PUC-PR Inverno 2013
O fenômeno da oxidação química ocorre naturalmente no ambiente aquático, no ar ou no solo. Como exemplo, pode ser citado o ciclo do nitrogênio, em que, nos ambientes aquáticos, ocorre a oxidação do nitrogênio amoniacal em nitrato ou a redução do nitrato em nitrogênio amoniacal, dependendo da quantidade de oxigênio dissolvido existente no meio aquático. Outra reação de oxidação/redução que ocorre no meio ambiente é a corrosão do ferro, que é responsável por grandes prejuízos. Um dos processos de corrosão do ferro pode ser exemplificado pelas equações a seguir:
Uma das maneiras de se evitar a corrosão do ferro é através da utilização de um metal de sacrifício. Dados:
Fe3++ 3e¯ → Fe E° = - 0,76 V
½ O2 + H2O + 2e¯ → 2 OH¯ E° = +0,41 V
Mg2+ + 2e¯ → Mg E° = - 2,36 V
Ni2+ + 2e¯ → Ni E° = - 0,24 V
Cu2++ 2e¯ → Cu E° = + 0,34 V
Com relação aos fenômenos de oxidação/redução citados acima, assinale a alternativa CORRETA.
A diferença de potencial que ocorre na reação de corrosão do ferro para ferro (III) é de 2,75 V.
Um dos metais citados acima que poderia ser utilizado como metal de “sacrifício” é o cobre.
Ocorre predomínio de nitrogênio amoniacal se o meio aquoso apresentar grandes concentrações de oxigênio dissolvido, ou seja, meio oxidante.
O potencial de uma pilha, em condições padrão, formada com eletrodos de níquel e magnésio, será de 2,12 V.
O produto da reação de oxidação do ferro citada acima é o hidróxido ferroso.
Resolução
1. Corrosão do ferro (dados na questão)
Reações elementares fornecidas:
• Oxidação: \(\text{Fe} \rightarrow \text{Fe}^{3+}+3e^-\) (E0ox=+0{,}76 V)
• Redução: \(\dfrac12\,\text{O}_2+\text{H}_2\text{O}+2e^-\rightarrow2\text{OH}^-\) (E0red=+0{,}41 V)
Somando (ajustando para 6 elétrons) obtém-se:
\[2\,\text{Fe}+\tfrac32\,\text{O}_2+3\,\text{H}_2\text{O}\;\longrightarrow\;2\,\text{Fe(OH)}_3\]
Potencial da pilha que modela a corrosão:
\(E^{0}_{\text{cel}}=E^{0}_{\text{cátodo}}-E^{0}_{\text{ânodo}}=+0{,}41-(-0{,}76)=+1{,}17\,\text{V}\)
2. Metal de sacrifício
Para proteger o ferro, usa-se um metal que oxide com mais facilidade, ou seja, que possua potencial de redução mais negativo que o do par \(\text{Fe}^{3+}/\text{Fe}\) (–0,76 V). Entre os metais listados:
• \(\text{Mg}^{2+}/\text{Mg}\): –2,36 V (adequado)
• \(\text{Ni}^{2+}/\text{Ni}\): –0,24 V (não protege)
• \(\text{Cu}^{2+}/\text{Cu}\): +0,34 V (não protege)
3. Pilha Ni | Mg
Cátodo (redução): \(\text{Ni}^{2+}+2e^-\rightarrow\text{Ni}\) \(E^{0}_{\text{cát}}=-0{,}24\,\text{V}\)
Ânodo (oxidação): \(\text{Mg}\rightarrow\text{Mg}^{2+}+2e^-\) \(E^{0}_{\text{ân}}=+2{,}36\,\text{V}\)
Portanto:
\[E^{0}_{\text{cel}}=-0{,}24-(-2{,}36)=+2{,}12\,\text{V}\]
4. Ciclo do nitrogênio
• Meio oxidante (muito O2): \(\text{NH}_4^+\rightarrow\text{NO}_3^-\) (nitrato).
• Meio redutor (pouco O2): \(\text{NO}_3^-\rightarrow\text{NH}_4^+\).
5. Verificação das alternativas
A) 2,75 V: cálculo correto dá 1,17 V ⇒ errada.
B) Cobre servir como metal de sacrifício: Cu tem potencial +0,34 V (maior que o do Fe) ⇒ errada.
C) Predomínio de nitrogênio amoniacal em meio oxidante: ocorre o oposto ⇒ errada.
D) Pilha Ni/Mg gera 2,12 V ⇒ correta.
E) Produto da oxidação do ferro é Fe(OH)2: equação mostra Fe(OH)3 ⇒ errada.
Resposta: alternativa D.
Dicas
Erros Comuns
- Potencial-padrão de eletrodo (E0): quanto mais negativo, maior a tendência de perder elétrons (oxidar).
- Potencial da pilha: \(E^{0}_{\text{cel}}=E^{0}_{\text{cátodo}}-E^{0}_{\text{ânodo}}\).
- Metal de sacrifício: metal com E0 de redução mais negativo que o do metal protegido; ele oxida primeiro.
- Corrosão do ferro: Fe oxida a Fe3+, O2 reduz-se; forma-se Fe(OH)3.
- Ciclo do nitrogênio: presença de O2 favorece a nitrificação (NH4+ → NO3-); ausência de O2 favorece a redução do nitrato a amônia.
