Corrosão aquosa

A corrosão se refere à alteração de um objeto manufaturado pelo meio ambiente . Os exemplos mais conhecidos são as alterações químicas dos metais na água - com ou sem oxigênio - como a ferrugem do ferro e do aço ou a formação de verdete no cobre e suas ligas ( bronze , latão ). Essas alterações químicas são agrupadas sob o termo corrosão aquosa . Devem-se a efeitos de vários tipos: dissoluçãometais na água, aparecimento de células eletroquímicas , existência de gradientes de concentração , aeração diferencial ou corrosão. No geral, a corrosão aquosa é um fenômeno com um impacto econômico muito significativo, exigindo uma ampla variedade de meios de proteção dos metais .

Corrosão generalizada: a dissolução de metais

A corrosão dos metais consiste essencialmente na sua oxidação , que é um “retorno ao estado natural. No entanto, a oxidação não é necessariamente a combinação de um elemento com o oxigênio . Mais geralmente, é uma reação química durante a qual um composto considerado cede elétrons .

Por exemplo, o ferro oxida na presença de oxigênio no ar para formar diferentes tipos de óxidos de Fe (III) mais ou menos hidratados , incluindo em particular hematita (Fe 2 O 3) (caso mais simples de óxido anidro), conforme ilustrado esquematicamente abaixo:

Oxidação de ferro (normalizado para 12 elétrons): 4 Fe→4 Fe3++12 e-{\ displaystyle {\ begin {matrix} & \\ 4 ~ Fe & {\ overrightarrow {\ qquad}} & 4 ~ Fe ^ {3 +} + 12 ~ e ^ {-} \\\ end {matrix}}} Redução de oxigênio (normalizada para 12 elétrons): 3 O2+12 e-→6 O2-{\ displaystyle {\ begin {matrix} & \\ 3 ~ O_ {2} + 12 ~ e ^ {-} & {\ overrightarrow {\ qquad}} & 6 ~ O ^ {2 -} \\\ end {matrix }}} Reação geral: 4 Fe+3 O2→2 Fe2O3{\ displaystyle {\ begin {matrix} & \\ 4 ~ Fe + 3 ~ O_ {2} & {\ overrightarrow {\ qquad}} & 2 ~ Fe_ {2} O_ {3} \\\ end {matrix}} }

A hematita pode ser descrita como um cristal iônico (Fe 3+ 2 , O 2− 3 ), o que não é totalmente correto, mas fornece uma boa abordagem para o fenômeno da oxidação. Durante a reação, o ferro cede elétrons: diz-se que está oxidado (seu estágio de oxidação aumenta de 0 para 3+). O oxigênio captura elétrons: diz-se que está reduzido (seu estágio de oxidação diminui de 0 para 2).

A corrosão de metais em meio aquoso resulta da oxidação do metal, mas não necessariamente pelo oxigênio do ar que está dissolvido na água: a oxidação também pode ocorrer com outras espécies químicas, em particular prótons hidratados: H + ou H 3 Íons O + .

No entanto, é importante observar a formação de outras formas de óxidos de ferro como a magnetita Fe 3 O 4 com estrutura espinélica e que é um óxido misto de ferro (II) e ferro (III). Este produto é estável em água, inclusive na ausência de oxigênio, de acordo com o diagrama de Pourbaix .

Quando o ferro é imerso em uma solução ácida ( pH <7 ), o ferro se dissolve com a evolução do hidrogênio . Na verdade, esta é uma versão acelerada da corrosão em um meio aquoso na ausência de oxigênio:

2 Fe→2 Fe3++6 e-{\ displaystyle {\ begin {matrix} & \\ 2 ~ Fe & {\ overrightarrow {\ qquad}} & 2 ~ Fe ^ {3 +} + 6 ~ e ^ {-} \\\ end {matrix}}}6 H3O++6 e-→6 H2O+3 H2{\ displaystyle {\ begin {matrix} & \\ 6 ~ H_ {3} O ^ {+} + 6 ~ e ^ {-} & {\ overrightarrow {\ qquad}} & 6 ~ H_ {2} O + 3 ~ H_ {2} \\\ end {matriz}}}2 Fe+6 H3O+→2 Fe3++6 H2O+3 H2{\ displaystyle {\ begin {matrix} & \\ 2 ~ Fe + 6 ~ H_ {3} O ^ {+} & {\ overrightarrow {\ qquad}} & 2 ~ Fe ^ {3 +} + 6 ~ H_ { 2} O + 3 ~ H_ {2} \\\ end {matriz}}}

Os íons Fe 3+ passam então para a solução aquosa e são solúveis em condições ácidas (pH muito baixo). Se o valor do pH aumenta, os íons Fe 3+ se hidrolisam e se combinam com os íons OH - produzidos pela autoprotólise da água e formam hidróxidos ou oxi-hidróxidos de Fe (III), como Fe (OH) 3 ou FeO (OH).

Essa oxidação por prótons presentes na água é rápida em meio ácido. Continua possível, embora muito mais lento, em solução neutra ( pH = 7 ), mas desacelera consideravelmente em condições muito básicas ( pH > 10 ). A razão é que o número de prótons capazes de aceitar elétrons diminui drasticamente em pH alto e também que a solubilidade de hidróxidos e óxidos é muito baixa em condições básicas (efeito de íons comum com OH - ).

A corrosão uniforme da superfície do ferro pelo oxigênio dissolvido na água ou após a oxidação pelos prótons da água (na ausência de oxigênio) leva à corrosão generalizada do objeto ou peça metálica. A presença de água na superfície do metal e a umidade do ar também aceleram os processos de corrosão, aumentando a mobilidade dos íons dissolvidos na fase aquosa. Em um ambiente muito seco, a oxidação do ferro e do aço é muito mais lenta, porque o transporte de íons é muito mais lento ou inexistente. O aumento da concentração de sais dissolvidos na água (eletrólitos, por exemplo, NaCl) também promove processos de corrosão (consulte corrosão localizada e corrosão por pite abaixo). Água e umidade, portanto, desempenham um papel importante nos processos de corrosão onde a fase aquosa participa ativamente dos mecanismos de oxidação.

A oxidação de metais também pode ocorrer diretamente na interface metal / gás sem necessariamente passar por um processo de dissolução. Assim, o oxigênio reage diretamente com o alumínio para formar uma camada de óxido ( alumina , Al 2 O 3 ). Se esta camada for contínua (ou seja, ininterrupta, sem rachaduras ou perfurações), compacta (ou seja, densa, porosidade muito baixa) e aderente (sem bolhas ou delaminação), é muito pouco permeável ao oxigênio e, assim, protege a parte de oxidação. O transporte de oxigênio gasoso através do filme de óxido é desprezível: nenhuma advecção ou difusão do O 2 gasoso dentro do filme de Al 2 O 3 cobrindo uniformemente a superfície do alumínio metálico sob a adjacente. O metal é então considerado passivado. Uma parte passivada continua a oxidar, mas a uma taxa extremamente lenta, a chamada camada de óxido "passiva" atuando como uma tela. A peça é, portanto, considerada protegida contra a corrosão de forma durável.

A estabilidade do ferro na água depende de:

• o pH , que determina a concentração de íons H 3 O + na água;
• do potencial elétrico da parte de ferro em relação à solução, que determina a capacidade dos elétrons de deixarem o ferro.

Podemos, assim, traçar um diagrama de potencial- pH ( E h , pH ), indicando as zonas de estabilidade do ferro (Fe), as zonas de estabilidade do íon Fe 2+ (ou "íon ferro II"), as zonas de estabilidade de o íon Fe 3+ (ou “íon ferro III”) e as zonas de passivação. É, portanto, uma espécie de "mapa", as áreas delimitadas por bordas indicando os pares de valores ( E h , pH ) para os quais uma espécie é estável. Este diagrama é chamado de diagrama de Pourbaix e pode ser desenhado para todos os metais.

Para saber se um material é adequado para um meio, basta olhar o diagrama de Pourbaix deste material. Se o torque ( E h , pH ) estiver em uma zona de estabilidade, o material está protegido contra corrosão generalizada.

Corrosão galvânica (célula eletroquímica)

Em geral

Uma célula eletroquímica é criada quando dois metais de tipos diferentes são colocados em contato. Um dos metais se oxida e se dissolve (ânodo), enquanto no outro metal ocorre uma redução (cátodo) e, eventualmente, a formação de uma camada de produtos de reação (as espécies químicas na solução são reduzidas e se depositam, em particular depósito calcomagnesiano ) Falamos sobre corrosão galvânica. Este fenômeno explica:

• o princípio de “proteção catódica por ânodo de sacrifício  ”: é criada uma célula eletroquímica que impõe uma direção de deslocamento aos elétrons para evitar a reação de corrosão; o ânodo se dissolve (é sacrificado) e o cátodo permanece estável, às vezes também é protegido por uma camada de produtos de reação;
• o princípio de "proteção catódica por corrente impressa": em vez do ânodo de sacrifício, a direção do percurso dos elétrons pode ser imposta estabelecendo uma diferença de potencial entre a peça e o meio com um gerador de tensão, por exemplo alimentado por painéis solares;
• porque quando você coloca dois metais diferentes em contato, um se corrói muito rapidamente.

É exatamente o mesmo tipo de reações químicas que ocorrem em uma célula de fonte de alimentação, bateria ou acumulador.

Princípio

Para haver corrosão galvânica, três condições são necessárias:

1. metais de natureza diferente: é a diferença de potencial de dissolução entre os dois metais que causa o fenômeno. A experiência mostra que uma diferença de potencial de 100  mV é necessária para que a corrosão apareça.
2. a presença de um eletrólito, geralmente aquoso: a presença de íons no meio aquoso ( ex: água do mar), acelera o fenômeno. Esse tipo de corrosão também pode existir em um meio anidro, porém iônico, como a amônia líquida.
3. continuidade elétrica entre os dois metais: o fenômeno diminui muito rapidamente separando os dois metais. Deve haver transferência de cargas elétricas para haver o fenômeno da corrosão.

A massa de metal consumida é dada pela lei de Faraday no caso de uma corrente de corrosão constante:

m=1F⋅Mz⋅eu⋅t{\ displaystyle {\ begin {matrix} & m & = & {\ frac {1} {F}} \ cdot {\ frac {M} {z}} \ cdot {I} \ cdot {t} \ end {matrix }}}

• m: massa ( g )
• M: massa molar do metal
• z: valência (exemplo: 3 para alumínio)
• I: intensidade elétrica ( A )
• t: tempo ( s )
• F: Constante de Faraday 96500 C aproximadamente

A intensidade é uma função de:

• a natureza do eletrólito: aumenta se o ambiente for salino;
• polarização: certos produtos de corrosão podem obstruir e retardar ou bloquear reações químicas;
• a área relativa do cátodo e do ânodo . Podemos estabelecer a seguinte proporção:

K=(Svocêrfnovse de euno vsnothode)(Svocêrfnovse de eu′nonãoode){\ displaystyle {\ begin {matriz} & K & = & {\ frac {\ rm {(Superfície \ do \ cátodo)}} {(Superfície \ do \ ânodo)}} \ end {matriz}}}

K aumenta se a área do cátodo aumentar e / ou a área do ânodo diminuir. A corrosão galvânica será, portanto, muito importante se você tiver um cátodo grande e um ânodo pequeno.

Exemplo: caixa de latas de aço estanhado

Uma folha de flandres ( estanho ) é uma folha de aço à qual foi aplicada uma fina camada de estanho (Sn) para protegê-la.

O revestimento pode apresentar pequenas descontinuidades.

Na presença de água, o potencial de dissolução do par Fe 2+ / Fe é inferior ao do par Sn 2+ / Sn. Portanto, há um ânodo muito pequeno (Fe) e um cátodo muito grande (Sn) que causa corrosão galvânica rápida e perfuração da lata .

Na presença de ácido cítrico (frequente em líquidos alimentares) por complexação de diferentes elementos químicos, a posição relativa dos pares Fe 2+ / Fe e Sn 2+ / Sn é invertida.

Há, portanto, neste caso, um ânodo grande (Sn) e um cátodo pequeno (Fe), sendo a dissolução por corrosão do estanho dentro da caixa. Mas levando em consideração a relação de área, essa dissolução é extremamente lenta e sobre uma área muito grande, fenômeno esse que garante a durabilidade da lata.

Corrosão de pilha de concentração

A corrosão de células de concentração é um caso muito próximo da corrosão galvânica. A diferença está no fato de haver corrosão em uma peça do mesmo metal. Não há acoplamento de dois metais de naturezas diferentes. Apenas a concentração do fluido que banha o metal varia.

Este tipo de corrosão ocorre na mesma peça. Ocorre quando a composição do meio varia. Na verdade, o potencial eletroquímico é determinado pelo par material / meio, é suficiente que um dos dois varie para que o potencial varie. Por exemplo, se uma parte de um fluxo de água tem uma cavidade, a água nessa cavidade estagna e sua composição muda com as reações químicas de oxidação-redução; além disso, a água fora da cavidade é continuamente renovada e mantém a mesma composição, de modo que podemos ter uma bateria que é criada entre a cavidade e a parte externa da peça, e portanto corrosão acelerada.

Podemos ver aqui que a mesma parte terá um comportamento diferente na água estagnada e na água em movimento. Se um tubo tiver uma curva acentuada, o fluido fora da curva fica menos agitado, fica estagnado, enquanto o líquido dentro da curva é agitado, o que também pode produzir uma pilha.

Corrosão por aeração diferencial

Em geral

A corrosão por aeração diferencial ocorre quando o mesmo material está em contato com dois meios de diferentes conteúdos oxidantes. Por exemplo, se uma estaca é plantada em terra ou lodo, a parte próxima à superfície está em contato com mais oxigênio do que a extremidade profunda, então uma pilha pode ser criada entre a extremidade profunda e a parte acima do solo. A corrosão por aeração diferencial também é encontrada em partes submersas, quando a concentração de oxigênio muda com a profundidade. Isso às vezes é o caso com cascos de barco. A camada de água próxima à superfície é mais rica em oxigênio do que as camadas mais profundas. Pode haver corrosão na linha d'água.

O problema de ventilação diferencial pode surgir quando uma sala está apenas parcialmente pintada ou quando a pintura está arranhada.

O efeito Evans

A existência de corrosão por aeração diferencial foi demonstrada realizando o seguinte experimento:

Dois eletrodos de aço estritamente idênticos são imersos em um banho de sal (com cloreto de sódio, por exemplo). Este banho é separado em duas metades por uma cerâmica que permite a passagem dos íons, mas não das moléculas. Tal como acontece com a bateria, os dois eletrodos são conectados por um condutor elétrico. Em uma metade do banho, o oxigênio é borbulhado e o nitrogênio é borbulhado na outra . Surge então uma corrente elétrica, estando o cátodo do lado onde a água é mais rica em oxigênio.

Corrosão por diferença de concentração

O mesmo fenômeno pode ser observado para diferenças na concentração de outros elementos. Teremos o mesmo fenômeno da célula de Evans, suprimindo o borbulhar do gás e tendo diferentes concentrações de cátions metálicos em cada compartimento.

Para folhas de alumínio submersas, é a diferença na concentração de íons cloreto entre o menisco (onde a evaporação é maior) e a água mais profunda que pode causar corrosão. O fenômeno é reforçado pelo fato de que os potenciais de dissolução são maiores se a camada de água for mais fraca. A ocorrência de corrosão neste caso depende das ligas. A experiência mostra que algumas ligas não apresentam corrosão neste caso. Essa corrosão também é às vezes chamada de corrosão da linha de superfície.

Mordidas

Em geral

A formação de corrosão por pite (pite) é um fenômeno que ocorre quando uma peça é protegida contra corrosão geral por um filme passivo, muitas vezes um óxido protetor (por exemplo, aço inoxidável ou alumínio).

Isso é corrosão localizada. Na superfície, vemos apenas um pequeno ponto, mas abaixo, há uma cavidade muito maior. Em última análise, isso leva à perfuração da peça e ao seu enfraquecimento.

A formação de fossas é um fenómeno tanto mais temido porque surpreende o utilizador: pensa na corrosão generalizada, pensa que está protegido e o vestígio externo da corrosão é quase indetectável.

Mecanismo Geral

A corrosão sempre começa com uma ruptura local do filme passivo (o óxido protetor formado no metal), muitas vezes no nível de heterogeneidades do metal próximo ao qual o filme é menos estável -  por exemplo. : inclusões do tipo sulfureto (MnS, NiS) para os aços inoxidáveis ​​ou se o metal se encontrar na presença de cloretos ou tiossulfatos (resultantes da oxidação dos sulfuretos) que são iões perfurantes. Então, a propagação é mantida por dois fenômenos:

• o interior da punção é despassivado e contém um meio desarejado, enquanto o exterior é passivado e em meio ventilado. Um efeito de bateria é, portanto, criado entre o interior e o exterior, é na verdade uma corrosão galvânica localizada;
• A redução do oxigênio fora da picada, no metal passivo, alimenta a oxidação do metal interno, que produz cátions metálicos. Quando a concentração de cátions aumenta, ocorre uma reação de hidrólise, por exemplo, para os aços inoxidáveis: Cr 3+ + 3 H 2 O → Cr (OH) 3 + 3 H + .

Pode-se observar que essa reação de hidrólise libera acidez. A produção de cátions H + levará à migração de ânions dentro da punção para restaurar a neutralidade elétrica, geralmente cloretos (ou tiossulfatos no caso da oxidação dos sulfetos), agressivos para o metal. A adição desses dois fenômenos, portanto, leva à formação de um meio ácido concentrado em cloretos, que por sua vez acelera a propagação da picada. Para os aços inoxidáveis, meios com pH 0 e concentração de cloreto de um mol por litro puderam ser identificados nas covas, enquanto o meio externo estava próximo da neutralidade (pH 7) e pouco carregado com cloretos.

Quando a corrosão também está ligada à oxidação de sulfuretos (oxidação da pirita em um meio argiloso , por exemplo), íons tiossulfato (S 2 O 3 2– ) são formados transitoriamente e são particularmente agressivos, porque estão sempre duplamente carregados. Negativamente ( base conjugada de um ácido forte) e, portanto, dotados de uma condutividade elétrica equivalente maior do que a dos íons cloreto. Isso, portanto, significa que os ânions tiossulfato migram nas cavidades ainda mais rapidamente do que os íons cloreto, a fim de restabelecer a eletroneutralidade (para compensar a formação de cátions Me n + , como Fe 2+ ). De fato, na eletroforese capilar , a velocidade de eletromigração muda na seguinte ordem de eletromobilidade : H + > OH - > S 2 O 3 2– > Cl - .

Porém, após um certo tempo, a corrosão por pite não acelera mais porque a cinética passa a ser controlada pela migração-difusão de ânions vindos de fora, enquanto os caminhos a serem percorridos se alongam devido ao crescimento na profundidade da picada.

Caixa de alumínio

O fenomeno

O alumínio é coberto naturalmente com uma camada protetora ou camada de passivação. É uma camada de óxido formada após a reação:

4 NOeu0(me´tnoeu)+3 O2(gnoz)→2 NOeu2O3{\ displaystyle {\ begin {matrix} & \\ 4 ~ Al ^ {0} (m {\ sharp {e}} tal) + 3 ~ O_ {2} (gás) & {\ overrightarrow {\ qquad}} & 2 ~ Al_ {2} O_ {3} \\\ end {matriz}}}

A reatividade muito alta do alumínio é devido a um alto valor de energia livre (-1675 kJ)

A corrosão é causada pela ruptura do filme de óxido em um meio contendo, por exemplo, íons cloreto (Cl - ). A picada é influenciada pelo ambiente em que o alumínio se encontra: ácido, alimento. A composição da liga também pode ser levada em consideração. A presença de cobre na liga pode, por exemplo, ser uma causa de corrosão. No entanto, o ambiente externo é o fator dominante

Após a quebra da película protetora, o alumínio puro se torna um ânodo onde ocorre a seguinte reação de oxidação:

2 NOeu0→2 NOeu3++6 e- {\ displaystyle {\ begin {matrix} & \\ 2 ~ Al ^ {0} & {\ overrightarrow {\ qquad}} & 2 ~ Al ^ {3 +} + 6 ~ e ^ {-} \ \\\ end {matriz}}}

No cátodo da superfície do metal, temos as seguintes reações:

3 O2+6 H2O+12 e-→12 OH-{\ displaystyle {\ begin {matrix} & \\ 3 ~ O_ {2} + 6 ~ H_ {2} O + 12 ~ e ^ {-} & {\ overrightarrow {\ qquad}} & 12 ~ OH ^ {- } \\\ end {matrix}}}6 H++6 e-→3 H2{\ displaystyle {\ begin {matrix} & \\ 6 ~ H ^ {+} + 6 ~ e ^ {-} & {\ overrightarrow {\ qquad}} & 3 ~ H_ {2} \\\ end {matrix} }}

Globalmente, o metal de alumínio se dissolve para formar hidróxido de alumínio (muitas vezes erroneamente chamado de alumina na linguagem comum) após a reação:

4 NOeu0+6 H2O+3 O2→4 NOeu(OH)3{\ displaystyle {\ begin {matrix} & \\ 4 ~ Al ^ {0} + 6 ~ H_ {2} O + 3 ~ O_ {2} & {\ overrightarrow {\ qquad}} & 4 ~ Al (OH) _ {3} \\\ end {matriz}}}

Aparência da superfície de uma liga de alumínio do tipo 7000 com corrosão.	Aparência da superfície de uma liga de alumínio do tipo 7000 com corrosão (após decapagem)	Picada (close-up)

Velocidade da mordida

A profundidade da punção aumenta rapidamente no início, então a taxa de aumento diminui ao longo do tempo:

d=kt3{\ displaystyle d = k {\ sqrt [{3}] {t}} \, \!}

• d: profundidade de punção
• t: tempo
• k: constante dependendo da liga e das condições (temperatura, natureza do fluido, etc.)

De fato, no caso de uma punção hemisférica de raio ideal r, a quantidade de metal dissolvido durante um tempo t é:

VS=2πr33t{\ displaystyle C = {\ frac {2 \ pi r ^ {3}} {3t}} \, \!}

Organismos vivos

Vimos que a corrosão resulta da interação entre a peça fabricada e o meio ambiente. Além das propriedades químicas e físicas do meio ambiente, a presença de organismos vivos também influencia a corrosão.

Na verdade, o metabolismo dos organismos pode modificar localmente a composição química na interface da peça e, portanto, criar corrosão localizada. Este é particularmente o caso com bactérias redutoras de sulfato (SSB). Os crustáceos, que se prendem aos cascos de barcos e pilares submersos, também podem representar um problema, razão pela qual são utilizadas tintas antivegetativas (que no passado tinham como ingredientes ativos aditivos organostânicos amigáveis. Que, por força das circunstâncias ( toxicidade desses aditivos) foram alteradas por outros menos nocivos e muito mais ambientais). Grandes concreções de ferrugem chamadas rusticles podem ser formadas por comunidades de fungos halofílicos anaeróbios e bactérias cujo metabolismo é baseado na oxidação do ferro.

A proteção contra corrosão também pode ter um impacto negativo no meio ambiente, liberando substâncias tóxicas. Foi assim que as tintas antiferrugem em minium foram abandonadas. O teor de zinco devido à dissolução dos ânodos de sacrifício também pode ser um problema, razão pela qual trabalhamos cada vez mais em soluções de proteção catódica por corrente impressa (corrente oposta).

O problema da interação entre o metal e o ambiente de vida também surge no caso de implantes e próteses, em particular para atendimento odontológico (obturações, coroas), próteses articulares (por exemplo próteses de quadril), e pinos, placas e parafusos colocados em uma base temporária ou permanente para tratar certas fraturas e luxações. Em geral, a cerâmica e o titânio são usados ​​como material .

Corrosão por correntes parasitas

É outra forma de corrosão que resulta na perda ao longo do tempo de estruturas metálicas em torno de ferrovias de movimento elétrico.

Fenômenos de interface

A corrosão é um fenômeno de interface (contato da superfície da peça com o ambiente). Qualquer coisa que mude as propriedades da interface pode influenciar a corrosão.

Em particular, a circulação da água provoca a renovação da solução e modifica a transferência de espécies para a solução (difusão). A presença de partículas (por exemplo, grãos de areia) pode criar uma erosão que risca a camada protetora (corrosão-erosão). Se a peça for estendida, a energia da interface é modificada, portanto a adsorção da espécie, e portanto as reações químicas que podem ocorrer (corrosão sob tensão).

Métodos de estudo da corrosão aquosa

Estudos de laboratório

Vimos que os principais fatores na corrosão de metais em meio aquoso são a temperatura, o pH e o potencial eletroquímico, e que a corrosão envolve a circulação de elétrons. O estudo da corrosão será, portanto, feito monitorando o pH com um medidor de pH e a temperatura com um termômetro, ou impondo-os controlando a composição da solução e sua temperatura para estudos ex situ (ou seja, no laboratório).

Para o monitoramento do potencial, é utilizado um voltímetro conectado de um lado à parte metálica e do outro a um eletrodo de referência, geralmente um eletrodo de calomelano saturado ("ECS") - na verdade, devido à precisão necessária, utilizamos um dispositivo chamado de "potenciômetro", que tem outras funções. Esta montagem permite medir o “potencial de abandono”, ou seja, o potencial levado naturalmente pela peça estudada com respeito à solução, podendo assim determinar se a peça está passivada ou, pelo contrário, corroída . O monitoramento de corrente permite que a taxa de corrosão seja medida. Para isso, você precisa de um terceiro eletrodo. Um eletrodo inerte, por exemplo grafite ou platina, é então usado.

Além desses métodos passivos, podemos impor um potencial ou uma corrente e ver como o sistema se comporta. Na verdade, os fenômenos de corrosão envolvem reações de redução de oxidação, mas também fenômenos de difusão e adsorção. Podemos modelar a relação entre a corrente de corrosão e o potencial por um circuito RLC  ; assim, enviando perturbações senoidais e observando a resposta do sistema, podemos definir uma impedância Z e deduzir a partir dessa impedância os fenômenos que ocorrem.

Para simular a circulação da água, podemos, é claro, usar uma bomba para criar um fluxo laminar, mas também podemos girar a peça, a velocidade de rotação simbolizando a velocidade de circulação da água. Assim, nos afastamos das condições "reais", mas, por outro lado, controlamos melhor a velocidade e podemos, assim, enviar perturbações senoidais para a velocidade de rotação e determinar uma impedância rotacional (isto é, olhar para a variação do potencial e a corrente em função da variação da velocidade), que dá acesso a outros parâmetros, nomeadamente no que diz respeito à difusão no líquido.

As técnicas disruptivas têm um grande inconveniente: é preciso impor as condições potenciais ao sistema, por isso ele não se comporta de forma “natural”. Para evitar isso, podemos medir as flutuações naturais de potencial e corrente, o que é chamado de “ruído eletroquímico”, e da mesma forma deduzir uma impedância.

Os métodos acima são globais, eles fornecem valores médios da peça. No entanto, sabemos que os fenômenos de corrosão são muitas vezes localizados. Para medir o potencial, pode-se usar um eletrodo em forma de agulha fina e fazer um mapeamento do potencial. Assim, é possível detectar zonas anódicas e zonas catódicas em uma peça, por exemplo, em fenômenos de corrosão. Essa técnica é chamada de SRET ( técnica de eletrodo de referência de varredura ) ou SVET ( técnica de eletrodo de vibração de varredura ) se a ponta vibrar.

Certos fenômenos produzem som, por exemplo, a criação de bolhas de hidrogênio. O monitoramento da corrosão também pode ser feito gravando esses sons.

Acompanhado in situ

Também é necessário monitorar a corrosão em instalações industriais ou portuárias, a fim de realizar manutenções preventivas e evitar acidentes. Além da inspeção visual, é possível acompanhar in situ a evolução do potencial e / ou da corrente e daí deduzir o estado da peça. No entanto, medições macroscópicas também podem ser usadas, como medições de espessura de peças (peças funcionais ou testemunhas de corrosão). Também é possível pesquisar cavidades (por exemplo, corrosão) com ultrassom.

Proteção contra corrosão aquosa

Para proteger metais corrosíveis por via úmida, temos a opção de isolar esses metais da água com tinta , de cobri-los com material plástico ou de realizar uma oxidação anódica crômica bloqueada (apenas liga de alumínio). A proteção catódica também pode ser usada com um ânodo de sacrifício chamado “ânodo reativo” ou usando um dispositivo de corrente impressa .

Notas e referências

1. corrosão de alumínio , Christian Vargel, 2d. Dunod, 2002, ( ISBN  2-10-006569-6 ) .
2. O comportamento do alumínio e suas ligas , Christian Vargel, Dunod 1979, ( ISBN  2-04-010078-4 )
3. Alumínio Visto de Dentro , D. Altenpohl, Aluminium-Verlag, Düsseldorf, 1982, ( ISBN  3-87017-138-3 )

Apêndices

Artigos relacionados

• Corrosão
  • Corrosão atmosférica
  • Corrosão sob tensão
  • Corrosão por fadiga
  • Corrosão de alta temperatura

Bibliografia

• [ASM96]: Corrosão 5 th  Ed., Vol. 13 do ASM Handbook , ed. ASM International (American Society for Materials), 1996
• [Lan93]: Corrosão e química de superfície de metais , D. Landolt, vol. 12 do Tratado de Materiais , Politécnicos e Editoras Universitárias Romandes , 1993.
• [Phi98]: Metalurgia, do minério ao material , J. Philibert et al., Ed. Masson, 1998.
• Corrosão de alumínio , Christian Vargel, 2d. Dunod , 2002, ( ISBN  2-10-006569-6 ) .
• O comportamento do alumínio e suas ligas , Christian Vargel, Dunod , 1979, ( ISBN  2-04-010078-4 ) .
• Alumínio Visto de Dentro , D. Altenpohl, Aluminium-Verlag, Düsseldorf, 1982, ( ISBN  3-87017-138-3 ) .

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