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 M n+ + 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 - H 2 O 2 + 4H + + 4e - 2H 2 O O 2 + 2H 2 O + 4e - 4OH - M 3+ + e - M 2+ M + + e - M Libertação de hidrogénio (em meio ácido) Redução do oxigénio (em solução ácida em contacto com o ar) Redução do oxigénio (soluções básicas ou neutras) Redução do ião metálico 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 1
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] Catódico (Menor tendência para a corrosão) Au Au 3+ + 3e - + 1.498 2H 2 O O 2 + 4H + + 4e - + 1.229 Pt Pt 2+ + 2e - + 1.200 Ag Ag + + 1e - + 0.799 2Hg Hg 2+ 2 + 2e - + 0.788 Fe 2+ Fe 3+ + 1e - + 0.771 4(OH) - O 2 + 2H 2 O + 4e - + 0.401 Cu Cu 2+ + 2e - + 0.337 Sn 2+ Sn 4+ + 2e - + 0.150 H 2 2H + + 2e - 0.000 Anódico (Maior tendência para a corrosão) Pb Pb 2+ + 2e - - 0.126 Sn Sn 2+ + 2e - - 0.136 Ni Ni 2+ + 2e - - 0.250 Co Co 2+ + 2e - - 0.277 Cd Cd 2+ + 2e - - 0.403 Fe Fe 2+ + 2e - - 0.440 Cr Cr 3+ + 3e - - 0.744 Zn Zn 2+ + 2e - - 0.763 Al Al 3+ + 3e - -1.662 Mg Mg 2+ + 2e - - 2.363 Na Na + + 1e - - 2.714 2
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: iatm W = nf onde W é a massa de metal corroído ou depositado [g], i a densidade de corrente [A/cm 2 ], A a área [cm 2 ], 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. 3
Parafuso de latão a. Copos graduados de vidro (600ml). Ácido Nítrico (HNO 3 ) concentrado. Solução de HNO 3 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 HNO 3 diluída a 30%. Mergulhe a chapa nº.2 em HNO 3 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 mar b (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. 4
Tabela II. Série galvânica de alguns metais e ligas imersos em água do mar (adaptado 2 ). Nobre ou Catódico Activo ou Anódico Platina Ouro Grafite Titânio Prata Aço inox 18-8 Níquel Bronzes (Cu-Sn) Cobre Latões (Cu-Zn) Estanho Chumbo Ferros Fundidos Aço e Ferro Cádmio Alumínio comercialmente puro 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. 5
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. 6