Pilhas e Baterias
Moises André Nisenbaum
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Sala de Leitura Pilhas e Baterias Pilhas e Baterias
Sumário
Introdução..............................................................................................
4
Eletricidade básica...................................................................................
4
Estrutura da matéria e cargas elétricas............................................................
4
Força eletrostática...................................................................................
5
Campo Elétrico.......................................................................................
8
Capacitor – Leyden Jar...............................................................................
9
Diferença de potencial elétrico.....................................................................
10
Fontes de tensão.....................................................................................
11
Corrente elétrica.....................................................................................
13
Condutores e isolantes...............................................................................
16
Um exemplo..........................................................................................
17
Lei de Ohm e resistência elétrica..................................................................
19
Energia Química.......................................................................................
20
Reações de oxirredução..............................................................................
20
Pilhas e baterias......................................................................................
22
Pilhas, baterias e a linguagem.......................................................................
22
. 1 . Sala de Leitura Pilhas e Baterias Alguns fatos históricos da eletroquímica..........................................................
23
Linha do tempo das pilhas e baterias..............................................................
24
1800-Pilha de Volta – Alessandro Volta.............................................................
24
1836-Pilha de Daniell – John Frederic Daniell…………………………………………………………………….
24
1839-Pilha de Grove – William Robert Grove……………………………………………………………………..
25
1839-Célula de combustível – William Robert Grove..............................................
25
1859-Gaston Plante – Bateria de chumbo-ácido...................................................
26
1866-Pilha de Ledanché – Georges Ledanché……………………………………………………………………..
26
1899-Pilha de níquel cádmio – Waldmar Jungner-.................................................
27
Décadas de 1970 e 1990 – Pilhas de lítio e íons de lítio........................................
27
Células de combustível – a bateria do futuro.....................................................
28
Construindo uma pilha...............................................................................
28
Explicação do funcionamento das pilhas e baterias.............................................
31
Pilha de Daniell.....................................................................................
31
Mecanismo da transferência de elétrons e íons numa pilha......................................
34
Pilhas secas..........................................................................................
35
Bateria de carro.....................................................................................
36
. 2 . Sala de Leitura Pilhas e Baterias Potenciais químicos.................................................................................
36
Considerações finais.................................................................................
38
A questão ambiental................................................................................
38
Eletroquímica é só isso?.............................................................................
38
Referências............................................................................................
. 3 . 39
Sala de Leitura Pilhas e Baterias Introdução
Vamos acompanhar um dia comum de uma pessoa, o João. O dia começa, o despertador toca. João se
arruma, vai para a escola ouvindo seu MP3. O motorista dá a partida no ônibus e João embarca. No
caminho, observa seu relógio digital. Quando chega ao seu destino, observa um computador e confere
a hora dele com a de seu relógio. Na saída da escola, seu celular toca. Seu pai veio buscá-lo de carro. Na
volta para casa, uma boa conversa ao som do rádio do carro.
O que há em comum entre os dispositivos presentes no dia de João? Qual a fonte de energia do
despertador, do MP3, do motor de arranque do ônibus, do relógio digital, do computador, do celular,
do rádio do carro?
As pilhas e baterias fazem parte do nosso dia-a-dia, convivemos com elas. Nesse texto, iremos entrar no
mundo da química que fornece energia para as pilhas e baterias alimentarem nossos dispositivos.
Vamos, ainda, viajar pela história e ver como grandes nomes da ciência construíram, em conjunto e ao
longo do tempo, as teorias e os experimentos que serviram de base para toda a tecnologia das pilhas e
baterias que temos hoje.
Eletricidade básica
Estrutura da matéria e cargas elétricas
De que é formada a matéria? Talvez esse seja um dos mais antigos questionamentos do homem. O
modelo moderno que descreve a estrutura da matéria, e que está de acordo com a maioria dos
experimentos, afirma que a matéria é formada por átomos. Existem átomos compostos por mais de 100
elementos que se ligam e formam tudo o que nos rodeia.
O átomo é pequeníssimo, seu diâmetro é da ordem de 10-10 m. Ele é constituído por partículas ainda
menores: os prótons, nêutrons e elétrons. Os prótons e nêutrons ficam concentrados na região central
do átomo, enquanto os elétrons habitam o entorno do núcleo - uma região chamada eletrosfera.
Por exemplo, o átomo de hélio possui em seu núcleo dois prótons e dois nêutrons e, em sua eletrosfera,
dois elétrons. Os prótons, nêutrons e elétrons são chamados de partículas subatômicas.
. 4 . Sala de Leitura Pilhas e Baterias Figura 1: Representação do modelo moderno do átomo de hélio. O núcleo é cerca de 100.000 vezes menor do que
o átomo.
A imagem digital está disponível para uso público segundo licença GNU Free Documentation License, versão 1.2
ou qualquer outra que posteriormente seja publicada por Free Software Foundation, em
http://en.wikipedia.org/wiki/File:Helium_atom_QM.svg.
Os dados do autor da imagem encontra-se em http://commons.wikimedia.org/wiki/User:Yzmo.
De todas as interações existentes em um átomo, a mais importante para a Química é a interação elétrica.
As partículas que interagem eletricamente são aquelas que possuem carga elétrica. Diversos
experimentos científicos comprovaram, no início do século XX, a existência das partículas subatômicas
e ainda mediram a carga elétrica e a massa delas. Um resumo dos dados experimentais é apresentado
na tabela abaixo:
. 5 . Sala de Leitura Pilhas e Baterias Partícula
Sinal da carga elétrica
Próton
Nêutron
Elétron
Positiva
Neutra
Negativa
Valor da carga elétrica
(C)
+ 1,602 x 10-19
0
- 1,602 x 10-19
Massa (kg)
1,672 x 10-27
1,675 x 10-27
9,109 x 10-31
Tabela 1
Da tabela, vemos que, em módulo, as cargas do elétron e do próton são iguais. Um átomo é sempre
neutro, de forma que o número de prótons é igual ao número de elétrons.
Se, por algum motivo, um átomo perder ou ganhar elétrons, ele passará a ser um íon positivo ou
negativo, respectivamente.
Como a matéria é formada por átomos, normalmente toda a matéria é eletricamente neutra. Entretanto,
a matéria pode ser eletrizada. Por exemplo, podemos eletrizar um CD de música esfregando-o com um
guardanapo. Nesse processo de eletrização, alguns elétrons do CD passam para o guardanapo de forma
que o CD fique positivamente carregado. O CD eletricamente carregado, atrai pedacinhos de papel.
Devido a sua pequeníssima massa, o elétron é a partícula subatômica que participa das reações
químicas, sendo transferido e/ou compartilhado entre os átomos.
Força eletrostática
A quantidade de carga de um objeto eletrizado poderia teoricamente ser medida contando quantos
elétrons estão faltando ou sobrando. Obviamente, essa tarefa é humanamente impossível, já que
tratam-se de bilhões de elétrons. Além disso, historicamente, a carga elétrica foi descoberta bem antes
do elétron.
A maneira escolhida para mensurar a quantidade de carga de um corpo foi associá-la a seus efeitos,
medindo outra grandeza que tivesse relação com ela. O experimento do CD mostrou que corpos
carregados podem se atrair. A repulsão elétrica também é comprovada experimentalmente, de modo
que:
Cargas opostas se atraem e cargas de mesmo sinal se
repelem.
. 6 . Sala de Leitura Pilhas e Baterias Por volta de 1780, o cientista francês Charles Augustin de Coulomb (1736-1806) realizou meticulosos
experimentos para medir a força elétrica. Ele comprovou que a força elétrica é inversamente
proporcional ao quadrado da distância entre os corpos carregados. Exatamente o mesmo
comportamento da força gravitacional. A semelhança entre as forças gravitacional e elétrica é muito
grande. Assim como a força gravitacional depende da massa, a força elétrica depende da carga dos
objetos envolvidos. A força elétrica pode ser calculada assim:
Figura 2: Força Elétrica calculada através da Lei de Coulomb. No vácuo, k = 9,0 x 109 N.m2C-2
A imagem digital está disponível para uso público pela Wikimedia Commons, um acervo de conteúdo livre da
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http://pt.wikipedia.org/wiki/Ficheiro:CoulombsLaw.svg.
Os dados do autor da imagem encontra-se em http://en.wikipedia.org/wiki/User:Dna-webmaster.
Em homenagem a esse cientista, a unidade de carga elétrica do Sistema Internacional é o Coulomb (C).
Escolhendo o experimento adequado, a Lei de Coulomb pode ser utilizada para definir carga elétrica
(que não pode ser diretamente medida) em função da força elétrica (que é mensurável através, por
exemplo, de um dinamômetro).
. 7 . Sala de Leitura Pilhas e Baterias De posse do valor da carga elétrica de um objeto, podemos determinar quantos elétrons ele perdeu ou
ganhou durante a eletrização. Como a carga elétrica do elétron é qe = 1,6 x 10-19 C, a carga de n elétrons
será:
Q = n.qe
Então, qual deve ser a carga de um objeto que possui 1,0 x 108 elétrons em excesso?
Campo elétrico
Podemos encarar as forças elétricas sob outro ponto de vista. Podemos dizer que um objeto carregado
gera em torno de si um campo elétrico. Se por acaso outro objeto carregado com carga q entrar em um
campo elétrico de intensidade E, ele sofrerá ação de uma força elétrica Fel.
Figura 3
O campo elétrico é definido em função da força e carga desse objeto abandonado:
Fel = q.E Æ E = Fel/q
A unidade SI do campo elétrico é o Newton por metro (N/m).
. 8 . Sala de Leitura Pilhas e Baterias Capacitor – Leyden Jar
As transformações químicas em geral envolvem elétrons. Sendo assim, é natural que a eletricidade
desempenhe um papel muito importante nas investigações químicas. À medida que os processos de
eletrização foram ficando mais sofisticados, foi surgindo a necessidade de se desenvolver dispositivos
de armazenamento de carga elétrica. Uma vez armazenadas, as cargas poderiam ser utilizadas em
experimentos químicos. Os primeiros acumuladores utilizados nesse sentido foram os capacitores que,
na maioria das vezes, consistem em placas metálicas paralelas, separadas por um isolante.
Figura 4: Os capacitores utilizam a polarização das moléculas do isolante para aumentar a quantidade de carga que
pode ser acumulada.
A imagem digital está disponível para uso público pela Wikimedia Commons, um acervo de conteúdo livre da
Wikimedia Foundation, em http://pt.wikipedia.org/wiki/Ficheiro:Dieletrico.png.
Em 1744, o cientista holandês Pieter van Musschenbroek (1692–1761) inventou um tipo de capacitor
que se tornaria o preferido dos químicos da época, o Leyden Jar - nomeado assim em homenagem à
Universidade de Leyden, onde trabalhava.
Você poderá visualizar a figura que representa o Leyden Jar em
http://en.wikipedia.org/wiki/File:Leyden_jar_cutaway.png
. 9 . Sala de Leitura Pilhas e Baterias O Leyden Jar consiste em um jarro de vidro com uma folha de metal A no exterior, geralmente ligada à
terra, e outra folha de metal B no interior do jarro, ligada a uma haste metálica. O processo de carga
consiste em conectar a haste a uma fonte de eletricidade estática.
Diferença de potencial elétrico
Diferença de Potencial (DDP), tensão elétrica e voltagem são sinônimas e estão relacionadas com a
capacidade de produção de energia elétrica por fontes como pilhas e baterias. Por exemplo, a voltagem
da pilha de rádio é de 1,5V e a da bateria de automóvel é de 12V.
A unidade SI da DDP é o Volt, em homenagem ao físico italiano Alessandro Volta, inventor da pilha.
Se tomarmos uma região onde existe campo elétrico, poderemos associar a cada ponto do espaço uma
quantidade chamada de potencial elétrico. A DDP é a diferença entre os potenciais elétricos de dois
pontos.
Figura 5
Um campo elétrico pode ser gerado entre duas placas paralelas carregadas com cargas opostas (reveja
a figura 4B). Uma situação semelhante ocorre quando colocamos um sólido (fase 1) em contato com um
líquido (fase 2). O contato entre essas duas fases possibilita a transferência de elétrons de uma fase para
outra, gerando um campo elétrico na interface e, consequentemente, uma diferença de potencial entre
as duas fases.
. 10 . Sala de Leitura Pilhas e Baterias Você poderá visualizar a figura que representa DDP formada na
interface entre duas fases em
http://en.wikipedia.org/wiki/File:DLinterfacial.gif
Normalmente, a voltagem da interface é muito pequena. Entretanto, se as duas fases forem um metal e
um eletrólito (por exemplo, ácido ou sal de cozinha dissolvido em água), a voltagem será bastante
significativa. As pilhas e baterias são dispositivos que tornam possível a utilização dessas voltagens em
circuitos externos.
Você poderá visualizar a figura que representa DDP formada na
interface entre metal e eletrólito em
http://www.dcbserver.unibe.ch/groups/wandlowski/research/edl.html
Fontes de tensão
As fontes de tensão, também chamadas de fontes de Força Eletromotriz (fem), podem ser, por exemplo:
pilhas, baterias, geradores mecânicos e células solares.
Representamos esquematicamente uma fonte de tensão assim:
+ ‐ V Figura 6: Representação esquemática de uma fonte de fem. “V” é o valor da voltagem da fonte. O traço maior é o
polo positivo da fonte e o traço menor, o polo negativo.
. 11 . Sala de Leitura Pilhas e Baterias Você poderá visualizar a figura que mostra diversos tipos de pilhas em
http://pt.wikipedia.org/wiki/Ficheiro:Batterien.jpg.
Fontes ligadas em série têm uma tensão resultante igual à soma das tensões individuais de cada fonte.
Normalmente, os aparelhos que usam mais de uma pilha as conectam em série para obter uma maior
voltagem. Esse é o caso também da bateria de 9V e da bateria de automóvel.
Você poderá visualizar a figura que representa a bateria de 9V é formada por
6 pilhas de 1,5V, ligadas em série em
http://blog.makezine.com/archive/2007/01/whats_inside_a_9_volt_bat.html.
Você poderá visualizar a figura que representa a bateria de carro formada por
6 células de 2V em
http://www.carbasics.co.uk/how_to_charge_car_battery.htm
A ligação em paralelo de pilhas e/ou baterias é menos usual e tem por objetivo aumentar a potência da
fonte, mantendo a voltagem de uma só pilha. Na prática, a associação de pilhas é feita segundo o
esquema a seguir:
. 12 . Sala de Leitura Pilhas e Baterias Figura 6: Pilhas associadas em paralelo (em cima) e em série (embaixo).
Corrente elétrica
Um aparelho elétrico funciona porque está sendo percorrido por corrente elétrica. Podemos notar isso
através de seus efeitos. A tabela abaixo mostra alguns aparelhos elétricos e os respectivos efeitos
macroscópicos da corrente elétrica.
Dispositivo
Chuveiro elétrico
Lâmpada fluorescente
Motor elétrico
Efeito da corrente elétrica
Térmico (efeito Joule)
Luminoso, térmico
Magnético
Tabela 2
A intensidade da corrente elétrica é medida através de seus efeitos. Por exemplo, podemos avaliar
qualitativamente a intensidade da corrente que atravessa uma lâmpada através de sua luminosidade.
Quando uma lanterna está “fraca”, é sinal de que as pilhas estão gastas e, consequentemente, a
corrente que atravessa a lâmpada será menor do que a normal. Os amperímetros medem a intensidade
da corrente elétrica. O ponteiro de um amperímetro analógico é movido pela força magnética de seu
. 13 . Sala de Leitura Pilhas e Baterias eletroímã. O amperímetro digital possui um dispositivo que converte corrente elétrica em números
mostrados no display.
Figura 7: O galvanômetro se utiliza do efeito magnético da corrente elétrica. É a base dos instrumentos elétricos
analógicos, dentre eles, o amperímetro.
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ou qualquer outra que posteriormente seja publicada por Free Software Foundation e para licença Creative
Commons atribuição compartilhada 3.0, em http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Galvanometer_scheme.png.
Os dados do autor da imagem encontra-se em http://commons.wikimedia.org/wiki/User:Panther.
. 14 . Sala de Leitura Pilhas e Baterias Figura 8: O multímetro digital possui um circuito chamado conversor analógico digital que converte corrente
elétrica em números.
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Wikimedia Foundation e para licença Creative Commons atribuição compartilhada 2.5, em
http://pt.wikipedia.org/wiki/Ficheiro:Digital_Multimeter_Aka.jpg.
Microscopicamente, quando um aparelho é percorrido por uma corrente elétrica, ele é atravessado por
um fluxo ordenado de cargas elétricas e a intensidade da corrente (I) é definida como sendo a
intensidade desse fluxo, ou seja, a quantidade de carga que atravessa o aparelho na unidade de tempo.
I = Q/t A unidade de intensidade de corrente elétrica do Sistema Internacional é o Ampère (A), em
homenagem ao físico francês André-Marie Ampère (1775 – 1836) – responsável por diversos estudos
importantes em eletromagnetismo. Um Ampère corresponde ao fluxo de um Coulomb em um
segundo:
1 A = 1 C/s . 15 . Sala de Leitura Pilhas e Baterias O sentido da corrente elétrica é definido como sendo do ólo positivo para o ólo negativo da fonte de
tensão, ou seja, do maior para o menor potencial. Sendo assim, os portadores de carga positiva se
movimentam no mesmo sentido da corrente elétrica e os portadores de carga negativa no sentido
oposto ao da corrente elétrica.
Condutores e isolantes
De nossa experiência diária, conhecemos alguns materiais que compõem os bons condutores de
eletricidade e os isolantes. Veja a tabela abaixo:
Material
Compõe
Condutor ou isolante?
Metais
Fios elétricos
Condutor
Plástico
Fios elétricos
Isolante
Algodão
Linha de pipa
Condutor para altas tensões e isolante
para baixas tensões.
Sais dissolvidos em
água
Cerâmica
Líquidos do corpo humano
Condutor
Vela de automóvel
Isolante
Tabela 3
Microscopicamente, o que diferencia o condutor do isolante é que, no primeiro, os portadores de
cargas estão livres, e no segundo, não. Por exemplo, nos metais, os elétrons são livres para se
movimentar. Já na cerâmica que compõe a vela dos automóveis, os elétrons estão fortemente ligados e
não ficam disponíveis para transportar corrente elétrica. Um isolante submetido a uma tensão elétrica
muito alta pode ter seus elétrons “arrancados” de sua estrutura e tornar-se um condutor. É o caso da
linha de pipa em cabos de alta tensão.
A condição para que um líquido ou gás conduza eletricidade é a mesma dos sólidos: cargas livres. Os
metais no estado gasoso e líquido possuem ainda elétrons livres e conduzem eletricidade através
desses portadores de carga. Mas, e a água, é boa condutora de eletricidade? E o ar?
Para que um gás como o ar conduza eletricidade é preciso que esteja ionizado. Isso acontece quando
altas tensões são aplicadas a ele, por exemplo, no caso das lâmpadas neon e dos relâmpagos.
A água livre de impurezas é um péssimo condutor de eletricidade. Isso porque os íons que existem na
água são em pouquíssima quantidade. Entretanto, é só salpicar um pouquinho de sal de cozinha na
água para que a solução, assim formada, conduza eletricidade.
. 16 . Sala de Leitura Pilhas e Baterias O principal componente do sal de cozinha é o cloreto de sódio (NaCl), que na forma sólida é isolante. Já
em meio aquoso, os íons Na+ e Cl—se dissociam, tornando-se assim portadores de carga livres da
solução. Processos semelhantes acontecem com outros sais, com ácidos e bases dissolvidos em água.
Por exemplo, o vinagre contém ácido acético dissolvido em água, por isso conduz eletricidade. A soda
cáustica, mesmo sólida, absorve a umidade do ar e pode conduzir eletricidade. As soluções que
possuem íons livres são chamadas de soluções eletrolíticas. Figura 9: A corrente elétrica atravessa dois tipos de condutores: o metal dos fios e a solução eletrolítica.
Um exemplo
Vamos agora estudar um exemplo de aplicação dos conceitos estudados até agora. Considere uma
solução de sulfato de cobre (CuSO4(aq) ) sendo percorrida por uma corrente elétrica de 1,0 A. Sabendo
que os íons do sulfato de cobre dissociados são Cu2+ e (SO4)2-, quantos íons de cobre irão atravessar a
solução em 1 segundo?
. 17 . Sala de Leitura Pilhas e Baterias Figura 10: Uma fonte de tensão ligada a eletrodos dentro de uma solução de CuSO4.
Solução:
Pela definição da unidade ampère, sabemos que uma carga Q = 1C atravessa a solução em 1 segundo.
Pela informação dada, sabemos que cada íon de cobre carrega carga correspondente a 2 elétrons, ou
seja, 2 x 1,6 x 10-19 C = 3,2 x 10-19 C .
Sendo assim, podemos fazer uma regra de três:
1 íon de cobre -------------------------- 3,2 x 10-19 C
N íons de cobre ------------------------ 1 C
N = 3,1 x 1018 íons de cobre.
Observe que para medir a intensidade da corrente e o tempo utilizamos o amperímetro e o relógio,
instrumentos macroscópicos através dos quais obtemos informações microscópicas, isto é, o número
de minúsculos íons que atravessaram a solução.
. 18 . Sala de Leitura Pilhas e Baterias Lei de Ohm e resistência elétrica
Considere um resistor ligado a uma fonte. O que acontece com a intensidade da corrente elétrica se
variarmos a tensão elétrica?
O físico alemão Georg Simon Ohm (1789 – 1854) foi um dos primeiros a responder a essa pergunta
utilizando o método científico. Publicou seus resultados em 1927.
É dado experimental que a relação entre tensão (V) e intensidade da corrente (I) é linear para a maioria
dos condutores1. E a constante de proporcionalidade foi chamada de resistência elétrica (R). Esta é a
expressão da Lei de Ohm:
V =R.I Em homenagem a George Ohm, a unidade SI de resistência elétrica é o Ohm (Ω).
Muitas vezes, em medições elétricas de condutores, é preferível utilizar a condutância elétrica (G) que é o
inverso da resistência elétrica:
G = 1/R = I/V
A unidade SI da condutância é o Siemens (S).
A condutância de uma solução eletrolítica depende da concentração do eletrólito. Por exemplo, quanto
mais sal de cozinha for colocado na água, maior será a condutância da solução. Microscopicamente,
temos: quanto mais íons livres, maior será a condutância. Esse aumento de condutância é limitado pela
solubilidade do sal.
Outro fator que influi na condutância e, consequentemente, na resistência elétrica dos condutores é a
sua geometria. Por exemplo: quanto maior a espessura de um fio de cobre, maior será a sua
condutância. Aumentando o seu comprimento, a condutância diminuirá.
A resistência elétrica converte a energia elétrica em calor (efeito Joule). As pilhas e baterias possuem
uma resistência interna (da ordem de 10-3 ohms), por isso elas podem esquentar em funcionamento.
1
Os condutores que não possuem resistência elétrica constante são chamados de não lineares ou não ôhmicos.
. 19 . Sala de Leitura Pilhas e Baterias Energia química
Com certeza, muitas pessoas já se perguntaram: como pode uma pilha gerar energia elétrica? A pilha é
um depósito de energia elétrica?
Na verdade, pilha ou bateria é um sistema que, através de um fenômeno químico, realiza a
transformação de energia química em energia elétrica, isto é, realiza uma reação química de oxidaçãoredução (oxirredução), na qual ocorre a movimentação de elétrons por um circuito elétrico externo.
Portanto, antes de tratarmos das pilhas e baterias, precisamos introduzir dois conceitos. O primeiro é o
conceito de energia química, e o segundo, de reação de oxirredução.
Podemos entender o conceito de energia química como a energia potencial resultante da configuração
estrutural dos átomos ou moléculas, ou seja, a energia que está armazenada nos átomos ou nas
moléculas e que é modificada quando acontece uma reação química. Como consequência desse
conceito, podemos estabelecer que ao modificarmos a configuração estrutural das substâncias
químicas teremos uma alteração no conteúdo energético das novas substâncias formadas.
Importante ressaltar que a energia química pode ser transformada em diversos outros tipos de energia:
térmica, luminosa e elétrica.
Para nossa abordagem, vamos focar na transformação da energia química em energia elétrica. Portanto,
devemos considerar que pilhas e baterias são dispositivos com capacidade de armazenar energia
química, que será transformada em energia elétrica.
A pergunta que nos ocorre agora é: como é realizada essa transformação de energia química em
energia elétrica?
Para responder a essa pergunta devemos recorrer ao segundo conceito, que trata de reação de
oxirredução.
Reações de oxirredução
As reações de oxirredução estão presentes em toda parte: quando você respira, quando as plantas
realizam fotossíntese, quando uma chama queima, quando um metal enferruja e em muitas outras
situações. As reações de oxirredução englobam uma classe de reações químicas nas quais ocorre
transferência de elétrons de uma espécie para a outra. Assim, em uma reação de oxirredução sempre
ocorre perda de elétrons por uma espécie e, simultaneamente, ganho de elétrons por outra. É um fluxo
de elétrons. Uma corrente elétrica! Nos processos de respiração, combustão, corrosão e outros, essa
corrente elétrica flui internamente. Ao contrário, nas pilhas e baterias é criado um caminho externo para
a passagem da corrente elétrica no qual podemos conectar, por exemplo, aparelhos eletroeletrônicos.
. 20 . Sala de Leitura Pilhas e Baterias Os fenômenos envolvidos são identificados da seguinte forma: a espécie que perde elétrons sofre
oxidação e aquela que ganha elétrons sofre redução.
Mas, por que afinal os elétrons iriam migrar de uma espécie para outra? E além disso, os átomos e
moléculas são neutros. Qual o motivo para eles se ionizarem na ausência de uma fonte externa?
Vamos pensar em termos energéticos para responder a essas perguntas, fazendo analogia com a
gravidade. Imagine uma esfera de aço rolando sobre uma superfície que contém um vale. A esfera
rolará até a região mais baixa, buscará o ponto de menor energia potencial. Esse é apenas um exemplo
de um princípio fundamental da natureza: os sistemas buscam o estado de menor energia possível.
Mas, nesse caso, somente a força gravitacional está envolvida. Vamos sofisticar um pouco nosso
experimento imaginário, colocando um ímã na boca do vale. A esfera que estava em equilíbrio no
fundo do vale encontrará um novo ponto de equilíbrio, um pouco acima. Se não estivéssemos vendo o
ímã, iríamos achar que a esfera parada em uma posição diferente do fundo do vale seria muito
estranho, mas saberíamos que alguma coisa - no caso o campo magnético - deslocou o ponto de
equilíbrio para outro lugar.
Voltando agora à Química, se dependesse apenas do campo eletrostático, os átomos e moléculas
seriam sempre neutros. Acontece que, nas reações químicas, outra energia entra em jogo: a energia
química. Nos processos químicos de oxirredução, para achar uma situação de equilíbrio do sistema
temos de levar em conta as energias eletrostática e química.
O estudo da química das reações de oxirredução introduz o conceito de número de oxidação, que está
relacionado a esse equilíbrio. Quando ocorrem reações de oxirredução, o número de oxidação das
espécies envolvidas sofrerá uma variação. O número de oxidação é um número inteiro convencional
atribuído a cada um dos elementos que fazem parte de um composto, com a intenção de comparar seu
ambiente eletrônico em relação ao mesmo elemento no estado neutro.
Vejamos um exemplo para melhor entendimento. Considere uma barra de zinco submersa em água.
Os elétrons do zinco, em contato com a solução, interagem de tal forma que a energia química do
sistema fica menor se o zinco sofrer oxidação.
Reação de Oxidação:
Zn(s) → Zn2+(aq) + 2e-
Entretanto, a quantidade de zinco oxidado é muito pequena, pois, como a solução fica positivamente
carregada, a energia elétrica impede a saída de mais íons positivos de zinco. O sistema atinge um ponto
de equilíbrio que associa as energias química e elétrica.
O zinco metálico, que tem número de oxidação zero, tem tendência de doar 2 elétrons, ficando com
número de oxidação 2 positivo, dando origem ao íon Zn2+.
. 21 . Sala de Leitura Pilhas e Baterias Considere agora uma barra de cobre submersa em água.
Dessa vez, a energia química do sistema fica menor quando o cobre sofre redução.
Reação de Redução:
Cu2+(aq) + 2e- → Cu(s)
Dessa vez, os elétrons do eletrodo do cobre migram para a água, mas também não são em grande
quantidade, pois a solução fica negativamente carregada.
Em termos de número de oxidação, o íon cobre – que, no nosso exemplo tem número de oxidação 2
positivo (Cu2+) –, tem tendência de receber 2 elétrons, ficando com número de oxidação zero, dando
origem ao cobre metálico.
Falamos em tendência, pois a reação só ocorrerá se doador e receptor existirem nas condições
necessárias para que se tenha o deslocamento dos elétrons de uma fase para a outra. Como veremos, as
pilhas e baterias fornecem essas condições.
Pilhas e baterias
Pilhas, baterias e a linguagem
A origem da palavra bateria é anterior à invenção da pilha de Volta. Quem introduziu o termo nos
estudos de eletricidade foi Benjamin Franklin, em 1748, referindo-se a uma série de capacitores
conectados formando uma bateria (no sentido de conjunto).
O termo bateria foi extrapolado para a eletroquímica e é usado hoje para identificar células voltaicas
interconectadas, como a bateria de automóvel e a bateria de 9V .
O termo pilha é normalmente usado para dispositivos que contenham apenas uma célula voltaica
como, por exemplo, as pilhas secas .
As pilhas e baterias são classificadas em primárias e secundárias. As primárias são aquelas que não
podem ser recarregadas, como as pilhas “comuns” e alcalinas. Já as secundárias são as que podem ser
recarregadas, por exemplo, as baterias de carro e de celular.
. 22 . Sala de Leitura Pilhas e Baterias Alguns fatos históricos da eletroquímica
Em 1780, o médico e físico italiano Luigi Galvani descobriu um efeito muito interessante durante a
dissecação de rãs. Durante o processo de investigação científica, o anfíbio era fixado através de um
gancho de latão. Ao tocar a perna da rã com um bisturi de ferro ficou surpreso ao notar que a perna da
rã já morta e dissecada se mexia! Galvani identificou que o efeito era elétrico e, para ele, a energia viria
da rã, ou seja, tratava-se de “eletricidade animal”.
A conexão entre eletricidade e química teve início em 1793, quando o físico e matemático italiano
Alessandro Volta (que era amigo de Galvani) interpretou corretamente o que estava acontecendo: a
eletricidade provinha do contato elétrico entre dois metais diferentes através de um eletrólito.
Em 1800, Volta inventou a primeira pilha elétrica. Antes dela, a energia elétrica era gerada por máquinas
eletrostáticas e armazenada em capacitores que serviam depois como fontes de tensão elétrica. A carga
acumulada pelos capacitores não era muito grande e, portanto, sua autonomia era muito curta. A pilha
de Volta possibilitou que a eletricidade fosse usada em experimentos químicos.
Também em 1800, Nicholson e Carlisle decompuseram a água (H2O) em seus elementos hidrogênio e
oxigênio, através da eletrólise (fazendo passar uma corrente através de uma solução eletrolítica).
A implicação disso na época foi estarrecedora. Foi possível dizer que a água era composta de duas
partes: uma positiva, com moléculas de hidrogênio; e outra negativa, com moléculas de oxigênio.
Estava explicada a causa da ligação química: atração elétrica!
Por volta de 1812, o químico sueco Jacob Berzelius, um estudioso dos elementos químicos, propôs que
todos os átomos deveriam possuir carga. O hidrogênio e os metais teriam carga positiva e os não metais
seriam negativos. Através da eletrólise, a fonte de tensão era colocada em oposição e poderia sobrepor
a atração elétrica das moléculas, decompondo-as. Apesar desse modelo ser limitado para os dias de
hoje, estava posto que química e eletricidade não podiam mais ser estudados separadamente.
Enquanto isso, o químico inglês Humphry Davy descobriu, por volta de 1807, através da eletrólise,
diversos novos metais - em especial o sódio, potássio e metais alcalinos. Quem deu continuidade aos
trabalhos de Davy foi seu assistente, Michael Faraday, que veio a se tornar um dos maiores químicos da
história, e que atuou de maneira brilhante também na Física.
Na década de 1830, Faraday tratou a eletrólise de maneira quantitativa, prevendo com exatidão a massa
dos elementos químicos produzidos em função da quantidade de eletricidade que atravessava a
solução. Baseado nos trabalhos de Faraday e de outros físicos, o grande físico escocês James Clerk
Maxwell desenvolveu, na década de 1850, um sólido aparato teórico que explica todos os fenômenos
eletromagnéticos clássicos. Sem dúvida, um dos maiores trabalhos de toda a história da Física,
comparável apenas com os trabalhos de Newton.
. 23 . Sala de Leitura Pilhas e Baterias Maxwell defendia a natureza corpuscular da eletricidade, que não era bem aceita na época, quando
ainda se pensava que a eletricidade era um fluido. Somente no final do século XIX, com a descoberta do
elétron pelo cientista inglês J. J. Thomson, tomou forma o modo como vemos a eletricidade hoje.
Os átomos, moléculas e toda a química moderna é hoje baseada nos princípios da Mecânica Quântica
desenvolvida por Werner Heisenberg, Erwin Schrödinger e muitos outros na primeira metade do século
XX. Através da Química Quântica é possível explicar praticamente todos os fenômenos químicos,
incluindo reações e ligações químicas.
Linha do tempo das pilhas e baterias
As pilhas e baterias foram sendo desenvolvidas ao longo do tempo com a contribuição de diversos
cientistas. Somente a partir da descoberta de Volta, de que dois metais diferentes ligados eletricamente
por uma solução eletrolítica serviam como fonte de tensão, que se começou a buscar pelos melhores
eletrodos que tornavam as pilhas e baterias mais eficientes e práticas.
1800 – Pilha de Volta - Alessandro Volta
Você poderá visualizar a figura que mostra a Pilha de Volta em
http://pt.wikipedia.org/wiki/Pilha_de_Volta
A pilha de Alessandro Volta consiste em metais de dois tipos separados por panos umedecidos em sal
ou ácido fraco. Os discos de metal ficavam empilhados, por isso o nome pilha. Os primeiros metais
usados por Volta foram a prata e o zinco.
A voltagem fornecida pela pilha de Volta depende do número de elementos na pilha.
1836 – Pilha de Daniell - John Frederic Daniell
Você poderá visualizar a figura que representa a Pilha de Daniell
em http://en.wikipedia.org/wiki/File:Daniel_cell.png
. 24 . Sala de Leitura Pilhas e Baterias A pilha de Daniell representou um grande avanço tecnológico para a época, em relação à pilha de Volta.
Ela foi desenvolvida por Daniell baseada nos princípios científicos da Eletroquímica introduzidos por
Michael Faraday. Daniell descobriu que a pilha seria mais eficiente se fossem usados dois eletrólitos ao
invés de um só, como na pilha de Volta. Em geral, os eletrodos são compostos por um metal imerso em
uma solução de seus próprios íons. A pilha de Daniell (de zinco e cobre) fornece uma voltagem de
aproximadamente 1,1V.
1839 – Pilha de Grove - William Robert Grove
Você poderá visualizar a figura que representa pilha de Grove em
http://en.wikipedia.org/wiki/File:Groove%27sches_Element.png
A pilha de Grove competia com a de Daniell na telegrafia. Os eletrodos escolhidos por Grove, zinco em
ácido sulfúrico e platina em ácido nítrico, faziam com que a pilha fornecesse uma voltagem de 1,9V
(maior do que a de Daniell).
Entretanto, um dos produtos da reação química que acontece durante o funcionamento da pilha de
Grove é o dióxido de nitrogênio gasoso (NO2) , nocivo à saúde. Além disso, a voltagem caía
sensivelmente à medida que a pilha descarregava.
1839 – Célula de combustível - William Robert Grove
Você poderá visualizar a figura que representa a célula de combustível de
Grove em
http://en.wikipedia.org/wiki/File:1839_William_Grove_Fuel_Cell.jpg
No mesmo ano em que inventou a sua pilha de zinco e platina, William Grove desenvolve a primeira
célula de combustível que é considerada hoje por muitos a fonte de energia do futuro. Nas pilhas
comuns, quando os reagentes terminam, a pilha para de funcionar.
. 25 . Sala de Leitura Pilhas e Baterias Nas células de combustível, os reagentes são fornecidos à pilha como se fossem os “combustíveis” da
reação (em analogia aos combustíveis dos automóveis, só que, nesse caso, não ocorre reação de
combustão). Enquanto houver combustível, haverá energia. A célula de combustível de Grove utiliza o
hidrogênio e o oxigênio como combustível e o produto da reação é água (H2O). A célula de Grove não
fornece voltagem suficiente para utilização prática.
1859 - Gaston Planté – Bateria de chumbo-ácido
Você poderá visualizar a figura que representa a pilha de
chumbo-ácido em
http://en.wikipedia.org/wiki/File:Plante_lead_acid_cell.jpg
Você poderá visualizar a figura que representa a bateria de
automóvel em http://en.wikipedia.org/wiki/File:PhotoCarBattery.jpg
Foi a primeira bateria recarregável da história. Seu uso inicial foi em sinalizações ferroviárias, e hoje é
largamente usado em automóveis. Essa bateria utiliza o chumbo (Pb) e dióxido de chumbo (PbSO4)
imersos em uma solução de ácido sulfúrico (H2SO4). Repare que uma substância composta é usada em
um dos eletrodos. Cada célula da bateria gera 2V.
1866 – Pilha de Leclanché - Georges Leclanché
Você poderá visualizar a figura que representa pilha de Leclanché
em
http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Leclanche_cell.gif
A pilha Leclanché utiliza o zinco (Zn) e dióxido de manganês (MnO2). A voltagem em seus terminais
varia de 1,4 a 1,6 volts.
. 26 . Sala de Leitura Pilhas e Baterias Ela foi a precursora da pilha seca desenvolvida por Carl Gassner, em 1887. A pilha seca é a nossa atual
pilha comum e possui esse nome porque não utiliza eletrólito líquido. Se você já viu uma pilha por
dentro, notou que ela possui uma gosma preta. Nela está, entre outras substâncias, o dióxido de
manganês. As pilhas secas comuns fornecem uma voltagem de 1,5V.
1899 – Pilha de níquel cádmio - Waldmar Jungner
Você poderá visualizar a figura que representa pilhas recarregáveis de
níquel-cádmio em
http://en.wikipedia.org/wiki/File:NiCd_various.jpg
Foi a primeira pilha alcalina da História. Junger utilizou um meio alcalino (hidróxido de potássio - KOH)
no qual ficavam os eletrodos constituídos de níquel e cádmio. A pilha de Junger é a base das primeiras
pilhas recarregáveis portáteis. Hoje são mais comuns pilhas semelhantes de níquel-metal (NiMH), que
possuem maior capacidade e são menos tóxicas. Essas pilhas fornecem uma voltagem de 1,2V.
Você poderá visualizar a figura que representa pilhas recarregáveis de
níquel-metal em
http://en.wikipedia.org/wiki/File:NiMH_2500mAh.jpg
Em 1955, a empresa Eveready desenvolveu as pilhas alcalinas não recarregáveis que utilizamos até hoje.
Décadas de 1970 e 1990 – Pilhas de lítio e íons de lítio
Você poderá visualizar a figura que mostra uma pilha de lítio em
http://pt.wikipedia.org/wiki/Ficheiro:Battery-lithium-cr2032.jpg As primeiras pesquisas utilizando metal lítio nos eletrodos de pilhas foram realizadas em 1912 por G.N.
Lewis. Entretanto, somente em 1970 elas foram comercializadas. As pilhas de lítio (não recarregáveis)
são largamente utilizadas em relógios, computadores e outros dispositivos. A voltagem típica dessa
pilha é de 3V, o dobro das pilhas secas comuns.
. 27 . Sala de Leitura Pilhas e Baterias Você poderá visualizar a figura que mostra uma bateria íons de lítio usada
em celular em
http://en.wikipedia.org/wiki/File:Lithium_Ion.JPG
Células de combustível – a bateria do futuro
Você poderá visualizar a figura que mostra uma célula de hidrogênio
em
http://inventors.about.com/od/sstartinventions/ss/Physics_Illustr_2.htm
As células de combustível modernas fornecem energia elétrica suficiente para várias aplicações. Já
existem hoje protótipos de automóveis alimentados por elas e a NASA as usa em suas naves espaciais.
Apesar de ser tecnicamente possível o uso de outros “combustíveis”, o mais largamente usado é o
hidrogênio e o oxigênio, por produzirem como resíduo a água - inofensiva para o meio ambiente. Em
seu ciclo de funcionamento, o hidrogênio gasoso (normalmente fornecido através de um tanque) entra
na célula e é ionizado com auxílio de um catalisador. O íon hidrogênio segue seu caminho por dentro
da célula, enquanto seu elétron é conduzido ao circuito externo, produzindo corrente elétrica. Após
circular pelo circuito externo, os elétrons retornam à célula e, juntamente com o oxigênio gasoso
(normalmente obtido do ar), formam água.
Os ambientalistas questionam a eficiência ecológica de um uso maciço de células de combustível a
hidrogênio já que, para a produção do hidrogênio gás, é consumida uma energia que provavelmente
virá de fontes não limpas.
Construindo uma pilha
Antes de entrarmos na parte teórica do funcionamento da pilha, sugerimos que você faça um
experimento simples: a montagem de uma pilha de limão.
O objetivo do experimento é alimentar uma calculadora ou relógio digital através de duas pilhas de
limão.
. 28 . Sala de Leitura Pilhas e Baterias Você vai precisar do seguinte material:
-
Dois limões;
-
Dois pedaços de fio de cobre rígido de 4 mm2 de espessura;
-
Dois pregos galvanizados;
-
Uma calculadora ou relógio digital que funcione com uma pilha;
-
Fios elétricos flexíveis.
Procedimento:
1. Monte duas pilhas de limão enfiando o fio de cobre e o prego, conforme a figura abaixo:
Figura 11: Pilha de limão
. 29 . Sala de Leitura Pilhas e Baterias 2. Uma pilha apenas não fornece a voltagem necessária para alimentar a calculadora ou relógio.
Conecte as pilhas em série através dos fios elétricos, como mostrados na figura.
Figura 12: Conexão em série das pilhas de limão
3. Por fim, conecte a calculadora ou o relógio digital às pilhas de limão.
Figura 13: Conexão ao relógio digital
Figura 14: Conexão à calculadora
. 30 . Sala de Leitura Pilhas e Baterias Você é capaz de identificar qual o polo positivo e o negativo da pilha de limão?
Explicação do funcionamento das pilhas e baterias
Vamos agora retornar às reações de oxirredução para explicar o funcionamento das pilhas e baterias.
Usaremos como exemplo a pilha de Daniell, a pilha seca e a bateria de carro.
Pilha de Daniell
Se colocarmos uma placa de zinco metálico em uma solução contendo íons de cobre (CuSO4, por
exemplo), notaremos após um tempo que a placa de zinco sofre corrosão, ocorrendo a formação de
cobre metálico precipitado, mudança na cor da solução e o seu aquecimento.
O que ocorre é uma reação de oxirredução em que os elétrons do zinco fluem espontaneamente para os
íons de cobre, formando cobre metálico (sólido). O zinco metálico, após perder elétrons, passa para a
solução na forma de íons Zn2+, por isso, observamos a sutil mudança de cor. A corrosão se deve ao fato
do zinco sair do metal e ir para a solução, deixando buracos na placa. O fluxo de elétrons de uma
espécie para outra é uma corrente elétrica. O grande objetivo da construção das pilhas é fazer com que
essa corrente elétrica atravesse um circuito externo, e que ela tenha mais utilidade do que simplesmente
gerar calor.
A pilha de Daniell cria as condições necessárias para que a reação de oxirredução entre o zinco e o
cobre possa ocorrer mergulhando os eletrodos de zinco e cobre em soluções contendo seus respectivos
íons, adicionando ao arranjo uma ponte salina (fonte de íons) e um fio condutor ligado a um circuito
externo. Construímos, assim, o que chamamos de célula voltaica. Como vimos, as células voltaicas
podem ser construídas com diversos eletrodos. A do nosso exemplo é chamada de célula de Daniell,
fazendo referência ao cientista e químico inglês John Frederic Daniell, que a inventou em 1836.
. 31 . Sala de Leitura Pilhas e Baterias Figura 16: Montagem experimental da
pilha de Daniell.
Figura 15: Representação esquemática de
uma célula Voltaica de Daniell.
. 32 . Sala de Leitura Pilhas e Baterias Vamos analisar agora cada um dos elementos constituintes da célula voltaica de Daniell.
¾ Eletrodo de zinco
É formado por uma solução de sulfato de zinco (ZnSO42-) solubilizado em água, na qual é inserida uma
placa de zinco metálico.
¾ Eletrodo de cobre
É formado por uma solução de sulfato de cobre (CuSO42-) solubilizado em água, na qual é inserida uma
placa de cobre metálico.
¾ As reações envolvidas
Semirreação de oxidação:
Zn(s) → Zn2+(aq) + 2e-
Semirreação de redução:
Cu2+(aq) + 2e- → Cu(s)
Reação global:
Zn(s) + Cu2+(aq) → Zn2+(aq) + Cu(s)
Aprendendo um pouco mais
Íons: são espécies químicas que perderam ou ganharam elétrons. Assim,
temos: os íons carregados positivamente que perderam elétrons,
denominados cátions; e os íons carregados negativamente que ganharam
elétrons, chamados de ânions.
Quer um exemplo? Quando você dissolve cloreto de sódio (principal componente do
sal de cozinha) em água, ele irá se solubilzar gerando um cátio e um ânion.
NaCl(s) solubilizado em água → Na+(aq) + Cl-(aq); Na+ é o cátion e Cl- é o ânion.
Eletrodos: o eletrodo em que ocorre a redução, ganho de elétrons, é denominado de
catodo e é o polo positivo; enquanto o eletrodo em que ocorre oxidação, perda de
elétrons, é denominado anodo e é o polo negativo.
No nosso esquema, o anodo é o eletrodo de zinco, enquanto o catodo é o eletrodo de
cobre.
. 33 . Sala de Leitura Pilhas e Baterias ¾ O processo
Ao conectarmos os dois eletrodos através do condutor metálico, a placa de zinco metálico será
consumida na reação de oxidação, transferindo íons Zn2+ para a solução aquosa de sulfato de zinco. Já
os íons Cu2+ presentes na solução aquosa serão reduzidos, dando origem ao cobre metálico que será
depositado na placa do eletrodo de cobre.
Importante: a ponte salina, que completa o circuito, tem como função manter o equilíbrio de cargas nas
soluções aquosas de sulfato de zinco e de sulfato de cobre, que é alterada pela entrada de íons Zn2+ no
compartimento da esquerda e saída de íons Cu2+ no compartimento da direita.
¾ O fluxo de portadores de carga
Os elétrons irão atravessar o condutor metálico no sentido do eletrodo de zinco para o eletrodo de
cobre, em função da diferença de potencial existente entre eles (o fluxo de elétrons se dará do anodo
para o catodo). Caso o condutor metálico seja conectado a um voltímetro, será registrada a diferença
de potencial da pilha.
¾ Conclusão
A diferença de potencial gerada entre os eletrodos da pilha pode ser aproveitada por um circuito
externo.
Você é capaz agora de responder às perguntas?
1) Como pode uma pilha gerar energia elétrica?
2) A pilha é um depósito de energia elétrica?
Mecanismo da transferência de elétrons e íons numa pilha
Pilha combinada = ½ pilha de oxidação + ½ pilha de redução
. 34 . Sala de Leitura Pilhas e Baterias Figura 17
Na ½ pilha de oxidação 1Sn+2 (junto a 2Cl-) transfere 2 elétrons para 1Sn+4 (que deve estar junto a 4Cl-) .
Essa diferença de Cl- é compensada pela passagem de 2 desses íons pela ponte salina, oriundos da ½
pilha de redução.
Na ½ pilha de redução 2Fe+3 (junto a 6Cl-) recebem 2 elétrons e passam para 2Fe+2 (que devem estar
juntos a 4Cl-). Esse excesso de 2Cl- passa, pela ponte salina, para o Sn+2 contido na ½ pilha de oxidação.
Em resumo: a cada 2 elétrons que migram pelo fio metálico, 2 Cl- retornam pela ponte salina fechando o
circuito. O fluxo de elétrons resultante é a corrente elétrica.
Pilhas secas
São constituídas basicamente de:
a) Bastão de grafite (polo positivo);
b) Invólucro de zinco (polo negativo);
c) Mistura pastosa de MnO2 , NH4Cl , água e amido (na parte mais interna, junto ao grafite);
d) Mistura pastosa de ZnCl2 , NH4Cl , água e amido (na parte mais externa, junto ao zinco).
. 35 . Sala de Leitura Pilhas e Baterias A principal reação química que ocorre na pilha seca é:
Zn + 2MnO2 + 2NH4Cl Æ ZnCl2 + Mn2O3 + 2NH3 + H2O
Onde:
Polo negativo: Zno Æ Zn2+ + 2e
Polo positivo: 2MnO2 + 2NH4+ + 2e Æ Mn2O3 + 2NH3 + H2O
Bateria de carro
A bateria de 12V é um conjunto de 6 pilhas, de 2V cada, ligadas em série.
Processos que ocorrem na descarga da bateria:
Semiequação de oxidação (Anodo):
Pb(s) + SO4-2(aq) → PbSO4(s) + 2eSemiequação de redução (Catodo):
PbO2(s) + 4H+ + SO4-2(aq) + 2e- → PbSO4(s) + 2H2O(l)
Equação global:
Pb(s) + PbO2(s) + 4H+ + 2SO4-2(aq) → 2PbSO4(s) + 2H2O(l)
A reação inversa carrega a bateria:
Equação global:
2PbSO4(s) + 2H2O(l) → Pb(s) + PbO2(s) + 4H+ + 2SO4-2(aq)
Potenciais químicos
Já vimos que metais diferentes podem gerar pilhas com voltagens diferentes. Será que há como prever
qual será a voltagem de uma pilha? Uma célula voltaica é sempre formada por dois eletrodos, cada qual
construído com substâncias diferentes. A diferença de potencial entre os eletrodos é a tensão fornecida
pela pilha. Foi estabelecido que o eletrodo padrão de hidrogênio fosse o eletrodo com potencial zero.
Assim, o potencial de outro eletrodo qualquer é obtido medindo a DDP entre ele e o padrão de
hidrogênio.
. 36 . Sala de Leitura Pilhas e Baterias Figura18: Eletrodo padrão de hidrogênio
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1. Eletrodo de platina porosa.
2. Entrada do hidrogênio gasoso.
3. Solução ácida.
4. Dispositivo que previne a interferência do oxigênio.
5. Conexão para outro eletrodo, o qual se deseja medir o potencial.
Através de experimentos com o eletrodo padrão de hidrogênio pode-se construir uma tabela de
potenciais padrão de eletrodo para vários eletrodos. Essa tabela pode ser consultada em anexo2. Para
ilustrar o uso da tabela, vamos calcular a voltagem da pilha de Daniell.
2
Construir a tabela da página: http://en.wikipedia.org/wiki/Table_of_standard_electrode_potentials . 37 . Sala de Leitura Pilhas e Baterias 2+
-
Potencial do eletrodo de Zn (aq) + 2e -> Zn(s) = -0,76
Potencial do eletrodo de Cu2+(aq) + 2e- -> Cu(s) = 0,34
Cálculo da DDP: V = 0,34 –(-0,76) = 1,1V
Você pode utilizar a tabela para determinar a voltagem de diversas pilhas.
Considerações finais
A questão ambiental
O uso das pilhas e baterias em nosso dia-a-dia é notável. A popularização desse tipo de dispositivo faz
com que estejam presentes em vários dispositivos cotidianos. Entretanto, na maioria das vezes, seus
componentes são nocivos à saúde e ao meio ambiente. Usamos as pilhas e baterias para o nosso
conforto, mas devemos usá-las de modo consciente e descartá-las em locais adequados.
Eletroquímica é só isso?
Não. Apesar de o estudo das pilhas e baterias ter possibilitado o início do “casamento” da Eletricidade
com a Química, a assim chamada Eletroquímica estuda uma série de outros fenômenos interessantes. A
corrosão e a eletrólise são alguns dos principais assuntos.
A corrosão hoje é um problema econômico mundial e o combate a ela é fruto de diversos estudos
acadêmicos e de Engenharia.
A eletrólise, que tem na figura de Michael Faraday o grande pioneiro, é usada, por exemplo, como
princípio para extração do alumínio, para galvanoplastia e, evidentemente, para muitas análises
químicas.
. 38 . Sala de Leitura Pilhas e Baterias Referências
ATKINS, Peter; JONES, Loreta. Princípios da Química. 3ª Ed. Porto Alegre: Bookman, 2006.
USBERCO, João; SALVADOR, Edgard. Química. vol. 2. 9ª ed. São Paulo: Saraiva, 2005.
MOORE, John T. Química para leigos. Rio de Janeiro: AltaBooks, 2008.
Projeto Escola e Cidadania (PEC). Pilhas e baterias: energia empacotada, Editora do Brasil, Rio de Janeiro,
2000.
47 Referências da Internet em: http://delicious.com/moisesandre/eletroquimica
. 39 .