Pilha de Daniell

Caros Leitores, hoje falaremos sobre a Pilha de Daniell, fiquem ligados!

                         

A reação dada abaixo é um exemplo de reação de oxi-redução que você mesmo pode fazer facilmente:

Mergulhe parcialmente uma chapa de zinco (cor cinza) numa solução aquosa de sulfato de cobre (CuSO4), durante 15 ou 20 min. Ao retirar a chapa de zinco, você notará que a parte que ficou mergulhada na solução estará recoberta por um material avermelhado, que é cobre metálico.

O que aconteceu nessa experiência?

Houve simplesmente uma reação de deslocamento (que é também de oxi-redução):

Essa equação pode ser assim simplificada:

Dessa simplificação resulta a seguinte equação iônica:

Essa última equação pode ainda ser subdividida em duas etapas, a saber:

É fácil perceber que somando essas duas semi-reações e cancelando os dois elétrons (esse cancelamento é indispensável, pois corresponde ao próprio balanceamento da equação), voltaremos à equação primitiva:

Na reação que estamos considerando, o metal zinco (Zn⁰) sofre oxidação, pois perde 2 elétrons (2e^-) para o cátion cobre (Cu²⁺); este, por sua vez, ao receber os 2 elétrons, sofre redução.

É muito importante notar que a reação Zn⁰ + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu⁰ é espontânea, enquanto a reação inversa (Cu⁰ + Zn²⁺ Não ocorre) não é espontânea. Generalizando, podemos dizer que certos metais têm mais tendência de ceder elétrons, enquanto outros têm mais tendência de receber elétrons. Essa observação é muito importante para o estudo das pilhas, que agora iniciamos.

1.1 - A montagem e o funcionamento da pilha de Daniell

Retomemos as seguintes equações:

Se pudermos fazer com que o Zn0 ceda elétrons ao Cu²⁺ através de um fio externo, teremos construído uma pilha — a chamada pilha de Daniell.

E como é feito isso?

A montagem esquemática da pilha de Daniell é a seguinte:

Veja que existem dois compartimentos, chamados meias-células, separados por uma porcelana

porosa. Fechando-se o interruptor, estará fechado um circuito elétrico, no qual teremos:

• no compartimento da esquerda (chamado meia-célula do zinco), a reação Zn⁰  → Zn²⁺ + 2e^- (chamada semi-reação do zinco), que fornece os elétrons que irão transitar pelo fio externo em direção à chapa de cobre;
• no compartimento da direita (chamado meia-célula do cobre), a reação Cu²⁺ + 2e → Cu⁰ (chamada semi-reação do cobre), que captura os elétrons que estão chegando pelo fio externo.

Desse modo, teremos um fluxo de elétrons escoando, pelo fio externo, da chapa de zinco (pólo negativo ou anodo) para a chapa de cobre (pólo positivo ou catodo). A voltagem dessa corrente elétrica é lida em um voltímetro, como o que aparece na foto abaixo.

Ainda na figura, notamos a presença de uma “parede” de porcelana porosa cuja finalidade é impedir a mistura das duas soluções, permitindo, porém, a passagem de íons que estão sendo atraídos por forças elétricas. De fato, na solução à esquerda (meia-célula do zinco), começa a haver excesso de íons positivos Zn²⁺,produzidos pela reação Zn → Zn²⁺ + 2e^-;

e, na solução à direita (meia-célula do cobre), começa a haver excesso de

íons negativos SO₄²⁺, provenientes da descarga dos íons Cu²⁺ (Cu²⁺ + 2e^-  → Cu⁰) do CuSO4. Em conseqüência, para estabelecer o indispensável equilíbrio elétrico, começa o trânsito de íons Zn²⁺ para a direita e de íons SO₄²⁺ para a esquerda, através da porcelana porosa; esse movimento de íons representa a “corrente elétrica” dentro da solução.

Com isso, fecha-se o circuito elétrico, tendo-se:

• elétrons circulando através do fio externo e dos eletrodos;

• e íons circulando através das soluções.

Evidentemente, se a qualquer instante abrirmos o interruptor, todo o processo descrito para imediatamente.

Após certo tempo de funcionamento da pilha, teremos:

A esta altura, notamos que:

• a chapa de zinco foi corroída;

• a solução de CuSO4 ficou mais diluída;

• a solução de ZnSO4 ficou mais concentrada;

• a massa do eletrodo de cobre aumentou.

Ora, tudo isso é uma simples conseqüência da reação global de funcionamento da pilha:

Em princípio, essa reação deveria processar-se (isto é, a pilha iria funcionar) até que se acabasse um dos reagentes — ou a chapa de zinco (Zn⁰), ou o CuSO4 da solução. 

Entretanto, com o passar do tempo, notamos que a voltagem da pilha vai diminuindo, o que indica que a reação é reversível:

Como toda reação reversível, ela atingirá um equilíbrio, que será então indicado pela voltagem zero da pilha.

Convencionou-se representar a pilha de Daniell (e todas as demais pilhas), esquematicamente, da seguinte maneira:

Veja que devem ser indicados os metais que formam os eletrodos, as soluções com as respectivas concentrações e a temperatura de funcionamento da pilha.

Fonte: Feltre, Ricardo, 1928- .

                Química / Ricardo Feltre. — 6. ed. —

         São Paulo : Moderna, 2004.