Laborbericht Redox-Reaktionen Elektrochemie Sonia Töller Anna Senn 17.02.2005 23.06.2005
Inhaltsverzeichnis 1. Theorie Redox-Reaktionen und Elektrochemie allgemein... 1 1.1 Definitionen / Ausdrücke... 1 1.2 Einheiten und Formeln... 2 1.2.1 Allgemeine Formeln... 2 1.2.2 Formeln zu Farday... 2 1.2.3 Formeln zur Spannungsquelle... 2 1.3 Stomkreis... 3 1.4 Spannungsquellen... 4 1.4.1 Definition Spannungsquelle:... 4 1.4.2 Verschiedene Spannungsquellen... 4 1.5 Redoxpotential... 4 1.6 Berechnung der Spannung:... 5 2. Galvanik... 6 2.1 Einleitung... 6 2.2 Ziel... 6 2.3 Theorie... 6 2.3.1 Definition... 6 2.3.2 Geschichte... 6 2.3.3 Farday... 7 2.3.4 Der Vorgang des Galvanisierens... 8 2.3.5 Anwendungsmöglichkeiten... 8 2. 4 Material... 9 2.5 Vorgehen... 9 2.6 Resultate... 10 2.6.1 Experiment 1 vom 14.05.05... 10 2.6.2 Experiment 2 vom 21.05.05... 10 2.7 Auswertung / Berechnungen... 10 2.7.1 Experiment 1 vom 14.05.05... 10 2.7.2 Experiment 2 vom 21.05.05... 11 2.8 Interpretation... 12 3. Die Wasserelektrolyse... 13 3.1 Einleitung... 13 3.2 Ziel... 13 3.3 Theorie... 13 i
3.4 Material... 14 3.5 Vorgehen... 15 3.6 Resultate... 15 3.6.1 Versuch 1 (Testversuch)... 15 3.6.2 Versuch 2... 15 3.6.3 Versuch 3... 16 3.7 Berechnungen... 16 3.7.1 Formeln... 16 3.7.2 Berechnungen der Sollwerte... 17 3.8 Fehlerberechnungen... 18 3.8.1 Versuch 1 (Testversuch)... 18 3.8.2 Versuch 2... 19 3.8.3 Versuch 3... 19 3.9 Interpretation... 20 3.9.1 Versuch 1 (Testversuch)... 20 3.9.2 Versuch 2... 20 3.9.3 Versuch 3... 21 4. Solaranlage / Photovoltaik... 22 4.1 Einleitung... 22 Was ist Photovoltaik?... 22 4.2 Ziel... 22 4.3 Theorie... 23 4.3.1 Allgemeines... 23 4.3.2 Aufbau... 24 4.3.3 Funktionsweise... 25 4.3.4 Anwendungsgebiete... 27 4.3.5 Wasserelektrolyse... 28 4.4 Material... 28 4.5 Vorgehen... 29 4.6 Resultate... 29 4.7 Berechnungen... 30 3.7.1 Berechnungen der Sollwerte... 30 4.8 Fehlerberechnungen... 31 4.9 Interpretation... 31 5. Die Brennstoffzelle... 32 5.1 Einleitung... 32 ii
5.2 Ziel... 32 5.3 Theorie... 32 5.3.1 Geschichte der Brennstoffzelle... 32 5.3.2 Funktion und Aufbau einer PEM Brennstoffzelle... 33 5.3.3 Verschiedene Brennstoffzelltypen... 35 5.4 Material... 37 5.5 Vorgehen... 37 5.6 Resultate... 38 5.6.1 Experimente 1 vom 26.05.05... 38 5.6.2 Experimente 2 vom 02.06.05... 39 5.7 Berechnungen/Auswertungen... 40 5.7.1 Berechnung der Leistung... 40 5.7.2 Spannung und Zeit:... 40 5.8 Interpretation... 41 6. Akkumulatoren... 42 6.1 Einleitung... 42 6.2 Ziel... 42 6.3 Theorie... 43 6.3.1 Allgemeines... 43 6.3.2 Definition Sekundärelement... 44 6.3.3 Der Bleiakku... 45 6.3.4 Der Nickel-Cadmium-Akku... 46 6.4 Material... 47 6.5 Vorgehen... 48 6.5.1 Der Bleiakku... 48 6.5.2 Der Nickel-Cadmium-Akku... 48 6.6 Resultate... 49 6.6.1 Laden mit Serienschaltung... 49 6.6.2 Entladen mit Parallelschaltung... 50 6.7 Interpretation... 51 6.7.1 Laden mit Serienschaltung... 51 6.7.2 Entladen mit Parallelschaltung... 51 7. Quellen... 52 iii
1. Theorie Redox-Reaktionen und Elektrochemie allgemein 1.1 Definitionen / Ausdrücke Oxidation: Elektronenabgabe Oxidationszahl steigt Reduktion: Elektronenaufnahme Oxidationszahl sinkt Redox: Elektronenübergang Diese Definitionen beziehen sich auf den Prozess, nicht auf den Stoff Elektrolyt: Lösung, die Ionen enthält. Galvanisches Element: Elektrolytisches System, das Strom erzeugt. Bestehend aus zwei Halbzellen. Wasserlektrolyse: Zerlegung von Wasser in seine Elemente Wasserstoff (H 2 ) und Sauerstoff (O 2 ). Zwei verschiedene elektrochemische Halbzellen lassen sich zu einem galvanischen Element verbinden. Der Pol entsteht am unedleren Metall, der +Pol am edleren. Bei dem Galvanisieren haben die Atome des jeweils edleren Metalls eine geringere Tendenz, Elektronen abzugeben und als Ionen in Lösung zu gehen, als die Atome des unedleren Metalls. Die Tendenz, Elektronen zu liefern wird Redoxpotential genannt (s. u.) Je exergonischer G, desto grösser die treibende Kraft Je stärker ein Reduktionsmittel ist, desto schwächer ist es als Oxidationsmittel und umgekehrt. Korrespondierende Redoxpaare, die nach der Grösse des Normalpotentials geordnet sind, bilden eine Spannungsreihe. Akkumulatoren sind galvanische Elemente, in denen durch umkehrbare elektrolytische Vorgänge elektrische Energie gespeichert und wieder freigesetzt werden kann. 1
1.2 Einheiten und Formeln Spannung: U [V] Volt Mass für Elektronendruck Stromstärke: I [A] Ampère Widerstand R [Ω] Ohm Leistung P [W] Watt Arbeit W el [Ws] Watt / s Ladung [Q] Coulomb 1.2.1 Allgemeine Formeln U = R I I = Q / t W el = P t U I t = U Q 1.2.2 Formeln zu Farday n = Q / (z F) n: Stoffmenge in Mol z: Anzahl übertragener e - (Elektronenwertigkeit) F: Farday-Konstante (beschreibt die Ladung für 1 Mol e - ) F = e N A = 1,6 10-19 6,02 10 23 = 96484 96500 C / mol -1 1.2.3 Formeln zur Spannungsquelle G = W el G = Z E F K = e - ( G / (R t)) -((Z E F) / ( R t)) = e 2
1.3 Stomkreis Spannungsquelle Schalter Messgerät Verbraucher Jeder elektrische Stromkreis besteht im Wesentlichen aus: Spannungsquelle bzw. Stromquelle ( Elektronenquelle) Leitung Verbraucher Man unterscheidet zwischen parallelen und Serien-Stromkreisen. Der Stromkreis oben ist eine Serienschaltung. Bei einer Serienschaltung versucht man den Widerstand möglichst nahe zu 0 zu bringen, im Gegensatz zum, parallelen, bei dem man den Widerstand gegen unendlich setzt. In der Spannungsquelle (z.b. Batterie oder Steckdose) steht elektrische Energie in Form getrennter Ladung zur Verfügung. Die Leitung dient als Transportweg für die elektrische Energie, die als elektrischer Strom zwischen Spannungsquelle und dem Verbraucher fließt. Im Verbraucher wird die durch die Spannungsquelle erzeugte Energie in eine andere Energieform umgewandelt (z.b. Wärme (Elektroofen), Lichtenergie (Lampe), Bewegung (Elektromotor)). Umgangssprachlich spricht man auch davon, dass Energie "verbraucht" wird. Im Verbraucher wird dem elektrischen Strom ein Widerstand entgegengesetzt. Die elektrische Spannung ist die Ursache, die einen elektrischen Strom bewirkt. Der Strom ist also die Wirkung der elektrischen Spannung. 3
1.4 Spannungsquellen 1.4.1 Definition Spannungsquelle: Jede Spannungsquelle ist gleich einer Elektronenquelle. 1.4.2 Verschiedene Spannungsquellen Generatoren (z.b. Diesel) Wasser Dampf (Kernkraftwerk, Erdwärme, Solar, Fossil...) Wind Photovoltaik: Silizium (solar, thermisch) Batterie / Akku Brennstoffzelle 1.5 Redoxpotential Definition: Mass für die Tendenz, Elektronen zu liefern. Der Nullpunkt der Redoxpotentiale ist bei Wasserstoff gesetzt. Aber wie kann man eine Wasserstoffelektrode bauen, wenn Wasserstoff bei Raumtemperatur gasförmig ist? Man nimmt eine Platinelektrode, stellt sie in Salzsäure mit genau bekannter Konzentration (1 mol/l), und besprudelt sie von unten mit einem ständigen Wasserstoffstrom. Die Platinelektrode ist sozusagen in einen Wasserstoffmantel eingehüllt, in der Lösung tummeln sich Wasserstoffionen. Also hat man - rein formal gesehen - eine Wasserstoffelektrode in einer Wasserstoffhalbzelle. Alle Metalle, die in der Tabelle über dem Wasserstoff stehen, reagieren mit Säuren unter Bildung von Wasserstoff, während die Metalle unterhalb des Wasserstoffs von normalen" Säuren wie Salzsäure, Schwefelsäure oder Essigsäure nicht aufgelöst werden. Eine Ausnahme bildet Salpetersäure, die auch edle Metalle auflösen kann. Das liegt aber an den besonderen Eigenschaften der Salpetersäure als Oxidationsmittel. Wenn nun eine solche Wasserstoffhalbzelle mit einer Kupferhalbzelle verbunden wird, erhält man eine Spannung von 0,35 Volt, wobei Kupfer den Pluspol bildet. Also hat Kupfer ein Redoxpotential von +0,35 Volt. Wasserstoff als Referenzstoff hat 4
natürlich ein Redoxpotential von genau 0 Volt. Wenn man das gleiche mit Zink macht, erhält man ein Redoxpotential von -0,76 Volt etc. Dies ist eine Liste der am meisten gebrauchten Redoxpotentiale. 1.6 Berechnung der Spannung: E Oxidation: Zn Zn +2é -0,76 Reduktion: Cu +2é Cu -0,35 Betrag bleibt, Redox: Zn +Cu Cu +Zn -1,11V Vorzeichen ändert 5
2. Galvanik 2.1 Einleitung Mit der Galvanik oder resp. galvanisierten Gegenständen kommen wir täglich in Berührung; so ist beispielsweise das Silberbesteck durch die Galvanik versilbert worden oder viele Möbel sind verchromt. 2.2 Ziel Ziel war es, eine Münze oder einen ähnlichen Gegenstand mit einer Kupferschicht zu überziehen, sowie den Elektronenübergang fast schon sichtbar zu erleben. 2.3 Theorie 2.3.1 Definition Unter Galvanisieren versteht man im Allgemeinen das Aufbringen einer dünnen Schicht eines Metalls mit Hilfe eines elektrischen Stroms auf ein anderes Metall. Da das aufzubringende Metall widerstandsfähiger gegen Umwelteinwirkungen ist, wird hiermit das ursprüngliche Material geschützt. 2.3.2 Geschichte Luigi Galvani (1737-1798) entdeckte den "Galvanismus". Allesandro Volta (1745-1827) erklärte dies und es entstanden die ersten galvanischen Elemente. Aber schon ca. 1800 Jahre davor, dies ist durch Ausgrabungen in Bagdad belegt, existierte eine Elektro-Batterie. Durch den Bau der Dynamomaschine (Gleichstromgenerator) durch Werner von Siemens erfolgte 1867 der Beginn der großtechnischen Anwendung der Galvanotechnik. Dadurch war es möglich, Strom in ausreichender Menge kostengünstig zu erzeugen. Die Einführung der wichtigsten Verfahren erfolgte zu Beginn des 20. Jahrhunderts. So begann der Einsatz der Vernickelung ab 1900, Vermessingung 1905, Eloxierung 1910, Verzinnung 1911, Verchromung 1924, Verzinkung 1926 und die Glanzvernickelung ab 1930. 6
2.3.3 Farday Michael Farday lebte von 1791-1867 Nach ihm benannt gibt es eine Fardaysche Konstante und Fardaysche Gesetzte. Die Farday-Konstante wird dann benutzt, wenn man wissen will, welche elektrische Ladung eine bestimmt Stoffmenge an Ionen oder Elektronen trägt. Die Faraday-Konstante wurde erstmals zur Bestimmung der Avogadrozahl bei einer galvanischen Abscheidung aus der Stärke des geflossenen Stromes und der abgeschiedenen Menge an Silber berechnet. Definitionsgemäss gilt: Die Faraday-Konstante ist der Betrag der elektrischen Ladungsmenge eines Mols Elektronen; daher ist sie gleich dem Produkt aus der Avogadrozahl N A =6.02214 10 23 mol -1 und der Elementarladung e=1.602176 10-19 C. F = N A e = 96485.3383 C/mol 96500 C/mol Die Faraday-Konstante ist eine wichtige Grösse der Physik und Chemie, insbesondere der Elektrochemie. Sie ist eine fundamentale, unveränderliche Grösse, also eine nur von den verwendeten Einheiten abhängige Naturkonstante. Sie wird dann verwendet, wenn Stoffumsätze mit elektrischen Ladungen verknüpft sind, etwa bei Elektrolysen, zum Beispiel bei der Galvanik oder bei Brennstoffzellen und Batterien. Somit ist sie nicht nur in der Wissenschaft, sondern auch in der Technik von Bedeutung, besonders in der Galvanotechnik. Im Zusammenhang mit der Galvanik wird die Farday-Konstante dazu benötigt, um die auf- oder abgetragene Stoffmenge zu berechnen. Die Faradayschen Gesetze beschreiben den Zusammenhang zwischen Ladung und Stoffumsatz bei der Elektrolyse. Sie sind daher die Grundgesetze der Elektrolyse. 7
2.3.4 Der Vorgang des Galvanisierens Das Metall wirkt als Kathode (Minuspol) und zieht so die positiv geladenen Metallionen aus der Lösung an. Dieser Vorgang wird Elektrolyse genannt. Sowohl Eisen- als auch Nichteisenmetalle können so mit verschiedensten Metallen überzogen werden, z.b. Kupfer, Nickel, Gold, Silber, Chrom. Die zu beschichtende Ware wird in eine Metallsalzlösung (Elektrolyten) eingebracht und mit dem negativen Pol (Kathode) einer Gleichstromquelle verbunden. Das abzuscheidende Metall kommt ebenfalls in Form von Anoden (+), und als in Ionen aufgespaltetes Salz in das leitfähige Bad. Unter Stromfluss geht das abzuscheidende Metallion in Lösung und wird von der Kathode, die das Werkstück darstellt, angezogen und dort als Metall-Überzug abgeschieden. Das Galvanik-Verfahren erfordert einige wichtige Vorbehandlungen (Abschleifen, Reinigen, Entfetten und so weiter). Diese Vorbehandlungen schliesst die Verwendung von Lösungsmitteln, zum Beispiel zur Oberflächenreinigung, mit ein. Darauf wird der Gegenstand galvanisiert, gespült und getrocknet. 2.3.5 Anwendungsmöglichkeiten Generell wird zwischen funktionaler und dekorativer Galvanotechnik unterschieden. Letztere dient vorwiegend der Verschönerung von Gegenständen. Beispiele für die dekorative Galvanotechnik sind die Kunststoffgalvanisierung, die Verchromung von Stahlrohrmöbeln und Motorrädern sowie die Vergoldung von Schmuck und Essbesteck. Die funktionale Galvanotechnik dient dem Korrosionsschutz, dem Verschleissschutz, der Katalyse oder der Verbesserung elektrischer Leitfähigkeit. Beispiele hierfür sind die Verzinkung von Schrauben, die Beschichtung von Maschinenteilen mit Hartchrom, die Herstellung von metallischen, meist nickel- oder platinhaltigen Katalysatoren für die chemische Industrie oder Brennstoffzellen sowie die Vergoldung und Versilberung von elektrischen Kontakten. Auch die Herstellung optischer Datenträger (CDs/DVDs) in einem Presswerk basiert auf Galvanotechnik. 8
2. 4 Material Münze Kupferblech Stoppuhr versch. Stromkabel Stoppuhr Spannungsmessgerät Becherglas Kupfersulfatlösung Schmirgelpapier Natronlauge Aceton Föhn Waage dest. Wasser Spannungsquelle 2.5 Vorgehen Vorerst muss die Münze gereinigt werden, damit später der Auftrag optimiert werden kann: 1. Wir haben zuerst die Münze mit Schleifpapier abgeschliffen, damit der gröbste Schmutz entfernt werden konnte 2. Anschliessend haben wir nun die Münze elektrolytisch gereinigt, dabei wird die Münze an den Plus-Pol angeschlossen, somit wird die äusserste Metallschicht von der Münze abgetragen. (120 s) 3. Nun wird die Münze mit Hilfe des Föhns getrocknet. Danach wird sie in Natronlauge getaucht und anschliessend mit dest. Wasser gereinigt. 4. Zum Schluss wird sie noch in Aceton getaucht, anschliessend getrocknet und gewogen. Ebenfalls wird das Kupferblech und der Krokodilstecker gewogen. 9
Jetzt kann mit dem Verkupfern begonnen werden: Nun werden Blech und Münze wieder an den Kreislauf angeschlossen, dieses Mal liegt der Plus-Pol jedoch am Kupferblech. Nun wird die Spannungsquelle eingeschaltet (auf 10 Volt). Den Versuch lassen wir 120 s laufen, ausser es beginnt zu Flocken. Danach wird der versuch beendet, Kupferblech und Münze mit dest. Wasser gespült und anschliessend gewogen. Danach müssen nur noch die Arbeitsfläche gereinigt und die nötigen Berechnungen vorgenommen werden. 2.6 Resultate 2.6.1 Experiment 1 vom 14.05.05 Ø Stromstärke: 1.71 Ampère (ist bei der Spannungsquelle und Messgerät gleich) Vor Experiment: Blech: 37.16 g Münze + Krokodilstecker: 6.73 g Nach Experiment: Blech: 37.12 g Münze + Krokodilstecker: 6.78 g 2.6.2 Experiment 2 vom 21.05.05 Ø Stromstärke: 1.35 Ampère (ist bei Quelle und Messgerät gleich9 Vor Experiment: Blech: 37.81 g Münze + Krokodilstecker: 6.47 g Nach Experiment: Blech: 37.78 g Münze + Krokodilstecker: 6.53 g 2.7 Auswertung / Berechnungen 2.7.1 Experiment 1 vom 14.05.05 Blech: 37.16g - 37.12g = 40mg Münze: 6.78g - 6.73g = 50mg Istwert 1 I t 1.71 120 n = ---------- = ---------------- = 1.06 mmol z F 2 96500 1.06mmol 63.5 = 67.31mg Sollwert 1 10
2.7.1.1 Fehlerberechnung Absoluter Fehler (FA) = Sollwert Istwert Relativer Fehler (FR) = 100 / Sollwert FA FA 1 = 67.31mg 50mg = 17.31mg FR 1 = 100 / 67.31mg 17.3mg = 25.7 % 2.7.2 Experiment 2 vom 21.05.05 Blech: 37.81g - 17.78g = 30mg Münze: 6.53g - 6.47g = 60mg Istwert 2 I t 1.35 120 n = ---------- = --------------- = 0.84 mmol z F 2 96500 0.84 mmol 63.5 = 53. 34mg Sollwert 2 2.7.2.1 Fehlerberechnung Absoluter Fehler (FA) = Sollwert Istwert Relativer Fehler (FR) = 100 / Sollwert FA FA 2 : 53.34 mg 60 mg = -6.66mg FR 2 : 100 / 53.34mg -6.66mg = -12.5 % Bei beiden Experimenten habe ich die Fehlerberechnung mit den Werten der Münze durchgeführt, wenn man mit dem Gewicht des Kupferblechs rechnen würde, so wären die Resultat anders, bei uns eher schlechter. 11
2.8 Interpretation Wir haben bei unseren Experimenten relative Fehler von 25.7 % und -12,5 % Diese scheinen im ersten Moment sehr hoch. Doch wenn wir die Resultate mit denjenigen vom Grundlagenfach vergleichen, so kann eine deutliche Verbesserung vermerkt werden. Dies liegt vermutlich an der Übung und vielleicht haben wir auch mit etwas mehr Sorgfalt gearbeitet. Eine weitere Möglichkeit sind die ausführlichen Reinigungsverfahren, die wir durchgeführt haben, welche vielleicht einen qualitativen Auftrag erleichtert haben. Doch woher kommen die doch sehr hohen Fehler? Es gibt viele mögliche Fehlerquellen: Ungenauigkeit beim Wägen Kupferblech und Münze zu früh in die Flüssigkeit getaucht ( Batterieeffekt) während dem Versuch hat es von der Münze vielleicht abgeflockt Kupferblech war nach dem Föhnen noch nicht ganz trocken verunreinigte Lösung nicht ganz saubere Bleche während der Reinigung könnte ein Teil des Auftrages wieder abgespült worden sein oder die Münze wurde von uns angefasst Auffällig bei unseren Resultaten war, dass bei der Münze mehr aufgetragen wurde, als beim Kupferblech abgetragen wurde. Daher ist es kaum möglich, dass es von der Münze abgeflockt hat, denn dann wäre das Gegenteil der Fall. Da wäre es eher möglich, dass die Lösung verunreinigt war und die Münze noch Kupfer aus der Lösung aufgenommen hat, oder die Münze und der Krokodilstecker waren noch nicht ganz trocken geföhnt. 12
3. Die Wasserelektrolyse 3.1 Einleitung Das Wort Elektrolyse kommt aus dem Griechischen und bedeutet mittels Elektrizität befreien. Man versteht darunter die Aufspaltung einer chemischen Verbindung unter der Einwirkung von elektrischem Strom. Eine besondere Form der Elektrolyse ist die Wasserelektrolyse, mit deren Hilfe Wasser in seine Bestandteile Wasserstoff (H 2 ) und Sauerstoff (O 2 ) gespalten werden kann. 3.2 Ziel Das Ziel unserer Experimente war es, mit Hilfe von elektrischem Strom Wasserstoff und Sauerstoff zu produzieren und anschliessend mit Hilfe von Berechnungen Sollund Istwerte zu vergleichen. 3.3 Theorie Die Elektrolyse von Wasser besteht aus 2 Teilreaktionen, die an den 2 Elektroden ablaufen. Die Elektroden tauchen in Wasser ein, welches durch die Zugabe von Schwefelsäure besser leitend gemacht wird. Positiv geladene Hydronium-Ionen wandern im elektrischen Feld zu der negativ geladenen Elektrode (Kathode), wo sie jeweils ein Elektron aufnehmen. Dabei entstehen Wasserstoff-Atome, die sich mit einem weiteren, durch Reduktion entstandenen H-Atom zu einem Wasserstoff-Molekül vereinigen. Übrig bleiben Wasser-Moleküle. Reduktion: 2 H 3 O + + 2 e - H 2 + 2 H 2 O Der abgeschiedene, gasförmige Wasserstoff steigt an der Kathode auf. Zur positiv geladenen Elektrode (Anode) wandern die negativ geladenen Hydroxid- Ionen. Jedes Hydroxid-Ion gibt zwei Elektronen an den Plus-Pol ab, so dass Sauerstoff-Atome entstehen, die sich zu Sauerstoff-Molekülen vereinigen. Die übrig bleibenden H+-Ionen werden umgehend von Hydroxid-Ionen zu Wasser-Molekülen neutralisiert. Oxidation: 4 OH - O 2 + 2H 2 O + 4 e - Auch hier steigt der abgeschiedene Sauerstoff als farbloses Gas an der Anode auf. 13
Die Gesamtreaktionsgleichung der Elektrolyse von Wasser lautet: Redox-Reaktion: 4 H 3 O + + 4 OH - 2 H 2 + O 2 + 6 H 2 O Der Wirkungsgrad der Elektrolyse von Wasser liegt bei ca. 70 %. Bei der alkalischen Elektrolyse bei etwa 90 %. Die energetische Betrachtung ist beispielsweise bei der Nutzung von Wasserstoff als Energieträger vonnöten. Wenig dokumentiert ist die elektrodynamische Elektrolyse, in der die Ionen in einem pulsierenden elektrischen und magnetischen Feld beschleunigt werden. Zur Optimierung des Wirkungsgrades können auch Temperaturerhöhung und Photonenbestrahlung (Solarhydrolyse) Einsatz finden. Auch Vakuum kann in der Extraktion von gasartigen Elektrolyseprodukten wirkungsgraderhöhend angewandt werden. Spezialfälle der Elektrolyse sind die Voltammetrie und die Polarographie. Hier verwendet man die Messung des Elektrolysestromes, in Abhängigkeit von der Spannung, um Aufschluss über die chemische Zusammensetzung des Elektrolyten zu erhalten. 3.4 Material Spannungsquelle Spannungsmessgerät Kabel Wasserelektrolyseanlage (Anode, Kathode, Ausgleichsgefäss) Wasser mit Schwefelsäure Stoppuhr Lappen 14
3.5 Vorgehen Als Erstes wird das Wasser auf beiden Seiten (Wasserstoff und Sauerstoff) auf dasselbe Niveau eingestellt. Dazu drückten wird der feuchte Lappen auf die Öffnung gedrückt, zuerst beim Wasserstoff (kleinere Moleküle, schwieriger zu kontrollieren), anschliessend beim Sauerstoff. Dies musste sehr vorsichtig und langsam geschehen, da das Wasser mit Schwefelsäure (H 2 SO 4 ) versetzt ist! Ist die Flüssigkeit richtig eingestellt, wird die Anlage an die Spannungsquelle angeschlossen und eingeschaltet. Gleichzeitig wird die Uhr gestartet. An der negativen Elektrode (Kathode) wird das Wasser zu Wasserstoff reduziert, an der positiven Elektrode (Anode) wir es zu Sauerstoff oxidiert. Es ist zu erwarten, dass doppelt soviel H2 entsteht wie O 2, da es im H 2 O zweimal vertreten ist. Nach zehn Minuten wurde die Stromzufuhr abgeschaltet und die Volumina abgelesen. Anschliessend wurde das Wasser wieder auf dasselbe Niveau gebracht. 3.6 Resultate 3.6.1 Versuch 1 (Testversuch) Spannung U: Stromstärke I: Zeit t: Druck p: 12 Volt 0.23 Ampère 10 min = 600 sec 848 hpa Volumen H 2 : 21.6 ml = Istwert 1 Volumen O 2 : 10.6 ml = Istwert 2 3.6.2 Versuch 2 Spannung U: Stromstärke I: Zeit t: Druck p: 12 Volt 0.24 Ampère 10 min = 600 sec 848 hpa Volumen H 2 : 22.1 ml = Istwert 3 Volumen O 2 : 11.2 ml = Istwert 4 15
3.6.3 Versuch 3 Spannung U: Stromstärke I: Zeit t: Druck p: 12 Volt 0.23 Ampère 10 min = 600 sec 853 hpa Volumen H 2 : 20.7 ml = Istwert 5 Volumen O 2 : 10.1 ml = Istwert 6 3.7 Berechnungen 3.7.1 Formeln Um das Volumen von H 2 und O 2 berechnen zu können, sind einige Formeln nötig. Um die Ladung Q zu berechnen, wird folgende Formel benutzt: Q = I t Um die Stoffmenge (Konzentration) zu berechnen, wird diese Formel benötigt:. n = Q / z F z = Ionenwertigkeit (H 2 = 2, O 2 = 4) F = Faradaykonstante 96500 Cmol -1 Bei Normaldruck hat ein mmol eines beliebigen Gases ein Volumen von 22.4 ml. Da aber während unseren Experimenten nie Normaldruck geherrscht hat, mussten wir zuerst das Volumen eines mmols ausrechnen: 22.4 ml / vorherrschender Druck Normdruck Normdruck: 1013 hpa 16
3.7.2 Berechnungen der Sollwerte 3.7.2.1 Versuch 1 (Testversuch) Q = I t 0.23 600 = 138 A/s 22.4 ml / 848 1013 = 26.75 ml n 1 (Wasserstoff) = Q / z F 138 / 2 96500 = 0.715 mmol 1 mmol 26.75 ml 0.715 mmol 19.13 ml = Sollwert 1 Wasserstoff n 2 (Sauerstoff) = Q / z F 138 / 4 96500 = 0.385 mmol 1 mmol 26.75 ml 0.385 mmol 10.3 ml = Sollwert 2 Sauerstoff 3.7.2.2 Versuch 2 Q = I t 0.24 600 = 144 A/s 22.4 ml / 848 1013 = 26.75 ml n 3 (Wasserstoff) = Q / z F 144 / 2 96500 = 0.746 mmol 1 mmol 26.75 ml 0.746 mmol 19.95 ml = Sollwert 3 Wasserstoff n 4 (Sauerstoff) = Q / z F 144 / 4 96500 = 0.373 mmol 1 mmol 26.75 ml 0.373 mmol 9.979 ml = Sollwert 4 Sauerstoff 17
3.7.2.3 Versuch 3 Q = I t 0.23 600 = 138 A/s 22.4 ml / 853 1013 = 26.6 ml n 5 (Wasserstoff) = Q / z F 138 / 2 96500 = 0.715 mmol 1 mmol 26.6 ml 0.715 mmol 19.0 ml = Sollwert 5 Wasserstoff n 6 (Sauerstoff) = Q / z F 138 / 4 96500 = 0.358 mmol 1 mmol 26.6 ml 0.358 mmol 9.5 ml = Sollwert 6 Sauerstoff 3.8 Fehlerberechnungen Absoluter Fehler (FA) = Sollwert Istwert Relativer Fehler (FR) = 100 / Sollwert FA 3.8.1 Versuch 1 (Testversuch) Istwert 1 Wasserstoff: Sollwert 1 Wasserstoff: 21.6 ml 19.13 ml FA 1 = 19.13 ml 21.6 ml = -2.47 ml FR 1 = 100 / 19.13 ml -2.47 ml = -12.9 % (H 2 ) Istwert 2 Sauerstoff : Sollwert 2 Sauerstoff: 10.6 ml 10.3 ml FA 2 = 10.3 ml 10.6 ml = -0.3 ml FR 2 = 100 / 10.3 ml -0.3 ml = -2.9 % (O 2 ) 18
3.8.2 Versuch 2 Istwert 3 Wasserstoff : Sollwert 3 Wasserstoff: 22.1 ml 19.95 ml FA 3 = 19.95 ml 22.1 ml = -2.15 ml FR 3 = 100 / 19.95 ml -2.15 ml = -10.78 % (H 2 ) Istwert 4 Sauerstoff : Sollwert 4 Sauerstoff : 11.2 ml 9.979 ml FA 4 = 9.979 ml 11.2 ml = -1.221 ml FR 4 = 100 / 9.979 ml -1.221 ml = -12.24 % (O 2 ) 3.8.3 Versuch 3 Istwert 5 Wasserstoff : Sollwert 5 Wasserstoff : 20.7 ml 19.0 ml FA 5 = 19.0 ml 20.7 ml = -1.7 ml FR 5 = 100 / 19.0 ml -1.7 ml = -8.9 % (H 2 ) Istwert 6 Sauerstoff : Sollwert 6 Sauerstoff : 10.1 ml 9.5 ml FA 6 = 9.5 ml 10.1 ml = -0.6 ml FR 6 = 100 / 9.5 ml -0.6 ml = -6.3 % (O 2 ) 19
3.9 Interpretation 3.9.1 Versuch 1 (Testversuch) Den Testversuch machten wir, um zu sehen, ob das Experiment überhaupt funktioniert. Erstaunlich dabei ist, dass wir auf der Sauerstoffseite den kleinsten Fehler zu verzeichnen haben. Es könnte daran liegen, dass wir beim Vorbereiten, als wir das Niveau richtig eingestellt haben, zuerst die Sauerstoffseite ausgeglichen haben. Da wir es zum ersten Mal machten, geschah dies äusserst langsam und vorsichtiger als bei den nächsten Versuchen. Wir haben dabei nicht daran gedacht, dass die Wasserstoffseite schwieriger auszugleichen ist, da die Moleküle kleiner sind, deshalb ist dort der Fehler auch grösser. Wasserstoff Sauerstoff Die Wasserelektrolyseanlage hat an den beiden Behältern der Gase eine ml Anzeige. Ist das Niveau nicht richtig eingestellt, stimmt die Anzeige unten nicht ganz. Dies könnte ein weiterer Grund für den Fehler sein. Eine weitere Fehlerquelle könnte eine nicht konstante Stromzufuhr sein. Dies ist jedoch ziemlich unwahrscheinlich, da wir die Werte permanent beobachtet haben. Interessant ist auch, dass wir meistens mehr Wasser- und Sauerstoff produziert haben als eigentlich entstehen sollte. Wir können uns jedoch nicht erklären, weshalb dies so ist. 3.9.2 Versuch 2 Bei diesem Versuch sind die Fehler schon ein wenig höher. Dies könnte daran liegen, dass wir zu wenig Gas abgelassen haben und somit noch ein wenig in der Anlage war als wir den Versuch starteten. 20
3.9.3 Versuch 3 Die Resultate sind hier wieder ein bisschen besser, jedoch sind die Fehler immer noch zu hoch. Dass sie ein wenig kleiner sind als die Vorhergehenden liegt vermutlich daran, dass wir vorsichtiger gearbeitet haben als zuvor. Als Fehlerquellen kommen ebenfalls die in den Punkten 3.9.2 und 3.9.3 in Frage. 21
4. Solaranlage / Photovoltaik 4.1 Einleitung Was ist Photovoltaik? Photovoltaik, auch PV genannt, ist die direkte Umwandlung von Licht in einer Solarzelle in elektrische Energie. Mit Hilfe des physikalischen Photoeffekts geschieht dies völlig bewegungs-, geräusch- und emissionsfrei. Der physikalische Effekt, der der Photovoltaik zugrunde liegt, wurde bereits 1839 vom Physiker Becquerel entdeckt. Bis zum Jahr 1949, als der Transistor erfunden wurde, schenkte man seinen Entdeckungen keine weitere Beachtung. Erst Anfang der 1950er Jahre, im Zeitalter der Halbleitertechnik, wurde die Idee von Becquerel wieder aufgegriffen und im Jahre 1954 die erste Solarzelle in den USA aus kristallinem Silicium entwickelt. Am Anfang kam die Solarzelle vor allem zur Energieversorgung von Satelliten zum Einsatz. Erst die Ölkrise 1973 brachte die Endlichkeit fossiler Ressourcen wieder in das Blickfeld der Gesellschaft und führte zu verstärkten Forschungsaktivitäten auf dem Gebiet der Photovoltaik. Ziel ist es seither, die noch hohen Kosten, die einer weiten Verbreitung der Technologie entgegenstehen, zu senken. 4.2 Ziel Das Ziel dieses Experimentes war, mit Hilfe der Photovoltaischen Zellen auf dem Dach der Aula der SAMD Wasserstoff und Sauerstoff herzustellen. Um dies zu erreichen, schlossen wir eine Elektrolyse-Anlage an die PV-Anlage an. Gleichzeitig konnten wir die Spannung sowie die Stromstärke messen. 22
4.3 Theorie 4.3.1 Allgemeines Die Sonnenenergie ist die grösste heute verfügbare Energiequelle der Erde. Jeden Tag wird mehr als das 10 000fache des Tages-Weltenergieverbrauches auf unsere Erde eingestrahlt. Würde nur 0.01 Promille dieser Einstrahlung in elektrische Energie umgewandelt, könnte damit 10 % des Weltenergieverbrauches gedeckt werden. Die folgende Grafik zeigt die von schweizerischen Meteostationen gemessenen Strahlungswerte in der Schweiz. Die Werte liegen zwischen guten 1100 bis 1600 kwh/m 2. Bezieht man diese Werte auf den schweizerischen Stromverbrauch, kann mit den momentan verfügbaren Photovoltaik Technologien auf einer Fläche von ca. 6m 2 pro Einwohner, einem Bruchteil der heute bestehenden Dachflächen, rund 10 % der benötigten elektrischen Energie erzeugt werden. Einstrahlungskarte der Schweiz (Quelle: Meteotest) 23
4.3.2 Aufbau Solarzellen bestehen aus mehreren dünnen Schichten welche aus Halbleitermaterialien bestehen. Vor allem Silicium dient als Basismaterial. Es bietet den Vorteil, als zweithäufigstes Element der Erdkruste in ausreichendem Mass verfügbar zu sein. Ein weiterer Vorteil liegt in seiner Umweltverträglichkeit. Je nach Herstellungsverfahren unterscheidet man drei Arten von Silicium Solarzellen: Monokristalline, multikristalline und amorphe Solarzellen. Zur Herstellung von monokristallinen Siliciumzellen benötigt man hochreines Halbleiter- material. Aus einer Siliciumschmelze werden einkristalline Stäbe gezogen und anschliessend in dünne Scheiben gesägt. Dieses Herstellungsverfahren garantiert relativ hohe Wirkungsgrade. Kostengünstiger ist die Herstellung von polykristallinen Zellen. Dabei wird flüssiges Silicium in Blöcke gegossen und anschliessend in Scheiben gesägt. Bei der Erstarrung des Materials bilden sich unterschiedlich grosse Kristallstrukturen aus, an deren Grenzen Defekte auftreten. Diese Kristalldefekte haben einen geringeren Wirkungsgrad der Solarzelle zur Folge. Wird auf Glas oder anderes Substratmaterial eine Siliciumschicht abgeschieden, spricht man von amorphen- oder Dünnschichtzellen. Die Schichtdicken betragen weniger als 1 µm (Dicke eines menschlichen Haares: 50-100 µm), so dass die Produktionskosten allein wegen der geringeren Materialkosten niedriger sind. Die Wirkungsgrade amorpher Zellen liegen allerdings noch weit unter denen der anderen beiden Zelltypen. Anwendung finden sie vor allem im Kleinleistungsbereich (Uhren, Taschenrechner) oder als Fassadenelemente. Neben Siliciumzellen gibt es auch Solarzellen aus anderen Halbleitermaterialen wie zum Beispiel Kupfer-Indium-Diselenid (CIS). Die Anlage der SAMD besteht aus Siliciumzellen. 24
4.3.3 Funktionsweise Die folgende Grafik stellt die Funktionsweise einer Solarzelle unter Sonneneinstrahlung schematisch dar. Verbindet man eine Anzahl von kristallinen oder Dünnschicht-Solarzellen miteinander zu grossen Einheiten, verschaltet sie und verpackt sie witterungsbeständig, entsteht ein Solarmodul. Auf der Vorderseite wird meist Glas angebracht, teilweise auch Kunststofffolien. Für die Rückseite werden häufig Kunststofffolien, aber auch Gläser verwendet. Die Solarzellen sind dazwischen in einem transparenten Material eingebettet, welches gleichzeitig das ganze Modul zusammenhält. 25
In der Anwendung von Solarstromanlagen werden grob zwei Arten unterschieden: Inselanlagen und netzgekoppelte Anlagen. Inselanlagen bestehen aus Solarmodulen, Laderegler, Solarakku (meist Bleibatterien) und bei Bedarf einem 230V Wechselrichter. Die an sonnigen Tagen produzierte Überschussenergie wird in einer Batterie zwischengespeichert und bei Bedarf später verbraucht. In der folgenden Grafik ist eine einfache Anlage ohne Wechselrichter schematisch dargestellt. Die am Tag gespeicherte Energie kann in einem Gleichstromkreislauf zum Beispiel am Abend für Beleuchtungszwecke verwendet werden. Inselanlagen werden meist als kleine autonome Einheiten für die elektrische Versorgung von nicht ans elektrische Stromnetz gekoppelten Einrichtungen und Gebäuden eingesetzt. Für eine umfangreiche elektrische Versorgung von netzfernen Gebäuden werden die Photovoltaikanlagen häufig durch zusätzliche Stromerzeuger wie Diesel- oder Windgeneratoren zu hybriden Energieerzeugungssystemen ergänzt. 26
Ein Beispiel für ein solches System dient die Keschhütte. Netzgekoppelte Solarstromanlagen besitzen keine Speicherbatterie. Ein Wechseltrichter wandelt den von den Solarzellen erzeugten Gleichstrom in Wechselstrom um und speist die elektrische Energie direkt in das öffentliche Stromnetz ein. Diese Energie kann nun an einem beliebigen Ort genutzt werden. 4.3.4 Anwendungsgebiete Betreffend möglicher Anwendungsgebiete und Beitrag zur Strombedarfsdeckung hat die Photovoltaik ein grosses Potential. Es wird in theoretisches, technisches und realisiertes / realisierbares Potential unterschieden. 27
Das theoretische Potential ist naturgemäss enorm, da die eingestrahlte Sonnenenergie den gegenwärtigen Energieverbrauch um ein vielfaches übertrifft. Das technische Potential hängt von verschiedenen Faktoren ab, vor allem von den verfügbaren Flächen und dem Systemwirkungsgrad der Anlage auf der Angebotsseite (Erzeugungspotential) und von den Stromnetz- Und Speicherkapazitäten auf der Nachfrageseite (Endenergiepotential). In der Schweiz finden sich solar-architektonisch geeignete Dach- und Fassadenflächen, auf denen mit den gegenwärtig verfügbaren Technologien Solarstrom im Umfang von einem Drittel des schweizerischen Stromverbrauchs erzeugt werden könnte. In technischer Hinsicht könnte das Potential des Solarstroms dank angepasster Strukturen und Technologien in Zukunft noch höher sein. das effektiv realisierte oder realisierbare Potential ist im Wesentlichen durch wirtschaftliche und energiepolitische Faktoren beeinflusst. 4.3.5 Wasserelektrolyse Den aus der photovoltaischen Anlage gewonnenen Strom verwendeten wir für eine Wasserelektrolyse, bei der Wasser in Sauerstoff und Wasserstoff gespalten wird. Die genauen Vorgänge sowie die Theorie dazu sind im Kapitel 3.3 Theorie im dritten Teilbericht erklärt. 4.4 Material Photovoltaikanlage der SAMD Spannungsmessgeräte Kabel Wasserelektrolyseanlage (Anode, Kathode, Ausgleichsgefäss) Wasser mit Schwefelsäure Lappen Stoppuhr 28
4.5 Vorgehen Als Erstes wurden die Kabel so vorbereitet und miteinander vernetzt, dass man am Schluss nur noch die Photovoltaikanlage mittels einer Serien-, später mittels einer Parallelschaltung an die Wasserelektrolyseanlage anschliessen musste und das Experiment sofort zu laufen begann. Zeitgleich mit dem Anschliessen an die Photovoltaikanlage begannen wir mit der Zeitmessung. Wir liessen das Experiment 300 Sekunden lang laufen und beobachteten dabei die Werte (Stromstärke). Dann unterbrachen wir die Verbindung. Nun konnten die Volumina abgelesen werden und mit den Berechungen begonnen werden. 4.6 Resultate Da die Photovotaikanlage ihren Strom bekanntlich mit Hilfe der Sonne produziert, war die Stromstärke von der Stärke der Sonneneinstrahlung abhängig. Während des Experimentes war die Sonneneinstrahlung leider nicht konstant, da sich eine Wolke vor die Sonne schob. Dies hatte Auswirkungen auf die Stromstärke: Zeit (s) Stromstärke (A) 0 0.83 140 0.79 160 0.55 170 0.41 Wolke vor Sonne Stromstärke 0.9 0.8 0.7 0.6 Stromstärke (A) 0.5 0.4 Stromstärke (A) 0.3 0.2 0.1 0 0 20 40 60 80 100 120 140 160 180 Zeit (s) 29
Nach 300 Sekunden kamen wir auf einen Durchschnitt von 0.60 A. Stromstärke I: 0.60 Ampère Zeit t: 5 min = 300 sec Druck p: 848 hpa Volumen H 2 : 27.8 ml = Istwert 1 Volumen O 2 : 14.4 ml = Istwert 2 4.7 Berechnungen Um den Sollwert der Volumen von H 2 und O 2 berechnen zu können, sind einige Formeln nötig. Um die Ladung Q zu berechnen, wird folgende Formel benutzt: Q = I t Um die Stoffmenge (Konzentration) zu berechnen, wird diese Formel benötigt:. n = Q / z F z = Ionenwertigkeit (H 2 = 2, O 2 = 4) F = Faradaykonstante 96500 Cmol -1 Bei Normaldruck hat ein mmol eines beliebigen Gases ein Volumen von 22.4 ml. Da aber während unseren Experimenten nie Normaldruck geherrscht hat, mussten wir zuerst das Volumen eines mmols ausrechnen: 22.4 ml / vorherrschender Druck Normdruck Normdruck: 1013 hpa 3.7.1 Berechnungen der Sollwerte Q = I t 0.60A 300s = 180 A/s 22.4 ml / 848 1013 = 26.75 ml n 1 (Wasserstoff) = Q / z F 180 / 2 96500 = 0.933 mmol 1 mmol 26.75 ml 0.933 mmol 24.96 ml = Sollwert 1 Wasserstoff 30
n 2 (Sauerstoff) = Q / z F 180 / 4 96500 = 0.466 mmol 1 mmol 26.75 ml 0.466 mmol 12.47 ml = Sollwert 2 Sauerstoff 4.8 Fehlerberechnungen Absoluter Fehler (FA) = Sollwert Istwert Relativer Fehler (FR) = 100 / Sollwert FA FA 1 = 22.9ml 24.96ml = -2.06ml FR 1 = 100 / 22.9ml -2.06ml = -8.99 % FA 2 = 11.4ml 12.47ml = -1.07ml FR 2 = 100 / 11.4ml -1.07ml = -9.4 % 4.9 Interpretation Die hohen Fehler bei unserem Experiment sind darauf zurückzuführen, dass wir für die Berechnungen einen Durchschnittswert für die Stromstärke benutzt haben. Vermutlich war er etwas höher da gegen Ende des Experimentes die Sonne wieder hervorkam. 31
5. Die Brennstoffzelle 5.1 Einleitung Die Brennstoffzelle ist ein Produkt, über das viel gesprochen wird. Autohersteller sehen in der Zukunft, dass eines Tages die Meisten Autos mit einer Brennstoffzelle. Doch was steckt wirklich hinter diesem Phänomen? 5.2 Ziel Ziel dieses Experiments war es, die Brennstoffzelle zu verstehen und praktisch die Leistung der Knallgasreaktion festzustellen. 5.3 Theorie 5.3.1 Geschichte der Brennstoffzelle Der Grundstein für die heutige Brennstoffzelle (engl. Fuel Cell) wurde bereits 1839 durch den englischen Jurist und Physiker Sir William Robert Grove (1811-1896) gelegt. Als er Experimente mit der Elektrolyse durchführte, welche mittels elektrischen Stroms Wasser in Sauerstoff und Wasserstoff aufspaltet, stellte er fest, dass der Vorgang der Elektrolyse umkehrbar ist. Er war es, der den ersten funktionsfähigen Prototypen der Brennstoffzelle konstruierte. Seine Brennstoffzelle, welche er dazumal Abb. 1: Versuchsanordnung von Grove im Jahre 1839 galvanische Gasbatterie nannte, bestand aus zwei Elektroden aus Platin, die jeweils von einem Glaszylinder umschlossen waren. Der eine Zylinder wurde mit Sauerstoff, der andere mit Wasserstoff gefüllt. Die beiden Elektroden tauchte Grove in verdünnte Schwefelsäure, welche als Elektrolyt für die Reaktion diente und somit eine elektrische Verbindung zwischen den beiden Elektroden schuf. An den Elektroden konnte Grove nun eine Spannung messen, die jedoch gering war. Um eine höhere Spannung zu erzielen, schaltete er mehrere galvanische Gasbatterien zusammen. 32
Das von Werner von Siemens im Jahre 1866 entdeckte elektrodynamische Prinzip und somit die Entwicklung der Generatoren, liessen die im Vergleich leistungsmässig schwache Brennstoffzelle in Vergessenheit geraten. Zudem waren die Brennstoffzellen wegen ihren teuren Werkstoffen uninteressant. Erst in den 50er Jahren des letzten Jahrhunderts schenkte man der Entdeckung Groves wieder Beachtung. Es war vor allem der kalte Krieg, der die Brennstoffzelle zu neuem Leben erweckt hatte, denn in der Militärtechnik und in der Raumfahrt benötigte man kompakte Energiequellen. 1963 hatte das amerikanische Energieversorgungsunternehmen General Electrics eines der ersten Brennstoffzellensysteme entwickelt, welches erfolgreich in den Gemini-Raumkapseln Einsatz fand. Auch beim Apollo Programm der NASA wurden die Raumfahrzeuge anstelle von Batterien mit Brennstoffzellen ausgerüstet, da Batterien zu schwer gewesen wären Zu Beginn der 90er Jahren des letzten Jahrhunderts wurde die Brennstoffzelle für die zivile Nutzung interessant. Ingenieure und Wissenschaftler entwickelten von nun an neue Technologien und Konzepte für die Brennstoffzelle, um die Leistungsfähigkeit zu steigern und gleichzeitig die Kosten zu senken. Inzwischen wurde diese Technologie so weit entwickelt, dass sie heute vielerorts Einsatzmöglichkeiten bietet. Zurzeit sind Notebooks, Handys, Fahrzeuge, ja sogar hauseigene Kleinkraftwerke, ausgerüstet mit Brennstoffzellen, in der Testphase. Erste Brennstoffzellen sind nun auf dem Markt. Jedoch sind sie sehr teuer. 5.3.2 Funktion und Aufbau einer PEM Brennstoffzelle Die Abkürzung PEM der beschriebenen Brennstoffzelle steht für die Polymer- Elektrolyt-Membran oder aber auch Proton Exchange Membrane, welche eine wichtige Komponente der Brennstoffzelle darstellt. Diese Membran dient als Abb. 2: Schema einer PEM Brennstoffzelle 33
Elektrolyt und trennt die Gase Sauerstoff O 2 und Wasserstoff H 2 voneinander, damit die gefährliche Knallgasreaktion nicht eintreten kann. Die Membran ist für Protonen durchlässig, so dass es nur den Protonen H + gelingt, durch die Membran durchzudringen, jedoch nicht den verbleibenden Elektronen e - des ursprünglichen Wasserstoffs. Die Elektronen sind gezwungen, den Weg via Anode durch einen elektrischen Leiter zu nehmen. Es fliesst ein elektrischer Strom Richtung Kathode. An der Kathode verbinden sich nun zwei Elektronen mit je einem Sauerstoffatom. Es gelangen je zwei Protonen zu jedem entstandenen O 2- hinzu. Es handelt sich dabei um die Protonen, die inzwischen durch die Membran gewandert sind. Somit entsteht auf der Kathodenseite als Reaktionsprodukt reines Wasser. Die abgelaufene Reaktion ist eine kalte Verbrennung von Wasserstoff und Sauerstoff. Die Reaktionsgleichung der PEM Brennstoffzelle lautet: Reaktion an der Anode (Oxidation): 2H 2 4H + + 4e - Reaktion an der Kathode (Reduktion): O 2 + 4H + + 4e - 2H 2 O Gesamtreaktion (Redoxreaktion): 2H 2 + O 2 2H 2 O Es handelt sich um die bekannte Knallgasreaktion, die stark exotherm abläuft. Bei einem Mol entstehendem Wasser wird eine Energie von -572 kj freigesetzt. Da eine einzige Brennstoffzelle nur eine sehr geringe Leistung aufweist, schaltet man mehrere Zellen zusammen. Solche Stapel von Brennstoffzellen (auch Stacks genannt), sind vor allem für die Autoindustrie von Bedeutung, da vor allem leistungsstarke Elektromotoren in zukünftigen Automobilen eingebaut werden. Bei einem bipolaren Stapelaufbau stehen Einzelzellen jeweils durch eine gemeinsame Bipolarplatte miteinander in elektrischem Kontakt. Die Bipolarplatte führt auf der einen Seite das Brenngas und auf der anderen Seite Luft oder Sauerstoff zu den jeweiligen Elektroden. Der Name Bipolarplatte stammt von folgendem Sachverhalt: Minuspol an der Anodenseite (Wasserstoff) und Pluspol an der Kathodenseite (Sauerstoff). Die Summe der einzelnen Zellspannungen nennt man Stackspannung. Diese wird durch Stromabnehmer am Anfang und am Ende des Zellstapels abgeführt. Die Bipolarplatten machen zirka 80% des gesamten Stapelgewichts aus. 34
Abb. 3 : Bipolarer Aufbau einer PEM Brennstoffzelle. Grau: Bipolarplatte, grün: Membran, R: Verbraucher 4 Sie sind auch für die Wärmeund Wasserabführung verantwortlich. Das Abführen von Wasser und Wärme wird durch so genannte Flowfields, die in der Bipolarplatte eingefräst sind, erreicht. Die auf der Wasserstoffseite entstandenen Elektronen werden durch die Platte auf die Sauerstoffseite geleitet. Das so genannte PowerPac, welches vom Paul Scherrer Institut in Zusammenarbeit mit der ETH Zürich entwickelt wurde, ist ebenfalls bipolar aufgebaut. Es hat die Grösse einer Reisetasche und besteht aus 42 gestapelten Brennstoffzellen. Das PowerPac erreicht bei Dauerbetrieb eine elektrische Leistung von knapp 1 kw. Ungefähr 15% der produzierten Energie werden vom PowerPac selber verbraucht (Kühlung, Elektronik, etc.) Diese Einzelanfertigung kostet pro kw Leistung 30'000 Franken! Es gibt aber auch monopolare Stapel. Bei diesen sind die einzelnen Zellen jeweils von einem Isolator getrennt und der Strom, welche jede Zelle produziert, wird einzeln mit einem Leiter abgeführt. 5.3.3 Verschiedene Brennstoffzelltypen Nebst der beschriebenen PEM Brennstoffzelle (PEMFC), welche als Brennstoff Wasserstoff benötigt, gibt es noch weitere Brennstoffzellen. In der folgenden Liste sind die am häufigsten verwendeten Typen aufgelistet. 35
Name und internationale Abkürzung Polymer- Elektrolyt- Membran Brennstoffzelle (PEMFC) Direkt Methanol Brennstoffzelle (DMFC) Alkalische Brennstoffzelle (AFC) Phosphorsaure Brennstoffzelle (PAFC) Schmelzkarbonat Brennstoffzelle (MCFC) Festkeramik/ Festoxid Brennstoffzelle (SOFC) Verwendeter Elektrolyt Brennstoff Anwendungsgebiet Bemerkungen, Wirkungsgrad Polymermembran Wasserstoff Automobilindustrie, Hohe aus Nafion Raumfahrt, Leitungsdichte, Schifffahrt bis 20 kw, η = 50-60 % Polymermembran Methanol Automobilindustrie Anode produziert CO 2 η = 40 % Kalilauge Reiner Raumfahrt, Auf dem Markt, Wasserstoff Schifffahrt, jedoch teuer, Transport 50-100 kw Leistung, η = 50-65 % Phosphorsäure Durch Reformierung Blockheizkraftwerke 50-500 kw η = 35-45 %, bereits auf dem von Methanol Markt vom wird direkt Hersteller Wasserstoff ONSI hergestellt Calciumcarbonat Wasserstoff, Blockheizkraftwerke 100 kw Kohlegas, Methan 50-500 kw Leistung, noch in Testphase η = 45-60 % Zirkonoxid Wasserstoff, Blockheizkraftwerke 25 kw Methan, 50-500 kw Leistung, noch Kohlegas in Testphase η = 50-60 % 36
Der heute am häufigsten erforschte und oft in Labors verwendete Brennstoffzellentyp ist die PEM Brennstoffzelle. Der Vorteil dieser Zelle liegt darin, dass das Reaktionsprodukt reiner Wasserdampf ist, was natürlich die Umwelt schont. Die Herstellung des Wasserstoffs für eine grosse Zahl von PEM Brennstoffzellen ist jedoch nicht unproblematisch. Zudem sind die Werkstoffe für einen serienmässigen Einsatz noch zu teuer. Die Kosten pro kw Leistung einer PEMFC würden sich bei serienmässiger Produktion auf umgerechnet ungefähr 3000 Franken belaufen. 5.4 Material Brennstoffzelle (PEM) Wasserstoffflasche Verschiedene Kabel Spannungsmessgerät Stoppuhr Gas-Durchfluss Messer 5.5 Vorgehen 1. Zuerst muss die Vorrichtung aufgestellt werden: Die Wasserstoffflasche muss mit einer Schnur gesichert werden, damit sie nicht umkippen kann 2. Die Brennstoffzelle wird mit einem Plus-Pol und einem Minus-Pol ( es gibt je 2) an das Spannungsmessgerät angeschlossen, welches auf 2 V eingestellt ist. 3. Mit dem Gas-Durchflussmesser wird die Menge Wasserstoff bestimmt, die in einer bestimmten Zeit aus der Flasche dringt. Dadurch kann ermittelt werden, ob der Fluss gleichmässig erfolgt. Ist dies der Fall kann die Wasserstoffflasche an die Brennstoffzelle angeschlossen werden. 4. Nun kann die Spannung und die Stromstärke in bestimmten Zeitabständen gemessen erden 37
5.6 Resultate 5.6.1 Experimente 1 vom 26.05.05 5.6.1.1 Resultate des Gasdurchflussmessers V (ml) t (s) 40 26 40 28 40 30 40 33 40 38 40 43 20 27 20 32 Diese Werte waren sehr ungenau, dass heisst, der Wasserstoff floss nicht gleichmässig aus der Flasche. Wir setzten ein neues Nadelventil ein. Nun waren die Resultate wesentlich besser: V (ml) t (s) 40 9 40 10 40 9 Da nun die Resultate wesentlich genauer waren, schlossen wir den Wasserstoff an die Brennstoffzelle an. Am Anfang betrug die Spannung über 700 mv, doch danach sank sie kontinuierlich. Nach dieser Feststellung haben wir den Wasserstoffanschluss entfernt und die Brennstoffzelle durchgepustet, um Sauerstoff in die Zelle zu bringen. Anschliessend schlossen wir den Wasserstoff wieder an. Doch es trat wieder das gleiche Phänomen auf, am Anfang betrug die Spannung mehr als 750 mv, doch sie sank ebenfalls kontinuierlich. Danach haben wir das Spannungsgerät auf die Stromstärkemessung umgeschaltet um die Stromstärke messen zu können. Sie betrug 14mA. 38
Nun haben wir den Wasserstoff noch einmal an den Gas-Durchflussmesser angeschlossen und das Ventil etwas zugedreht, damit weniger Wasserstoff durchdringen konnte. Wir haben die folgenden Resultate erzielt. V (ml) t (s) 40 19 40 19 Danach haben wir es noch einmal mit der Brennstoffzelle versucht. Wir haben zuerst die Stromstärke gemessen. Sie betrug 13.31mA, kontinuierlich sinkend. Als wir eine Stromstärke von 10.74 ma erreicht hatten, schalteten wir auf Spannungsmessung um, welche zu diesem Zeitpunkt 518mV betrug. Doch nun trat ein neues Phänomen auf, die Spannung stieg nun, anstatt zu sinken, wie bei den vorhergehenden Experimenten. Bei 590 mv beenden wir den Versuch. 5.6.2 Experimente 2 vom 02.06.05. Mit guten Vorsätzen starteten wir eine erneute Versuchsreihe mit der Brennstoffzelle. Zuerst Arbeiteten wir wiederum mit dem Gas-Durchfluss-Messer. Bei den ersten Resultaten tritt die Maximale Menge Wasserstoff aus, danach noch ungefähr die Hälfte: V (ml) t (s) 40 5 40 5 40 5 40 5 40 12 40 12 40 12 39
Danach schlossen wir den Wasserstoff wieder an die Brennstoffzelle an. Dieses Mal haben wir die Spannung als Funktion der Zeit gemessen: Spannung (V) Zeit (s) 0.483 0 0.478 30 0.475 60 0.470 90 0.464 120 0.462 150 0.459 180 0.454 210 0.452 240 0.449 270 0.446 300 5.7 Berechnungen/Auswertungen 5.7.1 Berechnung der Leistung: P = I U Es stellt sich die Frage, welche der Werte dass man benutzen könnte um die Spannung zu berechnen. Wir haben uns entschlossen die Werte zu nehmen, bei denen die Messungen der Spannung und der Stromstärke in einem Kurzen Zeitabstand erfolgten: 10.74 ma 518 mv = 5.56 mw 5.7.2 Spannung und Zeit: Wir haben ein Diagramm erstellt, welches zeigt, wie sich die Spannung als Funktion der Zeit verhält: 40
Spannung 0.485 0.48 0.475 Spannung (V) 0.47 0.465 0.46 0.455 Spannung 0.45 0.445 0.44 0 50 100 150 200 250 300 350 Zeit (s) 5.8 Interpretation Unsere Resultate sind etwas sonderbar, das fällt sofort auf. Die Leistung einer Brennstoffzelle sollte eigentlich konstant sein, denn ein Autofahrer müsste sich darauf verlassen können, dass die Brennstoffzelle richtig funktioniert. Doch beim näheren Betrachten fällt einem auf, dass es doch Hauptsächlich auf die Leistung ankommt, welche sich aus dem Produkt von der Spannung und der Stromstärke zusammensetzt. Um dies Festzustellen, hätten wir Die Spannung und die Stromstärke gleichzeitig messen müssen. Dies ging leider nicht, da es nicht zwei freie und funktionierende Strommessgeräte gab. Es lässt sich jedoch erahnen, dass die Leistung relativ konstant hätte sein können, denn in einem Versuch haben wir zuerst die Stromstärke gemessen, welche relativ kontinuierlich gesunken ist, danach die Spannung, die gestiegen ist, dies müsste doch auf eine konstante Leistung deuten. Wir müssen jedoch anmerken, dass die Spannung einmal gestiegen, dann bei einem späteren Experiment wieder gesunken ist, was nicht ideal ist. Für dieses Problem und auch dieses allgemeine Sinken und Steigen haben wir keine Erklärung. Im Prinzip gibt es nun zwei Möglichkeiten: Entweder haben wir etwas total falsch gemacht und wir können nicht erklären, was wir falsch gemacht haben, oder aber es hat bei der Technik etwas nicht funktioniert, aber auch da können wir nicht erklären, was wir falsch gemacht haben könnten. 41