Físico-Química ⇒ Pilha Tópico resolvido

[rareirin]

O contato com certos metais (como o cobre e o estanho) pode acelerar a corrosão do ferro e torná-la mais intensa, enquanto o contato com metais (como zinco e o magnésio) pode impedir ou retardar a formação de ferrugem. Levando-se em conta os valores dos potenciais ([tex3]E^o[/tex3]) das semi-reações abaixo,

[tex3]Mg^{++}(aq)+2e^-\rightarrow Mg(s)-2,37V[/tex3]
[tex3]Zn^{++}(aq)+2e^-\rightarrow Zn(s)-0,76V[/tex3]
[tex3]Fe^{++}(aq)+2e^-\rightarrow Fe(s)-0,44V[/tex3]
[tex3]Sn^{++}(aq)+2e^-\rightarrow Sn(s)-0,14V[/tex3]
[tex3]Cu^{++}(aq)+2e^-\rightarrow Cu(s)+0,36V[/tex3]
[tex3]\frac{1}{2}O_{2}(g)+2e^-+H^2O(1)\rightarrow 2OH^-(aq)+0,41V[/tex3]

a) Calcule o [tex3]\Delta E^o[/tex3] da pilha formada por ferro e oxigênio em meio aquoso e [tex3]\Delta E^o[/tex3] da pilha formada por ferro e zinco em meio aquoso;

b) Explique o fato de o oxigênio ser o oxidante mais forte da série apresentada.

[VALDECIRTOZZI]

A) Na pilha formada entre o oxigênio e o ferro, o primeiro apresenta potencial de redução maior, portanto, o oxigênio se reduzirá e o ferro sofrerá oxidação. A semi-pilha do oxigênio é o cátodo e a semi-pilha do ferro é o ânodo.
[tex3]\frac{1}{2}O_{{2}{\left(g\right)}}+H_2O_{\left(\ell\right)}+2e^{-} \longrightarrow 2OH^-_{\left(\ell\right)}[/tex3] [tex3]E^0_{red}=+0,41V[/tex3]
[tex3]Fe^0_{\left(s\right)}+2e^{-}\longrightarrow Fe^{2+}_{\left(aq\right)}[/tex3] [tex3]E^0_{red}=-0,44V[/tex3]

Somando-se as duas reações, temos:[tex3]\frac{1}{2}O_{{2}{\left(g\right)}}+Fe^0_{\left(s\right)}+H_2O_{\left(\ell\right)} \longrightarrow 2OH^-_{\left(\ell\right)}+Fe^{2+}_{\left(aq\right)}[/tex3]

[tex3]\Delta E^0=E^0_{\left(catodo\right)}-E^0_{\left(anodo\right)}=+0,41-(-0,44)=0,85V[/tex3]

Na pilha formada entre o zinco e o ferro, o primeiro apresenta potencial de redução menor, portanto, o zinco se oxidará e o ferro sofrerá redução. A semi-pilha do zinco é o ânodo e a semi-pilha do ferro é o cátodo.

[tex3]Zn^0_{\left(s\right)}\longrightarrow Zn^{2+}_{\left(aq\right)}+2e^{-}[/tex3] [tex3]E^0_{red}=-0,76V[/tex3]
[tex3]Fe^{2+}_{\left(aq\right)}+2e^{-}\longrightarrow Fe^{0}_{\left(s\right)}[/tex3] [tex3]E^0_{red}=-0,44V[/tex3]

Somando-se as duas reações, temos:[tex3]Zn^0_{\left(s\right)}+Fe^{2+}_{\left(aq\right)}\longrightarrow Zn^{2+}_{\left(aq\right)}+Fe^{0}_{\left(s\right)}[/tex3]

[tex3]\Delta E^0=E^0_{\left(catodo\right)}-E^0_{\left(anodo\right)}=+0,44-(-0,76)=0,32V[/tex3]

B) Como o oxigênio possui o maior potencial de redução da série apresentanda, ele se reduzirá preferencialmente aos outros elementos, com isso, "força" a oxidação deles, sendo asim o oxidante mais forte.