durante a secagem, após a aplicação, o oxigênio atmosférico., na presença dos agentes catalíticos secadores induz a formação da película dura, infusível e insolúvel. Aplicação de vernizes.


b) resinas - tantos as naturais como as sintéticas podem ser usadas como base de revestimentos orgânicos. As resinas sintéticas (resistência aos agentes atmosféricos, aos corrosivos, ao calor, boa elasticidade) mais importantes são as resinas alquídicas (poliésteres, esmaltes sintéticos), resinas epóxis (boas propriedades químicas e mecânicas), silicones (elevada resistência ao calor, usado em tintas para tubulações, estufas, etc.), poliuretanos (confere dureza, brilho, resistência à corrosão - Usada em tintas para barcos, estruturas metálicas, etc.).

9.3.4.2 - Processos de aplicação dos revestimentos orgânicos

a) pincel, rolo, trincha b) pulverização com pistola c) imersão simples - a peça é mergulhada totalmente no tanque com tinta e retirada a seguir. O excesso é eliminado por escorrimento d) pistola eletrostática - a pistola dispositivo que eletriza a tinta pulverizada ao sair. A peça a ser revestida pode ser aterrada ou possuir carga elétrica contrária a da tinta e) pulverização à quente - a tinta é aquecida em torno de 70ºC e aplicada por pistolas simples sobre a peça. O revestimento é espesso conferindo bom acabamento com economia de solvente f) imersão em leito fluidizado - a peça é pré-aquecida em torno de 65ºC e é imersa em um leito fluidizado onde temos a névoa de tinta pulverizada pelo fluxo de ar g) imersão eletrostática (eletroforese) - a tinta é pulverizada e dispersa em água num tanque que contém eletrodos elétricos que fornecem a tinta carga elétrica positiva ou negativa. A peça a ser revestida recebe carga elétrica contrária e, então, é imersa no banho. A peça atrairá as gotículas de tinta de maneira uniforme em toda a sua superfície.

Apostila completa de corrosão.

Documents

Transcript of Apostila completa de corrosão.