Explique por que o zinco de alta pureza resiste mais à ação de ácido sulfúrico ( \mathrm{H}_{2} \mathrm{SO}_{4} ) diluído do que o zinco comercial, que possui impurezas de ferro, carbono ou cobre. Como se denomina este tipo de pilha e dê as reações envolvidas.

Passo 1

O enunciado pede duas coisas claras: (1) explicar por que o zinco de alta pureza resiste mais à ação de ácido sulfúrico diluído do que o zinco comercial (que contém impurezas de ferro, carbono ou cobre) e (2) dizer como se denomina esse tipo de pilha e dar as reações envolvidas.
Informações fornecidas pelo enunciado que vamos usar: presença de ácido sulfúrico diluído \mathrm{H_{2}SO_{4}}; existência de impurezas típicas no zinco comercial: ferro ( \mathrm{Fe}), carbono (grafite, \mathrm{C}) e cobre ( \mathrm{Cu}); comparação entre zinco de alta pureza e zinco com impurezas.

Passo 2

Primeiro vamos aprender o conceito básico que explica o fenômeno: corrosão eletroquímica por contato entre metais diferentes (ou entre metal e partículas inertes).
Conceito principal: quando duas fases com potenciais eletroquímicos diferentes estão em contato elétrico e em presença de eletrólito (a solução ácida), forma-se uma pequena pilha onde uma parte atua como ânodo e se oxida, e outra como cátodo onde ocorre a redução. Essa pilha local é chamada de pilha galvânica ou célula galvânica.
  • Ânodo: parte que perde elétrons (oxida) e se corrói.
  • Cátodo: parte que recebe elétrons (reduz) e normalmente não se corrói.
    Na prática, pequenas partículas de impurezas mais nobres (mais resistentes à oxidação) dentro do zinco atuam como cátodos locais e fazem o zinco ao redor funcionar como ânodo, acelerando sua corrosão.

Passo 3

Agora vamos ver como comparar “nobreza” dos metais de maneira prática: a série eletroquímica (potenciais padrão). Alguns potenciais padrão relevantes (potenciais de redução, em relação ao eletrodo padrão) são, em valores aproximados:
E^\circ(\mathrm{Zn^{2+}/Zn}) = -0,76\\ \mathrm{V}
E^\circ(\mathrm{Fe^{2+}/Fe}) \approx -0,44\\ \mathrm{V}
E^\circ(\mathrm{Cu^{2+}/Cu}) = +0,34\\ \mathrm{V}
Interpretação simples: quanto mais positivo o potencial, mais “nobre” é o metal (menos ele tende a oxidar). Assim, \mathrm{Cu} e \mathrm{Fe} são mais nobres que \mathrm{Zn}. O zinco puro tem potencial mais negativo, portanto tende a se oxidar mais facilmente quando há um metal mais nobre presente.

Passo 4

Mecanismo detalhado da corrosão acelerada no zinco comercial (passo a passo, sem pular etapas):
  1. Imagine uma partícula de cobre ou uma mancha de grafite incrustada na superfície do zinco metálico. Essa partícula está em contato elétrico com o zinco e o conjunto está imerso em \mathrm{H_{2}SO_{4}} aquoso (eletrólito).
  2. Pelo fato de \mathrm{Cu} (ou grafite) ter potencial mais positivo que \mathrm{Zn}, a partícula atua como cátodo local; a região de zinco ao redor atua como ânodo.
  3. No ânodo (zinco) ocorre oxidação: o zinco metálico perde elétrons e forma íons \mathrm{Zn^{2+}}. A reação anódica, escrita explicitamente, é
\mathrm{Zn \rightarrow Zn^{2+} + 2e^{-}}
  1. Esses elétrons fluem através do metal até o cátodo (impureza). No cátodo, em solução ácida, os elétrons são consumidos reduzindo os prótons ( \mathrm{H^{+}}) presentes no ácido a hidrogênio gasoso. A reação cátodica é
2\mathrm{H^{+}} + 2e^{-} \rightarrow \mathrm{H_{2}(g)}
  1. Como resultado local, o zinco se dissolve rapidamente na forma de \mathrm{Zn^{2+}}, que no eletrólito ácido forma sulfato de zinco solúvel. A reação global da dissolução é
\mathrm{Zn} + \mathrm{H_{2}SO_{4}} \rightarrow \mathrm{ZnSO_{4}} + \mathrm{H_{2}(g)}
Essas três equações mostram onde os elétrons nascem (ânodo) e onde são consumidos (cátodo).

Passo 5

Por que isso é especialmente agressivo quando existem impurezas? Dois pontos importantes e intuitivos que você pode usar numa prova:
  • Diferença de potencial: quanto maior a diferença de potencial entre as duas fases em contato (por ex. \mathrm{Zn} e \mathrm{Cu}), maior será a força motriz para a corrente galvânica e mais rápida a corrosão do ânodo.
  • Efeito de área: se a área do cátodo (a partícula nobre) for pequena e a área do ânodo (o metal pobre ao redor) for grande, a densidade de corrente anódica aumenta, acelerando muito a corrosão do ânodo. No caso de microinclusões, mesmo pequenas partículas de \mathrm{Cu} podem provocar forte corrosão do zinco ao redor. Isso explica por que uma pequena quantidade de impurezas pode causar grande problema.

Passo 6

Por que então o zinco de alta pureza resiste mais? Resumindo e didaticamente:
  • No zinco de alta pureza não há (ou há muito poucas) partículas mais nobres incrustadas que possam funcionar como cátodos locais.
  • Sem esses cátodos locais, não se formam pilhas galvânicas locais e a corrente que força a oxidação localizada do zinco é muito menor. O ataque por \mathrm{H_{2}SO_{4}} passa a ser a dissolução homogênea do metal, que é mais lenta do que a corrosão acelerada por células galvânicas.
    Conclusão prática: menos impurezas = menos sites catódicos = menor corrosão acelerada.

Passo 7

Nome do tipo de pilha: esse fenômeno eletroquímico local é chamado de “pilha galvânica” ou “célula galvânica local” (também conhecida como “pilha de contato” quando ocorre por contato entre duas fases metálicas diferentes). Em linguagem de prova, escreva “pilha galvânica (célula galvânica local / pilha de contato)”.

Passo 8

Reações envolvidas (coloque-as na resposta final da prova exatamente assim, para não errar):
  • Reação anódica (oxidação do zinco):
\mathrm{Zn \rightarrow Zn^{2+} + 2e^{-}}
  • Reação cátodica (redução de prótons em meio ácido):
2\mathrm{H^{+}} + 2e^{-} \rightarrow \mathrm{H_{2}(g)}
  • Reação global observável (formação de sulfato de zinco e liberação de hidrogênio):
\mathrm{Zn} + \mathrm{H_{2}SO_{4}} \rightarrow \mathrm{ZnSO_{4}} + \mathrm{H_{2}(g)}

Resposta

Motivo: Porque impurezas mais nobres (como \mathrm{Fe}, \mathrm{C} grafite ou \mathrm{Cu}) formam cátodos locais em contato com o zinco, criando pilhas galvânicas que forçam a oxidação do zinco ao redor; o zinco puro não tem esses sítios catódicos e, portanto, sofre corrosão muito mais lentamente.
Nome da pilha: pilha galvânica (célula galvânica local, ou pilha de contato).
Reações:
\mathrm{Zn \rightarrow Zn^{2+} + 2e^{-}}
2\mathrm{H^{+}} + 2e^{-} \rightarrow \mathrm{H_{2}(g)}
\mathrm{Zn} + \mathrm{H_{2}SO_{4}} \rightarrow \mathrm{ZnSO_{4}} + \mathrm{H_{2}(g)}

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