Reações de “Oxi-redução espontâneas” – nome complicado, não? E pilha, você entende?

Tempo de leitura: 10 minutos

No Ensino Médio temos a oportunidade de estudar as reações de oxi-redução (ou redox), que são reações em que existe transferência de elétrons. Dependendo do quanto nós estudamos já ouvimos termos como oxidação, redução, agente redutor, agente oxidante, e talvez tenhamos aplicado o temível método do íon-elétron (que não é tão temível assim). O que, às vezes, não nos damos conta é que essas reações de oxi-redução são extremamente comuns no nosso dia-a-dia, seja por estar presente em vários aparelhos eletrônicos, seja em reações bioquímicas simplesmente vitais para nossa existência. Nesse post irei mostrar, e analisar do ponto de vista químico, como esse tipo de reação é a base do funcionamento das pilhas comuns, e consequentemente de todos os aparelhos que dependem dela.

Primeiramente temos que definir alguns termos para que as coisas fiquem claras. Sempre que ouvirmos o nome “reação de oxi-redução” temos que ter em mente que é uma reação onde há transferência de elétrons de uma substância química para outra. Uma substância irá perder elétrons, e neste caso falamos que ela vai oxidar, enquanto a outra irá receber os elétrons que foram perdidos. Neste caso, falamos que a substância que recebeu os elétrons reduziu. Sempre será desta maneira, uma perde elétrons, enquanto a outra ganha, gerando assim um fluxo de elétrons, e portanto, uma corrente elétrica. Com um pouco de tecnologia podemos criar um dispositivo onde podemos aproveitar essa corrente elétrica, para por exemplo, realizar algum trabalho útil. Na verdade esse dispositivo já foi criado ainda no século 19, e a ele foi dado o nome de pilha. Sim, a pilha é o melhor exemplo de como podemos usar as reações de oxi-redução a nosso favor. O exemplo da pilha é tão importante, que no jargão científico “pilha” tornou-se sinônimo de “reações de oxi-redução espontâneas”, ou seja, reações que ocorrem simplesmente deixando em contato as substâncias que vão perder e ganhar elétrons.

A avó das pilhas atuais é a chamada pilha de Leclanché, em homenagem a seus criador Georges Leclanché. Esta pilha, também conhecida como pilha seca, foi criada em 1865, e é em essência a mesma pilha comum que usamos hoje. Bom … mas vamos à química. Você conhece as reações químicas que ocorrem no interior das pilhas? Não? Então a partir de agora vamos olhar esse pequeno dispositivo de outra forma…pilha-acida

Mas antes de falarmos das reações propriamente ditas … você já viu uma pilha por dentro? Na graduação tive o “prazer” de abrir várias pilhas para analisar e reaproveitar seus componentes, então acho que me lembro como ela é. Se nós tirarmos a “casca” metálica de pilha, a capa onde vem a marca e as especificações do fabricante, nós vamos encontrar um cilindro de zinco metálico. Dentro nesse cilindro existe uma pasta úmida preta formada por cloreto de amônio (NH4Cl), cloreto de zinco (ZnCl2) e óxido de manganês (IV) (MnO2). Este é o meio reativo, que nós chamamos de eletrólitos. E por fim, bem no centro do cilindro, de ponta-a-ponta (na vertical) passa um bastão de grafite. A figura ao lado mostra o perfil de uma pilha aberta.

E agora, vamos de fato entender o que ocorre no interior das pilhas.

Um dos processo químicos mais importantes das pilhas normais ocorre no cilindro de zinco metálico. Quando o circuito é fechado (ou seja, colocamos apilha em algum aparelho), este cilindro começa a sofrer oxidação. Isto significa que o zinco metálico começa a sofrer uma espécie de corrosão lenta, e neste processo, ele começa a perder alguns de seus elétrons, como mostra a reação abaixo:

Zn(s) → Zn2+(aq) + 2e-

Essa reação indica que o zinco metálico (Zn) se transforma em cátions de zinco (Zn2+), e neste processo ele age como fonte de elétrons. Os cátions zinco não ficam agregados ao cilindro, mas eles migram para a pasta úmida no interior da pilha. Como é nesse cilindro que ocorre a reação de oxidação (perda de elétrons), nós chamamos esse cilindro de anodo. O nome é meio esquisito, mas a ideia é bem simples. Chamamos de anodo o local onde ocorre a reação de oxidação da pilha, só isso. O anodo está conectado ao terminal “plano” da pilha (lembra que toda pilha numa ponta é “plana”, e na outra tem um “biquinho”?), e ele recebe a simbologia de pólo negativo (de onde partem os elétrons, que possuem carga negativa).  Mas esse elétrons vão para onde? Bom … depois de percorrer todo circuito, e portanto fazer com que a corrente elétrica passe pelos componentes do aparelho, eles retornam ao terminal com “biquinho” da pilha, o pólo positivo. E é ai que se fecha o ciclo, ocorrendo a reação de redução, ou seja, a reação de ganhos de elétrons. O pólo positivo, onde ocorre a redução, é chamado de catodo. Esse catodo nada mais é do que o bastão de grafite que passa pelo interior da pilha. O bastão está em contato direto com a pasta úmida, de forma que as substâncias diretamente em contato com o bastão também estão em contato direto com os elétrons que chegaram nele. E é neste ponto que o cloreto de amônio, ou mais especificamente os íons amônio (NH4+) aproveitam a oportunidade para capturar esses elétrons (se reduzirem). A reação de redução está mostrada abaixo:

2NH4+(aq) + 2e- → 2NH3(g) + H2(g)

Esse é o processo básico de funcionamento das pilhas, mas para que ela tenham uma maior vida útil alguns problemas tem de ser resolvidos. Por exemplo, ao olhar a reação acima vemos que são formados dois gases. A amônia (NH3) e o gás hidrogênio (H2). Esses gases no interior da pilha aumentam a pressão interna, e se a pressão for muito elevada eles simplesmente podem estourar a pilha (e de fato isso ocorre algumas vezes!!!). Então … como resolver esse problema? Na verdade a pasta úmida já é preparada para isso. Como? Vejamos.

Para aliviar a pressão, é preciso de alguma forma diminuir, ou mesmo eliminar, a quantidade de gás formado. E conseguimos isso fazendo esses gases reagirem! Primeiro vamos ver como eliminamos o gás hidrogênio. Dentro da pasta úmida temos óxido de manganês (IV) (MnO2). Um dos papéis desse óxido é justamente “eliminar” o gás hidrogênio gerado. Ele faz isso através de outra reação de oxi-redução. O MnOvai reduzir (ganhar elétrons), e se converter no óxido mangânico (Mn2O3). Os elétrons que o átomo de manganês recebe vem da oxidação do gás hidrogênio, que é transformado em água, como  mostra a reação abaixo.

2MnO2(s) + H2(g) → Mn2O3(s) + H2O(l)

Viram o que essa reação faz? Ela transforma um gás, que iria produzir grande pressão no interior da pilha em água, que está no estado líquido, e portanto ocupa um volume muito menor, aliviando assim a pressão interna. Notem que essa reação também é de oxi-redução, e portanto também provoca uma transferência de elétrons, no entanto, esses elétrons não são aproveitados para a corrente elétrica gerada pela pilha.

E a amônia gerada, o que é feito com ela? Na pasta úmida temos cloreto de zinco, que está na forma ionizada (ou seja, os íons zinco, Zn2+, estão separados dos íons cloreto, Cl-). E além disto temos uma quantidade de íons zinco que vieram da oxidação do anodo de zinco. Assim que a amônia é liberada os íons zinco capturam as moléculas desse gás, formando um composto complexo chamado diamimzinco(II) ([Zn(NH3)2]2+). O complexo [Zn(NH3)2]2+ começa a reagir com os íons cloreto livres, formando um sólido. Com isso, é possível eliminar a pressão provocada pela liberação da amônia, que é um gás, transformando-a em um composto sólido, juntamente com os íons zinco e cloreto. Podemos ver essa reação abaixo.

Zn2+(aq) + 2NH3(g) → [Zn(NH3)2]2+(aq)

[Zn(NH3)2]2+(aq) + 2Cl-(aq) → [Zn(NH3)2]Cl2(s)

Viram quantas reações ocorrem dentro de uma pequena pilha? Na verdade uma pequena pilha fornece material para várias aulas de química! Mas ainda temos alguns comentários que são relevantes sobre o funcionamento da pilha comum.

Uma pilha comum fornece uma voltagem nominal de 1,5 V, que nem sempre é suficiente para o funcionamento de alguns aparelhos. Para aumentar a voltagem basta conectar essas pilhas em série, ou seja, o pólo positivo de uma encostar diretamente no pólo negativo de outra. Neste caso, as voltagens são combinadas como a soma da voltagem de cada pilha, ou seja, duas pilhas em série forneceriam 3,0 V, três pilhas em série 4,5 V, e assim por diante.

Outro detalhe importante – já perceberam que a voltagem de uma pilha palito (pequena), é a mesma de uma pilha das grandes? Isso ocorre porque a diferença de potencial (voltagem) é uma gradeza intensiva, ou seja, não depende da quantidade das substâncias. Não importa a quantidade de reagentes, a voltagem vai depender da natureza da reação, e não da quantidade de reagentes no interior da pilha. Neste caso, uma pilha maior vai levar mais tempo para descarregar, mas não fornecerá uma diferença de potencial superior.

As pilhas comuns também apresentam algumas fragilidades naturais. Por exemplo, já deixou uma pilha muito tempo num aparelho e depois percebeu que ela “vazou” (e provavelmente seu controle remoto, relógio, ou radio foram para o “espaço”)? Isso acontece porque o cilindro de zinco sofre uma lenta reação paralela com o cloreto de amônio. Como o cilindro de zinco sofre oxidação, ele ao mesmo tempo sofre corrosão, ficando enfraquecido ao longo do tempo, o que acaba permitindo que o material da pasta úmida vaze. Além disto, se o aparelho consumir energia elétrica muito rapidamente, a velocidade da produção de de amônia e de gás hidrogênio pode ser muito mais rápida que a velocidade das reações de captura desses gases. Caso isso aconteça, o que vai ocorrer com a pilha? A pressão interna vai aumentar, e ela vai estourar!

Apesar das pilhas comuns terem suas fragilidades, e não serem recarregáveis, ela tem sua praticidade, podendo ser usadas em vários aparelhos simples, com uma boa vida útil, e tendo um custo bem acessível. Por outro lado, existem muitas outras pilhas no mercado, que geram uma voltagem bem maior, são mais seguras, mais duradouras e mais caras, como as pilhas alcalinas, e as pilhas de lítio. Quais são as diferenças entre essas pilhas? Por que algumas pilhas são recarregáveis, enquanto outra não? Qual a diferença entre pilhas e baterias? Bom … se eu for explicar neste post ele vai ficar muito maior do que já está, e vai ficar cansativo de ler. Então fique atento ao blog, porque em breve escreverei algo a respeito dessas outras pilhas, ok?

E ai gostaram? Então deixem seu comentário, compartilhem, e até a próxima.

 Fonte principal

A. Burrows, et al, Química, Volume 3. LTC.

 

  • Anonima

    MELHOR BLOG TONINHOOOOOOOOOOOOO, continue postando! Tô esperando a continuação deste post

  • Eduardo Tudrej

    Muito bacana a publicação, aguardo ansiosamente as próximas publicações sobre pilhas!!!
    Abraços, professor!