1. ELETROQUÍMICA
e CORROSÃO
Professor: Ednaldo de Santana
Curso: Construção Naval

2. ELETROQUÍMICA
Introdução
A eletroquímica estuda o aproveitamento da
transferência de elétrons entre diferentes substâncias
para converter energia química em energia elétrica e
vice-versa.
Pilhas: conversão espontânea de energia química em
elétrica.
Eletrólise: conversão não espontânea de energia
elétrica em química.

3. ELETROQUÍMICA
Reações de oxirredução (redox)
São reações em que um ou mais elementos variam seu
estado de oxidação.
Em toda reação redox uma substância é oxidada e outra
reduzida.
O agente redutor é oxidado.
O agente oxidante é reduzido.
2H2(g) + O2(g)  2H2O(g)
+1 -2
0 0

4. ELETROQUÍMICA
Oxidação = perda de elétrons → Nox aumenta.
Zn0 → Zn2+ + 2 e-
Nox → 0 +2
H2O → 2 H+ + ½ O2 + 2 e-
Nox → −2 0
Redução = ganho de elétrons → Nox diminui.
Cu2+ + 2 e- → Cu0
Nox → +2 0
2 H2O + 2 e- → H2 + 2 OH-
Nox → +1 0

5. ELETROQUÍMICA
Agente Redutor: sofre oxidação.
H2O → 2 H+ + ½ O2 + 2 e-
Nox → −2 0
Sofre oxidação: O → Redutor: H2O
Agente Oxidante: sofre redução.
2 H2O + 2 e- → H2 + 2 OH-
Nox → +1 0
Sofre redução: H → Oxidante: H2O

6. ELETROQUÍMICA
Potenciais de Eletrodo (E)
Reação Zn + Cu2+:
Zn2+ + 2 e- → Zn0 Eo = −0,76 V
Cu2+ + 2 e- → Cu0 Eo = +0,34 V
Reação espontânea:
Oxi: Zn0 → Zn2+ + 2e-
Red: Cu2+ + 2e- → Cu0 .
Global: Zn0 + Cu2+ → Zn2+ + Cu0

7. ELETROQUÍMICA
Reação Cu + Ag+:
Cu2+ + 2 e- → Cu0 Eo = +0,34 V
Ag+ + 1 e- → Ag0 Eo = +0,80 V
Reação espontânea:
Oxi: Cu0 → Cu2+ + 2e-
Red: 2 Ag+ + 2e- → 2 Ag0 .
Global: Cu0 + 2 Ag+ → Cu2+ + 2 Ag0

8. ELETROQUÍMICA
Células voltaicas
Usam a energia liberada em uma reação redox
espontânea para realizar trabalho elétrico.
O elétrodo onde ocorre oxidação é chamado ânodo.
O elétrodo onde ocorre redução é chamado cátodo.

9. ELETROQUÍMICA
PILHA:
É UM DISPOSITIVO EM QUE UMA REAÇÃO
DE OXIDORREDUÇÃO ESPONTÂNEA GERA
ENERGIA ELÉTRICA.
A primeira pilha foi criada em 1800, por
Alessandro Volta, que utilizava discos de
cobre e zinco, separadas por algodão
embebido em solução salina.
Os discos foram chamados de eletrodos,
sendo que os elétrons saiam do zinco
para o cobre, fazendo uma pequena
corrente fluir.

10. ELETROQUÍMICA
Em 1836, John Frederick Daniell
construiu uma pilha com eletrodos
de cobre e zinco, mas cada
eletrodo ficava em uma cela
individual, o que aumentava a
eficiência da pilha, pois ela tinha
um tubo que ligava as duas cubas,
este tubo foi chamado de Ponte
salina Esta pilha ficou conhecida
como Pilha de Daniell.

11. ELETROQUÍMICA
Eletrólise
Consiste em utilizar-se de energia elétrica para fazer com
que reações redox não espontâneas ocorram.
Ocorrem em células eletrolíticas, que consistem de dois
elétrodos em um sal fundido ou em uma solução, com uma
fonte de corrente elétrica agindo como uma bomba de
elétrons puxando-os no ânodo e empurrando-os no cátodo.

12. ELETROQUÍMICA

13. CORROSÃO
• Como escolher o material?
• Material ideal  menor
custo; aplicação adequada
– Se metal  Menor
suscetibilidade à
corrosão
Principais observações:
Buscar meios para Evitar
condições de corrosão
severa
Utilizar técnicas adequadas
de proteção dos materiais
contra a corrosão

14. CORROSÃO
DEFINIÇÃO
– Deterioração de um material pela reação com o meio,
seja o material metálico ou não.
– Reação de um material metálico com seu meio, o
metal sendo convertido a um não-metal.
– Ataque da superfície metálica quando metais são
expostos a meios reativos.

15. CORROSÃO
DEFINIÇÃO ABRANGENTE
Transformação dos materiais metálicos pela
ação química ou eletroquímica do meio, a
qual pode estar, ou não associada uma ação
física.

16. CORROSÃO
POR QUE ACONTECE A CORROSÃO?
• Minério  metal (metalurgia)
– consumo de energia
– termodinamicamente
desfavorável
• Metal  minério (corrosão)
– liberação de energia
– termodinamicamente favorável

17. CORROSÃO
Mecanismos causadores de falhas em plantas industriais

18. CORROSÃO
MECANISMOS DA CORROSÃO
• Variáveis
– Material metálico – composição química, presença de
impurezas, processos de obtenção, tratamentos
térmicos e mecânicos, estado da superfície, forma,
união de materiais, contato com outros metais
– Meio corrosivo – composição química, concentração,
impurezas, pH, teor de oxigênio, pressão, sólidos
suspensos
– Condições operacionais – solicitações mecânicas,
movimento relativo entre material metálico e meio,
condições de imersão no meio (total ou parcial), meios
de proteção contra corrosão, operação contínua ou
intermitente

19. CORROSÃO
PRINCIPAIS MEIOS CORROSIVOS
Atmosfera (poeira, poluição, umidade,
gases:CO, CO2, SO2, H2S, NO2,...)
Água (bactérias dispersas: corrosão
microbiológica; chuva ácida, etc.)
Solo (acidez, porosidade)
Produtos químicos
 Um determinado meio pode ser extremamente agressivo,
sob o ponto de vista da corrosão, para um determinado material e
inofensivo para outro.

20. CORROSÃO
PRINCIPAIS MEIOS DE PROTEÇÃO CONTRA A
CORROSÃO
• PINTURAS OU VERNIZES
• RECOBRIMENTO DO METAL COM OUTRO METAL MAIS
RESISTENTE À CORROSÃO
• GALVANIZAÇÃO: Recobrimento com um metal mais
eletropositivo (menos resistente à corrosão)
• PROTEÇÃO ELETROLÍTICA OU PROTEÇÃO CATÓDICA

21. CORROSÃO
PINTURAS OU VERNIZES
• Objetivo
– Separar o metal do meio
Exemplos: Primer em aço (Zarcão)

22. CORROSÃO
RECOBRIMENTO DO METAL COM OUTRO METAL
MAIS RESISTENTE À CORROSÃO
• Separa o metal do meio.
• Exemplo: Cromagem,
Niquelagem,revestimento
de arames com Cobre, etc.

23. Obrigado!