7. Woche. Elektrochemie. Inhaltsverzeichnis Elektrochemische Spannungsreihe Elektrolyse Batterien

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1 A n o r g a n i s c h e / M a t e r i a l c h e m i e 7. Woche Elektrochemie Inhaltsverzeichnis Seite 7.1. Elektrochemische Spannungsreihe Elektrolyse Batterien Akkumulatoren Brennstoffzellen 20 1

2 A n o r g a n i s c h e / M a t e r i a l c h e m i e 7.1. Elektrochemische Spannungsreihe Theorie Wird ein Metall in die Lösung eines edleren Metalls gebracht (z.b. Zn in CuSO 4 -Lösung), so scheidet sich das edlere Metall ab und das unedlere löst sich auf, hier also insgesamt: Cu 2+ + Zn Cu + Zn 2+. 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 H 2 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 E 0 können Protonen in Lösung zu Wasserstoff reduzieren, während Redoxpaare mit positivem E 0 von Wasserstoff reduziert werden. Zu beachten ist allerdings, dass E 0 für Standardbedingungen gilt und auch vom ph-wert abhängt. Bei Metallen spricht man von unedel, wenn sie negatives E 0 aufweisen, während edle Metalle positive E 0 Werte aufweisen. Zur Umrechnung der Standardpotentiale auf Realbedingungen dient die Nernst sche Gleichung: E E 0 RT a ln zf a red ox r G 0 zfe 0 E = gemessenes Potential, E 0 = 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: E RT a a K A 0 0 red ox (EK EA ) ln A K zf ared a Im Gleichgewicht: zf E 0 RT ln K ox Mit Hilfe dieser Gleichung kann aus der gemessenen Potentialdifferenz E 0 die Gibbs sche Reaktionsenergie unter Standardbedingungen G 0 und damit auch die Gleichgewichtskonstante 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, 2

3 A n o r g a n i s c h e / M a t e r i a l c h e m i e 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 + /H 2 * 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 E 0, etc.) zu diskutieren und zu besserem Verständnis zu gelangen. Letztlich ergibt sich, dass die Reduktionskraft nach Ag < Cu < H 2 < 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 Fe 2+ -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 Zitronenoder 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. 3

4 A n o r g a n i s c h e / M a t e r i a l c h e m i e 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 (Cu 2+ -Lösung). Man wiegt die Anordnung wieder im Becherglas ab. 4

5 A n o r g a n i s c h e / M a t e r i a l c h e m i e 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 5

6 A n o r g a n i s c h e / M a t e r i a l c h e m i e 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 (Pb 2+ ô Pb 4+ 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. Cl 2 ) 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 H 2 SO 4 1 M Schwefelsäure H 2 SO 4 w=10% Schwefelsäure H 2 SO 4 0,5 M Salzsäure verdünnt Natronlauge NaOH konzentriert Zinkpulver 6

7 A n o r g a n i s c h e / M a t e r i a l c h e m i e 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 H 2 SO 4 (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 O 2 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 H 2 SO 4 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 7

8 A n o r g a n i s c h e / M a t e r i a l c h e m i e 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 H 2 SO 4. 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 8

9 A n o r g a n i s c h e / M a t e r i a l c h e m i e 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 H 2 SO 4 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 9

10 A n o r g a n i s c h e / M a t e r i a l c h e m i e Schwefelsäure Salzsäure Natronlauge Zinkpulver 10

11 A n o r g a n i s c h e / M a t e r i a l c h e m i e 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 Cu 2+ + Zn Cu + Zn 2+ 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. Cu e - Cu E 0 = V Zn e - Zn E 0 = V bzw. Zn Zn e - E 0 = V Cu 2+ + Zn Cu + Zn 2+ E 0 = + 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 H 2 reduziert. Das eigentliche Edukt ist jedoch Braunstein, MnO 2, der den Wasserstoff einfängt, d.h. wieder oxidiert und dabei zu Mn 2 O 3 reduziert wird (Depolarisator). Als Elektrolyt dient konz. NH 4 Cl-Lösung. In Summe kann man die diesem Element zu Grunde liegende Redoxreaktion so beschreiben: Zn + 2 MnO NH 4 Cl [Zn(NH 3 ) 2 ]Cl 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 NH 4 Cl 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. 11

12 A n o r g a n i s c h e / M a t e r i a l c h e m i e 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 CuSO 4 1 M Zinkchlorid-Lösung ZnCl 2 1 M Kaliumchlorid-Lösung KCl 10 g/l Braunstein MnO 2 Ammoniumchlorid-Lösung NH 4 Cl 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. 12

13 A n o r g a n i s c h e / M a t e r i a l c h e m i e 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). 13

14 A n o r g a n i s c h e / M a t e r i a l c h e m i e 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 14

15 A n o r g a n i s c h e / M a t e r i a l c h e m i e Braunstein Ammoniumchlorid 15

16 A n o r g a n i s c h e / M a t e r i a l c h e m i e 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 PbSO H 2 O PbO 2 + Pb + 2 H 2 SO 4 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) Ni(OH) 2 2 NiO(OH) + Cd + 2H 2 O geladen Die Zellspannung beträgt ca. 1,2 V. Die Vorteile dieses Akkutyps sind die größere Leistungsdichte, Robustheit und schnelle Aufladbarkeit. Nachteile sind die Entsorgungsproblematik 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) Ni(OH) 2 2 NiO(OH) + Fe + 2H 2 O geladen Die Zellspannung beträgt ca. 1,3 V. 16

17 A n o r g a n i s c h e / M a t e r i a l c h e m i e 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 17

18 A n o r g a n i s c h e / M a t e r i a l c h e m i e Chemikalien Schwefelsäure H 2 SO 4 verdünnt Schwefelsäure H 2 SO 4 20 %ig Nickelsulfat-Lösung NiSO 4 2 M Kalilauge KOH 1 M Versuchsablauf Bleiakkumulator Zwei Bleielektroden werden in einem Becherglas befestigt. Das Becherglas wird mit 20 %iger H 2 SO 4 befüllt. Nun wird bei ca. 4 V einige Minuten elektrolysiert. Die Spannung dieses Akkumulators beträgt ca. 2 V, entsprechende Verbraucher können betrieben werden. Blei-Akkumulator Ni/Fe-Akkumulator Zwei Streifen Ni-Blech werden in verd. H 2 SO 4 gereinigt. In 2 M NiSO 4 -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. 18

19 A n o r g a n i s c h e / M a t e r i a l c h e m i e 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 19

20 A n o r g a n i s c h e / M a t e r i a l c h e m i e 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 H 2 /O 2 -Brennstoffzelle (Knallgasbrennstoffzelle), in der an Pt-Elektroden H 2 oxidiert und O 2 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 ( ) 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 CH 4. 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. H 2 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 CO 2. 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 20

21 A n o r g a n i s c h e / M a t e r i a l c h e m i e 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 H 2 /O 2 -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 H 2 und O 2 wird mit einer Solarzelle betrieben. Dieser Experimentierkasten kostet etwa 120 Euro. Brennstoffzelle 21

22 A n o r g a n i s c h e / M a t e r i a l c h e m i e KOSMOS Experimentierkasten Brennstoffzelle Entsorgung Natronlauge 10%ig mit Wasser verdünnt in den Abfluss Sicherheitshinweise Natronlauge 10%ig 22