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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.
Didaktische Hinweise
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.
Didaktische Hinweise
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
Didaktische Hinweise
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.
Didaktische Hinweise
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
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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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