CORROSÃO

SERVIÇO PÚBLICO FEDERALMINISTÉRIO DA EDUCAÇÃO

INSTITUTO FEDERAL DE EDUCAÇÃO, CIÊNCIA E TECNOLOGIA DO PARÁ

COORDENAÇÃO DE QUÍMICA

EMENTA DA DISCIPLINA

Carga horária 40 horas Avaliação 2 provas (1Bi e 2Bi cada uma com recuperação) para atingir uma

média de 7 caso isso não ocorra mais uma prova final que a média do 1Bi e 2Bi + prova final = 6 para ser aprovado.

Freqüência de 75% = 30 aulas, ou seja falta 10 aulas ficar reprovado

BIBLIOGRAFIA Vicente Gentil – Corrosão – 5ª edição - Livros Técnicos e

Científicos Editora S.A-2007. DUTRA, A.C. e NUNES, L.P. Proteção catódica - Técnica de

combate à corrosão. Rio de Janeiro: Editora Técnica, 1987. NUNES, L.P. e LOBO, A.C.O. Pintura industrial na proteção

anticorrosiva. Rio de Janeiro: Livros Técnicos e Científicos, 1990.

2-4

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6-810-

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EMENTA DA DISCIPLINA

Introdução à corrosão. Potencial de eletrodo. Materiais e meios corrosivos. Mecanismos e classificação da corrosão. Corrosão galvânica. Corrosão atmosférica.

Corrosão seletiva. Corrosão microbiológica. Corrosão eletrolítica e Gases poluentes.

Prevenção e controle da corrosão. Revestimentos protetores

Introdução à corrosão

A corrosão consiste na deterioração dos materiais pela ação química ou eletroquímica do meio, podendo estar ou não associada a esforços mecânicos.

A corrosão pode incidir sobre diversos tipos de materiais, sejam metálicos como os aços ou as ligas de cobre, por exemplo, ou não metálicos, como plásticos, cerâmicas ou concreto. A ênfase aqui descrita será sobre a corrosão dos materiais metálicos. Esta corrosão é denominada corrosão metálica

Introdução à corrosão

Sem que seja necessário recorrer a meios agressivos tem-se que a maioria dos materiais em contato com o meio ambiente, como por exemplo a atmosfera, formam um sistema termodinamicamente instável. Com a única excessão dos metais nobres (ouro, platina, etc.), todos os demais metais em contato com o ar devem reagir e transformarem-se em óxidos, hidróxidos ou outras formas semelhantes.

Introdução à corrosão

Entretanto, apesar da termodinâmica indicar a possibilidade de uma reação, não diz nada a respeito da velocidade com que esta reação ocorre. E é precisamente devido ao fato de que certas velocidades de reação são lentas que se pode utilizar os metais no cotidiano.

"Todos os metais podem ser utilizados sempre que sua velocidade de deterioração seja aceitavelmente baixa".

Introdução à corrosão

A corrosão é um processo que corresponde ao inverso dos processos metalúrgicos de obtenção do metal e pode ser assim esquematizada:

As reações de corrosão são espontâneas. Enquanto na metalurgia adiciona-se energia ao processo para a obtenção do metal, na corrosão observa a volta espontânea do metal à forma combinada, com conseqüente liberação de energia. Este ciclo é denominado de “ciclo dos metais”.

FUNDAMENTOS DA CORROSÃO

Potencial de eletrodo

INTRODUÇÃO GERAL

Uma reação eletroquímica é um processo químico heterogêneo (que envolve uma interface sólido/solução) envolvendo a transferência de cargas para ou de um eletrodo, geralmente um metal ou semicondutor

INTRODUÇÃO GERAL

A transferência de carga pode ser um processo catódico no qual uma espécie é reduzida pela transferência de elétrons para o eletrodo. Exemplos deste tipo de reação que ocorre num processo de corrosão inclui:

INTRODUÇÃO GERAL

Ao contrário, a transferência de carga pode ser um processo anódico onde uma espécie é oxidada pela remoção de elétrons do eletrodo e exemplos deste caso são:

INTRODUÇÃO GERAL

Um processo eletroquímico só é possível em um sistema que apresente ambas as reações catódica e anódica de forma a se manter um balanço de cargas.

A variação química total na cela é determinada pela adição de duas reações individuais no eletrodo, desta forma a variação química para a eletrólise da água é obtida pela adição das reações (1) e (6), isto é:

POTENCIAL DE ELETRODO

Considere um metal puro imerso numa solução aquosa (eletrólito), por exemplo cobre em sulfato de cobre ( CuSO4), como indicado na Figura ao lado.

Na superfície do metal irão ocorrer duas reações sendo uma catódica e outra anódica. As reações são, respectivamente:

Plano Interno de Helmholtz, PIH

Plano Externo de Helmholtz, PEH.

A região compreendida entre o PEH e a superfície do metal é denominada de Camada de Helmholtz ou simplesmente Camada Interna ou Compacta.

A região compreendida entre o PEH e a região em que a concentração de cátions solvatados passa a ser constante, isto é, no seio da solução, é denominada de Camada Difusa.

portanto, que se forma, como já comentado, uma estrutura semelhante a de um capacitor apresentando uma diferença de potencial entre a superfície do metal e a solução. Esta diferença de potencial tem uma variação como mostra o gráfico a seguir

Neste gráfico observa-se uma diferença entre o potencial do metal, Ecu, e o potencial da solução, Esol, que corresponde ao potencial em que a concentração de cátions se torna constante.

Esta diferença de potencial é que corresponde ao potencial do eletrodo e é representada pela Equação de Nernst:

onde R é a constante dos gases (8,314j/molK), T é a temperatura da solução ( em Kelvin), "n" é a valência do cátion, F o Faraday (96.500C) e C a concentração dos cátions em solução. O Eo é o Potencial Padrão do metal, isto é, o potencial quando a concentração deste em solução é igual a 1 molar. Considerando-se que a temperatura da solução seja a ambiente, o termo 2,3RT/F assume o valor de 0,059 de forma que a Equação de Nernst pode ser simplificada para:

EXEMPLO DE APLICAÇÃO DA EQUAÇÃO DE NERNST

EQUAÇÃO DE NERNST

Vamos analisar a pilha de Daniell, a 25 oC. Temos que a reação global é:

Zn(s) + Cu2+(aq) ® Zn2+(aq) + Cu(s) ; ΔE° = 1,1 VUtilizando a equação de Nernst, temos:

Podemos fazer as seguintes observações:Obs. 1: se a concentração de Zn2+ e de

Cu2+ forem iguais a 1M, temos:

Zn(s) + Cu2+(aq) ® Zn2+(aq) + Cu(s) ; ΔE° = 1,1 V

Obs. 2: conforme a pilha é descarregada, temos que [Zn2+] aumenta e que [Cu2+] diminui, fazendo [Zn2+]/[Cu2+] aumentar. Assim, temos que a ddp da pilha tende a diminuir. Podemos notar no gráfico abaixo como a ddp de uma pilha de Daniell, com concentração inicial dos íons 1M varia enquanto a pilha se descarrega.

Exercícios

Agora Calcule a ddp do exemplo abaixo, utilizando a Equação de Nernst.

Zn(s) | Zn2+ (0,024 M) || Zn2+ (2,4 M) | Zn(s)

SURGE AQUI UMA QUESTÃO. COMO SE MEDIR O POTENCIAL DO ELETRODO?

Logicamente, para se medir o potencial do eletrodo (interface metal/solução) utiliza-se um voltímetro de alta impedância (alta resistência), para que não passe corrente. Porém a medida tem que ser feita entre dois pontos, isto é, entre dois eletrodos. Desta forma não mais se estará medindo o potencial de um eletrodo e sim a diferença entre os potenciais dos dois eletrodos. Para resolver este problema, convencionou-se que o potencial de um eletrodo de hidrogênio, numa solução 1M de HCl a uma pressão de 1atm, seria zero. Sendo assim, ao se medir a diferença entre o potencial do eletrodo de hidrogênio, numa solução 1 normal, (EHN) e o de um metal, tem-se o "potencial do eletrodo". Um esquema para a medida do potencial de um metal, utilizando um EHN está apresentado na figura abaixo.

FEM

Aplicação

Considere uma peça de zinco imersa numa solução de HCl sem oxigênio. O que acontecerá?

Considere agora o mesmo exemplo anterior só que com oxigênio dissolvido na solução (efeito da adição de oxigênio). O que ocorrerá?

Aplicação

Considere, agora, uma tubulação de aço imersa verticalmente no mar. O quea contecerá, considerando-se que a concentração de oxigênio no mar varia com a profundidade, sendo maior na superfície?

Aplicação

De acordo com a equação de Nernst, quanto maior a concentração da espécie reagente, no caso o oxigênio, mais positivo se torna o potencial padrão. Portanto, na superfície do mar a tubulação apresentará um potencial mais positivo que na parte mais submersa gerando o que se chama de pilha de concentração (aeração diferencial). Conseqüentemente, ocorrerá um processo de corrosão localizada na região da tubulação logo abaixo da linha d'água, conforme esquema apresentado

CORROSÃO QUÍMICA E CORROSÃO ELETROQUÍMICA

Corrosão

Corrosão química

Os processos de corrosão química são, por vezes, denominados corrosão ou oxidação em altas temperaturas. Estes processos são menos freqüentes na natureza, envolvendo operações onde as temperaturas são elevadas.

 Tais processos corrosivos se caracterizam basicamente por:

- ausência da água líquida; 

- temperaturas, em geral, elevadas, sempre acima do ponto de orvalho da água; 

- interação direta entre o metal e o meio corrosivo

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MECANISMOS DA CORROSÃO

¨ Mecanismo Químico (AÇÃO QUÍMICA)

¨ Mecanismo Eletroquímico

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MECANISMO QUÍMICO

Neste caso há reação direta com o meio corrosivo, sendo os casos mais comuns a reação com o oxigênio (OXIDAÇÃO SECA), a dissolução e a formação de compostos.

A corrosão química pode ser por:¨ Dissolução simples exemplo: dissolução do Cobre em

HNO3

¨ Dissolução preferencial exemplo: dissolução preferencial de fases ou planos atômicos

¨ Formação de ligas e compostos (óxidos, íons, etc.), na qual se dá geralmente por difusão atômica

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CONSIDERAÇÕES SOBRE DISSOLUÇÃO

A dissolução geralmente envolve solventes. Exemplo: a gasolina dissolve mangueira de borracha.

a-Moléculas e íons pequenos se dissolvem mais facilmente. Exemplo: sais são bastante solúveisb-A solubilidade ocorre mais facilmente quando o soluto e o solvente

tem estruturas semelhantes. Exemplo: Materiais orgânicos e solventes orgânicos (plástico +

acetona)c-A presença de dois solutos pode produzir maior solubilidade que um

só. Exemplo: CaCO3 é insolúvel em água, mas é solúvel em água mais

CO2 formando ácido carbônico.

d- A velocidade de dissolução aumenta com a temperatura

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EXEMPLO DE CORROSÃO P/ AÇÃO QUÍMICA: OXIDAÇÃO SECA

A oxidação ao ar seco não se constitui corrosão eletroquímica porque não há eletrólito (solução aquosa para permitir o movimento dos íons).

Reação genérica da oxidação seca:METAL + OXIGÊNIO ÓXIDO DO METAL

Geralmente, o óxido do metal forma uma camada passivadora que constitui uma barreira para que a oxidação continue (barreira para a entrada de O2).

Essa camada passivadora é fina e aderente.A oxidação só se processa por difusão do

oxigênio

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EXEMPLO DE METAIS QUE FORMAM CAMADA PASSIVADORA DE ÓXIDO, COM PROTEÇÃO EFICIENTE

AlFe a altas temp.PbCrAço inoxTi

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EXEMPLO DE METAIS QUE FORMAM CAMADA PASSIVADORA DE ÓXIDO COM PROTEÇÃO INEFICIENTE

Mg

Fe

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OXIDAÇÃO DO FERRO AO AR SECO

Fe + ½ O2 FeO T= 1000 C

3Fe + 2O2 Fe3O4 T= 600 C

2Fe + 3/2 O2 Fe2O3 T= 400 C

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CORROSÃO ELETROQUÍMICA

As reações que ocorrem na corrosão eletroquímica envolvem transferência de elétrons. Portanto, são reações anódicas e catódicas (REAÇÕES DE OXIDAÇÃO E REDUÇÃO)

A corrosão eletroquímica envolve a presença de uma solução que permite o movimento dos íons.

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CORROSÃO ELETROQUÍMICA

O processo de corrosão eletroquímica é devido ao fluxo de elétrons, que se desloca de uma área da superfície metálica para a outra. Esse movimento de elétrons é devido a diferença de potencial, de natureza eletroquímica, que se estabelece entre as regiões.

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EXEMPLO DE CORROSÃO ELETROQUÍMICA

OXIDAÇÃOREDUÇÃO

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POTÊNCIAL PADRÃO DOS METAIS EM RELAÇÃO AO PADRÃO DE HIDROGÊNIO

TIPOS DE CORROSÃO EM RELAÇÃO AOS MEIOS

Materiais e meios corrosivos

Materiais e meios corrosivos

Em relação aos meios naturais

Corrosão Atmosférica: Provocada pela atmosfera, em condições ambientes.

Corrosão pelas águasCorrosão pelos solos