04 Uma chapa de ferro é fixada com rebites de cobre e fica parcialmente imersa em água aerada contendo pequena quantidade de eletrólito dissolvido. Após algum tempo, observa-se corrosão mais intensa nas regiões da chapa de ferro próximas aos rebites.
Considere os seguintes potenciais-padrão de redução:
\begin{aligned} & E^{\circ}\left(\mathrm{Fe}^{2+} / \mathrm{Fe}\right)=-0,44 \mathrm{~V} \\\ & E^{\circ}\left(\mathrm{Cu}^{2+} / \mathrm{Cu}\right)=+0,34 \mathrm{~V} \\\ & E^{\circ}\left(\mathrm{O}_{2} / \mathrm{H}_{2} \mathrm{O}\right)=+0,82 \mathrm{~V} \end{aligned}
em meio neutro ou levemente básico, para a semirreação de redução do oxigênio dissolvido. Com base nessas informações, assinale a alternativa correta.
A ( ) O cobre atua como ânodo, pois possui maior potencial de redução, sofrendo oxidação preferencial e protegendo o ferro.
B ( ) O ferro atua como cátodo, pois perde elétrons para o cobre, que reduz o oxigênio dissolvido.

Passo 1

O enunciado dá os potenciais padrão de redução (em meio neutro/levemente básico) e pede que se escolha a alternativa correta entre A e B. Informações fornecidas:
  • Potencial padrão de redução do ferro: E^{\circ}\!\left(\mathrm{Fe}^{2+}/\mathrm{Fe}\right) = -0,44\\ \text{V}.
  • Potencial padrão de redução do cobre: E^{\circ}\!\left(\mathrm{Cu}^{2+}/\mathrm{Cu}\right) = +0,34\\ \text{V}.
  • Potencial padrão de redução do oxigênio (em meio neutro/levemente básico): E^{\circ}\!\left(\mathrm{O}_{2}/\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}\right) = +0,82\\ \text{V}.
    O enunciado observa corrosão mais intensa nas regiões da chapa de ferro próximas aos rebites de cobre e pergunta qual das alternativas A ou B está correta.

Passo 2

O que significam esses potenciais-padrão? Vou explicar de um jeito direto: o potencial-padrão de redução E^{\circ} mede a tendência de uma espécie química a ganhar elétrons (ou seja, a ser reduzida). Dois pontos importantes:
  • Quanto maior (mais positivo) for E^{\circ}, maior a tendência a ser reduzida (essa espécie tende a atuar como cátodo).
  • Quanto menor (mais negativo) for E^{\circ}, maior a tendência a se oxidar (essa espécie tende a atuar como ânodo).
    Além disso, a diferença de potencial entre duas semi-reações determina se a reação redox é espontânea: para uma célula eletroquímica ideal,
E^{\circ}_{\text{cel}} = E^{\circ}_{\text{cátodo}} - E^{\circ}_{\text{ânodo}}.áâ
Se E^{\circ}_{\text{cel}}>0, a reação é termodinamicamente espontânea no sentido escrito (elétrons fluem do ânodo para o cátodo).

Passo 3

Comparando os potenciais dados:
  • \,E^{\circ}(\mathrm{Cu}^{2+}/\mathrm{Cu})=+0,34\\ \text{V} é mais positivo que \,E^{\circ}(\mathrm{Fe}^{2+}/\mathrm{Fe})=-0,44\\ \text{V}.
    Logo, o cobre tem maior tendência a ser reduzido (ou seja, é mais nobre) e o ferro tem maior tendência a ser oxidado (ou seja, é mais ativo).
    Traduzindo para a situação prática: o ferro tende a perder elétrons (ser oxidado a \mathrm{Fe}^{2+}) e o cobre tende a permanecer metálico, servindo como superfície onde ocorre a redução (aceitação de elétrons).

Passo 4

Escrevendo as semi-reações relevantes (formas usuais em meio neutro/levemente básico):
  • Oxidação do ferro (ânodo):
\mathrm{Fe} \longrightarrow \mathrm{Fe}^{2+} + 2\,\mathrm{e}^-.
A semi-reação de redução correspondente tem E^{\circ} = -0,44\\ \text{V}, então a tendência de oxidar é alta (pois o potencial de redução é negativo).
  • Redução do oxigênio (cátodo, em presença de água e O _2):
\mathrm{O}_2 + 2\,\mathrm{H}_2\mathrm{O} + 4\,\mathrm{e}^- \longrightarrow 4\,\mathrm{OH}^-,
com E^{\circ} = +0,82\\ \text{V}.
Nesse sistema, o cobre metálico (rebite) é uma boa superfície condutora e “nobre”: ele não se oxida facilmente e, portanto, a redução do oxigênio tende a ocorrer sobre ou perto do rebite de cobre. Os elétrons necessários para essa redução vêm do ferro adjacente, que se oxida.

Passo 5

Cálculo rápido do potencial da célula que resulta da oxidação do ferro e redução do oxigênio (só para ver que é espontâneo):
E^{\circ}_{\text{cel}} = E^{\circ}\!\left(\mathrm{O}_2/\mathrm{H}_2\mathrm{O}\right) - E^{\circ}\!\left(\mathrm{Fe}^{2+}/\mathrm{Fe}\right) = +0,82 - (-0,44) = +1,26\\ \text{V},
valor positivo: reação espontânea. Isso confirma que o ferro pode oxidar enquanto o oxigênio é reduzido na presença do rebite de cobre.

Passo 6

Interpretando as alternativas:
  • Alternativa A: afirma que “o cobre atua como ânodo, pois possui maior potencial de redução, sofrendo oxidação preferencial e protegendo o ferro.” Isso está errado por duas razões: (i) maior potencial de redução significa que o metal é mais propenso a ser reduzido (ou seja, atua como cátodo), não como ânodo; (ii) se o cobre sofresse oxidação preferencial protegeria o ferro — mas na prática o cobre é nobre e não é o que se oxida. Portanto A é falsa.
  • Alternativa B: afirma que “o ferro atua como cátodo, pois perde elétrons para o cobre, que reduz o oxigênio dissolvido.” Esta frase mistura conceitos de forma contraditória: perder elétrons é oxidação, e o local que oxida é o ânodo (logo o ferro, que perde elétrons, é ânodo, não cátodo). Além disso o cobre é o sítio onde a redução do oxigênio ocorre (cátodo). Assim B também está incorreta.

Passo 7

Conclusão clara e correta (modo de pensar para a prova):
  • O que acontece realmente: o ferro próximo aos rebites de cobre atua como ânodo e sofre oxidação para \mathrm{Fe}^{2+}; o rebite de cobre (ou sua vizinhança) atua como cátodo onde ocorre a redução do oxigênio dissolvido. Essa diferença cria uma célula galvânica local e causa corrosão mais intensa do ferro junto aos rebites.
  • Nem A nem B estão corretas conforme explicação acima.

Resposta

Nenhuma das alternativas está correta.

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