Medidas de potencial de corrosão (Ecorr) em função do tempo de imersão
Os resultados das medidas de potencial de corrosão em função do tempo de imersão, em solução 0,1M HCl, estão apresentados na Fig. 5.4.1, onde a leitura do potencial de corrosão teve início logo após a imersão. Nota-se que, em todos os casos, o potencial diminui com o tempo, estabilizando após aproximadamente 25.000 segundos de imersão. Estes potenciais após 25.000 segundos estão apresentados na Tab. 5.4.1, onde se encontram os valores médios dos potenciais de corrosão e o desvio padrão, para todas as ligas.
Observa-se, primeiramente, que a adição de 1% em massa de alumínio aumenta o potencial de corrosão comparativamente à liga cuproníquel sem adição, mas para a liga com 3% em massa de alumínio, o efeito é contrário. Por sua vez, a adição de ferro provoca um aumento do potencial de corrosão, tanto na liga Cu10Ni quanto na liga com adição de 3% em massa de alumínio. Sobre a forma das curvas mostradas na Fig. 5.4.1, ela pode ser explicada através da dissolução da película passiva formada ao ar antes da imersão, o que justifica os elevados potenciais de corrosão (Ecorr) iniciais. Após a dissolução, o metal ativo fica exposto ao eletrólito e sofre o
processo de corrosão. No entanto, não estão claros até o momento os efeitos da adição do alumínio e do ferro sobre os valores estabelecidos de Ecorr e a posição
Figura 5.4.1: Curvas de potencial de corrosão (Ecorr) em função do tempo de
imersão, em solução 0,1M HCl, para as ligas em estudo. Início da leitura de potencial de corrosão imediatamente após a imersão.
Tabela 5.4.1: Potenciais de corrosão (Ecorr) obtidos para as cinco ligas.
Ligas Ecorr (mVECS) após 25000 segundos de imersão
Cu10Ni -151,6 ±1,1
Cu10Ni-1Al -139,7 ±0,5
Cu10Ni-3Al -201,9 ±0,2
Cu10Ni-1,3Fe -135,8 ±2,0
Cu10Ni-3Al-1,3Fe -194,0 ±0,2
Ensaios de polarização potenciodinâmica cíclica
As Fig. 5.4.2 a 5.4.6 mostram o comportamento à polarização cíclica das ligas em estudo, separadamente, e as mesmas estão sobrepostas na Fig. 5.4.7. Para cada liga foram levantadas em média dez curvas, mostrando que os comportamentos são reprodutíveis.
Figura 5.4.2: Curva de polarização potenciodinâmica cíclica da liga Cu10Ni, em solução 0,1M HCl. Início da polarização: 300 mV abaixo do potencial de corrosão (Ecorr). Velocidade de varredura: 1 mV/s. Polarização iniciada após 300 segundos de
imersão. As setas indicam o sentido de varredura.
Figura 5.4.3: Curva de polarização potenciodinâmica cíclica da liga Cu10Ni-1Al, em solução 0,1M HCl. Início da polarização: 300 mV abaixo do potencial de corrosão (Ecorr). Velocidade de varredura: 1 mV/s. Polarização iniciada após 300
Figura 5.4.4: Curva de polarização potenciodinâmica cíclica da liga Cu10Ni-3Al, em solução 0,1M HCl. Início da polarização: 300 mV abaixo do potencial de corrosão (Ecorr). Velocidade de varredura: 1 mV/s. Polarização iniciada após 300
segundos de imersão. As setas indicam o sentido de varredura.
Figura 5.4.5: Curva de polarização potenciodinâmica cíclica da liga Cu10Ni-1,3Fe, em solução 0,1M HCl. Início da polarização: 300 mV abaixo do potencial de corrosão (Ecorr). Velocidade de varredura: 1 mV/s. Polarização iniciada após 300
Figura 5.4.6: Curva de polarização potenciodinâmica cíclica da liga Cu10Ni-3Al- 1,3Fe, em solução 0,1M HCl. Início da polarização: 300 mV abaixo do potencial de
corrosão (Ecorr). Velocidade de varredura: 1 mV/s. Polarização iniciada após 300
segundos de imersão. As setas indicam o sentido de varredura.
Figura 5.4.7: Comparativo entre as curvas de polarização potenciodinâmica cíclica das ligas em estudo, evidenciando que as ligas estudas apresentam comportamento
semelhante, em solução 0,1M HCl. A seta azul indica o potencial após a reversão (Ecorr final) e a seta vermelha, o potencial de corrosão (Ecorr) da liga Cu10Ni.
Nota-se que no início da curva catódica (potenciais mais baixos), há uma tendência da densidade de corrente aumentar muito com um pequeno incremento da sobretensão. No entanto, a medida que o potencial aumenta, a densidade de corrente assume uma posição de quase estabilidade, lembrando uma densidade de corrente limite (iL). Este comportamento pode ser explicado através da ocorrência de duas
reações de eletrodo distintas, neste intervalo de potencial: para os potenciais mais baixos, a reação do hidrogênio (2H+ + 2e = H2), e para os potenciais mais elevados, a
reação do oxigênio (O2 + 4H+ + 4e = 2H2O).
Os potenciais de equilíbrio destas reações de eletrodo podem ser calculados pela equação de Nernst: 2 2 /H 0,0591. 0,0295.log H H pH p E + =− − (VH) (eq. 5.4.1) 2 2 / 2 H O 1,228 0,0591. 0,0147.log O O pH p E = − + (VH) (eq. 5.4.2)
Lembrando que o pH da solução é igual a 1,6, e considerando os valores das pressões parciais (pH2 e pO2) iguais a 1 atm, obtém-se os seguintes potenciais:
0945 , 0 2 / =− + H H E (VH) =−0,3375 (VECS) 1334EO2/H2O =+1, (VH) 8904=+0, (VECS)
De fato, através dos cálculos dos potenciais de equilíbrio destas reações, verifica-se que a reação catódica do hidrogênio só poderia ocorrer em potenciais inferiores à -0,3375 VECS, e a reação catódica do oxigênio em potenciais inferiores à +0,8904
VECS. Portanto, uma explicação para a forma da curva catódica experimental é a
ocorrência da reação de oxigênio em potenciais menores que –0,150 VECS e a partir
de –0,400 VECS torna-se significativa a formação de gás hidrogênio, o que leva ao
acentuado aumento de densidade de corrente. Esta análise mostra que o processo corrosivo destas ligas, em HCl, é controlado pela reação de redução do oxigênio. No trecho anódico, primeiramente observa-se na curva a ocorrência de corrosão ativa, não apresentando sinais de passivação. Pode-se observar, também, na reversão, que os Ecorr final (Fig. 5.4.7) apresentam valores superiores aos Ecorr iniciais (Tab.
5.4.2), e as densidades de corrente são menores. Este aumento de potencial pode estar relacionado com a formação de produtos de corrosão na superfície da amostra,
que pode apresentar uma composição mais nobre, ou um caráter protetor. Os produtos também diminuem a área exposta da superfície, o que explicaria também os menores valores de densidade de corrente.
Tabela 5.4.2: Potenciais de corrosão (Ecorr) e potenciais após a reversão (Ecorr final),
em solução 0,1M HCl.
Ligas Ecorr (mVECS) Ecorr final (mVECS)
Cu10Ni -145 ±22 -80 ±16
Cu10Ni-1Al -132 ±37 -68 ±31
Cu10Ni-3Al -182 ±20 -83 ±15
Cu10Ni-1,3Fe -183 ±27 -81 ±16
Cu10Ni-3Al-1,3Fe -196 ±31 -86 ±17
Após os ensaios de polarização potenciodinâmica cíclica, os corpos-de-prova foram observados em microscópio óptico. Esta observação mostrou que todas as ligas estavam com as superfícies recobertas por produtos de corrosão, não sendo possível distinguir diferenças de morfologia entre eles. Por tal motivo, foram levantadas curvas de polarização potenciodinâmica sem o trecho da reversão. Após isto, a análise em microscópio óptico revelou os aspectos apresentados na Fig. 5.4.8, onde se observa que todas as amostras apresentaram produtos de corrosão dispersos por toda a superfície. Verificou-se, também, que na liga Cu10Ni-3Al (Fig. 5.4.8.c), a formação dos produtos de corrosão ocorreu de forma preferencial nos contornos de grão.
Vale ressaltar que, após os ensaios de medidas de Ecorr em função do tempo (Fig.
5.4.1), o exame das superfícies das amostras em microscópio óptico revelou as mesmas morfologias destas encontradas após ensaios de polarização potenciodinâmica cíclica.
(a) Aumento: 100x. (b) Aumento: 100x.
(c) Aumento: 100x. (d) Aumento: 100x.
(e) Aumento: 100x.
Figura 5.4.8: Aspecto da superfície após ensaio de polarização potenciodinâmica, em solução 0,1M HCl, com término ao ser atingido o valor de densidade de corrente de 10-3
A/cm2. Nota-se a presença de locais com maiores concentrações de produtos de corrosão. (a) Cu10Ni, (b) Cu10Ni-1Al, (c) Cu10Ni-3Al, (d) Cu10Ni-1,3Fe e
(e) Cu10Ni-3Al-1,3Fe.
Após a observação em microscópio óptico, as superfícies das amostras foram analisadas semiquantitativamente por espectroscopia de energia dispersa de raios-X (EDS), para auxiliar a caracterização dos produtos de corrosão mostrados na Fig. 5.4.8. Estas análises foram realizadas em um microscópio eletrônico de varredura, e
as Fig. 5.4.9 a 5.4.13 mostram as imagens das superfícies apresentadas na Fig. 5.4.8, onde se observa agora as áreas atacadas (com maior aumento), com morfologia triangular. Os espectros das análises de EDS realizadas nos produtos de corrosão observados nas Fig. 5.4.9 a 5.4.13 estão apresentados nas Fig. 5.4.14 a 5.4.18, e os resultados estão indicados na Tab. 5.4.3, que mostra os valores médios da composição química (% em massa).
(a) Aumento: 2.500x. (b) Aumento: 5.000x.
Figura 5.4.9: (a) e (b) Imagens de elétrons secundários obtidas por microscopia eletrônica de varredura, da superfície corroída da liga Cu10Ni, após ensaio de polarização potenciodinâmica, em solução 0,1M HCl, com término ao ser atingido o
valor de densidade de corrente de 10-3 A/cm2.
(a) Aumento: 2.500x. (b) Aumento: 5.000x.
Figura 5.4.10: (a) e (b) Imagens de elétrons secundários obtidas por microscopia eletrônica de varredura, da superfície corroída da liga Cu10Ni-1Al, após ensaio de polarização potenciodinâmica, em solução 0,1M HCl, com término ao ser atingido o
(a) Aumento: 2.500x. (b) Aumento: 5.000x.
Figura 5.4.11: (a) e (b) Imagens de elétrons secundários obtidas por microscopia eletrônica de varredura, da superfície corroída da liga Cu10Ni-3Al, após ensaio de polarização potenciodinâmica, em solução 0,1M HCl, com término ao ser atingido o
valor de densidade de corrente de 10-3 A/cm2.
(a) Aumento: 2.500x. (b) Aumento: 5.000x.
Figura 5.4.12: (a) e (b) Imagens de elétrons secundários obtidas por microscopia eletrônica de varredura, da superfície corroída da liga Cu10Ni-1,3Fe, após ensaio
de polarização potenciodinâmica, em solução 0,1M HCl, com término ao ser atingido o valor de densidade de corrente de 10-3 A/cm2.
(a) Aumento: 2.500x. (b) Aumento: 5.000x.
Figura 5.4.13: (a) e (b) Imagens de elétrons secundários obtidas por microscopia eletrônica de varredura, da superfície corroída da liga Cu10Ni-3Al-1,3Fe, após ensaio de polarização potenciodinâmica, em solução 0,1M HCl, com término ao ser
Figura 5.4.14: Espectro da análise por dispersão de energia de raios-X dos produtos de corrosão mostrados na Fig. 5.4.9.b.
Figura 5.4.15: Espectro da análise por dispersão de energia de raios-X dos produtos de corrosão mostrados na Fig. 5.4.10.b.
Figura 5.4.16: Espectro da análise por dispersão de energia de raios-X dos produtos de corrosão mostrados na Fig. 5.4.11.b.
Figura 5.4.17: Espectro da análise por dispersão de energia de raios-X dos produtos de corrosão mostrados na Fig. 5.4.12.b.
Figura 5.4.18: Espectro da análise por dispersão de energia de raios-X dos produtos de corrosão mostrados na Fig. 5.4.13.b.
Examinando as Fig. 5.4.9 a 5.4.13, pode-se dizer que o processo de corrosão se inicia de forma localizada em micro-sítios distribuídos de forma homogênea por toda a superfície da amostra. No entanto, como mostram as curvas de polarização, o processo evolui para corrosão generalizada. Através da Tab. 5.4.3, nota-se ainda que estes produtos são mais ricos em cobre, quando comparado com os resultados apresentados na Tab 5.1 (matriz). Estes resultados devem ser vistos com cuidado, pois o volume de material analisado pelo método de EDS (efeito “gota”) pode estar atingindo a matriz, já que os produtos não são espessos. No entanto, estes resultados mostram que nestas regiões há uma redução do teor de níquel, alumínio e ferro. Análises realizadas fora destas regiões, mostram que a superfície praticamente não apresentou diferenças em relação à composição inicial da liga (Tab. 5.1). Este fato sugere que provavelmente está ocorrendo a dissolução da liga e a redeposição do cobre de forma localizada inicialmente. Estes depósitos podem ainda se comportar como um par galvânico, sobre a superfície das amostras, o que pode acelerar o processo de corrosão. A evolução deste processo mostra também que a superfície fica totalmente recoberta por estes produtos ricos em cobre. É importante, ainda, destacar que a presença destes depósitos e o fato das superfícies fora das áreas atacadas praticamente não apresentarem alteração em relação a composição inicial da liga, acabam desqualificando os mecanismos que envolvem difusão.
Tabela 5.4.3: Resultados das análises por dispersão de energia dos produtos de corrosão mostrados nas Fig. 5.4.9 a 5.4.13.
Composição química (% massa) Ligas Cu Ni Al Fe Cu10Ni 94,1 5,9 --- --- Cu10Ni-1Al 94,7 5,1 0,2 --- Cu10Ni-3Al 93,3 6,3 0,4 --- Cu10Ni-1,3Fe 95.9 3,5 --- 0,6 Cu10Ni-3Al-1,3Fe 94,0 4,9 0,3 0,8
Os resultados das análises de EDS também permitem dizer que o aumento do potencial de corrosão observado após a reversão está fortemente ligado com os produtos de corrosão na superfície da amostra que apresentam um caráter mais nobre (rico em cobre). Verifica-se ainda que os potenciais Ecorr final apresentam valores
muito próximos, o que reforça este raciocínio. Assim, o potencial Ecorr final estaria
relacionado com o potencial do cobre. Este raciocínio também pode ser utilizado para explicar o comportamento das medidas de potencial de corrosão em função do tempo de imersão. O aspecto da superfície após as medidas de potencial em função do tempo ficou semelhante ao do ensaio de polarização potenciodinâmica cíclica, onde em ambos os casos, as superfícies estavam recobertas de produtos ricos em cobre. No entanto, para as medidas de potencial em função do tempo, verifica-se que os potenciais de corrosão estabilizados apresentaram diferenças significativas, que provavelmente estão relacionadas com o efeito da adição dos elementos de liga. Já a discussão sobre o efeito destes produtos ricos em cobre sobre a superfície ainda pode ser reforçada através da análise dos diagramas de Pourbaix, apresentados na Fig. 5.4.19. Tomando-se para análise os potenciais apresentados na Tab. 5.4.1, observa-se que o potencial mais elevado é de 107,2 mVH (-135,8 mVECS, liga
Cu10Ni-1,3Fe), que está abaixo do potencial de corrosão do cobre. Assim, pode-se dizer que nos potenciais apresentados na Tab. 5.4.1, as ligas estão no campo de imunidade do cobre, o que explicaria o comportamento observado para as ligas, pois as suas superfícies estão recobertas com produtos ricos em cobre.
Figura 5.4.19: Superposição dos diagramas de Pourbaix do cobre e do níquel. A linha a representa a reação 2H+ + 2e = 2H2O e a linha b, a reação
O2 + 4H+ + 4e = 2H2O. A linha verde indica o pH da solução 0,1M HCl. A faixa
cinza indica o intervalo de potencial de corrosão após 25.000 segundos de imersão para o sistema em solução 0,1M HCl.
Conforme comentado anteriormente, a forma da curva anódica indica corrosão ativa das amostras, e este fato foi confirmado através de exames à vista desarmada e em microscópio óptico, isto é, a corrosão das ligas em solução de HCl é do tipo generalizada. Assim, uma maneira de quantificar a resistência à corrosão generalizada é através da determinação da resistência à polarização (Rp), que pode
ser calculada segundo a equação de Stern-Geary:[64]
+ = c a c a corr p b b b b i R . . 3 , 2 1 (eq. 5.4.3)
onde ba e bc são os declives de Tafel, e icorr é o valor de densidade de corrente de
corrosão. O valor de Rp também pode ser calculado pela derivada da função variação
∆i=0). Neste caso, é comum utilizar-se a curva ∆E versus ∆i com valores de ∆E menores que 10 mV. Este método foi proposto por Stern[65] em 1958. Em outras
palavras, o que se propõe é que o declive da tangente no potencial de corrosão seja substituído pelo declive da reta unindo o ponto (∆E, ∆i) à origem, visto que próximo à origem a curva ∆E = f.(∆i) é aproximadamente linear, isto é, que seja feita a aproximação: i E i d E d R i p ∆ ∆ ≅ ∆ ∆ = = ∆ 0 (eq. 5.4.4)
Para minimizar o erro da aproximação da Eq. 5.4.4, tem sido recomendada a realização de duas medidas, uma com aplicação de potencial ∆E e outra com aplicação de potencial -∆E. Nessas condições, conforme se pode facilmente observar na Fig. 5.4.20, o valor de Rp é medido através da relação:
2 1 . 2 i i E Rp ∆ − ∆ ∆ = (eq. 5.4.5)
este valor é bem mais próximo do valor real de Rp do que aquele dado pela Eq.
5.4.4.[65]
No presente caso, o valor de Rp foi obtido através do programa Corrosion
Measurement Software (versão 3.11) e através da Eq. 5.4.5. Os resultados estão
apresentados na Tab. 5.4.4, que mostra os valores médios, com os respectivos desvios padrão.
Figura 5.4.20: Ilustração do efeito das aproximações dadas pelas relações Eq. 5.4.4 e Eq. 5.4.5. t é a tangente a curva de polarização no potencial de corrosão (∆E=0).
Nota-se que o declive da reta AB (Eq. 5.4.5) é muito mais próxima do declive da tangente t do que o declive da reta AO (Eq. 5.4.4).[64]
Tabela 5.4.4: Valores da resistência à polarização (Rp) , em solução 0,1M HCl.
Ligas Rp (kΩ.cm2) - programa Rp (kΩ.cm2) – Eq. 5.4.5
Cu10Ni 5,8 ±0,7 3,5 ±2,4
Cu10Ni-1Al 3,0 ±0,4 1,7 ±1,3
Cu10Ni-3Al 7,6 ±0,8 6,3 ±3,7
Cu10Ni-1,3Fe 8,5 ±0,6 6,0 ±3,7
Cu10Ni-3Al-1,3Fe 18,4 ±1,1 6,5 ±5,8
Os resultados apresentados na Tab 5.4.4 mostram que existem diferenças significativas entre os valores de Rp, para os métodos propostos. Assim, neste
momento é importante apresentar os critérios de cálculo do Rp, utilizados por estes
métodos, para que seja possível avaliar o efeito da adição dos elementos de liga. O cálculo do valor de Rp pelo programa Corrosion Measurement Software (versão
3.11) utiliza intervalos de potencial de 40 mV, no entanto, deve-se ressaltar que os valores de -∆E e ∆E normalmente não são iguais. Desta forma, o programa pode estar incorporando em seu cálculo erros devido ao afastamento do potencial de corrosão em determinadas situações. O fato dos valores de -∆E e ∆E não serem os mesmos para todos os cálculos também faz com que o critério do cálculo do valor de Rp seja diferente para cada curva.
Já para o cálculo dos valores de Rp a partir da Eq. 5.4.5, foram construídas as curvas
para valores de ∆E no intervalo de ±10 mV, como mostra a Fig. 5.4.21, onde |-∆E| e ∆E são iguais. A partir destas curvas pode-se fazer as medidas dos valores de ∆i correspondentes aos potenciais -∆E e ∆E, como mostra a Fig. 5.4.20. Neste caso, em especial, adotou-se como critério para seleção das curvas válidas, que o valor de R2, que é o coeficiente de correlação linear, fosse maior ou igual a 0,9500. Este valor reflete a extensão de uma relação linear entre dois conjuntos de dados. Os valores de R2 estão apresentados na Tab. 5.4.5.
Assim, a discussão dos valores de Rp será realizada com os dados obtidos a partir da
Eq. 5.4.5, já que esta apresenta um critério comum entre todas as amostras, e pelo fato do método minimizar os erros devido às aproximações.
Figura 5.4.21: Curvas de polarização no intervalo de potencial de ±10 mV, utilizadas no cálculo do Rp, em solução 0,1M HCl, para a liga Cu10Ni.
Nota-se, através da Tab. 5.4.4, que as ligas com 3% de alumínio e 1,3% de ferro apresentaram um pequeno aumento em relação à liga Cu10Ni, no entanto, devido aos elevados valores dos desvios padrão, pode-se dizer que para estas ligas o valor de Rp
não é um bom parâmetro para quantificar a resistência à corrosão generalizada. Os resultados mostram, ainda, que adições inferiores a 3% de alumínio podem prejudicar a resistência a polarização.
Convém lembrar que estes comportamentos foram observados em ligas monofásicas, onde o efeito é causado pelo elemento de liga em solução sólida. Esse efeito pode estar relacionado com alguns fatores, como a formação ou a eliminação de uma película protetora, a polarização ou despolarização das curvas anódicas e/ou catódicas devido ao valor de densidade de corrente de troca (i0), ou aos declives de
Tafel (ba e bc) destes elementos. Em relação à formação ou não de uma película
possível identificar as espécies predominantes no pH igual a 1,6 e em potenciais superiores a +47 mVH (Ecorr de Cu10Ni-3Al-1,3Fe). As análises dos diagramas
mostram que nesta faixa apenas o cobre está imune (Fig. 3.3.1), enquanto os outros elementos apresentam corrosão ativa (Fig. 3.3.4 a 3.3.6). Assim, este efeito benéfico provavelmente não é explicado pela formação de película protetora.
Tabela 5.4.5: Valores de R2 das curvas de polarização utilizadas no cálculo do Rp.
Valores de R2
Cu10Ni- Cu10Ni-1Al Cu10Ni-3Al Cu10Ni-1,3Fe Cu10Ni-3Al-1,3Fe
0,9987 0,9950 0,9991 0,9883 0,9976 0,9985 0,9323 0,9975 0,9663 0,9778 0,8455 0,9679 0,9379 0,9983 0,9474 0,9708 0,9306 0,9401 0,9919 0,9990 0,9876 0,9909 0,9764 0,9850 0,9847 0,9222 0,9515 0,9984 0,9991 0,8775 0,9647 0,9886 0,9525 0,9988 0,9960 0,9572 0,9916 0,9442 0,9617 0,9757 0,9800 0,9936 0,9652 0,9728 0,9746 0,8870 0,9873 0,9995 0,9949 0,9364
Outra explicação está relacionada com a polarização ou despolarização das curvas anódica e/ou catódica devido aos valores de densidade de corrente de troca (i0) ou
declives de Tafel (ba e bc). A adição dos elementos de liga pode estar polarizando a
curva anódica do cobre e/ou polarizando a curva catódica do oxigênio, o que diminuiria o valor de icorr. Neste caso, é pouco provável que a adição esteja
polarizando a reação catódica do oxigênio, pois a reação global do oxigênio é decorrente de diversas etapas sucessivas (Tab. 5.4.6). Assim, para polarizar a reação do oxigênio é necessário mexer na etapa mais lenta. Por esta razão, é mais comum a adição alterar a curva anódica da liga. As Fig. 5.4.22 e 5.4.23 ilustram estes efeitos, onde a adição dos elementos de liga provoca um aumento no valor de Rp, diminuindo
o valor de icorr. Infelizmente, os valores de i0 e b não foram encontrados na literatura,
Tabela 5.4.6: Possível mecanismo para redução de oxigênio em soluções ácidas.[66]
Etapas O2 + e → O2- O2- + H+ = HO2 HO2 + e = HO2- HO2- + H+ = H2O2 H2O2 +e = OH- + OH OH + e = OH-
Figura 5.4.22: Efeito benéfico da adição de outros elementos sobre a densidade de corrente de corrosão devido à diminuição da densidade de corrente de troca (i0) nas
(a)
(b)
Figura 5.4.23: Curvas de polarização num diagrama logarítmico. (a) Indica as curvas de polarização anódica e catódica, onde Ee é o potencial de equilíbrio e i0 é