Batterien und Akkumulatoren

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1 Universität Regensburg Institut für Anorganische Chemie Lehrstuhl Prof. Dr. A. Pfitzner Demonstrationsversuche im Wintersemester 2007/ Leitung: Dr. M. Andratschke Referenten: Boxhorn, Klaus & Bucek, Tobias 1. Historischer Hintergrund Batterien und Akkumulatoren 1.1. Frau Galvani und die Froschschenkel [1, 2] Eine kleine Anekdote.. Im Jahre 1780 machte der italienische Arzt und Naturforscher Luigi Galvani ( ) eine aufregende Entdeckung. Eigentlich so erzählt man hat er sie seiner Frau zu verdanken. Frau Galvani wollte Froschschenkel enthäuten, die auf einer Zinkplatte lagen, ein damals übliches Küchenutensil. Plötzlich glitt ihr das eiserne Küchenmesser aus der Hand und fiel auf einen der Froschschenkel und die Küchenplatte, sodass es beide berührte. Da begann der Froschschenkel heftig zu zucken und die erschrockene Frau rief ihren Mann herbei. Dieser war von der zufälligen Entdeckung so begeistert, dass er bis an sein Lebensende Froschschenkelversuche durchführte. Er glaubte nämlich einer bis dahin unbekannten tierischen Elektrizität, möglicherweise sogar dem Geheimnis des Lebens, auf der Spur zu sein. Erst dem italienischen Physiker Alessandro Volta ( ) gelang eine auch noch heute gültige Erklärung. Das Zucken des Froschschenkels ist auf die Anwesenheit zweier Metalle zurückzuführen. Der Froschschenkel dient nur als empfindliches Anzeigegerät für das Fließen eines Stromes. Bringt man nämlich zwei verschiedene Metalle in Kontakt mit einer wässrigen Flüssigkeit, so wirkt diese Anordnung wie eine Stromquelle! [1] Zu Ehren von Luigi Galvani wird eine Anordnung aus zwei verschiedenen Metallen (Elektroden) in einer wässrigen Lösung (einem ionendurchlässigen, jedoch elektronenundurchlässigen Elektrolyten), die durch den Ablauf einer Redoxreaktion an den Elektroden elektrische Energie liefert, ein galvanisches Element oder galvanische Zelle genannt. Die heutigen Batterien sind elektrochemische Energiespeicher, bestehend aus Anode und Kathode, die sich in einem Elektrolyt befinden. Durch elektrochemische Prozesse wird elektrische Energie frei, die dann genutzt werden kann. [2] Versuch 1) Die Zitronenbatterie [3] Material: 1 frische Zitrone 2 verschiedene Metallplatten, z. B. aus Zink und Kupfer Kabel Krokodilklemmen Voltmeter Durchführung: Die Kupfer- und die Zinkelektrode werden so in die Zitrone gesteckt, dass sich beide Elektroden nicht berühren. Die beiden Elektroden werden an ein Voltmeter angeschlossen. Beobachtung: Es wird eine Spannung von 0,966 V angezeigt. Erklärung: Hydroniumionen einer saueren Lösung reagieren mit unedlen Metallen. Das Metall gibt Elektronen ab und bildet Metallionen (Kationen) (es wird oxidiert). Die Metalle 1

2 erreichen dabei meistens Edelgaskonfiguration bzw. stabile elektronische Zustände. Die Protonen der saueren Lösung nehmen die Elektronen auf. Es bilden sich Wasserstoffatome, die sich sofort wieder zu Wasserstoffmolekülen verbinden. Steckt man nun zwei unterschiedliche Metalle in die Zitronensäure, so reagieren diese auch unterschiedlich. Das weniger edle Metall ( Zink ) gibt in der gleichen Zeit mehr Kationen in die Säure ab, als das edlere Kupfer. Dadurch hat Zink einen hohen Überschuss an negativer Ladung, das Kupfer hat einen geringeren Überschuss an negativen Ladungen. Man sagt Kupfer ist gegenüber Zink positiv geladen. Werden beide Metalle leitend verbunden, so gibt das Zink seine überschüssigen negativen Ladungen über diese Verbindung an das Kupfer ab. Der Vorgang läuft so lange ab, bis die Zitronensäure keine Ionen mehr aus dem Metall herauslösen kann, bzw. bis beide Metalle gleich stark geladen sind. Redoxreaktion Oxidation (Ox): Zn Zn e - Reduktion (Red): 2 H 3 O + + 2e - H H 2 O Gesamt: Zn + 2 H 3 O + H H 2 O + Zn Weitere Entwicklungsgeschichte der Batterie [1, 2, 4] In der Folgezeit beschäftigten sich immer mehr Wissenschaftler mit der elektrochemischen Energiespeicherung. Um 1800 entwickelte Johann Wilhelm Ritter, die so genannte Ritter sche Säule, bestehend aus übereinander geschichteten Silber-, Zink- und mit Natriumchlorid getränkten Kartonscheiben. Diese gilt als Urform der Batterie konzipierte John Frederic Daniell eine zuverlässige Stromquelle, die heute auch als Daniell-Element bekannt ist. (s. Versuch 2, S. 3) 1860 entwickelte Georges Leclanchè das nach ihm benannte elektrochemische Element, bestehend aus einer Zinkelektrode und einer mit Mangandioxid umhüllten Kohlenstoffelektrode. Vorteilhaft war dabei, dass der Elektrolyt eingedickt war und dadurch leichter transportiert werden konnte entwickelte Gaston Plantè die auch noch heute verwendete Anordnung des Bleiakkumulators. (s. Versuch 3, S. 5) 2. Funktionsweise einer Batterie [2, 5] Wird ein Metall in eine wässrige Lösung gegeben, so gehen einige positiv geladene Metallionen in Lösung. Die dazugehörigen Elektronen können nicht in Lösung gehen und verbleiben im Metall (Elektrode), welches dadurch negativ geladen ist. Unterschiedliche Metalle lösen sich unterschiedlich stark, d. h. die Anzahl der gelösten Metallkationen ist unterschiedlich und damit auch die Zahl der im Metall verbleibenden Elektronen. Im Metall baut sich ein Elektronendruck (Potential) auf. Werden nun die zwei verschiedenen Metalle elektrisch leitend verbunden, so kann ein Ausgleichsstrom von der im Verhältnis negativer geladenen Elektrode, zu der im Verhältnis positiver geladenen Elektrode fließen (vgl. Versuch 1). In vereinfachter Weise bringen die Gleichungen (1) die Wirkungsweise der Batterie zum Ausdruck. Bei den so genannten nicht regenerierbaren Batterien (Primärbatterien) laufen die Redoxteilreaktionen (1a) und (1b) nur von links nach rechts unter Energieabgabe ab. Bei den so genannten regenerierbaren Batterien (Sekundärbatterie = Akkumulator) kann die Reaktion zusätzlich, unter Energieaufnahme, von rechts nach links verlaufen. 2

3 Die Addition beider Teilreaktionen ergibt die Gesamtreaktion (1c) der Batterie. Läuft die Reaktion (1c) von links nach rechts so spricht man vom Entladen (E), läuft sie von rechts nach links spricht man vom Laden (L). Red 1 Ox 1 + n e - (1a) Ox 2 + n e - Red 2 (1b) E Red 1 + Ox 2 Ox1 + Red 2 + E (1c) L Die elektromotorische Kraft galvanischer Zellen ( Batterien ) [5] Wie unter 1.1. bereits erwähnt, wird eine Zelle, die als elektrische Stromquelle dient, galvanische Zelle oder galvanisches Element genannt. Das elektrische Potential einer galvanischen Zelle nennt man auch elektromotorische Kraft (EMK) und wird in Volt angegeben. Die Standard-EMK E0 bezieht sich auf die elektromotorische Kraft einer Zelle bei Standardbedingungen. Die elektrochemische Spannungsreihe, d. h. die Reihe der Normalpotentiale von Metallen, Nicht- und Halbmetallen, findet sich in zahlreichen Lehrbüchern wieder. Mithilfe dieser Werte lässt sich die EMK eines galvanischen Elementes berechnen. 3. Primär- und Sekundärbatterie [2, 5, 6] Primär- und Sekundärbatterien sind elektrochemische Elemente, die Energie speichern können. Im Gegensatz zu Sekundärbatterien, die durch Anlegen einer Gegenspannung wiederaufladbar sind, können Primärzellen (Batterien) nur einmal verwendet werden. Der Grund hierfür ist, dass die chemischen Prozesse in Sekundärzellen (Akkumulator) reversibel sind. Primärzelle 1836 erfand der britische Chemiker und Physiker John Frederic Daniell eine Anordnung aus einer Zink- und einer Kupferelektrode, die in ihre jeweiligen Sulfatlösungen eintauchen. Die Lösungen sind durch eine Elektrolytbrücke miteinander verbunden, um den Ladungsausgleich zu gewährleisten (Daniell-Element). (s. 1.2., S. 2) Versuch 2) Das Daniell-Element [2] Geräte: Chemikalien: 2 Bechergläser PVC-Schlauch mit Tonstopfen Spritze Kabel Voltmeter Kupfer- und Zinkstab Kaliumsulfat (K 2 SO 4 ) Lösung (c = 1 mol/l) Kupfersulfat (CuSO 4 ) Lösung (c = 1 mol/l) Zinksulfat (ZnSO 4 ) Lösung (c = 1 mol/l) 3

4 Durchführung: Beobachtung: Der PVC-Schlauch wird an beiden Enden mit je einem Stopfen verschlossen. Mit einer Spritze wird der Schlauch mit einer einmolaren Kaliumsulfatlösung befüllt. In ein Becherglas wird der Kupferstab gestellt und die Kupfersulfatlösung eingefüllt. In das zweite Becherglas stellt man den Zinkstab und füllt das Becherglas mit der Zinksulfatlösung. Die beiden Bechergläser werden durch den PVC-Schlauch als Elektrolytbrücke miteinander verbunden. Die beiden Metallstäbe werden an ein Voltmeter angeschlossen. Das Voltmeter zeigt einen Wert von 1,099 V an. Anode (Oxidation) Kathode (Reduktion) Erklärung: Redoxreaktion: Abb. 1 Aufbau eines Daniell-Elementes ( schematisch ) Anode: Zn Zn e - - E 0 = -0,76 V Kathode: Cu e - Cu E 0 = +0,34 V Zn + Cu 2+ Cu + Zn 2+ E ges = +1,10 V Kupfer ist ein edleres Metall als Zink, das elektrochemische Potential des Zinks ist daher geringer als das des Kupfers. Daher zieht das Kupfer die Elektronen besser als das Zink an. Das Zink gibt 2 Elektronen an das Kupfer ab und wird zu Zn 2+ oxidiert. Der Zinkstab löst sich während der Reaktion langsam auf. Die Elektronen wandern durch die Kabelverbindung zum Kupferstab, wo mit den in der Lösung sich befindlichen Kupferionen metallisches Kupfer entsteht. Über die Salzbrücke findet der Ladungsausgleich statt. Es fließen solange Elektronen vom Zink- zum Kupferstab, bis entweder die Kupferionen verbraucht sind oder der Zinkstab sich aufgelöst hat. Sekundärzelle Primärzellen haben einen entscheidenden Nachteil. Die ablaufenden Reaktionen in einer Batterie sind irreversibel. Sind alle Edukte in ihre Produkte umgesetzt worden, kommen die elektrischen Potentiale zum Erliegen, d. h. die Batterien können nicht mehr geladen werden; sie sind nicht mehr zu gebrauchen. Um dem Problem entgegenzuwirken, haben Forscher Batterien entwickelt, die beim Anlegen einer äußeren Spannung (diese muss höher sein, als das Potential der Batterie) aufgeladen werden. Diese Zellen nennt man daher Sekundärzellen oder Akkumulatoren. Betrachtet man den Ladevorgang auf chemischer Basis, so werden die beim Entladen entstandenen Produkte durch eine Elektrolyse in ihre ursprünglichen Edukte zersetzt. 4

5 Versuch 3) Der Bleiakkumulator [2, 5, 6] Geräte: Becherglas Kabel Krokodilklemmen Spannungsquelle Voltmeter oder Verbraucher (Lämpchen, Motor...) Chemikalien: 20 %ige Schwefelsäure (H 2 SO 4 ) 2 Bleiplatten (Pb) Durchführung: Beobachtung: Erklärung: Man füllt das Becherglas mit der Schwefelsäure und stellt die beiden Bleiplatten hinein. Um den Bleiakkumulator zu laden, verbindet man die Bleiplatten mit einer Spannungsquelle und lädt den Bleiakkumulator mehrere Minuten (U = 5 V). Dann schließt man einen Verbraucher an. Das Lämpchen leuchtet auf. Beim Eintauchen der Bleiplatten in die Schwefelsäure kommt es zunächst zu folgender Reaktion: Pb (s) + H 2 SO 4 PbSO 4 + H 2 Laden: Oxidation: Pb 2+ Pb e - Pb H 2 O PbO 2 (s) + 4 H + Reduktion: Pb e H e - Pb + H 2 Beim Entladen ergibt sich eine Situation, wie es Abb. 2 zeigt: Abb. 2 Aufbau eines Bleiakkumulators ( schematisch ) [5] Entladen: 2- Anode: Pb (s) + SO 4 PbSO e - 2- Kathode: PbO 2 (s) + SO H e - PbSO H 2 O Ein solcher Bleiakkumulator erreicht eine elektromotorische Kraft von 2 V (s. Abb. 2). Der Bleiakkumulator wird auch als Autobatterie verwendet. Um die dort benötigte Spannung von 12 V zu erreichen, werden 6 dieser Einzelzellen in Reihe geschaltet. 4. Lehrplanbezug [7] Im Lehrplan der Realschule ist nicht direkt das Thema Batterie genannt. Jedoch wird in der 9. Jahrgangsstufe (1. Zweig) auf die Redoxreaktionen eingegangen. Somit eignet sich das Gebiet Batterie und Akkumulator sehr gut, um den Schülern praxisorientiert die Oxidation und Reduktion als Elektronenabgabe und -aufnahme zu vermitteln. Mithilfe der im Referat genannten Halbzellen kann sehr anschaulich die elektrochemische Spannungsreihe eingeführt und plausibel erklärt werden. 5

6 5. Literaturverzeichnis [1] Peter Häusler: Donnerwetter Physik!, 1. Auflage, WILEY-VCH Verlag & Co. KGaA, Weinheim, 2001, S [2] A. F. Holleman, E. Wiberg, N. Wiberg: Holleman-Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie, 102. Auflage, Walter Gruyter-Verlag, Berlin, New York, 1985, S. 221, S. 224, S [3] Peter Pfeifer, Roland Reichelt: H 2 O & Co Anorganische Chemie, 1. Auflage, Oldenbourg Schulbuchverlag GmbH, München, 2002, S [4] Johann Wilhelm Ritter: Die Begründung der Elektrochemie und Entdeckung der ultravioletten Strahlung, Akademische Verlagsgesellschaft, Frankfurt am Main, 1968, S [5] Charles E. Mortimer, Ulrich Müller: Das Basiswissen der Chemie, 8. Auflage, Georg Thieme-Verlag, Stuttgart, 2003, S , S. 361, S. 359, S [6] Karl Häusler: Experimente für den Chemieunterricht, 2. Auflage, Oldenbourg Schulbuchverlag GmbH, 1995, München, S [7] Lehrplan der 6-stufigen Realschule in Bayern, 9. Jahrgangsstufe, Chemie, I. Zweig. (Seite aktuell am ) 6

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