BATERIA VOLTAICA

Neste trabalho procuramos abordar o contexto histórico que influenciou a tão importante descoberta da pilha de Volta. Mencionamos a construção e o princípio de funcionamento da pilha.
O físico italiano Alessandro Volta refutou as idéias de Galvani sobre a existência de uma eletricidade animal. Para Volta, a perna da rã era simplesmente um condutor elétrico, que se contraía quando entrava em contato com dois metais diferentes.
Estudou, então, a reatividade de vários metais, notando que uns eram mais reativos que outros, esta constatação foi sem dúvida, o embrião da fileira de reatividade dos metais que hoje conhecemos. Aprofundando suas pesquisas, Volta construiu, em 1800, a primeira pilha elétrica, empilhando discos de cobre e zinco, alternadamente, separados por pedaços de tecido embebido em solução de ácido sulfúrico (foi desse empilhamento que surgiu o nome pilha). Desse modo, o ser humano conseguiu, pela primeira vez , produzir eletricidade em fluxo contínuo. Essa experiência foi apresentada em Paris,em 1801, a Napoleão, que distinguiu Volta com a medalha da Legião de Honra.

CONTEXTO HISTÓRICO

A bateria de Baghdad é a primeira bateria conhecida e deve ter por volta de 2250 anos de idade (250 anos a.C). É constituída por um jarro de louça vedado por uma tampa de asfalto. Uma barra de ferro, revestida por cobre, atravessa esta tampa alcançando o fundo do jarro. Quando o jarro encontra-se cheio de vinagre, ou outro tipo de solução eletrolítica, é capaz de fornecer aproximadamente 1,1 volts, ela foi encontrada em Khujut Rabu. A construção utilizava materiais muito simples e fáceis de encontrar. O que chama nossa atenção nesta história é o fato de que alguém, naquela época, tivesse habilidade tal de utilizar os materiais adequados, combinando-os da forma correta para resultar em um dispositivo de função pouco óbvia para a época.
Supõe-se que estas baterias fossem utilizadas para galvanizar metais, já que este processo utiliza uma pequena corrente elétrica para colocar uma fina camada de um metal (como ouro, por exemplo) na superfície de um outro metal (prata).
Em 1791 Luigui Galvani físico e médico italiano, enquanto preparava uma experiência em anatomia, para a experiência, Galvani removeu pernas dissecadas de sapo de uma solução salina e suspendeu-as por meio de um fio de cobre. Ele percebeu que cada vez que tocava em uma das pernas com uma barra de ferro, os músculos da perna se torciam. Galvani concluiu que a eletricidade estava sendo produzida,

(Experiência com as pernas de rãs)

mas pensou que ela viesse dos músculos da perna, então a descoberta de Galvani dizia que só era gerado eletricidade quando um metal entrasse em contato com um tecido animal.
No ano de 1800 o campo da eletroquímica deu um grande salto quando um físico italiano, Alessandro Volta, realizou grandes progressos repetindo o experimento de Galvani. Volta não concordou com as teorias do seu amigo, e propôs que os objetos de metal que estavam segurando a perna da rã poderiam ser a fonte da ação.
Depois de vários anos, Volta percebeu que o tecido muscular úmido da rã conduziu uma corrente entre os dois tipos diferentes de metal. Volta modificou este efeito para produzir o primeiro fluxo contínuo de corrente elétrica. Desta forma, descobriu que a eletricidade resultava da reação química entre o fio de cobre, a barra de ferro e a solução salina.
Usando este conhecimento, construiu a primeira bateria elétrica prática, conhecido como “pilha voltaica” ou “pilha galvânica”. Na verdade, ele “empilhou” (daí o nome “pilha”) vários discos de cobre e zinco, separados por discos de papel ou papelão (molhados em água salgada). Para prender este conjunto utilizou um arame de cobre. Ao fechar o circuito, a eletricidade fluiu através da “pilha”.
(Bateria Voltaica)

Volta foi ordenado Conde pelo então Imperador da França, Napoleão Bonaparte, graças a sua descoberta.

(Experiência com a pilha voltaica)

É importante salientar que até então( durante a época da invenção da pilha), a única forma de eletricidade conhecida era a eletricidade estática, que se manifestava através de descargas descontínuas naturais (raios) ou artificiais (garrafa de Leiden).

FUNCIONAMENTO DA PILHA VOLTAICA

Basicamente, uma pilha galvânica ou voltaica é constituída por dois metais diferentes e uma ou duas soluções eletrolíticas (eletrólitos). Nestas células há produção de corrente elétrica. A corrente elétrica percorre os fios de ligação que unem os dois metais que constituem os eletrodos da célula e que se encontram mergulhados nos respectivos eletrólitos (o conjunto de eletrodo mergulhado no respectivo eletrólito designa-se por semi-célula).

(Descrição da pilha elétrica)

Quando se constrói uma célula galvânica ou voltaica surge uma diferença de potencial entre os dois eletrodos e, há produção de corrente elétrica com uma determinada intensidade. Para se estabelecer a corrente elétrica é necessário um circuito fechado. Ao longo do tempo a diferença de potencial vai diminuindo, o mesmo acontece com a intensidade da corrente elétrica. Nas células galvânicas ou voltaicas a ocorrência de reações de oxidação-redução dá origem a uma corrente elétrica contínua, num circuito fechado externo, resultante da diferença de potencial (d.d.p.) entre dois eletrodos. Quanto à progressão da reação química, os eletrodos e os respectivos eletrólitos vão alterando-se, a intensidade da corrente diminui até que eventualmente se anula; a reação química atinge o equilíbrio e ambos os eletrodos ficam com o mesmo potencial (polarizados), ou seja, a d.d.p. é nula.
Numa célula galvânica ou voltaica, o eletrodo negativo (ou ânodo) é constituído pelo metal que sofre oxidação, ou seja, libera elétrons e vai dissolvendo-se. Por outro lado, o eletrodo positivo (ou cátodo) é constituído pelo metal que sofre redução, ou seja, recebe os elétrons liberados pelo ânodo e vai aumentando de volume. O fluxo de elétrons ocorre do ânodo para o cátodo.
A soma das duas semi-reações que ocorrem no ânodo (oxidação) e no cátodo (redução) dá-nos a reação de oxidação-redução global que ocorre na célula.
Tendo em conta que o ânodo tende sempre a liberar elétrons, então tenderá a ficar com excesso de carga positiva. Enquanto o cátodo está propenso a receber elétrons, conclui-se que tenderá a ficar com excesso de carga negativa. Então para que algumas células galvânicas ou voltaicas funcionem satisfatoriamente é fundamental mantê-las eletricamente neutras e isso é atingido com a utilização de uma ponte salina.
Uma ponte salina é constituída, geralmente, por um tubo fino que contém um gel de água saturado com um sal, ou então é constituída por um tubo fino, tapado nas extremidades com algodão, que contém uma solução saturada de um sal (ponte salina utilizada nas pilhas a construir). Os sais que habitualmente constituem as pontes salinas são, por exemplo, o cloreto de potássio ou cloreto de sódio, o nitrato de potássio ou nitrato de sódio. A função da ponte de salina é provocar uma neutralização elétrica da célula galvânica ou voltaica. Esta função é alcançada através da circulação de íons da solução saturada de sal para os eletrólitos de cada semi-célula e vice-versa. Os íons positivos circulam em direção à semi-célula de redução (cátodo + eletrólito) e os íons negativos circulam em direção à semi-célula de oxidação (ânodo + eletrólito).
Além das pontes salinas, existe ainda outro tipo de dispositivo com a mesma função, as membranas porosas que permitem a passagem de íons de um eletrólito para outro.
Uma célula galvânica ou voltaica não precisa de ponte salina nem de membrana porosa quando os dois eletrodos estão mergulhados no mesmo eletrólito.
A d.d.p. máxima atingida observada para cada célula galvânica ou voltaica, com eletrodos e eletrólitos de determinada composição qualitativa e quantitativa bem definida e a uma dada temperatura, é característica dessa pilha e é designada por força eletromotriz (f.e.m) ou potencial da pilha (ΔE).
Em condições de pressão e temperatura padrão (isto é, em condições de pressão -1 atm - e temperaturas - 25ºC), tem-se a f.e.m. padrão da pilha (Eº) que é dado pela diferença entre os potenciais padrão dos respectivos eletrodos da pilha:
Eº pilha = Eº oxidante – Eº redutor
Eº pilha = Eº cátodo – Eº ânodo
onde Eº representa o potencial padrão dos eletrodos.
Para poder-se medir os potenciais do eletrodo padrão dos diferentes metais e de alguns não metais, foi necessário recorrer a um eletrodo de referência. O eletrodo de referência escolhido foi o de hidrogênio. Para este eletrodo convencionou-se um potencial padrão nulo (Eº = 0 Volt).
Um eletrodo padrão de hidrogênio é constituído por um tubo fino em vidro com um fio de platina no seu interior ligado a uma pequena placa de platina mergulhados numa solução aquosa 1,0 mol/ dm3 de íons H+ (solução de um ácido forte). Este tubo de vidro tem uma pequena abertura lateral, através desta abertura é injetado hidrogênio gasoso (H2), à pressão de 1 atm e à temperatura de 25ºC, de um modo contínuo, formando uma película de hidrogênio sobre a platina (Chang, 1994).
As reações que podem ocorrer neste tipo de eletrodo podem ser traduzidas pelas seguintes semi-equações químicas:
Semi-reação de oxidação: H2O (l) → 4H+ (aq) + O2 (g) + 4e-
Semi-reação de redução: 4H+ (aq) + 4e- → 2H2 (g)
Medindo d.d.p. máxima obtida de diferentes células em que um dos eletrodos é sempre o eletrodo padrão de hidrogênio e variando apenas o outro eletrodo e respectivo eletrólito (ou seja, utilizando como o outro eletrodo diferentes metais ou outras substâncias) consegue-se obter os potenciais padrão dessas substâncias.
Após ter-se efetuado experimentalmente todas as medições necessárias para obter os potenciais padrão de diferentes substâncias pôde organizar-se uma tabela de potenciais padrão de eletrodo.
A equação de Nernst permite determinar a f.e.m que se deveria obter para a pilha que se pretende construir (Atkins, 1998):
E – E°= -(R T log Q) / nF
Onde E representa a f.e.m. da célula, E0 representa f.e.m. padrão, n representa o número de elétrons transferidos, R representa a constante dos gases ideais, T a temperatura, F representa a constante de Faraday e, por ultimo, Q representa o quociente da reação.
Em condições padrão a temperatura é igual a 25ºC, ou seja, 298,15 K. Substituindo este valor na expressão anterior e os valores respectivos das constantes R e F, obtém-se (Reger et al, 1997):
E – E°= -(0.0591 log Q) / n
O quociente da reação Q é definido pela razão entre as concentrações iniciais das espécies químicas aquosas (ou gasosas) que constituem os produtos da reação e as concentrações iniciais das espécies químicas aquosas (ou gasosas) que constituem os produtos.
A pilha eletroquímica que se pretende construir nesta atividade é uma pilha de ferro e cobre, cujos eletrólitos consistem em duas soluções aquosas 0,1mol/dm3 em nitrato de ferro (II) e sulfato de cobre (II). Como as concentrações iniciais dos eletrólitos são iguais isto significa que a f.e.m. esperada para esta pilha terá um valor igual à f.e.m. padrão, dado que o logaritmo de um é zero.
E = E° - 0,02955 log [ Fe 2+ / Cu 2+ ]
E = E° - 0,02955 log 1 E = E° - 0
E = E°
Nesta pilha ocorrerão as seguintes reações químicas:
Semi-reação de oxidação, que ocorre no ânodo (o eletrodo negativo da pilha), pode ser traduzida pela seguinte equação química:
Fe (s) → Fe2+ (aq) + 2e- E0= -0,44 V
Semi-reação de redução, que ocorre no cátodo (o eletrodo positivo da pilha), pode ser traduzida pela seguinte equação química:
Cu2+ (aq) + 2e- → Cu (s) E0= +0,34 V
Globalmente, a reação de oxidação-redução que ocorre nesta pilha é traduzida pela seguinte equação química:
Fe (s) + Cu2+ (aq) → Fe2+ (aq) + Cu (s) E0= +0,78 V

(Esquema de uma pilha voltaica)

CONCLUSÃO

O sucesso da invenção da pilha de Volta foi muito grande: imediatamente, muitos cientistas passaram a construir pilhas cada vez maiores para suas experiências; um exemplo foi à pilha de 2000 pares de placas, construída pela Sociedade Real de Londres. Isso propiciou descobertas muito importantes nos campos da Física e da Química. Assim, por exemplo, o cientista inglês Humphry Davy (1778-1829) conseguiu, em 1807, isolar pela primeira vez o sódio e o potássio, por meio de eletrólise; no ano seguinte, Davy isolou o bário, o estrôncio, o cálcio e o magnésio; foram então isolados seis novos elementos em apenas 2 anos! Em 1834, Michael Faraday (1791-1867) conseguiu determinar as leis quantitativas da eletrólise.
Do nome de Alessandro Volta derivam os termos: volt (medida de diferença de potencial); voltímetro (aparelho para medida da diferença de potencial); célula voltaica (para as células eletrolíticas).
O químico inglês John Frederic Daniell (1790-1845) inventou o higrômetro de condensação e a pilha elétrica. O ponto mais importante foi ele ter substituído, nas pilhas, as soluções ácidas, que produziam gases tóxicos, pelas soluções de sais.
É importante salientar que a história da ciência é conseqüência do trabalho de muitos pesquisadores, que vão gradativamente descobrindo e aperfeiçoando modos de controlar os fenômenos até chegar a aplicações práticas de grande importância, tais como a enorme variedade de pilhas, baterias e acumuladores que usamos em nossos dias.

REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS

www.portal-itaquera.com/itaquera-comercio-negocios-e-noticias/2009/01/08/portal-itaquera-historia-das-baterias.html

www.cti.furg.br/~santos/apostilas/fisica3/personagens.html

www.cerebromente.org.br/n06/historia/tools.htm

educa.fc.up.pt/ficheiros/fichas/880/Introdu%E7%E3o.pdf

dtq.estig.ipb.pt/olimpiadas/pdfs/ProvaFRBOQ+2008.pdf

www.sapientia.pucsp.br/tde_busca/arquivo.php?codArquivo=5897

FELTRE, Ricardo. Físico - Química - 6.ed. – São Paulo: Moderna, 2004.



Autores: Eduardo Lemos Loureiro
Liondely Stephan de Souza Pimentel