O ferro (Fe) é comumente revestido com uma fina camada de estanho metálico ( Sn ) para a prevenção da corrosão. (a) Use os potenciais de redução-padrão para determinar se o estanho oferece proteção catódica ao Fe; (b) O que acontece se o revestimento de Sn sobre o Fe for rompido em presença de um meio aquoso levemente ácido e aerdo? Explicar com reações.

Passo 1

O enunciado pede duas coisas: (a) usar potenciais padrão de redução para decidir se o estanho ( \mathrm{Sn}) oferece proteção catódica ao ferro ( \mathrm{Fe}); (b) explicar o que acontece se o revestimento de \mathrm{Sn} for rompido numa solução aquosa levemente ácida e aerada, apresentando as reações envolvidas.
Informações dadas / necessárias que vou usar (valores padrão retirados de tabelas convencionais de potenciais de redução-padrão):
E^\circ(\mathrm{Sn^{2+}/Sn}) = -0{,}14\\ \mathrm{V}
E^\circ(\mathrm{Fe^{2+}/Fe}) = -0{,}44\\ \mathrm{V}
Estas são as grandezas que determinam qual metal tende a oxidar (atuar como ânodo) ou reduzir (atuar como cátodo) num contato galvânico.

Passo 2

Entendendo o conceito (mini-aula): o que é potencial padrão e como decidir quem corroe.
  • Cada meia-reação de redução tem um potencial padrão E^\circ. Valores mais positivos indicam maior tendência a ser reduzido (ser o cátodo); valores mais negativos indicam maior tendência a ser oxidado (ser o ânodo).
  • Numa célula galvânica espontânea, a meia-reação com menor E^\circ (mais negativa) ocorre na direção de oxidação (perde elétrons) e a com maior E^\circ ocorre na direção de redução (ganha elétrons).
  • A diferença de potencial da célula é dada por
E^\circ_{\text{cel}} = E^\circ_{\text{red(cátodo)}} - E^\circ_{\text{red(ânodo)}}.áâ
Se E^\circ_{\text{cel}}>0, a reação global é espontânea nessa direção.
Exemplo simples (já útil aqui): se escolhermos a redução de \mathrm{Sn^{2+}} como cátodo e a oxidação de \mathrm{Fe} como ânodo, usamos a fórmula acima para avaliar se essa combinação é espontânea.

Passo 3

Aplicando a fórmula aos valores dados (aqui vou calcular passo a passo):
  • Tomamos como redução no cátodo a reação \mathrm{Sn^{2+} + 2e^- \rightarrow Sn} com E^\circ = -0{,}14\\ \mathrm{V}.
  • Tomamos como redução no ânodo (a ser invertida para oxidação) a reação \mathrm{Fe^{2+} + 2e^- \rightarrow Fe} com E^\circ = -0{,}44\\ \mathrm{V}.
    Calculamos
E^\circ_{\text{cel}} = E^\circ(\mathrm{Sn^{2+}/Sn}) - E^\circ(\mathrm{Fe^{2+}/Fe}) = -0{,}14 - (-0{,}44) = +0{,}30\\ \mathrm{V}.
Como E^\circ_{\text{cel}}>0, a combinação “ \mathrm{Fe} oxida e \mathrm{Sn^{2+}} reduz” é termodinamicamente favorável. Interpretação prática: o ferro tem maior tendência a oxidar (se deteriorar) do que o estanho; o estanho é mais nobre (mais positivo) que o ferro.

Passo 4

Conclusão da parte (a) com linguagem direta e didática: para haver proteção catódica do ferro, o revestimento deveria ser um metal menos nobre (com potencial mais negativo) que o ferro — esse metal “sacrifica-se” e corrói preferencialmente (ex.: \mathrm{Zn}, \mathrm{Mg}). Como \mathrm{Sn} tem potencial menos negativo que \mathrm{Fe} ( -0{,}14\\ \mathrm{V} vs -0{,}44\\ \mathrm{V}), o estanho não pode proteger catodicamente o ferro; pelo contrário, quando galvanicamente acoplados, o ferro será o ânodo e corroerá enquanto o estanho permanece como cátodo.

Passo 5

Agora a parte (b): o que ocorre se o revestimento de \mathrm{Sn} for rompido em meio aquoso levemente ácido e aerado — explicação passo a passo e reações.
  1. Formação de uma célula galvânica local: sob o rompimento, a área de ferro exposta atua como ânodo (dá elétrons) e áreas do estanho ou da superfície molhada onde o oxigénio se reduz atuam como cátodo. Os elétrons fluem do ânodo (Fe) para o cátodo (região do Sn ou área onde ocorre redução do oxigénio).
  2. Meia-reação de oxidação (ânodo, ferro metálico perde elétrons):
\mathrm{Fe \rightarrow Fe^{2+} + 2e^-}.
  1. Meia-reação de redução (cátodo, oxigénio dissolvido em meio levemente ácido toma elétrons). Em meio ácido aerado a redução do oxigénio é
\mathrm{O_2 + 4H^+ + 4e^- \rightarrow 2H_2O}.
  1. Balanceando elétrons (multiplicamos a oxidação por 2) e somando, obtemos a reação global imediata:
\mathrm{2Fe + O_2 + 4H^+ \rightarrow 2Fe^{2+} + 2H_2O}.
Isto mostra que o ferro se dissolve formando \mathrm{Fe^{2+}} enquanto o oxigénio é consumido — essa é a corrosão eletroquímica do ferro sob o defeito do revestimento.
5) Oxidação secundária e formação de “ferrugem”: os íons \mathrm{Fe^{2+}} formados são frequentemente oxidáveis pelo oxigénio dissolvido para \mathrm{Fe^{3+}}:
\mathrm{4Fe^{2+} + O_2 + 4H^+ \rightarrow 4Fe^{3+} + 2H_2O},
e então os \mathrm{Fe^{3+}} hidrolisam e precipitam como hidróxidos/óxidos hidratados (ferrugem), por exemplo
\mathrm{Fe^{3+} + 3H_2O \rightarrow Fe(OH)_3 + 3H^+},
que por desidratação leva a compostos como \mathrm{Fe_2O_3\cdot nH_2O} (a “ferrugem”).
6) Consequência prática: o ferro corroído sob o rompimento vai degradar localmente, podendo criar cavidades e destacar o revestimento; o estanho, sendo cátodo, tende a permanecer metálico e não se sacrificar. Isso é corrosão galvânica localizada — exatamente o problema de revestimentos nobres sobre metais menos nobres.

Passo 6

Resumo final e dica de prova (motivação curta): memorize os potenciais usuais ( \mathrm{Fe^{2+}/Fe} cerca de -0{,}44\\ \mathrm{V}, \mathrm{Sn^{2+}/Sn} cerca de -0{,}14\\ \mathrm{V}) e use a regra “mais negativo = oxida (ânodo), mais positivo = reduz (cátodo)”. Para questões de prova, escreva as meias-reações, calcule E^\circ_{\text{cel}} rapidamente e, se positivo, diga qual metal será anódico (corroerá). Você consegue — respira fundo e treina um exercício semelhante com \mathrm{Zn} sobre \mathrm{Fe} para ver o caso contrário (proteção catódica).

Resposta

(a) Não; \mathrm{Sn} não oferece proteção catódica ao \mathrm{Fe} ( E^\circ(\mathrm{Sn^{2+}/Sn})=-0{,}14\\ \mathrm{V} e E^\circ(\mathrm{Fe^{2+}/Fe})=-0{,}44\\ \mathrm{V}, logo o \mathrm{Fe} oxida).
(b) Ao romper o revestimento em meio aquoso levemente ácido e aerado, forma-se uma célula galvânica local:
\mathrm{Fe \rightarrow Fe^{2+} + 2e^-}\quad(\text{ânodo})â
\mathrm{O_2 + 4H^+ + 4e^- \rightarrow 2H_2O}\quad(\text{cátodo})á
reação global:
\mathrm{2Fe + O_2 + 4H^+ \rightarrow 2Fe^{2+} + 2H_2O},
seguida de oxidação/precipitação que gera \mathrm{Fe^{3+}} e hidróxidos/óxidos hidratados (ferrugem).

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