MSPC    Informações técnicas | Mapa | Fim pág |

 

Pilhas e baterias I-10 Índice do grupo | Página anterior | Próxima página | Introdução | Célula de Volta | Célula básica |

Índices Ciência dos materiais Eletricidade e eletromagnetismo Eletrônica digital Eletrônica em geral Fluidos, calor, frio, etc Informática Matemática Mecânica teórica Resistência dos materiais Temas técnicos diversos Temas diversos Termodinâmica / transmissão de calor

---

Introdução

  | Topo pág | Fim pág |

Pilhas e/ou baterias podem ser definidas como geradores químicos de energia elétrica. Tecnicamente, a unidade geradora básica é denominada célula. Em muitos casos práticos, a tensão fornecida por uma célula é insuficiente para operar os equipamentos, de forma que duas ou mais são associadas em série, formando conjuntos. Daí o nome pilha ou bateria. Na linguagem do dia-a-dia, o nome célula é pouco usado e esses termos são aplicados mesmo no caso de uma única célula, como as pilhas comuns de 1,5 volts.

As baterias, ou melhor, células podem ser classificadas em dois grandes grupos:

Não recarregáveis: as reações que geram a energia não podem ser revertidas pela aplicação de uma fonte externa e, portanto, precisam ser trocadas quando esgotadas.

Recarregáveis: as reações são reversíveis pela aplicação de uma fonte externa. Mas não duram para sempre. O número de ciclos de carga-descarga é limitado e depende do tipo. Alguns tipos, como as de automóveis, são também denominadas acumuladores.

Célula básica

  | Topo pág | Fim pág |

Conforme Figura 01, em um eletrólito aquoso de caráter ácido ou alcalino, encontram-se dois eletrodos de metais diferentes assim designados:

Anodo: onde ocorre uma reação de oxidação.

Catodo: onde ocorre uma reação de redução.

Figura 01

Na oxidação, o metal do anodo libera elétrons e íons positivos para o eletrólito. Esses elétrons seguem pelo caminho externo (carga) até o catodo, onde se combinam com o metal, liberando íons negativos, que é o processo de redução.

Na superfície do catodo os íons fazem as moléculas da água do eletrólito separarem-se em íons de hidrogênio (H⁺) e hidróxido (OH^-).

Os íons positivos de hidrogênio combinam-se com os íons negativos do metal do catodo, tornando-os neutros.

Os íons negativos de hidróxido caminham pelo eletrólito até o anodo, onde encontram os íons positivos do seu metal. Eles se combinam, resultando em moléculas de água e de óxido do metal. Assim, o anodo é consumido.

Potenciais de oxidação para alguns elementos metálicos e hidrogênio
Al	→	Al3+	+	3e−	1,71 V
Zn	→	Zn2+	+	2e−	0,76 V
Fe	→	Fe2+	+	2e−	0,41 V
Pb	→	Pb2+	+	2e−	0,13 V
H2	→	2H+	+	2e−	0,00 V
Cu	→	Cu2+	+	2e−	−0,34 V
Ag	→	Ag+	+	e−	−0,80 V

Os valores de tensões elétricas gerados pelas reações de oxidação e redução são características de cada metal e são obtidos experimentalmente, tomando-se como referência o hidrogênio, considerado de potencial nulo.

A tabela ao lado dá os valores para alguns metais. Valor negativo significa reação de redução.

Portanto, a tensão de uma célula é dada pela diferença dos potenciais de cada eletrodo:

V = Vanodo − Vcatodo  #A.1#

Desde que não há nenhum parâmetro de massa ou de volume, fica claro que a tensão gerada não depende do tamanho físico da célula.

Pode-se também notar que os níveis de tensões são baixos e, muitas vezes, associações em série são necessárias conforme já comentado.

Célula de Volta

  | Topo pág | Fim pág |

A invenção da primeira pilha elétrica coube ao físico italiano Alessandro Giuseppe Antonio Anastasio Volta, em 1800. Em justa homenagem, a comunidade científica posteriormente adotou o nome volt para a unidade de tensão elétrica.

A pilha de Volta era formada por discos de cobre e zinco alternadamente empilhados e, entre eles, tecido embebido com ácido sulfúrico (Figura 01). Portanto, zinco é o anodo e cobre, o catodo.

Figura 01

A tensão teórica de cada célula, conforme tabela e fórmula do tópico anterior, é

V = 0,76 − (−0,34) = 1,1 volts

E a reação global é a do zinco com o ácido sulfúrico:

Zn(s) + H2SO4(aq) → ZnSO4(aq) + H2(g)


Considerando que compostos iônicos se dissociam em água, pode-se escrever essa equação na forma:

Zn(s) + 2H+(aq) + SO4−−(aq) → Zn++(aq) + SO4−−(aq) + H2(g)

Removendo o íon SO₄ comum em ambos os lados, obtém-se a equação iônica líquida:

Zn(s) + 2H+(aq) → Zn++(aq) + H2(g)

Para que isso ocorra, é preciso uma troca de elétrons, de forma que a equação anterior pode ser dada pelas duas seguintes:

Zn(s) → Zn++(aq) + 2e−   (Reação no anodo | Perda de elétrons | Oxidação)
2H+(aq) + 2e− → H2(g)    (Reação no catodo | Ganho de elétrons | Redução)

Entretanto, a célula de Volta tem uma limitação prática: o hidrogênio formado no catodo cria uma barreira para a passagem dos elétrons. Isso se chama polarização. E a tensão da célula cai rapidamente com o uso. As células atuais (de outros tipos, naturalmente) contém substâncias que se combinam com o hidrogênio antes que ele consiga polarizar o eletrodo.


Topo | Índice do grupo | Página anterior | Próxima página | Última revisão ou atualização: Jul/2008

Melhor visto com 1024x768 px Termos de uso