Explique, detalhadamente (utilizando inclusive semi-reações e equação global) o que ocorre, decorrido certo tempo, numa chapa de ferro, se nela for colocada uma gota de água salgada. Qual o tipo de pilha envolvida no processo?

Passo 1

O enunciado pergunta duas coisas: (1) o que acontece, passado algum tempo, numa chapa de ferro quando se coloca nela uma gota de água salgada; (2) qual o tipo de pilha envolvida no processo. Informação dada (diretamente ou implícita) que vamos usar:
  • A chapa é de ferro metálico (Fe).
  • Há uma gota de água salgada: isso significa água com NaCl dissolvido — isto é, há íons \mathrm{Na^+} e \mathrm{Cl^-} e a solução é condutora.
  • A gota é pequena e está em contato com o ar (há oxigénio dissolvido na água), e haverá diferença de oxigénio entre a região sob a gota (ou o interior da gota) e a periferia (mais exposta ao ar).
O que é pedido:
  • Descrever o processo electroquímico que ocorre com detalhes (incluindo semi-reações e equação global).
  • Identificar o tipo de “pilha” que se forma.

Passo 2

Conceitos básicos (sem pular etapas): para ocorrer corrosão electroquímica do ferro precisamos de três coisas:
  1. Uma área anódica onde o metal oxida (perde elétrons).
  2. Uma área catódica onde esses elétrons são consumidos por uma reação redutora (normalmente redução do oxigénio na presença de água).
  3. Um eletrólito iónico que permita o transporte de cargas (os elétrons correm pelo metal; os iões correm pela solução).
Explicação simples: o metal fornece elétrons quando se oxida; esses elétrons passam através do metal até a região catódica; para fechar o circuito, íons na gota movimentam-se (corrente iónica) e há reações no eletrolito. A presença de sal (NaCl) torna a gota mais condutora e favorece a formação de células locais.

Passo 3

Por que a gota causa zonas anódicas e catódicas (diferença de aeração)?
  • A gota pequena cria diferenças locais de concentração de oxigénio: nas bordas da gota o oxigénio dissolvido renova-se mais facilmente; no centro/embaixo da gota o oxigénio pode ficar mais escasso.
  • A zona com menos oxigénio fica preferencialmente anódica (onde ocorre oxidação do Fe). A zona rica em oxigénio funciona como cátodo (onde ocorre a redução do oxigénio).
  • Esse arranjo é chamado de célula por diferença de aeração (ou célula de concentração): não é necessário outro metal diferente; a própria peça forma a pilha.

Passo 4

Papel do \mathrm{Cl^-} (cloreto) e do \mathrm{Na^+}:
  • \mathrm{NaCl} aumenta a condutividade iónica da gota, aumentando a corrente corrosiva.
  • \mathrm{Cl^-} é agressivo: rompe filmes protetores de óxidos/hidróxidos (passivação) e forma espécies solúveis como \mathrm{FeCl_2}, facilitando corrosão localizada e “pites” (buracos). Portanto a água salgada acelera muito a corrosão comparada com água pura.

Passo 5

Semi‑reação anódica (oxidação do ferro): explicar e escrever
  • Quando o ferro metálico perde elétrons, gera iões ferroso. A semi‑reação anódica é:
\mathrm{Fe} \to \mathrm{Fe^{2+}} + 2e^-
Explicação da fórmula: uma átomos de ferro neutro perde dois elétrons ( 2e^-) e transforma‑se no ião \mathrm{Fe^{2+}}.

Passo 6

Semi‑reação catódica (redução do oxigénio em água neutra/leve alcalina): explicar e escrever
  • Em água com oxigénio dissolvido a redução mais comum é a do oxigénio formando hidróxido:
\mathrm{O_2} + 2\mathrm{H_2O} + 4e^- \to 4\mathrm{OH^-}
Explicação: o oxigénio molecular recebe elétrons e, em presença de água, forma íons hidróxido \mathrm{OH^-}. Essa reacção consome os elétrons produzidos na anódica.

Passo 7

Combinação das semi‑reações para obter a equação global inicial
  • Igualamos elétrons: a anódica dá 2e^-, a catódica consome 4e^-. Multiplicamos a anódica por 2 para balancear.
    Anódica (x2):
2\mathrm{Fe} \to 2\mathrm{Fe^{2+}} + 4e^-
Somando com a catódica:
2\mathrm{Fe} + \mathrm{O_2} + 2\mathrm{H_2O} \to 2\mathrm{Fe^{2+}} + 4\mathrm{OH^-}
Essa é a equação global do processo redox primário que ocorre sob a gota.

Passo 8

Formação de precipitados e evolução para ferrugem (passo a passo)
  • Os \mathrm{Fe^{2+}} formados reagem com \mathrm{OH^-} (produzido no cátodo) e precipitam como hidróxido ferroso:
\mathrm{Fe^{2+}} + 2\mathrm{OH^-} \to \mathrm{Fe(OH)_2}\\ (\text{sólido})ó
  • O \mathrm{Fe(OH)_2} é facilmente oxidado pelo oxigénio dissolvido a \mathrm{Fe(OH)_3}:
4\mathrm{Fe(OH)_2} + \mathrm{O_2} + 2\mathrm{H_2O} \to 4\mathrm{Fe(OH)_3}
  • \mathrm{Fe(OH)_3} desidratando forma óxidos hidratados do ferro (o “ferrugem”), que podem ser representados genericamente por:
\mathrm{Fe(OH)_3} \to \mathrm{Fe_2O_3\cdot nH_2O}\\ (\text{ferrugem})
Essas transformações explicam a aparência alaranjada‑acastanhada do material corroído.

Passo 9

Outros caminhos químicos e efeitos locais
  • Em presença de \mathrm{Cl^-}, parte do ferro pode formar sais solúveis como \mathrm{FeCl_2} ou complexos, que tornam a corrosão mais localizada:
\mathrm{Fe^{2+}} + 2\mathrm{Cl^-} \rightleftharpoons \mathrm{FeCl_2}\\ (\text{solúvel})ú
  • O anodo tende a acidificar (pode haver formação de \mathrm{H^+} por hidrólise de \mathrm{Fe^{2+}}), enquanto o cátodo fica alcalino (devido a \mathrm{OH^-}). Essas diferenças de pH reforçam a corrosão localizada.
  • A corrente elétrica num ponto do metal flui eletronicamente do anodo para o cátodo; no eletrólito a corrente iónica fecha o circuito.

Passo 10

Caracterização do tipo de “pilha”
  • Não é uma pilha do tipo Daniell (com dois metais diferentes) nem uma pilha construída deliberadamente; é uma pilha de corrosão formada localmente sobre a mesma peça.
  • Nome correto e usual: pilha de corrosão por diferença de aeração (ou célula de concentração). Também é correto chamar de pilha galvânica local ou célula eletroquímica de corrosão.
  • Em termos práticos: existe um anodo (região pobre em oxigénio — geralmente debaixo da gota) onde o ferro se oxida, e um cátodo (região mais oxigenada — normalmente nas bordas) onde o oxigénio é reduzido.

Passo 11

Resumo do que se vê na chapa, decorrido certo tempo (visual e funcional)
  • Aparecimento de manchas alaranjadas (ferrugem) principalmente onde a gota tocou o ferro; possível formação de pequenos buracos se houver piteamento.
  • Material metálico consumido no anodo (perda de massa local).
  • A velocidade de corrosão é muito maior com água salgada do que com água pura; as estruturas costeiras sofrem com isso.
  • A pilha local funciona até faltar oxigénio/eleito‑lito ou até que camadas de produto bloqueiem a reação (mas geralmente o cloreto impede este bloqueio duradouro).

Resposta

Formação de uma pilha de corrosão por diferença de aeração (célula galvânica local). Semi‑reações principais:
\text{anodo:}\quad \mathrm{Fe} \to \mathrm{Fe^{2+}} + 2e^-
\text{catodo:}\quad \mathrm{O_2} + 2\mathrm{H_2O} + 4e^- \to 4\mathrm{OH^-}
Equação global inicial:
2\mathrm{Fe} + \mathrm{O_2} + 2\mathrm{H_2O} \to 2\mathrm{Fe^{2+}} + 4\mathrm{OH^-}
Seguem precipitação e oxidação a hidróxidos/óxidos:
\mathrm{Fe^{2+}} + 2\mathrm{OH^-} \to \mathrm{Fe(OH)_2}
4\mathrm{Fe(OH)_2} + \mathrm{O_2} + 2\mathrm{H_2O} \to 4\mathrm{Fe(OH)_3} \to \text{Fe}_2\mathrm{O}_3\cdot n\mathrm{H_2O}\\ (\text{ferrugem})
O \mathrm{Cl^-} da água salgada aumenta a condutividade e promove corrosão localizada (pites), acelerando fortemente o processo.

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