Corrosão galvânica

O mecanismo de corrosão conduzido pela formação de pilhas eletroquímicas

Um quadro geral da corrosão que tem como mecanismo o contato elétrico entre dois metais de potenciais eletroquímicos diferentes imersos em um mesmo eletrólito, metais de igual potencial imersos em eletrólitos diferentes ou ainda de metais diferentes em eletrólitos diferentes.

A corrosão galvânica é um processo eletroquímico em que um metal sofre corrosão preferencialmente em relação a outro quando os dois metais estão em contato elétrico e imersos em um eletrólito. Esta mesma reação galvânica é explorada em baterias primárias (como as vulgarmente chamadas de pilhas) para gerar uma tensão. A corrosão galvânica e seus processos pode ser uma das formas mais comuns e frequentes de corrosão na natureza, bem como um dos mais destrutivas.

Visão global

Na corrosão eletroquímica, uma célula galvânica (ou células voltaicas) é criada quando dois metais diferentes, ou em áreas diferentes no mesmo metal, são acoplados por meio de um eletrólito elétrica ou um condutor de íons (chamado, em determinadas disposições, uma “ponte salina”). Devido a que metais e ligas diferentes possuem potenciais de eletrodo diferentes e quando dois ou mais entram em contato imersos em um eletrólito configura-se um par galvânico. Um par galvânico também pode ser configurado em um único metal ou liga, devido à superfície de metal não ser homogênea ou se o eletrólito varia em composição, formando uma célula de concentração.

O eletrólito fornece um meio para a migração de íons através do qual os íons metálicos podem se mover do ânodo para o cátodo. O resultado é uma reação eletroquímica. Isso conduz à corrosão do metal anódico mais rapidamente do que ocorreria sem tal cenário, e a corrosão do metal catódico é retardada até ao ponto de parar. Células galvânicas são células em que as reações redox ocorrem espontaneamente em geral (produtos favorecem o equilíbrio). A presença de eletrólito e um caminho de condução entre os metais pode causar corrosão onde de outra forma um metal apenas seria corroído.

O esquema fundamental de uma célula galvânica, no caso, de zinco e cobre e seus íons,

facilmente montável em laboratório (editado de Philip Cryan Marshall).

No caso modelar apresentado na gravura acima, o ânodo é o eletrodo no qual a meia reação de oxidação ocorre. Os elétrons são absorvidos a partir da reação neste eletrodo. Assim, no eletrodo de zinco Zn (II) são liberados, deixando para trás dois elétrons para cada íon. Note-se que este eletrodo deve ter uma carga negativa, pois as reações químicas estão colocando excesso de elétrons para o eletrodo. O cátodo é o eletrodo no qual a meia reação da redução ocorre – os elétrons são liberados para a reação a este eletrodo. Note-se que a reação química está tomando elétrons deste eletrodo por isso vai se apresentar como positivo. (Observe-se que um eletrodo de cobre proporcionaria elétrons para íons Ag (I) de prata metálica como um dos eletrodos metálicos).

Nos processos de corrosão, os metais reagem com os elementos não metálicos presentes no meio, como as espécies químicas O₂, S, H₂S, CO₂ entre outros, produzindo compostos semelhantes aos encontrados na natureza, dos quais foram ou poderiam ter sido extraídos. Disto chega-se a conclusão que para estes casos a corrosão metálica corresponde ao inverso dos processos metalúrgicos, os processos de obtenção dos metais em estado puro, configurando o que ´chamado de “ciclo dos metais”, no qual, para serem obtidos, aplica-se energia sobre um sistema químico, obtendo o metal, e com sua corrosão e volta a um estado diverso do metal puro, há a liberação de energia.

ESCOLA POLITÉCNICA DA UNIVERSIDADE DE SÃO PAULO Departamento de Engenharia Metalúrgica e de Materiais

- PMT 2100 – Introdução à Ciência dos Materiais para Engenharia 2º semestre de 2008 (versão 2007)

As células galvânicas de corrosão podem ser configuradas no nível macroscópico ou no nível microscópico. No nível microestrutural, as diferentes fases ou outras características microestruturais podem estar sujeitas a correntes galvânicas.

Baseado no apresentado acima, podemos colocar que os processos de corrosão eletroquímica se caracterizam basicamente pelas seguintes características:

Ocorrem necessariamente na presença de água no estado líquido;
Operam em temperaturas abaixo do ponto de orvalho da água [Nota 1], sendo a grande maioria na temperatura ambiente;
Formação de uma pilha ou célula de corrosão, com a circulação de elétrons na superfície metálica.

A água, assim como como umidade no solo, como frequentemente se encontra na engenharia, fornece o eletrólito necessário para completar o circuito elétrico da célula. Tais células desenvolver sua força de condução ou potencial elétrico de diferentes condições nas interfaces entre o metal e o eletrólito do ânodo e o cátodo. Essas diferenças se dividem em três categorias:

Metais diferentes que compõem o ânodo e o cátodo
Heterogeneidade de um único metal, o que leva uma área a ser mais anódica que outra área
Heterogeneidade do eletrólito
A formação da célula de corrosão

Em função da necessidade do eletrólito conter água no estado líquido, a corrosão eletroquímica é também denominada corrosão em meio aquoso, embora não de maneira plenamente correta, pois pode haver reações de natureza não galvânica ocorrendo em meio aquoso.

Em essência, a corrosão eletroquímica é reservada para aqueles processos onde uma corrente flui entre as áreas anódicas e catódicas situados em diferentes partes de uma superfície metálica ou entre dois metais diferentes do mesmo material ou diferentes.

Representação esquemática do fluxo de corrente (direção convencional de corrente)

em uma célula de corrosão simples. (Editado de M. Tullmin; Basic Theory)

Deste modo, resumindo-se, há três condições que devem existir para a corrosão galvânica ocorrer:

Primeiro deve haver dois metais diferentes eletroquimicamente presentes.
Em segundo lugar, deve haver um caminho eletricamente condutor entre os dois metais.
E terceiro, deve haver um caminho condutor para os íons de metal moverem-se a partir do metal mais anódico ao metal mais catódico.

Consequentemente, se qualquer uma dessas três condições não existir, a corrosão galvânica não irá ocorrer.

Os fluxos de cargas e massa (substâncias envolvidas nas reações) podem ser visto na gravura abaixo:

Editado a partir de www.corrosion-club.com.

Exemplificação

O PROCESSO ELETROQUÍMICO

Um pedaço de ferro sem revestimento externo, onde é exposto à umidade enferruja rapidamente. Irá sofrer tal processo ainda mais rapidamente se a umidade é água salgada. A taxa de corrosão é reforçada por um processo eletroquímico em que uma gota de água torna-se uma célula voltaica em contato com o metal, oxidando o ferro.

Considerando-se o esboço de uma gota de água, o ferro oxidantes fornece elétrons na borda da gota para reduzir o oxigênio do ar. A superfície de ferro dentro da gota atua como ânodo para o processo.

A corrosão eletroquímica envolve duas reações de meia célula; uma reação de oxidação no ânodo e uma reação de redução no cátodo. Para o ferro a corrosão em água com um pH próximo de neutro, essas reações de meia célula podem ser representadas como[1]:

Os elétrons podem se mover através do ferro metálico para o exterior da gota onde:

Dentro da gota, os íons podem se mover para o interior reagindo com os íons móveis de ferro (II) da região de oxidação. O hidróxido de ferro (II) é precipitado.

A ferrugem é então rapidamente produzida pela oxidação do precipitado.

A oxidação de ferro (enferrujamento) sem proteção na presença do ar e da água é, então, inevitável, pois é impulsionada por um processo eletroquímico. No entanto, outros processos eletroquímicos podem oferecer alguma proteção contra a corrosão.

Existem casos onde a corrosão galvânica se dá com reação de simples troca (também chamada de reação de reação de deslocamento ou reação de substituição), entre um meio contendo um sal de um metal mais nobre (e seus íons) em contato com dois metais diferentes, o mesmo metal mais nobre e um menos nobre. Um exemplo seria uma tubulação de ferro conectada a uma tubulação de cobre, na qual passa uma solução de sulfato de cobre (II). Neste caso, o metal menos nobre é corroído, formando no líquido uma solução de seu sal, e o metal mais nobre é depositado, em estado puro, não na forma de óxido ou outro composto, reduzindo a concentração de seus íons na solução.

Os mecanismos e fenômenos de corrosão e deposição

(editado a partir de www.tpub.com).

A reação química por trás de tal fenômeno é:

Este fenômeno e suas variações (em geometria e temperaturas de ocorrência) é de importância na manutenção de condensadores, geradores de vapor e turbinas.[2][3][4]

CASOS TÍPICOS

Os exemplos seguintes ilustram situações em que os requisitos essenciais de uma célula completa estão satisfeitos em uma estrutura:

O ferro será anódico para estacas de cobre na terra ou para parafusos de latão ou outras peças de latão.
- Uma chapa de ferro com alguma carepa presente pode enferrujar porque o ferro é anódico para a carepa.
- Uma chapa de ferro, aparentemente homogênea pode enferrujar, porque pequenas áreas da superfície contendo impurezas ou tensões de grão a levam a ser anódica para outras áreas da superfície.
Áreas de solda de um tubo soldado podem enferrujar porque o metal de solda é de composição diferente, pode conter impurezas, ou podem causar estresse que as tornam anódicas para as áreas de metal próximas.
Corrosão pode ser observada no fundo de um gasoduto, enquanto o topo permanece quase intacto. Isto pode ser atribuído a maior concentração de oxigênio na umidade do solo (eletrólito) no topo do tubo, deixando o fundo anódico. O solo não perturbado localizando-se na parte inferior do tubo fornece um teor de oxigênio menor e uma menor resistência ao fluxo de corrente que está presente no aterro que cobre o topo do tubo.
Áreas expostas de ferro em contato com o concreto.O ferro envolto ou incorporado pode enferrujar, porque o concreto cria um ambiente diferente e especialmente eletrolítico que faz com que o ferro exposto tornar-se anódico para o ferro incorporado.

Típica corrosão galvânica entre ferro e latão (www.clihouston.com).

Histórico

A força motriz para a corrosão é uma diferença de potencial entre os diferentes materiais. A força motriz bimetálica foi descoberta na parte final do século XVIII por Luigi Galvani em uma série de experimentos com os músculos e nervos expostos de um sapo que contraíram-se quando conectados a um condutor bimetálico. O princípio foi posteriormente colocado em uma aplicação prática por Alessandro Volta, que construiu, em 1800, a primeira célula elétrica, ou bateria: uma série de discos de metal de dois tipos, separados por discos de papelão embebidos com soluções de ácido ou sal. Esta é a base de todas as modernas células ou baterias, e foi uma descoberta científica tremendamente importante, porque foi o primeiro método encontrado para a geração de uma corrente elétrica sustentada.

O princípio também foi projetado para a proteção útil de estruturas metálicas por Sir Humphry Davy e Michael Faraday, no início do século XIX.

O pesquisador inglês Davy é creditado como o autor da descoberta da proteção catódica em 1824, para proteger os navios de guerra britânicos com uma bainha de cobre utilizando pela primeira vez, zinco.

Aplicações do fenômeno

Em alguns casos, essa reação é intencionalmente estimulada. Por exemplo, o encapsulamento das baterias de baixo custo (vulgarmente chamadas de pilhas, como as pilhas secas) normalmente contêm células de carbono-zinco. Como parte de um circuito fechado (a via eletrônica), o zinco dentro da célula vai ser corroído preferencialmente (a via iônica). Outro exemplo é a proteção catódica de estruturas enterradas ou submersas. Neste exemplo, ânodos trabalham como fazendo parte de um par galvânico, promovendo a corrosão do ânodo, em vez do metal protegido.

Casos específicos

Em outros casos, tais como sistemas HVAC (do inglês heating, ventilating and air conditioning, aquecimento, ventilação e ar condicionado) com tubulações bimetálicas (mais comumente de cobre e ferro fundido) a corrosão galvânica vai contribuir para acelerar as taxas de corrosão do sistema. Inibidores de corrosão, como o nitrito de sódio ou o molibdato de sódio podem ser introduzidos nestes sistemas para reduzir o potencial galvânico. No entanto, a aplicação desses inibidores de corrosão deve ser monitorada atentamente. Se a aplicação de inibidores de corrosão aumenta a condutividade da água dentro do sistema, o potencial de corrosão galvânica pode ser aumentado exponencialmente. pH é também uma variável importante com relação ao circuito fechado de sistemas de circulação bimetálicos. Caso o pH e as doses de inibidores de corrosão for incorreta, a corrosão galvânica será acelerada. Na maioria dos sistemas de HVAC, o conceito de ânodo e cátodo não são uma opção devido a eles necessitar serem aplicados dentro do encanamento do sistema e, ao longo do tempo, iriam corroer e causar danos mecânicos potenciais em bombas de circulação, trocadores de calor, etc.[5]

Corrosão galvânica em equipamento HVAC (www.treehugger.com).

A corrosão galvânica é de grande interesse para as indústrias da construção naval e da navegação marítima. Tabelas de série galvânica para água do mar são comuns devido ao uso extensivo de metal na construção naval. É uma hipótese que a corrosão de solda (brasagem) de prata em um tubo de água salgada tenha causado uma falha que levou ao afundamento do USS Thresher com todos os homens perdidos.[6]

A técnica comum de limpeza de prata por imersão da prata e um pedaço de alumínio em um banho de água salgada (geralmente bicarbonato de sódio) é um exemplo de corrosão galvânica.(Deve haver cuidado por motivos como que por este processo se retirará óxido de prata do objeto de prata que pode ter sido aplicado ou permitido para decoração. Uso em superfícies prateadas é desaconselhável, pois isso pode introduzir corrosão galvânica indesejada com o metal base.)

Série galvânica

A série galvânica (ou série eletropotential) determina a nobreza dos metais e semi-metais. Metais (e suas ligas) podem ser dispostos em uma série galvânica específica que representa o potencial que eles desenvolvem em um dado eletrólito contra um eletrodo de referência padrão. A posição relativa dos dois metais em tal série dá uma boa indicação de qual o metal seja mais provável de ser corroído mais rapidamente. No entanto, outros fatores como a aeração da água e a vazão podem influenciar o processo significativamente.

Diferença dos fluxos de massa e corrente e reações entre os casos de um determinado metal (Fe)

colocado com um menos nobre (Zn), à esquerda, e o mesmo metal com um metal mais nobre (Cu)

(substech.com).

A série galvânica a seguir aplica-se a água do mar estagnada (ou seja, com baixo conteúdo de oxigênio) A ordem pode variar em diferentes ambientes:

Grafite
Paládio
Platina
Ouro
Prata
Titânio
Aço inoxidável 316 (passivo)
Aço inoxidável 304 (passivo)
Bronze de silício
Aço inoxidável 316 (ativo)
Monel 400
Bronze fosforoso
Latão almirantado
Cuproníquel
Molibdênio
Latão vermelho
Revestimento de latão
Latão amarelo
Latão naval 464
Urânio com 8% de molibdênio
Nióbio com 1% de zircônio
Tungstênio
Aço inoxidável 304 (ativo)
Tântalo
Revestimento de cromo
Níquel (passivo)
Cobre
Níquel (ativo)
Ferro fundido
Aço
Chumbo
Estanho
Índio
Alumínio
Urânio (puro)
Cádmio
Berílio
Revestimento de zinco
Magnésio

Potencial padrão de eletrodo

Em eletroquímica, o potencial de eletrodo padrão, abreviado E°, é a medida do potencial individual de um eletrodo reversível no estado padrão, o qual é com solutos em um concentração efetiva de 1 mol dm^-3, e gases a uma pressão de 1 atm. O potencial de redução é uma propriedade intensiva. Os valores são tabulados na maioria das vezes a 25 ° C. A base para uma célula eletroquímica, como a célula galvânica é sempre uma reação redox que pode ser dividida em duas semi-reações: oxidação no ânodo (perda de elétrons) e redução no cátodo (ganho de elétrons). A eletricidade é gerada devido à diferença de potencial elétrico entre dois eletrodos. Esta diferença de potencial é criada como resultado da diferença entre os potenciais individuais de dois eletrodos de metal em relação ao eletrólito.

Esquema de um eletrodo padrão (editado de ibchem.com).

Embora o potencial global de uma célula pode ser medido, não há nenhuma maneira simples de medir com precisão o potencial do eletrodo/eletrólito em isolamento. O potencial elétrico também varia com a concentração, temperatura e pressão. Uma vez que o potencial de oxidação de uma semi-reação é o negativo do potencial de redução em uma reação redox, é suficiente para calcular qualquer um dos potenciais. Portanto, o potencial de eletrodo padrão é comumente escrito como potencial de redução padrão.

CÁLCULO DOS POTENCIAIS PADRÃO DE ELETRODO

O potencial de eletrodo não pode ser obtido empiricamente. A célula galvânica resulta dos potenciais de um par de eletrodos. Assim, apenas um valor empírico está disponível em um par de eletrodos e não é possível determinar o valor para cada eletrodono par utilizando o potencial das células galvânicas obtidas empiricamente. Um eletrodo de referência, o eletrodo padrão de hidrogênio, para a qual o potencial é definido ou acordado por convenção, precisou ser estabelecido. Neste caso, ela é definida como 0,00 V e qualquer eletrodo, para o qual o potencial de eletrodo ainda não é conhecido, pode ser emparelhado comSHE-para formar uma célula galvânica e o potencial de célulasgalvânicas dá o potencial do eletrodo desconhecido. Usando este processo, qualquer eletrodo com um potencial desconhecidopode ser emparelhado com qualquer um dos SHE ou outroeletrodo para que o potencial já foi derivado e que valor desconhecido pode ser estabelecida.

Uma vez que os potenciais do eletrodo são convencionalmente definidos como potenciais de redução, o sinal do potencial para o eletrodo de metal sendo oxidado deve ser revertido para o cálculo do potencial total da célula. Note-se que os potenciais do eletrodo são independentes do número de elétrons transferidos, ou seja, que estão definidos para um mol de elétrons transferidos, e assim os dois potenciais de eletrodo podem ser simplesmente combinados para dar o potencial das células em geral, mesmo que diferentes números de elétrons estejam envolvidos nas duas reações do eletrodo.

Para medições práticas, o eletrodo em questão está ligado ao terminal positivo do eletrômetro, enquanto o eletrodo padrão está conectado ao terminal negativo.[7]

TABELA POTENCIAL PADRÃO DE REDUÇÃO

Como os valores são dados em sua capacidade de ser reduzido, maior o potencial de redução padrão, mais fácil que eles possam ser reduzidos, em outras palavras, eles são simplesmente melhores agentes oxidantes. Por exemplo, F₂ tem 2,87 V e Li + tem -3,05 V. F₂ reduz facilmente e é, portanto, um bom agente oxidante. Em contraste, Li (s) preferencialmente sofre oxidação (portanto, um bom agente redutor). Assim, Zn²⁺, cujo padrão de potencial de redução é -0,76 V pode ser oxidado por qualquer outro eletrodo cujo padrão potencial de redução é maior que -0,76 V (por exemplo H⁺ (0 V), Cu²⁺ (0,16V), F₂ (2,87 V)) e pode ser reduzido por qualquer eletrodo com potencial de redução padrão com menos de -0,76 V (por exemplo,H₂ (-2,23 V), Na⁺ (-2,71 V), Li⁺ (-3,05 V)).[8]

Em uma célula galvânica, onde uma reação espontânea redox conduz a célula a produzir um potencial elétrico, a energia livre de Gibbs ΔG° deve ser negativa, de acordo com a seguinte equação:

onde n é o número de moles de elétrons por mol de produtos e F éa constante de Faraday, ~ 96485 C/mol.

Como tal, as seguintes regras:

Se E°_célula> 0, então o processo é espontâneo (célula galvânica)

Se E°_celula<0, então o processo é não-espontâneo (célula eletrolítica)

Assim, a fim de ter uma reação espontânea (ΔG°<0), E°_célula deve ser positivo, onde:

onde E°_ânodo é o potencial padrão no ânodo e E°_cátodo é o potencial padrão no cátodo como dado na tabela de potencial de eletrodo padrão.

Para dados de potencial de eletrodo, veja nosso artigo: Dados de potencial de eletrodo padrão

Prevenindo a corrosão galvânica

Existem várias maneiras de reduzir e prevenir esta forma de corrosão.

Uma maneira é isolar eletricamente os dois metais um do outro. A menos que estejam em contato elétrico, não pode haver a criação de qualquer par galvânico. Isto pode ser feito usando-se plástico ou outro isolante para separar tubos de aço de água de acessórios à base de cobre (ou vice-versa) ou usando-se uma cobertura de graxa para separar o alumínio e peças de aço. O uso de lavadores absorventes que podem reter líquidos é muitas vezes contraproducente. A tubulação pode ser isolada com uma bobina de tubo feito de material plástico ou feita de material metálico revestido internamente. É importante que a bobina tenha um comprimento mínimo de cerca de 500 milímetros para ser eficaz.

Esquema do isolamento típico entre alumínio e aço

(editado de www.aluminiumdesign.net).

utra forma é manter os metais secos e/ou blindados do contato de compostos iônicos (sais, ácidos, bases), por exemplo com pintura ou revestindo-se o metal protegido em plástico ou resina epóxi, e permitindo-lhes secar.
Revestindo os dois materiais ou se não é possível cobrir-se tanto, o revestimento deve ser aplicado ao mais nobre, o material com maior potencial. Isto é necessário porque se o revestimento é aplicado somente sobre o material mais ativo, em caso de dano do revestimento a outra parte se tornará será uma área fortemente catódica contra um ânodo de área muito pequena com o efeito que a taxa de corrosão será muito elevada pela área exposta.
É possível também escolher metais que tem potenciais similares. Quanto mais próximos os potenciais individuais, menor a diferença de potencial e, portanto, menor corrente galvânica. Usar-se o mesmo metal para toda a construção é a maneira mais precisa de obter-se potenciais correspondentes.

A galvanização ou outros revestimentos metálicos também podem ajudar. Neste procedimento tende-se a utilizar metais mais nobres que resistem melhor à corrosão. O cromo, o níquel, a prata e o ouro podem ser usados.

Proteção catódica

A proteção catódica usa um ou mais ânodos de sacrifício feitos de um metal que é mais ativo do que o metal protegido. Metais comumente usados para ânodos de sacrifício incluem o magnésio, o zinco e o alumínio, além de suas ligas. Isso é comum em aquecedores de água. A falta de regularidade na substituição de ânodos de sacrifício em aquecedores de água diminui severamente a vida útil de suas paredes.

O esquema do mecanismo de um ânodo de sacrifício

(editado de bibliotecadigital.ilce.edu.mx).

Um material anódico deve reunir as seguintes propriedades:

1. Deve ter um potencial de dissolução suficientemente negativo para polarizar a estrutura de aço (que é o metal que normalmente é protegido) a -0.80 V. Entretanto, o potencial não deve ser excessivamente negativo já que isso motivaria um gasto desnecessário de corrente. O potencial prático de dissolução pode estar compreendido entre – 0.95 V e – 1.7 V.
2. Quando o metal atua como ânodo deve apresentar uma pequena tendência à polarização, não deve desenvolver películas passivantes protetoras e deve ter um elevado sobrepotencial para a formação de hidrogênio.
3. O metal deve ter um elevado rendimento elétrico, expresso em amperes-hora por kg de material (Ah/kg) o que constitui sua capacidade de drenagem de corrente.
4. Em seu processo de dissolução anódica, a corrosão deverá ser uniforme.
5. O metal deve ser de fácil obtenção e deverá poder ser fundido em diferentes formas e tamanhos.
6. O metal deverá ter um custo razoável, de modo que em conjunção com as características eletroquímicas corretas, possa obter-se uma proteção a um custo baixo por ampere-ano.

Estas exigências apontam que apenas o magnésio, o zinco e o alumínio e suas ligas podem ser considerados como materiais a serem utilizados de maneira prática como ânodos de sacrifício.

O zinco tem sido sempre o material do ânodo tradicional, e é o pioneiro do desenvolvimento de proteção catódica. Os ânodos de liga de magnésio também tem sido utilizados com sucesso, usados principalmente para a proteção de estruturas que exigem uma rápida polarização, ou agressiva alta resistividade, como solos. O alumínio é um material do ânodo de grande interesse pelas suas características eletroquímicas. No entanto, a obtenção de ânodos de sacrifício de alumínio de liga adequadas tem sido mais lenta do que os dos outros dois metais, que nos últimos anos tem tido um grande desenvolvimento.

Ânodos de sacrifício em componentes de embarcações (marelsys.blogspot.com e cruisediva.com).

Como exemplo de uma aplicação de ânodo de sacrifício, considere-se um sistema composto de aço 316 SS (a série 300 de aço inoxidável, é uma liga muito nobre, é bastante resistente à corrosão e tem um alto potencial) e um aço leve (um metal muito ativo, com menor potencial). O aço corrói na presença de um eletrólito como a água salgada. Se um ânodo de sacrifício é usado (como uma liga de zinco, ligas de alumínio ou de magnésio), estes ânodos serão corroídos, protegendo os outros metais. Esta é uma prática comum na indústria naval para proteger os equipamentos do navio. Barcos e navios que estão na água salgada usam uma liga de zinco ou liga de alumínio. Se os barcos estão apenas em água doce, uma liga de magnésio é utilizado. O magnésio tem um dos maiores potenciais galvânicos de qualquer metal. Se for usado em um aplicativo de água salgada em um barco de casco de aço ou alumínio, bolhas de hidrogênio se formam sob a pintura, causando bolhas e descamação.

Uma típica disposição de ânodo de sacrifício em embarcação de pequeno porte

(editado de www.aluminiumdesign.net).

Finalmente, um fornecimento de corrente elétrica pode ser conectado para opor-se à corrente galvânica corrosiva, configurando uma proteção por corrente impressa catódica.

Barcos de metal conectados em uma linha de costa normalmente tem que ter o casco ligado à uma rede em terra por razões de segurança. No entanto, o fim da ligação à terra é provável que seja uma haste de cobre enterrada dentro da marina, resultando em uma ”bateria” aço-cobre de cerca de 0,5 V. Para tais casos, o uso de um isolador galvânico é essencial – tipicamente dois díodos em série, que impedem a passagem de corrente em determinada direção, impedindo qualquer fluxo de corrente, enquanto a tensão aplicada é inferior a 1,4 V (ou seja, 0,7 V por díodo), mas permitindo um fluxo total em caso de falha de terra. Tem-se observado que ainda haverá uma fuga muito menor através dos díodos que pode resultar em corrosão ligeiramente mais rápida que o normal.

Exemplos de corrosão galvânica

Um exemplo comum de corrosão galvânica é a oxidação da lâmina de aço corrugada e zincada, a popular folha de zinco, que se torna generalizada quando o revestimento de zinco de proteção é danificado e o aço subjacente é atacado. O zinco é atacado preferencialmente (chamada popularmente de “ferrugem branca”, porque é menos nobre, mas quando consumido, o enferrujando ocorrerá a sério. Com uma lata, a folha de Flandres, o oposto é verdadeiro porque o estanho é mais nobre do que o aço base, e por isso, quando o revestimento é danificado, o aço é atacado preferencialmente.

A Estátua da Liberdade

Um exemplo bem mais espetacular de corrosão galvânica ocorreu na Estátua da Liberdade, quando a manutenção regular na década de 1980 mostrou que a corrosão galvânica havia ocorrido entre o revestimento exterior, de cobre, a estrutura de suporte de ferro forjado.

Estátua da liberdade, esquema de suas fixações entre revestimento externo e estrutura e seu interior

(panoramio.com, editado a partir de labspace.open.ac.uk, buildingfailures.com).

Embora o problema tinha sido antecipado quando a estrutura foi construída por Gustave Eiffel para o projeto de Frédéric Bartholdi em 1880, o isolamento de goma-laca entre os dois metais falhou ao longo de um período de tempo e resultou em oxidação da estrutura de suporte de ferro. A renovação substituiu o isolamento original com PTFE (teflon). A estrutura estava longe de ser insegura devido ao grande número de conexões não afetadas, mas foi considerada uma medida de precaução para o que é considerado um símbolo nacional dos EUA.[9][10]

A Marinha Real Britânica e o HMS Alarm

Na Inglaterra do século XVII, Samuel Pepys, servindo como secretário do Almirantado, concordou com a remoção do revestimento de chumbo de navios da Marinha Real britânica para evitar a desintegração então misteriosa de seus lemes e cabeças de parafuso de ferro, embora ele tenha confessado ficar perplexo quanto à razão pela qual tal corrosão tenha sido causada.[11]

HMS Alarm (labspace.open.ac.uk).

O problema retornou quando os vasos foram revestidos de cobre. O cobre protetor sobre a fragata HMS Royal Navy separou-se do casco de madeira em muitos lugares, porque os pregos de ferro que tinha sido utilizados para fixar o cobre na madeira tinham ficado fragilizados ao extremo. Uma inspeção mais detalhada revelou que alguns pregos, que eram menos corroídos, foram isolados do cobre em papel marrom que foi preso sob a cabeça do prego. O cobre tinha sido entregue ao estaleiro embrulhado no papel que não foi removido antes que as folhas fossem pregadas no casco. A conclusão óbvia, pois, e aquela que estava contida em um relatório do Almirantado de 1763, foi de que o ferro não deveria ser permitido o contato direto com o cobre na água do mar para evitar a corrosão severa. Mais tarde os navios foram concebidos com isto em mente. Não só foi a água do mar um eletrólito muito bom devido à sua alta concentração de sal, mas o ataque aos pregos incentivado por sua pequena área exposta comparada com a do casco revestido de cobre.[12][13]

“Célula de Lasanha”

Uma “célula de lasanha” é acidentalmente produzida quando os alimentos salgados, como por exemplo a lasanha, são armazenadas em uma assadeira de aço e é coberto com papel alumínio. Depois de algumas horas a folha desenvolve pequenos orifícios onde toca a lasanha, e a superfície de alimentos torna-se coberta de pequenas manchas, composta de resíduos da corrosão do alumínio. Neste exemplo, a comida salgada é o eletrólito, a folha de alumínio o ânodo e o cátodo o recipiente de aço. Se a folha de alumínio só toca o eletrólito em pequenas áreas, a corrosão galvânica é concentrada e corrosão pode ocorrer muito rapidamente.[14]

Corrosão típica produzida pela “célula de lasanha” (www.butlersheetmetal.com).

Compatibilidade galvânica

Frequentemente quando o projeto exige que metais diferentes entrem em contato, a compatibilidade galvânica é obtida pelo acabamento e revestimento. O acabamento e revestimento selecionados facilitam com que materiais diferentes estejam em contato e protejam os materiais de base contra a corrosão.[15]

Ambientes agressivos, como ao ar livre, com alta umidade e ambientes salinos, se enquadram nesta categoria. Normalmente, não deve haver de diferença um valor superior a 0,15 V no “índice anódico”. Por exemplo, o par ouro-prata teriam uma diferença de 0,15V como sendo aceitável. Para ambientes normais, como o armazenamento em depósitos ou em ambientes com temperatura e umidade não controlados, não deve haver mais do que 0,25 V de diferença no “índice anódico”. Para ambientes controlados, em que a temperatura e a umidade são controladas, 0,50 V pode ser tolerado.[15]

Referência [15]

Notas

1. Ponto de orvalho designa a temperatura à qual o vapor de água presente no ar ambiente passa ao estado líquido na forma de pequenas gotas (condensação).

Referências

Obs: Ao ser realizada a transferência dos artigos do Google Knol para o Anottum, houve a perda das referências deste artigo. Assim que possível, sua referenciação será recuperada e aprimorada. Contando com sua compreensão, grato.