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I n s t i t u t f ü r

A n o r g a n i s c h e C h e m i e / M a t e r i a l c h e m i e

F a c h d i d a k t i k

C h e m i e

Chemische Schulversuche aus Allgemeiner und Anorganischer Chemie

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7. Woche

Elektrochemie

Inhaltsverzeichnis Seite

7.1. Elektrochemische Spannungsreihe 2

7.2. Elektrolyse 6

7.3. Batterien 11

7.4. Akkumulatoren 16

7.5. Brennstoffzellen 20




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7.1. Elektrochemische Spannungsreihe

Theorie

Wird ein Metall in die Lösung eines edleren Metalls gebracht (z.B. Zn in CuSO4-Lösung), so

scheidet sich das edlere Metall ab und das unedlere löst sich auf, hier also insgesamt:

Cu2+

+ Zn Cu + Zn2+

. Diesen Vorgang nennt man auch Zementation und es gibt dafür

einige praktische Anwendungen, z.B. stromloses Beschichten (engl.: electroless plating).

Die elektrochemische Spannungsreihe ist eine Tabelle, in der die Redoxpaare nach ihren

Standardpotentialen angeordnet sind. Nachdem Einzelpotentiale nicht messbar sind, muss

man diese Standardpotentiale gegen eine Referenzelektrode messen, dafür wird die

sogenannte Normalwasserstoffelektrode verwendet, deren Potential man per definitionem 0

setzt. Die NWE ist ein von H2 mit dem Druck p = 1 atm umspültes Platinblech, das in eine

H+-Lösung der Aktivität a (bzw. c) = 1 mol/L eintaucht und die auf T = 298 K thermostatisiert

ist. Redoxpaare mit negativem E0 können Protonen in Lösung zu Wasserstoff reduzieren,

während Redoxpaare mit positivem E0 von Wasserstoff reduziert werden. Zu beachten ist

allerdings, dass E0 für Standardbedingungen gilt und auch vom pH-Wert abhängt. Bei

Metallen spricht man von unedel, wenn sie negatives E0 aufweisen, während edle Metalle

positive E0 –Werte aufweisen.

Zur Umrechnung der Standardpotentiale auf Realbedingungen dient die Nernst’sche

Gleichung:

ox

red0

a

aln

zF

RTEE

00r zFEG

E = gemessenes Potential, E0 = Standardpotential, R = Allgemeine Gaskonstante, T = Temperatur in K, F =

Faradaykonstante, z = Anzahl der ausgetauschten Elektronen, a = Aktivität der beteiligten Spezies (meist

rechnet man näherungsweise mit Konzentrationen in mol/L)

Für eine Kombination zweier Redoxpaare zu einem galvanischen Element gilt folgender

Zusammenhang:

Kox

Ared

Aox

Kred0

A0K

aa

aaln

zF

RT)EE(E Im Gleichgewicht: KlnRTEzF 0

Mit Hilfe dieser Gleichung kann aus der gemessenen Potentialdifferenz E0 die Gibbs’sche

Reaktionsenergie unter Standardbedingungen G0 und damit auch die Gleichgewichts-

konstante K der Redoxreaktion berechnet werden.

Didaktische Hinweise

Ein erster experimenteller Zugang, der am besten als Schülerexperiment gestaltet wird, ist das

kreuzweise Kombinieren von Metallen und deren Lösungen. Als Metalle können dabei Cu,




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Fe, Zn und Mg eingesetzt werden. Es soll beobachtet werden, ob eine Reaktion eintritt und

überlegt werden, was dabei passiert. Damit lässt sich rein qualitativ eine erste

„Spannungsreihe“ aufstellen.

Um das wichtige Redoxpaar 2 H+/H2* in diese Betrachtungen einzugliedern, wird das

Verhalten der Metalle in verdünnter Salzsäure beobachtet. In einigen Fällen, z.B. Magnesium

in Kupfersulfatlösung, tritt nur sehr verhalten Zementation ein. Daher wird es sicher

vorkommen, dass von den Schülern keine Reaktion beobachtet wird, wo Zementation

stattfinden „sollte“. Bei der gemeinsamen Auswertung kann aber genau dieses Problem dazu

dienen, die Hintergründe (geringer Unterschied in E0, etc.) zu diskutieren und zu besserem

Verständnis zu gelangen. Letztlich ergibt sich, dass die Reduktionskraft nach

Ag < Cu < H2 < Fe < Zn < Mg

zunimmt, während die Oxidationskraft der Kationen in umgekehrter Reihenfolge ansteigt.

Somit ist Mg ein recht kräftiges Reduktionsmittel und Ag+ ein starkes Oxidationsmittel.

Ein gerne gezeigter Versuch ist das Eintauchen eines Eisennagels in eine Kupfersulfatlösung.

Allerdings kann man hier nur das Kupfer als Produkt der Reduktion beobachten, nicht aber

die durch Oxidation gebildeten Fe2+

-Ionen. Außerdem wird der rötliche Überzug am

Eisennagel von Schülern manchmal als Rost gedeutet. Besser geeignet ist hier die Reaktion

eines Kupferdrahts in einer Ag+-Lösung. Dieser Versuch ist auch geeignet, das Konzept der

Masseerhaltung einmal mehr zu thematisieren. Die aus der farblosen Lösung entstehenden

voluminösen Nadeln sind geeignet, im Schüler einen kognitiven Konflikt auszulösen.

In eine Elektrolytlösung getaucht kann zwischen zwei Metallen eine Ruhespannung mit dem

Voltmeter gemessen werden. Dabei stellt das unedlere Metall den negativen Pol dar. Aus

dieser Anordnung kann jedoch kaum elektrische Energie gewonnen werden, da bei Stromfluss

die Spannung sofort zusammenbricht. Das liegt daran, dass auf Seite der Edukte die Ionen

des edleren Metalls fehlen und diese ohne Trennung der Halbzellen über ein Diaphragma

auch sofort direkt mit dem unedleren Metall reagieren würden.

Wenn man eine Silber- und einen Stahllöffel nimmt, entsteht eine so genannte Löffelbatterie.

Man kann auch Metallstreifen in Obst und Gemüse stecken, dann entstehen z.B. die Zitronen-

oder die Kartoffelbatterien. Allerdings ist hier die Bezeichnung Batterie etwas irreführend, da

kaum elektrische Energie gewonnen werden kann.

*Es gibt die Übereinkunft, Redoxpaare in Reduktionsschreibweise, also mit der reduzierten Form rechts des

Schrägstriches, anzuführen.




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Geräte

Reagenzgläser

Reagenzglasständer

Pinzette

Krokoklemmen

Voltmeter

Glasstab

Becherglas

Waage

Chemikalien

Kupfersulfat-Lösung

Eisenchlorid-Lösung

Zinkchlorid-Lösung

Magnesiumchlorid-Lösung

Verdünnte Salzsäure

Cu, Fe, Zn, Mg – kleine Stücke

Natriumchloridlösung

Kupferblechstreifen

Zinkblechstreifen

Kupferdraht

Silbernitratlösung (2 %)

Versuchsablauf

1. Aufstellen einer Spannungsreihe

Von den Metallsalzen wird jeweils eine Spatel in ca. 10 mL Wasser in einem Reagenzglas

aufgelöst. Es darf kein Bodensatz zurück bleiben. Nun wird je ein kleines Stück Kupfer in die

Lösung geworfen. Dies macht man nun insgesamt vier Mal, sodass man jede Sorte Metall mit

jeder Lösung kombiniert hat. In eine Tabelle tragen die Schülerinnen und Schüler nun ein,

was sie beobachten konnten. Weiters wird von jedem Metall ein Stück in verdünnte Salzsäure

gegeben und beobachtet.

2. Oxidation und Reduktion, Massenerhaltung

Ein ca. 20 cm langer Kupferdraht wird um einen Glasstab gewunden, sodass man eine Helix

erhält. In ein Reagenzglas gibt man ca. 10 mL der Silbernitratlösung. Das Reagenzglas stellt

man gemeinsam mit der Kupferhelix in ein Becherglas und bestimmt die Masse.

Anschließend gibt man die Kupferhelix in das Reagenzglas und beobachtet. Am Kupferdraht

bilden sich Kristallnadeln aus Silber, nach einiger Zeit wird die zunächst farblose Lösung

hellblau (Cu2+

-Lösung). Man wiegt die Anordnung wieder im Becherglas ab.




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3. Spannung zwischen zwei Metallen

In einem weiteren Versuch werden nun ein Kupferstreifen und ein Zinkstreifen in eine

Kochsalzlösung getaucht. Mit einem Voltmeter wird die Spannung, die zwischen den Streifen

entsteht, gemessen.

Entsorgung

Kupfersulfat-Lösung – anorganische Abfälle mit Schwermetallen

Eisenchlorid-Lösung – anorganische Abfälle mit Schwermetallen

Zinkchlorid-Lösung – anorganische Abfälle mit Schwermetallen

Magnesiumchlorid-Lösung – mit Wasser verdünnt in den Abfluss

Salzsäure-verdünnt – mit Wasser verdünnt in den Abfluss

Magnesium – getrennt von anderen Gefahrenstoffen in eigenem Behälter entsorgen

Sicherheitshinweise

Kupfersulfat

Eisenchlorid

Zinkchlorid

Salzsäure




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7.2. Elektrolyse

Theorie

Bei der Elektrolyse wird elektrische Energie dazu verwendet, chemische Reaktionen, die

spontan nicht ablaufen würden, voranzutreiben. Die Reaktion wird unter Aufwendung von

Energie vom Gleichgewichtszustand weg verschoben. Von der Elektrolyse kommen die

Bezeichnungen Kation und Anion, da positiv geladene Ionen zur Kathode

(Elektronenemitter, Minuspol) und negativ geladene Ionen zur Anode (Elektronenabsorber,

Pluspol) wandern können. Die Haupttriebkraft der Ionenwanderung ist jedoch die Diffusion

aufgrund eines Konzentrationsgradienten, der durch eine elektrochemische Reaktion an der

Elektrodenfläche entsteht. Auch neutrale Teilchen wandern zu den Elektroden (z.B. Chinon

⇌ ô Hydrochinon) bzw. wandern Kationen auch zur Anode (Pb2+

⇌ ô Pb4+

O z.B. beim Laden

des Bleiakkumulators).

Wichtige Anwendungen sind industrielle Prozesse, bei denen die elektrolytische Gewinnung

von Metallen (z.B. Al) und Nichtmetallen (z.B. Cl2) sowie die kontrollierte elektrolytische

Abscheidung bzw. Auflösung zur Oberflächenveredelung bzw. Formgebung

(Elektroplattieren und Galvanoplastik) angestrebt wird.


Ganz klar soll zu erkennen sein, dass es sich um eine Umwandlung von elektrischer in

chemische Energie handelt. Die Oxidation findet immer an der Anode statt, daher ist die

Anode bei der Elektrolyse der Pluspol. An der Kathode findet die Reduktion statt, dies ist der

Minuspol.

Geräte

Gleichspannungstransformator für 4-5 V

Kabel mit Krokoklemmen

Bechergläser

Graphitstab

Aluminiumblechstreifen

Kupferblechsteifen

div. Metallblechstreifen

Hoffmannscher Apparat

Reagenzglas

Glimmspan

Teclubrenner

Kupfermünzen

Chemikalien

Kupfersulfat-Lösung 1 M

Schwefelsäure H2SO4 1 M

Schwefelsäure H2SO4 w=10%

Schwefelsäure H2SO4 0,5 M

Salzsäure verdünnt

Natronlauge NaOH konzentriert

Zinkpulver




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Versuchsablauf

Wasserelektrolyse

Klassisch wird hierzu im Lehrerversuch der „Hofmann’sche Apparat“ verwendet, in dem an

Pt- oder Kohleelektroden schwefelsaures Wasser zu Wasserstoff und Sauerstoff zersetzt wird.

Der Hofmannsche Apparat wird vollständig mit verdünnter H2SO4 (ca. 0,5 M) gefüllt, die

Hähne geschlossen und eine Spannung von ca. 10 V angelegt; eine heftige Gasbildung setzt

ein, an der Anode (+) entsteht Sauerstoff, an der Kathode (-) Wasserstoff. Wenn etwa 30 mL

Wasserstoff entstanden sind, wird sowohl die Knallgas- als auch die Glimmspanprobe

durchgeführt.

Der Anspruch dabei ist auch, mit Hilfe von Gasvolumetrie zu zeigen, dass das doppelte

Volumen an Wasserstoff wie an Sauerstoff entsteht. Das gelingt nur dann recht gut, wenn die

verdünnte Schwefelsäure über der Anode bereits mit O2 gesättigt ist. Außerdem sei hier ein

entsprechender Schülerversuch empfohlen (Elektrolyse von Sodalösung), der in der 11.

Woche beschrieben und durchgeführt wird.

Elektrolytisches Verkupfern

Zur Herstellung des Elektrolyten werden zu 60 mL einer 1 M Kupfersulfatlösung 10 mL 1 M

H2SO4 gegeben. Der zu verkupfernde Metallgegenstand wird in verdünnter HCl gereinigt,

abgespült und entfettet. Der Gegenstand stellt die Kathode (-) dar, ein Cu-Blechstreifen dient

als Anode (+). Mit ca. 4-5 V Gleichspannung wird nun einige Minuten elektrolysiert. Es

entsteht ein meist gut haftender Kupferüberzug. An Metallen, die unedler als Kupfer sind,

scheidet sich auch ohne elektrischen Strom Kupfer ab (electroless plating). Der Belag ist

jedoch ungleichmäßiger und nicht so gut haftend.

Elektrolytisches Verkupfern




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Eloxieren

Der Name leitet sich von „Elektrolytisch oxidieren“ ab. Aluminium ist die Anode (deswegen

auch Eloxal-Verfahren), ein Graphitstab die Kathode. Als Elektrolyt dient ca. 10 %ige H2SO4.

Die Spannung soll so reguliert werden, dass während ca. 5 min ein Strom von 0,5 – 1 A fließt.

Eloxiertes Aluminium kann mit Farbstoffen (z.B. Eosin, Alizarin S) in heißer wässriger

Lösung gefärbt werden, weil bei frisch eloxiertem Aluminium die Poren der Oxidschichte

noch offen sind. Aluminiumoxid leitet elektrischen Strom nicht.

Eloxieren




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„Kupfer-Silber-Gold“1

In einem Becherglas werden zunächst 25g Zinkpulver mit 50mL konzentrierter Natronlauge gemischt und man erhitzt das Gemisch anschließend unter gutem Rühren bis zum Sieden. Danach werden die Kupfermünzen in die Mischung gegeben. Nach ein bis zwei Minuten werden die Münzen mit einer Tiegelzange herausgenommen und in ein mit destilliertem Wasser gefülltes Becherglas getaucht. Dann trocknet man die Münzen mit einem Poliertuch ab. Durch anschließendes Erhitzen in der harten Brennerflamme kann die "Silbermünze" in eine "Goldmünze" überführt werden. Es sollte nicht zu lange erhitzt werden. Die Goldfärbung kommt von einer Messinglegierung, die aus Kupfer und Zink entsteht.

„Kupfer-Silber-Gold“

Entsorgung

Kupfersulfat-Lösung – anorganische Abfälle mit Schwermetallen

Schwefelsäure H2SO4 – mit Wasser verdünnt in den Abfluss

Salzsäure-Lösung verdünnt – mit Wasser verdünnt in den Abfluss

Natronlauge NaOH konzentriert – mit Wasser verdünnt in den Abfluss

Zinkpulver – anorganische Abfälle mit Schwermetallen

Sicherheitshinweise

Kupfersulfat

1 Stromlose Abscheidung




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Schwefelsäure

Salzsäure

Natronlauge

Zinkpulver




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7.3. Batterien

Theorie

Unter einer Batterie versteht man ein galvanisches Element, das zur Erzeugung elektrischer

Energie dient. Die dazu notwendigen Chemikalien sind in die Batterie gepackt und diese ist

nicht wieder aufladbar. Die Bezeichnung „Batterie“ leitet sich von einer seriellen Anordnung

mehrerer galvanischer Zellen ab. Heute werden aber auch Monozellen als Batterien

bezeichnet.

Das Daniell-Element ist ein galvanisches Element, welches sich von der Redoxreaktion

Cu2+

+ Zn ⇌ Cu + Zn2+

ableitet. Diese Reaktion wurde schon beim Entwickeln der Spannungsreihe durchgeführt.

Zinkmetall löst sich in einer Kupferlösung auf, Kupfermetall scheidet sich ab. Im Daniell-

Element findet diese Reaktion nun indirekt über Elektroden statt. Wir können ein

Ruhepotential messen und Strom daraus gewinnen. Dieses Element hat praktisch keine

Bedeutung mehr, veranschaulicht aber sehr schön die Beziehung von Redoxreaktionen und

galvanischen Zellen.

Cu2+

+ 2 e- ⇌ Cu E0 = + 0.337 V

Zn2+

+ 2 e-⇌ Zn E0 = - 0.763 V

bzw. Zn ⇌ Zn2+

+ 2 e- E0 = + 0.763 V

Cu2+

+ Zn ⇌ Cu + Zn2+

E0 = + 1,100 V

Auf dem Leclanché-Element basieren die ersten Trockenelemente, die als Taschenbatterien

eingesetzt werden. An der Anode wird Zink oxidiert und an der Kohlekathode 2 H+ zu H2

reduziert. Das eigentliche Edukt ist jedoch Braunstein, MnO2, der den Wasserstoff

„einfängt“, d.h. wieder oxidiert und dabei zu Mn2O3 reduziert wird (Depolarisator). Als

Elektrolyt dient konz. NH4Cl-Lösung. In Summe kann man die diesem Element zu Grunde

liegende Redoxreaktion so beschreiben:

Zn + 2 MnO2 + 2 NH4Cl ⇌ [Zn(NH3)2]Cl2 + 2 MnO(OH)

In Trockenelementen wird der Elektrolyt von einem aufsaugenden Stoff gebunden. Der

Braunstein ist um die Kohleelektrode gepackt oder in ihr verpresst. Im Detail wurden

zahlreiche Verbesserungen an diesem Trockenelement vorgenommen. Die Bezeichnung

„ALKALINE“ bezieht sich z.B. darauf, dass als Elektrolyt statt NH4Cl nun KOH eingesetzt

wird. Es beruhen aber auch heute noch alle gebräuchlichen, nicht wieder aufladbaren

Taschenbatterien auf dem Prinzip des Leclanché-Elementes.


In einer galvanischen Zelle wird chemische Energie in elektrische Energie umgewandelt. Es

handelt sich also um eine Umkehrung der Elektrolyse. Bei Batterien lässt sich die

Entladereaktion aber nicht mehr durch Elektrolyse (Laden) rückgängig machen.

Aufgebrauchte Batterien können quer geschnitten und so das Innenleben betrachtet werden.

Jeder verwendet Batterien, und das Interesse, zu erfahren, was da vor sich geht, ist recht groß.




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Obgleich die Verwendung der Begriffe „Anode“ und „Kathode“ bei galvanischen Zellen nicht

korrekt ist, ist dies auch in Lehrbüchern immer wieder zu finden. Verwirrend dabei ist, dass

dann die Anode, wo die Oxidation stattfindet, der Minuspol und die Kathode, wo die

Reduktion stattfindet, der Pluspol ist. Man sollte diese Begriffe bei der Elektrolyse belassen

und hier nicht verwenden.

Geräte

Zinkstab oder Zinkblech

Kupferstab oder Kupferblech

Filterpapier

4 Kabel

Kohlestab

2 Bechergläser (150 mL)

Papierhülse (Soxhlethülse)

Glasstab

Voltmeter

4 Kabel

Solarmotor mit Spiralscheibe

Stativ für Elektroden

Chemikalien

Kupfersulfat-Lösung CuSO4 1 M

Zinkchlorid-Lösung ZnCl2 1 M

Kaliumchlorid-Lösung KCl 10 g/L

Braunstein MnO2

Ammoniumchlorid-Lösung NH4Cl 1 M

Versuchsablauf

Daniell-Element

Je ein 150 mL Becherglas wird zu zwei Drittel mit Kupfersulfatlösung und Zinkchloridlösung

gefüllt. Das Filterpapier wird zu einer ca. 10 cm langen Rolle gerollt und mit Kaliumchloridlösung

getränkt. Der Stromschlüssel wir nun mit dem einen Ende in die Kupfersulfatlösung und dem

anderen Ende in die Zinkchloridlösung getaucht.

In das Becherglas mit der Kupfersulfatlösung wird der Kupferstab und in das Becherglas mit der

Zinkchloridlösung der Zinkstab getaucht. Mit Hilfe der Kabel schließt man Voltmeter und

Verbraucher parallel zum Element. Die Ruhespannung ohne Verbraucher beträgt ca. 1,1 V.




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Daniell-Element

Leclanché-Element

Man füllt ein Becherglas ca. 2 cm hoch mit Braunstein und gibt etwas Ammoniumchlorid-

Lösung dazu, sodass beim Umrühren eine Paste entsteht. Die Paste füllt man in die

Soxhlethülse. Sie sollte etwa zwei Drittel voll sein. Den Kohlestab steckt man in die Paste in

der Soxhlethülse und stellt das ganze in ein Becherglas. Den Zinkstab befestigt man so, dass

er neben der Soxhlethülse in das Becherglas ragt. Mit Hilfe der Kabel schließt man nun

Voltmeter und Solarmotor parallel zur Batterie. Nun füllt man Ammoniumchlorid-Lösung in

das Becherglas und die Spiralscheibe beginnt sich zu drehen. Am Voltmeter kann ca. 1,2 V

Spannung abgelesen werden. Unterbricht man den Stromkreis zum Verbraucher, steigt die

Spannung auf ca. 1,4 V an (Ruhespannung).




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Leclanché-Element

Entsorgung

Kupfersulfat – anorganische Abfälle mit Schwermetallen

Zinkchlorid – anorganische Abfälle mit Schwermetallen

Braunstein – anorganische Abfälle mit Schwermetallen

Ammoniumchlorid-Lösung – mit Wasser verdünnt in den Abfluss

Sicherheitshinweise

Kupfersulfat

Zinkchlorid




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Braunstein

Ammoniumchlorid




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7.4. Akkumulatoren

Theorie

Akkumulatoren, zu Deutsch „Sammler“, sind galvanische Elemente, bei denen durch

Zufuhr elektrischer Energie (Elektrolyse) der elektrochemische Vorgang der Entladung

wieder rückgängig gemacht werden kann. Diesen Vorgang nennt man folgerichtig „laden“.

Diese Elemente sind demnach so konstruiert, dass die ihnen zu Grunde liegende

Redoxreaktion reversibel ablaufen kann. Akkumulatoren werden auch Sekundärelemente

genannt, da die elektrische Energie nicht primär aus den darin enthaltenen Chemikalien

(Edukten) gewonnen wird.

Sehr bekannt, keineswegs neu, jedoch in Fahrzeugen nach wie vor häufig eingesetzt, ist der

Bleiakkumulator. Die Redoxreaktion ist:

entladen 2 PbSO4 + 2 H2O ⇌ PbO2 + Pb + 2 H2SO4 geladen

Eine solche Zelle liefert ca. 2 V Ruhespannung. Die Vorteile des Bleiakkumulators sind die

hohe Leistungsdichte und dass er billig, technisch ausgereift und rezyklierbar ist. Das hohe

Gewicht, die Umweltproblematik bei nicht fachgerechter Entsorgung und das

Sicherheitsrisiko durch die Schwefelsäure zählen zu den Nachteilen.

Eine spätere Entwicklung ist der Ni/Cd-Akkumulator, der hauptsächlich in elektronischen

Geräten zum Einsatz kam, aber heute wegen des vorhandenen Cadmiumgehalts problematisch

ist.

entladen Cd(OH)2 + 2 Ni(OH)2 ⇌ 2 NiO(OH) + Cd + 2H2O geladen

Die Zellspannung beträgt ca. 1,2 V. Die Vorteile dieses Akkutyps sind die größere

Leistungsdichte, Robustheit und schnelle Aufladbarkeit. Nachteile sind die Entsorgungs-

problematik und der Memoryeffekt. Eine Weiterentwicklung ist der Ni-Metallhydrid-

Akku, bei dem das Cadmium durch eine Metalllegierung, die als Wasserstoffspeicher dient,

ersetzt wurde. Er hat auch eine längere Lebensdauer, höhere Energiedichte aber

verschiedene Einschränkungen für elektrotechnische Anwendungen.

An Stelle des Ni/Cd-Akkumulators bauen wir ein Modell eines Ni/Fe-Akkumulators, der

anlog zu ersterem funktioniert:

entladen Fe(OH)2 + 2 Ni(OH)2 ⇌2 NiO(OH) + Fe + 2H2O geladen

Die Zellspannung beträgt ca. 1,3 V.




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Heute am weitesten verbreitet sind die Lithiumionenakkus, deren verschiedene Typen eine

Zellspannung von 3 – 3,5 V erreichen, höchste Energiedichte und geringen Memoryeffekt

aufweisen

Li-Ionen Akkumulator


Anhand zweier Modelle von Akkumulatoren wird in sehr einfacher und anschaulicher Weise

das Wirkungsprinzip bzw. der Lade- und Entladevorgang gezeigt. Zusätzlich kann auch

festgestellt werden, dass es sehr auf die Beschaffenheit der Elektrodenoberfläche ankommt,

wie gut eine galvanische Zelle funktioniert.

Geräte

2 Streifen Nickel-Blech

Gleichspannungstrafo für 2 V

Kabel mit Krokoklemmen

Voltmeter

Solarmotor

Bechergläser

2 Streifen Blei-Blech




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Chemikalien

Schwefelsäure H2SO4 verdünnt

Schwefelsäure H2SO4 20 %ig

Nickelsulfat-Lösung NiSO4 2 M

Kalilauge KOH 1 M

Versuchsablauf

Bleiakkumulator

Zwei Bleielektroden werden in einem Becherglas befestigt. Das Becherglas wird mit 20 %iger

H2SO4 befüllt. Nun wird bei ca. 4 V einige Minuten elektrolysiert. Die Spannung dieses

Akkumulators beträgt ca. 2 V, entsprechende Verbraucher können betrieben werden.

Ni/Fe-Akkumulator

Zwei Streifen Ni-Blech werden in verd. H2SO4 gereinigt. In 2 M NiSO4-Lösung wird

elektrolysiert, wobei sich fein verteiltes Nickel an der Kathode abscheidet. Diese wird nun

gemeinsam mit einer Elektrode aus gereinigtem Eisen in 1 M KOH gestellt, ca. 2 min bei 2 V

elektrolysiert (geladen). Nun kann die Spannung dieses Akkumulators gemessen und ein

Solarmotor betrieben werden.

Blei-Akkumulator




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Eisen/Nickel-Akkumulator

Entsorgung

Schwefelsäure 20%ig – mit Wasser verdünnt in den Abfluss

Kalilauge 1 M – mit Wasser verdünnt in den Abfluss

Nickelsulfat-Lösung – anorganische Abfälle mit Schwermetallen

Sicherheitshinweise

Schwefelsäure 20%ig

Kalilauge 1M

Nickelsulfat-Lösung




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7.5. Brennstoffzellen

Theorie

Brennstoffzellen sind galvanische Zellen, bei denen die Edukte der zu Grunde liegenden

Redoxreaktion an Anode und Kathode ständig von außen zugeführt werden. Ein bekanntes

Beispiel ist die H2/O2-Brennstoffzelle (Knallgasbrennstoffzelle), in der an Pt-Elektroden H2

oxidiert und O2 reduziert wird, wobei Wasser entsteht. Anstelle von reinem Sauerstoff kann

auch Luft verwendet werden. Das Prinzip der Brennstoffzellen wurde schon vor mehr als

100 Jahren von William Robert Groove (1811-1896) entdeckt. Erst mit dem Beginn der

Raumfahrt in der 2. Hälfte des 20. Jh. wurden sie technisch weiter entwickelt und zur

Stromversorgung im All genutzt, bevor leistungsfähige Solarzellen diese Aufgabe

übernahmen. Heute gibt es verschiedenste Typen von Brennstoffzellen, weitere Brennstoffe

sind z.B. CO oder CH4. Sie werden im Fahrzeugbau für Spezialanwendungen und als

Kleinkraftwerke im Megawattbereich, um Spitzenbedarf abzudecken, eingesetzt.

Brennstoffzellen sind von elementarer Bedeutung für die so genannte

„Wasserstoffwirtschaft“. H2 wird als sekundärer Energieträger eingesetzt, z.B. aus Wasser

durch Elektrolyse gewonnen und in Brennstoffzellen wieder zu elektrischer Energie

umgesetzt. Falls die für die Elektrolyse erforderliche elektrische Energie nicht aus fossilen

Brennstoffen gewonnen wird, entsteht bei diesem Vorgang kein CO2. Experten rechnen

damit, dass erst in ca. 70 Jahren ernsthaft mit der Wasserstoffwirtschaft begonnen wird, wenn

die Erdöl- und Erdgasvorräte zu versiegen drohen.


Wichtig ist die Aufklärung des für den Laien irreführenden Begriffes „Brennstoffzelle“. Es

muss den Schülern klar werden, dass es sich um eine galvanische Zelle und nicht um einen

Ofen handelt. Der Experimentierkasten von KOSMOS erklärt spielerisch und sehr

anschaulich das Prinzip der Wasserstoffwirtschaft in Kombination mit Photovoltaik. Das

Grundprinzip der Brennstoffzelle wird dabei jedoch nicht ausreichend veranschaulicht.

Deshalb sollte der zweite Versuch jedenfalls durchgeführt werden

Geräte

KOSMOS Experimentierkasten Brennstoffzelle (gibt es auch von Fischer-Technik

oder Helios)

2 Kohlestabelektroden

Krokoklemmen und Kabel

Voltmeter

Solarmotor

Becherglas 400 mL

Gleichspannungsgenerator

Chemikalien

Natronlauge NaOH ca. 10 %ig




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Versuchsablauf

Zum Einstieg in die Thematik der Brennstoffzellen wird folgender Versuch durchgeführt:

Zwei Kohleelektroden werden in einem Becherglas befestigt. Das Becherglas wird mit

10%iger Natronlauge befüllt. Nun wird bei ca. 4 V einige Minuten elektrolysiert. Durch die

Adsorption der Gase an der Kohle funktioniert diese Anordnung nun kurzzeitig als

Brennstoffzelle. Die Spannung kann gemessen und entsprechende Verbraucher können

betrieben werden.

Unten ist eine H2/O2-Brennstoffzelle schematisch dargestellt. Die Abtrennung ist ein

protonenleitendes sulfoniertes Fluorkohlenwasserstoffpolymer. Für Schulversuche gibt es

unterschiedliche Varianten von Brennstoffzellen, auch als Bausätze. Von KOSMOS wird ein

Experimentierkasten mit Modellfahrzeug angeboten, dass auch mit einer Brennstoffzelle

angetrieben werden kann. Die Elektrolyse zur Gewinnung von H2 und O2 wird mit einer

Solarzelle betrieben. Dieser Experimentierkasten kostet etwa 120 Euro.

Brennstoffzelle




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KOSMOS Experimentierkasten Brennstoffzelle

Entsorgung

Natronlauge 10%ig – mit Wasser verdünnt in den Abfluss

Sicherheitshinweise

Natronlauge 10%ig

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