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No cotidiano, é muito comum o uso de pilhas, seja em brinquedos, controles, relógios, entre outros dispositivos. No entanto, muitas pessoas não sabem como elas funcionam, aprendendo com os familiares apenas como utilizá-las e, principalmente, como encaixá-las corretamente. No conteúdo anterior, foram abordadas as reações de oxirredução, que desempenham papel fundamental no funcionamento das pilhas. Com base nesses conhecimentos, podemos compreender melhor o mecanismo dessas fontes de energia.

Mas o que exatamente são as pilhas? Elas consistem em sistemas nos quais reações de oxirredução ocorrem simultaneamente, transformando a energia química gerada de forma espontânea em energia elétrica.

É importante destacar dois conceitos chave: a substância que sofre oxidação é chamada de agente redutor, enquanto a que passa por redução é o agente oxidante. Nas pilhas, dois elementos são de extrema relevância: o ânodo (eletrodo onde ocorre a oxidação, sendo o polo negativo) e o cátodo (eletrodo onde ocorre a redução, representando o polo positivo). Essas reações acontecem no interior da pilha, onde, ao invés de haver troca direta de elétrons entre os materiais, ela é realizada por meio de um fio que conecta ambos os eletrodos, junto com uma ponte salina ou um meio contendo uma substância salina, que é preferido na prática.

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Parte 1

Em um béquer de 250 mL, foram adicionados 150 mL de sulfato de cobre (CuSO4). Em seguida, foi colocado um pedaço de papel alumínio dentro do béquer, deixando a mistura em repouso.

Parte 2

Em outro béquer de 250 mL, foram adicionados 150 mL de água sanitária. Um fio grosso de cobre e um pedaço de alumínio foram fixados nas bordas do béquer utilizando conectores do tipo jacaré, sem que se tocassem. A seguir, a tensão gerada foi medida com um voltímetro. Posteriormente, os cabos foram conectados a uma calculadora para verificar seu funcionamento.

Parte 3

Três béqueres do experimento 2, um de cada grupo, foram utilizados. As pilhas formadas em cada béquer foram conectadas entre si por meio dos conectores jacaré. Em seguida, o sistema foi ligado a um LED.

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4 Béqueres de 250ml

2 Cabos com conectores de jacaré

Voltímetro

Calculadora

Mini luz de led

Substâncias

150ml de água sanitária

150ml de sulfato de cobre (CuSO4)

Pedaço de alumínio

Fio grosso de cobre

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Parte 1

O pedaço de papel alumínio que estava em repouso reagiu ao sulfeto de cobre ( CuSO₄), houve uma liberação de bolhinhas de gases, e pode-se ver ferrugem e corrosão, e o líquido no béquer, no caso o CuSO₄, antes um azul mais escuro, ficou mais claro.

Parte 2

O fio de cobre e o pedaço de papel alumínio no béquer com água sanitária formaram uma pilha. Ao ser realizada a medição com o voltímetro, o resultado foi uma voltagem de 1.44v. Quando essa pilha foi conectada à calculadora, ela forneceu a eletricidade, fazendo com que ligasse e funcionasse.

Parte 3

Com todos os três béqueres do experimento 2 juntos e conectadas entre si, foi montada uma pilha em série, e o resultado da medição da voltagem foi de 4.34v, no caso, é o mesmo resultado da soma de voltagem individual de cada pilha ( 1.4 1.7 1.2 _ somados: 4.3 ). Quando apenas uma pilha foi conectada à LED, a luz foi bem fraca, mas ao ser conectada ao sistema de pilha em série, a luz ficou bem forte.

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Parte 1

Na primeira parte do experimento, aconteceu uma reação entre o papel alumínio e o sulfato de cobre (CuSO₄). Isso aconteceu porque o alumínio é mais reativo que o cobre, então ele “roubou” o lugar do cobre na solução. Por causa disso, o cobre se soltou e virou uma espécie de ferrugem no papel alumínio, e o alumínio começou a se desgastar. Também deu pra ver várias bolhinhas de oxigênio, que mostram que teve liberação de gás. O líquido, que era azul escuro por causa do CuSO₄, ficou mais claro, o que mostra que parte do cobre saiu da solução. Essa reação é chamada de oxirredução, porque um material perde elétrons e o outro ganha.

Parte 2

Observamos a formação de uma pilha com cobre e alumínio imersos em água sanitária. O alumínio, por ser mais reativo, perdeu elétrons (ânodo), enquanto o cobre os recebeu (cátodo), gerando uma corrente elétrica. A voltagem registrada foi de 1,44V, suficiente para ligar uma calculadora. Esse resultado confirma os princípios da eletroquímica, onde reações de oxirredução geram eletricidade. O experimento mostrou, na prática, como diferentes metais e um eletrólito podem produzir energia de forma simples e eficiente.

Parte 3

Nessa parte da aula prática, a gente ligou as três pilhas caseiras em série e deu pra ver que o LED acendeu bem mais forte do que com uma pilha só. A voltagem final foi de 4,34V, porque em série os valores se somam. Isso mostrou que uma pilha sozinha não dá conta, já que o LED precisa de mais energia pra funcionar direito. Montar as pilhas em série realmente faz diferença e que isso é usado em várias coisas que a gente usa no dia a dia, como controles ou lanternas.

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Nos experimentos realizados sobre oxidação e redução, observamos fenômenos químicos importantes que mostram o funcionamento das pilhas. Na primeira parte, adicionamos um pedaço de alumínio no sulfeto de cobre (CuSO₄), ocorreu uma reação em que o alumínio, sendo mais reativo, substituiu o cobre na solução. Isso resultou na formação de ferrugem no alumínio e na liberação de bolhas de gás, além da mudança na cor do líquido, que passou de azul escuro para mais claro.

Na segunda parte, a combinação de um pedaço de cobre e um pedaço de alumínio em água sanitária gerou uma pilha, onde o alumínio atuou como ânodo, perdendo elétrons, e o cobre como cátodo, recebendo elétrons. A voltagem medida foi de 1,44V, suficiente para acender uma calculadora, demonstrando a viabilidade das reações de oxirredução na geração de eletricidade.

Na terceira parte, todos os três béqueres do experimento foram conectados em série, resultando em uma medição de voltagem total de 4,34V, que corresponde à soma das voltagens individuais de cada pilha (1,4V, 1,7V e 1,2V). Quando apenas uma pilha foi conectada ao LED, a luz foi fraca, no entanto, ao conectar o sistema de pilha em série, a luz ficou bem forte. Esses resultados reforçam a importância das reações químicas na formação de sistemas de energia simples e eficazes.