Pilha

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Célula voltaica. Neste exemplo há dois compartimentos conectados por uma ponte salina.

Pilha elétrica, célula galvânica, pilha galvânica ou ainda pilha voltaica é um dispositivo que utiliza reações de oxidorredução para converter energia química em energia elétrica. A reação química utilizada será sempre espontânea.

Neste dispositivo, têm-se dois eletrodos que são constituídos geralmente de metais diferentes, que fornecem a superfície na qual ocorrem as reações de oxidação e redução. Estes eletrodos são postos em dois compartimentos separados, imersos por sua vez em um meio contendo íons em concentrações conhecidas e separados por uma placa ou membrana porosa, podendo ser composta por argila não-vitrificada, porcelana ou outros materiais. As duas metades desta célula eletroquímica são chamadas de compartimentos e têm por finalidade separar os dois reagentes participantes da reação de oxidorredução, do contrário, os elétrons seriam transferidos diretamente do agente redutor para o agente oxidante. Finalmente, os dois eletrodos são conectados por um circuito elétrico, localizado fora da célula, denominado circuito externo, garantindo o fluxo de elétrons entre os eletrodos.

As pilhas não devem ser confundidas com as baterias. Enquanto a primeira apenas converte energia química a elétrica, a segunda faz a interconversão entre energia química e elétrica.

É importante saber que na pilha, os elétrons fluem do ânodo para o cátodo, sendo que o sentido da corrente elétrica, frequentemente utilizado na Física, se dá do cátodo para o ânodo.

História[editar | editar código-fonte]

No século XVII, Otto Von Guericke inventou a primeira máquina para produzir eletricidade.

Na segunda metade do século XVIII, Luigi Aloisio Galvani começou a pesquisar sobre a aplicação terapêutica da electricidade. Após dez anos de pesquisa publicou Sobre as forças de eletricidade nos movimentos musculares, onde concluía que os músculos armazenavam electricidade (do mesmo modo que uma garrafa de Leiden) e os nervos conduziam essa eletricidade.

No século XVIII, Alessandro Volta, pondo em prática uma experiência de Luigi Galvani, descobriu algo curioso. Verificou que, se dois metais diferentes forem postos em contacto um com o outro, um dos metais fica ligeiramente negativo e o outro ligeiramente positivo. Estabelece-se entre eles uma diferença de potencial ou seja, uma tensão elétrica. Usando esta experiência como base, concebeu uma pilha, a que deu o nome de pilha voltaica.

A pilha era composta por discos de zinco e de cobre empilhados e separados por pedaços de tecido embebidos em solução de ácido sulfúrico. Esta pilha produzia energia elétrica sempre que um fio condutor era ligado aos discos de zinco e de cobre, colocados na extremidade da pilha.

Em 1812,Davy produziu um arco voltaico usando elétrodos de carvão ligados a uma bateria de muitos elementos.

Funcionamento de uma pilha[editar | editar código-fonte]

Alguns modelos de pilhas comerciais

O modelo mais conhecido é a Pilha de Daniell, inventada pelo químico britânico John Daniell, em 1836, quando o avanço da telegrafia criou a necessidade urgente de uma fonte de corrente elétrica confiável e estável. Essa pilha consiste na imersão de um fio de zinco a uma solução aquosa de sulfato de zinco, assim como um fio de cobre em solução aquosa de sulfato de cobre (II), mantendo os dois metais interligados eletricamente por um fio.

Os fios de zinco e de cobre são denominados eletrodos e fornecem a superfície na qual ocorrem as reações de oxidação e de redução. Se os eletrodos de zinco e o cobre forem ligados entre si, por meio de um circuito externo, haverá um escoamento de elétrons através desse circuito, o fluxo de elétrons vai da espécie que está sendo oxidada (anodo) para a espécie que está se reduzindo (catodo).

Logo,

  • Anodo = local onde ocorre oxidação, é o polo negativo da pilha.
  • Catodo = local onde ocorre redução, é o polo positivo da pilha.

Para descobrir qual das espécies químicas que será o anodo e qual será o catodo, devemos recorrer a tabela de potencial padrão (Eº), que mede o poder de puxar elétrons de um único eletrodo, onde contém o valor do potencial de cada espécie química, em volts (V).

Através dos dados da tabela de potencial padrão, podemos determinar que o cobre possui um caráter redutor maior que o zinco, por esse motivo o cobre será reduzido, enquanto o zinco será oxidado.

modelo de Pilha de Daniell

Segundo Atkins e Jones[1] , para que os elétrons passem dos átomos de Zn para os íons Cu2+ e permitam que a reação espontânea ocorra, eles tem de passar por um fio que servirá de circuito externo e depois pelo eletrodo de Cu até a solução de sulfato de cobre (II). Os íons Cu2+ convertem-se em átomos de Cu no catodo, simultaneamente, os átomos de Zn convertem-se em íons Zn2+ no anodo. À medida que se vai ocorrendo a redução, a solução no catodo adquire carga negativa (excesso de elétrons no meio), enquanto a solução no anodo começa a desenvolver carga positiva(ausência de elétrons no meio). Para que esse processo não cause a interrupção no fluxo de elétrons, a pilha pode conter uma parede permeável ou uma ponte salina (com cloreto de potássio, os íons Cl migram em direção ao ânodo e os íons K+ migram em direção ao cátodo) que fazem o contato entre as duas células. As reações de eletrodo e a reação da célula são: Ânodo : Zn (s) \longrightarrow Zn2+(aq) + 2 e

Cátodo : 2 e + Cu2+(aq) \longrightarrow Cu(s)

Reação Global: Zn(s) + Cu2+(aq) \longrightarrow Zn2+(aq) + Cu(s)

Observações[editar | editar código-fonte]

O metal mais nobre sofre sempre redução.

  • Ânodo: Nele ocorre a oxidação = polo negativo da pilha;
  • Cátodo: Nele ocorre a redução = polo positivo da pilha;
  • A substância que sofre redução denomina-se agente oxidante;
  • A substância que sofre oxidação denomina-se agente redutor.

Lembrando também, que:

  • O Ânodo corrói (sai da lâmina e vai para a solução);
  • O Cátodo se deposita (sai da solução e vai para a lâmina);
  • Uma "pilha recarregável" (nome impróprio) é na verdade uma Bateria.

Ligações externas[editar | editar código-fonte]

  • Atkins e Jones, Peter Atkins e Loretta Jones. Princípios de Química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. [S.l.: s.n.], 2012. ISBN 978-85-407-0038-3