12 Technische Anwendungen

12.1 Elektrochemische Stromerzeugung

12.1.1 Primär- und Sekundärelemente

A Primärelemente und Sekundärelemente

Primärzellen oder Primärelemente sind galvanische Zellen, die nach der Entladung nicht oder nur sehr begrenzt wieder neu aufgeladen werden können.
Sekundärzellen oder Sekundärelemente sind wiederaufladbare galvanische Zellen. Der Ladevorgang, durch Anlegen einer elektrischen Spannung, erzwingt die Umkehrung der elektrochemischen Vorgänge während der Entladung.


B Batterien und Akkumulatoren

Ein Akkumulator ist ein wiederaufladbarer Speicher, der aus zusammengeschalteten Sekundärzellen besteht.
Batterie bezeichnet im technischen Sinne mehrere, gleiche, in Reihe geschaltete Primärzellen. In der Umgangssprache dient das Wort Batterie jedoch als Oberbegriff für zusammengeschaltete Primärzellen wie auch Sekundärzellen. Bei Sekundärzellen wird deshalb von wiederaufladbaren Batterien gesprochen.

C Beispiele für Primärelemente und Batterien

I. Die Zink-Kohle-Batterie (Seite 123 sorgfältig lesen)

Aufgabe 12.1 
Formulieren Sie die Gesamtgleichung aller chemischen Vorgänge, die bei der Entladung der Zink-Kohle-Batterie stattfinden.
(a) Stellen Sie die Redoxgleichung als Summe der Reduktions- und Oxidationshalbgleichungen auf.







(b) Fassen die die Folgereaktionen in einer Gleichung zusammen.








(c) Formulieren Sie die Gesamtgleichung als Summe der Redoxgleichung und der Folgereaktion.








Aufgabe 12.2 
Laternenbatterien haben eine Leerlaufspannung von 6 V und sind aus zylinderförmigen Zink-Kohle-Rundzellen zusammengesetzt. Erstellen Sie ein Schema das die minimale Anzahl und Schaltung der Zellen einer solchen Batterie zeigt.








II. Alkali-Mangan-Zelle (Seite 124 sorgfältig lesen)

Aufgabe 12.3
(a) Identifizieren Sie die Anode und die Kathode der Alkali-Mangan-Zelle und ordnen Sie die jeweiligen Elektrodenreaktionen zu. 









(b) Formulieren Sie die Redoxreaktion bis zur Bildung von Zinkhydroxid und Mangan(III)-oxidhydroxid. 







(c) Formulieren Sie die Redoxreaktion bis zur Bildung von Zinkhydroxid und Mangan(II)-hydroxid. 








(d) Formulieren Sie die globale Zellreaktion bis zur Bildung von Zinkoxid und Mangan(II)-hydroxid. 









D Sekundärelemente und Akkumulatoren

I. Der Bleiakkumulator (Bleiakku)

Der Akkumulator der Autobatterie ist aus 6 seriell geschalteten Zellen mit jeweils einer PbSO4/Pb und einer PbO2/PbSO4 Halbzelle aufgebaut. Jede Zelle liefert eine Spannung von 2 V. 
Im geladenen Zustand besteht die Anode aus fein verteiltem, porösem Blei (Bleischwamm) und die Kathode aus Blei(IV)-oxid. Als Elektrolyt dient Schwefelsäure mit einem Massenanteil von 38%. Beim Entladen wird aus beiden Elektroden Blei(II)-sulfat gebildet. An der Anode wird metallisches Blei zu Blei(II)-Kationen oxidiert und an der Kathode wird Blei(IV) zu Blei(II) reduziert. Der Massenanteil und die Dichte der Schwefelsäure nehmen während der Entladung ab. Die Dichte der Schwefelsäure gibt Aufschluss über den Ladezustand des Akkus.

             0

+II
 Anode   Ox.   ⊖-Pol  Pb(s) + SO42-(aq)    PbSO4(s) + 2 e-
 +IV +II
 Kathode   Red.   ⊕-Pol  PbO2(s) + 2 e- + HSO4-(aq) + 3 H3O+(aq)

  

PbSO4(s) + 5 H2O(l)
Pb(s) + PbO2(s) + 2 H2SO4(aq) + 3 H2O(l)2 PbSO4(s) + 5 H2O(l)
Pb(s) + PbO2(s) + 2 H2SO4(aq)2 PbSO4(s) + 2 H2O(l)
Entladen des BleiakkusLaden des Bleiakkus

Beim Aufladen des Akkumulators wird aus Blei(II)-sulfat wieder Blei, Blei(IV)-oxid und Schwefelsäure gebildet. Die Dichte des Elektrolyten wird größer.

+II +IV
 Anode   Ox.   ⊕-Pol  PbSO4(s) + 5 H2O(l)    PbO2(s) + HSO4-(aq) + 3 H3O+(aq) + 2 e-
+II  0
 Kathode   Red.   ⊖-Pol  PbSO4(s) + 2 e-    Pb(s) + SO42-(aq)
2 PbSO4(s) + 2 H2O(l)Pb(s) + PbO2(s) + 2 H2SO4(aq)

Elektrochemische Spannungsreihe vorhandener Redoxpaare:
E(Pb/PbSO4) = −0,36 V
E(H2/H3O+) = 0 V
E(H2O/O2) = 1,2 V
E(PbSO4/PbO2) = 1,69 V

Während des Entladens reagiert das stärkste Oxidationsmittel mit dem stärksten Reduktionsmittel. Das Blei(IV)-oxid wird reduziert und das Blei wird oxidiert.
Beim Anlegen einer Spannung zum Wiederaufladen ist die geringste Polarisationsspannung den Redoxpaaren H2O/O2 mit H2O/H3O+ zuzuordnen. Dabei würden H2O zu O2 oxidiert und H3O+ zu H2 reduziert werden. Das entspräche der Elektrolyse des Wassers. Die Überspannung für die Bildung dieser Gase an den Elektroden ist aber so hoch, dass die Zersetzungsspannung am Ende größer ist als jene für die Bildung von Bleioxid und Blei aus Bleisulfat, so dass die Reaktion beim Laden der umgekehrten Reaktion beim Entladen entspricht.
Das Ende des Aufladungsvorganges erkennt man am Gasen des Akkus: wenn das Blei(II)-sulfat fast aufgebraucht ist, bildet sich an der Kathode H2 und an der Anode O2. Beim weiteren Aufladen entsteht Knallgas.

Aufgabe 12.4 
Berechnen Sie die Spannung welche von einer geladenen Autobatterie geliefert wird.




Aufgabe 12.5 
Motorradstarterbatterien sind Bleiakkumulatoren und liefern eine Spannung von 6 V. Wie sind diese aufgebaut?



Aufgabe 12.6 
Klaus will eine Doppel Subwoofer Anlage im Kofferraum seines Wagens installieren. Um die Kapazität (Ladung) der Batterie zu vergrößern verbaut er eine zweite Autobatterie. Wie müssen beide Batterien verbunden werden?



Aufgabe 12.7 
Während des Entladungsvorgangs verringert sich die Dichte der Schwefelsäure bei annähernd gleichem Volumen. Wird die Starterbatterie also leichter? Begründen Sie Ihre Antwort.



Aufgabe 12.8 
Der Ladezustand des Bleiakkus verhält sich linear zur Elektrolytdichte. Berechnen Sie die Dichte der Schwefelsäure in halbgeladenem Zustand.






Aufgabe 12.9 
Die Autobatterie eines Kleinwagens hat eine Kapazität von 36Ah. Sol Um welche physikalische Größe handelt es sich?
LeistungSpannungLadung
StromEnergieEMK

Aufgabe 12.10 
Berechnen Sie welche Masse an Blei(II)-sulfat gebildet wird, wenn der Akkumulator zu einem Viertel entladen wird.
Wie lange kann die Batterie betrieben werden wenn sie nur bis zu 20 % entladen werden darf und eine mittlere Stromstärke von 1,8 A abgibt?











II. Nickel-Metallhydrid-Akkumulator (NiMH) (Seite 126 lesen)

Aufgabe 12.11
(a) Idendifizieren Sie die Oxidations- und Reduktionsgleichung der Elektrodenreaktionen bei der Entladung. 







(b) Identifizieren Sie den ⊕-Pol und den ⊖-Pol des Akkumulators. 








(c) Erstellen Sie Anoden- und Kathodenreaktion und die globale Gleichung bei der Aufladung des Akkumulators. 








III. Der Lithium-Ionen-Akku (Seite 129 lesen)

12.1.2 Brennstoffzellen

Eine Brennstoffzelle ist eine galvanische Zelle, bei der das Reduktionsmittel ("Brennstoff") und das Oxidationsmittel, in der Regel Sauerstoff, kontinuierlich zugeführt werden.

In der Brennstoffzelle finden im Gegensatz zur direkten Verbrennung des Brennstoffs, die Oxidation und die Reduktion getrennt voneinander statt. Die Elektronen werden über ein Stromkabel ausgetauscht. Die erzeugten Ionen werden über einen Elektrolyt zusammengebracht.
Je nach Art des Brennstoffs und des verwendeten Elektrolyten werden verschiedene Brennstoffzellen unterschieden.

I. Polymerelektrolytbrennstoffzelle (PEM-Brennstoffzelle)

In dieser Brennstoffzelle werden Wasserstoff als Brennstoff und Sauerstoff als Oxidationsmittel verwendet. Als Elektrolyt dient eine Protonenaustauschermembran. Diese besteht aus einem Polymer das selektiv positiv geladenen Teilchen und Wasser aber keine Anionen passieren lässt. Daher wird diese Brennstoffzelle auch als Protonenaustauschmembran-Brennstoffzelle bezeichnet. Die Betriebstemperatur ist auf 100°C beschränkt.
An beiden Seiten der Membran sind katalysatorbeschichtete Kohlenstoff-Elektroden aufgebracht. Der Katalysator, meist ein Edelmetall, zum Beispiel Platin, ist aufgrund der niedrigen Betriebstemperatur nötig und dient der schnellen Adsorption und Dissoziation der Gase.
H2-Moleküle werden an der Anode zu Protonen, bzw. Oxonium-Ionen, oxidiert. Diese diffundieren durch die Membran und die, an die Anode abgegebenen Elektronen wandern durch das Stromkabel und den Verbraucher zur Kathode. An der Kathode wird der Sauerstoff durch Aufnahme der Elektronen und Reaktion mit den Oxonium-Ionen zu Wasser reduziert.
                0     +I
 Anode   Oxidation   ⊖-Pol   H2(g) + 2 H2O(l)    2 H3O+(aq) + 2 e-  | · 2 
 0         -II
 Kathode   Reduktion   ⊕-Pol  O2(g) + 4 H3O+(aq) + 4 e-     6 H2O(l)  
2 H2(g) + O2(g)2 H2O(l)

An der Anode wird Wasser verbraucht und an der Kathode wird Wasser abgegeben. Der Wasserbedarf an der Anode wird durch Diffusion von Wasser durch die Membran von der Kathodenseite zur Anodenseite und durch Befeuchtung der Edukte erfüllt.

II. Alkalische Brennstoffzelle

Die alkalische Brennstoffzelle ist auch eine Niedrigtemperatur-Brennstoffzelle und wird auch mit Wasserstoff als Brennstoff betrieben. Als Elektrolyt dient Kalilauge. Deshalb darf die der Kathode zugeführte Luft kein CO2 enthalten, da dieses mit der Lauge reagiert und Carbonat ausfällt das die Elektroden verstopft:
2 KOH(aq) + CO2(g) → K2CO3(s) + H2O(l).
An der Anode wird der Wasserstoff oxidiert und bildet mit Hydroxid-Ionen Wasser. Die Hydroxid-Ionen werden durch Reduktion des Sauerstoffs an der Anode gebildet. Der innere Ladungstransport erfolgt hier durch Hydroxid-Ionen.

Aufgabe 12.12 
Erstellen Sie die Reaktionsgleichungen der Elektrodenvorgänge und die Gesamtgleichung für die alkalische Brennstoffzelle. An welcher Elektrode wird Wasser gebildet?








Aufgabe 12.13 
Erstellen Sie ein Schema dieser Brennstoffzelle ähnlich der Abb. 12.16 (Seite 130), welches die chemischen Vorgänge und Transportvorgänge zeigt.












Aufgabe 12.14 
Die Direktmethanolbrennstoffzelle, DMFC, funktioniert wie die PEM-Brennstoffzelle. Als Brennstoff dient statt Wasserstoff Methanol. Dieser wird an der Anode zu Kohlenstoffdioxid oxidiert. Erstellen Sie die Reaktionsgleichungen der Elektrodenvorgänge und die Gesamtgleichung für die DMFC.










Aufgabe 12.15 
Erstellen Sie ein Schema der DMFC ähnlich dem der in Abb. 12.17 gezeigten PEM-Brennstoffzelle, welches die chemischen Vorgänge und Transportvorgänge zeigt.










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