MATERIAIS METÁLICOS, ASPECTOS DE DEGRADAÇÃO E OS CUIDADOS DE PROTEÇÃO

 

Marco Antônio de Morais Alcantara

A corrosão é a interação química dos materiais metálicos com o meio, com a possível ocorrência de reações de oxidação destes, de redução de elementos do meio envolvente, e a formação de compostos finais que podem ser óxidos, hidróxidos, ou sais. As reações globais do processo redox constituem-se em um processo destrutivo para os metais. Em alguns casos, a camada de óxido formada sobre a superfície do metal constitui-se em uma película protetora, inibindo o desenvolvimento e a continuidade do processo, sendo denominado o fenômeno de “passividade”. O fenômeno da passividade é comum nos metais como o alumínio, cobre, chumbo, zinco aço e cromo. Outros processos corrosivos também são discutidos, resultantes da interação de uns metais com os outros. Seguem algumas das principais reações químicas dos processos corrosivos.

1.  Corrosão pelo oxigênio

Seja o caso de uma barra de ferro em contato com água do mar ou com outras soluções, fortemente aeradas. A reação de oxidação é dada por :

Oxidação:   Fe⁰ ® Fe²⁺ + 2e^-       (1)      

Já a reação de redução, por sua vez, é dada por:

redução: O₂ + 2H₂O + 4e^- ® 4(0H)^-    (2)

O íon Fe²⁺ se combina com o ânion OH^-, resultando em:

Fe²⁺ + 2(OH)^- ® Fe(OH)₂  (3)

 Após outras combinações, chega-se a:

         Fe₂O₃(OH)_n  (4)

a qual é vulgarmente conhecida como “ferrugem”.

2.  A corrosão pela influência de ácidos em solução, e de ácidos puros 

Nesta sessão se discutirá casos de interação entre o metal e o meio circundante, caracterizando-se a agressividade da atmosfera.

2.1. A corrosão pelo hidrogênio

Seja uma solução de água e ácido sulfúrico (Figura 1): 

Figura 1: Solução com ácido sulfúrico diluído em água

Considere novamente a imersão de uma barra de Fe⁰ nesta solução (Figura 2).

 Figura 2: Solução com ácido sulfúrico diluído em água e a imersão da barra de Ferro.

                                   
Na superfície da barra, têm-se que o Fe⁰ disponibiliza para o meio dois elétrons, sendo solubilizado sob a forma de Fe²⁺ (Figura 3).

            Figura 3: Solução com ácido sulfúrico diluído em água e a imersão da barra de Ferro e o processo de corrosão.

Como resultado global,  as seguintes reações podem ocorrer:

Oxidação:   Fe⁰ ® Fe²⁺ + 2e^-   (reação parcial )     (1)      

redução:     2H⁺ + 2e^- ® H₂       (reação parcial )   (5)

_______________________

Processo     Fe⁰ + 2H⁺® Fe²⁺ +H₂ (reação total)        (6)

redox

Outra reação que pode ocorrer é Fe²⁺ + SO₄^2- ® FeSO₄  (7)

Observe que as reações (1), (5) e (6) envolvem a perda, ganho ou transferência de elétrons, enquanto que a reação (7) apresenta apenas a combinação de íons livres presentes na solução.

 

Pode-se considerar também o ocorrido sob a seguinte forma:

Fe⁰ + H₂SO₄  ®   FeSO₄ + H₂  (8)

2.2. Corrosão por solução ácida

Os mecanismos para este caso não diferem dos já conhecidos. Seja a solução de HCl, onde deverá ser emergida a conhecida barra de Fe⁰.

Deverá ocorrer no meio o desenvolvimento das seguintes reações:

Oxidação:   Fe⁰ ® Fe²⁺ + 2e^-   (reação parcial )     (1)      

redução:     2H⁺ + 2e^- ® H₂       (reação parcial )   (5)

_______________________

Processo     Fe⁰ + 2H⁺® Fe²⁺ +H₂ (reação total)        (6)

redox

O íon Fe²⁺ se combina com o íon Cl^-, para formar o composto   FeCl₂, de modo que no global têm-se:

Fe⁰ + 2 H Cl® Fe Cl₂ + H₂  (9)

As reações parciais para o processo redox são facilmente identificáveis, já conhecidas dos casos anteriores, considerando-se que o Fe⁰ é oxidado e o hidrogênio é reduzido.

Para o caso de uma solução ácida fortemente aerada: podem ocorrer duas formas de redução, já conhecidas dos casos anteriores, e são dadas por:

O₂ + 4H⁺ + 4e^- ® 2H₂O (2)

2H⁺ + 2e^- ® H₂     (5)  

A reação de oxidação é a já conhecida, do ferro, e cabe considerar que, em face de haver dois processos de redução, ou seja, da presença de dois oxidantes, o processo redox tende a ser acelerado.

2.3. Corrosão eletroquímica 

A corrosão pode ser de natureza química, com já apresentado, ou eletroquímica, sendo o segundo tipo mais pernicioso, pois as reações químicas e a formação dos produtos de reações não necessariamente ocorrem no mesmo local. O fenômeno é similar ao que acontece com uma bateria. A Figura 4 ilustra um caso básico onde dois metais de potenciais diferentes estão submetidos à uma condição particular a partir da imersão em uma solução condutora de eletrólitos, e um contato eles que permite a transferência de elétrons, partindo do metal mais suscetível de ceder elétrons para o metal mais estável, inerte. O circuito vem a ser fechado com a movimentação iônica da solução eletrolítica, e, o elétron cedido não é apropriado pelo metal inerte, mas contribui para a geração de hidrogênio nascente na solução. Desta maneira,  enquanto um metal se mantém estável frente às alterações do meio, ou outro é passivo de ceder elétrons e deixar íons para o meio, de modo a sofrer constante perda de massa.  

Figura 4: Mecanismo da corrosão eletroquímica

Denomina-se por “Potencial de oxidação” a energia necessária para se promover a ionização de um elemento químico, sendo, para fins de estabelecimento de um referencial, atribuído o valor zero para o hidrogênio (convencionado). O Quadro 01, dos valores do potencial de oxidação para os principais elementos, é dado a seguir: 

Quadro 01: Potencial de ionização dos materiais metálicos

Ouro	+1,500
Prata	+0,800
Cobre	+0,334
Hidrogênio	0,000
Chumbo	-0,136
Estanho	-0,136
Níquel	-0,230
Cobalto	-0,270
Ferro	-0,439
Cromo	-0,510
Zinco	-0,762
Manganês	-1,100
Alumínio	-1,300

De modo geral, o elemento de maior potencial corrói o de menor potencial, de acordo com o processo eletroquímico. Para que ocorra a corrosão eletroquímica é necessário que existam metais com diferença de potencial, contato para a condução de elétrons, e um meio condutor com eletrólitos para fechar o circuito (tal como nas pilhas). No caso prático, a umidade do ar ou ambiente atua como o meio condutor de fechamento do circuito (Figura 5).

Figura 5: Contato entre metais com diferentes potenciais de ionização e condições favoráveis para a corrosão eletroquímica

Um exemplo de corrosão eletroquímica é dado a seguir:

Dois eletrodos são representados por uma placa de zinco e outra de cobre, em uma solução de H₂SO₄. Um deles, o Zn⁰, apresenta o potencial de oxidação de -0,762 e atua como o ânodo, e o outro, de Cu⁰, apresenta o potencial de +0,334, e atua como o cátodo.

O zinco deixa dois elétrons e se ioniza, indo para a solução como Zn²⁺ , enquanto que o cobre, que recebe o elétron pelo circuito, o transfere ao íon H⁺, presente na solução, para formar H₂. O circuito é fechado pela migração de eletrólitos na solução.

As reações principais do processo citado são, respectivamente:

Zn® Zn²⁺ + 2e^-  (10)  Reação de oxidação

2H^- + 2e^-®H₂     (5)  Reação de redução

Cabe considerar também que, a existência de “amassamentos”, ou tensões diferenciadas no metal podem criar diferenças de potencial, promovendo-se a formação de zonas anódicas (de onde saem os elétrons), e zonas catódicas ( onde os elétrons são interceptados).

Seja o exemplo dado em Bauer (1992), onde uma peça de ferro apresenta-se deformada sob ação do encruamento. Em face de tal deformação, a zona amassada se torna anódica e passa a ceder elétrons e liberação de íons de Ferro, enquanto que a adjacente, se torna catódica, com a liberação de íons hidroxila.

As reações que se seguem, são, pois:

Fe® Fe²⁺ + 2e^-  (1) reação de oxidação

O₂ + 2 H₂O + 4e^-®4 OH^- (2) reação de redução

Fe ²⁺ + 2 (OH)^-® Fe (OH)₂  (3)

A Figura 6 procura ilustrar o fenômeno.

Figura 6: Efeito de amassamento e concentração de tensões em material metálico com modificação do ambiente físico-químico

Como modos de se evitar a corrosão eletroquímica, têm-se por exemplo a pintura; o recobrimento do metal com outro metal, sendo que o metal a se proteger pode ser transformado em ânodo ou cátodo; escolha da liga; e cuidados na execução de modo a se evitar tensões diferenciadas nos metais.

No caso do metal de proteção ser de maior potencial do que o que se quer proteger (proteção anódica), o metal protegido tende a ser corroído em casos de falhas no capeamento, e, no caso contrário, quando o metal de proteção for de potencial mais baixo (proteção catódica), o metal protegido irá corroer o metal de proteção em caso de falhas do capeamento (Figura 7).

Figura 7: Proteção de material por capeamento metálico

REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS:

BAUER, L.A.F  Materiais de construção, São Paulo, 1992, Livros Técnicos e Científicos, 2, p.526-554

GRUNDIG, W. et al. Corrosão e tratamentos superficiais dos metais. São Paulo: Associação Brasileira de Metais, 1971. p. 13-62

VAN VLACK, L.H. Princípios de ciência dos materiais, São Paulo, 1988, Edgard Blücher, 427p.