Folha de flandres (aço estanhado) que constitui a embalagem metálica de palmito em conserva que se encontra numa solução aquosa de NaCl 5 % em pH=2,0. Discutir as situações: lata fechada (sem O2 ) e lata aberta (presença de O2 ). Dados:
& E^0 Cu^+2 / Cu=0,337 V ; EFe^0+3 / Fe+2=0,701 V ; EH^0 / H 2=0,0 V & EFe^0+2 / Fe=-0,44 V ; EO / / OH^-^-=1,22-0,059 pH ; ESn^0 ^+2 / Sn=-0,136 V
Considerar a concentração dos íons não especificados no meio como sendo 10^-6 M.

Passo 1

Beleza, vamos dar uma olhada nesse exercício! Estamos falando sobre uma folha de Flandres, que é basicamente aço estanhado usado como embalagem metálica para palmito em conserva. Essa lata está imersa numa solução aquosa de cloreto de sódio (NaCl) a 5% com pH 2,0. Precisamos discutir o que acontece quando a lata está fechada (sem presença de oxigênio, O2) e quando está aberta (com O2). Para resolver isso, vamos usar conceitos de eletroquímica, especificamente potenciais de eletrodo padrão, que nos ajudam a entender se certos processos de oxirredução vão acontecer ou não.

Passo 2

Primeiro, vamos identificar as reações de oxirredução que podem ocorrer envolvendo os metais presentes na lata e os íons na solução. Temos dados dos potenciais padrão de eletrodo ( E^0) para:
  • Cobre: E^0(Cu^2+/Cu) = 0,337,V
  • Ferro: E^0(Fe^3+/Fe^2+) = 0,701,V e E^0(Fe^2+/Fe) = -0,44,V
  • Hidrogênio: E^0(H^+/H2) = 0,0,V
  • Oxigênio: E^0(O2/OH^-) = 1,22 - 0,059,pH,V
  • Estanho: E^0(Sn^2+/Sn) = -0,136,V
Como não foram especificadas as concentrações dos íons, assumimos que são todas 10^-6,M.

Passo 3

Vamos entender quais reações são possíveis. Em uma reação de corrosão, temos duas semi-reações principais:
  1. Anodo (oxidação): O metal da lata perde elétrons.
  2. Catodo (redução): Algo na solução ganha esses elétrons.
A espontaneidade dessas reações depende da diferença entre os potenciais de eletrodo. Se o potencial do anodo for menor que o do catodo, a reação é espontânea.

Passo 4

Situação 1: Lata fechada (sem O2)
Sem oxigênio disponível, a reação catódica mais provável é a redução dos íons hidrogênio ( H^+) provenientes do meio ácido da solução. A reação seria:
2H^+ + 2e^- H2 (E^0 = 0,0,V)
Agora, precisamos ver qual metal vai se corroer. Vamos comparar os potenciais de redução:
  • Estanho: E^0(Sn^2+/Sn) = -0,136,V
  • Ferro: E^0(Fe^2+/Fe) = -0,44,V
Como o estanho tem um potencial mais alto que o ferro, o ferro será mais propenso a oxidar (corroer) do que o estanho.

Passo 5

Vamos calcular a diferença de potencial para a reação férrica:
Anodo (ferro oxidando):
Fe Fe^2+ + 2e^- (E^0 = -0,44,V)
Catodo (redução de hidrogênio):
2H^+ + 2e^- H2 (E^0 = 0,0,V)
A diferença de potencial é:
De
Como De é positivo, a reação é espontânea. Portanto, na lata fechada, o ferro irá corroer formando Fe^2+ e liberando hidrogênio gasoso.

Passo 6

Situação 2: Lata aberta (presença de O2)
Com oxigênio disponível, a reação catódica provável muda para a redução do oxigênio:
O2 + 2H2O + 4e^- 4OH^- (E^0 = 1,22 - 0,059,pH = 1,22 - 0,059 times 2 = 1,104,V)
Agora, vamos comparar novamente com o potencial do ferro:
Anodo (ferro oxidando):
Fe Fe^2+ + 2e^- (E^0 = -0,44,V)
Catodo (redução de oxigênio):
O2 + 2H2O + 4e^- 4OH^- (E^0 = 1,104,V)
A diferença de potencial é:
De
Esse valor também é positivo, indicando que a corrosão do ferro ocorre de forma ainda mais espontânea na presença de oxigênio.

Resposta

Em resumo, na lata fechada sem oxigênio, o ferro presente na folha de Flandres sofre corrosão liberando íons Fe^2+ e hidrogênio gasoso. Já na lata aberta, com a presença de oxigênio, a corrosão do ferro é ainda mais intensa, pois o oxigênio atua como um agente oxidante adicional. Portanto, a presença de oxigênio acelera o processo de corrosão da lata estanhada em solução de NaCl com pH 2,0.

Exercícios relacionados