DEGRADAÇÃO E PROTECÇÃO DE MATERIAIS · 1- Introdução ao Estudo da Corrosão ... Junte 6g de agar-agar a 150 ml de solução de NaCl a 3 ... Execute a zincagem parcial do outro

Departamento de Engenharia

Química e Biológica

DEGRADAÇÃO E PROTECÇÃO DE MATERIAIS

TRABALHOS DE LABORATÓRIO

Licenciatura em Engenharia de Materiais

João Salvador Fernandes IST - Março, 2008

LABORATÓRIOS DE DEGRADAÇÃO E PROTECÇÃO DE MATERIAIS

LICENCIATURA EM ENGENHARIA DE MATERIAIS

3º ANO / 2º SEMESTRE

Objectivos

As aulas de laboratórios de Degradação e Protecção de Materiais têm como objectivo colocar o aluno em contacto com diversos trabalhos laboratoriais relacionados com a matéria leccionada na disciplina. Pretende-se igualmente estimular o trabalho em equipa e contribuir para a melhoria das capacidades de comunicação escrita (através da realização de relatórios).

Corpo Docente

Prof. João Salvador Fernandes: email: [email protected]. 1964 URL: http://gecea.ist.utl.pt Classificação

A classificação global a obter na cadeira será calculada pela fórmula: NF= 0.7 T + 0.3 L

em que T é a nota obtida no exame final e L a nota obtida no laboratório, com base na avaliação contínua durante as aulas e nos relatórios apresentados. Trabalhos Laboratoriais

1- Introdução ao Estudo da Corrosão 2- Diagrama E-pH do sistema Ag/H2O a 25ºC 3- Determinação de Velocidades de Corrosão (Inibidores de corrosão) 4- Aplicação do Método da Impedância ao Estudo de um Processo

Electroquímico 5- Passivação e Destruição da Passivação 6- Protecção Conjugada 7- Anodização do Alumínio 8- Execução e Controle de Revestimentos de Níquel

Preparação dos Trabalhos

Para que as sessões de laboratório possam funcionar de acordo com o previsto (3 grupos em simultâneo com um docente) é fundamental que os alunos tenham estudado a técnica do trabalho que vão realizar. Por esta razão, no início de cada sessão, o docente avaliará se os alunos estão ou não preparados para a realização do trabalho.

i

mailto:[email protected]

Relatórios

Os alunos efectuarão apenas um relatório completo, cobrindo os trabalhos 3 e 4. Para os restantes trabalhos os alunos deverão apresentar um relatório resumo com apresentação dos resultados e cálculos seguindo o formato fornecido abaixo. Os relatórios resumo deverão ser entregues 15 dias após a realização do trabalho experimental enquanto que o prazo de entrega do relatório completo será de 1 mês. Os atrasos na entrega dos relatórios terão efeitos na respectiva classificação. Relatórios resumo

O relatório resumo será constituído por cinco partes: i) Página de título ii) Objectivos – objectivo do trabalho experimental; iii) Resultados e cálculos:

a) Apresentação dos resultados experimentais não tratados. b) Tratamento dos resultados experimentais de acordo com o pedido

no manual. iv) Discussão - Neste item deverão ser analisados os resultados obtidos e

comentados em termos dos desvios relativamente aos esperados ou aos obtidos por correlações da literatura etc.

v) Bibliografia Relatório completo

O relatório completo é constituído por oito partes: i) Página de título ii) Resumo - Referência aos objectivos do trabalho e principais resultados. iii) Introdução – Breve introdução teórica ao trabalho realizado com referência

a diversos aspectos tais como a sua relevância, tipo de modelos ou equações utilizadas no tratamento dos resultados experimentais etc.

iv) Descrição experimental – referir eventuais alterações efectuadas à técnica descrita no manual.

v) Resultados e cálculos: este item deverá ser constituído por duas partes: a) Apresentação dos resultados experimentais não tratados b) Tratamento dos resultados experimentais de acordo com o pedido

no manual. vi) Discussão - Neste item deverão ser analisados os resultados obtidos

(efeito das diferentes variáveis, comparação com os resultados esperados ou com os previstos por correlações da literatura etc.) .

vii) Conclusões - principais resultados tendo em conta os objectivos do trabalho.

viii) Bibliografia

ii

A classificação destes relatórios envolve a análise de diferentes aspectos tais como: a data de entrega, apresentação, tratamento efectuado aos resultados e a discussão. Organização Geral das Aulas

Os trabalhos de laboratório só se iniciam na 3ª semana de aulas sendo a carga horária por aluno de 3h/semana. Nº Máximo de Grupos por sessão – 3 / 4 Nº de alunos /grupo - 3 / 4 Plano das Aulas / Distribuição dos Grupos pelos Trabalhos

Semana Data Grupo 1 Grupo 2 Grupo 3 Grupo 4 Grupo 5 Grupo 6

10/03 Trabalho 1 Trabalho 1 Trabalho 1 3ª

11/03 Trabalho 1 Trabalho 1 Trabalho 1



31/03 6ª

01/04











12/05 12ª

13/05



iii

Distribuição Provisória dos Alunos pelos Grupos

Grupo Número Nome

52480 Tânia Alexandra Ferreira Marques 57022 Pedro Rei Pereira Mendanha Dias 1 57024 Ruben André Lopes dos Santos 57017 Rui Manuel de Azevedo Pedrosa de Brito Colaço 57019 João Pedro dos Santos Bastos 2 57630 Tiago Filipe Barros Gomes 33061 José Valério Eloy 41700 Hugo Miguel Gaocho Soares 3 55487 Vitor Manuel do Carmo Trindade 56126 Joao Pedro Queiroga Borges de Avelar 56127 Pedro Faria Borges 57021 Miguel Cayolla da Veiga Maldonado Passanha

4

? Martim Teixeira (???) 51117 Filipa Margarida Ferreira Mendes Antunes da Luz 53966 Ricardo Jorge Dinis Abrantes 5 56124 Valter Andre Luis Sargento 54575 Ana Patrícia Baptista Rodrigues 57632 Ivan Diogo Mendonça Rodrigues 6 57633 Ana Carina Bento Lobato

iv


Trabalho nº 1

PARTE A: CÁTODOS E ÂNODOS EM CÉLULAS DE CORROSÃO Objectivo: Identificação de cátodos e ânodos em pares galvânicos metálicos, por meio de indicadores corados. Aplicação à noção de protecção catódica. Fundamento: Quanto temos um metal mergulhado num meio condutor (que pode conter iões do metal) ou há passagem de iões do metal à solução, ou deposição de iões do metal em solução, sobre o metal, até se atingir o equilíbrio: M Mn+ + ne-

A este equilíbrio corresponde um valor de potencial a que se chama "potencial reversível do eléctrodo". Esse valor está relacionado com a maior ou menor facilidade de um dado metal se oxidar ou reduzir. Quando associamos dois metais mergulhados numa solução (eléctrodos), com tensões electroquímicas diferentes, um tende a comportar-se como ânodo (o de tensão mais negativa), oxidando-se, e o outro (o de tensão mais positiva) como cátodo, reduzindo-se. Como tal, vai passar corrente no circuito entre os dois eléctrodos, enquanto a diferença de tensão se mantiver. Uma aplicação destes fenómenos é o que se passa na protecção catódica. Nesta, associa-se o metal a proteger a outro mais electropositivo. Se a diferença de tensões entre os dois metais for suficiente, consegue-se a protecção do primeiro metal à custa do segundo.

1

Introdução ao Estudo da Corrosão Trabalho Nº 1

2

Material e Reagentes: - Milivoltimetro electrónico e miliamperímetro - Eléctrodo saturado de calomelanos - Material corrente de laboratório - Amostras de materiais diversos - Sulfato de cobre II (0.5 M e 0.1 M) - Sulfato de zinco (0.5 M e 0.1 M) - Sulfato de ferro II (0.5 M e 0.1 M) - Cloreto de sódio a 3% - Agar-agar - Ferricianeto de potássio - Fenolftaleína - Banho de zincagem electrolítica - Banho de cobreagem electrolítica Técnica de Ensaio 1) Prepare, decapando e desengordurando, as amostras de cobre, aço e zinco. 2) Mergulhe uma amostra de aço num copo contendo solução de sulfato de ferro II e

meça a tensão deste eléctrodo em relação ao eléctrodo saturado de calomelanos. Repita o procedimento anterior para os eléctrodos de cobre e zinco nas

respectivas soluções de sulfato. Meça a temperatura das soluções. Em fase dos resultados, coloque estes metais por ordem crescente de facilidade

de oxidação. 3) Determine as tensões dos eléctrodos de aço, cobre e zinco em soluções de

cloreto de sódio 3%. Estas determinações serão também feitas em relação ao eléctrodo de calomelanos. Em face dos resultados, verifique se a ordem de facilidade de oxidação se continua manter.

4) Junte 6g de agar-agar a 150 ml de solução de NaCl a 3%. Aqueça agitando

manualmente, até atingir a fervura. Retire então o aquecimento e junte 5 ml de solução de ferricianeto de potássio e 1 ml de solução alcoólica de fenolftaleína. Misture usando uma vareta de vidro.


5) Simultâneamente com a alínea anterior, execute as seguintes operações:

a) Prepare a superfície de 2 pregos de aço, mediante decapagem, lixagem com lixa 320 e desengorduramento.

b) Execute a cobreagem de metade de um dos pregos usando a seguinte

montagem:

Use uma solução à base de cianeto de cobre (atenção:perigo) como banho de electrodeposição, e uma rede de cobre como ânodo. Mantenha intensidades de corrente da ordem de 80-100 mA durante aproximadamente 3 min., baixando depois para 10-20 mA durante 5 min.

c) Execute a zincagem parcial do outro prego, usando uma montagem

semelhante à anterior, uma solução à base de sulfato de zinco e um ânodo de zinco. Aplique intensidades de corrente da ordem dos 100 mA.

6) Encha uma placa Petri com solução quente de gel e deixe arrefecer em repouso

até que comece a gelificar. Nesta fase, retire os pregos do banho, lave com água destilada e coloque-os cuidadosamente na placa de Petri, de modo a que fiquem totalmente cobertos de gel.

Observe após 30 minutos.

3


4

7) Deite num copo o gel restante e mergulhe nele um prego de aço e uma chapa de cobre. Ligue os eléctrodos exteriormente por meio de um miliamperímetro.

Observe a corrente que flui e o seu sentido. Observe ainda as tonalidades que surgem na vizinhança dos eléctrodos.

Retire então os metais, e repita a operação usando o mesmo prego de aço ligado a uma chapa de zinco.

8) Mergulhe em copos com solução de NaCl a 3%: - uma chapa de cobre atravessada por um parafuso de aço. - uma chapa de aço atravessada por um parafuso de latão. Observe os resultados após 2 semanas de imersão. Interpretação: 1º Calcule as tensões de equilíbrio para os metais em contacto com a solução seus

iões nas condições utilizadas e compare com os valores medidos. 2º Observe todos os resultados e interprete, sabendo que:

- a fenolftaleína apresenta cor avermelhada quando em meio alcalino, i.e. na presença de excesso de iões hidróxido.

- o ferricianeto de potássio apresenta cor azul na presença de ião

ferroso dissolvido.

3º Escreva as reacções de eléctrodo para as pilhas montadas. 4º Observe e interprete os resultados da alínea 8ª, tendo em conta o efeito das

áreas relativas dos dois metais no mesmo par galvânico.


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PARTE B: CORROSÃO DO ALUMÍNIO Objectivo: Observação do poder passivante do alumínio. Fundamento: Certos metais ou ligas metálicas, como o alumínio ou o aço inoxidável, têm a característica de formar espontaneamente (sem necessidade de imposição de qualquer potencial exterior) uma camada de óxido passivante que impede a corrosão da matriz metálica. Assim, se tivermos um metal com zonas passivadas e zonas não passivadas em presença de um meio corrosivo, a corrosão iniciar-se-á preferencialmente nas zonas não passivadas. Material e reagentes: - amostra de alumínio - solução saturada de cloreto mercúrio Técnica de ensaio: 1. Coloque uma chapa de alumínio à chama de um bico de Bunsen. Após arrefecimento, desenhe sobre a superfície uma rede, usando um prego de

aço. Deite então sobre a superfície do alumínio uma gota de solução saturada de cloreto mercúrio.

2. Observe a superfície e interprete as suas observações.


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PARTE C: CÉLULAS LOCAIS Objectivo: Identificação de zonas anódicas e catódicas numa superfície metálica, por meio de indicadores corados. Fundamento: Um metal, em contacto com um meio electrolítico, é normalmente sede de reacções anódicas (reacções de oxidação) e catódicas (reacções de redução). As zonas onde têm lugar essas reacções podem ser identificadas usando indicadores corados que, por reacção com os produtos formados junto dessas mesmas zonas, dêem cores características. Material e reagentes

- 1 amostra de alumínio e 1 amostra de aço, perfeitamente decapadas e desengorduradas.

- 2 caixas de Petri. - solução decapante para o alumínio (NaOH 1M aquecida a 70°C) - solução decapante para o aço (HCl a 50% + hexamina 3g/1) - álcool para desengorduramento - cloreto de sódio 1M e 0.1M - peróxido de hidrogénio a 30% - indicador para o alumínio (0.1g de alaranjado de metilo; 0.4g de vermelho de

metileno; 0.4g de azul de timol bromado; 0.32g de naftolftaleína; 0.5g de fenolftaleína; 1.6g de cresolftaleína, dissolvidos a 70°C em 100 ml de álcool etílico) = indicador universal

- indicador para o aço (ferricianeto de potássio 1g + gotas de fenolftaleína em solução alcoólica a 1% para 100g de água destilada) = ferroxil

- agar-agar


7

Técnica de ensaio: Amostra de alumínio:

- Decape a chapa de alumínio com solução apropriada. - Lave com água, desengordure com álcool, seque com papel de filtro - Coloque 10 cm3 de solução de agar-agar aquecida a 70°C, 2 cm3 de solução

de NaCl 1M, 1 cm3 de solução de peróxido de hidrogénio a 30% e 0,5 cm3 de indicador universal sobre a chapa de alumínio colocada na caixa de Petri.

- Tape a caixa de Petri, a fim de evitar a dissecação da geleia - Observe os fenómenos de coloração e a sua evolução

Amostra de aço: - Decape uma chapa de aço com solução apropriada - Lave com água, desengordure com álcool e secque com papel de filtro - Coloque 10 cm3 de solução de agar-agar aquecida a 70°C, 5 cm3 de solução

de NaCl 0,1M e 1 cm3 de ferroxil sobre a chapa de aço colocada na caixa de Petri.

- Tape a caixa e observe os fenómenos de coloração. Interpretação Com base nas observações feitas interprete os fenómenos ocorridos.


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PARTE D: AREJAMENTO DIFERENCIAL Objectivo: Observação da influência do oxigénio sobre a corrosão dos metais. Fundamento: Quando dois metais ou partes de um mesmo metal se encontram em contacto eléctrico e sujeitos a diferentes concentrações de oxigénio, a parte mais oxigenada tende a comportar-se como cátodo, dando-se a redução do oxigénio: H2O + 1/2 O2 + 2 e- —> 2 OH-

Na zona menos oxigenada, e desde que o metal seja suficientemente electropositivo, tende a dar-se a oxidação do metal (comportando-se, portanto, como ânodo): M —> Mn+ + n e-

Material e Reagentes: - Microamperímetro - Solução de NaCl a 3% - Vaso poroso - Amostras metálicas - Material corrente de laboratório Técnica de ensaio: 1) Coloque um vaso poroso dentro de um copo de vidro, enchendo ambos com

solução de cloreto de sódio a 3%. Coloque uma amostra de aço dentro do vaso poroso e outra fora do vaso e ligue-as exteriormente ao microamperímetro. Insufle então ar, com uma bomba, no compartimento exterior da célula e registe a intensidade de corrente e o sentido desta.

2) Coloque uma amostra de aço, decapada e bem desengordurada, em imersão

parcial numa proveta contendo solução de cloreto de sódio a 3% com gotas de ferroxil. A solução deve ser previamente desarejada.


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PARTE E: CORROSÃO LOCALIZADA Objectivo: Observação de situações com corrosão localizada. Fundamento: Por "corrosão localizada" entende-se qualquer forma de corrosão em que a maior parte da superfície metálica se mantém inalterada, dando-se o fenómeno corrosivo apenas sobre uma pequena área metálica, e daí a sua grande importância. Neste trabalho estudar-se-ão, a título exemplificativo, os seguintes tipos: corrosão em fendas e corrosão sob depósitos. Material e Reagentes: - Amostras metálicas - Solução fervente de agar-agar (3% em NaCl) com ferroxil - Solução de NaCl a 2% com FeCl3 1g/l - Areia - Elástico - Material corrente de laboratório Técnica de ensaio: 1) Prepare um pouco de solução fervente de agar-agar (3% em NaCl) com ferroxil.

Limpe uma amostra de aço por abrasão e coloque na sua superfície uma gota da mistura de gel.

2) Prepare um copo com solução de NaCl a 2% com FeCl3 e mergulhe uma chapa

de aço apertada com uma tira de borracha. 3) Coloque um depósito de areia sobre aço em solução de NaCl a 2% com FeCl3, de

modo a que a chapa esteja apenas parcialmente coberta pela areia. Observe os resultados passado algum tempo (no caso das alíneas 2 e 3 convém

esperar cerca de 2 semanas).

11


Trabalho nº 2

DIAGRAMA E-pH DO SISTEMA Ag-H2O, A 25ºC

FUNDAMENTOS

Tensão de eléctrodo

A tensão de eléctrodo é uma grandeza termodinâmica muito importante porque não

só determina a possibilidade de uma transformação electroquímica se realizar, como

permite afirmar qual o sentido possível da reacção entre dois (ou mais) sistemas

electroquímicos cujas tensões actuais sejam conhecidas, sendo também, por si só,

suficiente para informar quanto ao estado em que um metal se pode encontrar,

quando em contacto com dada solução (activo ou passivo) e ainda para caracterizar

as respectivas condições de superfície.

É evidente que uma tensão não tem qualquer significado concreto; este, apenas o

podem ter as tensões dos sistemas reversíveis em estado de equilíbrio, ou os

sistemas sujeitos a regimes permanentes. Contudo, a evolução das tensões no

tempo, quer quando os sistemas evolucionam espontaneamente, quer quando

sujeitos a campos eléctricos externos (ou outros) tem grande importância, podendo

mesmo informar quanto a certos aspectos cinéticos das reacções, embora uma

tensão de eléctrodo, por si só, em nada possa informar quanto à velocidade das

reacções.

Iremos tratar de um sistema evolucionando espontaneamente.

No que respeita à natureza destas tensões, convém recordar que:

Tensão reversível é a tensão de eléctrodo dum sistema em que as reacções

entre os seus constituintes nos sentidos progressivo e regressivo se realizam

simultaneamente com iguais velocidades. Estas tensões obedecem às leis de

Nernst e de Peters.

Diagrama E-pH do Sistema Ag-H2O a 25°C Trabalho Nº 2

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Tensão mista é a tensão exibida por um eléctrodo no qual actuam pelo menos

dois sistemas electroquímicos diferentes entre si, evolucionando

complementarmente, isto é, um no sentido da oxidação e outro no sentido da

redução, simultaneamente e com igual velocidade. Estas tensões são sempre

irreversíveis.

Comportamento de um metal perante os electrólitos (meio aquoso)

Quanto ao seu comportamento os metais podem dizer-se activos, imunes ou

passivos, sendo os seus estados correspondentes designados pelos seguintes

termos:

Actividade (ou dissolução ou corrosão), quando um metal se encontra nas

condições correspondentes à estabilidade dos seus iões simples ou

complexos.

Imunidade, quando um metal se encontra nas condições correspondentes à

sua estabilidade termodinâmica.

Passividade, é o estado em que o metal não sofre praticamente corrosão, por

se encontrar recoberto por um filme (no entanto não se encontra no estado de

imunidade). A sua tensão é sempre mais nobre do que a do metal imune. Um

metal passivo pode ainda dissolver-se, se bem que muito lentamente

(corrosão passiva), tudo dependendo das características condutoras das

películas passivas.

Como é natural supor, o comportamento dos metais perante variados tipos de

electrólitos é extremamente variado e o seu estudo bastante complexo. Mas pode-se

procurar uma primeira vista de conjunto, abrangendo todos os estados possíveis

assumidos por um metal em certas condições restritas mas suficientemente

frequentes.

A melhor forma de condensar esse comportamento consiste em usar diagramas de

E-pH os quais, embora ideais, permitem englobar sistematicamente, num único

diagrama, todos os estados de oxidação-redução referentes a todas as formas

oxidadas e reduzidas que um mesmo elemento pode formar. Estes diagramas,

devidos a Pourbaix, são construídos de modo que cada linha, uma recta, represente


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as condições de equilíbrio entre duas formas do sistema global. Estes equilíbrios são

do tipo ácido-base ou oxidação-redução.

Os diagramas mais simples de tratar são do tipo metal-água que, embora não

reflectindo a influência doutros iões além dos da água, são suficientes para uma

interpretação básica do comportamento do metal.

Com base nestes diagramas poder-se-á proceder mais facilmente a certas previsões

sobre o comportamento dos metais, embora as informações dadas por aqueles

sejam apenas prováveis, nada informando quanto à velocidade das transformações,

pois que as linhas dos diagramas que delimitam as zonas de estabilidade das

formas foram estabelecidas sobre bases exclusivamente termodinâmicas ideais.

Fórmula geral dos equilíbrios químicos

Uma reacção química é uma reacção na qual só participam moléculas neutras e iões

carregados positivamente ou negativamente. Não há portanto electrões livres em

jogo.

De uma maneira geral as reacções químicas podem escrever-se como:

υ'1 M'1 + υ'2 M'2 + .…. —> υ"1 M"1 + υ"2 M"2 + .…. (1)

onde os coeficientes estequiométricos são todos números positivos.

Colocando todos os termos num mesmo lado da equação podemos representá-la

como:

Σ υ M = 0 (2)

onde os coeficientes estequiométricos υ têm os mesmos valores absolutos que em

(1) mas são afectados do sinal positivo para os constituintes da reacção que se

encontram no lado direito da equação química e do sinal negativo para os

constituintes da reacção que se encontram no lado esquerdo.

Por exemplo a reacção:

Fe + 2 H+ —> Fe++ + H2

escrever-se-ia:

Fe+++ H2 - Fe - 2 H+=0


Escrever a reacção na forma (1) ou (2) não pressupõe que se conheça o sentido em

que ela ocorre, tanto podendo dar-se um sentido como noutro.

A variação de energia livre de uma reacção pode ser expressa por:

∆G = Συµ

onde µ são os potenciais químicos das diferentes constituintes da reacção.

O potencial químico de cada constituinte da reacção pode ser expresso pela relação

seguinte:

µ = µ0 + RT ln (M) (3)

onde µ0 é o potencial químico padrão do constituinte considerado* e (M) é a

fugacidade dos constituintes gasosas da reacção ou a actividade dos constituintes

condensados.

A condição de equilíbrio termodinâmico de uma reacção química, pode ser escrita

como:

Συµ = 0 (4)

Se substituírem (3) em (4) temos:

Συµ0 + RT Συ ln (M) = 0 (5)

Substituindo a constante dos gases perfeitos pelo seu valor, R = 1,985 cal/°C/mole e

passando a log:

υυµ

log( ).

MT

= ∑∑0

4 575 (6)

ou:

Συ log (M) = log k

log,

k = − ∑υµ 0

4 575T

(7)

* O estado padrão corresponde no caso dos gases à fugacidade de 1 atm para a temperatura T e no caso dos constituintes condensados ao constituinte puro no estado condensado. Neste último caso o seu valor depende da temperatura T e da pressão p.

14

No caso de uma solução o potencial químico padrão do solvente é o potencial químico do solvente puro para a pressão e temperatura consideradas e o potencial químico padrão do constituinte dissolvido é o potencial químico deste constituinte à pressão e temperatura consideradas num estado de referência, a que corresponde uma actividade unitária.


Fórmula geral dos equilíbrios electroquímicos

Numa reacção electroquímica (ou reacção de eléctrodo) tomam parte constituintes

químicos (moléculas neutras ou iões carregados positivamente ou negativamente) e

electrões livres, podendo de uma maneira geral escreverem-se como:

Συ M + n e- = 0 (8)

A variação de energia livre de uma reacção electroquímica pode ser expressa por:

∆ G = Συµ - n FE0 (9)

onde µ é o potencial químico de cada constituinte da reacção, E0 é o potencial de

equilíbrio do eléctrodo e F a constante de Faraday (96500 C).

A condição de equilíbrio termodinâmico dessa reacção pode pois ser escrita como:

Συµ - n FE0= 0 (10)

Substituindo o potencial químico pelo seu valor (eq. (3)), temos:

Συµ0 + RT Συ ln (M) - n FE0 = 0 (11)

Substituindo R pelo seu valor e passando a log:

Συµ0 + 4,575T Συ log (M) - n FE0 =0 (12)

Se substituirmos F pelo seu valor, exprimirmos o potencial de eléctrodo em volt e os

potenciais químicos em calorias/mole e considerarmos a temperatura de 25°C:

15

(13)

E En

Mo oo= + ∑0 0591, log( )υ

Eno

oo

= ∑υµ

23060

em que E é o potencial de equilíbrio padrão correspondente à reacção de

eléctrodo a 25°C.

00


Traçado dos diagramas de equilíbrio E-pH

Daremos aqui uma ideia geral como se procede para estabelecer os diagramas de

equilíbrio E-pH.

Reacções

Estabelece-se a lista de todos os constituintes do elemento em estudo que se

querem considerar no diagrama e procura-se na literatura os valores dos potenciais

químicos padrão desses constituintes.

Escrevem-se as equações das diferentes reacções nas quais os constituintes

considerados podem participar dois a dois, fazendo intervir os dois constituintes A e

B e eventualmente H2O, H+ e os electrões livres e-.

As equações terão pois a forma geral:

aA + cH2O bB + mH+ + ne-

Agrupam-se as reacções segundo o estado físico dos corpos A e B (indicando para

cada reacção, os números de oxidação z do elemento sob cada uma das duas

formas): As classificações possíveis são:

a. reacções homogéneas (duas formas dissolvidas)

b. reacções heterogéneas nas quais participam dois corpos

condensados (geralmente duas formas sólidas)

c. reacções heterogéneas nas quais participam um corpo condensado

(geralmente sólido) e um corpo dissolvido

d., e. e f. quando existem formas no estado gasoso procede-se da

mesma maneira que em a, b, c para os constituintes gasosos.

Para cada um dos grupos de reacções considerados, escrevem-se primeiro as

reacções químicas e depois as reacções electroquímicas.

Condições de equilíbrio das reacções

Para cada uma das reacções escrita anteriormente escreve-se a condição de

equilíbrio usando as equações de equilíbrio (7) e (13), consoante se trata de

equilíbrios químicos ou electroquímicos.

16


No caso das reacções químicas escritas sob a forma:

aA + cH2O —> bB + mH+ (14)

a condição de equilíbrio, de acordo com (7), será:

log (B)b(A)a = log k + m pH (15)

No caso das reacções electroquímicas escritas sob a forma:

aA + cH2O bB + mH+ + ne- (16)

a condição de equilíbrio, de acordo com (13), será:

E0 = E0 - 0,0591 mn pH + 0,0591

n log (B)(A)

b

a (17)

Aos diagramas E-pH de um dado elemento é costume sobrepor-se também o

diagrama de equilíbrio E-pH da água, que corresponde às equações:

H2 2H+ + 2e- (18)

2H2O O2 + 4H+ + 4e- (19)

para a pressão de hidrogénio e de oxigénio de 1 atm.

As condições de equilíbrio destas reacções traduzem-se, respectivamente, por:

E0 = 0,000 -0,0591 pH (18')

E0 = 1,228 -0,0591 pH (19')

No diagrama E-pH estes equilíbrios

correspondem a duas linhas a e b,

Fig. 1.

A verificação experimental dum

diagrama E-pH nem sempre é fácil

de realizar, pois muitos dos

equilíbrios que neles figuram não

são reversíveis ou as reacções são

tão lentas que se torna pouco

praticável realizá-las.

No caso dum metal nobre como a

17


prata, cujo comportamento se aproxima bastante da reversibilidade e cujo diagrama

apresenta um “nó” que se situa dentro do domínio de estabilidade da água (rectas A

e B), o problema pode resolver-se com grande aproximação, sendo possível obter

experimentalmente valores muito próximos dos valores teóricos. O “nó” corresponde

aos equilíbrios Ag/Ag+, Ag+/Ag2O, Ag/Ag2O, cujas equações são:

Ag+ + e- Ag 4

18

2Ag+ + 2OH- Ag2O + H2O 5

Ag2O + 2H+ + 2e- 2Ag + H2O 6

e cujas expressões analíticas representam as equações das rectas (4), (5) e (6) do

diagrama da figura.

PARTE EXPERIMENTAL

A verificação experimental dos factos expostos pode conseguir-se, mas não é tão

fácil como à primeira vista pode parecer, porque algumas das reacções

mencionadas não são reversíveis e outras são muito lentas. O caso mais favorável é

o da prata e o nó do diagrama do sistema Ag-H2O representado na figura anterior

pode, de facto, ser reproduzido com relativa facilidade.

O método consiste em medir a tensão dum eléctrodo de prata, mergulhado numa

solução dos seus iões (Ag+) e, simultaneamente, medir o pH da solução, o qual se

faz variar desde a zona ácida até à zona alcalina (pH≈11,5). A zona de precipitação

do óxido é particularmente importante e deve ser localizada com cuidado.

Existem duas razões para se adoptar a técnica indicada e não a de titular toda a

solução desde o pH inicial até final:

1. O calor de neutralização do ácido aos baixos valores do pH conduz a

variações de temperatura que influem na estabilidade do eléctrodo e demora

portanto muito o ensaio.

2. O consequente aumento de volume devido à adição do titulante pode ser

apreciável e influir na concentração de Ag+ (assim como na força iónica da

solução).


Material e reagentes

• Eléctrodos de Ag pura (99,99%)

• Eléctrodo de calomelanos saturado (ECS)

• Eléctrodo de vidro combinado e medidor de pH

• Ponte salina de NaNO3

• Milivoltímetro

• Soluções de AgNO3 com diferentes pH e [AgNO3] = 0,005 M

• Soluções de NaOH 0.1M e 1M

Montagem Experimental

19


20

Técnica

1. Lixar, lavar e desengordurar o eléctrodo de prata.

2. Aferir o medidor de pH com as soluções tampão fornecidas (pH4 e pH7).

3. Medir as tensões de eléctrodo de prata e os pHs rigorosos para as soluções de

pH2, pH4 e pH5.

4. Adicionar base à solução de pH6, até se atingir pH11. Tome cuidado com o início

desta operação. Como a precipitação do Ag2O se dá nesta zona (vértice do nó do

diagrama), qualquer pequeno excesso de base pode provocar o início da

precipitação. Aliás, o ponto exacto do começo da precipitação deverá ser

assinalado e o pH registado.

A adição de base deverá ser conduzida do seguinte modo:

usando uma bureta com NaOH 0.1M, acoplada ao copo que contém o

eléctrodo de prata, juntar 1 gota de base 0,1M e esperar cerca de 1 minuto;

ler o pH e a tensão do eléctrodo e verificar se os valores são estáveis.

Registar pH e tensão de eléctrodo (só se devem registar valores estáveis e

não prosseguir a titulação enquanto tal se não conseguir);

quando as variações de pH começarem a ser pequenas, pode-se substituir a

bureta por outra com base 1M. As adições podem ser de cerca de 0,5 ml e,

após pH9, 1 ml até se atingir pH11. Terminar então a operação.

CÁLCULOS E DISCUSSÃO DOS RESULTADOS

Proceder ao cálculo teórico das expressões analíticas representativas das rectas (4),

(5) e (6), tomando como base dos cálculos a concentração do Ag+ das soluções

dadas e fazer a respectiva representação em papel milimétrico, num plano E(mV)-

pH.

No mesmo gráfico representar os valores obtidos experimentalmente. Comparar os

declives teóricos e experimental da recta (6). Criticar.


21

BIBLIOGRAFIA

• I.M.M. Gago, Técnica, 303, 493-513, 1960.

• I.M.M. Gago, Técnica, 304, 561-584, 1960.

• M. Pourbaix, “Termodynamics of Dilute Aqueous Solutions”, Edward Arnold and

Co., London, 1949.

• M. Pourbaix, “Atlas of Electrochemical Equilibria in Aqueous Solutions”, Pergamon

Press, London, 1966.

23

DIAGRAMA E-pH DO SISTEMA Ag-H2O, A 25ºC

FOLHA DE REGISTO DE VALORES EXPERIMENTAIS

Soluções pH rigoroso Tensão de Eléctrodo

pH = 2

pH = 4

pH = 5

pH

rigoroso

Tensão de

Eléctrodo

pH

rigoroso

Tensão de

Eléctrodo

pH

rigoroso

Tensão de

Eléctrodo

24

25


Trabalho nº 3

DETERMINAÇÃO DE VELOCIDADES DE CORROSÃO

(INIBIDORES DE CORROSÃO)

OBJECTIVO

Determinação de velocidades de corrosão e estudo da eficiência de um inibidor de

corrosão para um aço macio em meio de ácido sulfúrico.

Fundamentos teóricos

Um inibidor de corrosão é uma substância que se adiciona ao meio agressivo de forma a diminuir ou anular a velocidade de corrosão. Os inibidores podem actuar por adsorção, formando um filme muito fino com apenas algumas monocamadas de espessura; podem também formar espessos precipitados que se depositam à superfície do metal, recobrindo-o, ou ainda levar à formação de um filme passivo. Finalmente, podem ainda considerar-se como inibidores as substâncias que, sem afectar a superfície do metal, interferem com o meio agressivo, removendo agentes corrosivos ou favorecendo a formação de precipitados. São várias as classificações dos inibidores, sendo as principais [1-3]:

• inibidores orgânicos e inibidores inorgânicos

• inibidores anódicos, catódicos ou mistos, conforme actuem nas áreas anódicas, catódicas ou em ambas

Fundamento das Técnicas Experimentais: Quando se traça uma curva de polarização de um metal num meio condutor, a curva E vs I que se obtém diz respeito não apenas a uma reacção de eléctrodo, mas sim à soma de duas ou mais reacções (Fig. 1A). Nas zonas das baixas sobretensões (η < 20mV) verifica-se que I varia linearmente com E, ao passo que às altas sobretensões (η > 100mV) a relação é logarítmica; assim, se se representar E em função de log I, obtém-se uma recta na zonas das altas sobretensões, a que se chama recta de Tafel.

Determinação de Velocidades de Corrosão Trabalho Nº 3

EO/R

EMn +/M

i = 0 icorr

Ecorr

E

B a

'

R → O + n e- (O + n e- → R (O + n e- → R (

Figura 1 - Curvas potencial

catódica para a corrosão d

Figura 1 - Curvas potencial

catódica para a corrosão d

O método da extrapolaçO método da extrapolaçde polarização e na utilizintersecção das rectas ddeterminar a corrente deapresente elevada condu Outro método de determresistência de polarizaçpotencial aplicado e a designando-se o seu quo

Assim, determinando o ddetermina-se a resistênccorrente de corrosão atra

em que ba e bc são respectivamente.

a

i

EO/R

EMn +/M

Ecorr

a) a’)

M → Mn+ + n M → MMn+ + n e- → M

a’)

n+ + n n+ + n e- →

-corrente representativas da polarização d

e um metal mergulhado num electrólito de

-corrente representativas da polarização d

e um metal mergulhado num electrólito de

ão das rectas de Tafelão das rectas de Tafel consiste no ação dos valores obtidos às altas soe Tafel catódica e anódica extrapola corrosão (ou velocidade de corrosãtividade.

inar a velocidade de corrosão é o ão que utiliza a zona das baixas densidade de corrente estão relacciente por resistência de polarização,

R = Ei

p∆∆

eclive da curva E vs I para baixos vaia de polarização que se relaciona vés da equação de Stern-Geary [4]:

i = 1R

b .b2.303 (b b )

corrp

a c

a c.

+

os declives das rectas de Tafel

26

b
a'
a'

b

b

b'

A

icorr log i

e- (b) M (b’) e- (b) M (b’)

as reacções anódica e

elevada condutividade

as reacções anódica e

elevada condutividade

traçado de uma curva bretensões. Assim, a das (Fig. 1B) permite o), desde que o meio

chamado método da sobretensões, onde o ionados linearmente, Rp:

lores de sobretensão, com o densidade de

anódica e catódica,


27

PARTE EXPERIMENTAL

Material e reagentes

• soluções de H2SO4 (concentração a definir pelo professor) e de H2SO4 + hexamina 3g.l-1

• eléctrodos de aço não ligado

• eléctrodo de calomelanos saturado

• ponte de Luggin

• contra eléctrodo de platina

• potenciostato controlável por computador = interface electroquímica

• sistema de aquisição de dados

Procedimento experimental

Usando um potenciostato e uma montagem a 3 eléctrodos (eléctrodos de trabalho, auxiliar e de referência), trace curvas de polarização de aço não ligado em solução de H2SO4 com e sem inibidor (hexamina na concentração de 3 g.l-1). Para isso, e para cada uma das soluções:

comece por montar a célula como se indica abaixo, deixando depois estabilizar o valor do potencial de corrosão.

seguidamente, efectue um varrimento de potenciais na vizinhança do potencial de corrosão, com vista ao cálculo da resistência de polarização, Rp (Einicial=Ecorr - 20 mV; Efinal=Ecorr + 20 mV; Vel. de varrimento = 10-4 V.s-1).

faça depois um outro varrimento com vista à determinação das rectas de Tafel (Einicial=Ecorr - 250 mV; Efinal=Ecorr + 250 mV; Vel. de varrimento = 10-3 V.s-1).

Traçado de uma curva de polarização com o Autolab

O traçado de uma curva de polarização envolve o uso de uma célula de três

eléctrodos e de um potenciostato. Neste trabalho utilizar-se-à umum potenciostato

que permite controlo remoto e aquisição de dados através de um PC (este tipo de

potenciostatos controláveis por computador é também designado de interface

electroquímica). Através do PC, torna-se assim possível controlar o ensaio e

armazenar os dados (Figura 2).


Computador Potenciostato Célula

Figura 2 – Esquema de funcionamento de um potenciostato controlável por computador

A célula electroquímica é, nestes ensaios, constituída por três eléctrodos: o

eléctrodo de trabalho, feito da amostra a testar; o eléctrodo de referência, em

relação ao qual é são medidos os valores de potencial do eléctrodo de trabalho; o

eléctrodo auxiliar ou contra-eléctrodo, que permite a passagem de corrente eléctrica

necessária para polarizar o eléctrodo de trabalho (Figura 3).

Imposição de

Potencial

Medição de

Corrente

Contra-eléctrodo

Figu

Numa curva de polariza

uma rampa contínua de

(Figura 4), sendo medid

flui através desse eléctro

Eléctrodo de Referência

Solução

d

ra 3 – Esquema

ção, o potenci

valores de pote

os e registado

do.

Eléctrodo

e Trabalho

de célula de três eléctrodos

ostato vai impondo ao eléctrodo de trabalho

ncial, no sentido ascendente ou descendente

s os valores da intensidade de corrente que

28


P

oten

cial

Tempo

Figura 4 – Rampa de potencial imposta durante uma curva de polarização

A sequência de operações necessária para o traçado de uma curva de polarização é

a seguinte:

no computador, abrir o programa GPES.

no menu Method seleccionar o modo de varrimento linear - “Linear Sweep

Voltammetry (Normal)”.

montar a célula de três eléctrodos, de acordo com o esquema:

Figura 5 – Esquema da montagem

efectuar a ligação dos três eléctrodos aos cabos do potenciostato, de acordo

com a convenção de cores das respectivas fichas: eléctrodo de trabalho =

vermelho, eléctrodo de referência (ECS) = azul e eléctrodo auxiliar = preto.

29


30

no GPES, na janela Edit Procedure (figura 6a) verificar as várias opções e

ajustá-las aos valores pretendidos, sabendo que Begin Potential e

End Potential são, respectivamente, os potenciais inicial e final estabelecidos

para cada curva, e Scan Rate é a velocidade de varrimento de potenciais.

na janela Manual Control , verificar que as opções estão de acordo com a

imagem da figura 6b.

a) b)

Figura 6 – Janelas de configuração do programa GPES 4.

verificar se, no Autolab, o interruptor “Cell On/Off” está na posição “On”

(indicador luminoso aceso)

iniciar o ensaio, premindo Start.

No final, gravar os dados, através de File → Save Scan As.


31

CÁLCULOS E DISCUSSÃO DOS RESULTADOS

Represente as curvas E vs log i e faça extrapolações das rectas de Tafel para determinar as velocidades de corrosão. Represente a região linear da curva em escala linear e determine as velocidades de corrosão usando a equação de Stern-Geary. Determine a eficiência do inibidor usado e comente o efeito da sua presença nas condições de trabalho.

BIBLIOGRAFIA

[1] ”NACE Basic Corrosion Course”, NACE, Houston (1971) [2] Shreir, “Corrosion”, vols. 1 e 2, ed. Butterworths, 2nd Ed., 1976 [3] G. Wranglén, “An Introduction to Corrosion and Protection of Metals”, ed. Institut

für Metallskydd, 1972 [4] M. Stern and A.L. Geary, J. Electrochem. Soc., 104 (1957), p.56 [5] F. Mansfeld, “The Polarization Resistance Technique for Measuring Corrosion

Currents”, in Advances in Corrosion Science and Technology, Fontana and Staehle Eds., Plenum Press, New York (1976)


Trabalho nº 4

APLICAÇÃO DO MÉTODO DA IMPEDÂNCIA AO ESTUDO DE UM

PROCESSO ELECTROQUÍMICO

OBJECTIVO

Determinação de velocidades de corrosão e estudo da eficiência de um inibidor de

corrosão para um aço macio em meio de ácido sulfúrico.

FUNDAMENTOS

Como é sabido, a aplicação de uma diferença de potencial constante (∆V) aos

terminais de uma resistência provoca um fluxo de electrões (ou uma intensidade de

corrente, i), que depende do valor dessa resistência segundo a conhecida lei de

Ohm:

∆V = Ri ou R = iV∆ (1)

Suponhamos agora que, em vez de aplicar um potencial constante, se aplica um

potencial variável - por exemplo com a forma de uma onda sinusoidal. Tal potencial

pode ser expresso por

V = V0 sen ωt (2)

em que ω é a frequência angular (ω = 2πf, sendo f a frequência linear), t é o tempo e

V0 é a amplitude da onda (fig. 1).

33

Aplicação do Método da Impedância Trabalho Nº 4

t

V

-V0

+V0

π /ω 2 π / ω

Figura 1 – Representação de onda sinusoidal de potencial

A resposta do circuito a este potencial sinusoidal será uma intensidade de corrente

também sinusoidal. Potencial e corrente podem estar (e estão frequentemente)

desfazadas, mas as frequências de um e de outro são necessariamente iguais.

Assim, a corrente resultante pode ser representada por

I = I0 sen (ωt + φ) (3)

em que I0 é a amplitude da intensidade de corrente e φ é a desfazagem entre as duas

ondas, normalmente designada ângulo de fase (o que pressupõe que se toma a fase

do potencial com referência). Esta grandeza pode ser positiva ou negativa, e é

constante ao longo do tempo, dadas as frequências serem iguais para as duas ondas

(fig. 2).

Figura 2 – Potencial sinusoidal e corrente resultante

34


De modo idêntico a (1), podemos determinar a razão entre o potencial e a corrente:

( )Z VI

VI

sen tsen t

= =+

0

0

ωω φ

(4)

A Z chama-se impedância e, como se vê, é um conceito generalizado de resistência

(sendo esta última referida apenas ao caso de corrente contínua).

Para o caso da resistência vem φ = 0 e portanto

Z = VI

0

0

= R. (5)

Suponhamos agora que o nosso circuito apenas consite num condensador com uma

determinada capacidade, C. Neste caso as equações fundamentais são

Q = CV ou i = C dVdt

(6)

Dado que V = V0.sen (ωt), será

i = ω. C.V. cos (ωt) (7)

= ω. C.V. sen (ωt + π2

) (8)

e

Z = 1

2ωω

ω πCsen t

sen t.

( )( /+ )

(9)

Podemos para já tirar as seguintes conclusões:

1ª) A razão entre as amplitudes do potencial e da corrente são:

Resistência: R

Condensador: 1/ωC

Portanto, esta razão é contante para a resistência pura, mas depende da

frequência para o condensador.

2ª) A corrente e o potencial estão em fase na resistência, mas têm uma

desfazagem de π/2 no condensador.

35


Notação Complexa

As ondas sinusoidais atrás representadas podem ser interpretadas como um vector

que roda num plano (fig. 3) com uma frequência ω, sendo o vector observado em

cada instante a componente de OP projectada no eixo dos xx.

Figura 3 – Notação complexa da impedância

Se considerarmos P um ponto do plano complexo, a sua representação algébrica

será x+jy, em que x=OX, y=OY e j = −1.

Como se sabe, a razão entre dois números complexos é ainda um complexo, pelo

que a impedância pode ser de um modo geral expressa por

Z = Zreal + j Zimaj (10)

ou

Z = Z’ + jZ” (11)

ou ainda

Z = |Z| . exp (jφ) (12)

sendo

|Z| ≡ módulo da impedância

jφ ≡ argumento

36


A forma mais vulgar de representar impedâncias é o chamado diagrama de Nyquist

(equivalente ao plano de Argand para os números complexos).

Vamos em seguinda ver qual a representação da impedância de elementos simples

em diagramas de Nyquist.

1. Resistência

Vimos que neste caso φ = 0 e Z = R, pelo que se obtém apenas um ponto, seja

qual for a frequência (fig. 4).

Figura 4 - Representaçao complexa da impedância de uma resistência

2. Condensador

Contrariamente à resistência, cuja impedância é real, o condensador tem uma

impedância imaginária (fig. 5) e depende de ω.

Z = 1

j Cω

Figura 5 - Representaçao complexa da impedância de um condensador

37


3. Resistência e Condensador em série

Dado os elementos estarem em série, a impedância do circuito é igual à soma

das impedâncias individuais (leis de Kirchoff generalizadas). Assim, será

Zj C

R= +1ω

e no diagrama de Nyquist verifica-se que os valores relativos ao

condensador vêm desviados no eixo de Z’ de um valor relativo a R:

(fig. 6).

Figura 6 - Representaçao complexa da impedância de uma associação em série de uma resistência e de um condensador

4. Resistência e Condensador em paralelo

Recorrendo mais uma vez à s leis de Kirchoff generalizadas, teremos que

1 1 1Z Z ZR C

= +

ou seja, o inverso da impedância do circuito é igual à soma dos inversos das

impedâncias dos componentes.

Assim, teremos

CjRZ

ω+=11

A representação de Z no plano complexo é neste caso (como se pode

demonstrar matematicamente) um semicírculo de raio R/2 (fig. 7).

38


Figura 7 - Representaçao complexa da impedância de uma associação em paralelo de uma resistência e de um condensador

APLICAÇÃO DO CONCEITO DE IMPEDÂNCIA À ELECTROQUÍMICA

O que foi anteriormente pode ser aplicado a células e a reacções electroquímicas.

Assim, aplicando potenciais alternos (com diversas frequências) a uma célula

electroquímica, e medindo a corrente resultante, obtêm-se diagramas de

impedâncias, a partir dos quais se podem obter informações tais como:

• Tipo de contrôle da reacção (cinético, difusional ou misto). • Resistência da solução. • Resistência à transferência de carga. • Detecção de intermediários adsorvidos sobre a superfície metálica. • Presença de filmes na superfície.

Para um sistema simples controlado apenas por transferência de carga, o diagrama

de Nyquist deverá ser do tipo da fig. 8

Figura 8 – Diagrama de Nyquist para sistema simples, controlado por transferência de carga

39


A este diagrama pode associar-se um circuito eléctrico equivalente:

em que

Rsol ≡ resistência da solução

Rtc = resistência à transferência de carga

Cdc = capacidade eléctrica da dupla camada

Estes 3 parâmetros podem ser obtidos a partir da diagrama como se indica na fig. 8.

As células electroquímicas podem produzir outros tipos de diagramas de impedância,

a que correspondem outros tantos circuitos eléctricos equivalentes. Para análise

desses diagramas aconselha-se a leitura da ref. [1].

TÉCNICA EXPERIMENTAL

Neste trabalho vai-se traçar o diagrama de impedâncias para o aço macio imerso em

solução diluída de ácido sulfúrico sem e com inibidor.

Equipamento, Material e Reagentes:

• Eléctrodos de aço macio, platina e saturado de calomelanos • Soluções: H2SO4 (conc. a definir pelo professor)

“ “ + 0,5 g/l de hexamina

“ “ + 1 g/l “ “

“ “ + 2 g/l “ “

“ “ + 3 g/l “ “

“ “ + 7 g/l “ “

• Célula electroquímica • Interface electroquímica (Potenciostato) • Analisador de resposta de frequência (FRA) • Sistema para recolha de dados (PC)

40


41

Sequência de Operações:

1. Lixar, desengordurar e secar o eléctrodo de aço 2. Desengordurar o eléctrodo de platina 3. Montar os eléctrodos de trabalho auxiliar (de platina) e de referência (ESC) na

célula. 4. Traçar o diagrama de impedâncias:

• Ligar o computador • Digitar EIS <ENTER> • Escolher opção EIS - Aulas • Escolher opção <F1> - INPUT Data • Escolher opção <F4> - FRA • Verificar opções de SETUP (<F4>) para o FRA (<F1>) e para a Interface

Electroquímica 1286 EI (<F2>). Voltar ao “Menu” anterior <ESC>. • Iniciar processo de medida <F1> = RUN • Introduzir o título, área da amostra, tempo de estabilização da amostra

(delay) e nome do ficheiro de resultado. • Seguir as instruções. Nesta fase, o sistema permitirá que o eléctrodo

estabilize (tempo estabelecido em “delay”); seguidamente, medirá o potencial de circuito aberto do electrodo de trabalho WE (em relação ao eléctrodo de referência RE1); de seguida é imposto o potencial escolhido no SETUP (normalmente igual ao potencial de circuito aberto) e o ensaio começa a decorrer. No final é feita a impressão dos gráficos e os resultados são automáticamente armazenados em disco.

5. Repetir o processo com cada uma das outras soluções de trabalho.

INTERPRETAÇÃO E CÁLCULOS

De acordo com a forma do diagrama, concluir do circuito equivalente da interface e

do tipo de controle do processo em estudo.

Determinar os valores dos diversos parâmetros: resistência da solução, resistência

de transferência de carga e capacidade da interface. Concluir da influência da

concentração de inibidores sobre aqueles parâmetros e sobre a velocidade de

corrossão.

BIBLIOGRAFIA

[1] M.G.S. Ferreira, “Controlo da Corrosão pelo Método da Impedãncia

Electroquímica”, Corros. Prot. Mater, 2(1) (1983), 4

[2] K. Hladky, L.M. Callow e J.L. Dawson, “Corrosion Rates from Impedance

Measurements: An Introduction”, Br.Corros.J., 15(1), (1980), 20

43


Trabalho nº 5

PASSIVAÇÃO E DESTRUIÇÃO DA PASSIVAÇÃO

OBJECTIVO

Pretende-se mostrar que um metal tem possibilidade de se passivar num determinado meio, resistindo assim à corrosão, e que, pelo contrário, essa passivação pode ser destruida pela adição de determinados agentes.

FUNDAMENTO

Um metal é dito passivo quando, estando exposto a condições favoráveis à sua

dissolução, essa reacção não se verifica. À transformação operada num metal activo

ou potencialmente activo, de forma a tornar-se passivo, dá-se o nome de

passivação.

A passivação corresponde à formação de uma película protectora, normalmente de

óxidos e é acompanhada de uma elevação da tensão do metal. Pode dar-se por

imersão numa solução oxidante (auto-passivação), ou ligando o metal, como ânodo,

a um circuito exterior, de modo a elevar o seu potencial até um valor tal que o metal

se passive.

A adição de determinados elementos, quer ao metal quer à solução, pode facilitar ou

dificultar a obtenção de uma película passivante. Entre os primeiros podemos citar

alguns elementos de liga que, quando adicionados ao metal, podem permitir uma

melhor formação das ditas películas (ex: adição de Ni e Cr aos aços para originar

aços inox); entre os segundos, ditos agressivos, contam-se os iões halogeneto que,

quando adicionados à solução, vão fazer com que o metal se corroa, destruindo a

camada de passivação.

O ataque dos filmes passivos pelos iões halogeneto, originando a destruição

localizada do filme de óxidos e o ataque do metal a descoberto, denomina-se de

corrosão por picadas (pitting).

A presença de halogenetos afecta não só o comportamento do metal na região

passiva, mas também na região activa. Assim, normalmente o potencial misto

Passivação e Destruição da Passivação Trabalho Nº 5

(potencial de auto-corrosão) baixa, enquanto que o potencial de passivação e a

densidade de corrente crítica de passivação aumentam.

FUNDAMENTOS DA TÉCNICA EXPERIMENTAL

De entre os métodos electroquímicos de estudo da corrosão, o traçado de curvas de

polarização anódicas é talvez o mais divulgado, consistindo na caracterização do

comportamento do metal através da sua relação potencial-corrente.

De um ponto de vista qualitativo, a forma da curva de polarização pode dar

indicações sobre as transformações verificadas aos diferentes potenciais,

permitindo, por exemplo, verificar se o metal é passivavel no meio de trabalho. Da

análise quantitativa podem obter-se vários parâmetros, como os potenciais críticos

para a ocorrência dos vários fenómenos e as correntes correspondentes.

No caso particular de um metal passivavel através de elevação do potencial, a curva

do polarização apresenta o aspecto da figura. Partindo do potencial de corrosão,

Ecorr, a corrente começa por aumentar com a elevação do potencial até se atingir

um potencial Epp (e uma corrente ipp) ao qual se verifica uma queda brusca da

corrente para um valor muito pequeno (irp) que se mantém mesmo aumentando o

potencial. Ao potencial Epp dá-se o nome de potencial de passivação e a densidade

de corrente que lhe corresponte é a densidade de corrente crítica de passivação ipp.

Na presença de iões halogeneto, a

corrosão por picadas começará a

um potencial crítico Ep, a partir do

qual a corrente aumenta

rápidamente (vd. figura). Esse

potencial crítico depende da

concentração do agente agressivo

(iões halogeneto, neste caso) e tem

sido utilizado para caracterizar a

susceptibilidade dos metais à

corrosão por picadas (quanto maior

o valor de Ep, maior a resistência à

corrosão por picadas).

Ep

Epp

Ecorr

i i rp pp

log i

E

44

Passivação e Destruição da Passivação Trabalho Nº 5

Material e reagentes:

- Potenciostato com gerador de rampa e registador - Célula de electrólise - Eléctrodo de níquel - Eléctrodo auxiliar de platina - Eléctrodo de referência (eléctrodo de calomelanos saturado) - Ponte salina - Solução de H2SO4 0.1M - Solução de H2SO4 0.1M + NaCl 10-3 M - Solução de H2SO4 0.1M + NaCl 10-2 M - Solução de H2SO4 0.1M + NaCl 2x10-2 M - Solução de H2SO4 0.1M + NaCl 5x10-2 M - Solução de H2SO4 0.1M + NaCl 10-1 M Técnica de ensaio:

- Decapar e desengordurar os eléctrodos de níquel. - Montar os eléctrodos e fazer as ligações, de acordo com o esquema:

Imposição de Potencial

Medição de Corrente

Eléctrodo de Referência

Contra-eléctrodo

Solução

Eléctrodo de Trabalho

- Traçar potenciocineticamente o ramo anódico da curva de polarização, para cada uma das soluções a ensaiar.

INTERPRETAÇÃO

Interprete as curvas de polarização obtidas, compare-as, e tire conclusões acerca do objectivo deste trabalho.

45

47


Trabalho nº 6

PROTECÇÃO CONJUGADA

OBJECTIVOS

Verificar condições de protecção catódica por correntes impostas em amostras de aço, com e sem revestimento, imersas num solo.

Fazer considerações económicas sobre a protecção catódica utilizada conjuntamente com um revestimento por pintura.

FUNDAMENTO

Protecção Catódica A protecção catódica consiste em baixar o potencial do metal de modo a que nele só se verifiquem reacções catódicas e, como tal, não se corroa. Consegue-se esta protecção por duas vias distintas: correntes impostas e ânodos sacrificados.

Os ânodos sacrificados são de um metal mais electropositivo que o metal a proteger e são ligados a este de modo a constituir-se uma célula galvânica em que a estrutura funcione como cátodo. Os ânodos utilizados são normalmente de zinco, magnésio e ligas de alumínio. Como veremos mais adiante existem tintas (mais própriamente primários) cuja pigmentação é essencialmente pó de zinco e cujo mecanismo de protecção do aço é análogo ao descrito.

Na protecção por correntes impostas, recorre-se a uma fonte de corrente contínua (normalmente um rectificador, alimentado por corrente alterna), sendo a estrutura ligada ao polo negativo e fechando-se o circuito por ligação a um eléctrodo inerte. Também neste caso a estrutura constitui o cátodo da célula formada sendo o eléctrodo inerte, o ânodo.

Em qualquer das situações, para que não haja realmente corrosão, nenhum ponto da estrutura deve estar a um potencial superior a um determinado valor, designado por critério de protecção catódica. Este valor depende do metal e do meio e pode ser determinado a partir do traçado do ramo catódico da curva de polarização. Na

Protecção Conjugada Trabalho Nº 6

48

verdade, se representarmos o potencial em função do logarítmo da densidade de corrente, a partir do ponto em que o ramo catódico passa a ser rectilíneo, toda a superfície da estrutura se torna catódica. O valor geralmente admitido para o aço macio num solo é - 590 mV (ENH).

Protecção conjugada Sempre que a protecção catódica complementa uma protecção por pintura, o sistema designa-se por protecção conjugada. Mais concretamente, a estrutura é protegida com um sistema de pintura adequado e em locais préviamente projectados são instalados ânodos sacrificados ou instalado o sistema de fornecimento de corrente eléctrica.

SISTEMA ESTUDADO

Neste trabalho pretende-se determinar as condições para protecção de uma estrutura em aço macio, ensaiando o metal sem revestimento e revestido com dois primários anti-corrosivos. Estes primários são produzidos e comercializados pela SIKA. São tintas fornecidas em dois componentes, designados normalmente por "base" e "endurecedor", cujo mecanismo de enrijamento da película envolve uma reacção química entre esses dois componentes. A base é constituida por uma resina epoxídica, pigmentação e solventes e o endurecedor por um aducto amínico ou uma poliamida. Estes dois componentes são misturados, em proporções fixas, um pouco antes da aplicação, processando-se a secagem durante as horas seguintes, em função da temperatura ambiente e do tipo de endurecedor. O enrijamento total só se atinge alguns dias após a aplicação. Concluida a fase de enrijamento, o sistema caracteriza-se por uma elevada resistência química e mecânica, por isso, indicados para a protecção de estruturas e equipamento industrial em ambientes severos do ponto de vista corrosivo.

Um dos produtos é um primário rico em zinco, isto é, a pigmentação é básicamente zinco em pó, garantindo-se um teor de zinco no filme seco de cerca de 90% (m/m). Este teor de zinco é, aliás, um factor crítico para uma boa protecção do aço. O filme seco é práticamente constituido por partículas de zinco, muito puro, em contacto entre si permitindo a condutividade eléctrica da película. O zinco funciona assim como um ânodo sacrificado protegendo o aço mesmo no caso de , por acidente, se verificar uma falha do revestimento.

O outro primário é pigmentado essencialmente com fosfato de zinco.


PARTE EXPERIMENTAL

Material e Reagentes - 5 amostras de aço macio, sendo uma sem revestimento e as quatro restantes pintadas com os produtos seguintes:

• Primário rico em zinco • Idem, mas com falha no revestimento • Primário de fosfato de zinco • Idem, mas com falha no revestimento

- Eléctrodo de Cu/Cu SO4 - Eléctrodo de cobre - Tina de vidro - Miliamperimetro - Rectificador - Solo

Técnica de ensaio

- Limpar a amostra de aço e o eléctrodo de cobre - Ligar a amostra de aço, o eléctrodo de cobre (a funcionar como ânodo) e o

eléctrodo de referência de acordo com o esquema.

- Ajustar a corrente de forma a obter o potencial de protecção de -924 mV,

em relação ao eléctrodo de Cu/CuSO4. Medir esta corrente de protecção após estabilizar e calcular a densidade de corrente correspondente.

- Repetir o ensaio com as amostras de aço pintadas, verificar as densidades de corrente necessárias para estes casos e compará-las com a anterior e entre si.

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INTERPRETAÇÃO

Interprete os resultados, comparando o comportamento do metal sem e com revestimento, e ainda quanto à qualidade de execução do revestimento. Calcule a corrente necessária para a protecção de uma canalização de 10 Km de comprimento e 50 cm de diâmetro, para os cinco casos e faça considerações económicas sobre a aplicação da protecção.

BIBLIOGRAFIA

- C.A.C. Sequeira, "Electroquímica e Corrosão de Materiais Metálicos", 1977. - D.A. Jones, "The Applications of Electrode Kinetics to the Theory and Practice of

Cathodic Protection", Corrosion Science, Vol. 11 (1971), pp. 439-451.

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Trabalho nº 7

ANODIZAÇÃO DO ALUMÍNIO

OBJECTIVO

Pretende-se um contacto com a técnica de anodização do alumínio e especialmente comparar a resistência à corrosão de diferentes amostras de alumínio passivadas em condições idênticas mas sofrendo tratamentos posteriores diferentes.

FUNDAMENTO

A anodização dos metais é uma técnica de protecção contra a corrosão que, através da formação de uma película anódica relativamente espessa, faz com que o metal em causa resista melhor ao ataque do meio em que se encontra.

Para isso, o metal (neste caso o alumínio) é colocado como ânodo de uma célula electrolítica e polarizado anodicamente, durante um certo tempo num electrólito apropriado.

Dá-se, assim, a formação de um filme de alumina muito mais espesso que aquele que cobre o metal quanto exposto naturalmente à atmosfera.

Posteriormente a esta operação e a fim de melhorar as propriedades da película de óxido (reduzir o nº de poros existentes), esta é colmatada por imersão em água à temperatura de ebulição, vapor de água, solução de dicromato de potássio aquecido, solução de fosfato de potássio aquecido, etc. A camada de óxido torna-se assim muito dura e adquire boas propriedades de resistência à corrosão. Estas, no entanto, dependem do modo como a colmatagem é feita (sol. utilizada, temperatura, etc).

Um outro tratamento também possível e com interesse do ponto de vista estético é a coloração da película, feita a seguir à passivação e antes da colmatagem, e que consiste em corar a película de óxido numa solução quente de um corante orgânico ou mineral. É possível obter as mais variadas cores consoante o corante utilizado.

Anodização do Alumínio Trabalho Nº 7

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PARTE EXPERIMENTAL

Material e reagentes: - 5 chapas (bandeiras) de alumínio (5 x 5 cm) - 2 placas de alumínio que vão servir como cátados. - rectificador de corrente. - amperímetro. - reóstato. - célula electrolítica. - solução de ácido sulfúrico a 15%. - solução de ácido nítrico a 10% - solução de hidróxido de sódio a 30%. - solução diluída de amoníaco. - solução de colmatagem (a definir pelo professor) - solução de alizarina a 1 g/L. Técnica de ensaio:

PARTE I LIMPEZA (Tratamento comum às 5 chapas de alumínio, bem como aos cátodos de alumínio): - Desengordurar com dissolvente orgânico (acetona, álcool, etc);

- Imergir em solução de hidróxido de sódio a 30% aquecido a 40%, durante 2 minutos;

- Lavar em água destilada corrente - Lavar em solução de ácido nítrico a 10% com o fim de neutralizar o hidróxido de sódio proveniente do tratamento anterior; - Lavar bem em água destilada corrente e secar convenientemente.


ANODIZAÇÃO PROPRIAMENTE DITA OU PASSIVAÇÃO (Tratamento comum a 4 chapas de alumínio das tratadas anteriormente): - Colocar a solução de H2SO4 15%, na célula de electrólise; - Fazer as ligações eléctricas de acordo com o esquema (montagem intensiostática) não fechando o circuito;

- Colocar os cátodos de alumínio nos seus suportes; - Suspender as chapas de alumínio, que vão funcionar como ânodos, do respectivo suporte e mergulhá-las na solução electrolítica; - Fechar o circuito e regular o rectificador de modo a obter uma densidade de corrente de 1,5 A/dm2; - A duração da electrólise é de 30 minutos e se durante ela houver variação da intensidade de corrente deve-se corrigir para o valor calculado; - Uma vez terminada a passivação, lavar as chapas de alumínio com cuidado em água corrente, e seguidamente mergulhá-las numa solução diluída de amoníaco com o fim de eliminar quaisquer restos de acidez que existam; - Lavar novamente em água.

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COLMATAGEM (Tratamento para duas chapas de alumínio tratadas anteriormente): - Mergulhar uma das chapas de alumínio em água destilada à temperatura de ebulição durante 30 minutos; - Mergulhar a outra chapa numa solução a fornecer pelo professor e nas condições por ele indicadas; - Decorrido esse tempo, retirar as chapas, lavar e secar com cuidado. COLORAÇÃO (Tratamento para uma das chapas de alumínio anodizadas): - Imergir a chapa de alumínio em solução de alizarina com a concentração de 1g/l à temperatura de 70°C, durante 15 minutos (ATENÇÃO: não deixar a temperatura ultrapassar os 75°C); - No final aquecer o banho até à fervura e retirar a chapa ao fim de 5 minutos; - Lavar seguidamente com água destilada e secar convenientemente.

PARTE II A espessura das camadas anodizadas pode ser medida através de um aparelho denominado Elcometer. Para o caso de filmes anódicos em materiais não ferrosos, este aparelho utiliza o princípio das correntes de Foucault (eddy currents), fornecendo por leitura directa a espessura do anodizado. Para tal, acerta-se o zero da escala no metal base (sobre o qual se faz o revestimento). Utilizando películas com espessura determinada, colocadas sobre o metal base, calibra-se depois o máximo da escala. Efectuam-se medidas de espessura em diversos pontos da amostra anodizada, para minimizar os erros. A média dessas leituras pode ser directamente obtida no Elcometer. As cinco chapas que preparou são submetidas ao teste CASS (Copper Accelerated Acetic Acid Salt Spray Test). Para isso, são introduzidas numa câmara de nevoeiro salino a 49°C durante 48 a 72 h, usando-se uma solução de NaCl 5% acertado a pH 3.1-.3.3 por adição de ácido acético, com adição de 0.25 g L-1 de CuCl2.H2O No final do ensaio as amostras são lavadas e secas, sendo observadas a fim de se testar o seu comportamento no que respeita à resistência à corrosão. Para isso, faça a entrega ao docente das chapas devidamente etiquetadas que, depois de testadas, serão devolvidas, a fim de tirar conclusões (se lhe for possível acompanhe o docente durante as operações referidas nesta parte II)

Esquema de tratamento das chapas

Chapa 1 Chapa 2 Chapa 3 Chapa 4 Chapa 5

- Limpeza - Limpeza - Limpeza - Limpeza - Limpeza - Anodização - Anodização - Anodização - Anodização - Colmatagem com - Colmatagem com água destilada solução a definir - Coloração- Teste de corrosão - Teste de corrosão - Teste de corrosão - Teste de corrosão - Teste de corrosão

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Trabalho nº8

EXECUÇÃO E CONTROLE DE REVESTIMENTOS DE NÍQUEL

OBJECTIVO

Familiarização com os problemas dos revestimentos metálicos, mais concretamente o níquel.

FUNDAMENTO

A maior resistência dos metais contra a corrosão consegue-se algumas vezes pelo revestimento do metal que se proteger por um outro. Este pode ser mais nobre (maior tensão electroquímica) ou menos nobre (menos tensão electrquímica) que o que se quer proteger.

No primeiro caso interessa essencialmente que o revestimento não seja poroso, pois se por qualquer motivo se formar a pilha metal a proteger/metal protector é o primeiro que se corrói. No segundo caso interessa essencialmente que o revestimento seja espesso, pois se se formar a dita pilha é este que se corrói, durando portanto a protecção enquanto este durar.

Uma outra propriedade com interesse, tanto num caso como noutro, é a aderência ao metal base. Se esta não for suficiente, o metal de protecção facilmente se destaca da base deixando, portanto, esta a descoberto.

Muitas outras propriedades há a considerar (dureza, tensões internas, estrutura, etc.) dependendo o seu valor da aplicação do material revestido.

Uma das maneiras de obter os revestimentos metálicos é por electrólise de uma solução que contenha iões do metal, e em que o cátodo seja constituído pelo metal a revestir e o ânodo pelo metal a depositar ou inerte. Ao banho adicionam-se normalmente vários agentes de adição, com o fim de conseguir obter determinadas propriedades. Dentro destes agentes de adição mencionamos os tampões, com o fim de manter o pH num determinado intervalo, os agentes promotores da corrosão dos ânodos, os agentes abaixadores da tensão superficial a fim de evitarem as picadas, os abrilhantadores com o fim de conferirem brilho aos revestimentos.

Revestimentos de Níquel Trabalho Nº 8

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Para que os banhos deêm depósitos com as propriedades desejadas, há necessidade de optimizar não só a concentração do próprio banho, como também as variáveis operatórias (densidade de corrente, temperatura, pH, agitação, agentes de adição, etc.). Para isso usa-se frequentemente a célula de Hull, que permite obter com uma única densidade média de corrente aplicada, valores contínuos da densidade de corrente sobre o cátodo. Isto, porque devido à forma especial da célula, os pontos do cátodo ficam desigualmente afastados do ânodo, havendo portanto uma maior concentração de linhas de corrente (maior densidade de corrente) aos pontos mais próximos do ânodo. Desde esta extremidade do cátodo até à oposta há uma diminuição contínua da densidade de corrente de acordo com:

Dk = I (4,28 - 4,20 log E)

onde Dk - densidade de corrente (A.dm-2)

I - corrente total (A)

E - distância do ponto onde se quer saber a densidade de corrente Dk à

extremidade do cátodo onde a densidade de corrente é mais alta (cm).

A equação é válida para valores de E = 0,635 a 8,255.

A célula tem também a vantagem de com um volume pequeno (aproximadamente 250 cm3) se poderem fazer estes ensaios.

PARTE EXPERIMENTAL

1. EXECUÇÃO DO REVESTIMENTO Material

- Corrente contínua - amperímetro - reostato - termostato - célula de Hull - chapa de aço - ânodo de níquel


Reagentes

- banho de niquelagem, tipo Watts, com a seguinte composição média: sulfato de níquel crist. ....................................300 g/l cloreto de níquel crist. ......................................60 g/l ácido bórico...................................................27,5 g/l sulfato de sódio e laurilo .................................0,6 g/l ß - naftaleno sulfonato de sódio......................2,5 g/l sulfato de zinco (abrilhantadores) ...................1,5 g/l

As condições de trabalho deste banho são: pH = 2 - 4 temperatura do banho = 40 - 50°C densidade média da corrente = 4 A/dm2

Técnica de Ensaio

- preparar convenientemente a chapa de aço, retirando-lhes todos os óxidos e desengordurando-as seguidamente. (Não esquecer que o êxito dum revestimento depende muito do estado de superfície do metal base).

- colocar o banho de niquelagem na célula de Hull e introduzir esta em banho-maria à temperatura de 40 - 50°C. Deixar estabilizar.

- fazer a montagem do circuito de acordo com o esquema indicado:

Cátod

o

Âno

do

AR

Cátod

o

Âno

do

AR

- fechar o circuito e regular a densidade média de corrente para 4 A/dm2. (Para isso, medir a área da chapa que fica imersa e calcular a intensidade de corrente correspondente aquela densidade de corrente).

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- esperar alguns minutos (15 a 20 minutos), para que o revestimento atinja a espessura desejada.

- retirar a chapa de aço e desligar o circuito. - lavar a chapa e secá-la com papel de filtro ou secador. 2. CONTROLE DOS REVESTIMENTOS Fazer o controle dos revestimentos obtidos em diferentes zonas (várias distâncias à extremidade do cátodo) - espessura, porosidade, aderência. Para tal, proceder de acordo com as respectivas normas. (Anexo)

INTERPRETAÇÃO

Interprete os resultados obtidos tirando conclusões.


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ENSAIO PARA DETERMINAR A POROSIDADE OU CONTINUIDADE

Objectivo Indicar as descontinuidades iniciais do revestimento: poros, fendas, defeitos do metal. Fundamento teórico Reacção do metal base com um reagente específico. Utiliza-se uma solução de ferricianeto de potássio. O aparecimento de pontos azuis indica ferro, ferrocianeto férrico (azul da Prússia) [Fe(CN)6]3Fe4, castanhos indicam cobre Fe(CN)6Cu2. Material e reagentes Utiliza-se para este método o papel poroscópio que é papel de filtro embebido numa solução com a seguinte composição segundo a Norma Francesa NF A 91-101: - água destilada ....................................................... 1000g - cloreto de sódio ......................................................... 60g - ferricianeto de potássio -K3Fe(CN)6........................... 10g - ferrocianeto de potássio - K4Fe(CN)6.3H2O............... 10g O papel impregado conserva-se cuidadosamente (antes do emprego) ao abrigo da luz e da humidade. Técnica Desengordurar perfeitamente a superfície a ensaiar, humedecer o papel muito ligeiramente com água e aplicar sobre a superfície a ensaiar durante 10 minutos. Retirar o papel e secar. O aparecimento de pontos ou manchas azuis indica ferro, castanhos indicam cobre. Expressão dos resultados A densidade dos poros não deve ser superior a 5 poros por cm2.


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ENSAIO PARA DETERMINAÇÃO DA ESPESSURA MÉTODO MAGNÉTICO

Objectivo Determinar a espessura da camada de revestimento que recobre a peça a ensaiar. Fundamento teórico Um fluxo magnético é produzido na superfície do depósito. Este fluxo é inversamente proporcional à espessura da camada. Medindo a variação do fluxo, deduz-se a espessura do revestimento. Este processo só é válido para um revestimento não magnético sobre um metal base magnético ou, para revestimentos fracamente magnéticos sobre metal base magnético (níquel sobre aço ou ferro). Material Para este ensaio utilizamos um medidor de espessura (marca Elcometer) no qual o fluxo é produzido por um íman permanente, medindo-se a variação do campo do íman no exterior por um pequeno íman montado sobre o eixo. A leitura dos valores é feita directamente num mostrador que está graduado em microns e que dá imediatamente o valor da espessura naquele ponto. Técnica Acerta-se o zero da escala no metal base sobre o qual se faz o revestimento. Efectuam-se medições em vários pontos da chapa e em cruz, para se eliminar o mais possível, o erro devido à natureza do metal base. Expressão dos resultados O resultado final é dado pela média aritmética das medidas executadas.


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ENSAIO PARA DETERMINAÇÃO DE ADERÊNCIA (NORMA ASTM D3359)

Objectivo Verificar se o revestimento não se destaca do metal base. Motivação Para que um revestimento desempenhe a sua função de proteger e decorar um substrato, ele deve apresentar uma boa aderência durante todo o seu tempo de vida. Dado que as condições do substrato e, em particular, a preparação da sua superfície têm um efeito drástico na aderência dos revestimentos, torna-se importante dispor de métodos que permitam avaliar a aderência de um revestimento a diferentes substratos ou em diferentes condições de preparação de superfícies ou, alternativamente, que permitam testar diferentes revestimentos para um dado substrato ou preparação de superfície. Princípio O revestimento, para ter uma boa aderência, não deve produzir escamas nem falhas quando submetido a seccionamento. Materiais

Buril (lâmina ou conjunto de lâminas que pemitam fazer vários cortes em simultâneo);

Fita adesiva larga e transparente ou semi-transparente, com uma força adesiva adequada, em conformidade com a norma ASTM D3359;

Escova macia; Borracha colocada no extremo de um lápis; Lupa

Técnica 1. Seleciona-se uma área livre de defeitos e, utilizando o buril, a lâmina ou conjunto

de lâminas, efectuam-se cortes paralelos, com aproximadamente 20 mm decomprimento e com um espaçamento de 1 a 2 mm entre si, cuja profundidade deve ser tal que atravessem completamente o revestimento, expondo o substrato.

2. Em seguida, realiza-se um novo conjunto de cortes com direcção perpendicular à dos primeiros, de modo a obter uma grelha.

3. Limpa-se cuidadosamente a área cortada, usando uma escova macia.


4. Cortar um pedaço de fita adesiva com aproximadamente 75 mm e aplicá-la sobre a zona cortada, alisando com um dedo e deizando uma extremidade não colada. Para assegurar a união da fita ao revestimento, esfregar com uma borracha colocada no extremo de um lápis. A cor do revestimento sob a fita é uma boa indicação da qualidade do contacto conseguido.

5. Nos 90 ± 30 s após a aplicação, remover a fita, segurando-a através da extremidade livre e puxando-a rapidamente para trás, segundo um ângulo o mais próximo possível de 180°.

6. Inspecionar a área da grelha, usando a lupa e classificando-a de acordo com a escala anexa.

7. Repetir o teste em dois outros pontos do revestimento. Expressão dos resultados Os resultados são expressos de acordo com a classificação da tabela abaixo.

Classificação dos Resultados do Teste de Aderência

Classificação

Percentagem de área removida

Aspecto da zona de corte (Exemplo para seis cortes

paralelos)

5B None

4B < 5 %

3B 5 % - 15 %

2B 15 % - 35 %

1B 35 % - 65 %

0B > 65 %

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DEGRADAÇÃO E PROTECÇÃO DE MATERIAIS · 1- Introdução ao Estudo da Corrosão ... Junte 6g de agar-agar a 150 ml de solução de NaCl a 3 ... Execute a zincagem parcial do outro