Explique, escrevendo as reações parciais e equação global de oxirredução, o que ocorre, decorrido certo tempo, numa chapa de ferro imersa em água do mar, se ao longo da chapa tem-se uma diferente agitação da água.

Passo 1

O enunciado pede que eu explique — mostrando as reações parciais (anódica e catódica) e a equação global de oxirredução — o que acontece, após certo tempo, numa chapa de ferro imersa em água do mar quando ao longo da chapa há diferente agitação da água.
Informações relevantes dadas (implícitas no enunciado):
  • Há uma chapa de ferro (Fe) em contato com água do mar (solução eletrolítica salgada).
  • Ao longo da chapa a agitação da água varia (regiões mais agitadas e menos agitadas).
  • Deve-se explicar o processo que ocorre com o passar do tempo e escrever as reações parciais e a equação global de oxirredução.

Passo 2

Conceitos básicos (bem mastigados) que vou usar — o que cada termo significa e por que importa:
  • Oxidação: processo em que uma espécie perde elétrons. Exemplo geral: \mathrm{A} \rightarrow \mathrm{A}^{n+} + n\,\mathrm{e^-}. Quem perde elétrons é o ânodo numa célula eletroquímica.
  • Redução: processo em que uma espécie ganha elétrons. Exemplo geral: \mathrm{B} + m\,\mathrm{e^-} \rightarrow \mathrm{B}^{m-}. Quem ganha elétrons é o cátodo.
  • Anodo e cátodo: numa superfície metálica imersa, partes que oxidam (perdem metal) são ânodos locais; partes onde ocorre redução (ganho de elétrons por outra espécie, normalmente oxigênio dissolvido na água) são cátodos locais.
  • Por que agitação importa: agitação aumenta a renovação do oxigênio dissolvido junto à superfície. Partes mais agitadas têm mais oxigênio disponível (facilitando a reação de redução do oxigênio) e tendem a ser catódicas; partes menos agitadas têm menos oxigênio e tornam-se anódicas, onde o ferro se oxida. Esse fenómeno chama‑se célula por aeration diferencial (célula de diferenciação por oxigenação).

Passo 3

Escrever a reação anódica (oxidação do ferro) e explicar cada termo:
  • A reação de corrosão mais simples do ferro é a perda de elétrons para formar íons ferroso:
\mathrm{Fe} \rightarrow \mathrm{Fe^{2+}} + 2\,\mathrm{e^-}.
Explicação: cada átomo de ferro metálico perde dois elétrons para virar íon \mathrm{Fe^{2+}}. Esses elétrons fluem através do metal até chegarem às regiões catódicas, onde serão consumidos.

Passo 4

Escrever a reação catódica mais comum em água do mar (redução do oxigénio) e explicar:
  • Em água neutra ou ligeiramente básica (como a água do mar), a redução do oxigénio dissolvido ocorre tipicamente assim:
\mathrm{O_2} + 2\,\mathrm{H_2O} + 4\,\mathrm{e^-} \rightarrow 4\,\mathrm{OH^-}.
Explicação: \mathrm{O_2} (oxigénio dissolvido) recebe elétrons e, com água, forma íons hidroxila \mathrm{OH^-}. Essa reação precisa de elétrons fornecidos pela oxidação do ferro.
Observação sobre alternativa: se não houver oxigénio suficiente (situações muito restritas), a reação catódica pode envolver redução da água para produzir hidrogênio:
2\,\mathrm{H_2O} + 2\,\mathrm{e^-} \rightarrow \mathrm{H_2} + 2\,\mathrm{OH^-},
mas em água do mar oxigenada a redução do oxigénio é a dominante.

Passo 5

Balanceamento elétrons e equação global de oxirredução:
  • A reação anódica dá 2\,\mathrm{e^-} por átomo de Fe; a catódica consome 4\,\mathrm{e^-}. Para balancear, multiplica-se a anódica por 2 e soma-se com a catódica:
\text{anódica (x2):}\quad 2\,\mathrm{Fe} \rightarrow 2\,\mathrm{Fe^{2+}} + 4\,\mathrm{e^-}ó
\text{catódica:}\quad \mathrm{O_2} + 2\,\mathrm{H_2O} + 4\,\mathrm{e^-} \rightarrow 4\,\mathrm{OH^-}ó
Somando:
2\,\mathrm{Fe} + \mathrm{O_2} + 2\,\mathrm{H_2O} \rightarrow 2\,\mathrm{Fe^{2+}} + 4\,\mathrm{OH^-}.
Explicação: essa é a equação global que descreve a corrosão do ferro quando a redução do oxigénio é a reação catódica.

Passo 6

O que acontece com os íons formados — precipitação e formação de “ferrugem”:
  • Os \mathrm{Fe^{2+}} produzidos reagem com os \mathrm{OH^-} formados e podem precipitar como hidróxido de ferro(II):
\mathrm{Fe^{2+}} + 2\,\mathrm{OH^-} \rightarrow \mathrm{Fe(OH)_2}.
  • O \mathrm{Fe(OH)_2} é facilmente oxidado (pelo oxigénio dissolvido) a hidróxido de ferro(III):
4\,\mathrm{Fe(OH)_2} + \mathrm{O_2} + 2\,\mathrm{H_2O} \rightarrow 4\,\mathrm{Fe(OH)_3}.
  • O \mathrm{Fe(OH)_3} desidrata e, com o tempo, forma óxidos/hidróxidos hidratados conhecidos como ferrugem, aproximando‑se de fórmulas do tipo
\mathrm{Fe_2O_3\cdot nH_2O}
(escrevi a fórmula genérica porque a ferrugem é uma mistura de espécies hidratadas).

Passo 7

Como a diferença de agitação cria células locais e o efeito prático na chapa
  • Regiões mais agitadas têm mais oxigénio dissolvido → comportamento catódico (ali ocorre a redução do oxigénio). Regiões menos agitadas têm menos oxigénio → comportam‑se como ânodos, oxidando o ferro.
  • Portanto, os pontos menos agitadas corroem (perdem ferro) e formam cavidades/pites; os pontos mais agitadas ficam protegidos (não perdem ferro) porque ali consome‑se os elétrons produzidos nas regiões anódicas.
  • Esse tipo de corrosão localizada é muito eficaz em deteriorar a chapa: o ataque é concentrado nos ânodos locais (áreas com pouca renovação de oxigénio).

Passo 8

Papel da água do mar (cloretos e condutividade) e agravantes
  • A água do mar é condutora (devido a \mathrm{Cl^-}, \mathrm{Na^+}, etc.), facilitando o fluxo de íons e corrente iônica entre ânodo e cátodo.
  • O íon \mathrm{Cl^-} favorece a corrosão por várias vias: rompe camadas protetoras, forma espécies solúveis como \mathrm{FeCl_2} e aumenta a instabilidade das películas passivas, promovendo pites.
  • Resultado prático: corrosão mais rápida e localizada do que em água doce.

Passo 9

Resumo prático do que se observa, com o passar do tempo
  • Nas regiões menos agitadas: perda de ferro (corrosão ativa), afundamento/pitting, formação inicial de \mathrm{Fe^{2+}} e precipitados verdes‑azulados ( \mathrm{Fe(OH)_2}) que evoluem para ferrugem marrom‑avermelhada ( \mathrm{Fe_2O_3\cdot nH_2O}).
  • Nas regiões mais agitadas: são catódicas, ficam relativamente menos corroídas; porém, ali se consome oxigénio e se formam \mathrm{OH^-} localmente.
  • Em termos elétricos: elétrons fluem do ânodo (zona pouco oxigenada) para o cátodo (zona rica em oxigénio) através do metal; íons se deslocam na solução compensando a corrente.

Passo 10

Medidas que geralmente se usam (apenas para contexto, motivações de prova)
  • Proteção catódica (ânodos de sacrifício), revestimentos, pinturas e controle da circulação/oxigenação são formas de reduzir esse tipo de corrosão por aeration differential.

Resposta

\text{Anódica:}\quad \mathrm{Fe} \rightarrow \mathrm{Fe^{2+}} + 2\,\mathrm{e^-}ó
\text{Catódica:}\quad \mathrm{O_2} + 2\,\mathrm{H_2O} + 4\,\mathrm{e^-} \rightarrow 4\,\mathrm{OH^-}ó
\text{Global:}\quad 2\,\mathrm{Fe} + \mathrm{O_2} + 2\,\mathrm{H_2O} \rightarrow 2\,\mathrm{Fe^{2+}} + 4\,\mathrm{OH^-}
\mathrm{Fe^{2+}} + 2\,\mathrm{OH^-} \rightarrow \mathrm{Fe(OH)_2}
4\,\mathrm{Fe(OH)_2} + \mathrm{O_2} + 2\,\mathrm{H_2O} \rightarrow 4\,\mathrm{Fe(OH)_3} \rightarrow \mathrm{Fe_2O_3\cdot nH_2O}\\ (\text{ferrugem})

Exercícios relacionados