Corrosão - Engenharia Metalurgica

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Fig. 3a Polarização anódica e curva de sobretensão para o ferro em H2SO4 1N

Aumentando o potencial para valores maiores que Ecor aumentamos também a corrente de corrosão e conseqüentemente a taxa de corrosão, aumentado ainda mais a concentração de íons de ferro na eletrólito próximo a superfície do metal. Isto provoca a polarização por concentração (aumento do potencial de equilíbrio da reação de dissolução) e a deposição de sulfato ferroso na superfície do ferro e causando a redução da área efetiva para o processo de dissolução. Um novo aumento no potencial provocara o surgimento de uma densidade de corrente crítica icr (densidade máxima de corrente de corrosão). A deposição de sulfato de ferro neste ponto chega a uma concentração alta provocando a passividade do ferro e o surgimento do potencial de passividade Epass, acompanhado de uma forte diminuição da densidade de corrente. Reações de reduções estarão ocorrendo nesta situação. Um novo aumento do potencial de um valor Ea, uma densidade de corrente anódica (densidade de corrente passiva ip), baixa e constante aparece. Aumentando o potencial a corrente ip, permanece constante até um determinado valor do potencial onde nova corrosão inicia-se indicando a transpassividade e/ou desenvolvimento de oxigênio.

Existem neste diagrama quatro regiões com potenciais característicos. Metais que apresentam o comportamento do diagrama acima são chamados de metais ativo-passivos. O diagrama de Pourbaix indica que metais pertencem a este grupo, como o Fe, Ni, Ti e suas ligas. A Fig. 3b representa uma visão paralela entre o diagrama de Purbaix e o diagrama de polarização anódica para o ferro em água, mostrando as áreas de imunidade, corrosão e passividade em função do pH da água.

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Fig. 3b Diagrama de Pourbaix e curva de sobretensão anódica para o ferro em água.

4) Num sistema de canalização de água com materiais metálicos diferentes que fenômenos de corrosão podem ocorrer? Justificar.

Pode ocorrer uma corrosão galvânica. A água pode provocar uma ação corrosiva ou erosiva sobre a tubulação, como a tubulação é formada por materiais metálicos diferentes, íons ou partículas de metais constituintes podem ser transportados pela água. Nesta situação dependendo dos potenciais de cada constituinte é possível estabelecer uma pilha galvânica.

A Fig. 4 exemplifica essa situação

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Fig. 4 Formação de um par galvânico em uma tubulação com materiais metálicos diferentes.

No caso (a), a água arrasta partículas de cobre ou íons cu2+ originados por ação erosiva da água ou por ação corrosiva respectivamente. As partículas serão depositadas na superfície a frente da tubulação, onde está a tubulação de aço, provocando uma corrosão galvânica, já que o potencial de corrosão do Fe é muito superior ao do Cu. No caso de arraste de íons Cu2+, tem-se a corrosão do aço devido à reação Fe + Cu2+ → Fe2+ + Cu e posterior formação do par galvânico aço-cobre. Esta corrosão pode perfeitamente ser na forma de pite, furando rapidamente a tubulação.

No caso (b), a água ao arrastar as partículas de ferro ou íons de Fe2+, estes depositaram na superfície da tubulação de cobre, tendo a formação do par galvânico aço-cobre. A corrosão se processará nas partículas de aço, não afetando a tubulação de cobre, que é um metal mais nobre (passivo) que o aço. Também não ocorrerá reação entre íons Fe2+ e cobre metálico.

Deve-se evitar que um fluído circule por um material metálico catódico (mais nobre) antes de circular por um que lhe seja anódico (menos nobre).

5) Faça um diagrama potencial de eletrodo-pH em que estejam representados os equilíbrios correspondentes à liberação de hidrogênio e de oxigênio, e escreva as respectivas reações.

É o diagrama de Pourbaix que relaciona potencial de eletrodo com o pH. Esse diagrama serve para prever as reações que podem acontecer e também descobrir as regiões onde combinam potencial X pH que favorecem a imunidade, a corrosão e a passividade do metal no meio. Este meio é a água, com as suas variações de pH. O diagrama fornece também as regiões onde as reações dependem apenas da variação do pH, ou apenas das variações do potencial (E) e as regiões onde as reações que acontecem dependem tanto da variação do pH como também do potencial.

A Fig. 5a, representa o início de um diagrama de Pourbaix. A linha “a” e “b” possuem inclinações - 0,0591V/ph quando não há substâncias gasosas ou substâncias dissolvidas e há somente íons H+ em solução. Elas representam as condições de equilíbrio das reações eletroquímicas:

2H+ + 2e → H2 ou 2H2O + 2e → H2 + 2OH- (linha “a”)

2H2O → O2 + 4H+ + 4e (linha “b”)

Abaixo da linha “a” é o domínio de redução da água com desprendimento de H2. Na pH2 = 1atm, a água tende a se decompor por redução segundo a reação:

2H+ + 2e → H2 ou 2H2O + 2e → H2 + 2OH-

Fig. 5a Regiões de domínio das atividades da água no diagrama de Pourbaix.

Acima da linha “b” é o domínio de oxidação da água com desprendimento de O2. Na pH2 = 1atm, a água tende a se decompor por oxidação segundo a reação:

2H2O → O2 + 4H+ + 4e

A região compreendida entre as linhas “a” e “b” é o domínio da estabilidade termodinâmica da água.

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A Fig. 5a, representa os possíveis tipos de reações que podem ocorrer em diagrama de Pourbaix.

As reações que só dependem das variações do pH, são representadas por uma reta ou conjunto de retas paralelas ao eixo das ordenadas (pH). As reações que só dependem das variações do potencial são representadas por reta ou conjuntos de retas paralelas ao eixo da abscissa (E). As reações que dependem das variações tanto do pH como do potencial, são representadas por reta ou conjunto de retas paralelas inclinadas em relação aos eixos coordenados.

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