Factores Influentes na Corrosão e

Protecção de Metais

Química – 12º Ano

Unidade 1 Metais e ligas metálicas

Actividades de Projecto Laboratorial

Outubro 2005

Jorge R. Frade, Ana Teresa Paiva Dep. Eng. Cerâmica e do Vidro

Universidade de Aveiro

Factores Influentes na Corrosão e Protecção de Metais

1. Objectivos: - Observar efeitos da ligação de pares de metais diferentes.

- Verificar a protecção catódica mediante ligação a um metal menos nobre ou com

ligação a uma fonte de tensão.

- Verificar a protecção catódica em amostras de ferro galvanizado.

- Verificar a importância da redução do oxigénio na corrosão de metais.

- Efectuar leituras de diferenças de tensão de redução de diferentes metais e ordená-los

numa escala de nobreza relativa.

2. Fundamentos 2.1 Efeitos da ligação de metais diferentes Quando se ligam dois metais diferentes e se imerge o conjunto em meio aquoso

verifica-se, geralmente, que um dos metais fica protegido contra a corrosão, enquanto

que o outro metal (menos nobre) sofre corrosão relativamente rápida. Estes efeitos

podem ser descritos pela combinação de uma reacção de redução, envolvendo o metal

mais nobre, e uma reacção de oxidação do metal menos nobre. Por exemplo, a ligação

de amostras de cobre e zinco em soluções aquosas que contenham os respectivos iões

(p.e. cloretos de cobre e zinco), pode ser descrita por:

Zn → Zn2+ + 2e- (1) Cu2+ + 2e- → Cu (2) A reacção que converte o zinco nos respectivos iões, libertando electrões, é uma reacção

de oxidação, enquanto que a reacção que converte os iões Cu2+ em cobre metálico,

captando electrões, é uma reacção de redução. Atribuiu-se o nome de cátodo ao

eléctrodo metálico onde ocorre a redução e ânodo ao eléctrodo onde ocorre a oxidação.

Ponte salina

Vo

CuZn

Zn2+

1MCu2+

1 M

Figura 1: Célula usada para medir a diferença de tensão de redução entre o cobre e o zinco.

Alguns metais, à semelhança do zinco, têm maior tendência para se oxidarem,

convertendo-se nos respectivos iões e libertando electrões, enquanto que outros tendem

a reduzir-se, captando os electrões libertados por esse metal. Essa diferença de

comportamento pode ser observada com uma medida eléctrica da diferença de tensão

(voltagem) efectuada com células electroquímicas do tipo representado na Fig.1. A

diferença de tensão lida a 25ºC e com os eléctrodos imersos em soluções 1M dos

respectivos iões deve aproximar-se da diferença entre as chamadas tensões de redução

padrão, apresentados na Tabela 1. Estes valores são uma medida da nobreza dos metais.

A Tabela 1 também mostra que o ferro é menos nobre que o cobre. Por isso, o

ferro sofre corrosão rápida quando é ligado ao cobre, sendo as semi-reacções de redução

e de oxidação:

Fe → Fe2+ + 2e- (3) Cu+ + 2e- → Cu (4)

Tabela 1: Tensões de redução padrão de alguns metais Reacção Tensão de redução padrão (V) Au3+ + 3e- → Au +1.500 Ag+ + e- → Ag +0.880 Cu2+ + 2e- → Cu +0.337 Sn2+ + 2e- → Sn - 0.126 Ni2+ + 2e- → Ni - 0.250 Fe2+ + 2e- → Fe - 0.440 Zn2+ + 2e- → Zn - 0.763 Mg2+ + 2e- → Mg - 2.37

Fe

Solução de NaCl (3%) com gotas de fenolftaleína

Zn

Fig.2: Célula usada para mostrar o aumento de pH devido à redução do oxigénio.

2.2 Importância da oxigenação na corrosão As reacções de redução 2 e 4 só poderão ocorrer na presença dos respectivos

iões metálicos. Na prática tal não se verifica nas águas naturais, nas quais apenas as

concentrações de iões alcalinos e alcalino terrosos se aproximam de valores da ordem

de 1 mg/l. Por isso, a reacção de redução mais influente na corrosão em meio quase

neutro corresponde à redução do oxigénio dissolvido em água.

2H2O + O2 + 4e- → 4OH- (5) Esta reacção pode ser verificada com o aumento de pH e com efeitos da oxigenação.

O aumento de pH pode ser detectado com um indicador adequado (p.e.

fenolftaleína), usando uma célula do tipo representado na Fig.2.

2.3 Protecção catódica contra a corrosão Em células do tipo da Fig.2 o aumento de pH mostra o predomínio de uma

reacção de redução, revelando que esse eléctrodo se encontra protegido contra a

corrosão. De igual modo, uma célula com ferro-zinco revelará aumento de pH na

proximidade da amostra de ferro, mostrando que este será protegido pela ligação ao

zinco. Este efeito é a chamada protecção catódica, que se consegue quando um metal é

ligado a outro metal menos nobre, isto é, com menor potencial de redução.

Contudo, a protecção de um metal implica o sacrifício do metal menos nobre.

Por isso, não se deve fazer a ligação de duas peças de metais diferentes quando ambas

ALGODÃO

as peças devem ser protegidas contra a corrosão. Por exemplo, não se deve combinar

um parafuso de cobre ou latão com uma porca de ferro ou aço!

Outra forma de assegurar a protecção de um metal contra a corrosão consiste em

ligá-la ao pólo negativo de uma fonte de tensão (p.e. uma pilha de 1.5V). Esta injecta os

electrões necessários para manter a peça reduzida. Note-se que é necessário ligar o pólo

positivo da pilha a outro eléctrodo, o qual poderá ser consumível (sucata de ferro) ou

inerte (grafite). Este efeito é usado para proteger os cascos de navio em água salgada.

Peça que se

pretende proteger

Pilha de 1,5 V

Sucata de ferro

- +

Fig.3: Representação da protecção de uma peça com ligação a uma pilha ou fonte de tensão.

3. Equipamento, materiais e reagentes - Voltímetro

- Material de vidro de laboratório

- Amostras metálicas de ferro, cobre e zinco

- Solução de cloreto de zinco 1M

- Solução de cloreto de cobre 1M

- Solução de NaCl a 3% (ou água do mar)

- Solução de KCl 1M

- Tubo em U para ponte salina

- Fenolftaleína

- “Spray” de galvanização

- Algodão

- Secador.

4. Procedimento experimental 1. Lixe amostras de cobre, zinco e aço, desengordure-as, lave-as e seque-as. 2. Prepare a célula representada na Fig.1 em copos de 50 ml, meça a diferença de

tensão e compare o valor lido com a diferença entre os valores das tensões de redução padrão dos metais usados.

3. Prepare 200 ml de solução de NaCl a 3% e adicione 1 ml de fenolftaleína por cada

100 ml de solução. 4. Efectue uma montagem experimental do tipo representado na Fig.2, num copo de

25 ml, usando uma placa de cobre e uma placa de ferro, ligadas com fio eléctrico e crocodilos. Introduza as placas num copo de vidro transparente, separe-as com algodão e verta 25 ml de solução de NaCl com fenolftaleína. Verifique a coloração devida ao aumento de pH junto a uma das placas e identifique-a.

5. Repita o passo 4 com placas de ferro e zinco. 6. Repita o passo 4 com placas de cobre e zinco. 7. Efectue uma montagem experimental do tipo representado na Fig.3, num copo de

25 ml, usando duas placas de ferro, separadas com algodão e ligadas a uma pilha de 1,5V. Verta solução 25 ml de NaCl a 3% com fenolftaleína e verifique a coloração junto a uma das placas, indicadora da protecção catódica. Verifique a que pólo da pilha se encontra ligada. Verifique o aparecimento de ferrugem junto à outra placa.

8. Repita o passo 7 com placas de cobre e ferro, ligando a placa de ferro ao pólo

negativo e o cobre ao pólo positivo. Verifique que a ligação à pilha permite proteger a placa de ferro, apesar de se usar um contra eléctrodo de um metal mais nobre (cobre).

9. Introduza 2 placas de ferro num copo de vidro de 50 ml, separe-as com algodão e

ligue cada uma dessas placas a um voltímetro. Adicione 40 ml de solução de NaCl a 3% e use uma bomba de aquário para fazer borbulhar ar junto a uma das placas. Verifique que se gera uma diferença de tensão entre as placas, indicando assim a influência da oxigenação na corrosão.

10. Tape uma pequena parte da superfície de uma placa de ferro com fita-cola e aplique

um “spray” de galvanização sobre a restante área da placa. Seque com um secador e aguarde durante mais 10 minutos. Entretanto, prepare uma caixa de Petri com a solução de NaCl a 3% contendo fenolftaleína e mergulhe a placa galvanizada nessa solução. Verifique a existência de condições de redução nas áreas não recobertas e interprete esta observação tendo em conta que a galvanização se traduz num revestimento à base de zinco.