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Metais e corrosão

Ciências da Arte e do Património

Química e Física dos Materiais II

(Materiais Inorgânicos)

Olinda Monteiro([email protected])

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Olinda Monteiro ([email protected])

Departamento de Química e Bioquímica

Faculdade de Ciências da Universidade de Lisboa

Aula 6

O exemplo mais familiar de corrosão: formação de ferrugem

Ciências da Arte e do Património - Química e Física dos Materiais II (2012/2013)

Fe(s) →→→→ Fe2+(aq) + 2e-

Fe2+(aq) →→→→ Fe3+

(aq) + 1e-

Uma parte da superfície metálica

funciona como ânodo ocorrendo

oxidação do metalA reação decorre em meio ácido sendo os H+ fornecidos

em parte pelo ácido carbónico (H2CO3) que se forma por

dissolução do CO2 atmosférico

O2(g) + 4H+(aq) + 4e-

→→→→ 2H2O(l)

No cátodo os eletrões libertados no

ânodo reduzem o oxigénio do ar

4Cu 4Cu+ + 4e-

4Cu (s) + O2 (g) 2Cu2O (s)

Reações de oxidação-redução (Redox)

(reações de transferência de eletrões)

Corrosão do cobre

Semi-reação de oxidação (perda de e-)

O2 + 4e- 2O2-

4Cu 4Cu+ + 4e-

4Cu + O2 + 4e- 4Cu+ + 2O2- + 4e-

4Cu + O2 2Cu2O


Semi-reação de redução (ganho de e-)

Cuprite (óxido de cobre)



(reações de transferência de eletrões)

As principais reações que causam a corrosão de objetos metálicos são

reações redox.

Formação de óxido de cobre (II)




2Fe (s) + O2 (g) + 2H2O (l) 2Fe(OH)2 (s)

2Fe 2Fe2+ + 4e-

O + 2H O + 4e- 4OH-


Formação de ferrugem sobre ferro e aços


Semi-reação de redução (ganho de e-)O2 + 2H2O + 4e- 4OH-

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

2Fe + O2 + 2H2O 2Fe(OH)2

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Fe(OH)2 pode oxidar-se a magnetite, Fe3O4 ou hidróxido férrico, Fe(OH)3



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Oxidação da prata pode ser devida à humidade, presença de

cloretos (Cl-), SO2, etc



Corrosão atmosférica da prata (Ag)


Fatores que determinam a ocorrência de corrosão galvânica


Células galvânicas

ânodo

oxidação

cátodo

redução

cátodo

de cobre

ânodo

de zinco

voltímetro

ponte

salina

rolhas

algodão

Reação redox

espontânea

solução

de ZnSO4

solução

de CuSO4

Zn(s) → Zn2+(aq) + 2e-

O Zn é oxidado

a Zn2+ no ânodo

Cu2+(aq) + 2e- → Cu(s)

O Cu2+ é reduzido

a Cu no cátodo

Reação efetiva

Zn(s) + Cu2+(aq) →→→→ Zn2+(aq) + Cu(s)


Série eletroquímica e Série galvânica


Séries galvânicas: ocorrência de corrosão galvânica

Necessidade de se criarem as séries galvânicas


Série galvânica versus série eletroquímica

Nota: O Ni e o Pb, bem como o

Al e Zn, e a Ag e o Cu sofrem

inversão de posição nas duas

séries

Na prática são as séries

galvânicas que permitem prever

as situações reais de corrosão



Corrosão de metais – efeito do pH

Fe e aço

Não são praticamente

corroídos no intervalo

4 < pH < 12

Al, Zn e Sn

Não são praticamente

corroídos no intervalo

6 < pH < 10


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Redução eletroquímica:

Nos casos em que a degradação se deveu a corrosão por oxidação de um dado

metal, o restauro da peça poderá consisitir num tratamento por redução

eletroquímica ou redução galvânica

Procedimento eletroquímicos em tratamento de restauro

- constroi-se uma pilha em que o cátodo é o

metal corroído e o ânodo um metal de baixo

potencial de redução (usualmente o zinco ou

o alumínio);

-o eletrólito pode ser uma solução de NaOH

(10 a 20%) em água destilada.


Redução eletrolítica:

-Utiliza-se uma bateria (fonte de corrente)

para proceder a uma eletrólise;

- o objeto de metal corroído funciona como

cátodo e liga-se ao pólo (-) da bateria;

Procedimento eletroquímicos em tratamento de restauro

cátodo e liga-se ao pólo (-) da bateria;

- o ânodo, ligado ao pólo (+) pode ser de

ferro ou aço;

- o eletrólito pode ser uma solução de

NaOH (1 a 5%) em água destilada.


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