Aplicações das pilhas no dia a dia
Introdução: Trazendo a Pilha para o Mundo Real
Nos últimos capítulos, nós montamos pilhas, aprendemos a prever quem oxida e quem reduz, e até calculamos a voltagem gerada.
Agora, você pode estar se perguntando: "Ok, mas onde eu uso isso na minha vida?".
E a resposta é: em todos os lugares. Nesse assunto, eu não preciso nem forçar pra te dizer isso, porque você está lendo isso por um celular, tablet ou notebook.
E independente de qual seja, ele só funciona por conta da eletroquímica.
Hoje, vamos sair um pouco do laboratório e ver como os princípios das pilhas se aplicam no nosso dia a dia.
Vamos entender por que os metais enferrujam (e como evitar isso) e dar uma espiada em tecnologias mais avançadas, como as células de combustível.
1. Corrosão: A Pilha Indesejada
Você já viu um portão de ferro, um prego velho ou a lataria de um carro antigo cheia de ferrugem?
Aquilo, meu amigo, nada mais é do que uma pilha funcionando onde não deveria.
A ferrugem é o resultado da oxidação do ferro, um processo espontâneo que acontece quando o ferro entra em contato com o oxigênio do ar e a umidade.
Basicamente, o ferro, o oxigênio e a água formam uma pilha eletroquímica.
Vamos ver as reações:
Quem oxida? O ferro, que tem um potencial de redução baixo. Ele atua como o ânodo.
$Fe (s) \rightarrow Fe^{2+} (aq) + 2é, E°oxid = + 0,44 V$
Quem reduz? O oxigênio do ar, na presença de água. Ele atua como o cátodo.
$O_2 (g) + 2 H_2O (l) + 4é \rightarrow 4 OH^{-} (aq), E°red = + 0,40 V$
Calculando a ddp dessa pilha indesejada:
$\Delta E° = E°red + E°oxid = 0,40 + 0,44 = + 0,84 V$
Como o ΔE° é positivo, a reação é espontânea.
A natureza quer que o ferro enferruje! Os íons $Fe^{2+} e OH^{-}$ formados reagem entre si e com mais oxigênio, formando a ferrugem ($Fe_2O_3 \cdot n H_2O$).
E é essa ferrugem que dá aquela camada marrom-avermelhada, porosa e quebradiça que destrói as estruturas metálicas.
E a "ferrugem" verde do cobre?
Você já viu estátuas de bronze ou cúpulas de igrejas antigas com uma coloração esverdeada? É o mesmo processo!
O cobre também oxida em contato com o ar e a umidade, formando uma camada de compostos de cobre que chamamos de azinhavre ou pátina.
É uma pilha espontânea, só que mais lenta e com uma cor diferente.
2. Como Combater a Corrosão?
Se a ferrugem é uma pilha espontânea, como a gente pode lutar contra ela?
Usando os mesmos princípios da eletroquímica a nosso favor!
Metais de Sacrifício: Dando a vida pelo Ferro
A ideia aqui é genial: se o ferro está oxidando porque ele tem um potencial de redução baixo, que tal colocar ao lado dele um outro metal com um potencial ainda mais baixo?
Esse outro metal será o "herói". Por ter uma tendência a oxidar ainda maior que a do ferro, ele vai se "sacrificrar", oxidando no lugar do ferro.
O metal de sacrifício mais comum é o magnésio (Mg) ou o zinco (Zn).
E°red (Ferro) = - 0,44 V
E°red (Zinco) = - 0,76 V
E°red (Magnésio) = - 2,37 V
Se conectarmos um bloco de magnésio ao casco de um navio (que é feito de aço, uma liga de ferro), formamos uma nova pilha.
Agora, a competição é entre o ferro e o magnésio.
Como o magnésio tem o menor potencial de todos, é ele quem vai oxidar. O ferro fica protegido, atuando como o cátodo.
Essa técnica é chamada de proteção catódica e é usada em cascos de navios, plataformas de petróleo e tubulações subterrâneas.
De tempos em tempos, o bloco do metal de sacrifício, já todo corroído, precisa ser substituído.
Galvanização: A Capa Protetora
Outra técnica muito comum é a galvanização, que consiste em revestir uma peça de ferro ou aço com uma fina camada de outro metal, geralmente o zinco.
Pense em telhas, parafusos e portões "galvanizados".
A galvanização oferece uma dupla proteção:
Proteção por Barreira: A camada de zinco cria uma barreira física, isolando o ferro do contato com o ar e a umidade. Simples assim.
Proteção por Sacrifício: E se a camada de zinco for arranhada? Mesmo com o ferro exposto, a proteção continua!
O zinco, por ser mais reativo (menor E°), ainda atuará como metal de sacrifício, oxidando no lugar do ferro exposto no arranhão.
Pense que nem a foto abaixo. Quando o zinco está inteiro, ele impede que o ferro oxide porque ele está “encapando” ele.
Depois, quando o zinco já é consumido, a capa deixa de existir, mas ele ainda está próximo do ferro.
Dessa forma, quando o agente oxidante chega perto deles dois, quem oxida primeiro continua sendo o zinco, já que seu E°oxid é maior que o do ferro.
É uma solução dois em um, extremamente eficiente!
3. Pilhas do dia a dia: Leclanché, Alcalina, Bateria e Célula de Combustível
Além das pilhas "didáticas" como a de Daniell, usamos no nosso cotidiano vários tipos de baterias comerciais.
Vamos conhecer quatro das mais importantes, de forma rápida.
O importante aqui não é decorar a reação ou o valor do seu $\Delta E°$.
Nosso objetivo aqui é entender o que teve de diferente e de evolução na pilha e onde ela se aplica.
Pilha Seca de Leclanché (Pilha Comum)
Essa é a famosa pilha de zinco-carvão, a mais barata e comum que encontramos, usada em controles remotos, relógios de parede, etc.
Apesar do nome "seca", ela tem uma pasta úmida dentro.
O ânodo (-) é feito de zinco e o cátodo (+) é feito de $C_{(grafite)}$ mergulhado em uma pasta de $MnO_2 e de NH_4Cl$. É o $MnO_2$ que reduz.
Essa pilha costuma ter uma voltagem de 1,5 V.
$Zn(s) \rightarrow Zn^{2+}(aq) + 2é$
$2 MnO_2(s) + 2NH_4^{+}(aq) + 2é \rightarrow Mn_2O_3(s) + 2NH_3(aq) + H_2O(l)$
Pilha Alcalina
É a versão "premium" da pilha comum.
Ela dura muito mais (de 5 a 8 vezes mais) e é ideal para aparelhos que consomem mais energia, como brinquedos e câmeras.
A química é parecida, mas a grande diferença é o eletrólito.
A Mudança Chave: Em vez da pasta ácida de cloreto de amônio, a pilha alcalina usa uma pasta básica (alcalina), geralmente de hidróxido de potássio (KOH).
Em meio básico, a reação se torna mais eficiente e evita a corrosão do zinco quando a pilha não está sendo usada, diminuindo chance de vazamentos.
Esse foi um grande avanço!
$Zn(s) + 2 OH^{-}(aq) \rightarrow ZnO(s) + H_2O(l) + 2é$
$2MnO_2(s) + H_2O(l) + 2é \rightarrow ZnO(s) + H_2O(l) + 2é$
Bateria de Chumbo-Ácido (Bateria de Carro)
Essa é a gigante que dá a partida no seu carro.
Ela é diferente das outras porque é recarregável.
Na verdade, é um conjunto de seis pilhas de 2 V ligadas em série, totalizando 12 V.
$Pb(s) + SO_4^{2-}(aq) \rightarrow PbSO_4(s) + 2é$
$PbO_2(s) + 4H^{+}(aq) + SO_4^{2-}(aq) + 2é \rightarrow PbSO_4(s) + 2H_2O(l)$
Ela funciona, funciona, funciona… e na hora de recarregar?
A gente conecta a bateria a uma fonte externa (alternador do carro), forçando o processo de eletrólise.
O sulfato de chumbo sólido que fica se acumulando tanto no ânodo quanto no cátodo é consumido, o ácido sulfúrico é regenerado e a bateria está pronta para ser usada de novo.
Genial!
Células de Combustível: A Pilha que Não Acaba
Para fechar, vamos falar de uma tecnologia que parece coisa de filme de ficção científica, mas que já é realidade: a célula de combustível.
Pense nela como uma pilha que nunca "acaba". Por quê?
Porque, em vez de ter os reagentes guardados dentro dela (como numa pilha comum), ela é continuamente alimentada com um combustível e um oxidante.
Normalmente, o combustível é o gás hidrogênio e o oxidante é o oxigênio do ar ($H_2 e O_2$).
Enquanto houver fornecimento de combustível e oxigênio, a célula continua gerando eletricidade.
A célula de combustível de hidrogênio é a mais famosa:
Ânodo (-): $2 H_2 (g) \rightarrow 4 H^{+} (aq) + 4 é$
Cátodo (+): $O_2 (g) + 4 H^{+} (aq) + 4é \rightarrow 2 H_2O (l)$
Reação Global: $2 H_2 (g) + O_2 (g) \rightarrow 2 H_2O (l)$
O resultado é incrível: uma reação que gera eletricidade e cujo único "resíduo" é água pura!
É por isso que essa tecnologia é vista como uma grande promessa para carros e para a geração de energia limpa no futuro.
Conclusão
Corrosão é simplesmente uma pilha da natureza que é indesejável para a gente;
Evitamos usando metais que possuem maior E°oxid que o próprio ferro, para que eles oxidem no lugar do ferro (metal de sacrifício ou galvanização);
Existem várias pilhas no nosso dia a dia;
Pilha seca é a mais simples, sem segredo;
Pilha alcalina inovou quando usou um meio básico para evitar que o zinco fosse corroído quando a pilha não estava sendo usada;
Bateria inovou ainda mais ao produzir um sólido que incrustrava na pilha que poderia ser futuramente consumido para recarregar a pilha por meio de eletrólise;
Células de combustível conseguem gerar energia elétrica produzindo apenas água como resíduo, o que é um sonho para a energia limpa no mundo.
Terminamos pilhas. A partir do próximo capítulo, veremos eletrólise! Vamos lá, estamos terminando!
