Para diminuir a velocidade da corrosão das placas de aço (uma liga de ferro) do casco de navios, grossas placas de zinco são rebitadas no lado externo do casco, abaixo da superfície da água. Essa técnica é conhecida como proteção catódica.
Supondo que o aço possa ser representado por
, considere as seguintes forças eletromotrizes de redução:
a) JUSTIFIQUE a utilização do zinco para proteção de cascos de navios, usando equações e cálculos eletroquímicos.
b) JUSTIFIQUE a não-utilização de placas de cobre no lugar das placas de zinco.
Supondo que o aço possa ser representado por
b) JUSTIFIQUE a não-utilização de placas de cobre no lugar das placas de zinco.
Passo 1
Beleza, o enunciado tá dizendo que a gente coloca placas de zinco no casco de navios para proteger o aço (Fe) da corrosão – isso é chamado de proteção catódica.
Conteúdo: eletroquímica de pilhas, potenciais padrão de redução (E°), anodo e catodo, cálculo de força eletromotriz (Ecelula).
O que vamos precisar:
Conteúdo: eletroquímica de pilhas, potenciais padrão de redução (E°), anodo e catodo, cálculo de força eletromotriz (Ecelula).
O que vamos precisar:
- Entender o que é E° de redução e como ele indica tendência a ganhar elétrons.
- Saber que quem tem E° mais negativo “se oxida” (atua como ânodo sacrificial).
- Calcular Ecelula via E°cátodo – E°ânodo.
Passo 2
Teoria rápida:
- Cada metal tem uma meia-reação de redução, por exemplo
- Quanto mais negativo for E°, mais fácil o metal se oxidar (perder elétrons).
- Numa “pilha” espontânea, o E° da célula é
e precisa ser positivo. - O ânodo é onde ocorre oxidação (metal “some” como íons), e o catodo é onde ocorre redução (geralmente O₂ pra água).
Passo 3
Justificando o zinco:
- Metade-reações relevantes:
1/2 O₂ + 2 H⁺ + 2 e⁻ → H₂O E° = +1,23 V (catodo)
Zn²⁺ + 2 e⁻ → Zn E° = –0,76 V (ânodo) - Calcula Ecelula:$$E_{\rm celula} = E^\circ_{\rm catodo} - E^\circ_{\rm anodo}= 1{,}23 - (-0{,}76) = +1{,}99;\mathrm V$$
3. Como é positivo e bem grande, Zn “fica” oxidando (virando Zn²⁺) em vez de o Fe corroer. O aço vira catodo, não perde ferro.
Passo 4
E por que não cobre?
- Metade-reação do cobre:
Cu²⁺ + 2 e⁻ → Cu E° = +0,34 V - Se colocássemos placa de Cu, compararíamos Fe vs Cu direto:
Fe²⁺ + 2 e⁻ → Fe E° = –0,44 V
Cu²⁺+2 e⁻ → Cu E° = +0,34 V
E_{\rm celula} = E^\circ_{\rm catodo} - E^\circ_{\rm anodo}
Aqui o “ânodo” é a reação mais negativa (–0,44 V, que é o ferro!), então
3. Isso mostra que, em contato Cu–Fe, o ferro é quem se oxida (ânodo) e se destrói, enquanto o cobre fica protegido (catodo). Ou seja, o cobre aceleraria a corrosão do aço, justamente o oposto do que queremos.
Resposta
a) Usamos zinco porque seu potencial de redução (–0,76 V) é mais negativo que o do ferro (–0,44 V), fazendo o Zn oxidar primeiro e proteger o aço.
b) Não usamos cobre pois, com E° = +0,34 V, ele é mais nobre que o ferro e faz o aço virar ânodo na pilha, aumentando a corrosão.
b) Não usamos cobre pois, com E° = +0,34 V, ele é mais nobre que o ferro e faz o aço virar ânodo na pilha, aumentando a corrosão.