O processo descrito de recuperação do brilho da prata depende da adição de um eletrólito - no caso, o cloreto de sódio - à solução. CITE as direções preferenciais de movimentação dos íons Na^+(aq) e Cl(aq) nesse processo e JUSTIFIQUE a necessidade da adição do cloreto de sódio à solução.
19
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:
ll Zn^2+(aq)+2 e^- Zn(s) & E^circ=-0,76 V Fe^2+(aq)+2 e^- Fe(s) & E^circ=-0,44 V Cu^2+(aq)+2 e^- Cu(s) & E^circ=0,34 V 1 / 2 O2(g)+2 H^++2 e^- H2 O(l) & E^circ=1,23 V
19a
JUSTIFIQUE a utilização do zinco para proteção de cascos de navios, usando equações e cálculos eletroquímicos.

Passo 1

Beleza, vamos resolver a questão 19a que pede para justificar o uso do zinco na proteção de cascos de navios usando equações e cálculos eletroquímicos. A matéria envolvida aqui é Eletroquímica, especificamente a proteção catódica e potenciais de eletrodo. Vamos precisar entender como metais diferentes reagem em solução e como eles podem proteger uns aos outros contra a corrosão.

Passo 2

Primeiro, vamos olhar as forças eletromotrizes de redução ($ E^{\circ} $) que foram fornecidas:
E^circ
Esses valores nos dizem o quanto cada reação de redução é favorável. Quanto mais positivo for o $ E^{\circ} $, mais fácil é para a substância ser reduzida.

Passo 3

Agora, vamos entender qual metal vai atuar como ânodo e qual como cátodo. Em uma célula galvânica, o metal com menor $ E^{\circ} $ de redução atua como ânodo (oxida-se) e o com maior $ E^{\circ} $ atua como cátodo (reduz-se).
Aqui, o zinco tem $ E^{\circ} = -0,76 \mathrm{~V} $ e o ferro tem $ E^{\circ} = -0,44 \mathrm{~V} $. Como o zinco tem um $ E^{\circ} $ mais negativo que o ferro, ele será o ânodo e o ferro será o cátodo.

Passo 4

Vamos calcular o potencial da célula eletroquímica formada pelo zinco e pelo ferro:
E^circcélula = E^circcátodo - E^circânodo = (-0,44, V) - (-0,76, V) = 0,32, V éáâ
Como o $ E^{\circ}_{célula} $ é positivo, a reação é espontânea, o que significa que o zinco vai se oxidar e proteger o ferro da corrosão.

Passo 5

A equação global da reação será:
Zn(s) Zn^2+(aq) + 2 e^- (Ânodo) Â
Fe^2+(aq) + 2 e^- Fe(s) (Cátodo) á
Zn(s) + Fe^2+(aq) Zn^2+(aq) + Fe(s)
Isso mostra que o zinco se dissolve na solução, protegendo o ferro da oxidação e, portanto, da corrosão.

Resposta

O zinco é utilizado para a proteção catódica dos cascos de navios porque, com um potencial de redução $ E^{\circ} = -0,76, \mathrm{V} E^circ = -0,76, V âç \Delta E^{\circ} = 0,32, \mathrm{V} $) torna a reação espontânea, protegendo assim as placas de aço contra a corrosão.

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