Questão 27: Para diminuir a velocidade da corrosão das placas de aço (uma liga de ferro) do casco de navios, grossas placas de zinco são rebitadas no lado externo do casco, abaixo da superfície da água. Essa técnica é conhecida como proteção catódica.
Supondo que o aço possa ser representado por Fe(s), considere as seguintes forças eletromotrizes de redução:
a) JUSTIFIQUE a utilização do zinco para proteção de cascos de navios, usando equações e cálculos eletroquímicos.
b) JUSTIFIQUE a não-utilização de placas de cobre no lugar das placas de zinco.
b) JUSTIFIQUE a não-utilização de placas de cobre no lugar das placas de zinco.
Passo 1
O enunciado dá as potenciais-padrão de redução (todos em
):
O que se pede:
a) Justificar por que se usa zinco nas placas (proteção catódica) — usar equações e cálculos eletroquímicos.
b) Justificar por que não se usa cobre no lugar do zinco.
a) Justificar por que se usa zinco nas placas (proteção catódica) — usar equações e cálculos eletroquímicos.
b) Justificar por que não se usa cobre no lugar do zinco.
Vou usar essas quatro metades reacionais e os valores de
fornecidos.]
Passo 2
Conceitos importantes (explicação didática e simples):
- Uma meia-reação escrita como
tem potencial de redução . Esse mede a tendência dessa espécie ser reduzida (ganhar elétrons). Valores mais positivos significam maior tendência à redução; valores mais negativos significam menor tendência à redução (ou maior tendência à oxidação). - Numa célula galvânica padrão, a reação global é a soma de uma redução (no cátodo) e a oxidação (no ânodo). Para calcular a força eletromotriz padrão da célula usa-se
onde ambos os
estão dados como potenciais de redução. Se
a reação global (redução no cátodo + oxidação no ânodo) é espontânea nas condições padrão.
- Em termos práticos para metais em contato num eletrólito: o metal com potencial de redução mais negativo tende a oxidar (ser ânodo) — ou seja, “se sacrifica” — e o metal com potencial mais positivo tende a ser cátodo e ficar protegido (não perde metal).
Passo 3
Aplicando ao par zinco/ferro (proteção catódica com zinco):
- Temos os potenciais de redução (tomados do enunciado):
- Para que o zinco atue como ânodo (ou seja, para que o zinco seja oxidado e o ferro protegido), escolhemos como meia-reações:
meia-reação de oxidação (zinco, escrita como oxidação):
(esta é a reversa da redução fornecida; o potencial de oxidação é o negativo do
de redução, mas não precisamos escrever outro número se usarmos a fórmula de
).
meia-reação de redução (ferro, que fica protegido):
meia-reação de redução (ferro, que fica protegido):
- Calculamos o potencial padrão da célula tomando cátodo = redução de ferro e ânodo = redução de zinco (lembre: sempre colocar os dois como potenciais de redução na fórmula):
- Como
, a reação
é espontânea nas condições padrão. Interpretando no casco do navio: o zinco metálico se oxida formando
e libera elétrons; esses elétrons fluem para o aço (Fe) e impedem que o ferro metálico seja oxidado (ou, mais precisamente, qualquer tendência de oxidação do ferro é suprimida porque as correntes elétricas e potenciais favorecem a oxidação do zinco). Assim o zinco “se sacrifica” — por isso o nome sacrificial anode — e protege o aço.
Passo 4
Mecanismo físico e relação com a redução do oxigênio (contexto prático):
- No mar há oxigênio dissolvido; a reação catódica típica no casco é a redução do oxigênio (uma das reações possíveis é a dada no enunciado):
ou, em água neutra/electrolítica, a redução do oxigênio envolve
. O importante: os elétrons liberados pela oxidação do zinco alimentam a redução do oxigênio em alguma região do casco em contato com o eletrólito, em vez desses elétrons virem da oxidação do ferro. Consequência prática: o ferro não perde seu metal, o zinco perde.
- Resumo didático: zinco mais “ativo” (potencial mais negativo) = oxida-se facilmente; ferro menos ativo que zinco = fica protegido. É por isso que se rebitam placas de zinco.
Passo 5
Aplicando ao cobre — por que não usar cobre no lugar do zinco:
- Potenciais relevantes:
- Se uma placa de cobre metálico estiver em contato elétrico com o casco de ferro imerso no mar, qual metal oxida-se? Tomemos cátodo = redução de cobre (mais positivo) e ânodo = ferro (mais negativo). Calculemos:
- Como
, a reação espontânea é
Isto significa que, estando cobre metálico em contato com ferro num eletrólito, o ferro tenderá a oxidar (perder elétrons) enquanto o cobre atua como cátodo (não se corroe). Em outras palavras: a presença de cobre acelera a corrosão do ferro — exatamente o efeito contrário do desejado.
- Portanto não se usa cobre como placa de proteção: o cobre é mais nobre (potencial mais positivo), faria do ferro o ânodo e o corroeria rapidamente.
Passo 6
Resumo conceitual rápido para a prova (fórmulas e regra prática):
- Regra prática: metal com potencial de redução mais negativo ⇒ tende a oxidar (ânodo); metal com potencial mais positivo ⇒ tende a ser cátodo.
- Fórmula útil:
- Cálculos feitos:
Resposta
a) O zinco funciona como ânodo de sacrifício:
enquanto
;
, logo a oxidação do zinco é espontânea e protege o aço.
b) O cobre é mais nobre que o ferro; com cobre presente o ferro atua como ânodo e se corrói: com
; portanto placas de cobre acelerariam a corrosão do casco e não são usadas.
b) O cobre é mais nobre que o ferro; com cobre presente o ferro atua como ânodo e se corrói: