A corrosão causa grandes prejuízos devido à deterioração de estruturas metálicas, sendo seu efeito agravado, nas grandes metrópoles, pelo fenômeno da chuva ácida. Na corrosão de uma estrutura de ferro, pode-se considerar que, primeiramente, os átomos do metal sejam oxidados pelo oxigênio dissolvido na água, conforme a reação I abaixo:

2Fe(s) + O₂(g) + 2H₂O(\( \ell \)) → 2Fe²⁺(aq) + 4OH^-(aq)

Na sequência, o Fe2+ pode ainda ser oxidado a Fe³⁺ para formar o Fe₂O₃.H₂O, que se deposita na forma de ferrugem.

Os potenciais padrão de redução (E⁰) das semirreações envolvidas na reação I são fornecidos abaixo:

Fe²⁺(aq) + 2e^- → Fe(s) E⁰ = -0,44 V

O₂(g) + 2H₂O(\( \ell \)) + 4e^- → 4OH^-(aq) E⁰ = +0,40 V

A equação de Nernst é \( E = E^0 - { \large 0,0592 \over n} . log Q \), em que E, E⁰, n e Q são o potencial elétrico, o potencial elétrico padrão, o número de mols de elétrons envolvidos na reação e o quociente reacional, respectivamente.

Considerando as informações acima fornecidas, comportamento ideal para todas as soluções e gases envolvidos e, ainda, que a redução de uma unidade no valor do pH da água corresponda a um decréscimo de dez vezes na atividade dos íons OH^-, julgue o item a seguir.

A redução de uma unidade no pH da água ocasiona acréscimo de 0,20 V no potencial elétrico da reação I.