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Célula de Daniell

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É uma evolução da célula de Volta, que, naturalmente, não é mais usada. Em lugar do ácido sulfúrico da célula de Volta, são usados eletrólitos separados:

Figura 01

Sulfato de cobre para o catodo e sulfato de zinco para o anodo, que são mantidos em contado por meio de um vaso poroso que, teoricamente, só permite a passagem dos íons.

Os íons Cu⁺⁺ depositam-se no catodo em forma metálica e, portanto, tornam-se neutros. Isso rompe o equilíbrio iônico da solução, fazendo os íons Zn⁺⁺ atravessarem o vaso poroso e dando continuidade elétrica à célula.

Com o funcionamento, a concentração do eletrólito do zinco aumenta e a do cobre diminui, reduzindo a tensão. A polarização se dá pelo depósito dos íons Zn⁺⁺ no cobre.

Figura 02

Para os curiosos que desejam construir uma célula de Daniell, o vaso poroso pode ser obtido a partir de uma vela comum de filtro de água doméstico.

O arranjo da Figura 02 dispensa o vaso, uma vez que a solução de sulfato de zinco tem massa específica inferior à do sulfato de cobre (é evidente que a solução deverá ser colocada vagarosamente para evitar mistura por agitação). Nos tempos do telégrafo, foi usado pelos Correios.

Cuidados devem ser tomados ao manusear produtos químicos. Usar os meios de proteção adequados. Não descartar no ambiente sem o devido tratamento. A sociedade agradece.

Célula seca

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As baterias comuns de 1,5 V atualmente usadas têm como base a célula desenvolvida por Leclanchè por volta do ano de 1880.

Figura 01

O anodo é zinco, o catodo é dióxido de manganês e o eletrólito, uma solução aquosa de cloreto de zinco ou amônia.

Nas células atuais, um óxido inerte é adicionado ao eletrólito para formar um gel e o catodo é carbono revestido com uma camada de dióxido de manganês. Ver Figura 01.

Com o uso, a concentração de cloreto de amônia cai e, portanto, a tensão também cai, o que é facilmente observado na prática.

A reação global é dada a seguir.


Zn(s) + 2 MnO2(s) + 2 NH4Cl(aq) → ZnCl2(aq) + Mn2O3(s) + 2 NH3(aq) + H2O(l)

Célula alcalina

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As células alcalinas são similares às de Leclanchè, mas com uso de hidróxido de potássio (KOH) como eletrólito.

A reação global passa a ser:

Zn(s) + 2 MnO2(s) + H2O(l) → Zn(OH)2(s) + Mn2O3(s)

Notar que, ao contrário da anterior, o eletrólito não é consumido na reação. Teoricamente, a tensão é constante até o esgotamento do anodo. Essa vantagem faz as alcalinas substituírem cada vez mais as tradicionais, apesar do custo maior.

Célula chumbo-ácida

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O anodo é chumbo, o catodo é óxido de chumbo (PbO₂) e o eletrólito, solução de ácido sulfúrico.

A tensão da célula é cerca de 2 V e é desnecessário dizer que sua maior aplicação é no ramo automotivo, normalmente agrupada em 6 para formar a bateria de 12 V.

Figura 01

Na construção mais comum, anodo e catodo são placas retangulares planas, dispostas e interligadas alternadamente, com separadores de material poroso não condutor para evitar contato elétrico direto (Figura 01).

O conjunto fica no interior de uma cuba, submerso no eletrólito de solução de ácido sulfúrico.

Embora seja uma tecnologia criada há cerca de 100 anos, até o momento não há alternativa melhor para uso em automóveis e similares.

A reação global (para a descarga) é

Pb(s) + PbO2(s) + 2 H2SO4(aq) → 2 PbSO4(s) + 2 H2O(l)

Separando os íons do ácido, pode-se escrever:

Pb + PbO2 + 2 HSO4− + 2 H+ → 2 PbSO4 + 2 H2O

E, de forma similar à da célula básica, consideram-se as trocas de elétrons em cada pólo durante a descarga (Figura 02). Para o eletrodo negativo (anodo), tem-se:

Figura 02

Pb + HSO4− → PbSO4 +  H+ + 2 e−

E para o eletrodo positivo (catodo),

PbO2 + HSO4− + 3 H+ + 2 e− → PbSO4 + 2 H2O

À medida que é usada, a concentração de ácido sulfúrico diminui e, desde que este tem uma massa específica significativamente superior à da água, a redução da massa específica do eletrólito (e, portanto, da carga) pode ser facilmente observada com um instrumento (densímetro) tipo flutuador.

A célula chumbo-ácida é recarregável. Provavelmente, uma das razões para isso é o fato de o produto da descarga (sulfato de chumbo) ser insolúvel no eletrólito e permanecer junto dos eletrodos (em geral, nas células não recarregáveis, os produtos se perdem por serem gases ou se precipitam no eletrólito).

Figura 03

Uma vez descarregada, total ou parcialmente, uma fonte externa de energia elétrica, aplicada conforme Figura 03, reverte as reações anteriores, regenerando o chumbo e o óxido de chumbo dos eletrodos e o ácido sulfúrico do eletrólito.

Mas o processo de carga tem seu lado problemático, uma vez que pode haver a reação comum de decomposição da água:

2H2O(l) → 2H2(g) + O2(g)

Ou seja, pode ocorrer a formação de uma mistura gasosa potencialmente explosiva e, para reduzir o risco, a carga deve ser controlada.

A evaporação da água faz necessária a complementação periódica com água pura. Para evitar isso, sugiram na década de 1970 as primeiras células seladas. Elas dispõem também de um composto catalítico que produz água se houver formação de hidrogênio e oxigênio durante o processo de carga.


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