Degradação Materiais Introdução

UNIVERSIDADE FEDERAL DO RIO GRANDE DO NORTE
CURSO DE ENGENHARIA DE MATERIAIS
Imagem:
Sociedade Brasileira de Química
M0  Mn+ + ne-
Prof. Sérgio R. Barra, Dr. Eng.
2018.1
Imagem: National Physical Laboratory
Sabine Hirth (2013)
Imagem:
Clube do Concreto
“Não ajunteis tesouros na terra, onde a traça e a ferrugem tudo consomem, e onde os ladrões minam e roubam”. Mateus 6:19.
Imagens: LS&I (UFRN)
Nn+ + ne-  N0

Índice (conteúdos abordados)
Referências básicas
GEMELLI, Enori. Corrosão de materiais metálicos e sua caracterização; Brett, Christopher.
Electroquimica - princípios, métodos e aplicações; ASM International. ASM Handbook. Volume
13A. Corrosion: Fundamentals, Testing, and Protection; ASM International. ASM Handbook.
Volume 13B. Corrosion: Materials; ASM International. ASM Handbook. Volume 13C. Corrosion:
Environments and Industries; JAMBO, Hermano. Corrosão: Fundamentos, Monitoração e Controle;
GENTIL, Vicente. Corrosão; TRINDADE, Vicente. Corrosão de ligas metálicas em altas
temperaturas; MESSLER, R.. Principles of Welding: Processes, Physics, Chemistry, and
Metallurgy; Revista Corrosão & Proteção; Corrosion Journal; Wear Journal; Journal of Friction and
Wear.
Consultas/dúvidas: barra@ct.ufrn.br
 Apresentação da disciplina
 Conceitos fundamentais de degradação de materiais
 Efeitos do meio e agentes de degradação
 Mecanismos de degradação
 Corrosão associada à esforços mecânicos
 Cinética de degradação
 Métodos de prevenção de degradação
 Estudos de casos: metais, polímeros e cerâmicos
Degradação dos materiais – Introdução

Livros e revistas

Livros e Normas
Eventos da área: Coteq, Intercorr, CoanEnd, SBPA, Rio Pipeline, outros

1. Introdução
1.0 Considerações sobre a importância do estudo da degradação dos materiais de
engenharia:
a) Custos (diretos e indiretos)
b) Vida em serviço / útil
c) Segurança (operário / operação)
d) Impacto ambiental (vazamento)
e) Imagem da empresa
f) Qualificação de mão de obra
g) Agregação tecnológica e novos materiais
h) Padronização do produto (normalização) e vivência em projetos
i) Entender as condições (físicas, químicas/eletroquímicas e biológicas) que induzem a degradação
j) Outros
Materiais poliméricos
Imagens da internet.
Materiais cerâmicos
Materiais metálicos
(a) (b)
(a) Corrosão associada a formação de par galvânico (Zn,
Fe e Al). Em (b) corrosão controlada pela aplicação de
solução “inibidora” aquosa de Zn e Alumínio, Cr
hexavalente e outros agentes químicos formulados
para a proteção de substratos de Fe (aço), Al, Zn e
suas ligas (DACROMET®).
Possibilidades (mecanismos): aquoso, orgânico, quente e
metal liquido.
Imagem: Aluminium Design
Garrafa descartável biodegradável -
biodegradação (degradação almejada)
Conector apresentando falha por
degradação “UV” - fotodegradação
(degradação não almejada)
Basicamente, os materiais
cerâmicos estão sujeitos e
corrosão/degradação por (a)
agentes físicos (por exemplo,
umidade e temperatura), (b)
agentes químicos (por
exemplo, a eflorescência do
CaCO3 provocando a formação
de uma deposição
“crosta/mancha” branca sobre a
superfície da cerâmica
vermelha) e (c) agentes
mecânicos (por exemplo, flexão
e/ou impacto). Pode ter efeito
combinado?!
Para os materiais
poliméricos, são
esperadas as observações
dos seguintes
mecanismos de
degradação (alterações
das propriedades, como
cor, forma resistência
mecânica, outras):
a) Biodegradação;
b) Fotodegradação;
c) Degradação mecânica;
d) Termodegradação;
e) Degradação química;
f) Efeito combinado?!

Explosão de cilindro
de gás GNV
Degradação (falha)
associada a falta de
inspeção/manutenção.
Abrigo de ônibus (assentos de polímero)
Degradação associada ao uso incorreto ou a erro
de seleção do material (ou as duas condições)?
Fonte/Imagens: Boletim Especial da UFRN – Ano VIII – Número 8
Degradação observada na Ponte do
Igapó: desagregação do concreto e a
oxidação dos vergalhões.
Cadeiras escolares (assentos de
polímero) apresentando
diferentes projetos das
estruturas metálicas.
Degradação associada a esforço
mecânico “cíclico” e pontual.
Imagem da internet.
Imagem da internet.
Imagem: G1 RN
Exemplos:

1. Introdução
engenharia (continuação):
i) Nem todo o processo de degradação (deterioração) pode ser considerado um processo de “corrosão” e, além
disso, haverá diferentes formas ou simultaneidades induzindo efeito combinado (somatória) “abrasão podendo
virar corrosão-abrasão”!? Mas ressalta-se que toda a corrosão é uma degradação (alteração de propriedade).
ii) A corrosão não é uma propriedade intrínseca do material (dependerá das condições de trabalho, das
solicitações mecânicas, das condições termodinâmicas e cinéticas e das condições metalúrgicas)*.
iii) Necessidade de avaliação/planejamento quanto a degradação aparente ou não (não desejada) x condições de
projeto x busca por material ou revestimento (disponibilidade, possibilidade de fabricação/aplicação, preço,
aparência, propriedade mecânica e resistência à corrosão) x falha ou perda de uso – quem tem esta função!?
iv) Quais critérios adotar no processo de seleção do(s) material(is) empregado(s) na construção de um produto?
v) Aplicação de medidas de monitoração e controle (modificações) x perda de desempenho do produto/processo
Reflexão:
Como se define a importância de um
fenômeno estudado?
*Serra (2014)
Imagem: ION Enterprises (2014)
Degradação
almejada x
esperada!!!
Fonte: Instituto Ludwig von
Mises Brasil

1. Introdução
engenharia (continuação):
vi) O desenvolvimento do estudo da corrosão teve o enunciado da natureza eletroquímica da corrosão (Thénard,
1819) como base importante para a consolidação da área em termos científico.
Fonte: Sastri (2011)
vii) De forma geral, o impacto (importância) da corrosão pode ser representado por três áreas, ou seja, a
econômica, a segurança e a ambiental.
 Econômica (por exemplo, o custo de capital “reposição”, controle “inspeção x manutenção”, projeto, outros)
 Segurança (por exemplo, a perda de espessura de uma parede provocando a elevação do risco ao operário)
 Ambiental (por exemplo, o vazamento, oriundo de uma falha por corrosão, causando dano ambiental)
Associação Brasileira de Corrosão (ABRACO) 1968
(NACE)

1. Introdução
d) É uma metalurgia extrativa em sentido inverso. Por exemplo, o ferro é produzido a partir da hematita (redução).
Exposto ao meio, o ferro corrói e reverte em ferrugem (ciclo de vida). A hematita compõe o produto de oxidação
(Ahmad, 2006).
Desgaste por
abrasão da
raiz dos dentes
(É uma
corrosão?).
Fonte:
Izu & Bergmann Dental
Associates (2015 ).
Comportamento
eletroquímico nas
interfaces Ti/Al2O3
Fonte: Ariza et al (2005)
Barra et al (2009)
e) É a degradação de um material causada por
um meio agressivo – raios UV, H2O, particulado,
NaCl e CO2 (Sastri, 2011).
1.1. Conceito de degradação x corrosão
i) O que é Corrosão (discussão conceitual)?
a) É um fenômeno de interface que afeta materiais orgânicos e, principalmente, inorgânicos – uma reação
química irreversível (Gemelli, 2001).
b) É um fenômeno que ocorre naturalmente e, normalmente, é definido como a degradação de um material
(geralmente um metal), a qual resulta de uma reação química ou eletroquímica com o meio (NACE) – há efeito da
solicitação mecânica e/ou da radiação?
c) É a oxidação do metal e a fuga dos íons metálicos resultantes para a solução (Jambo e Fófano, 2008).
f) A corrosão consiste na deterioração dos
materiais pela ação química ou eletroquímica do
meio, podendo estar ou não associado a
esforços mecânicos (ABRACO).

1.1. Conceito de degradação x corrosão
i) O que é Corrosão? – Continuação
g) A corrosão é um processo natural e dispendioso de destruição (degradação), como terremotos,
tornados, inundações e erupções vulcânicas. No entanto, com uma significativa diferença: a corrosão
pode ser evitada ou pelo menos controlada (Ahmad, 2006).
Consideração (interação substrato x meio e impacto $):
Apesar das diferentes conceituações propostas pela literatura e/ou pelo sensu comum, observa-se que o
processo de corrosão advém da interação entre os materiais (metais, polímeros, cerâmicos e compósitos) e os
possíveis ambientes de operação (necessidade de inferência do meio de operação – umidade, H2S, água do
mar, outros). Por fim, é um fenômeno que impacta negativamente sobre a economia, esgota os recursos e
catalisa a incidência de falhas de plantas (dispendiosas e randômicas), equipamentos e componentes.
Corrosão microbiológica associada com a formação de
H2S (esgoto).
Fonte: albanyweblog
Corrosão associada erro de projeto/montagem (fresta) e
coma proximidade do mar (cloreto x maresia).
Fonte: imagem disponível internet
Corrosão atmosférica “uniforme” (umidade do ar) – aço
patinável (Cu, Cr e Ni contribuem na formação de uma
pátina).
Imagem: Corten Steel Company

Algumas perguntas pertinentes sobre o estudo da degradação
dos materiais de engenharia:
 Qual o impacto do processo de degradação sobre um
sistema de engenharia (peças, conjuntos, equipamentos,
outros) e seu respectivo desempenho (vida em serviço/útil x
variações de propriedades x rendimento)?
 Como avaliar a relação entre qualidade e valor (risco x
pintura)?
 O conceito de degradação decorre da experiência
humana “adaptação dos materiais disponíveis na natureza ao
uso – conceito enraizado na cultura “falha”, “desgaste”,
“enfraquecimento”, “corroído”, outros?
 É uma relação da depreciação financeira “valor do
produto x custo real do dano” (por exemplo, dano mecânico)?
 Como avaliar a relação custo da degradação x custos
efetivos para prevenção (projeto, inspeção e manutenção)?
 Quais as vantagens do processo de degradação
(corrosão)?
 A resistência à degradação é uma propriedade
intrínseca do material?
ii) O que é Degradação dos Materiais (conceito geral)?
 A degradação é a consequência de uma ampla gama de processos físicos (condição atmosférica,
radiação, outros), se carcateriza como uma ocorrência quase universal e é um dos principais problemas
de engenharia (custo, risco, desempenho, estética, conhecimento “formação x pesquisa”, outros).
Fonte: Batchelor et al (2002)
Pannoni (2009)
 A degradação é um processo, de natureza química, física e/ou biológica, atuante nos materiais
de engenharia, não controlado e sem restrição de interações entre eventos aparentemente não
relacionados (por exemplo, material x fabricação). As condições ambientais, também, exercem
significativo efeito sobre o processo de degradação e são fortemente dependentes da localidade.
Fonte: Batchelor et al (2002)

1.2. Importância do estudo
 Impacto entre 3 a 4% do PIB (PIB do Brasil em 2014 = R$ 5,52 trilhões);
 1/4 a 1/3 do aço produzido no mundo é utilizado para reposição (resolver danos decorrentes da
corrosão) – em 2014 o mundo produziu 1,66 bilhão de toneladas de aço bruto (Brasil 33,9 Mton);
 Estimativa da possibilidade de redução, na ordem de 25%, da perda quando da aplicação de
conhecimentos científicos e tecnológicos (controle/combate voltado à corrosão – qual a realidade
brasileira?);
 A incidência de “corrosão por fresta”, único mecanismo possível de previsão na fase de projeto,
corresponde a 19,6% dos fenômenos de corrosão observados no Brasil e, em contrapartida,
observa-se apenas 1,6% desta ocorrência nos EUA – É um problema de falta de conhecimento dos
engenheiros brasileiros ou é um problema de planejamento estratégico das empresas?!;
Poliéster feito com ácido lático (composto orgânico de função mista – ácido
carboxílico e álcool) a partir de fontes renováveis como milho, mandioca ou
beterraba – “perda” almejada
Fonte: Biofabris
Preço do aço = US$ 550 ton
Navio sucateado (abandonado) em uma praia –
apresentando estado severo de degradação – “perda”
não almejada.
O que se almeja em
relação a
degradação?
Brasil 2017 = R$ 6,6 trilhões (US$ 2,02 trilhões) / USA = US$19.739 trilhões
Indústria: R$ 1,21 trilhão e Serviços: R$ 4,13 trilhões

 O custo total (Ct) associado a corrosão pode ser dividido em custos diretos (Cd = Cdcorretivo +
Cdpreventivo) – por exemplo, reparo, revestimento, superdimensionamento, outros – e “custos
indiretos (Ci)” – por exemplo, associados a interrupção da produção, perda de eficiência, multas,
acidentes, desgaste da imagem, outros.
1.2. Importância do estudo – Continuação
Custos anuais totais para os cinco
principais setores da economia dos
USA (US$ 137,7 bilhões).
Fonte: NACE (1998)
Colapso da estrutura de
sustentação de uma
esfera de gás durante
teste hidrostático
(degradação por
corrosão “sob
isolamento” – infiltração
de água entre o
revestimento e a coluna
de aço) – Erro de
inspeção?!.
Fonte: Inspeção de Equipamentos
Custos anuais diretos de prevenção da
corrosão nos setores de produção e
manufatura nos USA.
Fonte: NACE (1998)
Custo anual estimado da corrosão: Nos USA 2017 (para um PIB de US$
19,73 trilhões, o custo da corrosão será de US$ ??? ). Para o Brasil
2017, PIB de US$ 2,02 trilhões e um custo da corrosão de US$ ???).
Fonte: NACE/Portal Terra/ ADVFN/countryeconomy
 Os problemas de degradação atuam nos materiais de
engenharia (metais, polímeros, cerâmicos e compósitos). Por
sua vez, sendo mais frequentes nos metais, em decorrência do
maior volume de aplicação e sensibilidade aos meios
corrosivos em comparação aos polímeros e cerâmicos.
Qual a
realidade
brasileira?
Qual o Ci?

2. Como se agrupam e/ou se classificam os processos de corrosão?
2.1. Os fenômenos de corrosão dos metais envolvem uma grande variedade de mecanismos
que, no entanto, podem ser reunidos em quatro grupos gerais, a saber (Wolynec, 2008):
 Corrosão em meios aquosos (90%)*
 Oxidação ou corrosão quente (8%)
 Corrosão em meios orgânicos (1,8%)
 Corrosão por metais líquidos (0,2%).
*Entre os parêntesis está indicada, de forma estimada, a incidência de cada um dos tipos de corrosão.
Corrosão galvânica (ferro x latão em meio
aquoso).
Imagem: Scientia
(a) Macroscopic view of a NBSA turbine
blade, showing the loss of a large piece
of material along a fracture running
perpendicular to the leading edge; (b)
Optical micrograph of a cross-section
through the origin of the fracture,
indicating advanced hot corrosion
attack, with a secondary crack
propagating from the scale into the base
material
Imagem: Potgieter (2010)
Line corrosion failure caused by the
condensation of water on the top of
the pipe in the presence of carbon
dioxide and volatile organic acids
(acetic and formic acid).
Imagem: Curtin Corrosion Engineering Industry Centre
The destruction of solid metal or alloy due to chemical
action of flowing liquid metal at high temperatures. It
takes place either by the dissolution of solid metal by
liquid metal or by internal penetration of liquid metal into
the solid metal.
Imagem: Quora

2. Como se agrupam e/ou se classificam os processos de corrosão?
2.2. Quanto a classificação primária
a) Presença ou não de eletrólito: Seca (corrosão direta sem a presença da fase úmida – gás ou vapor x
temperatura) ou úmida (com a presença da fase líquida “eletrólito aquoso”);
b) Movimentação atômica/iônica: Química “reações químicas heterógenas – doador e receptor no
mesmo ponto” (por exemplo, carbonetação de tubos HP 5Cr/35Ni/0,4C/Nb) ou eletroquímica
“transferência indireta de e-” (por exemplo, formação de um pit gerado por uma pilha eletroquímica);
c) Formação do óxido: Oxidação direta (idem seca – T ) ou eletroquímica.
2.3. Quanto a morfologia
i) Uniforme (generalizada)
ii) Localizada (pite, aeração diferencial)
iii) Seletiva
iv) Inter ou transgranular
Pia de aço inoxidável apresentando
pits decorrentes da presença do
produto de limpeza (Cl) – processo
eletroquímico induzido pela quebra
localizada da camada passivadora.
Amtec Limited
Corrosão seletiva do ferro
fundido cinzento (matriz
anódica e grafita
catódica).
Fonte: Hallen et al. (2010)
Degradação química
“carbonetação (metal
dusting)” de tubos HK
40.
Fonte: Al-Meshari (2008)
Precipitação ou segregação de compostos
induzindo o processo de degradação
intercristalina (sensitização) da ZTA “400 a
900 C” – inox 304.
Fonte: W.G. Ashbaugh (1986)
PMET

2.4. Quanto à fenomenologia
i) Galvânica
ii) Célula oclusa (fresta / sob isolamento)
iii) Corrosão-erosão*
iv) Corrosão-fadiga*
v) Corrosão-cavitação*
vi) Corrosão sob tensão*
Imagem: Tallemenco Pty Ltd
(i) Tubulação composta por
diferentes materiais (par
galvânico).
(ii)
Imagem:
The Pure Water Gazette (2013)
Base de uma viga com
ocorrência de corrosão
por fresta (revestimento x
substrato) – gradiente de
concentração.
(iii)
Tubulação de cobre
susceptível a erosão
(perda de material
decorrente da
velocidade excessiva do
fluido) + meio condutor
iônico.
Fonte: Illinois State Water Survey
(iv)
Formação de trinca em tubo de
perfuração devido ao carregamento
cíclico, meio condutor iônico e a
presença de C02.
Fonte: GO-TECH / The Multimedia Corrosion guide
(vi)
Corrosão sob tensão de uma região
montada por soldagem – liga ferrosa
(soldagem com restrições).
Fonte: The Multimedia Corrosion Guide
*Modo misto com a ocorrência de esforço mecânico?!
(v)
Cavitation of a nickel alloy
pump impeller blade exposed
to a hydrochloric acid medium.
Fonte: The Multimedia Corrosion guide
Aço API X65
Fonte: Pasha et al. (2016)

2.4. Quanto à fenomenologia – Continuação
vii) Corrosão atmosférica
viii) Corrosão microbiológicamente induzida (MIC)
ix) Ataque / dano pelo hidrogênio (dissolvido intersticialmente
como H atômico, precipitado como H2 ou precipitado como
composto CH4 H2O ou HTi2)
Monumento construído com aço
resistente à corrosão atmosférica “aço
patinável” (formação de camada
passivadora).
Fonte: Monumentos de São Paulo
Parede interna de um vaso
apresentando corrosão
microbiologicamente induzida (MIC),
oriunda da atividade de um
microrganismos vivo (bactéria,
fungou ou alga). Ocorre o “ataque” a
película de óxido e a formação de
precipitados “aeração diferencial”.
Imagens: BTI Products (2015)
Empolamento na parede de um tubo devido ao mecanismo degradação por H.
Fonte: Imagens da internet / Torres (2011)
H2SO4, proveniente da bactéria, gerando H2 e Fe2+
2.5. E quanto à severidade?

Como base no que foi discutido, identificar os mecanismos/tipos de
corrosão atuantes em cada uma das imagens abaixo
NACE
ASM International
Journal of The Electrochemical Society
Imagem: Martin Moeser

Representação esquemática
dos diferentes mecanismos
(tipos) de “corrosão”
(Chaturvedi, 2007).
Impactos (consequências) da corrosão (onde ela
afeta):
 Afeta a permeabilidade (estanqueidade x
vazamento);
 Induz a alteração de propriedades (física, química,
óptica, estética, outras);
 Provoca variação geométrica (integridade
dimensional);
 Gera contaminação (degradação da parede da
embalagem x contaminação do produto armazenado /
vazamento radioativo / danos entre equipamentos);
 Provoca parada não programada;
 Gera perda do rendimento projetado;
 Altera a segurança do operário (SMS);
 Elava os custos (Cd e Ci).
“Engineering knowledge is incomplete
without an understanding of corrosion.”
Fonte: Ahmad (2006)
Corrosão sobtensão em estrutura inoxidável submetida a
ambiente salino (regiões de curvatura conformadas a frio
“spinning ou estampagem profunda” apresentando trincas).
Visão geral dos mecanismos básicos de corrosão
Mecanismos meramente
mecânicos!?
Considerando o que
já foi discutido,
existem outras formas
de degradação
(classificação)?

Quais os problemas associados com a degradação oriunda de componentes submetidos
apenas a esforços mecânicos (por exemplo, degradação em elementos de máquinas como
rolamentos, filetes de parafuso, engrenagens e mancais de deslizamento)?
Falha em bronzinas decorrente
da falta de lubrificação
(consequência de uma falha
mecânica da bomba!?).
Degradação em mancais de deslizamento (riscos
provenientes de contaminação do lubrificante por
partículas metálicas com ≠ dureza.Conjunto biela e pistão e seus respectivos componentes acessórios
(ocorrência de movimento relativo – rotativo e alternativo!?).
Contaminação
(particulado – instalação
e/ou operação)
provocando alteração na
transferência de calor e
folga para lubrificação.
Imagens: Ford / Federal Mogul
Degradação associada a
presença de água no
lubrificante (alteração na
viscosidade/condituvidade!?)
.
Degradação associada a esforços mecânicos

Modos de degradação mecânica segundo a norma ISO 15243
 Baseada na remoção de material “dano” por deslizamento ou rolamento
Classificação dos
mecanismos de
degradação atuantes em
rolamentos segundo a
Norma ISO 15243 (2004).
Dano ou falha (degradação) de um rolamento pode, muitas
das vezes, ser resultado de diferentes mecanismos
operando simultaneamente. Neste caso, a degradação pode
resultar da inadequada montagem ou manutenção ou ser
induzida pelo defeito gerado na fabricação do componente.
Em alguns casos, o erro advém do não compromisso entre
o projeto, as condições de operação, condições ambientais
e o custo de fabricação. Estas possíveis combinações são
complexas de identificação e, normalmente, provocam
dificuldades no estabelecimento da causa primária do falha.
Importância:
 No mundo, anualmente, são produzidos um
montante de 10 bilhões de rolamentos*.
 Deste, apenas 0,5% são substituídos em
decorrência de falha e 9,5% por medidas
preventivas (evolução da degradação?)
 As razões da falha de um rolamento podem estar
associadas com (a) fadiga, (b) ineficiente
lubrificação (50 a 80% das ocorrências), (c)
ineficiente vedação (vide figura inferior
esquerda) ou (d) outras motivos (por exemplo,
carga acima do valor projeto, manuseio ou
montagem inadequada).
Imagem: SKF (2015)
Degradação na superfície da capa de rolamento gerada pela contaminação de
partículas duras (endentação) e posterior fadiga do substrato.
Imagem: SKF (2015)
Efeito sinérgico
eletroquímico x mecânico
* Preços variando, por exemplo, de R$ 5,0 a R$ 4.000
Como ficaria este valor se consideramos os mancais de deslizamentos (bronzinas)?!

Modos de degradação segundo a norma ISO 15243
 Remoção de material “desgaste” por deslizamento ou rolamento
a) Degradação induzida por fadiga de contato
Dano causado quando do contato entre superfícies e da imposição de tensões cíclicas (superficial ou próximo da
superfície), como superfície – superfície ou superfície – corpo estranho “partículas” – superfície, o que induz, sob
determinadas condições, fadiga sobre a camada superficial e o aparecimento de fissuras e o consequente
desprendimento de material (fragmentação).
Falha em um dente de engrenagem associada
a fadiga superficial (contato) – formações de
pits e fragmentação.
Fonte: Robert L. Errichello (2002).
Possíveis formas de controle da condição (a):
 Adequada lubrificação (por exemplo, tipo de óleo);
 Controle da dureza superficial;
 Controle de contaminantes (particulados);
 Controle da rugosidade superficial;
 Avaliar condições de carregamento (serviço);
 Montagem adequada (por exemplo, evitar erro de alinhamento / folga)
 Outras.
Degradação na capa interna do rolamento em decorrência de
sobrecarga/desalinhamento (geração de fragmentação da
superfície fadigada).
Fonte: SKF (2015).

a) Degradação induzida por fadiga de contato – exemplos
(a) O projeto de um rolamento prevê a existência de um elavada carga suportada por uma
pequena área de contato (esfera x capa) – indução de níveis elevados de tensões. Esta
condição provoca elevada fricção, desgaste e fadiga entre as superfícies de contato. (b) Perda
(fragmentação) de material da superfície da capa interna de rolamento, decorrente do
mecanismo de fadiga.
Fonte: The Leonardo Centre (The University of Sheffield) / Bruce T. Kuhnell (Machinery Lubrication - 2004)
Esfera de rolamento apresentando região de
degradação circular como indicação de
desprendimento (fragmentação) do substrato.
Mecanismo decorrente da fadiga de contato.
Trilho de metrô apresentando região de
degradação central como indicação de
desprendimento (fragmentação com ¼” de
profundidade) do substrato. Mecanismo
decorrente da fadiga de contato.
Fonte: Interface Journal (2014)
(a) (b)

Imagens: Robert Scott (2008) - Machinery Lubrication
ASM International (1992); ETH (2001)
(i)
(ii)
(iii)
(iv)
Imagem: NPTEL
Possíveis formas de controle para o caso (b):
 Adequada lubrificação (por exemplo, tipo de óleo e espessura do filme);
 Controle da temperatura, velocidade e carga de operação;
 Adequado projeto de contato ou redução do ângulo de impacto partícula substrato (< 15);
 Controle da rugosidade e de contaminantes (particulados – tamanho, forma, dureza, outros);
 Compatibilidade entre materiais (por exemplo, aplicação de revestimento);
 Outras.
b) Degradação decorrente de impacto/arraste
Dano (desgaste) superficial progressivo causado pela remoção ou
deslocamento de material, decorrente da ação mecânica “arraste /
impacto” (interação “movimento relativo” entre as rugosidades das
superfícies – deslizando ou deslizando/rolando), elétrica ou química
durante o serviço.
Neste caso, há quatro possibilidades de atuação do mecanismo:
i) Por adesão (micro uniões)
Transferência de material entre superfícies – junção x fragmentação.
ii) Por abrasão
Presença de particulado/rugosidade gerando ranhuras paralelas nas superfícies
e desprendimento de particulado durante movimento relativo – 2 ou 3 corpos.
iii) Por erosão
Formação de sulcos ou desprendimento de massa da superfície devido a
descarga elétrica ou ao impacto / arraste de partículas duras contra a
superfície. Diferença fundamental entre erosão e abrasão = ângulo de impacto
iv) Por “polimento”
Remoção periódica do filme protetor decorrente da presença de reações
químicas e/ou finos particulados – superfície espelhada.

Modos de degradação segundo a norma ISO 15243.2004Modos de degradação segundo a norma ISO 15243
b) Degradação decorrente do de impacto/arrancamento - Continuação
v) Por fretting
Forma especial de desgaste que ocorre na área de contato quando da ação de carga sobre micromovimentos
superficiais “contato oscilante” – vibração ou alguma outra força.
Falhas em eixos decorrentes do processo de degradação
por fretting.
Fonte: John Spurling, Pres. / SKF (2015)
vi) Por cavitação
Degradação progressiva de uma superfície sob a ação combinada de “meio corrosivo específico” e do impacto
de ondas de pressão e/ou de microjatos decorrentes da implosão de bolhas de vapor “bolhas de cavitação”
(Barra, 1998; Gemelli, 2001).
Imagens: Pricast
Atividade extraclasse:
- Pesquisar possíveis formas de
controle do mecanismo de
degradação por fretting.
- Avaliar os impactos financeiros e
o tempo decorrentes de cada ação
de controle.
Atividade extraclasse:
- Pesquisar possíveis formas de
controle do mecanismo de
degradação por cavitação.
- Avaliar os impactos financeiros e o
tempo decorrentes de cada ação de
controle.
Imagens: E. C. Fitch, Tribolics, Inc. (2002) / Ribeiro (2003).
(a) Degradação por fretting-corrosion
na capa de rolamento e (b) fretting em
implante induzindo inflamação
(partículas x músculo).

O que é a corrosão eletroquímica (úmida / meio aquoso)?
Geração de corrente elétrica a partir das
reações químicas “substrato x meio”
(transferência espontânea – ddp natural)
Imposição de corrente eletrica para que
ocorram as reações químicas
(transferência não espontânea – ddp externo)
Eletroquímica
Oxidação
(perda de e-) Nox
Redução
(ganho de e-) Nox
Ocorrência de reações de
Oxirredução
(RedOxi)
Célula eletroquímica
Ânodo (polo -) Cátodo (polo +)
Voltaica
(Galvânica)
Eletrolítica
Potencial padrão
( = V)
Ecel = Ered-cát – Ered-âno
Meia célula
(semirreação no ânodo)
Meia célula
(semirreação no cátodo)
É um processo, de natureza física(elétrica)-química (eletroquímica), onde ocorre a
transferência de cargas entre o eletrodo (condutor eletrônico – ne-) e o eletrólito
(condutor iônico – Mn+) a uma distância finita e maior que ro. Neste caso, haverá
tendência à corrosão (formação de uma pilha de corrosão) entre o(s) material(is)
metálico(s)* quando exposto(s) a um meio “condutor iônico úmido/seco”.
Considerações: E o condutor metálico/ponte? E se o sentido for invertido – haverá deposição?
(a) Célula galvânica “pilha de Daniell” (par metálico
Zn-Cu) na condição “duas meias células”
interligadas por ponte salina (KCl).
(b) Condição para transferência de carga iônica (o
eletrólito é o resultado da dissolução de solutos
em água e consequente produção de íons)”.
* Um material metálico apresenta heterogeneidades físicas e/ou químicas (diferenças locais de potenciais eletroquímicos).
CueCu  
22
 eAlAl 33
Imagens: Internet
Mo  Mn+ + ne-
Mn+ + ne-  Mo
Energia preponderante
Equímica  Eelétrica
(b)
(a)
Química Elétrica
Semirreação no ânodo Semirreação no cátodo

Electrochemistry
Voltaic cell Electrolytic cell
The supply of electrical energy from a recharger forces the reverse
reaction to take place. Note how the products of discharging (lead
sulfate) remain stuck to the electrodes. This enables the reverse
reaction to take place. Note how the sulfuric acid is used up as the
battery discharges. The pH will rise on discharging and decrease as
the battery is recharged.
Fonte: Dynamic Science
Na descarga (natural)
No ânodo
Pb(s) + SO4
-2
(aq) → PbSO4(s) +
2e-
No cátodo
PbO2(s) + SO4
-2
(aq) + 4H+
(aq)+
2e- → PbSO4(s) + 2H2O(l)
Na recarga (forçada)
No ânode
PbSO4(s) + 2H2O(l) → PbO2(s)
+ 4H+
(aq) + SO4
2-
(aq) + 2e-
No cátodo
PbSO4(s) + 2e- → Pb(s) +
SO4
2-
(aq)
Exemplo de uma célula secundária
(bateria de carro recarregável – H2SO4)
Fonte: IB Biology/Chemistry
Exemplo de uma
célula primária

Considerações sobre as características da célula de corrosão
Quanto a classificação, os eletrólitos se dividem em:
a) Fortes (por exemplo, solvente H2O e solutos KCl, NaCl, HCl, NaOH)
b) Fracos (por exemplo, solvente H2O e solutos HgCl2, HF, NH3(NH4OH))
Forte (soluto na forma de íons separados – NaCl produzindo Na+ e Cl-) > dissolução 0,01 M < Fraco (pequena parcela do soluto na forma de íons)
Sobre o soluto NaCl e sua dissolução em H2O
 O sal NaCl(s) apresenta elevado ponto de fusão (801 C < forma um
eletrólito).
 Na presença de H2O há a separação (ionização) e a formação de Na+
“mono positivo” (cátion “carga positiva” – por exemplo, as famílias IA e IIA) e
Cl- “monovalente” (aníon “carga negativa”) – dissociação e solvatação.
 Preferencialmente, o Na+ é solvatado por 6 moléculas de H2O (dipolo),
tomando a condição de íon hidratado. E o Cl-?
Sobre o termo oxidação
Zn(s) + Cu2+(l)  Zn2+(l) + Cu(s)
Semirreações: Zn  Zn2+ + 2e- (oxidação) e 2e- + Cu2+  Cu (redução)
Onde: O Zn (ânodo) é o agente redutor “aquele que promove a redução” (foi oxidado de Zn para Zn2+) e o Cu
(cátodo) e o agente oxidante “aquele que promove a oxidação” (foi reduzido de Cu2+ para Cu).
 A “oxidação” refere-se a todas as reações que provocam a transferência
de e- entre espécies químicas, mesmo sem a presença do oxigênio (uma
substância é oxidado quando perde e-).
Sobre o termo redução
 Toda a oxidação (perda de e-), no ânodo, deve ser acompanhada de ganho de
e- no cátodo (mesmo ou diferente substrato), o que caracteriza a redução.
Estado de oxidação (número de oxidação – Nox)
Representa a diferença entre o número atômico
e número total de elétrons (carga do átomo).
Por exemplo:
Cu2+, Na+, Cl-, Fe2+ significa +2, +1, -1 e +2e-
Leitura complementar: Teoria do octeto
Meia célula
de corrosão X
(tendência de
carga global +)
Meia célula
de corrosão Y
(tendência de
carga global -)
Então, como
evitar o acúmulo
de carga em
cada solução?
Semirreações

Imagem: Thermidaire
Considerações:
a) Reação eletroquímica envolve transferência de e-
b) Reação química não envolve transferência de e-Esperado de ocorrência (oxidação do Fe x redução do O).
Exemplo do mecanismo eletroquímico atuante na corrosão de uma liga
ferrosa em meio aquoso (solução iônica aerada).
Oxidação local do Fe(s) “ânodo” produzindo íons cátions
Fe2+(l) mais o deslocamento de carga eletrônica ne- para o
cátodo (s).
Região catódica (redução) recebendo carga eletrônica e
reagindo com a vizinhança (O2 e H2O).
Resultado final: Ânodo corroído, solução enriquecida com
íons ferroso e cátodo presenciando a redução do O
(formação de hidroxila – posterior reação com os íons
Fe2+ para precipitar como oxido hidratado).

O que é a corrosão eletroquímica? Continuação
 Em uma “célula de corrosão”, a distância percorrida pela corrente elétrica pode variar de alguns
m (distâncias entre microconstituintes, grãos, outros) até quilômetros de distância (por
exemplo, corrente de fuga em tubulações enterradas próximas a estradas de ferro). (Wolynec, 2003)
 Em meio não aquoso (por exemplo, em temperatura elevada), a reação eletroquímica
(movimento de íons) se dá através da película de óxido (eletrólito sólido).
(a) Mecanismo de corrosão seletiva
em um FoFo e (b) corrosão do aço
em armação de concreto.
Imagens:
Wikipedia / Mehta e Monteiro (1993)
(a)
(b)
Célula galvânica (voltaica) sem a ocorrência de ponte salina
(aplicação tecnológica: solo úmido como eletrólito e anodo de
sacrifício de Mg(s) − EMg° = -2.37 V e EFe° = -0.45 V).
Imagem: Principles of General Chemistry
Chromium depletion at the grain boundaries or sensitization
(mecanismo, inicialmente, químico induzindo o mecanismo
eletroquímico de corrosão localizada).
Fonte: The Specialty Steel Industry of North America (SSINA)

Qual o motivo da tendência dos materiais metálicos corroerem?
Os metais são elementos eletropositivos que buscam configurações eletrônicas mais estáveis (podem doar
facilmente seus elétrons de valência). Assim, quando em contato com um meio especifico, espera-se que os
metais (naturalmente instáveis), na forma fabricada, sofram degradação (corrosão).
Neste caso, ao corroer, o metal (mais eletropositivo) sofrerá o incremento no seu estado de oxidação “perda de
elétrons” (Nox), quando da presença elementos oxidantes (por exemplo, o oxigênio – mais eletronegativo).
Estes últimos (elementos oxidantes), por sua vez, têm a facilidade para receber e- e, portanto, presenciam uma
diminuição no eu estado de oxidação (Nox) – o resultado final é a oxirredução.
Valencia: Fe (0, 2, 3) e O (2, 6)
Exemplo 2:
Considerando o par galvânico Fe-V
(ferro-vanádio), qual o mecanismo de
oxirredução esperado?
Fe3++V2+→Fe2++V3+
V  1s2, 2s2, 2p6,3s2, 3p6, 4s2 e 3d3
Neste caso, o Fe3+ é reduzido (ganha e-)
para Fe2+ e o V2+ é oxidado (perde e-)
para V3+.
Exemplo 1:
O Fe na presença de O tende
para a forma estável (óxido):
Fe2O3 (hematita).
Relembrando que, para o estado fundamental Mo, o número atômico é igual
ao número de elétrons (relação com o número de prótons).
Zn = 30, Fe = 26, V = 23, Cu = 29, O = 8, H = 1.

Quais os mecanismo básico das reações em meio aquoso?
Reação de oxirredução
Caracteriza-se pela formação de transferências de elétrons e- entre o par ânodo-cátodo (diferentes
ou iguais espécies químicas). Neste caso, haverá perda de e- no ânodo e consequente liberação
de íons positivos “cátions” para o eletrólito – Fe2+ (oxidação). Por sua vez, ocorrerá ganho de e- no
cátodo e a formação de íons negativos “aníons” – S2- (reações de redução) e/ou evolução do H2.
Exemplo de uma célula eletroquímica
“localizada” de corrosão em um
vergalhão decorrente da presença de
umidade. (b) Mecanismo básico de
corrosão na parede de tubo de uma liga
ferrosa.
Imagem: Corrosion College
Perda e- Ganho e-
Espécie química 1
Espécie química 2
Íons
positivos
Íons
negativos
e evolução H
Produto de corrosão
Fonte:Mountain Empire Community College.
O que se observa
na “Célula de
corrosão”
Presença do
ânodo
(agente redutor)
+
Presença do
cátodo
(agente oxidante)
+
Meio condutor
iônico (eletrólito)
+
Condutor metálico
(condutor eletrônico -
caminho metálico
“ponte”)
Como visto anteriormente, os átomos tendem a ceder
(gerando cátions, como Fe2+, Na+), receber (gerando ânions
como S-2, Cl-) ou compartilhar (O e H) elétrons
H2(g)

Quais os mecanismos básicos das reações em meio aquoso?
Reações observadas no par ânodo-cátodo, em solução condutora iônica:
Tendo como exemplo o ferro em meio aquoso aerado, observa-se que:
a) Ocorre semirreação anódica – “oxidação”
M0  Mn+ + ne- (dissolução “íons +” no eletrólito – cátions)
Fe0 → Fe2+ + 2e–
b) Ocorre semirreação catódica – “redução”
Nn++ ne-  N0 Por exemplo, H2O + e-  ½H2 + OH- ou Cu2+ + 2e-  Cu0
O2 + 2H2O + 4e– → 4OH– (formação do “íon -” hidroxila – “reação de redução do oxigênio”)
Resultado final esperado para a corrosão do Fe em meio aquoso:
Produtos da corrosão “ferrugem”
Possibilidades da combinação Fe x O: Fe3O4 , Fe2O3.nH2O ou FeO
Fe + ½ O2  FeO (1000 °C)
3Fe + 2O2  Fe3O4 (600 °C)
2Fe + 3/2 O2  Fe2O3 (400 °C)
Neste caso, considerando os possíveis óxidos de Fe gerados em decorrência de
determinadas temperaturas, é pertinente afirmar que a formação do produto de
corrosão terá relação com características / condições termodinâmicas do sistema
analisado (por exemplo, uso do Diagrama de Ellingham-Richardson)?
Atividade individual:
a) O que é uma meia célula eletroquímica
(apresente 02 exemplos)?
b) Qual a função e como funciona uma
ponte salina (apresente 01 exemplo)?
Onde:
Hematita – Fe2O3
Magnetita – Fe3O4
Wustita – FeO

Exemplo 1:
O processo corrosivo do aço carbono (presença localizada
de regiões catódicas e regiões anódicas) em um
determinado “microclima” ao redor da área de interesse
(por exemplo, eletrólito “água + sais + gases dissolvidos” e
oxigênio).
O que acontece na célula?
No ânodo, ocorrerá a oxidação do ferro (íons de Fe “Fe2+”
para a solução e deslocamento de elétrons “e-” através do
substrato para a região catódica) e geração de pit (perda
localizada de massa). No cátodo, a redução da H2O / O2
“OH-” e, numa região intermediária, a precipitação do
produto de corrosão “ferrugem – Fe2O3.nH2O”.
Reação global de oxirredução
Agente redutor (tende a perde e-) + agente oxidante (tende a ganhar e-)  redutor oxidado (perdeu e-) + oxidante reduzido (ganhou e-)
Aço (Fe) + oxigênio + água = óxido de ferro hidratado (produto de corrosão “ferrugem”)
4Fe + 3O2 + 2H2O = 2Fe2O3H2O
Conclusão:
Com o tempo, pontos locais terão redução na taxa de corrosão (produto de corrosão, com novo potencial “nobre” é precipitado
entre as regiões anódicas e catódicas) e haverá início de novas células na superfície exposta – corrosão generalizada!
(a) Formação do óxido de Fe a partir da reações Fe2+ + OH-, tendo os grão vizinhos
como potencializadores das microcélulas.
(b) Diferença de potencial
eletroquímico entre o região
oxidada “óxido” e o cátodo
(inversão cátodo  ânodo)
(c) Reações desenvolvidas (processo corrosivo) e
localização central do produto de corrosão.
Imagem: Pannoni (2007)
Imagem: SteelConstruction.info

Exemplo 2:
Como ocorre a reação “corrosão” do ferro (Fe(s)) na presença do ácido clorídrico (HCl(aq)
como eletrólito)?
Fe(s) + 2HCl(l)  FeCl2(l) + H2(g)
Agente redutor + agente oxidante  produto de corrosão + oxidante reduzido
No ânodo ocorre a oxidação (reação parcial anódica): Fe0  Fe2+ + 2e-
No cátodo ocorre a redução (reação parcial de catódica): 2H+ + 2e-  H2(g)
Em um ponto da célula, aparecerá o produto de corrosão: FeCl2(l)
Exemplo 3:
Como ocorre a reação “corrosão” do alumínio (metal) na presença do ácido nítrico (HNO3 como eletrólito)?
Representação da corrosão do Fe imerso em HCl –
evolução do H e formação do produto de corrosão
FeCl2.
Fonte: Gemelli (2001)
H 2
inte r m e ta llic
c oupound
A lF e S ib
O 2
O H
-
H N O 3
m e dia
O H
-
O H
-
O 2
H 2
3X X X A lum inum alloy
inte r m e ta llic
c onpound
l( F e , M n) S ia A
H N O m e d ia3
E sp e cim e
N O 3
-
A l
3+
A l
O H
O H
O H A l
O H
O H
O H
O H
-
N O 3
-
A l
3+
e
-
d eallo y ed
lay er
e
-
I I
H +
H +
acid
envirom ent
a lka line
e nvir om e nt
a lka line
e nvir om e nt
Al O2 3Al O2 3
Al + HNO3  Al(NO3)3 + H2
Agente oxidante: Al
Agente redutor: HNO3
Produtos / efeitos:
Al(NO3)3 - Nitrato de alumínio
H2 - Gás hidrogênio
Intermetálico aflorado/precipitado
Imagem: Barra et al.
FeCl2(l)
Meio básico ou meio acido é definido pela presença
“concentração” do íon H+ (HCl) ou do íon OH- (NaOH)
respectivamente.
Qual o pH para HCl a 0,1 M e NaOH a 0,1 M ?
pH = -log[aH+] = -log[0,1] = 1 para o HCl
Lembrando que pOH = -log[aOH-] e pHO  14 - pH
pOH = -log[0,1] = 1 e pH = 14 – 1 = 13 para o NaOH

Procedimento:
 Preparação da superfície (chapa de aço polida – agende oxidante)
 Preparação do meio corrosivo (Solução a 3% de NaCl – água
salina)
 Ferricianeto de potássio (revelação pela reação com íons ferrosos
Fe2+ – azul-da-prússia)
 Fenolftaleína (reação com a OH- – cor rosa)
O que acontecerá?
a) Reação anódica “oxidação” (íons ferrosos): Fe  Fe2+ + 2e-
b) Reação catódica “redução” (íons OH-): O2 + 2H2O + 4e-  4OH-
c) Passagem de corrente elétrica pelo metal (ânodo  cátodo)
d) A reação (b) consome o oxigênio dissolvido na gota (mais e-)
e) Entrada de novo oxigênio pela interface gota x atmosfera
f) Deslocamento (posicionamento) das áreas anódicas (centro)
e catódicas (periférica) – aeração diferencial
g) Precipitação do produto de corrosão (faixa intermediária) - marron
2Fe+ + 4OH- + ½O2  2FeOOH + H2O
8FeOOH + Fe2+ + 2e-  3Fe3O4 + 4H2O Imagens: Wolynec (2002) / David Henderson / LS&I.
Exemplo 3:
Demonstração da formação ânodo/cátodo via ensaio da gota salina de Evans

Conclusão 1
Com base no que foi discutido, as células de corrosão, também denominadas de células
eletroquímicas, podem ser agrupadas em:
a) Células com eletrodos diferentes
Ligação entre diferentes metais (ou um mesmo metal contendo impureza ou heterogeneidades metalúrgicas) imersos em meio
agressivo (condutor iônico). Então a composição química é fator indutor?
b) Células de concentração
Ligação entre metais idênticos (eletrodos), mas com meio agressivo “eletrólito” contendo gradiente de concentração (iônico ou
aeração diferencial) . Na solução diluída há indução do ânodo e na solução concentrada a indução do cátodo. Então a concentração
iônica local é fator indutor?
c) Células de temperatura
Ligação entre metais idênticos (eletrodos) e mesmo meio agressivo (sem gradiente de concentração), mas mantidos em diferentes
temperaturas (dependência das regiões anódicas e catódicas sendo função do eletrodo e das condições complementares do meio –
composição, agitação, outras). Neste caso, o ânodo sendo a região mais quente. Então a temperatura é fator indutor?
(a)
(b)
Imagem: UC Davis ChemWiki
Observação: As celulas de
concentração são responsáveis por
cerca de 90% da corrosão em solos e
águas naturais.
(c)
São exemplos do caso
b (?):
Aeração diferencial,
concentrações de íons
metálicos em uma
fresta, célula com óxido
ativo-passivo.
Pode ocorrer uma
célula de corrosão no
modo misto?

Conclusões 2
a) Considerando uma superfície metálica, na condição exposta ao meio “solução condutora iônica” e isenta de
óxido (passivador), é espero que uma determinada região da superfície libere íons para a solução (oxidação) e
consequente ocorra a movimentação eletrônica e-, e seu consumo, para a região de maior potencial
eletroquímico (redução).
Mo (um átomo superficial)  Mn+ (íon para a solução) + ne- (deslocamento eletrônico no metal)
b) Olhando as semirreações, verifica-se que, no ânodo (elemento redutor), ocorrerá a semirreação de oxidação
Mo  Mn+ + ne-
c) E, para o cátodo (elemento oxidante), ocorrerão as possíveis semirreações de redução (dependente da
concentração de espécies químicas no eletrólito – tipo de meio iônico condutor)
2H+ + 2e-  H2(g) – evolução do H (meio ácido?)
Mn+ + ne-  M(s) – deposição metálica (redução natural do íon da mesma espécie química?)
O2 + 4H+ + 4e-  2H2O(l) – redução do O em meio ácido e aerado
O2 + 2H2O + 4e-  4OH- – redução do O em soluções neutras e aeradas (o que acontece na solução salina?)
Mn+ + e-  M(n-1)+ – redução do íon metálico
Observações:
i) Considerando a igualdade nas taxas das reações (oxidação e redução para E0), a presença de O “condição aerada” torna o meio
mais agressivo (maior consumo de e- no cátodo – uma reação adicional?!), quando comparado com a “condição não aerada”.
Situação semelhante pode ocorre em soluções “impuras” (por exemplo, HCl contendo F3+ que será reduzido par F2+).
ii) As células de corrosão serão controladas pelos potenciais dos eletrodos envolvidos (Epilha = Ecát – Eâno e Ecor?).
ii) Por convenção, considera-se o eletrodo como o sistema formado pelo metal com sua solução eletrolítica vizinha (por exemplo,
MMn+ (0,5 M), Cl-) e em equilíbrio eletroquímico Mn+ (solução) + ne- (metal)  M (metal).
Fonte: Serra (2014) / Gentil (2003)

Potencial eletroquímico de um eletrodo
Teoria da Dupla Camada Elétrica (DCE)
 Como se comporta a interface eletrodo-eletrólito em uma célula eletroquímica?
 Qual a possível explicação para a existência do potencial de equilíbrio (E0)?
Como observado nas aulas experimentais,
no metal(s), imerso no eletrólito(l) (diferente
composição química), há a dissolução e/ou
a deposição de íons, o que provoca uma
diferença de potencial eletroquímico
(natureza química e física).
Em uma meia célula (pilha)
eletroquímica de corrosão, considera-se
a existência das possíveis interfaces
entre eletrólito-ânodo e eletrólito-cátodo
(semirreações Mo  Mn+ + ne- e
Mn+ + ne-  Mo).
Condição inicial (sem
transferência eletrônica
e iônica)
Geração de acúmulo
de carga negativa na
face exposta do
eletrodo (contato
com o eletrólito)
É esperado que no ceio do eletrólito
(volume condutor iônico) haja a presença
de diferentes cargas (íons cátions e
ânions) distribuídas de forma randômica.
A presença da
camada negativa
provoca a atração
eletrostática das
cargas positivas
e/ou solvatadas no
eletrólito (nuvem).
A atração das cargas
positivas gera uma camada
estabilizada “compacta” –
camada de Stern (cargas +
e -), encapsulando o
eletrodo, e um resíduo de
campo de atração (nuvem).
eletrólito
eletrodo
No eletrólito, os íons não se deslocam
sozinhos mas arrastam uma “nuvem” de
contra-íons (Fonte: c2o.pro.br) .
Posterior formação de uma camada
“difusa” – camada de Gouy-Chapman
– circundando a camada compacta.
Ao final, fica evidente que o eletrodo imerso em um
eletrólito condutor iônico estará circundado por
duas camadas (barreira natural entre a interface
livre do metal e a região central do eletrólito).
E0-Cu = + 0,337 V
E0-Fe = - 0,447 V
E0-Zn = - 0,760 V
Como visto, a gota salina
de Evans mostra a
existência das regiões
anódicas e catódicas.
Solução “eletrólito”
Não presença de O2

Teoria da Dupla Camada Elétrica – o que se observa?
 A superfície do metal imerso no eletrólito apresentará duas camadas elétricas (compacta e difusa);
 Há movimentação no eletrólito (transferência de carga na superfície, transporte de massa, reações químicas,
e reações de interface – adsorção e dessorção);
 A camada interna (camada compacta, denominada camada de Stern) contém, por exemplo, cargas negativas
do metal e moléculas do solvente (adsorção de íons + na superfície do eletrodo). Nesta região, a distribuição de
carga e de potencial muda “decai” linearmente a medida que se afasta da superfície do eletrodo;
 A segunda camada (camada difusa de Gouy-Chapman) constitui-se de íons solvatados e de íons livres não
adsorvidos (íons de cargas opostas atraídos pelos íons adsorvidos) e o potencial nesta região muda “decai”
exponencialmente com a distância.
Imagems: Burt (2014) / WebCorr
M0  Mn+ + ne-
Mn+ + ne-  M0
Íons adsorvidos
Íons não necessariamente adsorvidos (atração eletrostática)
1ª camada (interna)
2ª camada (Gouy-Chaoman)
Gradiente de potencial na ordem de 107
V/cm (DCE com espessuras de 0,2 a 10
nm)
Portanto, se em um metal, imerso em uma solução aquosa condutora iônica,
formar uma dupla camada elétrica (DCE) este será denominado de eletrodo.
E (V)
d (nm)

Teoria da Dupla Camada Elétrica – o que observar?
 Como descrito anteriormente, há diferença de potencial entre camadas de sinais contrários – similaridade com
um capacitor (armazenamento de carga elétrica, quando da imposição de uma tensão elétrica), as quais são
designadas como “dupla camada elétrica (DCE)” ou, também denominada, dupla camada de Helmholtz;
 A DCE é base para a determinação da taxa de corrosão (afeta a taxa de reação dos eletrodos);
 A presença da DCE, espessura variando entre 0,2 e 10 nm, produz uma distribuição não homogênea de íons
na interface metal-eletrólito (superfície do metal apresentando deficiência ou excesso de e- e moléculas da
solução apresentando dipolos).
A DCE dependerá:
(a) Do grau de agitação da solução, (b) do pH do eletrólito (H+ e OH-), (c) de outros íons, além de Mn+ e de suas concentrações.
Por exemplo, uma dupla camada composta por espécies do eletrólito, em diferentes quantidades, adsorvida no eletrodo (H+ e OH-),
seguida por uma camada de íons do eletrólito solvatados.
O potencial do eletrodo em relação à solução é dado por E = Emet – Esol, recomendação (IUPAC).
Modelos propostos para explicar a DCE
Proposição de Stern
É a junção dos modelos
anteriores (camada compacta +
camada difusa), onde estabelece
a condição da representação de
dois capacitores ligados em série.
Proposição de Gouy-Chapman
Considera os íons como cargas
puntiformes e que há maior
concentração do eletrólito na
proximidade do eletrodo, seguido
por um decaimento exponencial a
medida que se afasta. Observa-
se que um incremento na carga
aplica “compacta” a camada
difusa (altera o perfil de
concentração)
Proposição de
Helmoltz e Perrin
O modelo sugere que
a carga na superfície
do eletrodo produzirá
uma contra-camada de
carga oposta “dupla
camada” (similaridade
com um capacitor).
Supõe que o potencial
tenha um decaimento
linear na referida
região e não considera
a existência de uma
camada difusa.

-
Potencial padrão de eletrodo em uma célula eletroquímica
Considerando a análise de um eletrodo isolado (meia célula), como medir o potencial do material?
 Usando uma meia célula padrão com um eletrodo de referência (por exemplo, eletrodo padrão de
hidrogênio “EPH” – também denominada de eletrodo normal de hidrogênio “ENH”), a partir do qual
qualquer material pode ser comparado (medidas diferenças de potenciais – EEPH = 0 V).
 Por fim, denomina-se potencial de um eletrodo qualquer a diferença de potencial reversível medida (V)
em relação ao EPH, em solução 1M dos íons do material medido e a 25 C.
Imagems: Principles of General Chemistry (2012)
EPH
 Eletrólito (HCl a 1,2 M)
com atividade do H+
unitária.
 Borbulhamento de H2(g) a
pressão de 1atm.
Considerações (equilíbrio)
- A medida do E é termodinâmica (G < 0)
- Potencial reversível (-Ic = Ia = i0)
- Densidade de corrente = I(a,c)/A(a/c)
- A atividade é a a disponibilidade e efetiva
de íons na solução (concentração).
A passagem de íons Mn+ para a solução deve vencer a
repulsão dos íons da solução e a atração dos e- do
substrato (tem relação com a DCE?).
Exemplo:
Para o Fe, em relação
ao EPH, o potencial de
eletrodo é -0,44 VMeia pilha
MMn+ (1 M)
Epilha = Ec – Ea
(E
o
de redução) Meia pilha
H+(1M)H2 (Pt)
Imagem: Vidotti

Séries eletroquímicas (SE)
Potencial padrão de redução a 25 C (tendência relativa a redução
ou oxidação).
Séries eletroquímicas – SE
Ordenação dos potenciais dos elementos químicos/reações em
relação ao EPH – ordem alfabética – recorte da região contendo H2
(0,000 V) e Fe (-0,447 V).
Fonte: Petr Vany´sek (2000)
Consideração 2:
Em relação ao EPH, as SE estão restritas a metais (materiais)
puros em equilíbrio com o eletrólito, meia pilha, dos seus íons a 1
M. Neste caso, não havendo informação da cinética da reação.
Consideração 1:
Em relação a uma pilha eletroquímica, duas transformações são
possíveis:
i) Energia química em energia elétrica (espontânea);
ii) Energia elétrica em química (pilha eletrolítica).
Agente oxidado + ne- Agente reduzido
Ic


Ia
Epadrão
Eequilíbrio = Ereversível
Eirreversível = Ereal = Ecorr

Séries Galvânicas (SG)
 Diferenciam-se das SE em função da
necessidade de medir o potencial
eletroquímico para metais
“comercialmente puros” ou ligas
metálicas, em meios (eletrólitos
específicos) diferentes daqueles
aplicados na SE.
 Como indicação básica, a diferença
de potencial entre o par (anodo x
cátodo) não deve passar de 0,25 V.
 SG ditam a tendência de corrosão
entre um par de elementos metálicos
de engenharia, mas não informam a
velocidade do fenômeno (cinética).
 Posição do metal/liga na série
galvânica será função da atividade
do filme óxido (caráter passivo –
catódico ou ativo – anódico).

Equação de Nernst
Em condições reais de engenharia (práticas), nem sempre as concentrações iônicas das espécies químicas se
equivalem àquelas determinadas no caso padrão 1M (unitárias). Isso impacta em uma diferença no valor do
potencial medido E (potencial de redução observado), quando comparado com os potenciais de eletrodo padrão
(E0 concentrações unitárias e T padrão). Nesta caso, usa-se a equação proposta por Nernst para a definição do
potencial em condições específicas (concentração verdadeira de íons do metal em solução < 1 M).
Para T = 298,15 K, EPH = 0,0 V e fazendo-se a mudança de base (ln a = loge a )  ln = 2,303 log
Onde:
G0 – energia livre para concentrações unitárias (J/mol)
E – potencial observado (V) para atividades diferentes da unitária
E0 – potencial padrão/equilíbrio para atividades unitárias dos reagentes e dos
produtos (V). Para uma meia célula E0 = Eelemento
Eref – potencial do eletrodo de referência (0,0 V para o EPH)
R – constate dos gases perfeitos (8,31 J.mol-1.k-1) e e – número de Euler
(2,71)
Q – é o quociente da reação “concentrações de íons” (concentração
oxidado/concentração reduzido)
T – temperatura em K (C + 273,15) e n – número de e- envolvidos na reação
F – constante de Faraday (96.500 coulombs/mol)
aoxidado – atividade do estado oxidado da espécie (por exemplo, Fe2+)
areduzido – atividade do estado reduzido da espécie (por exemplo, Fe0)
Exemplo
Na avaliação de uma meia célula de corrosão, com temperatura do
eletrólito igual a 25 C, qual o potencial esperado de observação para um
eletrodo Cu imerso em uma solução de 0,01M de Cu2+?
Considerando o sentido da redução Cu2+ + 2e-  Cu0
ECu = E0
Cu + (0,0592/n) x log(aoxidado/areduzido)
E0
Cu tabelado = +0,337 V (série eletroquímica); n = 2
aCu
2+ = 0,01 (estado oxidado) e Cu = 1 (metal puro, o estado reduzido M0)
Logo: E = +0,28 V (o que isso significa em relação ânodo / cátodo?)
E se a concentração for de 1 M de Cu2+?
G = -nFE G0 = -nFE0
G = G0 + RTlnQ
Formas de observar o fenômeno (G < 0, reação
espontâneo) – relação E x Q
Para M0  Mn+ + ne- Exemplo: Fe0(s)  Fe2+(aq) + 2e-
Observa-se uma reação espontânea de corrosão (sentido da
redução – IUPAC), com Q = (Mn+/M0) = (Fe2+/Fe0). Para uma
meia célula o produto é o estado M0 tem atividade 1.
Para CuCu2+(1,0 M)   ZnZn2+(1,0 M)
Cu2+(aq) + Zn0(s)  Zn2+(aq) + Cu0(s)
Observa-se que com o tempo Zn2+ e Cu2+, portanto, a pilha
tende a exaurir (G = 0 e E = 0).
Exemplo: Determinar o Epilha = ECu – EZn para
CuCu2+(1,0 M)   Zn Zn2+(0,001 M) Resposta = 1,187 V
E = E0 + (RT/nF)lnQ
E = E0 + (0,0257/n) x lnQ
E = E0 + (0,0257/n) x ln(concentoxidado/concentreduzido) - Eref
E = E0 + (0,0592/n) x log(concentoxidado/concentreduzido)
Energia livre relacionada com o potencial de uma célula eletroquímica

Exercícios de fixação
Considerando as duas células eletroquímicas apresentadas abaixo (célula “a” e célula “b”), responder:
i) Em qual meia célula estará localizado o cátodo (redução) e o ânodo (oxidação)?
ii) Quais os potenciais padrões para o Zn (puro) e para o Cu (puro). O que acontecera com os potencias
para soluções contendo 0,5 M e 0,2 M?
iii) Considerando as possíveis meia-células do item ii, qual a condição mais adversa (corrosão)?
iv) Ao produzir uma nova pilha, usando o CuICu2+ e ZnIZn2+ como eletrodos, qual será o potencial medido
pelo voltímetro e quem terá o papel de cátodo e de ânodo?
v) Na nova célula, qual o sentido real do fluxo de corrente, em qual(is) eletrodo(s) ocorrerá oxidação e/ou
redução e qual(is) eletrodo(s) será(ão) corroído(s)?
vi) Qual o tipo de célula eletroquímica gerada
pelo novo par metálico (Zn/Cu)?
vii) Qual o eletrodo padrão de referência
utilizado no levantamento dos potenciais do Cu
e do Zn?
viii) Ao se se usar um eletrodo de referência
cobre-sulfato de cobre, qual a relação de
tensão quando referido ao EPH?
ix) Qual o potencial do eletrodo padrão
adotado e como este funciona?
x) Qual a série que se aplica à análise (SE e
SG)?
xi) Os valores de E0 apresentados na SE
referem-se a qual condição experimental?

Conclusão 3
a) Para o ânodo (eletrodo), ocorrerá:
 Incremento no número elétrons livres no metal (eletrodo);
 Diminuição da massa do metal (eletrodo)
 Incremento do número de íons na solução e no seu entorno (por exemplo, Fe2+)
b) Para o cátodo (eletrodo), ocorrerá:
 Diminuição no número de e- recebidos no eletrodo (consumo)
 Diminuição na quantidade de íons na solução e no seu entorno
 Incremento da massa do metal (eletrodo), redução do oxigênio ou a evolução gasosa
c) Espontaneidade da reação REDOX (Potencial da pilha)
Epilha = Ec – Ea Epilha > 0  G < 0 (reação espontânea)
Epilha < 0  G > 0 (reação não espontânea)
d) Se os e- fluem do ânodo para o cátodo, o sinal do potencial será +, fluxo no sentido
contrario terá sinal -
Por exemplo, considerando os potenciais reversíveis (redução) do Fe e do Zn
Da tabela de SE tem-se que: Fe (-0,440) e Zn (-0,762)
Epilha = Ec – Ea = -0,440 - (-0,762) = 0,322 (reação espontânea)
G = -nFEpilha
Onde:
N = número de elétrons envolvidos na reação
F = 96500 coulombs
E = potencial do eletrodo (V)

Diagramas de Pourbaix (Década de 30 / Atlas anos 60)
 Mostram graficamente a tendência termodinâmica de um metal sofrer o processo de corrosão,
imunidade ou passivação (relação de equilíbrio com o meio – metal x íon x óxido), tendo como base a
relação entre o potencial do eletrodo E (E = f(EPH)) e os valores usuais de pH da solução aquosa.
 São construídos para as reações possíveis entre os metais (puros) e a água pura (25 C e 1 atm).
 Predizem a direção da espontaneidade da reação e a composição do produto de corrosão.
 Predizem o meio em que o processo de corrosão será prevenido ou induzido.
Exemplo 1: A construção do diagrama de Pourbaix para a H2O
(a) Equilíbrio da reação
O2 + 4H+ + 4e- = 2H2O
(decomposição da H2O gerando
gás O2)
(b) Equilíbrio da reação 2H+ + 2e- = H2
(evolução gás H2)
Eq. Nernst
E0 = 1,223 – 0,0591pH
E0 = – 0,0591pH
Eq. Nernst
(Adaptado de Kazimierczak et al.)
Divisão básica das regiões / reações definidas por linhas:
Horizontais: Reações eletroquímicas que envolvem somente
transferência de carga e- (M  M2+ + 2e-), dependência com o E
(independência com o pH pela inexistência de íons hidrônios
envolvidos – por exemplo, H3O+) – reação ácido-base.
Verticais: Reações químicas que envolvem dependência apenas
do pH (ácido-base – concentrações unitárias) e independem do E
(M2+ + 2H2O  M(OH)2 + 2H+).
Oblíquas: Reações que envolvem intercâmbio de e- e H+ e
variação de pH e/ou E (M + 2H2O  M(OH)2 + 2H+ + 2e-). Não há
substâncias gasosas/dissolvidas.
Estabilidade termodinâmica
da H2O
(a)
(b)
(1)
(1) Equilíbrio da reação H+ + OH- = H2O
OH-
H+
Campos de estabilidade termodinâmica
Outras linhas
- Tracejadas Representam
os limites de predominância
dos corpos dissolvidos (por
exemplo, Fe2+ e Fe3+)
- Solidas
a) Estabilidade dos corpos
sólidos (Fe, Fe3O4)
b) Linhas de solubilidade de
compostos (relação com M)

 Mostram a dissolução (Fe2+) x produtos insolúveis na solução (Fe2O3(s)).
 Mostram os possíveis equilíbrios químicos e eletroquímicos entre o metal e o meio.
 Não podem ser usados para determinar a velocidade das reações de corrosão “cinética”
(consideração da condição de equilíbrio).
 Têm como importância a possibilidade de previsão da direção da reação, estimativa dos
produtos e previsão da mudança no ambiente.
 Auxiliam no entendimento dos conceitos e as faixas de aplicação das proteções anódicas e
catódicas
Considerações:
a) A presença de oxigênio em solução tende a elevar o potencial do
Fe;
b) Para valores de pH inferiores a 8 a elevação do potencial
deslocará o Fe para a região de corrosão. Para valores acima de 8 o
oxigênio provocará a passivação (formação de óxido protetor na
ausência de Cl-);
c) Proteção catódica significa baixar o potencial do ferro para a
região de imunidade (por exemplo, uso de ânodo de sacrifício ou
corrente impressa) – abaixo das linhas 13, 23 e 24;
d) Para a proteção anódica (formação de um filme oxido estável) o
potencial é elevado para a região de passivação – escolha que
implicará em risco (isolamento perfeito x imperfeito x Cl-).

Exemplo 2:
O diagrama de Pourbaix para o Fe e para o Cr e possíveis implicações tecnológicas
0 7 14
pH
-1
0
1
2
E (VH)
Passividade
Corrosão
Imunidade
Corrosão
Proteção anódica
Proteção catódica
Imunidade
Passividade
(óxido de Fe estável e
isolando o substrato)
0 7 14
pH
-1
0
1
2
E (VH)
Cr
Cr2+
Cr3+
Cr6+
HCrO -
4
CrO2-
4
Cr2O3
Cr(OH)3-
6
Cr(OH)2
Consideração:
É importante saber que há um
critério de engenharia para a
adoção segura da proteção
catódica, ou seja, é aconselhado a
imposição de um potencial de
-0,85 V, medido a partir do
eletrodo Cu/CuSO4 (proteção de
metais ferrosos no solo).
Consideração: A sobreposição mostra a tendência da adição de Cr como
elemento de liga para o incremento da resistência à corrosão do Fe (faixa de pH).
Diagrama de Pourbaix para o Fe
Corrosão
do Fe
Diagrama de Pourbaix para o Cr
Domínios:
- Fe e óxidos
- Solubilidade relativa
- Predominância relativa
Região central - maior
ocorrência dos
processos corrosivos
Estabilidade do Fe(s)) pela dificuldade cruzamento de
íons – concentração de e- na superfície.

Considerações sobre os diagramas de Pourbaix
a) Região de imunidade
Caracteriza-se com a área no diagrama onde o material metálico (M) é estável termodinamicamente (não
ocorrência de reações de oxidação, independentemente da reação “combinação” E x pH).
b) Região de passividade
Caracteriza-se com a região onde o material metálico está sujeito a reação de oxidação, mas o produto
de corrosão (filme óxido) formado é estável e aderente (para determinados pares E x pH) e capaz de
isolar (proteger) o substrato do meio corrosivo (eletrólito). Fenômeno denominado de passivação.
c) Região de corrosão
Caracteriza-se como a região onde ocorrerá a dissolução metálica (Mn+) para determinados pares de E x
pH.
0 7 14
pH
-1
0
1
2
E (VH)
Passividade
Corrosão
Imunidade
Corrosão
Regiões possíveis de
observação para o
diagrama de Pourbaix para
o Fe em solução aquosa.
Definição de pH
Carcateriza-se como o potencial
hidrogeniônico – concentração de [H+]
(ou de H3O+) – em uma solução
aquosa.
pH = -log[concentração H+
(l)]
Por exemplo,
A água pura é uma solução que
apresenta, para T = 25ºC, as
concentrações dos íons iguais a 1x10-7
mol/L.

Imagem: Wolynec (2002).
Curva catódica (ramo)
(sobretensão negativa)
Curva anódica (ramo)
(sobretensão positiva)
Metal M em solução desaerada
Curva de polarização
Icor = Ia = -Ic
a) Potencial de corrosão (Ecor , Ecorr, ou E*) – Potencial de equilíbrio cinético
 Neste potencial, a velocidade de oxidação (perda de massa no ânodo) se iguala a velocidade de redução (redução
do oxigênio, evolução gasosa, outros). O Ecor pode ser definido como o potencial atingido por um material na presença de
uma solução oxidante (e- liberados na oxidação serão totalmente consumidos na redução). O Ecor está relacionado com a
sobretensão  e determina as intensidades de Ia e Ic.
 Para uma dada solução, com o valor de Ecor, determina-se qual material será o e ânodo (mais negativo) e qual material
será o cátodo (mais positivo).
Agente oxidado (Mn+) + ne- Agente reduzido (Mo)
Exemplos de Ecor (solução 3% NaCl):
Pt (Ecor = +0,3 V)
Fe (Ecor = -0,65 V)
Al ativo (Ecor = -1,60 V)
Al passivo (Ecor = -0,74 V)
Ic


Ia
A cinética do processo de corrosão
Potencial de corrosão (Ecor), corrente de corrosão (Icor) e Curva de polarização
Considerações:
 Por convenção, Ia terá sinal + e Ic terá sinal –
 Fora do equilíbrio (Ia  Ic), haverá dissolução do metal se Ia > Ic ou ocorrerá deposição do metal se
Ia < Ic

b) Corrente de corrosão (Icor, Icorr ou I*)
 É a corrente resultante que circula entre a área anódica e a área catódica, via condutor metálico,
quando da imposição do potencial de corrosão Ecor.
 Para uma determinada célula eletroquímica, o Ecor determina a Icor responsável pela corrosão.
 Uma vez conhecida Icor é possível inferir sobre qual será a densidade da corrente de corrosão
(por exemplo, A/mm2) e, como resposta principal, a taxa de corrosão para uma determinada
condição imposta (por exemplo, a estimativa da perda de espessura ou da perda de massa).
Zn
Zn2+
Zn2+
Zn2+
Zn Zn2+
O que se observa na célula?
a) Sem a presença de O
No ânodo: Zn  Zn2+ + 2e-
No cátodo: Zn2+ + 2e- Zn
Potencial atingido: Reversível (Eo = Eequilíbrio)
Correntes observadas: Reversível (Ia = -Ic)
Zn em solução de íons Zn2+
Potencial de corrosão (Ecor) x Polarização
Polarização x sobretensão
Como apresentado, a polarização é o processo
pelo qual um eletrodo assume um potencial de
eletrodo diferente do potencial de equilíbrio Ee
(desvio do equilíbrio), em função da imposição de
uma DDP.
Neste caso, a sobretensão () é a medida (valor
numérico) da polarização (o quanto o sistema foi
desviado do equilíbrio - Equilíbrio).
Ou seja,  = Epolarizado – Eequilíbrio (reversível)
Assim, quanto a sobretensão:
Se  > 0 ocorrerá dissolução do metal (os íons
irão para a solução “corrosão”)
Se  < 0 (os íons voltam para o metal “deposição
– metal mais nobre”).
b) Na presença de O
No ânodo: Zn  Zn2+ + 2e-
No cátodo: Redução do O
½O2 + 2H+ + 2e-  H2O
Potencial atingido: Irreversível (Ecor)
Observação: A partir do valor de Icor define-se a densidade de corrente de corrosão = velocidade de corrosão = taxa de corrosão
Eo  Ecor
O2?

c) Curvas de polarização
registrador
potenciostato
ET
ER
eletrólito
CE
ET - eletrodo de trabalho (o metal a ser medido)
ER - eletrodo de referência (padrão, exemplo: Ag-AgCl,
o qual mede o ruído no sistema)
CE - contra eletrodo ou eletrodo auxiliar (metal inerte /
grafite que provoca o ruído no sistema)
Medidores de E (V) e I (A)
Fonte de potência
Exemplo:
Representação esquemática do mecanismo de polarização
para o Zn em meio ácido aerado – eletrodo misto (Diagrama
de Evans). Reações (H e O) x curvas de polarização (usando
EPH).
No equilíbrio, para cada uma das meias células reversíveis
(isoladas) haverá valores próprios de potenciais de eletrodo.
Por exemplo, para a meia célula (sistema) do EPH (H+/H2), o
EEPH = 0 V e a densidade de corrente de equilíbrio gerada é Ie
= 10-10 A/cm2. Para o sistema Zn (Zn/Zn2+), o EZn = -0,763 V e
Ie = 10-7 A/cm2.
No entanto, na condição de sobretensão () imposta ao
sistema o novo potencial será -0,486 V e a corrente da reação
é de aproximadamente 10-4 A/cm2 ( = +0,277 V, uma
predominância da polarização catódica).
O que se observa:
O eletrodo de H (cátodo) se polariza no sentido de potenciais
mais ativos e eletrodo de Zn (ânodo) se polariza no sentido de
potenciais mais nobres (diagrama de Evans – vide imagem ao
lado).
Fonte: princeton.edu
Tipos de polarização eletroquímica
(mecanismo)
a) Por ativação (transferência de carga)
Quando a etapa controladora do processo
(recebimento – movimentação) é a
transferência de e-. A energia imposta para os
átomos do metal ou os íons metálicos na
solução deve vencer a barreira de energia
existente.
b) Por concentração (difusão)
Quando a etapa controladora é o transporte no
eletrólito (retardo nas reações do eletrodo por
concentração nas espécies do meio).
Por exemplo, uma solução aerada.
É a curva resultante da medida da
densidade de corrente em relação ao
potencial ou vice-versa (pode ser
potenciostática ou galvanostática).
Ramo anódico
Ramo catódico
Diagrama de Evans

Onde:
Io = Icor  corrente de corrosão
Eo = Ecor  potencial de corrosão
ba e bc  coeficientes das retas de Tafel (anódicas e catódicas)
IL = DnFC/
D – coeficiente de difusão, C – concentração das espécies na
solução e  – espessura da camada de difusão.
Curvas de polarização (ânodo e cátodo) em
valores relativos.
Em E0 a I é nula
Curvas de polarização sujeitas a ativação (a), concentração (b) e ativação-concentração (c).
Variação de potencial com
correntes limite difusional (IL)
constante.
(a) (b)
(c)
Curvas de polarização – construção e características
Diferentes tipos de polarização em
função das densidades de corrente
impostas.
Ativação
Ativação
Concentração
Concentração

Curva de polarização anódica (ramo
anódico) que apresenta característica
(possibilidade) de passividade ao meio.
Passivação: Em meio aquoso, um metal é
corroído ativamente. No entanto, quando
ultrapassa um determinado valor de E, passa
a apresentar uma Ia reduzida (região de
corrosão desprezível). A reação decorrente
produzirá um solido (óxido) impermeável e
aderente ao substrato (por exemplo, a
formação de Al2O3 sobre o substrato Al).
Características das curvas de polarização em
relação a predominância anódica ou catódica.
Em (a) predominância anódica, (b)
predominância catódica e (c) balanço
catódica-anódica.
Fonte: Gentil (2003)
(a) (b) (c)
Curvas de polarização
Consideração em relação a
velocidade de corrosão:
A velocidade de corrosão (característica
cinética) pode ser ditada pela
transferência de cargas, pela velocidade
de difusão, pela resistividade do
eletrólito e pela formação de filmes
passivos.
Gemelli (2001)

Exemplos de curvas de polarização
c) Efeito da aeração e da agitação do
eletrólito.
i
E
EO/OH-
EH
E*
EMe
icH
icO
icH+icO
iaMe
i*iOiH
b) Mais de uma reação catódica.
O potencial de corrosão E* é definido
pela intersecção da curva catódica
soma resultante (icH+icO) com a curva
anódica (iaMe)
a) Corrosão e inibição contra corrosão
de um metal que pode sofrer
passivação.
O que acontece na figura a?
A possibilidade de inibição contra corrosão, via proteção anódica, de um metal “M” que apresenta passivação em potenciais mais
elevados. Se a densidade de corrente limite da curva catódica for inferior ao icor (curva ic1-lim < icr) o metal se mantém na região
ativa e sofre corrosão com taxa i*1 igual à da densidade de corrente limite. No caso contrário (curva ic2-lim > icr), o metal ficará
passivado e o seu potencial de corrosão E fica na região passiva.
Imagens: Wolynec (2002).

Estimativa da perda de massa considerando o mecanismo cinético da
corrosão
Como o processo de corrosão de uma liga metálica não ocorre sob condições de equilíbrio eletroquímico –
esperado E e ia = ic (polarização do eletrodo para os valores de Ecorr e Icorr), é interessante para a engenharia
poder estimar qual será a cinética de corrosão imposta sobre uma determinada condição de operação.
Assim, a estimativa deste mecanismo permitirá inferir sobre qual a taxa (perda de massa/t) que o material irá
degradar (corroer – emissão iônica “Mn+” e o transporte de e- “ne-”).
Onde:
Mperdida/ganha – representa a perda ou ganho de massa (g) durante o processo de corrosão ou eletrodeposição
t – é o tempo de exposição ao fenômeno (s)
Icorr-t – é corrente elétrica fluindo na pilha (A)
Icorr-t = idensidade x Aárea corroída
Mmolar – é a massa molar do elemento oxidado/reduzido (g/mol)
n – representa o número de elétrons envolvidos na reação de corrosão
F – é a constante de Faraday (96.500 C/mol)
Mperdida/ganha = (Icorr-t x t x Mmolar)/(n x F)
a) Determinação da perda/ganho de massa
Considerando a possibilidade de se medir a corrente (A), com base na
lei de Faraday, é possível escrever:
Exemplo:
Considerando a meia célula ZnZnSO4 (M0  Mn+ + ne-), com área exposta de 2 cm2
Zn  Zn+2 + 2e-, t = 12 h, Icorr-t = 750 mA, Mmolar-Zn = 65,4 g/mol
Mperdida = 0,75 x 12 x 3600 x 65,4/(2 x 96.500) = 10,97 g
E para o Cu e o Fe, considerando o mesmo tempo e a mesma Icorr-t?
Unexposed coupons, A – mild steel, B –
carbon steel, C – stainless steel; Water-
logged soil retrieved coupons, D – mild
steel, E – carbon steel, F – stainless
steel; and Sandy soil retrieved coupons,
G – mild steel, H – carbon steel, I.
Fonte: Oparaodu (2014)
Considerando a lei de Faraday
G = - nFE
Q = ZFM
(dQ/dt) = ZF(dM/dt)
Como (dQ/dt) = i e (dM/dt) = J
Tem-se
i = ZFJ
Onde:
Q – carga (Coulomb) relatada com a ionização de n moles M
Z - valência do metal
J – fluxo da substância
i = idensidade (A/área)
Fonte: ASTM (2005) e Sastri (2011)

Estimativa da perda de massa considerando o mecanismo cinético da
corrosão
Onde:
Tp, Tp-coupon e Tx-corr (taxa de penetração = taxa de corrosão = Corrosion Rate –
CR) – mm/ano
Mmolar/n – é denominado de peso equivalente (Ep) e é aplicado na análise de ligas
metálicas
iA – representa a corrente imposta “corrente de corrosão Icorr” (A)
metal – densidade do metal ou liga (g/cm3)
Aexposta – área exposta (cm2), eini e efin em mm
Mperdida – massa perdida (g)
texposição – tempo de exposição “ensaio” (h), tfin e tini em ano
Ep – é a média ponderada de Mmolar/n para todos os elementos químicos da liga
estudada
Ep = 1/Neq = 100 x [1/Σ( fi.ni / Mmolari)]
f – a fração da massa (%) do elemento constituinte da liga, n e a valência de cada
elemento
b) Determinação da taxa de penetração (Tp)
Para uma área exposta conhecida, TP (taxa de corrosão) representa o
quanto o substrato perderá de espessura no decorrer do processo corrosivo.
 Tp-coupon = 8,76x104 x Mperdida /(Aexposta x texposição x metal)
Consideração:
O conhecimento da densidade de corrente (A/cm2) é mais importante do que o valor numérico isolado da corrente de corrosão Icorr (a severidade da corrosão
é associada com a relação corrente x área exposta). Imagens: defelsko.com
 Tp = (3272 x iA x Ep)/(liga x Aexposta)
 Tx-corr = (eini – efin)/(tfin – tini)
Exemplo:
Determinar Ep para o aço AISI 304L (% / Mmolar / valência)
Fe 72,36 / 55,84 / 2
Cr 18,2 / 51,99 / 2
Ni 8 / 58,69 / 2
Mo 0,09 / 95,94 / 0
Mn 1,35 / 54,93 / 2
Ep = 100 x 1/[(72,36 x 2/55,84) + ...+ (1,35 x 2/54,93)] = 27,67
Determinar o EP
para o latão almirantado

Exemplo do cálculo da estimativa da perda de massa considerando o
mecanismo cinético da corrosão
Considerando:
Uma chapa de aço carbono (espessura de projeto ½” + sobre espessura de ¼”), exposta
uniformemente ao meio corrosivo, com densidade da liga de 7,8 g/cm3
Área exposta de 40.000 cm2
Massa perdida (medida), após 720 h de ensaio, de 500 g
Determinar o valor de Tp-coupon e emitir uma parecer se a “taxa de corrosão” medida pode ser usada
para inferir a real perda de massa em um tempo qualquer (por exemplo, após 2 anos).
Determinação da taxa de penetração (Tp-coupon)
 Tp-coupon = 8,76x104 x Mperdida /(Aexposta x texposição x metal)
Tp-coupon = (500 x 8,76x104)/(7,8 x 40000 x 720)
Tp-coupon = 0,19 mm/ano
Considerando a tabela ao lado, responder:
a) Qual o grau de corrosividade imposto pela
condição ensaiada?
b) Qual o seu parecer sobre a taxa medida (há
risco de perfuração ou colapso da parede)?
NACE RP 07-75 (2013)
Perguntas: Considerando a condição anterior, qual a área crítica para
que não se imponha um corrosividade alta?

Corrosão e sua relação com a termodinâmica da reação metal x gás
(operação em T elevada e ambiente industrial)
a) Identificar as “retas” que relacionam as variações na
energia livre padrão (G), tendo a mudança na
temperatura (T) do meio como parâmetro de referência,
para as reações envolvendo a formação (metal puro como
substrato) de óxidos (ligações mais estáveis), carbonetos,
sulfetos, nitretos e cloretos (estudo da oxirredução dos
metais – tendência para oxidar, reduzir ou permanecer
como um óxido ou um metal puro).
G = H - TS d(G)/dT= -S G = RTln(pO2
)
Onde, no diagrama, S é a inclinação e  H é a intersecção com o eixo das ordenadas y
b) Entender a necessidade do uso da condição padrão
(estado*), com atividades unitárias dos componentes
(fases condensadas, sólidas ou líquidas). Por exemplo,
para comparação entre as G, normaliza-se 1 Mol de O2,
garantindo assim que todas as reações ocorrerão na
mesma base.
Relembrando que (MIT):
A entalpia (H) é uma medida da energia efetiva que é libertada quando uma
reação ocorre. Portanto, se H for negativa, a reação desprenderá energia,
enquanto que se for positiva a reação necessitará de energia externa.
A entropia (S) é uma medida das possibilidades de desordem dos produtos
em comparação com os reagentes. Por exemplo, se um sólido (estado
ordenado) reage com um líquido (estado um pouco menos ordenado) para
formar um gás (estado altamente desordenado), existirá normalmente uma
grande mudança positiva na entropia para a referida reação.
Uma eficiente ferramenta utilizada para a avaliação da
estabilidade de um determinado metal (substrato) em
presença de gases industriais é o “Diagrama de Ellingham-
Richardson” – possíveis mecanismos de degradação
associados. Neste caso, a análise do diagrama permite:
pO2 = e(G/RT) Condição para a
não dissolução do óxido
Se T pO2minima

Diagrama de Ellingham-Richardson e os possíveis mecanismos de
degradação associados
c) Não mostra (informa) a cinética da reação (velocidade e
quantidade) – apenas tendência termodinâmica.
d) As linhas no interior do diagrama representam, algumas
vezes, apenas os produtos das reações e são expressas a
partir da função abaixo.
2(EM/EO)M + O2 = (2/EO)(MEM
OEO
)
Exemplo:
4M + O2  2M2O (oxido monovalente – M1+)
(4/3)Cr + O2  ⅔Cr2O3 (oxido trivalente – M3+)
Onde: EM e EO – coeficientes estequiométricos do metal e do oxigênio.
e) Avaliar qual o sentido espontâneo da reação (se haverá
oxidação ou redução) na intercessão “T x óxido x p”. Por
exemplo, haverá redução da Ag acima de 200 C
“dissolução do óxido “Ag2O” – G > 0) e oxidação da Ag
“formação do óxido” abaixo desta temperatura – G < 0).
f) Avaliar sistemas de redução de metais que usam CO2
(efeito redutor do C quando se eleva a temperatura –
menor temperatura possível de redução para cada metal).
g) Analisar os efeitos das atmosferas protetoras sobre o
produto tratado termicamente (a vácuo, o TT objetiva evitar
a formação de óxidos – e acima de 1.000 C !?!?).
Pressões de dissociação (dissolução) para um correspondente produto de
reação.
- Para pO2
entre 10-6 e
10-8 atm
(faixa de
operação a
vácuo),
mesmo para
valores altos
de T,
observa-se
que a maioria
dos óxidos
se mantem
estáveis
(revestem o
substrato).
- Nesta
condição,
materiais
menos
nobres (Al x
Cu), terão
seus óxidos
preservados
(traços de O2
na atmosfera
induzirão a
formação dos
óxidos).
Para 900 C e pO2 =
10-6 ou 10-8, o óxido
de Cu é preservado
10-8, o óxido de Cu é
dissolvido
10-6, o óxido de Cu é
preservado
O

Diagrama de Ellingham-Richardson – continuação
h) Para condições onde ocorrem fusão “M” e/ou
vaporização “B” (por exemplo, fundição, soldagem ou
metalurgia do pó) há mudança na inclinação da reta (S).
i) O diagrama inicia em zero pelo fato dos metais terem
tendência à oxidação (energia livre de formação G é
negativa para a maioria dos óxidos metálicos).
j) Curvas do carbono “redutores” – A reação C(s) + O2 =
CO2 produz pequena variação de S (1 Mol de C(s)
reagindo com 1 Mol de O(g), produzindo 1 Mol de CO2) e a
reação 2C(s) + O2 = 2CO produz significativo aumento na
S (1 Mol de C(s) reagindo com 1 Mol de O(g), mas
produzindo 2 Moles de CO).
Por exemplo:
A 1380 C, a curva do carbono “2C(s) + O2 = 2CO” cruza a curva do 2MnO
e há tendência termodinâmica de redução do Mn. Ver o fenômeno de
aluminotermia (Al x Cr2O3).
l) O Gráfico mostra a relação entre pO2
, pH2/H2O e pCO/CO2
x
metais/óxidos x temperatura (possibilidade de identificar
o limite máximo permissível de O2, H2 ou CO para que
não haja redução).
Pela lei de Dalton, a pressão parcial (p) de um gás pode ser conceituada como o produto da fração
molar de um gás pela pressão total do sistema (pa = Za x P, onde Za é a fração molar de a na mistura
e P é a pressão do sistema). Variação em relação a atmosfera neutra?!
Estabilidade termodinâmica relativa dos óxidos (pressão de dissolução do
oxigênio para um dado elemento – para uma temperatura T, PO2  nobreza )
Facilidade do metal em ser reduzido
Facilidade do metal em ser oxidado (óxido mais estável) Al < Cr < Ni < Co

Exemplos
Diagramas de Ellingham-Richardson para as reações: (a) Oxidação, (b) Nitretação e (c) Sulfetação.
(a) (b) (c)
Imagens: Trindade (2013)
Exercício de fixação
Com base nos diagramas Ellingham-Richardson apresentados acima, determinar/discutir:
(a) Qual a entalpia livre padrão para o SiO2 na condição de T = 800 C e pO2 = 10-34 bar.
(b) Para o Al2O3, qual a pressão parcial de dissolução e a energia referente quando aquecido a 1200 C.
(c) Considerando as combinações (contato) Al x óxido de cromo e Cr x óxido de alumínio, o que você espera obter (termodinamicamente
possível), redução do óxido de alumínio ou redução do oxido de cromo?
(d) Considerando a necessidade de manutenção da camada de óxido (Al2O3) e nitreto (NbN) qual a pressão parcial permissível (a ser
superada), a 1000 C, para que não haja exposição do substrato diretamente com a atmosfera circundante?
(e) Para as pressões normalmente usadas na operação de tratamento térmico a vácuo (faixa 10-6 a 10-8 atm), qual mínima temperatura para
que não haja tendência termodinâmica de formação de óxido de cobre - presença de contaminante de O2?
(f) A relação entre o referido diagrama e os fundamentos de eletroquímica.

Formação e estabilidade de óxidos – efeito da temperatura do meio
 Como uma parcela significativa dos materiais metálicos utilizados industrialmente apresenta susceptibilidade
à corrosão, o processo de degradação do substrato (componente / equipamento) apresentará importante relação
com o tipo de óxido gerado, quando em contato com uma atmosfera oxidante (por exemplo, Al em atmosfera de
O2  gerando Al2O3 – a reação exotérmica “mais fácil formação” é favorecida em temperatura elevada).
 Neste cenário, pensando no controle do processo corrosivo (por exemplo, proteção anódica), o que se
pretende é conseguir a formação de uma camada protetora sob condições estimadas de composição química,
nível de defeito, meio (atmosfera gasosa), temperatura e pressão (manter o substrato na região passivada?!).
 Como vista no diagrama de Ellingham, a variação de G para a formação de um óxido (Mn+ + O2
-  óxido
MO) é numericamente equivalente à entalpia de formação (H) (por exemplo, Fe2O3  G = -179,1 kcal/mol e
H = 198,5 kcal/mol – maior estabilidade termodinâmica).
 Na temperatura ambiente, a película de óxido formada é fina e terá sua espessura elevada com o incremento
da temperatura. No entanto, esta camada pode ser instável em função da variação na composição química nas
interfaces (por exemplo, as “mudanças” dos óxidos de ferro – para 1000 C, a película final é composta “evolui”
para 95% de FeO, 4% Fe3O4 e 1% de Fe2O3, mudando de composição com o decréscimo da temperatura).
Imagem: Atlanta Rod & Manufacturing
Ferrugem
Fe2O3.3H2OCarepa
Relembrando que:
Hematita – Fe2O3
Magnetita – Fe3O4
Wustita – FeO
Espessura da camada de óxido x
temperatura:
a) Para temperatura próxima da
ambiente forma-se uma camada fina de
óxido sobre o substrato (camada não
visível e de boa aderência ao substrato).
b) Para uma temperatura intermediária a
camada de óxido ficará espessa
(camada visível).
c) Para valores elevados de temperatura
a camada de óxido será mais espessa e
tenderá a se descamar (fraturar), tendo
como consequência a exposição do
substrato (perda de espessura x massa).

Formação e estabilidade de óxidos – crescimento
 O processo de degradação do substrato é ditado pela presença e característica da camada de óxido formada
(película). Adicionalmente, o incremento (espessura) da camada compacta de óxido, quando em meio oxidante,
dependerá do mecanismo de difusão atuante nesta região (a velocidade da reação será função da velocidade de
difusão dos reagentes – produto de corrosão fazendo o transporte de íons e elétrons “pilha”).
 Ao mesmo tempo, a corrosão (aumento na espessura da película) será dependente das conduções iônicas
(aniônicas e catiônicas) e eletrônicas (óxido com características condutoras).
 O mecanismo (corrosão) está sob o efeito de um gradiente de concentração (variação química entre regiões)
e de um gradiente de potencial (diferença de concentração de cargas nas interfaces).
Substrato M Atmosfera
Oxidante
(por exemplo, O2)
Interfaces
Mn+
ne-
(b)
O2-
ne-
(a)
Onde (formas de absorção do oxigênio):
(a) Crescimento da película de óxido por Difusão Aniônica (aníons O2- no “sentido” cátodo 
ânodo “metal”). Película crescendo na interface óxido x metal.
Exemplo, Ti e Zr.
(b) Crescimento da película de óxido por Difusão Catiônica (cátions Mn+ no “sentido” ânodo
“metal”  cátodo). Película crescendo na interface óxido x atmosfera oxidante. Ocorre mais
facilmente em função do tamanho de Mn+ ser menor que O2- (mobilidade pela rede cristalina do
óxido). Possibilidade de formação de vazios na interface metal-óxido (metal livre para ser oxidado).
Exemplo, Cu, Zn e Fe.
(c) Crescimento da película de óxido por Difusão Simultânea. Película crescendo em qualquer
parte da massa “encontro cátion-ânion no interior do óxido”.
Exemplo, Co e Ni.
Imagem da internet
Considerações sobre os íons:
Para o sentido real da corrente, os íons positivos (mais
prótons do que elétrons) recebem a denominação de
cátions (por exemplo, o Fe2+ migrando para a solução
a partir do anodo) e, por sua vez, os íons negativos
(menos prótons do que elétrons), são denominados de
ânions (por exemplo, S2-).
E se o óxido for irregular (por exemplo, poroso)?

Formação e estabilidade de óxidos – crescimento
a) Considerações sobre os íons
 Com visto, para o sentido real da corrente, os íons positivos (mais prótons do que elétrons) recebem a
denominação de cátions “Fe2+” e, por sua vez, os íons negativos (menos prótons do que elétrons), são
denominados de ânions “S2-”.
Exemplos de cátions: Na+1, K+1, Mg+2, Zn+2 e Al+3 Exemplos de ânions: Cl-1, O-2 e N-3
b) Considerações sobre a melhoria na resistência à oxidação
 A melhoria na resistência à corrosão (oxidação) pode ser obtida pela introdução de elementos
químicos (elementos de liga) que tenham a função de reduzir a condutividade iônica e eletrônica do filme
óxido.
 Por exemplo, a liga Al-Fe tem sua resistência à oxidação associada com a baixa condutividade
elétrica da Al2O3. Para a liga Fe-Cr, o incremento na resistência à oxidação está associada com a baixa
condutividade catiônica do Cr2O3.
 O uso de ligas metálicas especialmente resistentes a temperaturas elevadas condiciona a
necessidade da formação de uma camada de passivação estável e estequiométrica. Por fim, a duração
deste comportamento definirá o tempo de vida em serviço da liga (possibilidade adicional de
descamação, evaporação ou erosão da película menos estáveis sob a condição de operação).
 Dependendo da po2
, alguns metais podem formar óxidos na condição multicamadas (por exemplo,
para T > 560 C e po2 = 1 atm, o Fe forma FeO, Fe3O4 e Fe2O3).
Jambo e Fófano (2009)
Gemelli (2001)
Onde:
1 – Hematita (Fe2O3)
2 – Magnetita (Fe3O4)
3 – Wustita (FeO)
4 – Fe Estado de oxidação do Fe

Formação e estabilidade de óxidos – cinética
 Em baixa temperatura, o substrato sujeito a uma atmosfera oxidante terá a formação de uma camada externa
(oxidação externa) denominada de “filme fino” (óxido).
 A velocidade oxidação de um metal (s/t e/ou m/t) será função tanto da espessura (s) da camada de óxido
quanto da temperatura imposta.
 Esta evolução da camada se dará nas seguintes formas: (a) linear, (b) parabólica, (c) cúbica, (d) logarítmica
ou (e) linear catastrófica.
 O processo de oxidação pode apresentar um mecanismo adicional associado a quebra “trinca” da camada de
óxido (breakaway oxidation).
Exemplo das possíveis formas:
Linear – Por exemplo, Ta, Na e Mg formando películas craqueadas/porosas.
Parabólica – Por exemplo, em metais trabalhando em temperaturas elevadas, como o Fe, Co,
Ni e Cu.
Cúbica – Por exemplo, a formação da película de óxido de Zr
Logarítmica – Por exemplo, formação de películas impermeáveis como Al2O3 e Cr2O3
Linear catastrófica – Por exemplo, alguns materiais com comportamento linear a temperatura
baixa, submetidos a elevadas temperaturas (Mo, V e W, formando películas voláteis).
Metal Logarítmica Parabólica Linear
Al < 300ºC 300...475ºC >475ºC
Cu <100ºC >550ºC
Ti <360ºC 360...850ºC >850ºC
Zn <360ºC >360ºC
Fe <180ºC 400...1000ºC
Exemplos do comportamento (evolução) de algumas camadas de óxidos em função da
faixa de temperatura de operação. Fonte: Ponte (UFPR)
Imagem: Namboodhiri
Linear catastrófica

(a) Representação dos possíveis tipos de comportamento à oxidação e (b) mecanismo de formação de nódulo “oxidação” pela perda localizada de Cr
(Cr<7%), seguida pela quebra do óxido – aço 9% Cr (Schütze et al., 2004).
Formação e estabilidade de óxidos – Exemplo

Na prática, o conjunto de medidas (variação da massa) do comportamento frente à corrosão pode
ser expressado em forma de curvas (por exemplo, g/h), como mostrado abaixo.
Consideração:
Na prática, a velocidade de corrosão
média raramente se iguala a
velocidade de corrosão instantânea.
Portanto, a medida de um valor isolado
terá significado restrito em relação ao
fenômeno de corrosão real (dificuldade
de se fazer inferência sobre a real
dinâmica “cinética” do processo).
Formação e estabilidade de óxidos – cinética
Imagem: gentil (2003)

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