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Química

Baterias e Pilhas

Sara Nahra
Publicado por Sara Nahra
Última atualização: 7/11/2018

Introdução

Baterias e pilhas são dispositivos que produzem corrente elétrica a partir de reações espontâneas de oxirredução.

Pilhas

O cientista italiano Alessandro Volta foi o responsável pela criação da primeira pilha elétrica em 1800. Essa pilha continha duas placas metálicas, sendo uma de zinco e a outra de cobre, que foram denominadas eletrodos. Entre as placas havia algodão embebido em solução eletrolítica que servia para conduzir corrente elétrica. O conjunto de placas e algodão recebeu o nome de célula ou cela eletrolítica.

A figura abaixo mostra a pilha criada por Volta, com suas diversas células eletrolíticas.


Nessa célula, os elétrons migram da lâmina de zinco para a se cobre, e isso mantinha a lâmpada funcionando por um curto período de tempo.

A descoberta de Volta foi aperfeiçoada por John Frederick Daniell em 1836. O que ele fez foi dividir a célula eletrolítica da pilha em duas partes, denominadas semicelas ou semicélulas.

A pilha de Daniell era composta por dois eletrodos metálicos unidos externamente por um fio condutor. Também continha duas semicelas ou semicélulas unidas por uma ponte salina, contendo uma solução saturada de K2SO4(aq). A pilha de Daniell está representada esquematicamente na figura abaixo:

A ponte salina é um tubo de vidro com formato de U invertido contendo uma solução saturada de sal inerte, que pode ser nitrato de potássio (KNO3), cloreto de potássio (KCl) ou sulfato de potássio (K2SO4).

Ela permite o intercâmbio de íons entre as semicélulas e fecha o circuito para a corrente contínua produzida entre os eletrodos mergulhados nas soluções eletrolíticas dessas semicélulas.

A ponte salina também mantém a neutralidade elétrica das soluções nas semicélulas, permitindo que os ânions presentes em excesso no cátodo (que sofreu redução) se dirijam para o ânodo, que possui excesso de carga positiva devido à oxidação.

Enquanto isso, os cátions do ânodo migram para o cátodo, que apresenta excesso de carga negativa, mantendo as soluções eletricamente neutras.

As mudanças que vemos são:

Eletrodo de cobre:

  • Aumento na espessa da lâmina;
  • Diminuição da coloração azul da solução.

A semirreação de redução abaixo justifica essas mudanças:

Cu2+ (aq) + 2 e- → Cu (s)

Solução         Lâmina

O eletrodo em que ocorre redução é chamado cátodo.

Eletrodo de zinco

  • Corrosão da lâmina.

A semirreação de oxidação a seguir justifica essa mudança:

Zn (s) → Zn2+ (aq) + 2 e-

   Lâmina         Solução

O eletrodo em que ocorre oxidação é chamado ânodo.

DICA:REDUÇÃO → CÁTODO

OXIDAÇÃO → ÂNODO

Potencial das Pilhas

Os eletrodos da pilha de Daniell são feitos de cobre e zinco e ambos os íons Zn2+ (aq) e Cu2+ (aq) possuem certa tendência em receber elétrons. Vimos, no entanto, que quem sofreu redução foram os íons Cu2+ (aq).

Assim, concluímos que os íons Cu2+ (aq) apresentam maior tendência em sofrer redução que os de Zn2+ (aq). Portanto, os íons Cu2+ possuem maior potencial de redução (Ered).

Da mesma forma, os íons Zn2+ (aq), por sofrerem oxidação, possuem maior potencial de oxidação (Eoxi).

Em uma pilha, o elemento que apresentar maior Ered é o que sofrerá redução, enquanto que o outro elemento, que apresentar maior Eoxi é o que sofrerá oxidação.

A tabela abaixo mostra as semirreações de redução de diversos elementos e seus respectivos potenciais de redução. Quanto maior for o valor de E0red, maior será o potencial de redução do elemento.

Semirreações de redução E0red (Volt)
Li+ (aq) + e- → Li (s)-3,04
K+ (aq) + e- → K (s)-2,94
Ca2+ (aq) + 2 e- → Ca (s)-2,87
Mg2+ (aq) + 2 e- → Mg (s)-2,36
Al3+ (aq) + 3 e- → Al (s)-1,68
Zn2+ (aq) + 2 e- → Zn (s)-0,76
Fe2+ (aq) + 2 e- → Fe (s)-0,41
Ni2+ (aq) + 2 e- → Ni (s)-0,24
Sn2+ (aq) + 2 e- → Sn (s)-0,14
Pb2+ (aq) + 2 e- → Pb (s)-0,13
2 H+ (aq) + 2 e- → H2 (g)0,00
Sn4+ (aq) + 2 e- → Sn2+ (aq)+0,15
Cu2+ (aq) + e- → Cu+ (aq)+0,16
Cu2+ (aq) + 2 e- → Cu (s)+0,34
Fe3+ (aq) + e- → Fe2+ (aq)+0,77
Ag+ (aq) + e- → Ag (s)+0,80
Br2 (l) + 2 e- → 2 Br- (aq)+1,10
O2 (g) + 4 H+ (aq) + 4 e- → 2 H2O+1,23
Cl2 (g) + 2 e- → 2 Cl- (aq)+1,36
Au3+ (aq) + 3 e- → Au (s)+1,50
F2 (g) + 2 e- → 2 F- (aq)+2,89

            O Eoxi é numericamente igual ao Ered, só que com sinal contrário.

Força de Oxidantes e Redutores

A espécie que possuir o maior potencial de redução, bem como o menor potencial de oxidação, será o melhor oxidante.

Da mesma forma, a espécie que possuir menor potencial de redução, bem como maior potencial de oxidação, será o melhor redutor.

De todos os elementos da tabela acima, o F2(g) é o melhor oxidante e sofre redução, e o Li+ (aq) é o melhor redutor e sofre oxidação.

Cálculo da Voltagem

A diferença de potencial ou ddp (ΔE0) de uma pilha pode ser calculado pela diferença entre os potenciais de redução ou oxidação das espécies envolvidas, conforme as seguintes equações:

ΔE0 = (E0red maior) - (E0red menor) ou ΔE0 = (E0oxi maior) - (E0oxi menor)

Exemplo

Considere a pilha a seguir, formada por eletrodos de alumínio e cobre:

Cu2+ (aq) + 2 e- → Cu (s)    E0red = +0,34 V

Al (s) → Al3+ (aq) + 3 e-  E0red = -1,68 V

Para obter a equação global, temos que igualar a quantidade de elétrons cedidos e recebidos na equação. Para isso, multiplicamos a semirreação do cobre por 3 e do alumínio por 2:

Perceba que os valores de E0 não foram alterados com os coeficientes das semirreações. Portanto, os valores de ΔE0 não dependem do número de mols das espécies envolvidas, sendo constantes nas condições-padrão para cada espécie.

Também podemos utilizar a seguinte equação para calcular o ΔE0 da pilha:

ΔE0 = E0oxi + E0red

Do exemplo acima:

ΔE0 = E0oxi Al + E0red Cu

ΔE0 = (+ 1,68 V) + (+0,34 V)

ΔE0 = + 2,02 V

Os valores de ΔE0 das pilhas sempre serão positivos, indicando reações espontâneas.

Corrosão e Proteção de Metais

O processo eletroquímico causa a deterioração de metais. Essa deterioração que ocorre nas reações de oxirredução é conhecida como corrosão.

O ferro oxida-se facilmente quando está em contato com o ar úmido. Aproximadamente 20% de todo o ferro produzido anualmente é usado para repor equipamentos que sofreram corrosão, e isso é altamente custoso.

A fim de proteger o metal da corrosão, pode-se utilizar um metal que tenha maior tendência a perder elétrons, ou seja, maior potencial de oxidação. Esse metal, conhecido como metal de sacrifício, sofre oxidação no lugar do ferro, evitando que este oxide. Um metal de sacrifício que pode ser usado para proteger o ferro é o magnésio, que possui E0oxi maior que o do ferro.

Uma forma de proteger um metal da corrosão é aplicando uma camada bem fina de outro metal para revestimento. É muito comum revestir o ferro, por exemplo, com zinco, formando o ferro galvânico. Outro metal muito usado é o estanho, utilizado na fabricação da folha de flandres ou lata.


Exercícios

Exercício 1
(Fuvest/2000)

I e II são equações de reações que ocorrem em água, espontaneamente, no sentido indicado, em condições padrão.

I. Fe + Pb2+ → Fe+2 + Pb

II. Zn + Fe2+ → Zn2+ + Fe

Analisando tais reações, isoladamente ou em conjunto, pode-se afirmar que, em condições padrão:

Ilustração: Rapaz corpulento de camiseta, short e tênis acenando

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