Corrosão - Flavio Colmati · nos processos de corrosão, os metais reagem com os elementos não...

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Universidade Federal de GoiásInstituto de Química

Graduação

Disciplina INQ 0021 – Eletroquímica e Corrosão

Prof. Flavio Colmati

Módulo 3 –

Corrosão eletroquímica e

Conversão eletroquímica de energia

Corrosão

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A corrosão pode ser definida como adeterioração de um material,

geralmente metálico, por uma açãoquímica ou eletroquímica do meioambiente aliada ou não a esforçosmecâncos. (V. Gentil)

• Corrosão ocorrer em materiais

– Metálicos

– Não metálicos

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A deterioração de materiais não-metálicosExemplos:

concreto,borracha,polímeros emadeira

devido a ação do meio ambiente, pode ser considerada como corrosão

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Exemplos de corrosão em alguns materiais não metálicos:

i) a deterioração do cimento em concretos, por ação do sulfato.

ii) A perda de elasticidade da borracha devido aoxidação por ozônio

iii) A madeira exposta à solução de ácidos perde a resistência devido à hidrolise da celulose.

Corrosão metálica

• A corrosão é um processo espontâneo

• A corrosão metálica é um processo químico oueletroquímico

acontece na superfície do metal.

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3

A corrosão é uma reação de superfície

possibilidade de controlar a corrosão com o produto dareação.

O produto formado pode agir como uma barreira entre ometal e o meio corrosivo

diminuindo a velocidade de corrosão.

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Peçametálica

Lupa

Produto da corrosão

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Esse caso ocorre quando os produtos da corrosão são:

• insolúveis

• quando os produtos são formados entre as áreas que sofreram e as que não sofreram a corrosão.

• fenômeno é frequentemente observado em reações entre o metal e uma fase gasosa

• Todos os metais estão sujeitos ao ataque corrosivo,

se o meio for suficientemente agressivo:

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O ouro e a platina – são praticamente imune aos meios corrosivos comuns, mas não são resistentes à mistura de HCl com HNO3 (água régia)

O aço inoxidável – bastante resistente a vários meios corrosivos, mas não são resistentes à presença do íon Cl-

O alumínio – resiste a ácidos oxidantes (HNO3), não resistentes à presença do HCl e não resiste a soluções concentradas de NaOH, também não suporta o Hg ou sais de mercúrio.

O cobre – ligas de cobre sobre corrosão em presença de soluções amoniacais e em HNO3 .

O titânio – sofre corrosão em ácido fluorídrico (HF) e é resistente a outros ácidos.

Para aplicações tecnológicas, deve ser levantado um estudo do conjunto metal – meio corrosivo – condições operacionais.

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A corrosão pode ser vista o como:

a reação do metal com outros elementos do meio, no qual o

metal é convertido a um estado não metálico.

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A(metal) + B C(não-metálco) + D(outros produtos)

Quando isso ocorre, o material perde as qualidades essenciais demetal, tais como resistência mecânica, elasticidade, ductilidade.

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A corrosão é a destruição dos materiais metálicos pela ação química ou eletroquímica do meio.

A corrosão corresponde ao inverso dos processos metalúrgicos.

nos processos de corrosão, os metais reagem com oselementos não metálicos presente no meio reacional(geralmente oxigênio ou enxofre), produzindo compostossemelhantes aos encontrados na natureza, dos quais foramextraídos.

Em geral

Corrosão dos metais

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Todos os metais na natureza, exceto metais nobres, existem na forma de minério, que é termodinamicamente mais estável.

A transformação: minério metalé realizada por

processos que envolvem introdução de energia.

Fonte: http://www.iope.com.br/3i_corrosao.php

Manter o metal protegido contra a corrosão envolve uma parcela adicionalde energia a qual pode ser aplicada de várias formas dependendo dascondições e aplicações do metal.

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A corrosão pode ser classificada como: corrosão seca ou corrosão aquosa

A corrosão seca ocorre na ausência da fase líquida, ou acima do ponto de orvalho do ambiente

Vapores e gases são usualmente do agentes corrosivos deste tipo de corrosão.

Corrosão seca é mais frequentemente associada com altas temperaturas, por exemplo, aço de fornos

Os termos corrosão seca ou corrosão quente se refere a reações entre metais e gases a temperatura superiores a 100 oC.

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A corrosão aquosa ocorre na presença da fase líquida, que pode ser água ou não.

A oxidação por oxigênio gasoso, como a corrosão aquosa, é um processo eletroquímico.

A reação é: M + ½ O2 MO

As semi-reações envolvidas nesse processo são:

M M2+ + 2e-

½ O2 + 2e- O2-

Formando a espécie MO nas interfaces metal-óxido e óxido-gás.

Em soluções aquosas, o produto final é a dissolução do metal (na forma de íons) e a espécie O forma íons hidróxidos

Esse é mecanismo que grande parte da corrosão ocorre.

Mecanismo eletroquímico de corrosão

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A característica fundamental do mecanismo eletroquímico é que ele só ocorre na presença de um eletrólito.

Para que a reação de corrosão ocorra é necessário que corram simultaneamente as semi-reações anódica e catódica

Reação anódica – oxidação – libera elétrons Me Mez+ + ze-

Reação catódica – redução – consome elétrons Mez+ + ze- Me

A reação anódica gera a dissolução do metal ou a transformação do metal em outro composto como óxidos ou sulfetos e

A reação catódica reduz espécies do meio sem a participação do metal no sítio ativo onde ela acontece.

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• Exemplos:

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2Fe 2Fe2+ + 4e-

O2 + 2H2O + 4e- 4 OH-

2Fe + O2 + H2O 2Fe2+ + 4OH-

oxidação

redução

global

Sn Sn2+ + 2e-

2H+ + 2e- H2

Sn2+ + 2H+ Sn2+ + H2

oxidação

redução

global

A corrosão pode ser química ou eletroquímica se compõe principalmente daoxidação o mesmo termo é empregado para reações entre o metal e o ar (O2) napresença ou ausência de fase aquosa.

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O mecanismo é similar a uma pilha

Uma pilha de corrosão – requer 4 elementos:

Um sítio ativo anódico – um ânodo

Um sítio ativo catódico – um cátodo

Uma ligação elétrica entre o sítio ativo catódico e o sítio ativo anódico

Um eletrólito em contato com o sítio ativo catódico e o sítio ativo anódico

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A corrosão galvânica ocorre quando:

dois metais diferentes, ou

dois sítios ativos em um mesmo metal

São colocados em contato elétrico e são expostos auma solução condutora de íons.

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• A natureza eletroquímica da corrosão em meio aquoso foi confirmada por Evans na década de 20

Uma experiência ilustra as reações eletroquímicas envolvidas no processo de corrosão do aço carbono.

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Ulick Richardson Evans(1889-1980)

Nessa experiência

uma gota de uma solução de NaCl 3% é colocada sobre umasuperfície finamente lixada de aço carbono.

Essa solução também contem indicador ferricianeto depotássio e fenolftaleína

– O ferricianteto de potássio K₃[Fe(CN)₆] em presença de íons ferrososFe2+ (torna-se azul) Azul da Prússia (C18Fe7N18)

– A fenolftaleína C₂₀H₁₄O₄ na presença de hidroxilas (OH-) fica rosa

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Olhando a gota por cima inicialmente

aparece pequenas áreas

de coloração azul e de coloração rosa distribuídasao acaso sobre a superfície do aço

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8

22

Após um certo período de tempo a distribuição dasáreas altera-se: ficando a área rosa na periferia da gota, a área azul no centro e, aparecendo entre as duas áreas, um precipitado de

coloração marrom

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As reações que ocorrem dentro da gota.

O aparecimento da área azul deve-se à formação de íons ferrosos:

Fe Fe 2+ + 2e-

O aparecimento da área rosa, é devido à formação do íon hidroxila a partir do oxigênio dissolvido na solução:

O2 + 2 H2O + 4e- 4 OH-

Reação anódica

Reação catódica

O elétrons que são gerados pela reação anódica se deslocam através do metal dosítio anódico para o sítio catódico

• Reações na gota – passo a passo

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As reações anódica e catódica acontecem simultaneamenteA passagem da corrente elétrica ocorre através do metal.

A reação catódica consome o oxigênio dissolvido na gota. oxigênio da atmosfera se dissolve na gota a região periférica fica mais rica em O2 a reação catódica para a borda da gota.

A reação anódica concentra-se na região central o acesso do oxigênio é restrito, porque depende da difusão do O2 no líquido.

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25

Fonte: https://sites.google.com/site/scientiaestpotentiaplus/corrosao/corrosao-por-pites

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O precipitado marrom trata-se do produto final do processo corrosivo, mais conhecido como ferrugem

Esse produto é constituído de compostos na forma de FeOOH e Fe3O4.

As reações de formação destes compostos são:

2Fe2+ + 4OH- + ½ O2 2 FeOOH + H2O

8FeOOH + Fe2+ + 2e- 3Fe3O4 + 4 H2O

http://qnesc.sbq.org.br/online/qnesc26/v26a05.pdf

Como ocorre a oxidação em uma peça metálica?

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Muitas destas células ocorrem concomitantemente sobre a superfície do aço.Regiões anódicas e catódicas podem alterar posições, de modo que, macroscopicamente, o que se observa é um ataque uniformemente distribuído.

O que acontece em outras situações, como, aço enterrado no solo?

De modo geral, não existem muitas diferenças.

Em todos os casos em que as reações eletroquímicas predominam a reação anódica consiste na oxidação do metal.

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Corrosão em ligas metálicas

• O que é uma liga metálica ?

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Ligas metálicas são materiais com propriedades metálicas que contêm dois ou mais elementos químicos sendo que pelo menos um deles é metal

29Fonte: https://sergioqueiroz.wordpress.com/2009/07/07/ligas-metalicas/

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• Porque usar ligas metálicas ?

Apesar da grande variedade de metais existentes, a maioria não é empregada em estado puro, mas em forma de ligas com propriedades alteradas em relação ao material inicial, o que visa, entre outras coisas, reduzir os custos de produção.

Composição de algumas ligas metálicas comuns :

Aço — constituído por Fe e C.Aço inoxidável — constituído por Fe, C, Cr e Ni.Joias (de ouro) — constituído por Au (75 %), Ag e/ou Cu (25 %) para o ouro 18K. (O ouro 24K é ouro puro).Amálgama dental (utilizada em obturação) — constituída por Hg, Ag e Sn.Bronze — constituído por Cu e Sn.Latão — constituído por Cu e Zn.

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Corrosão em ligas metálicas

• Quando uma liga corrói, muitas reações anódicasacontecem simultaneamente.

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Exemplo: para uma liga AlCu

As reações anódicas podem ser: Al Al3+ + 3e-

Cu Cu2+ + 2e-

As reações catódicas, também existem várias possibilidades

Redução do hidrogênio em meio ácido

Redução do oxigênio em meio ácido

Redução do oxigênio em meio neutro ou alcalino

2H+ + 2e- H2

O2 + 4H+ + 4e- H2O

O2 + 2H2O + 4e- 4OH-

A reação global do processo de corrosão do aço no ar é:

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4Fe + 3O2 + 2H2O 2Fe2O3.H2O

O processo de corrosão atmosférica do aço carbono consiste, desse modo, de elétrons fluindo dentro do metal e íons fluindo no eletrólito superficial

Muitos diagramas de fase metal-oxigênio indicam vários óxidos binários estáveis. Por exemplo:

a) ferro pode formar nas combinações FeO, Fe2O3 e Fe3O4;b) cobre pode formar CuO Cu2O etc.

Na formação de óxido em metais puros, geralmente todas as fases de óxido são obtidas.

O funcionamento das pilhas eletroquímicas, ou pilhas de corrosão, envolve uma importante grandeza que se denomina “potencial de eletrodo”

33Fonte: http://www.ebah.com.br/content/ABAAABGPoAE/trabalho-sobre-corrosao-metais

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Corrosão

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Termodinâmica

Cinética

Aspectos Termodinâmicos da Corrosão

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A termodinâmica estuda transformações de energia. O estudo termodinâmico de uma reação avalia se a reação é espontânea ou não ∆G

A corrosão é espontânea redução de ∆G

Dada a equação de Nernst

onde

Para soluções diluídas: 1 e a = C

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0,059

É importante conhecer o potencial de equilíbrio de uma semi-reação, uma vez que :

para potenciais menores que o potencial de equilíbrio a tendência é a deposição (redução) de metais,

para potenciais maiores que o potencial de equilíbrio a tendência é a dissolução (oxidação/corrosão)

Considerando um sistema metal/solução aquosa (simplificadamente metal/água)

Os constituintes da água são H+ e OH- e podem ser: reduzidos (evoluindo H2 ) ou oxidados (evoluindo O2).

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Considerando os dados da termodinâmica, Marcel Pourbaix, descobriu a existênciade relações entre o potencial de eletrodo e o pH das soluções,para os sistemas em equilíbrio.

Estas relações foram deduzidas graficamente dando origem aos Diagramas de Pourbaix.

http://www.goens-pourbaix.be/multima-pourbaix/Marcel/Marcel.htm

Marcel Pourbaix 1904-1998

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As reações são:

H2 2H+ + 2e-

H2O + ½ O2 +2e- 2OH-

Aplicando a equação de Nernst, podemos calcular o potencial das semi-reações

H2 2H+ + 2e-

2,3

2

Eo = 0 (definição)n = 2

0 0,059 log log #$como

0 # 0,059$

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Aplicando a equação de Nernst, calcula-se o potencial da semi-reação :

H2O + ½ O2 +2e- 2OH-

0,401 0,059

2

'(1/2

*# 2

Considerando P (O2) = 1atm

0,401 0.059 [OH-] log [OH-] = 14 - pH

0,401 0,059,14 # $-

1,229 – 0,059 pH

0,059

Eo = 0,401 Va = pressão

n = 2

14

40

Temos a variação de E em função do pH

0 # 0,059$

1,229 – 0,059 pHH2O + ½ O2 +2e- 2OH-

H2 2H+ + 2e- (a)

(b)

São duas funções que definem regiões importantes no diagrama de Pourbaix

Diagrama de Pourbaix é o gráfico de pH em função do E

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Estabilidade termodinâmica da água a 25oC e 1 atm de pressão

Pressão de hidrogênio igual a 1atm, a água tende a se decompor por redução

A uma pressão de oxigênio de 1 atm a água tende a se decompor por oxidação

Diagrama de Pourbaix da água.

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Pourbaix traçou as curvas que representam as condições de equilíbrio entre um elemento e seus compostos, definindo os domínios de estabilidade termodinâmica deles. Por exemplo, uma forma simplificada, para o sistema Fe/H2O a 25 oC é:

Diagrama de equilíbrio para o sistema Fe/H2O a 25 oC

15

43

Observa-se no diagrama de Pourbaix do Fe/H2O:

Uma região onde o Fe2+ é estável baixos potenciaiso Fe3+ altos potenciais

onde se produzirá a corrosão

Há outra região de corrosão, em meios muito alcalinos, onde o Fe se dissolve como HFeO2

-

A zona de passividade é caracterizada pela formação de um filme de óxidos estáveis sobre a

superfície do metal. A consequência é, se o filme for bem formado (recobrir toda a superfície),

diminui a taxa de corrosão

Uma região onde o Fe é estável conhecida como zona de imunidade localizada em potenciais mais catódicos (E negativos)

A zona de passividade Fe3O4 menores potenciais Fe2O3 . maiores potenciais

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Para o zinco as zonas de corrosão situam-se na faixa de pH de 0 a aproximadamente 8,5 e do pH 10,5 a 14 e entre essas duas zonas se contra a faixa de passividade. Na parte inferior, encontra-se o campo da imunidade do Zn à corrosão.

Diagrama de equilíbrio para o sistema Zn/H2Oa 25 oC

45http://www.next-energy.de/tl_files/assets/pdf/110324_platinfreie_BZ_fuer_HMI_EN.pdf

Dr. Alexander Dyck Head of Division Fuel Cells

Pourbaix diagram for platinum

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• O diagrama de Pourbaix é muito útil, porém

apresenta limitações é um diagrama termodinâmico.

– Ele reflete as condições de equilíbrio dos metais e seuscompostos, em meio aquoso a 25 oC e sob pressão de 1 atm.

• O seu emprego para elucidar problemas práticos, em queos sistemas fora do equilíbrio e em diferentestemperaturas, pode conduzir a erros graves.

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Formas de corrosão

• A corrosão pode ocorrer em diferentes formas.

• A corrosão pode ser classificadas considerando:

1. aparência ou forma de ataque

2. as diferentes causas

3. mecanismos da corrosão

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• uniforme,

• por placas,

• aveolar,

• puntiforme (pite),

• intergranular,

• intragranular,

• filiforme,

• esfoliação,

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Formas de corrosão

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Formas de corrosão

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• Corrosão uniforme

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A corrosão uniforme ataque de toda a superfície metálica em contato com o meio corrosivo.

A corrosão uniforme é uma das forma de desgaste de mais fácil acompanhamento

A perda de espessura é aproximadamente a mesma em toda a superfície metálica.

Corrosão por Pites

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A corrosão por pites corrosão localizada formação de cavidades de pequena extensão e razoável

profundidade.

Ocorre em determinados pontos da superfície enquanto que o restante podepermanecer praticamente sem ataque.

É um tipo de corrosão de mais difícil acompanhamento

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Corrosão Filiforme

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A corrosão filiforme processa sob filmes de revestimentos, especialmente de pintura.

Acredita-se que ocorre devido a aeração diferencial devido a defeito no filme depintura.

De modo geral o processo corrosivo começa nas bordas, progride unifilarmente

• Empolamento pelo Hidrogênio

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O hidrogênio atômico tem grande capacidade de difusão em materiais metálicos.

Se o hidrogênio for gerado na superfície de um material, ele migrapara o interior e acumula-se em falhas existentes.

O hidrogênio acumulado passa da forma atômica para a molecular e provoca oaparecimento de altas pressões no interior da falha

• Corrosão intergranular

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A corrosão intergranular Acontece quando existe um caminho preferencial para a corrosão na regiãodos contornos de grão. Observando-se que os grãos vão sendo destacados amedida que a corrosão se propaga.

O principal fator responsável pela diferença na resistência a corrosão da matriz (material no meio do grão) e do material vizinho ao contorno é a diferença queapresentam na composição química nestes locais.

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Corrosão Alveolar: se processa na superfície metálica produzindo sulcos ou escavações semelhantes a alvéolos apresentando fundo arredondado e profundidade geralmente menos que o diâmetro.

Esfoliação: se processa de forma paralela à superfície metálica.

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Em torno do cordão de solta: observada em torno de cordão de solta, ocorre em aços inoxidáveis não estabilizados ou com teores de carbono maiores que 0,03% se processa intergranularmente.

Corrosão em placas: se localiza em regiões da superfície metálica e não em toda a extensão, formando placas com escavações

• Meio corrosivo

– atmosfera,

– solo,

– microrganismos,

– água,

– sais fundidos

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Aspectos Cinéticos da Corrosão

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mecanismo eletroquímico da corrosão referência ao potencial de eletrodo que se desenvolve quando o sistema entra em equilíbrio

As condições de equilíbrio fornecem informação sobre a tendência à corrosão

Na prática a velocidade de corrosão é que desperta maior interesse.

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Velocidade de corrosão

A velocidade de corrosão muito influenciada pela condutividade elétrica do eletrólito

Vários fatores que determinam- a criação e- -a distribuição das regiões anódicas e catódicas na superfície do metal,


• A velocidade de corrosão pode ser classificada em:

– Velocidade média de corrosão

– Velocidade instantânea de corrosão

• Ambas são de grande interesse no estudo dos processos corrosivos.

60

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velocidade média de corrosão

pode-se estivar o tempo de vida útil de uma determinada estrutura.

velocidade instantânea de corrosão

pode-se verificar a necessidade de aumentar ou diminuir a concentração de um inibidor em um dado momento.

A velocidade média de corrosão medida pela diferença de peso apresentadas pelo material metálico em um intervalo de tempo de exposição ao meio corrosivo.

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A dimensão dessa medida é :

mg dm-2 dia-1

g m-2 h-1

Massa por área por tempo

Ao registrar a perda de massa em função do tempo, pode-se construir um gráfico com comportamentos distintos

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Curva A – velocidade de corrosão eletroquímica – Ocorre quando a superfície metálica não varia, o produto da corrosão é inerte e a concentração do agente corrosivo é constante.

Curva B – idêntica à Curva A, só que há um período de indução que está relacionado com o tempo gasto pelo agente corrosivo para destruir películas protetoras previamente existentes.

Curva C – velocidade inversamente proporcional à quantidade do produto de corrosão formado. Ocorre quando o produto de corrosão é insolúvel e adere à superfície metálica.

Curva D – velocidade de corrosão cresce rapidamente. Ocorre quando os produtos de corrosão são solúveis e a área anódica do metal aumenta.

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Uma forma de determinar a velocidade de corrosão é através da taxa de penetração da corrosão (CPR – Corrosion Penetration Rate)

./

012

W é a perda de peso após um tempo t de exposiçãoρ é a densidade da substância e A e á área de exposição da substância

K é uma constante e depende das unidades da CPR

CPR em milésimos de polegada por ano (mpy) ; W = 534 ρ = g cm-3; A = in2; t = h

CPR em milímetros por ano (mmpy) W = 87,6 ρ = g cm-3; A = cm2; t = h

Para a maioria das aplicações uma taxa de penetração de corrosão menor que cerca de 20 mpy (0,50 mm/yr) é aceitável.

CPR em milímetros por ano (mmpy) W = 3,65 ρ = g cm-3; A = cm2; t = dia

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Para determinar a velocidade de corrosão instantânea, dispõe-se de métodos capazes de medir uma corrente, a corrente de corrosão, cujo valor pode ser relacionado com a perda de massa, pela lei de Faraday.

m = 34

5

m = massa do metal que se dissolveK = equivalente eletroquímico do metali = corrente de corrosãot = tempoF = Faraday

Como há uma corrente elétrica associada com a reação de corrosão eletroquímica, pode-se expressar a taxa de corrosão em termos de corrente

velocidade de corrosão instantânea

i corr = ia em E corr

Icorr não pode ser medida diretamente

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Icorr é determinada por métodos indiretos

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há corrente sistema está fora do equilíbrio potencialtermodinâmico varia (E = f(i)) devido a polarização eletródica –Equação de Butler-Volmer

Onde η = E - Eeq

η = é o sobrepotencial – ou potencial de corrosão ou potencial misto

A cinética de corrosão não pode ser definida pelo potencial termodinâmicoobtido pela equação de Nernst (sistema em equilíbrio).

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Para ilustrar o fenômeno de polarização, pode-se considerar o exemplo de uma pilha, onde o ânodo é o zinco, o cátodo é o cobre e o eletrólito é uma solução de ácido sulfúrico.

Os eletrodos são colocados próximos o suficiente para que a resistência interna seja de 0,1 Ω.

Medidas experimentais mostram que os potenciais dos eletrodos serão:

E o potencial da célula será Ecel = ECu – EZn = +1,1V

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Como o potencial é 1,1V e a resistência interna é 0,1 Ω, a corrente que flui no sistema é

U = RI

1,1 = 0,1 i i = 11A

Considerando que a área dos eletrodos seja de 5 cm2, a densidade de corrente será: = 11/5 j = 2,2 A cm-2

Esse valor de corrente produz uma corrosão acentuada no eletrodo de Zn

Aplicando a lei de Faraday, pode-se determinar a velocidade de corrosão:

6 71

821

M = massa de metal corroído, j = densidade de corrente, n = número de elétrons, A = massa atômica do metal

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Substituindo os valores na equação

chega-se que o metal corrói 1,23 g cm-2 h-1 .

Entretanto esse valor é cerca de 20-50 vezes maior que o valor determinado experimentalmente.

Isso sugere que algum dado não está correto.

O potencial não é igual ao potencial termodinâmico devido ao fenômeno de polarização

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A relação entre o potencial e a corrente é:

O potencial do zinco tende a aumentar eo potencial do cobre tende a diminuir.

O Zn está sofrendo polarização anódica e o cobre está sofrendo polarização catódica

até que ambos se igualam

• Polarização

pode ser de 3 tipos

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Polarização por concentração

Polarização por ativação

Polarização queda ôhmica

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• Polarização por concentração

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É causada pela variação de concentração que ocorre na área do eletrodo em contato com a solução.

No caso da pilha Zn/CuNa região do Zn, aumenta a concentração de Zn2+ eNa região do Cu, diminui a concentração de Cu2+

Com o aumento da corrente, aumenta a velocidade de dissolução do Zn e de deposição do Cu. Isso exige um maior transporte de massa nas interfaces metal solução:• Zn deixando a superfície• Cu chegando na superfície

Esse processo de transporte é limitado e atinge a corrente limite difusional.

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Corrente limite difusional – O potencial continua aumentando mas não há aumento na corrente

A influencia da polarização por concentração em um sistema eletroquímico pode ser determinada quantitativamente pela lei de Fick

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A relação entre a corrente e o sobrepotencial de ativação foi deduzida por Butler-Volmerpara casos eletroquímicos.

No caso de corrosão, utiliza-se uma analogia às equações de Butler-Volmer, verificada empiricamente por Tafel.

η = a + b log i (lei de Tafel)

Cujos termos tem o seguinte significado

Para polarização anódica

η = aa + ba log i ondeaa = (-2,3 RT/αnF)log icorrba = 2,3 RT /αnF

Para polarização catódica

η = aa + ba log i onde ac = (2,3 RT/(1-α)nF)log icorrbc = 2,3 RT /(1-α)nF

Onde a e b são constantes de Tafel, além disso:R = Constante dos gases, T= temperatura, α = Coeficiente de transferência, n = número de oxidação da espécie eletroativa, F = Faraday. i = densidade de corrente medida, icorr = corrente de corrosão, η = sobrepotencial em relação ao potencial de corrosão (E – Ecorr)

• Polarização por ativaçãoA polarização por ativação é decorrente de uma barreira de ativação energética existente para que ocorra a transferência de carga (energia de ativação)

26

76

A representação gráfica da lei de Tafel é:

Um método aplicado para esse fim baseia-se na extrapolação das retas de Tafel.Não é válido para todos os metais e ligas.

• Polarização por queda ôhmica

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A polarização ôhmica resulta em uma queda iR, onde i é densidade de corrente e R é qualquer resistência à transferência de carga

ηΩ = R i

Influencia da polarização na velocidade de corrosão

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Observou-se que os potenciais dos eletrodos variam com a passagem de corrente.

Nos casos de corrosão eletroquímica, os metais apresentam, na superfície, regiões• anódicas e • cátodicas

a velocidade de corrosão dependerá da forma das curvas de polarização anódica e catódica

A influência das curvas na velocidade pode ser de diferentes formas:

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Predominantemente anódica.

Predominantemente catódica. catódica e catódica

Corrosão Microbiana (microbiológia)

A corrosão induzida por microrganismos, tambémchamada microbiana ou microbiológica, é aquelaonde a corrosão do material metálico acontece sobinfluencia de microrganismos, tais como:

• bactérias, (corrosão bacteriana) (maioria dos casos)

• algas e

• fungos

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Casos relacionados com a deterioração microbiana podemaparecer em diversos materiais, metálicos ou não metálicos.

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Passivação

O que é?

Passivação é a modificação do potencial de corrosão de um eletrodo, no sentido de menor atividade

Mais catódico = mais nobre

A passivação acontece devido a formação de um filme de produto da reação de corrosão, este filme é denominado passivante.

28

82

Os principais metais e ligas metálicas que formam filme passivante são:

Cr Ni, Ti, aço inox são passivantes na maioria dos meios corrosívos e na atmosfera.

Chumbo se passiva em ácido sulfúrico

Pb + H2SO4 PbSO4 +2e- + 2H+

A maioria dos metais se passiva em meio básico. Exceção : metais anfóteros (Sb, Sn, Pb, Zn, Al)

83

Fe se passiva em ácido nítrico concentrado e não se passiva em ácido nítrico diluído.

É possível verificar com um experimento simples:

Ao colocar uma peça de aço em HNO3 concentrado observa-se desprendimento de bolhas (H2(g), mas após um tempo a reação para (não há desprendimento de hidrogênio)

Mesmo que a peça seja colocada em outro ácido (HCl) ela não é atacada (não corrói) – fica passivada

H2(g)

HNO3

84

Por outro lado, em ácido sulfúrico, o Fe é atacado e se corrói completamente.

Também é possível verificar com um experimento simples:

As reações são:2H+ + 2e- H2 (g) (desprendimento de hidrogênio)Fe + 2H+ Fe2+ + 2e- (oxidação do Ferro)

Fe2+ + 2H+ Fe2+ + H2(g) (reação global)

Ao se colocar uma peça de ferro em ácido sulfúrico observa-se o desprendimento de bolhas (H2(g))

H2

H2SO4

29

85

Curvas de polarização

Potenciostático

Galvanostático

Curvas de polarização é quando se aplica um sobrepotencial ao eletrodo, o que modifica o potencial em relação ao potencial de equilíbrio.

A curva de polarização pode ser obtida de dois modos.

86

Galvanostático

No modo galvanostático controla-se a corrente que circula no sistema. Para controlar a corrente usa-se um conjunto de resistências, e mede-se a variação do potencial.

Esse procedimento é bastante simples e antigo.

87

Potenciostático

No modo potenciostático é controlado o potencial e mede a corrente que flui através do eletrodo.

Para esse procedimento é necessário um potenciostáto, esse aparelho pode controlar e variar o potencial no sentido anódico ou catódico em relação ao eletrodo de referência.

30

88

A curva de polarização obtida galvanostaticamente é semelhante à curva de polarização obtida potenciostáticamente.

Potencial anódico e catódico

Curva de polarização anódica e catódica

Característica de metais que não se passivam

89

Curva de polarização anódicade um metal que se passiva

Os fenômenos de polarização assumem grande importância na cinética de corrosão eletroquímica.

Proteção contra a corrosão

• Os materiais metálicos podem ter resistência própria contra a corrosão.

• técnicas de proteção contra a corrosão

tendem ampliar essa resistência

90

31

• A resistência dos metais, contra a corrosão,

associada ao fato de mesmo quando exposto ao meio corrosivo apresentam baixas taxas de corrosão.

• Controlar a corrosão consiste em controlar a velocidade de corrosão, ou seja, a velocidade de desgaste (degradação) da peça

91

• Controlar a corrosão eletroquímica

paralisar ou diminuir a intensidade das pilhas de corrosão.

Os fenômenos mais importantes na resistência à corrosão são a polarização e a passivação.

92

Fenômenos de passivação conferem ao material um comportamento de maior nobreza podem ser acelerados pelo uso de proteção anódica e modificação no meio corrosivo, como o pH.

93

O controle da corrosão eletroquímica pode ser anódico, catódico ou misto

Fenômenos de polarização que acompanham os processos corrosivos podem ser acelerados com inibidores, proteção catódica, revestimentos, outros

32

• Alguns materiais tem baixa resistência à corrosão e são muito utilizados. – A resistência desses materiais pode ser ampliada com técnicas de

proteção anticorrosiva que promovem a passivação ou a polarização do metal.

• Algumas das técnicas utilizadas para aumentar a resistência contra a corrosão são: – revestimentos,

– inibidores de corrosão,

– modificação do meio,

– proteção catódica, p

– roteção anódica e

– controle de projeto.

94

revestimento

• Os revestimentos uma película colocada sobre o metal.

• Esse revestimento fica entre o metal e o meio corrosivo ampliando a resistência contra a corrosão do metal.

• Essa película pode dar ao material um comportamento mais nobre, como é o caso das película metálicas mais catódicas que o metal base (placa).

95

Inibidores de corrosão

• O uso de inibidores de corrosão técnica utilizada, principalmente quando o meio corrosivo é líquido e trabalha em circuito fechado.

• Os inibidores são compostos químicos adicionado ao meio que promevem polarização anódica ou catódica, ou são formadores de película que aumentam a resistência de contato das áreas anódicas e catódicas das pilhas de corrosão

96

33

• Mecanismo de atuação do inibidor

• Geralmente são compostos contendo N ou Sna estrutura ficam fortemente adsorvido na superfície metálica provocando um bloqueio da superfície e afetando a velocidade de corrosão.

97

Alguns tipo de inibidores são:

• Inibidor anódico – composto que formam produtos insolúveis nas área anódicas, produzindo polarização anódica

• Inibidor catódico – compostos que formam produtos insolúveis nas áreas catódicas, produzem polarização catódica

• Inibição por barreira – são compostos que tem a propriedade de formar película por adsorção na superfície metálica

• Sequestradores de oxigênio – são compostos que reagem com o oxigênio promovendo desaeração do meio corrosivo.

98

99

Principais aplicações de inibidores:Destilação de petróleoTratamento de águaSistemas de oleodutos e gasodutos

34

Técnicas de modificação do meio corrosivo

• Além dos inibidores outras técnicas importantes de modificação do meio são:

– desaeração e o controle do pH.

• A desaeração retirada do oxigênio,

– O2 é um agente despolarizante, com a retirada de O2 favorece a polarização catódica e diminui a intensidade do processo corrosivo.

100

Controle de corrosão na fase de projeto

• O aumento da resistência à corrosão proteção anticorrosiva adotadas na fase de projeto é uma das mais importantes formas de controle de corrosão.

• Este aumento de resistência pode ser obtido por duas formas:

– Adotando práticas que minimizem os problemas de corrosão

– Utilizando técnicas de proteção corrosiva

101

Técnicas de proteção anticorrosiva

• Materiais metálicos resistentes a corrosão formam películas protetoras.

– Projetar materiais que formem películas protetoras em um determinado meio corrosivo

• Por exemplo – adição de cromo em aços aumenta a resistência à corrosão (em função da temperatura)

102

35

Cromo (%) Temperatura (oC)

0,75 -1,0 540

2 - 3 600

4 – 6 650

7 – 9 700

13 – 16 750

17 – 20 850

21 – 24 1000

22 – 25 1100

103

A adição de Cromo ao aço aumenta a resistência contra a corrosão em elevadas temperaturas

A adição de Ni nos aços também aumenta a resistência à corrosão em atmosferas oxidantes livres de enxofre.

Práticas que minimizam a corrosão

• Fendas – podem acumular sujeira e umidade

104

• Solução – utilizar perfil T ou outra geometria


• Fendas – umidade penetra nas fendas

105

• solução – utilizar selante, ou cordão de soldas

36


• Frestas – Potencial ponto de corrosão

106

• solução – Eliminar frestas por soldagem ou selante


• Posicionamento das peças

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Desfavorável(potencial corrosão)

Favorável


• Reforços acumulam água e sujeira

108

• Solução – remover o acúmulo de água e sujeira

37


• Cantos vivos e soldas descontínuas

109

• Solução - Cantos arredondados e soldas contínuas


• Revestimentos

– A pintura de uma peça metálica com resina polimérica desfavorece a formação de uma célula galvânica responsável pelo processo corrosívo.

– A película orgânica superfície do metal impermeável à umidade diminui quantidade de eletrólito aumenta o efeito resistivo (proteção ohmica)

110


• Revestimentos

– O recobrimento da superfície por um metal mais nobre impede o contato direto do metal de base com o ambiente corrosivo.

Metal mais nobre tem um potencial de oxireduçãosuperior ao metal base.

Neste caso o efeito é o deslocamento da curva anódicapara cima.

111

38

Conversão eletroquímica de energia

A configuração mínima para um sistema eletroquímicoprático é dois eletrodos e um eletrólito

– célula unitária –

112

No ânodo ocorre areação de oxidação.

No cátodo ocorre areação de redução.O eletrólito participa do

processo de transportede cargas.

• Genericamente, as reações são:

113

O + n1e- P1 (processo de redução, cátodo)

R P2 + n2e- (processo de oxidação, ânodo)

A reação total da célula balanceada eletricamente é:

n2O + n1R n2P1 + n1P2 (reação total)

Essa reação pode ser espontânea ou não,Depende da variação de energia livre (∆G)

Célula EletroquímicaCélula eletroquímica: é um sistema contendo dois sítios distintos

reacionais conectados por um condutor iônico.

114

Célula eletrolítica: converte energia elétrica em energia química. Reações químicas acontecem devido ao consumo de energia.

Célula galvânica: converter energia química em energia elétrica. Reações químicas espontâneas acontecem e geram trabalho útil.

Modos de operação

39

115

1ª Geração: Célula eletroquímica não-recarregável

2ª Geração: Célula eletroquímica recarregável

3ª Geração: Célula Combustível

Conversores eletroquímicos de energia(células galvânicas)

• Baterias primárias

– Distingue das outras por serem não recarregáveis

– São sistemas eletroquímicos que fornecem trabalho útil a partir de reagentes contido do seu interior. Uma vez que acabar os reagentes, o sistema é descartado.

– Esses sistemas são conhecidos como pilhas.

– Existem três tipos de pilhas primárias , as quais são formadas por Zn e dióxido de manganês.

116

• A Célula de Leclanché ou zinco/carbono (Zn/C)

Eletrodos :

Ânodo :uma lâmina de Zn

Cátodo: bastão de carbono

Eletrólito: pó de MnO2 misturado com carbono

117

1860

Nerilso Bocchi et al. QN Esc n11, 2000

40

Célula eletroquímica não recarregável (ácida)

118

Reações:

Polo Negativo – Ânodo: Zn (s) +2NH4Cl(aq) + 2 OH- → Zn(NH3)2Cl2(s) +2H2O+ 2 e-

Polo positivo – Cátodo: 2 MnO2(s) +2H2O(l)+ 2e- → 2 Mn2OOH(s) + 2OH-

Reação global: Zn (s) + 2 MnO2(s) + 2 NH4Cl(aq) → Zn(NH3)2Cl2(s) + 2 Mn2OOH(s)

∆G = -nFE∆G = -2 96500 1,5∆G = - 289500 J mol -1

Potencial (E) = 1,5 V

E oc medido = 1,55 – 1,74V

As reações que ocorrem durante a descarga são complexa e não foram completamente elucidadas.

As reações básicas são:http://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/pilha-seca-leclanche.htm

• As pilhas alcalinas que funcionam com os mesmos componentes,

• utilizando um eletrólito alcalino (NaOH ou KOH)

119

ReaçõesZn(s) + 2OH–

(aq) → Zn(OH)2(s) + 2e–

2 MnO2(s) +2H2O(l)+ 2e- → 2 Mn2OOH(s) + 2OH-

Reação global: Zn(s) + 2MnO2(s) + 2H2O(l) → Zn(OH)2(s) + 2MnOOH(s)

Nerilso Bocchi et al. QN Esc n11, 2000

E oc = 1,55 V

Pilha de lítio/dióxido de manganês

• Lítio / MnO2

120

Muitos sistemas foram propostos durante o desenvolvimento, poucos se mantiveram (mais simples) – três tipos de cátodos com ânodos de Li destacam

41

121

Baterias primárias que usam: ânodo o lítio metálico e catodo três grupos de compostos:

(i) sólidos com baixa solubilidade no eletrólito (cromato de prata -Ag2CrO4, dióxido de manganês -MnO2, óxido de cobre - CuO, sulfeto de cobre -CuSetc.);

(ii) produtos solúveis no eletrólito (dióxido de enxofre -SO2) e;(iii) líquidos (cloreto de tionila -SOCl2, cloreto de sulfurila -SO2Cl2 e cloreto de

fosforila -POCl3).

Devido à alta reatividade do lítio metálico com água, todas as pilhas de lítio empregam eletrólitos não aquosos em recipientes hermeticamente selados.

O processo de descarga destas pilhas consiste nas reações de oxidação do lítio metálico e de redução do óxido metálico,

122

Baterias

https://www.somaovivo.org/artigos/pilhas-baterias-e-o-pobre-do-nosso-bolso/

http://www.geocities.ws/hifi_eventos/pilhasecas.html

• Baterias secundárias

– São baterias recarregáveis e podem ser reutilizadas muitas vezes.

– Como regra geral – um sistemas eletroquímico é considerado secundário quando é capaz de suportar 300 ciclos completos com 80% da sua capacidade.

123

Algumas baterias secundárias são: chumbo/óxido de chumbo (chumbo/ácido), cádmio/óxido de níquel (níquel/cádmio),hidreto metálico/óxido de níquel e íons lítio

42

Bateria chumbo/ácido

• Chumbo/óxido de chumbo (chumbo/ácido)

– A história destas baterias começou em 1859, quando o físico francês Raymond Gaston Planté construiu o primeiro sistema recarregável.

– A estrutura é:

124http://razoesparaacreditar.com/negocios/cientistas-conseguiram-transformar-bateria-velha-de-carro-em-paineis-solares/

1834-1889https://commons.wikimedia.org/wiki/File:Gaston_Plante_portrait.jpg?uselang=pt-br

• No catodo o dióxido de chumbo (PbO2) reage com ácido sulfúrico:

125

• No anodo chumbo reage com íons sulfato formando sulfato de chumbo:

• A reação global:

PbO2(s) + 4H+(aq) + SO42–(aq) + 2e– → PbSO4(s) + 2H2O(l)

Pb(s) + SO42–(aq) → PbSO4(s) + 2e–

Pb(s) + PbO2(s) + 2H2SO4(aq) → 2PbSO4(s) + 2H2O(l)

Potencial (E) ≅ 2,0 V

Bateria de Chumbo durante o processo de descarga

• A principal aplicação das baterias chumbo/ácido é a automotiva. um vaso contem 6 ânodos e 5 cátodos arranjados de forma alternada,começando e terminando com um anodo. Estes onze eletrodos são conectadosem paralelo e, portanto, cada vaso fornece um potencial de cerca de 2 V. Os seisvasos são então conectados em série e a bateria fornece um potencial deaproximadamente 12 V

126

Outras aplicações:IndustriaisVeículos elétricosHospitalaresTelefoniaComputadores Luzes emergenciais

http://qnint.sbq.org.br/qni/popup_visualizarConceito.php?idConceito=45&semFrame=1

http://brasilescola.uol.com.br/quimica/bateria-chumbo-dos-automoveis.htm

http://pilhasbaterias.blogspot.com.br/2011/08/baterias.html

43

Baterias de cádmio/óxido de níquel

• Cádmio/óxido de níquel (níquel/cádmio)

– Foi proposta pelo sueco Waldemar Jungner em 1899

127

O anodo liga de cádmio e ferro

O catodo hidróxido(óxido) de níquel(III)

Os eletrodos ficam imersos em uma solução aquosa de hidróxido de potássio com concentração entre 20% e 28% em massa

http://www.upsbatterycenter.com/blog/waldemar-jungner/

• Durante o processo de descarga:

128

• no catodo: o hidróxido(óxido) de níquel(III) é reduzido a hidróxido de níquel(II) hidratado

• A reação global:

Cd(s) + 2OH–(aq) → Cd(OH)2(s) + 2e–

2NiOOH(s) + 4H2O(l) + 2e– → 2Ni(OH)2.H2O(s) + 2OH–(aq)

Cd(s) + 2NiOOH(s) + 4H2O(l) → Cd(OH)2(s) + 2Ni(OH)2.H2O(s)


no anodo: o cádmio metálico é oxidado a hidróxido de cádmio

• Vantagens:

– apresentam correntes elétricas relativamente altas,

– potencial quase constante,

– capacidade de operar a baixas temperaturas

– e vida útil longa.

• Desvantagens:

– Alto custo de produção

– Uso de Cd – impacto ambiental

129

Propulsionou a substituição pelas baterias hidreto metálico/óxido de

níquel que tem características semelhantes.

44

baterias hidreto metálico/óxido

• principal diferença baterias hidreto metálico/óxido de níquel usam o hidrogênio absorvido na forma de hidreto metálico no anodo.

• reação de descarga desse eletrodo é a oxidação do hidreto metálico regenerando o metal, que na realidade é uma liga metálica

130

MH(s) + OH–(aq) → M(s) + H2O(l) + e–

NiOOH(s) + 2H2O(l) + e– → Ni(OH)2.H2O(s) + OH–(aq)

reação global de descarga da bateria hidreto metálico/óxido de níquel

MH(s) + NiOOH(s) + H2O(l) → M(s) + Ni(OH)2.H2O(s)


Baterias de íons lítio

• Assim denominada, porque usa, em vez de lítio metálico, apenas íons lítio, presentes no eletrólito na forma de sais de lítio dissolvidos em solventes não aquosos.

131

• Durante o processo de descarga,

– os íons lítio migram do anodo para o catodo

• os materiais dos eletrodos são formados geralmente por compostos de estrutura aberta (denominados compostos de intercalação), que permitem a entrada e saída de íons lítio.

• No anodo, comumente usado o grafite apresenta estrutura lamelar e é capaz de intercalar reversivelmente os íons lítio entre suas camadas de carbono sem alterar significativamente sua estrutura

132

• O catodo geralmente, um óxido de estrutura lamelar

(LiCoO2, LiNiO2 etc.) ou espinel (LiMnO2), sendo o óxido de cobalto litiado o material mais frequentemente usado.

45

133

• Durante a descarga da bateria:

• no anodo oxidação do carbono e liberação de íons lítio

• No catodo o cobalto se reduz na estrutura do óxido

• reação global :

LiyC6(s) → C6(s) + yLi+(solv) + ye–

LixCoO2(s) + yLi+(solv) + ye– → Lix+yCoO2(s)

LixCoO2(s) + LiyC6(s) → Lix+yCoO2(s) + C6(s)

Potencial (E) ≅ 3,0 – 3,5 V

• Vantagens:

– bom desempenho e segurança

– Materiais de baixa densidade

134

• Polarização eletródica

135

i = 0E = 1,1V

i ≠ 0 E ≠ 1,1 V

http://www.iope.com.br/3i_corrosao_2.php

46

Células a combustível• Células a combustível são conversores de energia

química em energia elétrica (similar a pilhas e baterias).

136

São sistemas eletroquímicos composto por dois eletrodos e um eletrólito:

Um ânodo (-)Um cátodo (+)Um condutor de íons

Os elétrons são aproveitados em um circuito elétrico externo gerando trabalho útil

Células a combustível

• Willian Robert Grove – 1839 – inventou a célula a combustível.

137

http://nptel.ac.in/courses/103102015/

1811-1896

138

O ânodo é alimentado com o combustível.

Diferente das pilhas e baterias:

As células a combustível são alimentadas constantemente com os reagentes (o combustível e o oxigênio) durante o funcionamento

o combustível é oxidado no ânodo

O cátodo é alimentado com o oxigênio (ou ar).

o oxigênio é reduzido no cátodo

47

classificação

As células a combustível são classificadas de acordo com o eletrólito que utilizam e a temperatura de operação.

139

Célula Eletrólito Temperatura / oC

PAFC Acido fosfórico 180-210

PEMFC Acido sulfônico em polímero

60-110

MCFC Carbonato de lítio e potássio

630-650

SOFC Zircônio de Ytria 900-1000

PEMFCFuncionamento

140

Ânodo: 4H2 4H+ + 4e-

Cátodo: 2O2 + 4H+ + 4e- 4H2O

Global: 2H2 + O2 H2O + Energia + CalorPotencial (E oc) = 1,23 V

PEMFCEstrutura

141http://fuelcellscience.asmedigitalcollection.asme.org/article.aspx?articleid=1472371

48

142http://www.hydrogen-fuelcells.com/2012/10/polymer-electrolyte-membrane-fuel-cells.html

PEMFCEstrutura

Catalisadores / Eletrodos

143

Materiais eletródicos

Ânodo: PtRu, PtSn, PtMo etc

Cátodo: PtNi, PtCo, PtFe

144

http://advances.sciencemag.org/content/1/7/e1500564.full

49

145

http://www.ika.rwth-aachen.de/r2h/index.php/Introduction_to_PEFC_Operation.html

146https://www.comsol.com/blogs/why-car-batteries-perform-poorly-in-cold-weather/

Polarização eletródica

alimentação

147

http://hy-generation.com/3pemfc.html

http://www.memoireonline.com/01/13/6842/m_Etude-dun-systeme-energetique--pile-combustible-destine--une-application-residentielle2.html

50

148

Células a combustível de álcool direto

• DAFC

– Similar a PEMFC entretanto o ânodo é alimentado com solução alcoólica diretamente.

– O álcool é oxidado na superfície do catalisador formando H+ que é transportado pelo eletrólito até o cátodo e os elétrons que são aproveitados no circuito externo.

149

150

ReaçõesCH3OH CHOOH CO + CHX CO2 + H2OO2 + H+ + e- H2O

DMEF (metanol)

51

DEFC (etanol)

151

ReaçõesCH3CH2OH CH3CHOH CH3COOH CO + CHX CO2 + H2OO2 + H+ + e- H2O

PAFC

152

PAFC have been used for stationary power generators with output in the 100 kW to 400 kW range and they are also finding application in large vehicles such as buses

At an operating range of 150 to 200 °C, the expelled water can be converted to steam for air and water heating (combined heat and power). This potentially allows efficiency increases of up to 70%.

PAFCs are CO2-tolerant and even can tolerate a CO concentration of about 1.5 percent, which broadens the choice of fuels they can use

AFC

153

AFCs were used on Apollo space missions to provide electricity for the on-board needs of the shuttle. In addition to this, the major advantage of AFCs is that pure hot water is produced as the ‘waste’ product

Like PEM fuel cells, AFC's operate on pure hydrogen but have a lower power density.

Theoretical efficiency of Alkaline fuel cells is better than that of PEM. A typical Alkaline fuel cell will have an electrical efficiency of ~50%, though 60% has been achieved by UTC Power, who supply Alkaline fuel cells to NASA’s Space Shuttle Fleet.

There are both low temperature and high temperature AFC’s. Low temperature AFC’s operate at temperatures as low as 25°C up to 75°C. High temperature AFC’s operate at 100°C up to 250°C

52

MCFC

154

Molten Carbonate Fuel Cells is fuel cell, whichdoesn’t need pure hydrogen as the fuel since thisfuel cell has ability to convert fossil fuel intohydrogen rich gas

MCFC is fuel cell that operates at extreme temperature from 600 degree Celsius or about 1200 degree Fahrenheit and above.

It requires high temperature since electrolyte used on this fuel cell is lithium potassium carbonate salt that will melt at high temperature into molten state.

Now, we know why they called it molten carbonate. High temperature make it low cost due to they do not need expensive catalyst on the electrode. Many low temperature fuel cells require platinum catalyst material. We all know that platinum is precious metal with very expensive price

155http://www.iq.usp.br/fmvichi/html/Eletroquimica.pdf

• A eficiência de conversão eletroquímica de energia pode ser determinada conhecendo os valores de ΔG e ΔH.

• Valores teóricos e em circuito aberto. (não se leva em consideração o potencial da célula, a corrente que flui e a potencia gerada).

156

53

157https://globalpr.hyundai.com/prCenter/news/newsView.do?dID=48

Hyundai Unveils Tucson / ix35 Hydrogen Fuel Cell Electric Vehicle

Hyundai unveiled its Tucson/ ix35 Hydrogen Fuel Cell Electric Vehicle (FCEV) at the 2010 Geneva Motor Show today, moving another step closer to the commercialization of hydrogen fuel cell electric vehicles.

https://fuelcellsworks.com/archives/2010/03/04/hyundai-unveils-tucson-ix35-hydrogen-fuel-cell-electric-vehicle-at-the-2010-geneva-motor-show/

158

http://electrical-engineering-portal.com/getting-electricity-from-solid-oxide-fuel-cell

Corrosão - Flavio Colmati · nos processos de corrosão, os metais reagem com os elementos não...

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