Pilhas e Baterias
Introdução
Para digitar esse texto em um netbook, falar em um celular, calcular as "dívidas" em uma calculadora, apertar "play" no controle remoto, fazer uma boneca "falar", colocar música no MP4, rádio portátil, ou no carro, tudo isso depende de um fator básico para poder acontecer e que é uma propriedade fundamental da matéria: energia elétrica.
O presente texto pretende explanar uma das fontes energéticas mais utilizadas atualmente, e que foi um marco importantíssimo na história da química, além de ser considerada uma energia limpa, que são as Pilhas.
As propriedades elétricas foram observadas desde a antiguidade, com Tales de Mileto (ca.625-550 a.C.) friccionando com um pedaço de seda o âmbar (uma resina natural), percebeu que este atraia alguns pedaços de palha. Esse material era conhecido como "elektron", de onde derivou nossa palavra eletricidade.
Em 1600 Otto von Guericke, inventou a primeira máquina para produzir eletricidade: "uma esfera de enxofre dotada de um eixo e um dispositivo mecânico que permitia imprimir-lhe um movimento de rotação"(Rev. Química Nova, p. 35, 2000). Quando aproximar a mão seca, por exemplo, neste equipamento, criará pequenas faíscas, entre outras características eletrostáticas. Outros aparelhos elétricos foram idealizados a partir da máquina de Von Ghericke.
No século XVIII, Luigi Galvani (1737-1798), um médico anatomista e filósofo italiano, descobriu a relação entre o impulso elétrico e movimentos mecânicos com rãs dissecadas. Para Galvani, todos os animais possuíam uma eletricidade própria (eletricidade animal), e tentando comprovar sua teoria, propôs várias metodologias científicas, dentre elas, propôs o "experimento mais fundamental da eletrofisiologia".
Apesar de todo seu prestígio e sendo divulgado largamente por todos os centros científicos da Europa, Galvani deparou-se com outra explicação que pôs em xeque sua teoria que os animais possuem eletricidade armazenada nos músculos. Alessandro Giuseppe Anastasio Volta (1745-1827), tendo contato com o trabalho de Galvani, propôs outra explicação para o fenômeno de contração muscular de rãs dissecadas, com auxilio de bisturi e outros materiais metálicos (arcos). Para Volta, a reação mecânica dos anfíbios dava-se por serem como que "eletrômetro" animal, ou seja, um sensor elétrico. Ele também percebeu que os arcos bimetálicos eram mais eficientes do que os monometálicos, dando um respaldo à Volta, de que a eletricidade tem origem externa e decorrente da diferença de metais, e não como origem no próprio animal.
Uma realização paralela a essa questão, fundamentou o argumento de Volta. O físico suíço Johann Georg Sulzer (1720-1779) verificou uma situação curiosa: encostando a língua entre dois metais diferentes, sentia-se um gosto desconfortante e sensação pungente.
Como já tinha intuído, e agora sabendo de uma observação estimuladora, Volta experimentou uma combinação de uma lâmina de zinco (Zn) com lâmina de prata (Ag) em contanto, produzindo uma modesta eletricidade. Para aumentar a magnitude desta, Volta emparelhou as lâminas alternadamente e separando-as com papelão umedecido com água ou solução salina, e unindo as duas extremidades por fios. Pronto, estava construído o primeiro equipamento gerador de energia elétrica, com bastante relevância na atualidade, a partir do "empilhamento" de lâminas metálicas: a Pilha.
Princípios Físico-Químicos da Pilha
O equipamento criado por Alessandro Volta, a pilha, é um aproveitamento de um processo bastante comum na natureza: as reações de oxi-redução (ou redox). Essa transformação consiste em uma ocorrência simultânea da oxidação (quando um elemento químico perde elétrons, aumentando seu número de oxidação - NOX) e da redução (quando um elemento ganha elétrons, diminuindo seu NOX). Logo, os elétrons cedidos pelo agente redutor (aquele que induz ocorrer oxidação), são recebidos pelo agente oxidante (aquele que induz ocorrer redução).
Em contato direto, os matérias reagentes não tem nenhuma relevância, pois os elétrons transferem-se diretamente, não sendo aproveitados. Quando interligamos as espécies químicas com sistemas externos aos reagentes (como um fio metálico), podemos tirar proveito da "mobilidade contínua dos elétrons" (corrente elétrica).
Então, podemos concluir que a Pilha, é um equipamento que "retira" de uma reação química (espontânea), uma corrente elétrica (fluxo de elétrons por um circuito) capaz de realizar trabalho. Esquematicamente, podemos montar uma pilha com dois eletrodos (placas metálicas), onde estão parcialmente submersos em soluções iônicas (eletrólito) que sofrerá oxidação ou redução. Ligado aos eletrodos, o fio condutor irá transportar os elétrons, e para manter o equilíbrio iônico dos eletrólitos, liga-se a eles uma ponte salina que manterá a estabilidade da pilha, promovendo maior durabilidade à mesma.
"Uma célula galvânica consiste de dois eletrodos, ou condutores metálicos, que fazem o contato elétrico com o conteúdo da célula, e um eletrólito, um meio condutor iônico, dentro da célula." (ATKINS, p.543. 2006)
O eletrodo que sofrerá a oxidação chamamos de ânodo, e atribuímos que ele é o pólo negativo da pilha. Já o eletrodo que sofre redução, denominamos de cátodo, e identificamos como sendo o pólo positivo.
Como o eletrodo está mergulhado em uma solução iônica, a placa que oxidará, sofrerá corrosão, isto é, os seus átomos agora possuindo carga (positiva no caso) passarão à solução, deixando esta mais concentrada. Agora, a placa que sofre redução, como está recebendo partículas negativas (elétrons) é obrigado a "chamar" mais átomos para "recepcionar" os mesmos; esses átomos sairão da solução do próprio cátodo, onde deixando-a menos concentrada, e conseqüentemente sua placa aumentará sua massa.
Dependendo do tipo de eletrodo que usamos, este terá uma tendência de sofrer oxidação ou redução, ou seja, cada um tem uma "força" de atração por elétrons, que caso um eletrodo seja conectado com um segundo eletrodo cujo sua "força" é menor em comparação com aquele, este doará seus elétrons (oxidação), e o primeiro receberá as cargas negativas (redução).
A essa força chamamos de potencial (E), que podemos medir para cada tipo de eletrodo, a partir de um eletrodo padrão: o eletrodo de hidrogênio. Conectando a este os diversos eletrodos, podemos chegar a um potencial padrão (E0) para cada um. Se por exemplo, um eletrodo ganha elétrons (reduz-se) ele tem um E0 de redução em comparação ao eletrodo padrão (hidrogênio). Caso colocarmos agora um eletrodo que doe elétrons ao eletrodo padrão, ele terá o E0 de oxidação.
Sabendo o potencial de cada eletrodo pode-se prever, quando ligados, quem irá sofrer oxidação e quem sofrerá redução. Por exemplo, um eletrodo X tem o E0redução igual à ? 1,9 v; ele será ligado ao eletrodo Y que tem o E0redução igual à ? 3,2v. Quem irá se reduzir? Bom, como o eletrodo X tem uma "tendência" maior de reduzir-se do que Y, ele se reduzirá, enquanto que este se oxidará.
A partir desse conceito de potencial, e que como vimos, quando interligamos eletrodos diferentes, com seus respectivos potenciais diferentes, ambos "disputarão" quem irá desempenha o papel de agente oxidante (aquele que sofre redução) e de agente redutor (quem sofre oxidação). Para definir isso, devemos saber qual é a diferença de "força" entre eles, isto é, aparece uma grandeza essencial para o entendimento da eficácia de uma determinada pilha: a diferença de potencial (DDP). Esse conceito é extremamente importante, pois define qual será a potência de uma pilha.
Para calcular o DDP de uma pilha (E°) basta utilizar a seguinte fórmula:
E°= E° Oxidaçãoânodo + E° Reduçãocátado
Utilizando o exemplo anterior, o DDP da interligação dos eletrodos X e Y, seria o seguinte: X sofrerá redução (cátodo) e possui E0redução= -1,9; Y sofrerá oxidação (ânodo), e como temos o seu E0redução, para achar seu E0oxidação é só inverter seu sinal, logo o E0oxidação de Y é igual à +3,2v. Finalmente o DDP dessa pilha é:
E°= E° Oxidaçãoânodo + E° Reduçãocátado
E°= 3,2+(-1,9)
E°=1,3 v
TABELA DE POTENCIAIS DE REDUÇÃO
Li+ + e- Li -3,05
K+ + e- K - 2,92
Ba+2 + 2e- Ba -2,90
Ca+2 + 2 e- Ca -2,76
Na+ + e- Na -2,71
Mg +2 + 2e - Mg -2,38
Al+3 + 3e- Al -1,67
Mn +2 + 2e- Mn -1,03
2 H2 O + 2e- H 2 + OH - - 0,83
Zn +2 + 2e- Zn -0,76
Cr +3 + 3e- Cr -0,74
Fe +2 + 2e- Fe -0,44
PbSO 4 + 2e- Pb + SO4 2- -0,36
Ni +2 + 2e- Ni -0,25
Sn +2 + 2e- Sn -0,14
Pb +2 + 2e- Pb -0,13
Fe +3 + 3e - Fe -0,04
2H+ + 2e- H2 -0,00
AgCl + e- Ag+ + Cl- + 0,22
Hg2Cl2 + 2e- 2 Hg + 2Cl- +0,27
Cu+2 + 2e- Cu +0,34
Cu+ + e- Cu +0,52
I 2 + 2e- 2I - +0,54
2H+ + O2 + 2e - H2O2 +0,68
Fe +3 + e - Fe+2 +0,77
Baterias
Hoje, quando pensamos em vários aparelhos eletrônicos, lembramos primeiramente do "coração" dos mesmos: as Baterias. Elas são uma "versão" especial das pilhas, isto é, o princípio físico-químico são os mesmos: possuem o eletrodo ânodo onde ocorre a oxidação (pólo negativo), que está ligado por um condutor elétrico ao eletrodo cátodo onde ocorre a redução (pólo positivo), além de estarem mergulhados em condutores iônicos, sendo estes estabilizados por uma parede porosa ou ponte salina.
O diferencial da bateria, é que ela é uma união de pilhas em série, isto é, "o pólo positivo de uma delas é conectado com o negativo da seguinte, somando a voltagem das pilhas, porém, permanecendo a mesma potência" (Atlas Visual da Ciência, p.28. 2007).
Por exemplo, uma bateria de 9v (nove volts) é composta por seis pilhas de 1,5 v montadas em série (1,5v * 6 = 9v). Dependendo do equipamento, e da sua necessidade energética, existem baterias específicas para botá-las em funcionamento.
Referências:
ATKINS, Peter; JONES, Loretta. Princípios de Química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. 3.ed. Porto Alegre: Bookman, 2006
BRADY, James E.; HUMISTON, Gerard E., Química Geral Vol II.2ª Ed. Rio de Janeiro: LTC ? Livros Técnicos Científicos Editora S.A., 1986.
Revista Química Nova na Escola, mês de maio de 2000, nº 11.
Atlas visual da Ciência. Barcelona-Buenos Aires. Editora Sol 90, 2007.
http://educar.sc.usp.br/quimapoio/pilh.html. Acessado em 19/10/2010 às 14:49.
Autor: Silber Luan
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