Esquematize uma pilha de corrosão eletrolítica formada quando dois eletrodos de ferro são imersos em uma solução aerada de NaCl e uma d.d.p. é aplicada através de uma fonte de corrente contínua. Dê as reações no anodo e no catodo.

Passo 1

O enunciado pede duas coisas: (1) esquematizar uma pilha de corrosão eletrolítica formada quando dois eletrodos de ferro são imersos em solução aerada de NaCl e uma d.d.p. de corrente contínua é aplicada; (2) dar as reações que ocorrem no ânodo e no catodo.
Informações dadas que vamos usar: solução aquosa de NaCl (aerada = há O _2 dissolvido), dois eletrodos de ferro, e uma fonte de corrente contínua que impõe uma diferença de potencial entre os eletrodos (um ligado ao polo positivo da fonte, outro ao polo negativo).

Passo 2

O que é uma “pilha de corrosão eletrolítica” aqui (explicação didática):
  • “Eletrolítica” significa que a corrente é imposta externamente pela fonte; não é uma célula galvânica espontânea.
  • O eletrodo ligado ao polo positivo da fonte fica como ânodo (perde elétrons, sofre oxidação). O eletrodo ligado ao polo negativo fica como cátodo (ganha elétrons, sofre redução).
  • Eletrons saem do ânodo pelo fio externo e vão para o cátodo; na solução a corrente iônica fecha o circuito (cátions migram em direção ao cátodo, aniões em direção ao ânodo).
    Vou usar essa ideia para montar o esquema e as reações.

Passo 3

Esquema verbal (para você desenhar mentalmente ou na prova):
  • Duas barras de ferro imersas na mesma solução de NaCl.
  • Fonte CC com polo positivo conectado a uma barra (esse será o ânodo) e polo negativo conectado à outra barra (esse será o cátodo).
  • Setas: elétrons fluem do ânodo para o cátodo pelo condutor externo; íons na solução conduzem corrente interna: \mathrm{Fe^{2+}} (quando produzido) fica na vizinhança do ânodo; \mathrm{Cl^-} migra em direção ao ânodo.
    Esse é o “esquema” básico da pilha eletrolítica que o enunciado pede.

Passo 4

Reação no ânodo — princípio e balanceamento passo a passo:
  • No ânodo ocorre oxidação do metal ferro. A reação elementar de oxidação do ferro metálico é a perda de dois elétrons para formar ferro(II):
\mathrm{Fe \longrightarrow Fe^{2+} + 2e^-}
Explanação: aqui cada átomo de ferro doa 2 elétrons; o número de elétrons aparece à direita para conservar carga. Essa é a meia-reação anódica típica em solução neutra/ligeiramente salina quando o ferro se corrói.

Passo 5

Reação no cátodo — princípio e escolha da reação (porque a solução é aerada):
  • Como a solução está aerada (há \mathrm{O_2} dissolvido), a redução preferida no catodo é a redução do oxigênio em meio aquoso, que gera hidróxidos:
\mathrm{O_2 + 2\,H_2O + 4e^- \longrightarrow 4\,OH^-}
Explanação do balanceamento: a molécula \mathrm{O_2} precisa de 4 elétrons para ser reduzida a quatro íons \mathrm{OH^-}; usamos água para prover os átomos de H e O e balancear H e O. Essa reação é típica em ambientes neutros ou ligeiramente alcalinos e domina quando há oxigênio dissolvido.

Passo 6

Combinação das duas meias-reações para obter a reação global (passo a passo):
  • A meia-reação anódica fornece 2 elétrons por átomo de Fe; a cátodica consome 4 elétrons. Para igualar elétrons, multiplicamos a reação anódica por 2:
\begin{aligned} \text{ânodo (x2):}\quad & 2\,\mathrm{Fe \longrightarrow 2\,Fe^{2+} + 4e^-}\\[4pt] \text{cátodo:}\quad & \mathrm{O_2 + 2\,H_2O + 4e^- \longrightarrow 4\,OH^-} \end{aligned}âá
  • Somando-as (elétrons se cancelam) obtém-se a reação global:
\mathrm{2\,Fe + O_2 + 2\,H_2O \longrightarrow 2\,Fe^{2+} + 4\,OH^-}]

Passo 7

Produtos secundários e precipitação (importante para entender o que você verá na prova):
  • Os íons \mathrm{Fe^{2+}} formados no ânodo reagem com os \mathrm{OH^-} gerados no cátodo (ou localmente por mistura) e precipitam como hidróxido de ferro(II):
\mathrm{Fe^{2+} + 2\,OH^- \longrightarrow Fe(OH)_2\\ (s)}
  • Assim, a equação global pode ser vista como:
\mathrm{2\,Fe + O_2 + 2\,H_2O \longrightarrow 2\,Fe(OH)_2\\ (s)}
  • Oxidações posteriores (exposição ao ar) transformam \mathrm{Fe(OH)_2} em produtos de ferrugem mais oxidados, por exemplo:
\mathrm{4\,Fe(OH)_2 + O_2 \longrightarrow 4\,Fe(OH)_3}
ou desidratação para óxidos hidratados do ferro (ferrugem).

Passo 8

Papel do \mathrm{NaCl} e do \mathrm{Cl^-} — por que a corrosão fica mais severa:
  • \mathrm{NaCl} aumenta a condutividade da solução (facilita a corrente iônica), acelerando processo.
  • \mathrm{Cl^-} não é apenas espectador: migra para o ânodo e pode complexar \mathrm{Fe^{2+}} formando sais solúveis como \mathrm{FeCl_2}:
\mathrm{Fe^{2+} + 2\,Cl^- \longrightarrow FeCl_2\\ (aq)}
o que evita a proteção por filmes insolúveis e favorece ataques localizados (pitting).
  • Se a polarização anódica for alta, pode ocorrer também oxidação de cloreto para cloro gasoso (reação concorrente):
\mathrm{2\,Cl^- \longrightarrow Cl_2 + 2\,e^-}
mas, em condições normais de corrosão do ferro em água aerada à potenciais moderados, a oxidação do ferro é o caminho principal.

Passo 9

Outras reações catódicas possíveis (quando não houver oxigênio):
  • Se o meio estiver desoxigenado ou o oxigênio for consumido, a redução de água (evolução de hidrogênio) pode ocorrer no cátodo:
\mathrm{2\,H_2O + 2e^- \longrightarrow H_2\uparrow + 2\,OH^-}
Isso também gera \mathrm{OH^-} e permite precipitação de hidróxidos, mas produz bolhas de \mathrm{H_2}.

Passo 10

Resumo prático e como reconhecer na prova (dica):
  • Identifique qual eletrodo está ligado ao polo positivo → esse é o ânodo, lá ocorre \mathrm{Fe \to Fe^{2+} + 2e^-}.
  • Identifique presença de \mathrm{O_2} → então no cátodo ocorre \mathrm{O_2} reduzido a \mathrm{OH^-}.
  • Combine as meias-reações multiplicando para igualar elétrons e some para obter a equação global; cite precipitação de hidróxidos e o papel de \mathrm{Cl^-}.

Resposta

Esquema: barra de Fe ligada ao polo positivo da fonte (ânodo, oxidação: elétrons saem) e outra barra de Fe ligada ao polo negativo (cátodo, redução: elétrons entram); íons conduzem corrente na solução de NaCl aerada.
Ânodo (oxidação do ferro): \mathrm{Fe \longrightarrow Fe^{2+} + 2e^-}
Cátodo (redução do oxigênio, solução aerada): \mathrm{O_2 + 2\,H_2O + 4e^- \longrightarrow 4\,OH^-}

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