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ELETROQUÍMICA
- CAPÍTULO
- 7.1 Introdução ......................................................................................................... SUMÁRIO
- 7.2 Forma de condução ..........................................................................................
- 7.2.1 Condução metálica ou eletrônica ...................................................................
- 7.2.2 Condução eletrolítica ou iônica ......................................................................
- 7.3 Reações espontâneas e célula galvânica (pilha) ..............................................
- 7.4 Descrição da célula galvânica ...........................................................................
- 7.5 Diagramas de célula (representação) ...............................................................
- 7.6 Tipos de eletrodos nas células galvânicas........................................................
- 7.6.1 Eletrodo metal-íon metálico............................................................................
- 7.6.2 Eletrodo gás-íon .............................................................................................
- 7.6.3 Eletrodo de “óxido-redução” inerte .................................................................
- 7.6.4 Eletrodos de metal-ânion de sal insolúvel......................................................
- 7.6.5 Eletrodos de membrana .................................................................................
- 7.7 Tensão de célula e espontaneidade .................................................................
- 7.8 Potencial padrão de um eletrodo ......................................................................
- equilíbrio.................................................................................................................. 7.9 A relação entre Eletroquímica e Termodinâmica: Energia livre, tensão de célula e
- potencial de célula .................................................................................................. 7.9.1 A equação de Nernst: influência da concentração e da temperatura no
- 7.10 Algumas pilhas comerciais..............................................................................
- 7.10.1 Pilhas “secas” de Zn-Carbono (não é tão seca)...........................................
- 7.10.2 Pilha alcalina ................................................................................................
- 7.10.3 Pilha de óxido de prata.................................................................................
- 7.10.4 Bateria de mercúrio ......................................................................................
- 7.10.5 Células secundárias (que podem ser recarregadas)....................................
- 7.10.6 Pilha de Ni-Cd ..............................................................................................
- 7.10.7 Pilhas de combustível ..................................................................................
- 7.11 Células eletrolíticas .........................................................................................
- 7.11.1 Reações não-espontâneas e células eletrolíticas ........................................
- 7.11.2 Eletrólise ......................................................................................................
- 7.11.3 Aspectos quantitativos da eletrólise .............................................................
- 7.11.3.1 Leis de Faraday para a eletrólise ..............................................................
- 7.11.4 Unidades e relações usadas em Eletroquímica ...........................................
- 7.11.5 Aplicações práticas da eletrólise ..................................................................
- 7.12 Descrição de Algumas Eletrólises ...................................................................
- 7.12.1 Eletrólise do cloreto de sódio fundido (NaCl(l)) ............................................
- 7.12.2 Eletrólise da salmoura (NaCl(aq)) ..................................................................
- 7.12.3 Eletrólise do CuSO 4 (sal aquoso) .................................................................
- 7.12.4 Eletrólise do CuCl 2 .......................................................................................
- 7.12.5 Eletrólise do HCl...........................................................................................
- 7.12.6 Eletrólise do sulfato de sódio Na 2 SO 4 ..........................................................
- 7.12.7 Eletrólise do H 2 SO 4 ......................................................................................
- 7.12.8 Eletrólise do alumínio ...................................................................................
- 7.12.9 Eletrólise do magnésio .................................................................................
- 7.12.10 Eletrólise do cobre......................................................................................
- 7.13 Referências bibliográficas do capítulo.............................................................
transformam energia química em elétrica com suficiente potência para dar um respeitável choque nos seus inimigos.
7.2 Forma de condução
7.2.1 Condução metálica ou eletrônica
A corrente elétrica é um fluxo de partículas carregadas. Essas partículas podem ser idênticas como em um metal onde os elétrons de valência (chamados elétrons livres) se movimentam a através da rede cristalina de cátions vibrando - neste caso o processo é chamado de condução eletrônica ou condução metálica. Entretanto, com freqüência, participam do processo de condução duas ou mais classes de partículas, como em uma solução eletrolítica, na qual se movimentam os íons de ambos sinais - neste caso o processo é chamado de condução iônica ou eletrolítica. Uma das principais características dos sólidos metálicos é a facilidade de transportar corrente. À temperatura ambiente, os cernes iônicos positivos num cristal de um condutor metálico vibram em torno das respectivas posições de equilíbrio e têm, portanto, energia cinética. Os elétrons livres trocam continuamente energia com os íons da rede através de colisões elásticas e inelásticas. Como não há um campo elétrico exterior, o movimento dos elétrons é aleatório; e como não há movimento preferencial dos elétrons numa dada direção não há uma corrente elétrica global. Se for aplicado um campo elétrico de intensidade E ao condutor, os elétrons serão acelerados até uma determinada velocidade no sentido oposto ao do campo aplicado. Os elétrons colidem periodicamente com os cernes iônicos na rede e perdem energia cinética. Este é o mecanismo da condução elétrica que você estudará detalhadamente das disciplinas Física e Materiais Elétricos (Engenharia Elétrica). Aqui apresentaremos apenas alguns conceitos introdutórios. A região do espaço onde existe uma força elétrica recebe o nome campo elétrico, E. Essa força elétrica que permite que cargas se movimentem, pode ser uma fonte qualquer de corrente continua (um gerador ou uma bateria). Quando um campo é aplicado a um metal, elétrons migram e são os portadores de carga negativa. O condutor mantém a neutralidade elétrica porque os elétrons que saem de uma região são substituídos por elétrons que migram de outra região por unidade de tempo. Assumindo o modelo do gás de elétrons, na prata metálica, por exemplo, os íons Ag+^ estão fixos nas suas posições de equilíbrio ao menos que sejam submetidos a uma grande tensão, entretanto existe uma população de elétrons praticamente livres quanto à direção de suas velocidades (que forma a nuvem eletrônica) que possuem elevada energia cinética. Desta forma a condutividade metálica seria elevadíssima se não existisse o efeito da resistência, R. A resistência é devida ao movimento vibracional dos íons da rede cristalina que aumenta ao aumentar a temperatura do sólido, e conseqüentemente a condutividade do metal diminui. A Lei Ohm é aquela que relaciona o fluxo de corrente I, ou a passagem de corrente com o tempo através de um circuito, com uma determinada resistência, R e com uma voltagem, V da seguinte forma: V=RI, (7.1) sendo as unidade destas grandezas no SI: V em volts ou V (J/C), R em ohm ou Ω (V/A) e I em àmpere ou A (C/s).
A quantidade de eletricidade ou número de cargas que passam por uma determinada seção reta por segundo é dada por: Q=It, (7.2) onde Q, a carga transportada, é expressa em Coulomb, C. Como as resistências em série se somam, a resistência de um condutor incrementa com o comprimento e diminui com a área Como resultado, podemos escrever uma outra propriedade mais característica dos condutores e independente da geometria, esta é a resistividade ρ, obtida por
L
RA
ρ =. (7.3)
ρ é expressa em ohm.m (Ω.m), A é a área da seção perpendicular ao passo da corrente (m^2 ) e L representa a distância entre dois pontos entre os quais a voltagem é medida, é dada em metro, sendo. Combinado eq.(7.1) e eq.(7.3):
IL
VA
ρ =. (7.4)
Podemos assim obter outra propriedade igualmente importante, a condutividade σ, que por definição é
ρ
σ =
Na fig. 7.1, é apresentado um esquema de um circuito usado para medir a condutividade, σ. Aqui as dimensões da amostra se relacionam aquelas da eq. (7.3).
Figura 7.1 - Medida da condutividade elétrica em uma amostra de secção transversal A e comprimento ∆x.
Para medir a condutividade de uma solução eletrolítica, pode ser usada uma pilha de condutividade para medir a resistência da mesma mediante um esquema em ponte de Wheatstone como aquele ilustrado na fig. 7.3.
Figura 7.3 - Ponte de Wheatstone para a medida da resistência de eletrólitos.
Para esta experiência não deve empregar-se corrente continua já que a transferência de cargas na solução e nas reações nos eletrodos polarizaria rapidamente a pilha mudando a resistência aparente. Uma corrente alternada entre 60 a 1000Hz é adequada. Em DUFFEY,1965, você encontrará maiores detalhes sobre estas medidas.
7.3 Reações espontâneas e célula galvânica (pilha)
Reações espontâneas acontecem em células eletroquímicas. Entretanto, estas reações podem ocorrem em outros tipos de células, tais como:
- concentração (diluição e expansão);
- precipitação;
- neutralização (pilhas, concentração, neutralização, redox);
- reações redox. Considere a reação de óxido-redução: Zn(s) + Cu^2 +^ (aq)→ Zn^2 +^ (aq)+ Cu(s) A reação ocorre espontaneamente quando mergulhamos uma barra de zinco metálico em uma solução aquosa de CuSO 4.
Figura 7.4 - Reação espontânea: Zn(s) + Cu^2 +^ (aq)→ Zn^2 +^ (aq)+ Cu(s).
Observa-se:
- depósito escuro sobre a superfície de Zn (Cu(s));
- mudança de cor da solução (íons Cu( H 2 O)^24 +são consumidos);
- Zn metálico corrói lentamente (o eletrodo é consumido). O zinco sólido é oxidado e os íons cúpricos são reduzidos: Zn(s) → Zn^2 +^ (aq)+ 2e- 2e-^ + Cu^2 +^ (aq)→ Cu(s) Zn(s) + Cu^2 +^ (aq)→ Zn^2 +^ (aq)+ Cu(s) A tendência mostrada pela reação depende apenas da natureza, estados e concentrações de reagentes e produtos. A reação ocorre enquanto são fornecidas
condições para que os elétrons se transfiram do Zn(s) para Cu^2 +^ (aq).
7.4 Descrição da célula galvânica
Os componentes de uma célula galvânica, pilha ou bateria como aquela mostrada na fig. 7.5(a) são:
- os compartimentos: as duas metades da célula;
- os eletrodos: superfícies onde ocorrem as reações;
- as semi-pilhas: cada eletrodo e o meio onde está imerso;
- o circuito externo: circuito elétrico que conecta os eletrodos e permite o escoamento de elétrons através do circuito; Como observado na fig. 7.5(a):
- no eletrodo de cobre ocorre a redução (cátodo) e
- no eletrodo de zinco ocorre a oxidação (ânodo). As semi-reações são: no cátodo: 2e-^ + Cu^2 +^ (aq)→ Cu(s) no ânodo: Zn(s) → Zn^2 +^ (aq)+ 2e- Neste processo uma vez que no eletrodo de zinco liberam-se elétrons que no eletrodo de cobre reduzem íons cobre, fazendo com que átomos de Cu se depositem sobre a superfície do eletrodo de cobre, ocorre eletrodeposição. Ao mesmo tempo pode obter-se como conseqüência das semi-reações:
- diferença de potencial elétrico ou tensão em volts (V) (verificada com a introdução de um voltímetro);
- incandescência de filamento (verificada com a introdução de uma lâmpada);
- trabalho elétrico (introdução de um motor). A finalidade da separação mediante o material poroso é:
- manter íons cúpricos afastados do ânodo, para o escoamento de elétrons pelo circuito externo, e
- permitir a migração dos íons entre os compartimentos (a corrente elétrica completa o circuito).
- prover a continuidade elétrica, pelo escoamento de íons (fig. 7.5(b), escoamento
lento de Zn2+^ e SO 24 −). Assim, a ponte salina não participa quimicamente das reações da pilha, mas é necessária para seu funcionamento.
7.5 Diagramas de célula (representação)
A pilha formada pelo eletrodo Zn Zn^2 +^ (aq)(1M) e Cu Cu^2 +^ (aq)(1M) tem a
representação:
Zn(s) Zn^2 +^ (aq)(1M) Cu^2 +^ (aq)(1M) Cu(s). O símbolo representa as interfases ou junções. Nesta representação, o ânodo é colocado à esquerda. Quando existe ponte salina, tem-se o símbolo . É mostrada a seguir a fórmula completa do soluto em cada compartimento incluindo a concentração: Zn(s) ZnSO 4 (aq) (1M) CuSO 4 (aq) (1M) Cu(s).
7.6 Tipos de eletrodos nas células galvânicas
7.6.1 Eletrodo metal-íon metálico
Os eletrodos são freqüentemente metais ativos na operação da célula, ou seja, os eletrodos são dissolvidos ou formados a medida que as reações avançam. Este é o caso do eletrodo de metal em contato com seus íons presentes em solução. Exemplo 1: Os eletrodos de Ag(s) imersos em solução de AgNO 3 , atuando como anodo ou como cátodo. Os diagramas de célula respectivos são:
Ag(s) Ag+(aq) a semi-reação de ânodo: Ag(s) → Ag+^ (aq)+ e-
Ag+^ (aq) Ag(s) a semi-reação de cátodo: Ag+^ (aq)+ e-^ → Ag(s) Exemplo 2: Os eletrodos de cobre-íon cúprico e zinco-íon da pilha de Daniel.
7.6.2 Eletrodo gás-íon
Chamado eletrodo gasoso. Neste tipo de eletrodo emprega-se um gás em contato com seu íon (cátion ou ânion) em solução. O eletrodo é constituído por uma solução (por exemplo, HCl 1M) na qual se borbulha gás (o H 2 (g) a 1atm). O contato elétrico é feito mediante um metal inerte, aqui o gás H 2 (g) é suportado por uma barra de platina que possui a propriedade de absorver e fixar o gás na superfície. Ou seja, a superfície metálica fica saturada de gás (hidrogênio). A superfície do
eletrodo serve como local onde as moléculas do gás podem ser transformadas em próton pela reação:
H 2 (g) → 2 H+^ (aq)+ 2e- Dependendo da direção da reação global da célula, também é possível a ocorrência do processo inverso. A platina permanece inalterada e serve para fornecer ou remover elétrons na medida que isso for necessário. Para aumentar a velocidade das reações de redução ou oxidação, aumenta- se a área superficial do eletrodo gasoso pela deposição de Pt finamente dividida (negro de platina) que catalisa a reação (eletrodo de platina platinizada).
Figura 7.6 - Eletrodo de hidrogênio.
O diagrama de célula do eletrodo gás-íon seria:
- atuando como ânodo: Pt(s) H 2 (g) H+(aq)
- atuando como cátodo:
H+^ (aq) H 2 (g) Pt(s) Na fig. 7.6, podemos ver o conjunto quando opera com uma semi-celula de cobre, neste caso o H2(g) é borbulhado sobre H 2 SO4 (aq). A reação global referente à figura seria H 2 (g) + Cu^2 +^ (aq)→ Cu(s) + 2 H+(aq)
7.6.3 Eletrodo de “óxido-redução” inerte
Neste tipo o eletrodo permanece inalterado pela reação efetiva. Este deve ser feito de material inerte. A platina e o C (grafite) são as substâncias usadas como eletrodo. Este pode ser um fio metálico em contato com uma solução de uma substância em dois estados de oxidação diferentes. Este eletrodo não participa da reação, nem fornece íons para a solução nem reduz seus próprios íons. Exemplo: eletrodo férrico-ferroso funcionando como cátodo (ver fig. 7.7):
Cu(s) Cu^2 +^ (aq) Fe3+, Fe^2 +^ (aq) Pt(s) Mesma fase Fe III e Fe II. No eletrodo de platina os íons férrico, Fe3+, adquirem elétrons e tornam-se ferrosos, Fe2+, enquanto que o eletrodo permanece inalterado. À medida que a célula trabalha, o cobre metálico é oxidado e o íon férrico reduzido:
7.6.5 Eletrodos de membrana
Há muitos anos atrás, verificou-se que uma membrana fina de vidro, que separa duas soluções de pH diferentes, desenvolve uma diferença de potencial entre as suas superfícies. Essa diferença de potencial varia com o pH de uma das soluções, exatamente da mesma maneira como varia o potencial do eletrodo de hidrogênio com o pH. Uma membrana dessas é incorporada na extremidade de um sistema denominado eletrodo de vidro, que hoje é utilizado universalmente como um medidor de pH. O outro eletrodo, muitas vezes, é o eletrodo de calomelano (nome antigo do Hg 2 Cl 2 , cloreto de mercúrio I ou cloreto mercuroso). O diagrama da célula é
Pt( s)|Ag(s)|AgCl(s)|HCl(aq), 1 molL−^1 )|vidro|soluçãopH=?||Cl−(aq)|Hg 2 Cl 2 (s)|Hg(l) Como com o eletrodo de hidrogênio, o pH da solução desconhecida é diretamente proporcional à tensão da célula:
constan te 0 , 0592
pH célula^ −
ε
A fig. 7.9 apresenta um eletrodo de vidro e um de calomelano imerso numa solução desconhecida. Os eletrodos encontram-se ligados a um medidor de pH que é um voltímetro digital de alta resistência interna, o que praticamente impede a passagem de corrente. A escala do medidor é graduada, diretamente, em unidades de pH.
Figura 7.9 - Eletrodos do medidor de pH.
7.7 Tensão de célula e espontaneidade
Um voltímetro ligado a uma célula galvânica fornece a diferença de potencial (tensão) gerada entre os eletrodos (ver fig. 7.10), mas como saber quem é o ânodo e quem é o cátodo? Para ilustrar, imaginamos uma célula formada por eletrodos A- A+^ e B-B+^ ligados por uma ponte salina. Qual é o diagrama de célula?
A(s) A +^ (aq) B+^ (aq) B(s)
ou
B(s) B+(aq) A +^ (aq) A(s)
Para determinar qual dos eletrodos é o ânodo ligamos “-”A e “+”B. Tensão positiva indica que o eletrodo A é carregado com carga negativa e o B com carga positiva.
Figura 7.10 - Célula galvânica de estanho-cobre ligada a um voltímetro.
Conclusões:
- O eletrodo A é o ânodo.
- O diagrama de célula correto é o da primeira alternativa.
- O potencial (+) está associado com uma reação espontânea, e uma tensão negativa é associada a uma reação não-espontânea. Assim, a reação da célula de Daniell é espontânea: Zn(s) + Cu^2 +^ (aq) → Zn^2 +^ (aq)+ Cu(s)
Se os íons cúpricos e Zn estiverem a uma concentração de 1mol/L, a 25oC, a força
eletromotriz é +1,10V.
A tendência mostrada pela reação depende da natureza, dos estados físicos e concentrações de reagentes e produtos e não de como ocorre (ex. quantidades, tamanho e forma dos béquers, tubos U, quantidade de energia elétrica, etc.). A reação ocorre independentemente de ter ou não uma célula.
7.8 Potencial padrão de um eletrodo
O voltímetro ligado a uma célula galvânica fornece a diferença de potencial (ddp), dessa célula, mas cada eletrodo possui o seu potencial. Assim a tendência do eletrodo sofrer oxidação ou redução depende de seu potencial. O potencial de um eletrodo é o número, medido em volts, que indica a tendência do processo em ocorrer no sentido em que está escrito. Seria útil se tivéssemos as tensões de varias semi-reações - os chamados potenciais absolutos - que somados algebricamente forneceriam o potencial de célula de grande numero de rações de oxido-redução, o que nos levaria a avaliar a tendência das mesmas ocorrerem. Infelizmente a tensão produzida por um eletrodo não pode ser medida diretamente (qualquer pilha galvânica envolve duas semi- reações). Obtém-se o potencial da semi-reação medindo-se a tensão de um eletrodo em relação a outro ao qual é atribuído arbitrariamente um valor zero. Este procedimento é complemente análogo à escolha de Greenwich (Inglaterra) como a
Tabela 7.1 - Alguns potenciais de redução padrão a 25ºC.
7.9 A relação entre Eletroquímica e Termodinâmica: Energia livre, tensão de célula e equilíbrio
Até aqui limitamos nossas discussões às pilhas contendo reagentes com concentrações unitárias. No laboratório, contudo, geralmente, os trabalhos não se restringem a essas condições e tem-se verificado que a força eletromotriz (f.e.m.) das pilhas e o próprio sentido da reação podem ser controlados pelas concentrações do ponto de vista quantitativo. O potencial ou tensão gerada por uma célula eletroquímica associada a uma reação de oxi-redução dá uma idéia da espontaneidade das reações, também as grandezas termodinâmicas∗^ entropia (S) e energia livre de Gibbs (G) darão idéia de espontaneidade das reações. Define-se em termodinâmica, a entropia, S, como o aumento da desordem do sistema e a energia livre de Gibbs, G, como a quantificação da perda de energia quando um sistema realiza trabalho (W). A relação entre S e G é dada pela relação: ∆G = ∆H - T∆S (7.8) na qual ∆H é a variação de entalpia. Na tabela 7.1 é apresentada a relação entre essas grandezas e a espontaneidade das reações.
Processo ∆∆∆∆ G ∆∆∆∆ S εεεε espontâneo ∆G<0 ∆S>0 ε> não-espontâneo ∆G>0 ∆S<0 ε< equilíbrio ∆G=0 ∆S=0 ε=
Por outro lado, a variação (ou decréscimo) da energia livre de Gibbs para qualquer pressão, para uma reação do tipo aA + bB → cC + dD (7.9) seria dada por ∆G = ∆G°+ RTlnKc (7.10) sendo Kc a constante de equilíbrio obtida da lei de ação de massas (lei de Guldberg- Waage) por exemplo, seja o sistema em equilíbrio da eq.7.9 (as velocidades das reações contrarias devem ser iguais), e o quociente de duas constantes é uma constante Kc
Kc∗∗^ = (^) a b
c d
[A] [B ]
[ C] [D]
Kc é a constante de equilíbrio em termos de concentração. (Para saber mais detalhes sobre a expressão acima leiam o Cap.14 do Russell Vol II.)
Exercício 7.4: Explique o processo de ionização da água, determine a constante de ionização, ki e kw e correlacione este resultado com a definição de pH=log1/[H+].
∗ (^) Grandezas da Termodinâmica: U, ∆Η, ∆S e ∆G. ∗∗ (^) Para trabalhos de precisão deve ser especificada a atividade, a, ao invés da concentração.
concentração padrão
a =concentraçãoefetiva
Para soluções concentradas deve ser utilizada a molalidade; para soluções diluídas, a moralidade; para gases, devem ser especificadas as pressões parciais e para sólidos a concentração é igual a 1.
7.9.1 A equação de Nernst: influência da concentração e da temperatura no potencial de célula
Considere as reações genéricas de oxidação do metal M 1 e redução do metal M 2 :
M 1 (s) → Mn 1 +^ (aq)+ ne-^ - εo 1 ne-^ + Mn 2 +^ (aq)→ M 2 (s) +εo 2 M1(s) + M n 2 +(aq)→ Mn 1 (+aq) + M2(s); εocélula = -εo 1 + εo 2
Se a reação é espontânea, εcélula = +V Os valores da tabela 7.1 são altamente idealizados. Se os eletrodos da reação eletroquímica acima são metais puros o potencial de célula, é função da temperatura e da concentração dos íons presentes, [ (^) Mn 1 +] e [ (^) Mn 2 +], εcélula = ε(T,C). Se
alterarmos a temperatura e a concentração das soluções ou usarmos ligas ao invés de metais puros como eletrodos, mudará não apenas o potencial de célula, mas também o sentido da reação. Considerando novamente a reação eletroquímica acima dos metais M 1 e M 2 se estes são eletrodos de metais puros, o potencial depende da temperatura absoluta e da concentração dos íons nas soluções. Fazendo uma comparação direta com a eq.(7.10), ∆G = ∆G°+ RTlnKc (7.10) Podemos obter uma expressão para dependência do potencial εcélula, com a temperatura e a concentração. Assim para a reação redox temos membro a membro
[ ]
[ +]
ε =ε − n 2
n o 1 M
M
ln nf
RT
A equação (7.19) é conhecida como a equação de Nernst, deduzida por Walter Nernst, em 1889, onde R é a constante dos gases (8,315J/molK), T é a temperatura absoluta e n é o número de elétrons que participa em cada uma das semi-reações. Simplificando para 25oC:
[ ]
[ +]
ε =ε − n 2
n o 1 M
M
ln n
Exercício 7.5: Mostrar que: a) o valor de F=96486C/mol e-.
b) em 25°C, lnx 0 , 0592 logx nf
RT
c) Mostrar que a equação (7.19) tem unidades em V.
7.10 Algumas pilhas comerciais
As células primárias não podem ser recarregadas, ou seja, que a reação não pode ser invertida por eletrólise. A seguir serão descritas algumas pilhas comerciais.
7.10.1 Pilhas “secas” de Zn-Carbono (não é tão seca)
Esta pilha consiste de um copo de Zn (ânodo) preenchido com uma pasta úmida de NH 4 Cl, MnO 2 , ZnCl 2 e carbono finamente dividido. Nesta pasta, há imerso um bastão de grafite (C) que atua como cátodo. As reações químicas que ocorrem quando o circuito é fechado são bastante complexas e, de fato, não são bem entendidas. Entretanto, as reações a seguir são, talvez, estimativas razoáveis do que realmente ocorre.
Figura 7.11 - Pilha seca.
No ânodo o Zn é oxidado Zn(s) → Zn^2 +^ (aq)+ 2e-
enquanto que, no cátodo de carbono, a mistura MnO 2 /NH 4 Cl sofre redução
e-^ + NH 4 +^ (aq)+ MnO 2 (s) → MnO(OH)(s) + NH 3 (aq)
ou
2MnO 2 (s) + 2 NH 4 +^ (aq)+ 2e-^ → Mn 2 O 3 (s) + NH 3 (aq) + H 2 O(l) Os íons de Zn2+^ produzidos no ânodo aparentemente migram para o cátodo onde reagem com as moléculas de NH 3 produzidas no cátodo, para dar o íon
complexo Zn( NH 3 )^24 +.
Zn^2 +^ (aq)+ NH 3 (g) → Zn( NH 3 )^24 +(aq) Devido à natureza complexa da pilha seca não se pode escrever uma única reação global. Resumo: Zn(s) → Zn2+^ + 2e-
4 NH 4 + MnO 2 + 2e
- → 4NH
3 + Mn
2+ + 2H
2 O
produz 1,5V, e
2e-^ + 4 H +^ (aq)+ MnO 2 (s) → Mn2+^ + 2H 2 O
produz 1,224V.
