EuraStudy
Resumos/Química/Degradação dos metais
Resumos · QuímicaPT · Secundário

Degradação dos metais

Estuda-se a corrosão dos metais como oxidação eletroquímica espontânea, o funcionamento das células galvânicas (pilhas) com identificação de ânodo e cátodo, os potenciais-padrão de elétrodo e o cálculo da força eletromotriz, e os métodos de proteção — em especial a proteção catódica. Matéria da Unidade 1 da Química do 12.º ano (Ciências e Tecnologias), disciplina de opção sem Exame Final Nacional — avaliada por avaliação interna.

4 secções·~15 min de leitura·4 competências·Nível Padrão 2 · Aprofundamento 2

T·0222 / 7
Perfil de exame
Interpretar a corrosão como um processo eletroquímico de oxidação-reduçãoDescrever a constituição e o funcionamento de uma pilha e identificar ânodo e cátodoCalcular a força eletromotriz de uma pilha a partir de potenciais-padrão e prever a espontaneidadeExplicar métodos de proteção contra a corrosão, em especial a proteção catódica
Operadores:interpretadescreveidentificacalculaprevêjustificaexplica

nível básico

Reconhecer a corrosão como oxidação e identificar ânodo (oxidação) e cátodo (redução) numa pilha.

nível avançado

Calcular a fem com E°(pilha) = E°(cátodo) − E°(ânodo), relacioná-la com ΔG° = −nFE° e fundamentar a proteção catódica.

Profundidade

Profundidade de leitura: Aprofundado

Texto

Tamanho do texto: Padrão

Conteúdo · 4 secções▾
  1. Degradação dos metais
    • 01A corrosão como oxidação eletroquímica◐
    • 02Células galvânicas: constituição, ânodo e cátodo, notação●
    • 03Potenciais-padrão de elétrodo e força eletromotriz●
    • 04Proteção contra a corrosão: proteção catódica◐
§ 01

A corrosão como oxidação eletroquímica#

●●○PadrãoLPAE-quimica-12-u1-degradacao-metais

Pontos-chave

Corrosão é a deterioração de um metal por reação com o ambiente. Na quase totalidade dos casos trata-se de uma oxidação: o metal perde eletrões e converte-se em ião ou em óxido. É um processo espontâneo (ΔG < 0) — representa, na prática, o « regresso » do metal ao estado combinado (o minério) a partir do qual foi extraído com dispêndio de energia. O exemplo mais familiar é a ferrugem do ferro, mas também o cobre ganha « verdete » e a prata escurece.
A corrosão do ferro é um fenómeno eletroquímico e não uma simples reação direta: na superfície do metal húmido estabelecem-se micro-pilhas, com zonas anódicas e zonas catódicas separadas (ver Fig. 1). Na zona anódica o ferro oxida-se, Fe → Fe²⁺ + 2 e⁻; na zona catódica reduz-se o oxigénio dissolvido, O₂ + 2 H₂O + 4 e⁻ → 4 OH⁻. Os eletrões deslocam-se pelo próprio metal, da zona anódica para a catódica, tal como no circuito externo de uma pilha.

Corrosão eletroquímica do ferro

Corrosão do ferro (ferrugem)Esquema com 7 elementos, ferro (Fe), água + O₂ (eletrólito), e⁻ (pelo metal), Fe²⁺, O₂, zona anódica: Fe → Fe²⁺ + 2e⁻, zona catódica: O₂ + 2H₂O + 4e⁻ → 4OH⁻ferro (Fe)água + O₂(eletrólito)e⁻ (pelo metal)Fe²⁺O₂zona anódica: Fe→ Fe²⁺ + 2e⁻zona catódica:O₂ + 2H₂O + 4e⁻…
Fig. 1Fig. 1 — Micro-pilha de corrosão: o ferro oxida-se na zona anódica e o oxigénio reduz-se na zona catódica; os eletrões circulam pelo metal.
Os iões Fe²⁺ formados são em seguida oxidados pelo oxigénio a Fe³⁺, originando óxido de ferro(III) hidratado, Fe₂O₃·x H₂O — a ferrugem, um sólido alaranjado, poroso e não aderente. Por ser poroso, não isola o metal subjacente do ar e da água, pelo que a corrosão prossegue em profundidade até destruir a peça. É uma diferença decisiva face ao alumínio, cuja camada de óxido é compacta e protetora.
A corrosão do ferro exige a presença simultânea de água e de oxigénio; na ausência de qualquer um deles não ocorre. É acelerada por eletrólitos dissolvidos (a água do mar, o sal espalhado nas estradas), pelo contacto com metais menos reativos e por meios ácidos, que favorecem a redução catódica. Reconhecer estes fatores é o ponto de partida para os métodos de proteção estudados na última secção.
Exemplo resolvido

As semirreações da ferrugem

Escreve as semirreações anódica e catódica da corrosão do ferro em ambiente húmido e arejado e indica o produto final da corrosão.

  1. 01Zona anódica (oxidação)

    O ferro perde eletrões: Fe → Fe²⁺ + 2 e⁻.

  2. 02Zona catódica (redução)

    O oxigénio dissolvido reduz-se: O₂ + 2 H₂O + 4 e⁻ → 4 OH⁻.

  3. 03Formação da ferrugem

    O Fe²⁺ é oxidado pelo O₂ a Fe³⁺, que precipita como óxido de ferro(III) hidratado, Fe₂O₃·x H₂O.

Resultado: Anódica: Fe → Fe²⁺ + 2e⁻; catódica: O₂ + 2H₂O + 4e⁻ → 4OH⁻; produto: ferrugem, Fe₂O₃·x H₂O.

Foco no Exame Nacional

  • Interpretar a corrosão do ferro como um processo eletroquímico com zonas anódica (oxidação) e catódica (redução do O₂).
  • Escrever as semirreações anódica e catódica da ferrugem e indicar as condições necessárias (água e oxigénio).

Erros frequentes

  • Escrever a corrosão como reação direta do ferro com o oxigénio, ignorando o carácter eletroquímico (zonas anódica e catódica).
  • Dizer que a ferrugem protege o ferro: ao contrário do óxido de alumínio, a ferrugem é porosa e não impede a corrosão prosseguir.

Revisão ativa

Explica por que um prego de ferro enferruja rapidamente à chuva mas se mantém intacto dentro de um frasco com sílica-gel (desidratante) e por que a corrosão é mais rápida na água do mar do que na água destilada.

Evocação ativa

Recorda os pontos-chave — depois revela.

Fontes: Aprendizagens Essenciais de Química — 12.º ano (DGE) (Direção-Geral da Educação (DGE))

§ 02

Células galvânicas: constituição, ânodo e cátodo, notação#

●●●AprofundamentoLPAE-quimica-12-u1-degradacao-metais

Pontos-chave

Uma pilha (célula galvânica ou voltaica) é um dispositivo que aproveita uma reação de oxidação-redução espontânea para produzir corrente elétrica. A ideia essencial é separar fisicamente a oxidação da redução em duas semi-células, obrigando os eletrões a passar por um circuito externo — onde realizam trabalho elétrico — em vez de serem transferidos diretamente (ver Fig. 2). A pilha de Daniell, com um elétrodo de zinco numa solução de Zn²⁺ e um elétrodo de cobre numa solução de Cu²⁺, é o exemplo clássico.

Pilha de Daniell (Zn/Cu)

Pilha de DaniellEsquema com 11 elementos, Zn²⁺, Cu²⁺, Zn (ânodo −), Cu (cátodo +), ponte salina, V, e⁻Zn²⁺Cu²⁺Zn (ânodo −)Cu (cátodo +)ponte salinaVe⁻
Fig. 2Fig. 2 — Pilha de Daniell: o zinco (ânodo, −) oxida-se e o cobre (cátodo, +) recebe os eletrões pelo circuito externo; a ponte salina fecha o circuito.
Em qualquer célula eletroquímica, no ânodo ocorre sempre a oxidação e no cátodo ocorre sempre a redução. Numa pilha, o ânodo é o polo negativo (de onde saem os eletrões para o circuito) e o cátodo é o polo positivo. Na Daniell: no ânodo, Zn → Zn²⁺ + 2 e⁻ (o elétrodo de zinco desgasta-se); no cátodo, Cu²⁺ + 2 e⁻ → Cu (deposita-se cobre). Uma mnemónica útil: ânodo e oxidação começam ambos por vogal; cátodo e redução, por consoante.
O circuito completo tem duas partes. No circuito externo, os eletrões saem do ânodo (Zn), percorrem o fio e chegam ao cátodo (Cu) — este movimento de cargas é a corrente elétrica útil. No circuito interno, a ponte salina (ou uma parede porosa) fecha o circuito e mantém a neutralidade elétrica das soluções: fornece iões que compensam as cargas geradas, migrando os aniões para o compartimento anódico e os catiões para o catódico. Sem ponte salina, a acumulação de carga interromperia a pilha quase de imediato.
A pilha representa-se por uma notação de célula convencionada: o ânodo à esquerda e o cátodo à direita, separados por uma dupla barra ‖ que simboliza a ponte salina; uma barra simples | assinala cada fronteira entre fases. Para a pilha de Daniell escreve-se Zn(s) | Zn²⁺(aq) ‖ Cu²⁺(aq) | Cu(s). Esta notação resume, de forma compacta e sem ambiguidade, toda a constituição da célula.
Exemplo resolvido

Ânodo, cátodo e notação de uma pilha Mg/Cu

Numa pilha formada por elétrodos de magnésio (em Mg²⁺) e de cobre (em Cu²⁺), sabendo que o magnésio é mais redutor do que o cobre, identifica ânodo e cátodo, escreve as semirreações e a notação de célula.

  1. 01Quem se oxida

    O magnésio, mais redutor, oxida-se: é o ânodo (polo negativo). Mg → Mg²⁺ + 2 e⁻.

  2. 02Quem se reduz

    O ião cobre reduz-se no cobre metálico: o cobre é o cátodo (polo positivo). Cu²⁺ + 2 e⁻ → Cu.

  3. 03Reação global

    Somando: Mg + Cu²⁺ → Mg²⁺ + Cu.

  4. 04Notação

    Ânodo à esquerda, cátodo à direita: Mg(s) | Mg²⁺(aq) ‖ Cu²⁺(aq) | Cu(s).

Resultado: Ânodo: Mg (−), oxida-se; cátodo: Cu (+), reduz-se. Notação: Mg(s) | Mg²⁺(aq) ‖ Cu²⁺(aq) | Cu(s).

Foco no Exame Nacional

  • Identificar ânodo (oxidação, polo negativo) e cátodo (redução, polo positivo) e escrever as respetivas semirreações.
  • Explicar a função da ponte salina e representar a pilha pela notação de célula.

Erros frequentes

  • Trocar o polo do ânodo numa pilha: numa célula galvânica o ânodo é o polo negativo e o cátodo o positivo (o contrário da eletrólise).
  • Esquecer a função da ponte salina (manter a neutralidade elétrica), pensando que serve para os eletrões passarem — os eletrões passam pelo circuito externo.

Revisão ativa

Constrói-se uma pilha com um elétrodo de magnésio em Mg²⁺(aq) e um elétrodo de cobre em Cu²⁺(aq), sabendo que o magnésio é mais redutor. Indica o ânodo e o cátodo, escreve as semirreações e a notação de célula.

Evocação ativa

Recorda os pontos-chave — depois revela.

Fontes: Aprendizagens Essenciais de Química — 12.º ano (DGE) (Direção-Geral da Educação (DGE))

§ 03

Potenciais-padrão de elétrodo e força eletromotriz#

●●●AprofundamentoLPAE-quimica-12-u1-degradacao-metais

Pontos-chave

Cada semi-célula tem uma tendência própria para a redução, quantificada pelo potencial-padrão de elétrodo E°, medido em condições-padrão (25 °C, soluções a 1 mol/dm³, gases a 1 bar). Como não é possível medir o potencial de um elétrodo isolado, mas apenas diferenças, escolhe-se uma referência: o elétrodo padrão de hidrogénio (EPH), ao qual se atribui, por convenção, E° = 0,00 V. Todos os valores tabelados são potenciais de redução relativos ao EPH (ver Fig. 3).

Série eletroquímica (potenciais-padrão de redução)

Série eletroquímicaTabela com 3 colunas e 11 linhas, Dados: Par redox · Semirreação de redução · E° / V; K⁺ / K · K⁺ + e⁻ → K · −2,93; Na⁺ / Na · Na⁺ + e⁻ → Na · −2,71; Mg²⁺ / Mg · Mg²⁺ + 2e⁻ → Mg · −2,37; Al³⁺ / Al · Al³⁺ + 3e⁻ → Al · −1,66; Zn²⁺ / Zn · Zn²⁺ + 2e⁻ → Zn · −0,76; Fe²⁺ / Fe · Fe²⁺ + 2e⁻ → Fe · −0,44; Pb²⁺ / Pb · Pb²⁺ + 2e⁻ → Pb · −0,13; 2H⁺ / H₂ · 2H⁺ + 2e⁻ → H₂ · 0,00 (EPH); Cu²⁺ / Cu · Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu · +0,34; Ag⁺ / Ag · Ag⁺ + e⁻ → Ag · +0,80; Au³⁺ / Au · Au³⁺ + 3e⁻ → Au · +1,50PAR REDOXSEMIRREAÇÃO DE REDUÇÃOE° / VK⁺ / KK⁺ + e⁻ → K−2,93Na⁺ / NaNa⁺ + e⁻ → Na−2,71Mg²⁺ / MgMg²⁺ + 2e⁻ → Mg−2,37Al³⁺ / AlAl³⁺ + 3e⁻ → Al−1,66Zn²⁺ / ZnZn²⁺ + 2e⁻ → Zn−0,76Fe²⁺ / FeFe²⁺ + 2e⁻ → Fe−0,44Pb²⁺ / PbPb²⁺ + 2e⁻ → Pb−0,132H⁺ / H₂2H⁺ + 2e⁻ → H₂0,00 (EPH)Cu²⁺ / CuCu²⁺ + 2e⁻ → Cu+0,34Ag⁺ / AgAg⁺ + e⁻ → Ag+0,80Au³⁺ / AuAu³⁺ + 3e⁻ → Au+1,50
Fig. 3Fig. 3 — Potenciais-padrão de redução (a 25 °C, referidos ao EPH). Maior E° = melhor oxidante; menor E° = melhor redutor.
A leitura da tabela é direta: quanto maior (mais positivo) o E° de redução, maior a tendência da espécie para se reduzir e, portanto, melhor oxidante ela é; quanto menor (mais negativo) o E°, maior a tendência para a oxidação, ou seja, melhor redutor. Ordenados por E° crescente, os pares formam a série eletroquímica: no topo (E° muito negativo) estão os metais muito reativos (K, Na, Mg, Al), no fundo (E° positivo) os metais nobres (Cu, Ag, Au).
A força eletromotriz (fem) de uma pilha é a diferença de potencial máxima que ela fornece e obtém-se diretamente dos potenciais de redução tabelados por E°(pilha) = E°(cátodo) − E°(ânodo). Para que a pilha funcione de forma espontânea, E°(pilha) tem de ser positivo, o que se consegue tomando como cátodo o par de maior E° (o que se reduz) e como ânodo o de menor E° (o que se oxida). Note-se que os E° não se multiplicam pelos coeficientes ao acertar a equação — são propriedades intensivas.
A fem relaciona-se com a espontaneidade termodinâmica pela expressão ΔG° = −n·F·E°(pilha), em que n é o número de eletrões trocados e F a constante de Faraday (96 500 C/mol). Como numa pilha E°(pilha) > 0, resulta ΔG° < 0: a reação é espontânea, o que é coerente com o facto de a pilha produzir energia elétrica. Esta ponte entre eletroquímica e termodinâmica é um dos resultados mais importantes da unidade.
Fora das condições-padrão, o potencial depende das concentrações, o que se descreve pela equação de Nernst (abordagem qualitativa): E = E° − (RT/nF)·ln Q, que a 25 °C toma a forma E = E° − (0,0592/n)·log Q. À medida que a pilha se descarrega, os reagentes vão-se consumindo, o quociente Q aumenta e E diminui, até E = 0 quando se atinge o equilíbrio — é a « pilha gasta ». Aumentar a concentração dos iões que se reduzem no cátodo aumenta a fem.
Epilha∘=Ecaˊtodo∘−Eaˆnodo∘E^{\circ}_{\text{pilha}} = E^{\circ}_{\text{cátodo}} - E^{\circ}_{\text{ânodo}}Epilha∘​=Ecaˊtodo∘​−Eaˆnodo∘​

Força eletromotriz da pilha

Diferença entre o potencial de redução do cátodo e o do ânodo, ambos tabelados face ao EPH. Numa pilha espontânea, E°(pilha) > 0.

ΔG∘=− n F Epilha∘\Delta G^{\circ} = -\,n\,F\,E^{\circ}_{\text{pilha}}ΔG∘=−nFEpilha∘​

Relação entre energia de Gibbs e fem

n = número de eletrões trocados; F = constante de Faraday = 96 500 C/mol. Como E°(pilha) > 0 numa pilha, ΔG° < 0 (reação espontânea).

E=E∘−RTnF ln⁡Q    →25 ∘C    E=E∘−0,0592n log⁡QE = E^{\circ} - \dfrac{RT}{nF}\,\ln Q \;\;\xrightarrow{25\,^{\circ}\text{C}}\;\; E = E^{\circ} - \dfrac{0{,}0592}{n}\,\log QE=E∘−nFRT​lnQ25∘C​E=E∘−n0,0592​logQ

Equação de Nernst (abordagem qualitativa)

O potencial afasta-se de E° conforme as concentrações (via Q). Ao descarregar, Q aumenta e E diminui até E = 0 no equilíbrio.

Exemplo resolvido

Força eletromotriz e ΔG° da pilha de Daniell

Determina a força eletromotriz da pilha de Daniell Zn(s) | Zn²⁺ ‖ Cu²⁺ | Cu(s), sabendo que E°(Cu²⁺/Cu) = +0,34 V e E°(Zn²⁺/Zn) = −0,76 V, e calcula ΔG° (n = 2, F = 96 500 C/mol).

  1. 01Identificar elétrodos

    O par de maior E° reduz-se (cátodo): Cu²⁺/Cu (+0,34 V). O de menor E° oxida-se (ânodo): Zn²⁺/Zn (−0,76 V).

  2. 02Calcular a fem

    E°(pilha) = E°(cátodo) − E°(ânodo) = 0,34 − (−0,76) = +1,10 V.

    Epilha∘=0,34−(−0,76)=+1,10 VE^{\circ}_{\text{pilha}} = 0{,}34 - (-0{,}76) = +1{,}10\ \text{V}Epilha∘​=0,34−(−0,76)=+1,10 V
  3. 03Calcular ΔG°

    ΔG° = −nFE° = −(2)(96 500)(1,10) = −2,12 × 10⁵ J.

    ΔG∘=−(2)(96 500)(1,10)≈−2,12×105 J\Delta G^{\circ} = -(2)(96\,500)(1{,}10) \approx -2{,}12\times10^{5}\ \text{J}ΔG∘=−(2)(96500)(1,10)≈−2,12×105 J
  4. 04Interpretar

    E°(pilha) > 0 e ΔG° < 0 ⇒ a reação é espontânea, como se espera de uma pilha.

Resultado: E°(pilha) = +1,10 V e ΔG° ≈ −212 kJ (por mol de reação); a reação é espontânea.

Foco no Exame Nacional

  • Calcular a fem de uma pilha com E°(pilha) = E°(cátodo) − E°(ânodo) a partir de potenciais-padrão tabelados.
  • Relacionar a fem com a espontaneidade por ΔG° = −nFE° e comparar poder oxidante/redutor pela série eletroquímica.

Erros frequentes

  • Somar os potenciais em vez de os subtrair, ou multiplicar E° pelos coeficientes da equação (o E° é intensivo — não depende da quantidade).
  • Errar o sinal de ΔG°: numa pilha (E° > 0) tem-se ΔG° < 0 (espontânea); esquecer o sinal negativo em ΔG° = −nFE°.

Revisão ativa

Com E°(Ag⁺/Ag) = +0,80 V e E°(Zn²⁺/Zn) = −0,76 V, determina a fem da pilha Zn(s) | Zn²⁺ ‖ Ag⁺ | Ag(s) e o valor de ΔG° (n = 2, F = 96 500 C/mol).

Evocação ativa

Recorda os pontos-chave — depois revela.

Fontes: Aprendizagens Essenciais de Química — 12.º ano (DGE) (Direção-Geral da Educação (DGE))

§ 04

Proteção contra a corrosão: proteção catódica#

●●○PadrãoLPAE-quimica-12-u1-degradacao-metais

Pontos-chave

Proteger um metal da corrosão é impedir ou retardar a sua oxidação. A via mais imediata é isolá-lo do ambiente por revestimentos — tintas, esmaltes, plásticos, óleos ou uma camada de outro metal —, que criam uma barreira física entre o metal e a água e o oxigénio. A limitação é evidente: o revestimento só protege enquanto se mantiver íntegro; um risco expõe o metal.
Os revestimentos metálicos podem ser catódicos ou anódicos relativamente ao ferro, e a diferença é crucial. Na estanhagem (revestir com estanho, Sn, menos reativo do que o ferro), a proteção é apenas de barreira: se a camada se riscar, o ferro exposto passa a ânodo e corrói ainda mais depressa, porque o estanho, mais nobre, funciona como cátodo. Já a galvanização (revestir com zinco, mais reativo) protege mesmo com riscos: o zinco, mais redutor, oxida-se preferencialmente e sacrifica-se pelo ferro.
Esse é o princípio da proteção catódica com ânodo de sacrifício (ver Fig. 4): liga-se eletricamente à estrutura de ferro um metal mais redutor, tipicamente zinco ou magnésio. Formando uma pilha, o metal mais redutor é o ânodo e oxida-se; o ferro torna-se o cátodo e deixa de corroer enquanto durar o ânodo, que se vai consumindo e é periodicamente substituído. É o método usado em cascos de navios, tubagens e depósitos enterrados e plataformas.

Proteção catódica com ânodo de sacrifício

Proteção catódicaEsquema com 6 elementos, estrutura de ferro (cátodo, protegido), Mg, e⁻, ânodo de sacrifício (Mg → Mg²⁺ + 2e⁻), o ferro fica protegidoestrutura deferro (cátodo, …Mge⁻ânodo desacrifício (Mg …o ferro ficaprotegido
Fig. 4Fig. 4 — O magnésio, mais redutor, é o ânodo de sacrifício: oxida-se e cede eletrões ao ferro, que fica protegido (cátodo).
Existem ainda outros métodos (ver Fig. 5). A passivação: metais como o alumínio e o aço inoxidável formam espontaneamente uma camada de óxido fina, compacta e aderente que protege o metal subjacente — o oposto da ferrugem porosa. A proteção catódica por corrente imposta, em que uma fonte externa força o metal a comportar-se como cátodo. E a própria seleção de ligas resistentes à corrosão, como o aço inoxidável (Fe com Cr e Ni), em que o crómio assegura a camada passivante.

Métodos de proteção contra a corrosão

Proteção contra a corrosãoTabela com 3 colunas e 5 linhas, Dados: Método · Como funciona · Exemplo; Revestimento · barreira física ao ar e à água · tinta, esmalte, óleo; Galvanização · camada de zinco que se sacrifica · chapa zincada, telhados; Proteção catódica · ânodo de sacrifício mais redutor (Zn, Mg) · cascos, oleodutos; Passivação · camada de óxido aderente e protetora · alumínio, aço inoxidável; Ligas resistentes · composição resistente à corrosão · aço inoxidável (Cr, Ni)MÉTODOCOMO FUNCIONAEXEMPLORevestimentobarreira física ao ar e àáguatinta, esmalte, óleoGalvanizaçãocamada de zinco que sesacrificachapa zincada, telhadosProteção catódicaânodo de sacrifício maisredutor (Zn, Mg)cascos, oleodutosPassivaçãocamada de óxido aderente eprotetoraalumínio, aço inoxidávelLigas resistentescomposição resistente àcorrosãoaço inoxidável (Cr, Ni)
Fig. 5Fig. 5 — Principais métodos de proteção dos metais contra a corrosão.
Exemplo resolvido

Escolher o ânodo de sacrifício

Dispõe-se de blocos de cobre, de estanho e de magnésio para proteger uma tubagem de ferro enterrada. Qual deves usar como ânodo de sacrifício? Justifica com a série eletroquímica.

  1. 01Critério

    O ânodo de sacrifício tem de ser mais redutor do que o ferro (E° menor), para se oxidar preferencialmente.

  2. 02Comparar E°

    E°: Mg²⁺/Mg = −2,37 V; Fe²⁺/Fe = −0,44 V; Sn²⁺/Sn ≈ −0,14 V; Cu²⁺/Cu = +0,34 V. Só o magnésio é mais redutor do que o ferro.

  3. 03Decisão

    Usa-se o magnésio: forma-se uma pilha em que o Mg é o ânodo (oxida-se) e o ferro o cátodo (protegido). O cobre e o estanho, mais nobres, agravariam a corrosão do ferro.

Resultado: O magnésio: por ser mais redutor do que o ferro, oxida-se preferencialmente (ânodo de sacrifício) e protege a tubagem, consumindo-se com o tempo.

Foco no Exame Nacional

  • Explicar a proteção catódica por ânodo de sacrifício com base na série eletroquímica (o metal mais redutor oxida-se e protege o ferro).
  • Distinguir a galvanização (proteção mesmo com risco) da estanhagem (só protege intacta) e reconhecer a passivação.

Erros frequentes

  • Escolher para ânodo de sacrifício um metal menos redutor do que o ferro (como o cobre ou o estanho): tem de ser mais redutor (Zn, Mg) para se oxidar preferencialmente.
  • Confundir passivação (camada de óxido protetora, aderente) com a ferrugem (óxido poroso, não protetor).

Revisão ativa

Para proteger o casco de aço de um navio recorre-se a blocos metálicos ligados ao casco. Justifica, com a série eletroquímica, por que se usam blocos de zinco ou de magnésio e não de cobre, e explica o que acontece a esses blocos ao longo do tempo.

Evocação ativa

Recorda os pontos-chave — depois revela.

Fontes: Aprendizagens Essenciais de Química — 12.º ano (DGE) (Direção-Geral da Educação (DGE))

Conteúdo

Secção -- / 04

    • 01A corrosão como oxidação eletroquímica◐
    • 02Células galvânicas: constituição, ânodo e cátodo, notação●
    • 03Potenciais-padrão de elétrodo e força eletromotriz●
    • 04Proteção contra a corrosão: proteção catódica◐

0/4 Lidos

Dos resumos à prática

Degradação dos metais

Consolida este tema com perguntas do banco de perguntas.

~15
min
4
Competências
Praticar

Referências e fontes

Fontes

Direção-Geral da Educação (DGE)

  • Aprendizagens Essenciais de Química — 12.º ano (DGE)

Tópico anterior

Estrutura e propriedades dos metais

Tópico seguinte

Metais, ambiente e vida

EuraStudy·Resumos T·02·MMXXVI

Continua com o tópico seguinte: o teu percurso é mantido.