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
e 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:
- Uma área anódica onde o metal oxida (perde elétrons).
- Uma área catódica onde esses elétrons são consumidos por uma reação redutora (normalmente redução do oxigénio na presença de água).
- 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
(cloreto) e do
:
-
aumenta a condutividade iónica da gota, aumentando a corrente corrosiva. -
é agressivo: rompe filmes protetores de óxidos/hidróxidos (passivação) e forma espécies solúveis como , 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:
Explicação da fórmula: uma átomos de ferro neutro perde dois elétrons (
) e transforma‑se no ião
.
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:
Explicação: o oxigénio molecular recebe elétrons e, em presença de água, forma íons hidróxido
. 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
, a catódica consome . Multiplicamos a anódica por 2 para balancear.
Anódica (x2):
Somando com a catódica:
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
formados reagem com (produzido no cátodo) e precipitam como hidróxido ferroso:
- O
é facilmente oxidado pelo oxigénio dissolvido a :
-
desidratando forma óxidos hidratados do ferro (o “ferrugem”), que podem ser representados genericamente por:
Essas transformações explicam a aparência alaranjada‑acastanhada do material corroído.
Passo 9
Outros caminhos químicos e efeitos locais
- Em presença de
, parte do ferro pode formar sais solúveis como ou complexos, que tornam a corrosão mais localizada:
- O anodo tende a acidificar (pode haver formação de
por hidrólise de ), enquanto o cátodo fica alcalino (devido a ). 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:
Equação global inicial:
Seguem precipitação e oxidação a hidróxidos/óxidos:
O
da água salgada aumenta a condutividade e promove corrosão localizada (pites), acelerando fortemente o processo.