Quando uma placa de cobre é posta em contato direto com uma placa de zinco, sendo ambas imersas em um eletrólito composto por solução aquosa de cloreto de sódio, se observa a corrosão da placa de zinco. No entanto, se em um processo eletrolítico a placa de zinco for ligada ao polo negativo (cátodo), o zinco não sofrerá corrosão. Apresente as semirreações que ocorrerão em cada sistema (galvânico e eletrolítico).

Passo 1

O enunciado apresenta dois sistemas e pede as semirreações que ocorrem em cada um:
  • Sistema galvânico: uma placa de cobre em contato direto com uma placa de zinco, ambas imersas em solução aquosa de NaCl. Observação experimental: a placa de zinco sofre corrosão (ou seja, se oxida).
  • Sistema eletrolítico: uma placa de zinco ligada ao polo negativo (cátodo) em um processo eletrolítico; observa-se que o zinco não se corrói (ou seja, não se oxida).
O que se pede: escrever as semirreações (meio reação anódica e catódica) que ocorrem em cada sistema.

Passo 2

Rápida revisão do que é semirreação e dos termos que usaremos (sem pular etapas):
  • Semirreação é a equação que descreve só a oxidação (perda de elétrons) ou só a redução (ganho de elétrons).
  • Oxidação ocorre no ânodo; redução ocorre no cátodo.
  • Em uma célula galvânica (geradora espontânea), a reação global é espontânea e eletróns fluem do ânodo (onde ocorre oxidação) para o cátodo.
  • Em um eletrolito (eletrólito = solução condutora), as espécies íonicas permitem fechar o circuito iônico.
  • Em um processo eletrolítico externo aplica-se uma fonte de tensão que impõe qual eletrodo é catodo (polo negativo) e ânodo (polo positivo), podendo forçar reações não espontâneas.

Passo 3

Entendendo o porquê da corrosão do zinco em contato com cobre (galvânico) — explicação didática:
  • O zinco é menos nobre (potencial de redução mais negativo) que o cobre; portanto, quando os metais se tocam em presença de eletrólito, o zinco tende a oxidar espontaneamente (perde elétrons) e o cobre funciona como o eletrodo onde ocorre a redução.
  • Na solução aquosa de NaCl, há eletrólito para conduzir íons e há oxigénio dissolvido no ar que age como aceitador de elétrons (reagente que se reduz). Em condições aeradas a reação de redução mais provável no cátodo é a redução do oxigénio dissolvido.
  • Escrevendo as semirreações principais (anódica e catódica) para o caso aerado:
\text{Anodo (oxidação do zinco):}\quad \text{Zn} \to \text{Zn}^{2+} + 2e^-çã
\text{Catodo (redução do oxigénio, em meio neutro/ligeramente básico):}\quad \text{O}_2 + 2\text{H}_2\text{O} + 4e^- \to 4\text{OH}^-çãéá
  • Para obter a reação global, iguala-se os elétrons (multiplica-se a oxidação por 2) e soma-se:
2\text{Zn} + \text{O}_2 + 2\text{H}_2\text{O} \to 2\text{Zn}^{2+} + 4\text{OH}^-
  • Os íons \text{Zn}^{2+} podem combinar com \text{OH}^- e precipitar como hidróxido de zinco \text{Zn(OH)}_2 ou evoluir para óxidos dependendo do pH e do tempo, mas a etapa chave que causa corrosão é a oxidação do zinco indicada acima.

Passo 4

Observação sobre outra possibilidade (caso não haja oxigénio):
  • Se o banho estiver desareado (sem oxigénio), a redução que pode ocorrer no cátodo é a redução da água produzindo hidrogénio. A semirreação catódica alternativa é:
2\text{H}_2\text{O} + 2e^- \to \text{H}_2(g) + 2\text{OH}^-
  • Com essa catódica, a anódica do zinco continua a ser \text{Zn} \to \text{Zn}^{2+} + 2e^-, e a combinação dá formação de \text{Zn}^{2+} e evolução de \text{H}_2. Em geral, em ambientes comuns (aerados), a redução do \text{O}_2 é a maioria dos casos.

Passo 5

Agora o caso eletrolítico: zinco ligado ao polo negativo (cátodo) — por que o zinco não se corrói?
  • Quando a placa de zinco é conectada ao polo negativo de uma fonte externa, ela é o cátodo. No cátodo ocorre redução (ganho de elétrons). Isso faz com que, ao invés de o zinco metálico perder elétrons (oxidar), ele receba elétrons (reduz) se houver \text{Zn}^{2+} na solução — na prática, o potencial aplicado impede a oxidação do zinco e pode até promover o depósito de zinco metálico sobre a placa.
  • A semirreação catódica que protege o zinco é a redução do íon zinco:
\text{Catodo (no Zn, redução):}\quad \text{Zn}^{2+} + 2e^- \to \text{Zn(s)}çã
  • No outro eletrodo (ânodo, polo positivo da fonte) ocorre uma oxidação forçada que completa o circuito. Em solução aquosa de NaCl as oxidações possíveis no ânodo são:
    • oxidação de cloreto a cloro gasoso (com potencial favorável se a concentração de \text{Cl}^- e sobrepotenciais permitirem):
2\text{Cl}^- \to \text{Cl}_2(g) + 2e^-
  • ou, dependendo das condições, oxidação da água a oxigénio:
2\text{H}_2\text{O} \to \text{O}_2(g) + 4\text{H}^+ + 4e^-
  • O ponto importante: porque o zinco é cátodo, ele não se oxida; a oxidação acontece no ânodo externo (geralmente numa outra placa ou eletrodo inerte), por isso não há corrosão da placa de zinco enquanto ela for mantida como cátodo.

Passo 6

Resumo físico e prático (para lembrar na prova):
  • Galvânico (contato Cu–Zn em NaCl, ambiente aerado): zinco = ânodo (oxida), cobre = onde ocorre redução (redução do \text{O}_2 é típica). Resultado: dissolução do zinco.
  • Eletrolítico (zinco ligado ao polo negativo): zinco = cátodo (reduz), não se dissolve; a oxidação passa a ocorrer no eletrodo positivo (contraeletrodo), por exemplo oxidação de \text{Cl}^- ou de \text{H}_2\text{O}.

Resposta

Galvânico (contato Zn–Cu em solução de NaCl, aerado):
\text{Anodo:}\quad \text{Zn} \to \text{Zn}^{2+} + 2e^-
\text{Catodo:}\quad \text{O}_2 + 2\text{H}_2\text{O} + 4e^- \to 4\text{OH}^-
Eletrolítico (Zn ligado ao polo negativo — cátodo):
\text{Catodo:}\quad \text{Zn}^{2+} + 2e^- \to \text{Zn(s)}
\text{Anodo (possível, no contraeletrodo):}\quad 2\text{Cl}^- \to \text{Cl}_2(g) + 2e^- \quad\text{ou}\quad 2\text{H}_2\text{O} \to \text{O}_2(g) + 4\text{H}^+ + 4e^-í

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