Esquematize uma pilha de corrosão galvânica formada, quando uma placa de ferro e outra de cobre são imersas em solução aquosa de \mathrm{NaCl} 3 \%(\mathrm{~m} / \mathrm{m}) e conectadas. Dê as reações que podem ocorrer no catodo e no anodo.

Passo 1

O enunciado pede duas coisas: (1) esquematizar uma pilha de corrosão galvânica formada quando uma placa de ferro e outra de cobre são imersas em solução aquosa de \mathrm{NaCl}\;3\% (m/m) e conectadas; (2) dar as reações que podem ocorrer no catodo e no anodo.
Informações relevantes fornecidas: placa de ferro, placa de cobre, solução aquosa de \mathrm{NaCl}\;3\% e as placas estão eletricamente conectadas.

Passo 2

Entendendo a ideia básica (sem jargões complicados): quando dois metais diferentes ficam imersos no mesmo eletrólito e são conectados por um fio, forma-se uma pilha galvânica. Isso acontece porque um dos metais é menos nobre (mais facilmente oxida) e o outro é mais nobre (menos propenso a oxidar). O metal que oxida é o anodo (perde elétrons) e sofre corrosão; o metal que recebe elétrons é o cátodo (onde ocorre a redução) e fica protegido. No nosso caso concreto, ferro e cobre: o ferro é menos nobre que o cobre, então o ferro será o anodo e o cobre o cátodo. Eletricamente: os elétrons fluem do ferro para o cobre pelo fio externo; iões no eletrólito fazem a corrente iônica que fecha o circuito.

Passo 3

Reação anódica principal (o ferro se oxida): explicar e escrever.
Por definição, oxidação significa perda de elétrons. O ferro metálico perde elétrons e vira ião ferroso. A equação básica é:
\mathrm{Fe} \rightarrow \mathrm{Fe}^{2+} + 2e^-
Aqui: \mathrm{Fe} é o átomo metálico que perde dois elétrons; \mathrm{Fe}^{2+} é o ião ferroso solto na solução; 2e^- são os elétrons liberados que vão pelo fio até o cátodo. Em presença de cloreto, \mathrm{Fe}^{2+} pode formar complexos solúveis como \mathrm{FeCl}_2 (ou permanecer como íon aquoso) e também favorecer corrosão localizada.

Passo 4

Reações catódicas mais prováveis na solução de \mathrm{NaCl}\;3\%: explicar opções e escolher a mais provável.
Em solução aquosa aerada (com oxigénio dissolvido, como é o caso normal), a reação de redução mais comum é a redução do oxigénio dissolvido. Essa reação consome elétrons vindos do anodo e produz íons hidróxido:
\mathrm{O}_2 + 2\mathrm{H}_2\mathrm{O} + 4e^- \rightarrow 4\mathrm{OH}^-
Explicação: \mathrm{O}_2 é o oxidante que aceita elétrons; \mathrm{H}_2\mathrm{O} e os elétrons formam íons \mathrm{OH}^-. Esta reação ocorre preferencialmente sobre a placa de cobre (cátodo), porque o cobre é mais nobre e serve como superfície onde a redução é favorecida.
Alternativa possível (se o meio estiver pobre em oxigénio ou muito ácido): evolução de hidrogénio. Reações alternativas:
2\mathrm{H}_2\mathrm{O} + 2e^- \rightarrow \mathrm{H}_2 + 2\mathrm{OH}^-
ou, em meio ácido,
2\mathrm{H}^+ + 2e^- \rightarrow \mathrm{H}_2
Mas para solução neutra/ligeramente salina e aerada, a redução do \mathrm{O}_2 é a mais comum.

Passo 5

Combinação e reação global parciais: balanceando elétrons.
A reação anódica dá 2e^- por átomo de \mathrm{Fe}. A redução do oxigénio consome 4e^-. Multiplicamos a reação anódica por 2 para igualar elétrons:
2\mathrm{Fe} \rightarrow 2\mathrm{Fe}^{2+} + 4e^-
Somando com a redução do oxigénio:
\mathrm{O}_2 + 2\mathrm{H}_2\mathrm{O} + 4e^- \rightarrow 4\mathrm{OH}^-
obtém-se a reação global parcial:
2\mathrm{Fe} + \mathrm{O}_2 + 2\mathrm{H}_2\mathrm{O} \rightarrow 2\mathrm{Fe}^{2+} + 4\mathrm{OH}^-
Os \mathrm{Fe}^{2+} formam hidróxidos com os \mathrm{OH}^-:
\mathrm{Fe}^{2+} + 2\mathrm{OH}^- \rightarrow \mathrm{Fe(OH)}_2
E posteriormente, na presença de oxigénio e água, o hidróxido ferroso pode oxidar para hidróxido férrico/ruga (óxidos hidratados), que é o “ferrugem”:
4\mathrm{Fe(OH)}_2 + \mathrm{O}_2 + 2\mathrm{H}_2\mathrm{O} \rightarrow 4\mathrm{Fe(OH)}_3
ou simplificando: formação de óxidos/hidróxidos de ferro que aparecem como ferrugem marrom-avermelhada.

Passo 6

Esquema físico e observações práticas (como desenhar na prova mentalmente):
  • Desenhe duas placas verticais mergulhadas na solução: à esquerda \mathrm{Fe} (anodo), à direita \mathrm{Cu} (catodo).
  • Conecte as placas por um fio externo: os elétrons fluem do \mathrm{Fe} para o \mathrm{Cu} pelo fio. Indique essa seta.
  • No eletrólito, indique que iões \mathrm{Na}^+ e \mathrm{Cl}^- movem-se para completar a corrente iônica; especialmente \mathrm{Cl}^- pode migrar e atacar filmes protetores no ferro, favorecendo a corrosão localizada.
  • Marque que a corrosão efetiva (perda de metal) ocorre na superfície do ferro (anodo); a superfície do cobre permanece praticamente intacta (catodo).
    Observação importante para a prova: se a área catódica (cobre) for muito grande comparada à área anódica (pequeno ponto de ferro conectado a grande cobre), a densidade de corrente de corrosão no anodo aumenta muito e a corrosão do ferro acelera — regra prática: anodo pequeno + catodo grande = corrosão rápida do anodo.

Passo 7

Pontos adicionais úteis para a prova (resumo rápido, sem complicar):
  • Principais reações: anódica = oxidação do ferro; catódica = redução do oxigénio (em solução aerada).
  • O \mathrm{Cl}^- do \mathrm{NaCl} não participa diretamente nas reações de elétrons, mas facilita corrosão porque forma complexos solúveis com \mathrm{Fe}^{2+} ( \mathrm{FeCl}_2) e rompe películas protetoras, aumentando taxa de corrosão e causando pites.
  • Se o meio for sem oxigénio, a reação de redução pode ser evolução de \mathrm{H}_2 (hidrogénio).

Resposta

\text{Anodo (oxidação do ferro):}\quad \mathrm{Fe} \rightarrow \mathrm{Fe}^{2+} + 2e^-çã
\text{Catodo (redução do oxigénio, meio aerado):}\quad \mathrm{O}_2 + 2\mathrm{H}_2\mathrm{O} + 4e^- \rightarrow 4\mathrm{OH}^-çãé
\text{Reação global parcial:}\quad 2\mathrm{Fe} + \mathrm{O}_2 + 2\mathrm{H}_2\mathrm{O} \rightarrow 2\mathrm{Fe}^{2+} + 4\mathrm{OH}^-çã
\text{Formação de produtos de corrosão:}\quad \mathrm{Fe}^{2+} + 2\mathrm{OH}^- \rightarrow \mathrm{Fe(OH)}_2\quad\text{e}\quad 4\mathrm{Fe(OH)}_2 + \mathrm{O}_2 + 2\mathrm{H}_2\mathrm{O} \rightarrow 4\mathrm{Fe(OH)}_3çãã
\text{Observação: em meio pobre em O}_2\text{, catodo alternativo:}\quad 2\mathrm{H}_2\mathrm{O} + 2e^- \rightarrow \mathrm{H}_2 + 2\mathrm{OH}^-çã

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