Pilha de Daniell e reações de oxidação e redução

11:09:00 Professora Manuka 0 Comentários

Em 1836, o químico britânico John Frederic Daniell desenvolveu o que é considerada uma referência na eletroquímica: a Pilha de Daniell. Acompanhe:

Fonte: Imagens públicas do Google.

A pilha de Daniell apresenta estes elementos:

- Uma barra ou lâmina de zinco (Zn) mergulhada em uma solução de sulfato de zinco (ZnSO4), que equivale ao eletrodo de zinco da pilha (ânodo);

- Uma barra ou lâmina (Cu) mergulhada em uma solução de sulfato de cobre (CuSO4), que equivale ao eletrodo de cobre da pilha (cátodo);

- Fios condutores que saem de cada um dos eletrodos e que devem ser ligados a um aparato elétrico (por exemplo, uma lâmpada), que receberá a corrente elétrica gerada;

- E a chamada ponte salina, formada por um tubo em forma de U contendo uma gelatina saturada com um sal.

Quando o sistema é fechado, isto é, coloca-se em contato um eletrodo com outro, tem início uma reação química em que a barra de Zn libera elétrons, que percorrem o fio condutor até a barra de Cu, gerando corrente elétrica.

A barra de Zn tende a reduzir seu tamanho, enquanto a de cobre aumenta Os átomos de zinco (Zn0) da lâmina metálica reagem e passam para a solução aquosa de sulfato de zinco na forma de íons Zn2+, deixando, cada um, dois elétrons na barra. Por outro lado, ao chegarem à barra de cobre, os elétrons tendem a atrair íons Cu2+ da solução de cobre, formando átomos de cobre (Cu0).

Veja as expressões das reações na Pilha de Daniell
1) Zn0(s) à Zn2+(aq) + 2e- . O átomo de zinco sólido deixa de existir, formando o íon Zn2+ e deixando elétrons (2e-) na barra. Esta é uma semirreação de oxidação.

2) Cu2+(aq) + 2e- à Cu0(s). O íon Cu2+ deixa de existir na solução ao somar-se aos dois elétrons liberados do eletrodo de zinco, formando o átomo de Cu0. Trata-se de uma semirreaçao de redução.

A ponte salina existe no sistema para equilibrar as reações, já que, em razão do funcionamento da pilha, há a formação de excesso de íons Zn2+ no eletrodo de zinco e de excesso de íons SO42- no eletrodo de cobre. Isso faria com que o eletrodo de zinco ficasse carregado positivamente e o de cobre, negativamente, o que impede o funcionamento da pilha.

A ponte salina serve para escoar os íons em excesso de uma a outra solução. Segundo convenção da IUPAC (sigla em inglês da União Internacional de Química Pura e Aplicada), o polo negativo (ânodo) deve ser representado à esquerda, enquanto o polo positivo (cátodo) deve seguir à direita.

Definindo reações de oxidação e redução
Quando uma espécie química perde elétrons para outra, ocorre oxidação (oxidar-se significa perder elétrons). Já quando uma espécie química recebe elétrons, acontece a redução (reduzir-se significa receber elétrons).

Sempre que ocorre oxidação, na outra ponta ocorre redução. Esse tipo de reação permite o funcionamento de uma pilha. Em cada eletrodo da pilha ocorre um equilíbrio oxidação-redução. O fenômeno equivalente à alteração do equilíbrio em um dos sentidos (oxidação ou redução) recebe o nome de potencial do eletrodo (E). Temos, portanto:

- Potencial de redução (Ered) – em que a principal tendência de deslocamento de equilíbrio é no sentido da redução. A IUPAC convenciona que somente se utilizem potenciais de redução (Ered).

Abaixo, segue a tabela com alguns potenciais de redução (a 25 °C, concentração de 1 mol/L e pressão de 1 atm):

Potencial de redução (E0 red)
Estado Reduzido
Estado oxidado
Potencial de oxidação
- 3,04
Li
Li- + e-
+ 3,04
- 2,92
K
K+ + e-
+ 2,92
- 2,90
Ba
Ba2+ + 2e-
+ 2,90
- 2,89
Sr
Sr2+ + 2e-
+ 2,89
- 2,87
Ca
Ca2+ + 2e-
+ 2,87
- 2,71
Na
Na+ + e-
+ 2,71
- 2,37
Mg
Mg2+ + 2e-
+ 2,37
- 1,66
Al
Al2+ + 3e-
+ 1,66
- 1,18
Mn
Mn2+ + 2e-
+ 1,18
- 0,83
H2 + 2 [OH]-
2 H2O+ + 2e-
+ 0,83
- 0,76
Zn
Zn2+ + 2e-
+ 0,76
- 0,74
Cr
Cr2+ + 2e-
+ 0,74
- 0,48
S2-
S + 2e-
+ 0,48

Para a medida de potencial do eletrodo, foi adotado o padrão do eletrodo de hidrogênio. Já a unidade de medida do potencial elétrico é o volt (V).

Adaptado de:
Ciências da Natureza – Química 2/Abril Coleções. – São Paulo: Abril, 2010. 

- Veja também: 

Carbono, compostos orgânicos e a origem da vida 

O que são pilhas e baterias e quais os principais tipos

0 comentários: