Batteria piombo-acido

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Una batteria piombo-acido di un'automobile

La batteria piombo-acido (o accumulatore al piombo o accumulatore piombo-acido), inventata nel 1859 dal fisico francese Gaston Planté, è il tipo più vecchio di batteria ricaricabile, molto usata per automobili, moto e altri veicoli a motore per alimentare il motorino d'avviamento e le componenti elettriche di bordo. È formata da sei celle in serie, in grado di fornire una differenza di potenziale o forza elettromotrice totale, in piena carica, di 12,73 V a circuito aperto (2,13 V per la singola cella) e di 12 V quando è in funzione (2 V per la singola cella).

Inizialmente l'utilità dell'accumulatore non fu subito recepita, soprattutto in virtù del fatto che non esistendo metodi di produzione non chimica dell'elettricità, l'accumulatore poteva essere ricaricato solamente da altre pile. La cosa cambiò con l'invenzione della dinamo nel 1869.

Elettrochimica[modifica | modifica wikitesto]

Una batteria da 12 Volts, è formata da sei celle connesse in serie. Nello stato di carica, ogni cella contiene un anodo di piombo spugnoso (Pb) e un catodo di diossido di piombo (PbO2) in una soluzione elettrolitica acquosa contenente acido solforico (H2SO4) a una concentrazione 33,5% v/v, corrispondente a circa 4,5 M.

Per comprendere la chimica della batteria piombo-acido occorre considerare proprio la dissociazione di H2SO4 (acido biprotico) in ioni HSO4 e H3O+ (prima dissociazione completa con Ka1 >> 1) e in ioni SO42− e H3O+ (seconda dissociazione parziale con Ka2 = 1 10−2) che si verifica nella soluzione elettrolita. L'applicazione della legge di azione di massa considerando le due costanti Ka1 e Ka2 porta a calcolare le concentrazioni molari dei vari ioni all'equilibrio:

[HSO4] = 4,5 M, [H3O+] = 4,5 M; [SO42−] = 1 10−2 M

All'anodo avviene la semireazione di ossidazione:

Pb → Pb2+ + 2e

La presenza dello ione SO42− a una concentrazione molare di 1 10−2 M fa precipitare lo ione Pb2+ che si sviluppa, essendo il solfato di piombo (PbSO4) un sale insolubile. Inoltre la presenza di un'alta concentrazione dello ione HSO4 (4,5 M) permette allo ione SO42− di rigenerarsi dopo la precipitazione, mantenendo una concentrazione molare costante di 1 10−2 M. Dal prodotto di solubilità (KPS) di PbSO4 (1,8 10−8) è possibile calcolare la concentrazione molare dello ione Pb2+ durante il funzionamento della batteria:

KPS = 1,8 10−8 = [Pb2+] [SO42−]

da cui [Pb2+] = 1,8 10−6 M durante il funzionamento della batteria. L'applicazione dell'equazione di Nernst alla coppia redox dell'anodo (Pb2+/Pb) porta a determinare il suo potenziale di riduzione (E), equivalente a −0,30 V (E° = −0,13, E = −0,30 V).

Al catodo avviene la semireazione di riduzione:

PbO2 + 4H+ + 2e → Pb2+ + 2H2O

Anche in questo caso la presenza dello ione SO42− fa precipitare lo ione Pb2+ che si sviluppa, come abbiamo visto per l'anodo: [Pb2+] = 1,8 10−6 M durante il funzionamento della batteria. L'applicazione dell'equazione di Nernst alla coppia redox del catodo (PbO2/Pb2+) porta a determinare il suo potenziale di riduzione (E), equivalente a 1,700 V (E° = 1,455 V, E = 1,700 V).

La differenza di potenziale o forza elettromotrice tra catodo e l'anodo (∆E) in queste condizioni (batteria carica ma funzionante) è quindi di 2,0 V, corrispondente a 12 V considerando tutte e sei le celle in serie.

L'acido solforico, in quanto acido forte, permette al potenziale E° del catodo (coppia PbO2/Pb2+) di essere superiore di 0,82 V rispetto a quello che si avrebbe in sua assenza (soluzione neutra a pH 7). In particolare, in quanto acido solforico presente a una concentrazione 4,5 M, permette al potenziale di elettrodo non standard (E) di essere superiore a quello standard (E°) di ulteriori 0,26 V, grazie all'abbassamento della concentrazione molare dello ione Pb2+ a opera dello ione SO42− presente in soluzione. Permette altresì al potenziale E dell'anodo (coppia Pb2+/Pb) di essere inferiore di 0,17 V rispetto ad E°, sempre grazie all'abbassamento della concentrazione dello ione Pb2+. Permette infine di tenere la concentrazione dello ione Pb2+ non solo bassa, ma anche costante, permettendo alla batteria funzionante di avere un ∆E elevato e costante (2,0 V).

I produttori di batterie non utilizzano solo piombo per le piastre ma aggiungono altri elementi come l'Antimonio e il Calcio, questi elementi servono a far diminuire i fenomeni negativi più comuni nelle batterie come l'autoscarica, la vita nei cicli carica/scarica o la tendenza alla solfatazione.

Una cella si considera totalmente scarica quando ai suoi capi c'è una tensione inferiore a 1,7 V e totalmente carica quando la tensione raggiunge i 2,3 V, alla temperatura di 25 °C.

Caratteristiche[modifica | modifica wikitesto]

La tensione è la differenza di potenziale che si ha nella serie degli elementi (tipicamente 6 V e 12 V per batterie rispettivamente a 3 o 6 elementi), la capacità si esprime come la quantità di ampere*ora (Ah) che la batteria può fornire, la scarica è fatta in un lasso di tempo che varia tra 8 e 10 ore e solitamente è indicata dal costruttore; una batteria da 80 Ah potrà fornire 8 A per 10 ore. Questo limite temporale serve ad evitare valutazioni del tipo: ho una batteria da 120 Ah e la uso per 30' facendogli fornire 240 A, oppure, con una batteria da 45 Ah alimento un carico di 10 mA per 4 500 ore ovvero per quasi 6 mesi. Considerazioni errate perché una batteria, salvo per tempi brevissimi (qualche secondo) non deve fornire mai una corrente superiore al 10-20 % della propria capacità. Nel frattempo, a causa dell'autoscarica, la scarica non può protrarsi per più di qualche giorno (5 o 10) poiché altrimenti l'autoscarica stessa diventa fonte importante di consumo.

La corrente di spunto in una batteria è la massima corrente di picco, fornibile per un tempo brevissimo, al massimo 5 o 10 secondi, che viene utilizzata per avviare i motori. Questa corrente è in genere 6 o 8 volte la corrente di targa della batteria e quindi una batteria da 45 Ah potrà fornire una corrente istantanea di 270-360 A. Una scarica prolungata a questi livelli di corrente può deformare le piastre fino a mandarle in cortocircuito rendendo l'accumulatore completamente inutilizzabile.

Per avere una batteria efficiente e che duri nel tempo è necessario ricaricarla regolarmente con una corrente pari a 1/10 della sua capacità massima.

Vantaggi e svantaggi[modifica | modifica wikitesto]

La sua capacità di fornire un'elevata potenza istantanea all'accensione la rende piuttosto potente. Questa caratteristica, insieme al suo costo basso, la rende conveniente per l'uso nei veicoli a motore per alimentare il motorino d'avviamento per un tempo di pochi secondi. Quando la batteria è nella fase di scarica, si deposita solfato di piombo sulle piastre in forma cristallina, proseguendo ulteriormente nel processo, aumenterà la quantità di solfato fino a diventare uno strato biancastro di ‘solfato bianco di piombo. Scaricandola completamente, si interrompe l’attività elettrochimica della batteria stessa, che potrà e dovrà essere ricaricata solo ad un livello molto inferiore alla sua capacità nominale. Se lasciata in queste condizioni molto tempo, il solfato che si formerà impedirà la ricarica della batteria stessa rendendola completamente inutilizzabile, pertanto in caso di inattività della batteria è necessario procedere alla sua ricarica almeno una volta al mese.

Inoltre anche scariche parziali, ma prolungate e ripetute nel tempo, senza una successiva fase di ricarica, danno origine allo stesso fenomeno, anche se più lentamente e con esiti meno evidenti. Altra causa di guasto per una batteria è il livello troppo basso dell’elettrolita che deve sempre coprire le piastre: questo avviene per l'evaporazione dell’acqua per riformare l’acido in seguito alla reazione chimica in fase di ricarica. Se le piastre rimangono scoperte nella parte superiore si ossidano a causa dell’ossigeno dell’aria, la parte inferiore invece è in un liquido molto più acido rendendone possibile il loro sfaldamento che determina una caduta, sul fondo della batteria, di materiale conduttivo che può arrivare a cortocircuitare l’elemento stesso della batteria rendendolo inutilizzabile. Per il rabbocco bisogna utilizzare solo acqua distillata, senza mai aggiungere acido.

I rapporti energia/peso e energia/volume sono piuttosto bassi, svantaggio comunque superabile considerando che i veicoli a motore hanno sufficiente spazio per alloggiarle. Nello stato di batteria scarica i due elettrodi di Pb e PbO2 sono completamente trasformati in PbSO4 e l'elettrolita è quasi privo dell'acido solforico in esso disciolto; teoricamente la temperatura di congelamento dell’acido contenuto è di circa −60 C°: questo vale solo per una batteria completamente carica, con densità dell’elettrolito maggiore di 1.260 kg/l; Nel caso la batteria sia parzialmente o, totalmente scarica la concentrazione dell'acido solforico diminuisce e provoca l'abbassamento crioscopico dell'acqua la temperatura di congelamento sale rapidamente fino a −3 C° (densità dell’elettrolito inferiore a 1050).[1]

A causa delle celle aperte con liquido elettrolita in molte batterie piombo-acido, sovraccaricare il dispositivo con una tensione elevata genera ossigeno e idrogeno dall'elettrolisi dell'acqua, che dà luogo a una miscela esplosiva. L'elettrolita acido è inoltre irritante e corrosivo per pelle e vestiti.

Note[modifica | modifica wikitesto]

Voci correlate[modifica | modifica wikitesto]

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