Cómo funcionan realmente las baterías

En marzo de 1800, en una mesa de trabajo de la Universidad de Pavía, Alessandro Volta hizo algo engañosamente sencillo. Apiló pequeños discos de zinc y plata en capas alternas, deslizó entre cada par un trozo de cartón empapado en salmuera y conectó un cable desde la parte superior de la columna hasta la inferior. Cuando cerró el circuito, fluyó una corriente, no una sola chispa estática como las que habían divertido a los filósofos naturales durante décadas, sino un flujo continuo y sostenido de electricidad que no se desvanecía al instante. El día veinte de ese mes comunicó el resultado a la Royal Society de Londres, y el mundo adquirió en silencio su primera fuente fiable de corriente eléctrica.

Aquella columna, que hoy llamamos pila voltaica, puso fin a una disputa amarga e inauguró toda una ciencia. Dos siglos después, la misma química fundamental, refinada por una larga estirpe de nombres como Daniell, Planté, Grove, Whittingham, Goodenough y Yoshino, hace funcionar el teléfono de tu bolsillo, el coche de tu garaje y los bancos del tamaño de almacenes que almacenan energía para la red eléctrica. Lo notable es que casi nadie, al sostener una pila AA o enchufar un portátil, sabe qué está ocurriendo de verdad en su interior. La respuesta honesta echa por tierra lo que la gente cree con más frecuencia sobre las baterías, así que construyámosla con cuidado, desde el cartón empapado en salmuera de Volta hasta la celda de iones de litio.

La disputa que Volta zanjó con un montón de metal

Antes de la pila, la gran cuestión eléctrica de finales del siglo XVIII tenía que ver con ranas. Luigi Galvani, anatomista en Bolonia, había observado que la pata de una rana muerta se contraía al ser tocada por dos metales distintos, y concluyó que el propio músculo guardaba un depósito de lo que él llamó electricidad animal, un fluido vital almacenado en el tejido vivo. Era una idea atractiva, y tenía detrás el peso de una experimentación cuidadosa.

Volta no estaba de acuerdo. Sospechaba que la rana no era más que un detector sensible, y que la electricidad no surgía en el animal sino en la unión donde dos metales distintos se encontraban con un conductor húmedo. Su pila fue la prueba decisiva. Al apilar zinc y plata separados por salmuera y producir una corriente estable sin ningún tejido biológico a la vista, demostró que el efecto residía en el contacto metal-metal-electrolito, no en el músculo. La disputa quedó zanjada. La corriente provenía de la química. En reconocimiento, la unidad de potencial eléctrico, el voltio, lleva su nombre, y todo el campo de convertir reacciones químicas en corriente eléctrica dio su primer paso firme.

Por qué una batería almacena química, no electricidad

He aquí el error que conviene corregir desde el principio, porque condiciona cómo cobra sentido todo lo demás. Una batería no almacena electricidad. No hay ningún pequeño depósito de carga dentro de una pila AA esperando a ser vertido. Lo que una batería almacena es energía química, encerrada en la disposición de sus reactivos, y convierte esa energía en trabajo eléctrico solo bajo demanda, solo cuando cierras un circuito y dejas que la reacción avance.

Ya que estamos despejando el terreno, un segundo punto sobre el lenguaje merece atención. En sentido estricto, una batería no es una única unidad en absoluto. La palabra se refiere a dos o más celdas electroquímicas conectadas en serie o en paralelo, igual que una batería de cañones son varias piezas de artillería actuando en conjunto. Una conocida batería de transistor de 9 voltios, por ejemplo, en realidad son seis celdas de 1,5 voltios apiladas dentro de una misma carcasa rectangular. La única pila AA que metes en un mando a distancia es, con propiedad, una celda. La distinción no es un simple purismo; explica por qué los voltajes aparecen en esos números redondos tan concretos, y señala a la unidad que realmente hace el trabajo, que es la celda.

Dentro de una celda: ánodo, cátodo y el puente salino

Reduce una celda a lo esencial y encontrarás una estructura sorprendentemente ordenada. Una celda galvánica, la que produce corriente a partir de una reacción espontánea, se construye a partir de dos semiceldas, cada una con un electrodo metálico sumergido en una disolución de sus propios iones, unidas por dos conexiones. Una es el cable externo, el camino por el que viajan los electrones y el único lugar donde la electricidad hace algo útil. La otra es un puente interno que mantiene todo el conjunto en equilibrio eléctrico.

La química se reparte limpiamente entre los dos electrodos. En uno, llamado ánodo, el metal cede electrones en una reacción que llamamos oxidación. Esos electrones liberados no pueden cruzar la disolución directamente, así que salen empujados a través del cable, realizando trabajo eléctrico por el camino, y llegan al otro electrodo, el cátodo, donde son aceptados en una reacción llamada reducción. Generaciones de estudiantes han mantenido claras las asignaciones con la regla mnemotécnica AN-OX RED-CAT: oxidación en el ánodo, reducción en el cátodo. Vale para cualquier celda galvánica.

Hay una sutileza que el cable externo por sí solo no puede resolver. A medida que el ánodo desprende iones positivos en su disolución y el cátodo los retira de la suya, la carga se acumularía rápidamente en cada lado y detendría la reacción en cuestión de instantes. La solución es el puente salino, un camino interno que permite a los iones migrar entre las dos semiceldas y cierra así el circuito iónico. Los electrones fluyen por el cable en el exterior; los iones fluyen por el puente en el interior; y como la carga nunca se acumula en ninguno de los electrodos, la corriente puede continuar. Retira el puente y la corriente se detiene, lo que constituye una demostración vívida de que una celda necesita tanto un circuito electrónico completo como uno iónico completo.

La celda de Daniell y el voltaje de manual de 1,10

La ilustración más nítida de todo esto llegó en 1836, cuando John Frederic Daniell, en el King's College de Londres, montó lo que sigue siendo el ejemplo didáctico estándar. En un lado colocó un electrodo de zinc en una disolución de sulfato de zinc; en el otro, un electrodo de cobre en sulfato de cobre; y entre ambos una barrera cerámica porosa que hacía las veces de puente salino, dejando pasar los iones mientras impedía que las dos disoluciones se mezclaran libremente.

Las reacciones son exactamente el par de manual. En el ánodo de zinc, cada átomo de zinc cede dos electrones y se disuelve en la disolución convertido en un ion de zinc, lo que se escribe como Zn que pasa a Zn(II) más dos electrones. Esos electrones viajan por el cable hasta el cátodo de cobre, donde los iones de cobre que ya están en disolución los aceptan y se depositan como metal sólido, Cu(II) más dos electrones que pasan a Cu. El efecto neto es que el electrodo de zinc se disuelve lentamente mientras el electrodo de cobre crece, y la diferencia en el afán de los dos metales por retener electrones aparece entre los terminales como un potencial estándar de 1,10 voltios. Ese número, nacido de nada más exótico que zinc, cobre y sus disoluciones de sulfato, es el valor que todo estudiante de química calcula primero, porque hace concreta y medible la idea abstracta de potencial de electrodo.

Un solo uso o muchos: primaria, secundaria y la pila de combustible

Una vez que puedes construir una celda, la cuestión práctica pasa a ser si puedes hacerla funcionar a la inversa. Esto divide todo el campo en dos grandes clases. Una celda primaria ejecuta su química una vez y luego se acaba; la reacción no es prácticamente reversible, así que cuando los reactivos se agotan la celda se desecha. La pila alcalina AA común, construida con zinc y dióxido de manganeso en un electrolito de hidróxido de potasio, es el ejemplo canónico, un diseño que se remonta al trabajo de Lewis Urry hacia 1959.

Una celda secundaria, por el contrario, puede impulsarse en sentido inverso mediante una fuente de alimentación externa, empujando los productos de vuelta a reactivos y recargando la celda para otro ciclo. Gaston Planté construyó la primera en 1859, la celda de plomo-ácido, cuyas placas de plomo en ácido sulfúrico siguen entregando el fuerte impulso de corriente que arranca el motor de arranque en casi todos los coches de combustión interna de la carretera. La de plomo-ácido tiene más de un siglo y medio y sigue en servicio precisamente porque es barata, robusta y buena en la única tarea que se le pide. La química recargable dominante hoy, sin embargo, es la de iones de litio, a la que llegaremos enseguida.

Hay además una tercera arquitectura que se parece a una celda pero escapa por completo a la dicotomía primaria-secundaria. En una pila de combustible, los reactivos no se almacenan dentro del dispositivo sino que se alimentan de forma continua desde el exterior, de modo que la celda produce corriente mientras siga llegando combustible. William Robert Grove, juez galés y químico aficionado, demostró el principio en 1839 con su batería voltaica de gas: hidrógeno burbujeando sobre un electrodo de platino y oxígeno sobre el otro, ambos sumergidos en ácido sulfúrico diluido, combinándose para producir agua y una corriente eléctrica. Lo mejor es pensar en la pila de combustible como la prima de alimentación continua de la batería, que comparte la misma electroquímica pero nunca se agota mientras se la alimente. La NASA dio a la idea un uso espectacular, volando pilas de combustible alcalinas de hidrógeno-oxígeno en todas las misiones Apolo tripuladas a partir del Apolo 7 en 1968, donde las celdas suministraban tanto electricidad como, convenientemente, agua potable para los astronautas.

La trayectoria de los iones de litio y los números que lo gobiernan todo

La batería que define la vida moderna no se inventó en un único destello, sino que se ensambló a lo largo de tres laboratorios durante unos doce años. M. Stanley Whittingham, trabajando en Exxon a principios de la década de 1970, demostró la intercalación, el truco de deslizar iones de litio de forma reversible dentro y fuera de la estructura en capas de un material anfitrión, el disulfuro de titanio, sin destrozarla. John B. Goodenough, en Oxford en 1980, encontró un anfitrión que elevaba el voltaje de trabajo hasta unos 4 voltios, el óxido de litio y cobalto, que se convirtió en el material catódico estándar. Akira Yoshino, en Asahi Kasei en 1985, completó el diseño al emparejar ese cátodo de óxido de cobalto con un ánodo de coque de petróleo, refinado más tarde a grafito, produciendo una celda segura y práctica de fabricar. Sony comercializó la primera celda de este tipo en 1991, y en 2019 el Premio Nobel de Química reconoció a Whittingham, Goodenough y Yoshino juntos por el logro.

Bajo cada una de estas celdas, desde la pila de Volta hasta un paquete de iones de litio, subyace una columna vertebral cuantitativa establecida por Michael Faraday en la Royal Institution en 1834. Sus dos leyes de la electrólisis afirman, primero, que la masa de sustancia depositada o liberada en un electrodo es proporcional a la cantidad de carga eléctrica que lo atraviesa, y segundo, que para una misma cantidad de carga las masas son proporcionales a los pesos equivalentes de las sustancias. De estas leyes surge la constante que convierte entre el mundo eléctrico de los culombios y el mundo químico de los moles, el faraday, igual a 96.485 culombios por mol, que no es más que la carga total transportada por un mol de electrones. Todo cálculo honesto sobre baterías, ya estimes cuánto durará una celda o cuánto metal consumirá, pasa por ese número.

Conclusiones clave

Una batería se entiende mejor no como un depósito de electricidad almacenada, sino como energía química almacenada que se convierte en trabajo eléctrico bajo demanda, y en sentido estricto son dos o más celdas electroquímicas unidas entre sí, razón por la cual una batería de 9 voltios en realidad son seis celdas de 1,5 voltios. Cada celda funciona con un único esquema ordenado que la pila de Volta de 1800 demostró y que la celda de zinc y cobre de Daniell de 1836 codificó a 1,10 voltios: oxidación en el ánodo y reducción en el cátodo (AN-OX RED-CAT), con los electrones fluyendo por el cable externo mientras un puente salino transporta iones internamente para que la carga nunca se acumule. Las celdas se clasifican por su reutilización en químicas primarias de un solo uso como la celda alcalina, secundarias recargables que comienzan con la de plomo-ácido de Planté de 1859 y ahora dominadas por el diseño de iones de litio que Whittingham, Goodenough y Yoshino construyeron entre principios de la década de 1970 y 1985 (Premio Nobel de 2019), y la pila de combustible de alimentación continua que Grove demostró en 1839 y la NASA voló en el Apolo. Lo que mantiene unido cuantitativamente todo el tema son las dos leyes de la electrólisis de Faraday de 1834 y la constante de Faraday, 96.485 culombios por mol, la carga de un mol de electrones y el puente entre culombios y moles en todo problema de electroquímica.