Imagina un mundo sin baterías. Todos esos dispositivos portátiles de los que tanto dependemos estarían muy limitados. Sólo podríamos llevar nuestros ordenadores portátiles y teléfonos hasta el alcance de sus cables, haciendo que esa nueva aplicación para correr que acabas de descargar en tu teléfono sea bastante inútil.
Por suerte, tenemos baterías. En el año 150 a.C., en Mesopotamia, la cultura parta utilizaba un dispositivo conocido como batería de Bagdad, hecho de electrodos de cobre y hierro con vinagre o ácido cítrico. Los arqueólogos creen que en realidad no se trataba de pilas, sino que se utilizaban principalmente para ceremonias religiosas.
La invención de la pila tal y como la conocemos se atribuye al científico italiano Alessandro Volta, que montó la primera pila para demostrar un punto a otro científico italiano, Luigi Galvani. En 1780, Galvani había demostrado que las ancas de las ranas colgadas en ganchos de hierro o latón se movían al tocarlas con una sonda de otro tipo de metal. Galvani creía que esto se debía a la electricidad de los tejidos de las ranas, y lo llamó «electricidad animal».
Volta, aunque inicialmente quedó impresionado por los descubrimientos de Galvani, llegó a creer que la corriente eléctrica procedía de los dos tipos de metal diferentes (los ganchos en los que colgaban las ranas y el metal diferente de la sonda) y que simplemente se transmitía a través de los tejidos de las ranas, no desde ellos. Experimentó con pilas de capas de plata y zinc intercaladas con capas de tela o papel empapadas en agua salada, y descubrió que, efectivamente, la corriente eléctrica fluía a través de un cable aplicado a ambos extremos de la pila.
Volta también descubrió que utilizando diferentes metales en la pila, se podía aumentar la cantidad de voltaje. Describió sus descubrimientos en una carta a Joseph Banks, entonces presidente de la Royal Society de Londres, en 1800. Su invento fue todo un acontecimiento (¡Napoleón quedó bastante impresionado!) y le valió el reconocimiento permanente de que el «voltio» (una medida del potencial eléctrico) llevara su nombre.
Entonces, ¿qué ocurría exactamente con esas capas de zinc y plata, y con las ancas de las ranas que se movían?
La química de una batería
Una batería es un dispositivo que almacena energía química y la convierte en electricidad. Esto se conoce como electroquímica y el sistema en el que se basa una batería se llama célula electroquímica. Una batería puede estar formada por una o varias (como en la pila original de Volta) celdas electroquímicas. Cada celda electroquímica consta de dos electrodos separados por un electrolito.
Entonces, ¿de dónde obtiene la electricidad una pila electroquímica? Para responder a esta pregunta, debemos saber qué es la electricidad. En pocas palabras, la electricidad es un tipo de energía producida por el flujo de electrones. En una pila electroquímica, los electrones son producidos por una reacción química que tiene lugar en un electrodo (más información sobre los electrodos a continuación) y luego fluyen hacia el otro electrodo, donde son utilizados. Para entenderlo bien, tenemos que ver más de cerca los componentes de la célula y cómo se unen.
Para producir un flujo de electrones, es necesario tener un lugar desde el que fluyan los electrones y un lugar hacia el que fluyan los electrones. Estos son los electrodos de la célula. Los electrones fluyen desde un electrodo llamado ánodo (o electrodo negativo) hasta otro electrodo llamado cátodo (el electrodo positivo). Generalmente se trata de diferentes tipos de metales u otros compuestos químicos.
En la pila de Volta, el ánodo era el zinc, desde el que los electrones fluían a través del cable (cuando estaba conectado) hasta la plata, que era el cátodo de la batería. Apiló muchas de estas pilas para formar la pila total y aumentar el voltaje.
Pero, ¿de dónde saca el ánodo todos estos electrones en primer lugar? ¿Y por qué están tan contentos de ser enviados al cátodo? Todo se reduce a la química que tiene lugar dentro de la célula.
Hay un par de reacciones químicas que debemos entender. En el ánodo, el electrodo reacciona con el electrolito en una reacción que produce electrones. Estos electrones se acumulan en el ánodo. Mientras tanto, en el cátodo, se produce simultáneamente otra reacción química que permite a ese electrodo aceptar electrones.
El término técnico químico para una reacción que implica el intercambio de electrones es una reacción de reducción-oxidación, más comúnmente llamada reacción redox. La reacción completa puede dividirse en dos medias reacciones, y en el caso de una célula electroquímica, una media reacción se produce en el ánodo y la otra en el cátodo. La reducción es la ganancia de electrones, y es lo que ocurre en el cátodo; decimos que el cátodo se reduce durante la reacción. La oxidación es la pérdida de electrones, por lo que decimos que el ánodo se oxida.
Cada una de estas reacciones tiene un potencial estándar particular. Piense en esta característica como la capacidad/eficiencia de la reacción para producir o absorber electrones, su fuerza en un tira y afloja de electrones.
Dos materiales conductores cualesquiera que tengan reacciones con potenciales estándar diferentes pueden formar una célula electroquímica, porque el más fuerte podrá tomar electrones del más débil. Pero la elección ideal para un ánodo sería un material que produzca una reacción con un potencial estándar significativamente más bajo (más negativo) que el material que se elija para el cátodo. El resultado es que los electrones son atraídos por el ánodo hacia el cátodo (y el ánodo no intenta luchar mucho), y cuando se les proporciona un camino fácil para llegar allí -un cable conductor- podemos aprovechar su energía para proporcionar energía eléctrica a nuestra linterna, teléfono o lo que sea.
Electrolito
Pero los electrodos son sólo una parte de la batería. ¿Recuerdas los trozos de papel de Volta empapados en agua salada? El agua salada era el electrolito, otra parte crucial del cuadro. Un electrolito puede ser un líquido, un gel o una sustancia sólida, pero debe permitir el movimiento de iones cargados.
Los electrones tienen una carga negativa, y como estamos enviando el flujo de electrones negativos a través de nuestro circuito, necesitamos una forma de equilibrar ese movimiento de carga. El electrolito proporciona un medio a través del cual pueden fluir los iones positivos que equilibran la carga.
Como la reacción química en el ánodo produce electrones, para mantener un equilibrio de carga neutra en el electrodo, también se produce una cantidad equivalente de iones con carga positiva. Estos no bajan por el cable externo (¡eso es sólo para los electrones!) sino que se liberan en el electrolito.
Al mismo tiempo, el cátodo también debe equilibrar la carga negativa de los electrones que recibe, por lo que la reacción que se produce aquí debe atraer iones con carga positiva del electrolito (alternativamente, también puede liberar iones con carga negativa del electrodo al electrolito).
Así, mientras que el cable externo proporciona la vía para el flujo de electrones cargados negativamente, el electrolito proporciona la vía para la transferencia de iones cargados positivamente para equilibrar el flujo negativo. Este flujo de iones con carga positiva es tan importante como los electrones que proporcionan la corriente eléctrica en el circuito externo que utilizamos para alimentar nuestros dispositivos. El papel de equilibrio de carga que desempeñan es necesario para que toda la reacción siga funcionando.
Ahora bien, si se permitiera que todos los iones liberados en el electrolito se movieran con total libertad por el mismo, acabarían recubriendo las superficies de los electrodos y obstruyendo todo el sistema. Por ello, la célula suele tener algún tipo de barrera para evitar que esto ocurra.
Cuando la batería se está utilizando, tenemos una situación en la que hay un flujo continuo de electrones (a través del circuito externo) y de iones con carga positiva (a través del electrolito). Si este flujo continuo se interrumpe -si el circuito está abierto, como cuando se apaga la linterna- el flujo de electrones se detiene. Las cargas se acumulan y las reacciones químicas que impulsan la batería se detienen.
A medida que la batería se utiliza y las reacciones en ambos electrodos avanzan, se crean nuevos productos químicos. Estos productos de reacción pueden crear una especie de resistencia que puede impedir que la reacción continúe con la misma eficacia. Cuando esta resistencia es demasiado grande, la reacción se ralentiza. El tira y afloja de electrones entre el cátodo y el ánodo también pierde fuerza y los electrones dejan de fluir. La batería se agota lentamente.
Recargar una batería
Some common batteries are single use only (known as primary or disposable batteries). The trip the electrons take from the anode over to the cathode is one-way. Either their electrodes become depleted as they release their positive or negative ions into the electrolyte, or the build-up of reaction products on the electrodes prevents the reaction from continuing, and it’s done and dusted. The battery ends up in the bin (or hopefully the recycling, but that’s a whole other Nova topic).
But. The nifty thing about that flow of ions and electrons as it takes place in some types of batteries that have appropriate electrode materials, is that it can also go backwards, taking our battery back to its starting point and giving it a whole new lease on life. Just as batteries transformed the way we’ve been able to use various electrical devices, rechargeable batteries have further transformed those devices’ utility and lifespans.
When we connect an almost flat battery to an external electricity source, and send energy back in to the battery, it reverses the chemical reaction that occurred during discharge. This sends the positive ions released from the anode into the electrolyte back to the anode, and the electrons that the cathode took in also back to the anode. The return of both the positive ions and electrons back into the anode primes the system so it’s ready to run again: your battery is recharged.
Sin embargo, el proceso no es perfecto. La sustitución de los iones negativos y positivos del electrolito en el electrodo correspondiente a medida que se recarga la batería no es tan limpia ni está tan bien estructurada como lo estaba el electrodo en un principio. Cada ciclo de carga degrada los electrodos un poco más, lo que significa que la batería pierde rendimiento con el tiempo, razón por la que incluso las baterías recargables no siguen funcionando para siempre.
A lo largo de varios ciclos de carga y descarga, la forma de los cristales de la batería se vuelve menos ordenada. Esto se agrava cuando una batería se descarga/recarga a un ritmo elevado; por ejemplo, si conduces tu coche eléctrico a gran velocidad en lugar de hacerlo de forma constante. Los ciclos de alta velocidad hacen que la estructura de los cristales se vuelva más desordenada, con una batería menos eficiente como resultado.
