As latas de conservas são fabricadas com lâminas de ferro revestidas com estanho e apresentando, no seu interior, uma película de verniz protetor inerte. Um determinado produto com \mathrm{pH}=2 foi embalado, a vácuo, em uma dessas latas. No transporte, a lata foi amassada, ocorrendo fratura nos revestimentos de verniz e de estanho, deixando o ferro em contato direto com o produto. Dados os potenciais de redução:
\begin{aligned} & \mathrm{Fe}^{2+}+2 \mathrm{e}^{-} \rightarrow \mathrm{Fe}^{\circ} \mathrm{E}^{\circ}=-0,44 \mathrm{~V} \\\ & \mathrm{Sn}^{2+}+2 \mathrm{e}^{-} \rightarrow \mathrm{Sn}^{\circ} \mathrm{E}^{\circ}=-0,14 \mathrm{~V} \end{aligned}
a) Que metal tende a sofrer corrosão? Justifique.
b) Escreva as reações anódica e catódica da pilha de corrosão formada.

Passo 1

Vou listar claramente o que o enunciado nos dá e o que ele pergunta.
  • Dados fornecidos:
    • O produto tem \mathrm{pH}=2.
    • Potenciais padrões de redução (dados): \mathrm{Fe}^{2+}+2\mathrm{e}^- \rightarrow \mathrm{Fe}\qquad E^\circ=-0{,}44\\ \mathrm{V}
\mathrm{Sn}^{2+}+2\mathrm{e}^- \rightarrow \mathrm{Sn}\qquad E^\circ=-0{,}14\\ \mathrm{V}
  • Perguntas:
    a) Que metal tende a sofrer corrosão? Justifique.
    b) Escreva as reações anódica e catódica da pilha de corrosão formada (ou seja, as semi‑reações e a reação global).

Passo 2

Entendendo o que significa potencial padrão de redução e como ele indica tendência à corrosão (aula rápida e direta).
  • O potencial padrão de redução E^\circ de um par redox (por exemplo \mathrm{M}^{n+}/\mathrm{M}) representa a tendência desse par a ganhar elétrons (ser reduzido) quando comparado ao eletrodo padrão de hidrogênio.
  • Regra prática: quanto mais positivo for E^\circ (mais alto), maior a tendência do par ser reduzido; quanto mais negativo for E^\circ, menor a tendência de redução — e, por consequência, maior a tendência desse metal a se oxidar (perder elétrons).
  • Em uma união galvânica entre dois metais em contato via eletrólito, o metal com menor E^\circ (mais negativo) atua como ânodo (oxida-se, corroendo) e o metal com maior E^\circ atua como cátodo (não se corroi, recebe elétrons).

Passo 3

Compare diretamente os potenciais fornecidos (explicando passo a passo).
  • Temos: E^\circ(\mathrm{Fe}^{2+}/\mathrm{Fe})=-0{,}44\\ \mathrm{V}, \qquad E^\circ(\mathrm{Sn}^{2+}/\mathrm{Sn})=-0{,}14\\ \mathrm{V}.
  • Comparando numericamente: -0{,}44\\ \mathrm{V} é mais negativo que -0{,}14\\ \mathrm{V}. Pelo raciocínio do passo anterior, o par ferro/ferro(II) tem menor tendência a ser reduzido — ou seja, tem maior tendência a ser oxidado.

Passo 4

Conclusão sobre qual metal tende a corroer (interpretação direta).
  • Como o potencial de redução do ferro é mais negativo, o ferro é o metal “mais ativo” electroquimicamente e tenderá a perder elétrons — portanto será o ânodo e sofrerá corrosão.
  • O estanho, com E^\circ menos negativo, é mais nobre (relativamente) e tende a funcionar como cátodo, sendo protegido enquanto houver contato galvânico.

Passo 5

Consideração do meio ácido ( \mathrm{pH}=2) e qual é a reação catódica provável — ensino prático.
  • Em meio ácido abundam \mathrm{H}^+. A reação de redução mais provável no cátodo é a redução de íons hidrogênio para gás hidrogênio: 2\mathrm{H}^+ + 2\mathrm{e}^- \rightarrow \mathrm{H}_2\qquad E^\circ=0{,}00\\ \mathrm{V}.
  • Alternativa hipotética: se houvesse \mathrm{Sn}^{2+} em solução e o estanho fosse o agente que aceitasse elétrons, teria-se a semi‑reação \mathrm{Sn}^{2+}+2\mathrm{e}^-\rightarrow\mathrm{Sn} como redução. Na prática de corrosão em lata ácida, o processo catódico mais comum é a evolução de \mathrm{H}_2 sobre a superfície do metal mais nobre (aqui o estanho atua como local de redução), porque há muitos \mathrm{H}^+ disponíveis.

Passo 6

Escrevendo e balanceando as semi‑reações da corrosão (aula de como montar as meias‑reações).
  • A reação anódica (oxidação do ferro) é escrita invertendo a semi‑reação de redução do ferro: \mathrm{Fe} \rightarrow \mathrm{Fe}^{2+} + 2\mathrm{e}^-.Aqui explico: a semi‑reação de redução dada era \mathrm{Fe}^{2+}+2\mathrm{e}^- \rightarrow \mathrm{Fe}; invertendo‑a obtemos a oxidação (perda de elétrons) que ocorre no ânodo.
  • A reação catódica (redução dos íons hidrogênio) é: 2\mathrm{H}^+ + 2\mathrm{e}^- \rightarrow \mathrm{H}_2.
  • Observação de balanceamento: ambas as semi‑reações trocam 2 elétrons, logo podem ser somadas diretamente sem multiplicadores.

Passo 7

Somando as semi‑reações para obter a reação global e verificar espontaneidade com potenciais.
  • Soma das duas semi‑reações: \mathrm{Fe} + 2\mathrm{H}^+ \rightarrow \mathrm{Fe}^{2+} + \mathrm{H}_2.Esta é a reação global de corrosão do ferro em meio ácido: o ferro se dissolve liberando \mathrm{Fe}^{2+} e gás hidrogênio.
  • Verificação de espontaneidade usando potenciais padrão: tomando o cátodo como redução de \mathrm{H}^+ ( E^\circ_{\text{cat}}=0{,}00\\ \mathrm{V}) e o ânodo como a oxidação do ferro (equivalente a usar E^\circ_{\text{an}}=E^\circ(\mathrm{Fe}^{2+}/\mathrm{Fe})=-0{,}44\\ \mathrm{V}), o potencial de célula padrão é E^\circ_{\text{cel}} = E^\circ_{\text{cat}} - E^\circ_{\text{an}} = 0{,}00 - (-0{,}44)=+0{,}44\\ \mathrm{V},positivo, indicando processo espontâneo favorável — coerente com corrosão do ferro em ácido.

Passo 8

Interpretação prática e fechamento (um empurrãozinho final para a prova).
  • Em linguagem de prova: responda claramente que o ferro é o metal que tende a corroer porque seu potencial padrão de redução é mais negativo que o do estanho; como o meio é ácido, a redução de \mathrm{H}^+ a \mathrm{H}_2 será a reação catódica mais provável, e a oxidação do ferro a \mathrm{Fe}^{2+} é a reação anódica.
  • Dica para a prova: se der dois metais, sempre compare os E^\circ; o mais negativo é o que oxida. Se o meio é ácido, pense em 2\mathrm{H}^+ + 2\mathrm{e}^- \rightarrow \mathrm{H}_2 como catodo habitual.

Resposta

a) Ferro ( \mathrm{Fe}); tende a corroer porque E^\circ(\mathrm{Fe}^{2+}/\mathrm{Fe})=-0{,}44\\ \mathrm{V} é mais negativo que E^\circ(\mathrm{Sn}^{2+}/\mathrm{Sn})=-0{,}14\\ \mathrm{V}, logo o ferro atua como ânodo.
b) Anódica: \displaystyle \mathrm{Fe} \rightarrow \mathrm{Fe}^{2+} + 2\mathrm{e}^-.
Catódica: \displaystyle 2\mathrm{H}^+ + 2\mathrm{e}^- \rightarrow \mathrm{H}_2.
Reação global: \displaystyle \mathrm{Fe} + 2\mathrm{H}^+ \rightarrow \mathrm{Fe}^{2+} + \mathrm{H}_2.

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