Corrosão Galvânica e Protecção

Departamento de Engenharia Mecânica
Área Científica de Mecânica dos Meios Sólidos
Materiais / Materiais I
Guia para o Trabalho Laboratorial n.º 4
CORROSÃO GALVÂNICA E PROTECÇÃO
1. Introdução
A corrosão de um material corresponde à sua destruição ou deterioração por ataque químico em
resultado da interacção com o meio ambiente. Em particular, a corrosão dos materiais metálicos é
de natureza electroquímica, envolvendo reacções de oxidação (anódicas), que produzem
electrões, e reacções de redução (catódicas), que consomem electrões. Em qualquer processo de
corrosão metálica, a reacção anódica corresponde à oxidação do metal no seu ião:
M → Mn+ + ne(onde M designa um átomo metálico e n é a valência do ião). A reacção catódica pode ser de
vários tipos e depende fundamentalmente do ambiente de corrosão:
2H+ + 2e- → H2↑
Libertação de hidrogénio (em meio ácido)
O2 + 4H+ + 4e- → 2H2O
O2 + 2H2O + 4e → 4OH
-
Redução do oxigénio (em solução ácida em contacto com o ar)
-
Redução do oxigénio (soluções básicas ou neutras)
M3+ + e- → M2+
Redução do ião metálico
M+ + e- → M
Deposição de metal
A tendência de um determinado metal para a oxidação é medida pelo respectivo potencial de
eléctrodo (Tabela I). No entanto, em aplicações práticas, a tendência e a velocidade de corrosão
dependem da aptidão do metal para a formação de filmes de passivação e do ambiente corrosivo
em que se encontra inserido, pelo que deve ser tido em conta o potencial electroquímico para
cada ambiente corrosivo: a tendência para a oxidação de um metal num ambiente específico é
fornecida pela respectiva série galvânica.
Quando dois metais com diferente potencial de eléctrodo são colocados em contacto, a diferença
de potencial existente produz um fluxo de electrões entre eles. Os metais funcionam como
eléctrodos de uma célula galvânica, ou seja, o de tensão mais negativa comporta-se como
ânodo, oxidando-se, o de tensão mais positiva comporta-se como cátodo, reduzindo-se: o metal
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menos resistente à oxidação (o de menor potencial de eléctrodo) é atacado preferencialmente,
degradando-se.
Tabela I. Potenciais de eléctrodo vs. potencial do eléctrodo padrão
de hidrogénio, a 25ºC.1
Reacção de oxidação
Potencial de eléctrodo
[V]
Au→ Au3+ + 3e-
+ 1.498
2H2O → O2 + 4H+ + 4eCatódico
(Menor
tendência
Pt → Pt
2+
+ 2e
-
+ 1.200
Ag → Ag+ + 1e2Hg →
Hg22+
+ 1.229
+ 0.799
+ 2e
-
+ 0.788
para a
Fe2+→ Fe3+ + 1e-
+ 0.771
corrosão)
4(OH)- → O2 + 2H2O + 4e-
+ 0.401
Cu → Cu
2+
+ 2e
-
Sn2+ → Sn4+ + 2e-
+ 0.150
H2 → 2H + 2e
0.000
+
-
Pb → Pb2+ + 2eAnódico
(Maior
tendência
para a
corrosão)
+ 0.337
- 0.126
Sn → Sn2+ + 2e-
- 0.136
Ni → Ni2+ + 2e-
- 0.250
Co → Co
2+
-
- 0.277
Cd → Cd2+ + 2e-
- 0.403
Fe → Fe
-
- 0.440
Cr → Cr3+ + 3e-
- 0.744
Zn → Zn2+ + 2e-
- 0.763
Al → Al
-1.662
2+
3+
+ 2e
+ 2e
+ 3e
-
Mg → Mg2+ + 2e-
- 2.363
Na → Na + 1e
- 2.714
+
-
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1.1. Protecção catódica
A corrosão galvânica pode ser aproveitada beneficamente para a protecção de um dos metais
dissimilares em contacto (cátodo), impedindo a sua corrosão através do ataque preferencial do
outro (ânodo sacrificial). Este processo denomina-se protecção catódica ou protecção por
ânodos sacrificiais.
A velocidade e extensão da corrosão num par galvânico são afectadas pela natureza e
agressividade do ambiente, como referido, bem como pela razão entre a área da parte catódica e
a da parte anódica. Em solução aquosa, nomeadamente, a quantidade de metal corroído a partir
do ânodo ou depositada no cátodo pode ser determinada a partir da Equação de Faraday:
W=
iAtM
nF
onde W é a massa de metal corroído ou depositado [g], i a densidade de corrente [A/cm2], A a
área [cm2], M a massa molar do metal [g/mol], n o número de electrões envolvidos no processo e
F a constante de Faraday (96500C/mol). Ou seja, a relação cátodo grande/ânodo pequeno é
desfavorável, uma vez que para um dado fluxo de corrente a densidade de corrente é maior para
um eléctrodo pequeno que para um grande. Deste modo, quanto maior a densidade de corrente
na zona anódica do par galvânico, maior a velocidade de corrosão.
1.2. Passivação
A passivação é outro processo de protecção contra a corrosão de alguns metais e ligas.2 Este
fenómeno consiste na perda de reactividade química do metal sob certas condições ambientais e
resulta da formação de um filme superficial que protege o metal e impede que a reacção de
oxidação prossiga.
2.
Procedimento Experimental
2.1. Objectivo
Identificação de cátodos e ânodos em pares galvânicos metálicos. Compreensão do conceito de
protecção catódica. Avaliação do efeito de área. Compreensão do conceito de passivação.
2.2. Materiais e Equipamento
˘
Chapas de aço macio.
˘
Chapa de cobre.
˘
Prego de aço.
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Parafuso de latãoa.
˘
Copos graduados de vidro (600ml).
˘
Ácido Nítrico (HNO3) concentrado.
˘
Solução de HNO3 a 30%v.
˘
Solução de Cloreto de Sódio (NaCl) a 3%v (800ml).
˘
Lixa 1000.
˘
Balança (A&D, 1200G).
2.3. Método Experimental
2.3.1. Corrosão em pares galvânicos
˘
Decape a superfície das chapas e parafusos com a lixa até ficarem brilhantes.
˘
Lave as peças com acetona de modo a obter superfícies desengorduradas.
˘
Perfure a chapa de cobre com um prego de aço. Pese o conjunto.
˘
Perfure a chapa de aço com um parafuso de latão. Pese o conjunto.
˘ Mergulhe cada par galvânico (chapa + parafuso e chapa + prego) em 400ml de solução
de NaCl a 3%v, identifique e tape cada um dos copos com um vidro de relógio.
˘ Após 2 semanas de imersão, observe cada um dos pares e determine o seu peso.
2.3.2. Formação de camada de passivação
˘
Prepare 3 chapas de aço decapando-as com lixa 1000 até obter uma superfície lisa e
brilhante. Desengordure com acetona e seque.
˘
Mergulhe a chapa nº.1 em solução de HNO3 diluída a 30%.
˘
Mergulhe a chapa nº.2 em HNO3 concentrado.
˘
Adicione água à solução onde mergulhou a chapa nº.2.
˘
Introduza a chapa nº.3 na solução anterior (onde já se encontra a chapa nº.2).
˘
Compare a espessura das três chapas e justifique as diferenças encontradas.
3. Questionário
No final do ponto 2.3.1 deste Trabalho deverá responder às seguintes questões:
1. Tendo em conta a posição das ligas em estudo na série galvânica para materiais imersos
em água do marb (Tabela II), qual das ligas é o ânodo do par galvânico? Porquê?
a
Admite-se que o Cobre é o constituinte do latão que sofre os processos de corrosão.
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Tabela II. Série galvânica de alguns metais e
ligas imersos em água do mar (adaptado2).
Nobre ou
Platina
Catódico
Ouro
Grafite
Titânio
Prata
Aço inox 18-8
Níquel
Bronzes (Cu-Sn)
Cobre
Latões (Cu-Zn)
Estanho
Chumbo
Ferros Fundidos
Aço e Ferro
Cádmio
Activo ou
Alumínio comercialmente puro
Anódico
Zinco
Magnésio e ligas de magnésio
2. Escreva a correspondente reacção de oxidação.
3. Tendo em conta que água do mar tem pH aproximadamente neutro e contém oxigénio
dissolvido, qual é a semi-reacção catódica para os sistemas em estudo?
4. Qual é a reacção de oxidação-redução global?
5. Descreva o aspecto dos pares galvânicos estudados.
6. Qual a perda de peso no par [chapa de aço + parafuso de latão]? E no par [chapa de cobre
+ prego de aço]? Relacione os valores obtidos com o efeito das áreas relativas dos metais
de um mesmo par galvânico.
7. Refira alguns métodos que podem ser utilizados para minimizar a corrosão galvânica em
estruturas constituídas por metais dissimilares em contacto.
b
A água do mar tem uma concentração de NaCl aproximadamente igual a 3%, tal como a solução utilizada
neste trabalho.
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No final do ponto 2.3.2 deste Trabalho deverá responder às seguintes questões:
1. Compare os comportamentos observados quando imerge as chapas nº.1, nº.2 e n.º.3 nas
respectivas soluções, indicando se ocorreu ou não reacção e quais as suas
características.
2. Justifique as diferenças encontradas quanto à espessura das chapas.
4. Bibliografia
1. SMITH, W. F. – Principles of Material Science and Engineering. New York: McGraw-Hill,
1996.
2. FONTANA, M. – Corrosion Engineering. New York: McGraw-Hill, 1987.
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