Come funzionano davvero le batterie

Nel marzo del 1800, su un banco di lavoro dell'Università di Pavia, Alessandro Volta fece qualcosa di ingannevolmente semplice. Impilò piccoli dischi di zinco e argento in strati alternati, infilò tra ogni coppia un pezzo di cartone imbevuto di salamoia salata e collegò un filo dalla cima della colonna alla base. Quando chiuse il circuito, scorse una corrente: non una singola scintilla statica come quelle che avevano divertito i filosofi naturali per decenni, ma un flusso di elettricità sostenuto e continuo che non si esauriva dopo un istante. Il venti di quel mese comunicò il risultato alla Royal Society di Londra, e il mondo acquisì silenziosamente la sua prima fonte affidabile di corrente elettrica.

Quella colonna, che oggi chiamiamo pila voltaica, mise fine a un'aspra disputa e diede inizio a un'intera scienza. Due secoli dopo, la stessa chimica fondamentale, perfezionata da una lunga schiera di nomi come Daniell, Planté, Grove, Whittingham, Goodenough e Yoshino, alimenta il telefono che hai in tasca, l'auto nel vialetto e i depositi grandi come magazzini che immagazzinano energia per la rete elettrica. La cosa notevole è che quasi nessuno, tenendo in mano una stilo o collegando un portatile, sa cosa stia realmente accadendo all'interno. La risposta onesta ribalta la convinzione più diffusa che la gente ha sulle batterie, perciò costruiamola con cura, dal cartone imbevuto di salamoia di Volta fino alla cella agli ioni di litio.

La disputa che Volta risolse con una pila di metallo

Prima della pila, la grande questione elettrica della fine del Settecento riguardava le rane. Luigi Galvani, anatomista a Bologna, aveva notato che la zampa di una rana morta sussultava quando veniva toccata da due metalli diversi, e ne concluse che il muscolo stesso conteneva una riserva di ciò che chiamò elettricità animale, un fluido vitale immagazzinato nel tessuto vivente. Era un'idea attraente, e aveva il peso di esperimenti accurati alle spalle.

Volta non era d'accordo. Sospettava che la rana fosse soltanto un rivelatore sensibile, e che l'elettricità nascesse non nell'animale ma nella giunzione in cui due metalli dissimili incontravano un conduttore umido. La sua pila ne fu la prova decisiva. Impilando zinco e argento separati da salamoia e producendo una corrente costante senza alcun tessuto biologico in vista, dimostrò che l'effetto risiedeva nel contatto metallo-metallo-elettrolita, non nel muscolo. La controversia era chiusa. La corrente proveniva dalla chimica. In riconoscimento, l'unità di potenziale elettrico, il volt, porta il suo nome, e l'intero campo della conversione delle reazioni chimiche in corrente elettrica mosse il suo primo passo sicuro.

Perché una batteria immagazzina chimica, non elettricità

Ecco l'idea sbagliata che vale la pena correggere fin dall'inizio, perché plasma il modo in cui tutto il resto acquista senso. Una batteria non immagazzina elettricità. Non c'è nessun piccolo serbatoio di carica che sta dentro una stilo in attesa di essere versato. Ciò che una batteria immagazzina è energia chimica, racchiusa nella disposizione dei suoi reagenti, e converte quell'energia in lavoro elettrico solo a richiesta, solo quando chiudi un circuito e lasci procedere la reazione.

Già che facciamo chiarezza, merita attenzione un secondo punto di linguaggio. A rigore, una batteria non è affatto un'unità singola. La parola si riferisce a due o più celle elettrochimiche collegate in serie o in parallelo, proprio come una batteria di cannoni è composta da più pezzi che agiscono insieme. Una familiare batteria da transistor a 9 volt, per esempio, è in realtà costituita da sei celle da 1,5 volt impilate dentro un unico contenitore rettangolare. La singola stilo che infili in un telecomando è, propriamente, una cella. La distinzione non è pedanteria: spiega perché le tensioni assumono quei particolari numeri tondi che assumono, e indica l'unità che svolge davvero il lavoro, cioè la cella.

Dentro una cella: anodo, catodo e il ponte salino

Riduci una cella ai suoi elementi essenziali e troverai una struttura sorprendentemente ordinata. Una cella galvanica, quella che produce corrente da una reazione spontanea, è costruita a partire da due semicelle, ognuna costituita da un elettrodo metallico immerso in una soluzione dei propri ioni, unite da due collegamenti. Uno è il filo esterno, il percorso attraverso cui viaggiano gli elettroni e l'unico punto in cui l'elettricità fa qualcosa di utile. L'altro è un ponte interno che mantiene il tutto in equilibrio elettrico.

La chimica si divide nettamente tra i due elettrodi. A uno, chiamato anodo, il metallo cede elettroni in una reazione che chiamiamo ossidazione. Quegli elettroni liberati non possono attraversare direttamente la soluzione, perciò escono attraverso il filo, compiendo lavoro elettrico lungo il percorso, e arrivano all'altro elettrodo, il catodo, dove vengono accettati in una reazione chiamata riduzione. Generazioni di studenti hanno tenuto in chiaro le assegnazioni con la regola mnemonica AN-OSS RID-CAT: ossidazione all'anodo, riduzione al catodo. Vale per qualsiasi cella galvanica.

C'è una sottigliezza che il filo esterno da solo non può risolvere. Mentre l'anodo rilascia ioni positivi nella propria soluzione e il catodo li sottrae dalla propria, la carica si accumulerebbe rapidamente su ciascun lato bloccando la reazione nel giro di pochi istanti. Il rimedio è il ponte salino, un percorso interno che consente agli ioni di migrare tra le due semicelle e chiude così il circuito ionico. Gli elettroni scorrono attraverso il filo all'esterno; gli ioni scorrono attraverso il ponte all'interno; e poiché la carica non si accumula mai a nessuno dei due elettrodi, la corrente può continuare. Togli il ponte e la corrente si ferma, dimostrazione vivida che una cella ha bisogno sia di un circuito elettronico completo sia di uno ionico completo.

La cella Daniell e la tensione da manuale di 1,10

L'illustrazione più pulita di tutto questo arrivò nel 1836, quando John Frederic Daniell al King's College di Londra assemblò quello che resta l'esempio didattico standard. Da un lato collocò un elettrodo di zinco in una soluzione di solfato di zinco; dall'altro, un elettrodo di rame in solfato di rame; e in mezzo una barriera ceramica porosa che svolgeva la funzione di ponte salino, lasciando passare gli ioni ma impedendo alle due soluzioni di mescolarsi liberamente.

Le reazioni sono esattamente la coppia da manuale. All'anodo di zinco, ogni atomo di zinco cede due elettroni e si dissolve in soluzione come ione zinco, scritto come Zn che diventa Zn(II) più due elettroni. Quegli elettroni viaggiano attraverso il filo fino al catodo di rame, dove gli ioni rame già presenti in soluzione li accettano e si depositano come metallo solido, Cu(II) più due elettroni che diventano Cu. L'effetto netto è che l'elettrodo di zinco si dissolve lentamente mentre quello di rame cresce, e la differenza nella propensione dei due metalli a trattenere gli elettroni compare ai capi dei terminali come un potenziale standard di 1,10 volt. Quel numero, nato da nulla di più esotico che zinco, rame e le loro soluzioni di solfato, è il valore che ogni studente di chimica calcola per primo, perché rende l'idea astratta di potenziale di elettrodo concreta e misurabile.

Un solo uso o molti: primarie, secondarie e la cella a combustibile

Una volta che sai costruire una cella, la questione pratica diventa se sia possibile farla funzionare al contrario. Questo suddivide l'intero campo in due grandi classi. Una cella primaria svolge la sua chimica una volta sola e poi è esaurita; la reazione non è praticamente reversibile, perciò quando i reagenti sono consumati la cella viene scartata. La comune stilo alcalina, costruita su zinco e biossido di manganese in un elettrolita di idrossido di potassio, è l'esempio canonico, un progetto che risale al lavoro di Lewis Urry intorno al 1959.

Una cella secondaria, al contrario, può essere fatta funzionare al contrario da una fonte di alimentazione esterna, riportando i prodotti allo stato di reagenti e ricaricando la cella per un altro ciclo. Gaston Planté costruì la prima nel 1859, la cella al piombo-acido, le cui piastre di piombo in acido solforico erogano ancora oggi quella forte scarica di corrente che fa girare il motorino d'avviamento in quasi tutte le auto a combustione interna in circolazione. Il piombo-acido ha più di un secolo e mezzo e resta in servizio proprio perché è economico, robusto e bravo nell'unico compito che gli viene chiesto. La chimica ricaricabile dominante oggi, tuttavia, è quella agli ioni di litio, a cui arriveremo a breve.

C'è anche una terza architettura che assomiglia a una cella ma sfugge del tutto alla dicotomia primaria-secondaria. In una cella a combustibile, i reagenti non sono immagazzinati dentro il dispositivo ma vi sono immessi continuamente dall'esterno, perciò la cella produce corrente finché il combustibile continua ad arrivare. William Robert Grove, giudice gallese e chimico dilettante, ne dimostrò il principio nel 1839 con la sua batteria voltaica a gas: idrogeno che gorgogliava su un elettrodo di platino e ossigeno sull'altro, entrambi immersi in acido solforico diluito, che si combinavano per produrre acqua e una corrente elettrica. La cella a combustibile si comprende meglio come la cugina ad alimentazione continua della batteria, che condivide la stessa elettrochimica ma non si scarica mai finché viene alimentata. La NASA mise l'idea a frutto in modo spettacolare, facendo volare celle a combustibile alcaline a idrogeno-ossigeno su ogni missione Apollo con equipaggio a partire dall'Apollo 7 nel 1968, dove le celle fornivano sia elettricità sia, comodamente, acqua potabile per gli astronauti.

L'arco degli ioni di litio e i numeri che governano tutto

La batteria che definisce la vita moderna non fu inventata in un singolo lampo, ma assemblata attraverso tre laboratori nell'arco di circa dodici anni. M. Stanley Whittingham, che lavorava alla Exxon nei primi anni Settanta, dimostrò l'intercalazione, il trucco di far scivolare gli ioni litio dentro e fuori, in modo reversibile, dalla struttura a strati di un materiale ospite, il disolfuro di titanio, senza lacerarlo. John B. Goodenough, a Oxford nel 1980, trovò un ospite che portava la tensione di lavoro a circa 4 volt, l'ossido di litio e cobalto, che divenne il materiale catodico standard. Akira Yoshino, alla Asahi Kasei nel 1985, completò il progetto abbinando quel catodo di ossido di cobalto a un anodo di coke di petrolio, in seguito affinato fino alla grafite, producendo una cella sicura e pratica da fabbricare. La Sony commercializzò la prima cella di questo tipo nel 1991, e nel 2019 il Premio Nobel per la Chimica riconobbe insieme Whittingham, Goodenough e Yoshino per l'impresa.

Sotto ognuna di queste celle, dalla pila di Volta a un pacco agli ioni di litio, si trova una spina dorsale quantitativa posata da Michael Faraday alla Royal Institution nel 1834. Le sue due leggi dell'elettrolisi affermano, anzitutto, che la massa di sostanza depositata o liberata a un elettrodo è proporzionale alla quantità di carica elettrica fatta passare e, in secondo luogo, che a parità di carica le masse sono proporzionali ai pesi equivalenti delle sostanze. Da queste leggi deriva la costante che converte tra il mondo elettrico dei coulomb e il mondo chimico delle moli, il faraday, pari a 96.485 coulomb per mole, che è semplicemente la carica totale trasportata da una mole di elettroni. Ogni calcolo onesto su una batteria, che tu stia stimando quanto durerà una cella o quanto metallo consumerà, passa attraverso quel numero.

Punti chiave

Una batteria si comprende meglio non come un serbatoio di elettricità immagazzinata, ma come energia chimica immagazzinata e convertita in lavoro elettrico a richiesta, e a rigore è costituita da due o più celle elettrochimiche unite insieme, ed è per questo che una batteria da 9 volt è in realtà composta da sei celle da 1,5 volt. Ogni cella funziona secondo un unico schema ordinato, dimostrato dalla pila di Volta del 1800 e codificato nella cella zinco-rame di Daniell del 1836 a 1,10 volt: ossidazione all'anodo e riduzione al catodo (AN-OSS RID-CAT), con gli elettroni che scorrono attraverso il filo esterno mentre un ponte salino trasporta gli ioni internamente in modo che la carica non si accumuli mai. Le celle si distinguono in base alla riutilizzabilità: le chimiche primarie monouso come la cella alcalina, quelle secondarie ricaricabili a cominciare dal piombo-acido di Planté del 1859 e ora dominate dal progetto agli ioni di litio che Whittingham, Goodenough e Yoshino costruirono tra i primi anni Settanta e il 1985 (Premio Nobel 2019), e la cella a combustibile ad alimentazione continua che Grove dimostrò nel 1839 e che la NASA fece volare sull'Apollo. A legare quantitativamente l'intero argomento ci sono le due leggi dell'elettrolisi di Faraday del 1834 e la costante di Faraday, 96.485 coulomb per mole, la carica di una mole di elettroni e il ponte tra coulomb e moli in ogni problema di elettrochimica.