Cite um metal que pode prevenir a corrosão do ferro exposto ar úmido (meio neutro) na proteção catódica por ânodo de sacrifício. Informe as equações das semi-reações envolvidas, a equação global e os potenciais-padrão de redução de cada equação.
10. Para uma pilha de concentração, explique sucintamente por que a corrosão ocorre na solução de menor concentração.

Passo 1

Beleza, vamos dar uma olhada no que a questão está pedindo. Temos duas partes principais aqui:
  1. Primeira Parte: Identificar um metal que pode prevenir a corrosão do ferro em ambientes úmidos usando proteção catódica por ânodo de sacrifício. Além disso, precisamos escrever as equações das semi-reações envolvidas, a equação global e os potenciais-padrão de redução para cada uma delas.
  2. Segunda Parte: Explicar de forma sucinta por que, em uma pilha de concentração, a corrosão acontece na solução de menor concentração.
Para resolver isso, vamos precisar entender um pouco sobre proteção catódica e pilhas de concentração na eletroquímica.

Passo 2

Primeira Parte: Proteção Catódica por Ânodo de Sacrifício
A proteção catódica é um método usado para prevenir a corrosão do metal principal (neste caso, o ferro) tornando-o o cátodo de uma célula eletroquímica. Isso é feito conectando um metal mais reativo que atua como ânodo de sacrifício. O metal sacrificial se corrói no lugar do metal principal.
Metal Sacrificial Comum:
Um metal frequentemente usado como ânodo de sacrifício para proteger o ferro é o zinc (zinco).

Passo 3

Semi-reações Envolvidas:
  1. Oxidação do Zinc (Ânodo de Sacrifício):
    Zn(s) Zn^2+ (aq) + 2e^-
    • Potencial-padrão de Oxidação: -0,76 V
  2. Redução do Ferro (Católito):
    Fe^2+ (aq) + 2e^- Fe(s)
    • Potencial-padrão de Redução: -0,44 V

Passo 4

Equação Global da Reação:
Para obter a equação global, somamos as semi-reações, garantindo que os elétrons se cancelam:
Zn(s) + Fe^2+ (aq) Zn^2+ (aq) + Fe(s)
Potencial-padrão da Célula:
E^circcélula = E^circcátodo - E^circânodo = (-0,44,V) - (-0,76,V) = +0,32,V éáâ
Um potencial positivo indica que a reação é espontânea, ou seja, o zinco vai se corroer no lugar do ferro.

Passo 5

Segunda Parte: Pilha de Concentração e Corrosão na Solução de Menor Concentração
Em uma pilha de concentração, temos duas soluções com o mesmo metal, mas com concentrações diferentes de íons metálicos. A corrosão tende a ocorrer na solução de menor concentração devido ao fluxo de íons.
Explicação Simplificada:
  • Na solução de menor concentração, há menos íons metálicos disponíveis.
  • Os íons metálicos do eletrodo dissolvem-se para aumentar a concentração na solução de menor concentração.
  • Isso faz com que o metal do eletrodo se corroa mais rapidamente nessa região para repor os íons que estão se dissolvendo.
Em termos de eletroquímica, a diferença de concentração cria um potencial que dirige o fluxo de íons do local de maior concentração para o de menor, resultando em corrosão onde há menos íons presentes.

Resposta

  1. Metal Sacrificial: Zinco (Zn)
  2. Semi-reações:
    • Oxidação do Zinco: Zn(s) Zn^2+ (aq) + 2e^- E^circ = -0,76,V
    • Redução do Ferro: Fe^2+ (aq) + 2e^- Fe(s) E^circ = -0,44,V
  3. Equação Global:
    Zn(s) + Fe^2+ (aq) Zn^2+ (aq) + Fe(s)
  4. Potencial-padrão da Célula:
    E^circcélula = +0,32,V é
  5. Explicação sobre a Pilha de Concentração:
    A corrosão ocorre na solução de menor concentração porque os íons metálicos do eletrodo se dissolvem para equilibrar as concentrações, fazendo com que o metal se corroa mais nessa região.

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