Um engenheiro precisa proteger uma tubulagto de aço (Fe) enterrada contra corrosåo, utilizando uma barra de magnésio (Mg) como anodo de sacrificio.
a) Escreva as semirreações de oxidaçio e redução que ocorrem no sistema.
b) Identifique qual metal atua como anodo e qual stus como cilodo.

Passo 1

O enunciado nos dá: uma tubulação de aço (Fe) enterrada será protegida contra corrosão usando uma barra de magnésio (Mg) como ânodo de sacrifício. Perguntas a responder:
  • (a) Escrever as semirreações de oxidação e redução que ocorrem no sistema.
  • (b) Identificar qual metal atua como ânodo e qual atua como cátodo.
    Informações implícitas que vamos usar: a barra de Mg fornece elétrons ao sistema (ânodo sacrificial); a tubulação de Fe recebe esses elétrons (fica catódica e assim não se oxida). Vamos listar as semirreações relevantes e justificar por potencial padrão.

Passo 2

Entendendo semirreações (rápido e prático):
  • Oxidação é perda de elétrons. Escreve-se mostrando elétrons no produto. Ex.: um metal M que perde dois elétrons: \mathrm{M(s)} \to \mathrm{M^{2+}} + 2e^-
  • Redução é ganho de elétrons. Escreve-se mostrando elétrons no reagente. Ex.: íon que recebe dois elétrons: \mathrm{M^{2+}} + 2e^- \to \mathrm{M(s)}
Na proteção catódica por anodo de sacrifício, o metal sacrificado é oxidado (perde elétrons) e os elétrons fluem para a estrutura a proteger; no ponto protegido ocorre uma reação de redução (normalmente redução de oxigênio no solo ou, se houver íons metálicos, redução desses íons).

Passo 3

Escrevendo a semirreação de oxidação de magnésio (fácil de memorizar):
  • O magnésio metálico oxida-se formando \mathrm{Mg^{2+}} e liberando dois elétrons:
\mathrm{Mg(s)} \to \mathrm{Mg^{2+}} + 2e^-
Explicação didática: Mg é um metal com tendência grande a perder elétrons (alta reatividade relativa); cada átomo de Mg libera 2 elétrons ao virar \mathrm{Mg^{2+}}.

Passo 4

Qual é a semirreação de redução que ocorre no cátodo (tubulação de Fe)? Existem duas apresentações úteis que costumam aparecer em provas — a idealizada (redução do íon ferro) e a mais realista para solo (redução do oxigênio dissolvido). Vou mostrar as duas e explicar qual é mais comum no caso de tubulações enterradas.
Opção A — redução do íon ferro (forma direta, útil para entender proteção do metal):
\mathrm{Fe^{2+}} + 2e^- \to \mathrm{Fe(s)}
Essa reação representa depósito de ferro a partir de íons \mathrm{Fe^{2+}}. Na prática, se houver íons \mathrm{Fe^{2+}} na solução, esse é um possível processo de redução.
Opção B — redução de oxigênio (reação mais comum em solos aerados):
\mathrm{O_2} + 2\mathrm{H_2O} + 4e^- \to 4\mathrm{OH^-}
Explicação: em solos com oxigênio dissolvido, o que realmente consome os elétrons fornecidos pelo ânodo é a redução do oxigênio; por isso a tubulação não se oxida — as correntes vão para a redução de \mathrm{O_2}. Note que essa reação usa 4 elétrons, então ela exige que a oxidação do anodo gere a mesma quantidade de elétrons (balanço que veremos adiante).

Passo 5

Como decidir qual metal se oxida? Use potenciais padrão de redução (tabela). Valores típicos (padrão, em eletrólito aquoso):
E^\circ(\mathrm{Mg^{2+}/Mg}) = -2{,}37\\ \mathrm{V}
E^\circ(\mathrm{Fe^{2+}/Fe}) = -0{,}44\\ \mathrm{V}
Interpretação didática: quanto mais negativo for E^\circ de um par redução, mais fácil para esse metal perder elétrons (ou seja, mais facilmente oxidará). Assim, \mathrm{Mg} (com E^\circ=-2{,}37\\ \mathrm{V}) é muito mais reativo (facilmente oxidável) que \mathrm{Fe} (com E^\circ=-0{,}44\\ \mathrm{V}).

Passo 6

Testando espontaneidade (controle da direção da reação global):
  • Se tomarmos como redução no cátodo o par \mathrm{Fe^{2+}/Fe}, o potencial da célula padrão seria
E^\circ_{\text{célula}} = E^\circ_{\text{cátodo}} - E^\circ_{\text{ânodo}} = (-0{,}44) - (-2{,}37) = +1{,}93\\ \mathrm{V}.éáâ
  • Como E^\circ_{\text{célula}}>0é, a reação global é espontânea na direção em que \mathrm{Mg} é oxidado e \mathrm{Fe^{2+}} (ou outra espécie aceitadora de elétrons) é reduzida. Conclusão: Mg age como ânodo (se sacrificando) e Fe atua como cátodo (protegido).

Passo 7

Balanceamento quando a redução é a de oxigênio (caso realístico):
  • Cada \mathrm{Mg} libera 2e^-. A reação de redução de \mathrm{O_2} requer 4e^-. Logo, faça duas oxidações de Mg:
2\,\mathrm{Mg(s)} \to 2\,\mathrm{Mg^{2+}} + 4e^-
e combine com
\mathrm{O_2} + 2\mathrm{H_2O} + 4e^- \to 4\mathrm{OH^-}
Somando (elétrons cancelam) dá a reação global realística:
2\,\mathrm{Mg(s)} + \mathrm{O_2} + 2\mathrm{H_2O} \to 2\,\mathrm{Mg^{2+}} + 4\mathrm{OH^-}.
Isso mostra como o magnésio se consome (transforma-se em \mathrm{Mg^{2+}}) enquanto oxigênio é reduzido; a tubulação permanece metálica pois não perde elétrons.

Passo 8

Resumo prático (como escrever rápido na prova):
  • Escreva a semirreação de oxidação do anodo sacrificial com elétrons no produto.
  • Identifique a semirreação de redução provável (se o enunciado não disser, prefira redução de oxigênio para solos aerados).
  • Ajuste coeficientes para que o número de elétrons seja igual nas duas semirreações.
  • Use potenciais padrão para justificar qual metal se oxida (mais negativo → oxida).

Resposta

(a) Oxidação (ânodo, magnésio): \mathrm{Mg(s)} \to \mathrm{Mg^{2+}} + 2e^-
Redução (cátodo, reação mais provável no solo — oxigênio): \mathrm{O_2} + 2\mathrm{H_2O} + 4e^- \to 4\mathrm{OH^-}
(Alternativamente, se houver íons ferro na solução, a redução seria: \mathrm{Fe^{2+}} + 2e^- \to \mathrm{Fe(s)}.)
(b) Ânodo: \mathrm{Mg} (barra de magnésio, se sacrifica).
Cátodo: \mathrm{Fe} (tubulação de aço, fica protegida).

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