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Anode

Anode

Eine Anode (von griech. anodos = hinauf) Elektrode, die - beispielsweise aus einem Vakuum oder aus einem Elektrolyten - Elektronen aufnimmt (der Pluspol). Sie ist die Gegenelektrode zur Kathode, die Elektronen abgibt. Anionen wandern zur Anode und Kationen zur Kathode.

Chemie

In der Chemie, insbesondere der Elektrochemie, ist eine Anode die Elektrode, an der eine Oxidationsreaktion stattfindet. Es werden also Elektronen aus der chemischen Reaktion aufgenommen und über den elektrischen Anschluss abgegeben. Eine elektrochemische Reaktion findet immer an der Phasengrenze zwischen einer Elektrode und einer Elektrolytlösung, einem ionenleitenden Feststoff oder Schmelze statt. Die Elektronen begeben sich in die Anode hinein, daher der Name von griechisch anodos für hinauf. Bei Elektrolysen ist die Anode die positive Elektrode, bei Batterien und Brennstoffzellen die negative Elektrode! Achtung! Bei wiederaufladbaren Batterien (Sekundärelement, Akkumulator) kann die selbe Elektrode abwechselnd als Anode oder Kathode arbeiten, je nachdem ob die Batterie geladen oder entladen wird.

Elektrotechnik

In der Elektrotechnik ist die Anode ein Anschluss einer Elektronenstrahlröhre, Leuchtstoffröhre oder Diode. Der Pol, der an den Pluspol der Speisespannung anzuschließen ist, um Stromfluss zu erhalten, wird als Anode bezeichnet. Für eine Diode in Durchlassrichtung bedeutet das: die Anode ist die Elektrode an der p-Schicht der Diode und die Kathode ist die Elektrode an der n-Schicht der Diode. Kategorie:Chemie Kategorie:Elektrochemie Kategorie:Elektrotechnik ja:アノード

Elektrode

Eine Elektrode (v. engl.: electrode aus electric und griech.: hodós Weg) ist ein Elektronenleiter, der im Zusammenspiel mit einer Gegenelektrode mit einem zwischen beiden Elektroden befindlichen Medium in Wechselwirkung steht. Die meisten Elektroden bestehen aus Metall oder aus Graphit. Oft dienen sie vor allem der Stromzuführung, sie können aber auch an chemischen Reaktionen teilnehmen, z.B. löst sich die Zinkelektrode einer Batterie bei Stromfluss auf, indem Zinkionen in Lösung gehen.

Polarität

Bei Vorgängen, bei denen durch eine von außen angelegte Spannung ein Stromfluss erzwungen wird, z.B. bei der Elektrolyse oder der Elektronenröhre wird die Elektrode, zu der sich negativ geladene Teilchen, also Anionen oder Elektronen, bewegen, Anode genannt. Die Elektrode, zu der sich positiv geladene Teilchen, die Kationen bewegen, heißt dann Kathode. Für die elektrochemischen Elektroden gilt: die Elektrode, an der Oxidation abläuft, ist die Anode. Die Elektrode, an der die Reduktion abläuft, ist die Kathode. Bei einer Elektrolyse wird die chemische Reaktion durch eine von einer äußeren Spannung hervorgerufenen Stromfluss erzwungen, und die Oxidation wird durch den Elektronenentzug an der positiven geladenen Anode hervorgerufen: Die Anode ist in diesem Fall der Pluspol (+). Bei Batterien und Brennstoffzellen, wo die elektrische Spannung durch die chemischen Vorgänge erzeugt wird, ist die Anode negativ geladen, da bei der freiwillig ablaufenden Oxidation Elektronen frei werden. Die Anode ist dann der Minuspol (-).

Elektroden im Gas oder Vakuum oder mit Isolator

Je nach Art des die Elektrode umgebenden Mediums kommt es zu unterschiedliche Formen der Wechselwirkung: Ist das Medium ein Isolator, baut sich zwischen den Elektroden ein elektrisches Feld auf. Diese Konfiguration wird Kondensator genannt. Ist das Medium ein Vakuum oder ein Gas, so baut sich wie im Falle des Isolators ein elektrisches Feld zwischen den Elektroden auf. Jedoch können sich Elektronen von einer Elektrode (Kathode) zur anderen bewegen, wenn der Austritt aus der Kathode ermöglicht wird, z.B. durch Feldemission oder thermische Emission (→Elektronenröhre, Röntgenstrahler). Ist das Medium ein Gas, dann werden die Atome bzw. Moleküle des Gases teilweise ionisiert, so dass ein Plasma entsteht. Im Plasma bewegen sich neben den Elektronen auch die Ionen im elektrischen Feld (→Gasentladungslampe). Auch die Elektroden der Zündkerzen und die Schweißelektroden beim Elektroschweißen fallen in diese Kategorie. Die Schweißelektroden erzeugen beim Schweißen einen Lichtbogen mit dem zu schweißenden Material. In der Hitze des Lichtbogens schmelzen beide und die Elektrode dient als Zusatzwerkstoff, damit die Materialien verbunden werden.

Elektrochemische Elektroden

Hier ist das Medium, das an die Elektrode grenzt, ein flüssiger oder fester Ionenleiter, der Elektrolyt. Durch Oxidations- und Reduktionsreaktionen oder durch eine äußere Spannung baut sich an der Elektrode ein elektrochemisches Potenzial auf. Man unterscheidet je nach Art der Abhängigkeit des Potenzials von der Konzentration des Elektrolyten vier Typen von Elektroden: # Elektroden erster Art # Elektroden zweiter Art, bei denen Feststoffe an der Reaktion beteiligt sind # Redox - Elektroden; hier treten keine Metallionen sondern Elektronen durch die Phasengrenzen. Das Metall selbst wird dabei nicht angegriffen, da kein Stofftransport durch die Phasengrenzen stattfindet. # Ionensensitive Elektroden, bei denen das Potenzial im Idealfall von der Konzentration nur eines bestimmten Ions abhängt. Schließt man zwei Elektroden, die in unterschiedlich konzentrierte Elektrolytlösungen tauchen oder aus unterschiedlichen Materialien bestehen, über einen Stromkreis aneinander, erhält man ein galvanisches Element. Zwischen den Elektroden besteht eine Spannung, die häufig auch die elektromotorische Kraft (EMK) genannt wird. Solch eine Anordnung kann Strom abgeben (→Batterie) Durch Zuschalten einer äußeren Spannung laufen andere chemische Reaktionen an den Elektroden ab (→Elektrolyse). Die Elektroden können aus Metallen oder Halbleitern bestehen, z.B. auch aus Graphit, und können flüssig (Quecksilber) oder fest sein. Eine zum Korrosionsschutz verwendete Elektrode ist die Opferanode.

Historisches

Die Begriffe Elektrode, Elektrolyt, Anode, und Kathode stammen von Michael Faraday. Kategorie:Elektrochemie ja:電極

Elektrolyt

Ein Elektrolyt ist ein Stoff, der beim Anlegen einer Spannung den elektrischen Strom leitet (Leiter), wobei seine elektrische Leitfähigkeit und der Ladungstransport durch die Bewegung von Ionen verursacht wird. Elektrolyte sind wie ionisierte Gase Ionenleiter.

Einteilung

Elektrolyte sind im weitesten Sinne Stoffe, die zumindest teilweise in Ionen vorliegen. Man unterscheidet dabei
- Flüssigkeiten
  - starke Elektrolyte, die vollständig in Ionen gespalten werden, wenn sie gelöst werden, und
  - schwache Elektrolyte, die zum Teil als Moleküle in Lösung gehen. :Die wichtigsten Elektrolyte sind demzufolge entweder Salze, Säuren oder Basen.
- Festkörper

Flüssigkeiten

Elektrolyte im Sinne von Ionenleitern erfordern bewegliche Ionen. Daher sind alle Flüssigkeiten, die Ionen enthalten, Elektrolyte. Flüssige Elektrolyte sind sowohl die Salzschmelzen und die ionische Flüssigkeiten als auch alle flüssigen Lösungen von Ionen. Salzschmelzen und ionische Flüssigkeiten bestehen im Extremfall nur aus Ionen, sie können aber gelöste Moleküle enthalten. Bei wässrigen oder organischen Elektrolytlösungen ist es umgekehrt: Hier besteht das Lösungsmittel aus Molekülen, und die Ionen sind darin gelöst. Die Herstellung einer Elektrolytlösung kann dabei im bloßen Auflösen von schon vorhandenen Ionen bestehen, oder in einer chemischen Reaktion, bei der Ionen entstehen, beispielsweise einer Säure-Base-Reaktion wie bei der Auflösung von Molekülen wie Chlorwasserstoff oder Ammoniak in Wasser.

Festkörper

Auch Festkörper können bewegliche Ionen enthalten. Gerade bei hohen Temperaturen werden beispielsweise in aus Ionen bestehenden Festkörpern Ionen beweglich. Es gibt aber auch feste Elektrolyte, die bei Raumtemperatur verwendet werden können, oder bei nur wenig erhöhten Temperaturen. Dazu gehören auch die in manchen Brennstoffzellen verwendeten Polymerelektrolyt-Membranen. Sie bestehen aus einem Kunststoffgerüst, das ionische Seitengruppen enthält. Wichtige Ionenleiter sind z.B. manche Natriumaluminate. Neben der Anwendung in Brennstoffzellen sind Festelektrolyte auch in Sensoren wichtig, etwa der Lambdasonde, die einen für Sauerstoffionen leitenden Elektrolyt enthalten.

Biologische Elektrolyte

Die wichtigsten Ionen biologischer Elektrolyte sind Natrium, Kalium, Calcium, Magnesium, Chlorid, Phosphat und Hydrogencarbonat. Sie sind im Cytosol enthalten, und für die Funktion der Zellen unentbehrlich. Noch weitere Ionen sind als Spurenelemente für die Zelle notwendig, doch sind die genannten Ionen besonders bedeutend im Hinblick auf das Elektrolytgleichgewicht der Zelle, da sie bei der Regulierung des osmotischen Drucks eine herausragende Rolle spielen.

Physiologie

Alle höheren Lebensformen halten ein subtiles und komplexes Elektrolytgleichgewicht zwischen ihrem intrazellulären (in ihren Zellen) und extrazellulären (außerhalb oder zwischen ihren Zellen) Milieu aufrecht. Insbesondere ist die Aufrechterhaltung genauer osmotischer Gradienten wichtig. Diese Gradienten beeinflussen und regulieren den Wasserhaushalt des Körpers und den pH-Wert des Blutes. Auch für die Funktion von Nerven- oder Muskelzellen spielen Elektrolyte eine zentrale Rolle. Die Regelung der Elektrolytkonzentration in der Zelle erfolgt mit Hilfe von Ionenkanälen. Das Elektrolytgleichgewicht wird aufrecht erhalten durch die Zufuhr elektrolythaltiger Nahrung und Substanzen und wird reguliert durch Hormone. Ein Überschuss wird im Allgemeinen über die Niere ausgeschieden. Beim Menschen wird die Homöostase (Selbstregulation) der Salze durch Hormone wie Antidiuretisches Hormon (ADH], Aldosteron und Parathormon (PTH) gesteuert. Schwer wiegende Elektrolytstörungen können zu Herz- und Nervenschäden führen und sind meist medizinische Notfälle. Gemessen werden die Elektrolyte über Blut- und Urintests. Die Deutung dieser Werte ist schwierig ohne Betrachtung der Anamnese und oft unmöglich ohne die gleichzeitige Untersuchung der Nierenfunktion. Die am häufigsten untersuchten Elektrolyte sind Natrium und Kalium. Der Chloridspiegel wird selten gemessen, da er inhärent mit dem Natriumspiegel zusammenhängt.

Ernährung

Elektrolythaltige Getränke mit Natrium- und Kaliumsalzen werden benutzt, um Elektrolyte nach Dehydratation nachzufüllen. Verursacht wird dieser Flüssigkeits- und damit Elektrolytverlust durch Sport, starkes Schwitzen, Durchfall, Erbrechen oder Unterernährung. Reines destilliertes Wasser ist nicht hilfreich, da es den Körperzellen Salze entzieht und deren chemische Funktionen beeinträchtigt. Dies kann zu Hyperhydration führen. Sportgetränke enthalten neben den Elektrolyten große Mengen Kohlenhydrate (z.B. Glukose) als Energiespender. Für gewöhnlich sind die frei verkäuflichen Getränke isotonisch, d.h. deren Osmolarität liegt nahe der des Blutes. Hypotonische (niedrigere Osmolarität) und Hypertonische (höhere Osmolarität) Getränke sind verfügbar für Leistungssportler abhängig von deren besonderen Ernährungsbedürfnissen. Sportgetränke enthalten sehr viel Zucker und sind daher nicht auf Dauer für Kinder geeignet. Auch erwachsenen Dauernutzern ist Vorbeugung gegen Zahnkaries empfohlen. Elektrolyt- und Sportgetränke können auch selbst hergestellt werden durch die richtigen Anteile Zucker, Salz und Wasser.

Elektrochemische Anwendungen

Eine wichtige Anwendung von Elektrolyten ist der Gebrauch bei der Elektrolyse, einschließlich der Galvanik. Elektrolyte sind auch notwendige Bestandteile von Batterien, Akkumulatoren und Elektrolytkondensatoren. Zum Herkunft des von Michael Faraday geprägten Begriffes Elektrolyt siehe auch „Faradaysche Gesetze“, zur Bedeutung der Elektrolytkonzentration siehe auch Nernst-Gleichung. Kategorie:Elektrotechnik Kategorie:Elektrochemie ja:電解液

Kathode

In der Chemie ist eine Kathode (von griech. kathodos = hinunter) die Elektrode, an der eine Reduktionsreaktion stattfindet. Es werden also Elektronen über den elektrischen Anschluss aufgenommen und an die chemische Reaktion abgegeben (der Minuspol). Die Kathode ist die Gegenelektrode zur Anode. Kationen wandern zur Kathode und Anionen zur Anode. Eine elektrochemische Reaktion findet immer an der Phasengrenze zwischen einer Elektrode und einer Elektrolytlösung, einem ionenleitenden Feststoff oder Schmelze statt. Die bei der Reduktion entstehenden Elektronen bewegen sich aus der Kathode heraus in die andere Phase, daher der Name von griechisch kathodos für hinunter.
Bei einer Elektrolyse ist die Kathode die negative Elektrode, bei Batterien und Brennstoffzellen die positive Elektrode. Bei wiederaufladbaren Batterien (Sekundärelement, Akkumulator) kann die selbe Elektrode abwechselnd als Anode oder Kathode arbeiten, je nachdem ob die Batterie geladen oder entladen wird. Beispiele für Kathodenreaktionen: Korrosion
- Sauerstoff: O2 + 4 e- + 2 H2O → 4 OH-
- Wasserstoff: H3O+ + e- → Had + H2O In der Elektrotechnik ist die Kathode ein Anschluss einer Elektronenstrahlröhre, Leuchtstoffröhre oder Diode. Der Pol, der an den Minuspol der Speisespannung anzuschließen ist, um einen Strom zu erhalten, wird als Kathode bezeichnet. Sehr aufwendige Kathoden findet man bei Anlagen zur Hochspannungs-Gleichstrom-Übertragung, zum Beispiel in Form von im Meer verlegten riesigen Kupferringen. Kategorie:Chemie Kategorie:Elektrochemie Kategorie:Elektrotechnik ja:カソード

Kation

Ein Kation (sprich: kat-ion) ist ein positiv geladenes Ion. Da positiv geladene Ionen bei einer Elektrolyse zur Kathode (dem Minuspol) wandern, wurde für sie der Name Kation gewählt. Kationen entstehen aus Atomen durch Abgabe von Elektronen bzw. bei Molekülen oder durch Abgabe von Elektronen oder Aufnahme von Wasserstoff-Ionen H+(Protonen). Salze sind immer aus Kationen und Anionen zusammengesetzt. Der Austausch zwischen verschiedenwertigen Kationen wird durch die Gapon-Gleichung beschrieben.

Beispiele für Kationen


- einfache Kationen:
  - K +, Na +, Li +, H +, Mg 2+, Ca 2+, Ba 2+, Al 3+, Pb 4+
- zusammengesetztes Kation:
  - NH 4 + (Ammonium-Ion)
  - H 3O + (Oxonium-Ion)

Die Ladung von einfachen Kationen


- Na ---> Na + + 1e - :Aus dem Natrium-Atom entsteht durch Abgabe eines Elektrons ein einfach positiv geladenes Natriumion. Dadurch, dass eine negative Ladung im Atom weniger vorhanden ist, überwiegt die positive Ladung.
- Mg ---> Mg 2+ + 2e - :Durch Abgabe von zwei Elektronen entsteht aus einem Magnesium-Atom ein zweifach positiv geladenes Magnesiumion.
- Al ---> Al 3++ 3e - :Das Aluminiumatom wird nach Abgabe von 3 Elektronen zu einem dreifach positiv geladenen Aluminiumion. Die Ladung der Metall-Ionen ergibt sich aus der Elektronenkonfiguration (Verteilung der Elektronen in der Atomhülle). Die Abgabe von Elektronen hat das Ziel, gleich viele Elektronen wie ein Edelgas zu erreichen (Edelgaskonfiguration). Die Anzahl der abzugebenden Elektronen richtet sich nach der Anzahl der Außenelektronen, die sich im Periodensystem für die Hauptgruppenelemente aus deren Hauptgruppennummer ablesen lässt. siehe auch: Edelgasregel, Edelgaszustand, Oktettregel

Einige einfache chemische Reaktionen


- NaCl ---> Na + + Cl -
- MgCl2 ---> Mg 2+ + 2Cl -
- FeCl3 ---> Fe 3+ + 3Cl -
- Na2CO3 ---> 2Na + + CO3 2-
- Fe2(SO4)3 ---> 2Fe 3+ + 3SO4 2-
Siehe auch: Anion, Alkalimetalle, Erdalkalimetalle Kategorie:Atomphysik Kategorie:Chemie

Elektrochemie

Die Elektrochemie ist ein Teilgebiet der Physikalischen Chemie, welches sich mit dem Zusammenhang zwischen elektrischen und chemischen Vorgängen befasst. Wenn eine chemische Reaktion mit einem elektrischen Strom verbunden ist, so ist dies ein elektrochemischer Vorgang. Entweder wird die Reaktion durch den mit einer von außen angelegten elektrischen Spannung hervorgerufenen Strom erzwungen (Elektrolyse), oder es wird durch die chemische Reaktion geeigneter Substanzen eine messbare Spannung hervorgerufen (galvanisches Element). Der direkte Elektronenübergang zwischen Molekülen, Ionen oder Atomen, ist kein elektrochemischer Vorgang; typisch für die Elektrochemie ist die räumliche Trennung von Oxidation und Reduktion. Elektrochemische Reaktionen laufen in einer galvanischen Zelle ab. Bei der Elektrolyse und dem Aufladen eines Akkumulators wird dabei Energie zugeführt, beim Entladen einer Batterie oder bei Stromentnahme aus einer Brennstoffzelle erhält man elektrische Energie, die bei reversiblen Prozessen der Reaktionsenthalpie entspricht. Die für die Elektrochemie entscheidenden Vorgänge laufen dabei an der Phasengrenze Elektrode-Elektrolyt ab. Man kann daher definieren: Elektrochemie ist die Wissenschaft der Vorgänge an der Phasengrenze zwischen einem Elektronenleiter (Elektrode) und einem Ionenleiter (Elektrolyt).

Anwendungen der Elektrochemie


- Herstellung chemischer Substanzen
  - Reduktion von Metallsalzen zur Herstellung unedler Metalle, vor allem durch Schmelzelektrolyse, z.B. zur Herstellung von Lithium, Natrium, Kalium, Calcium, Magnesium und Aluminium
Der elektrische Strom wirkt hier als Reduktionsmittel. Da die Spannung variiert werden kann, kann die Reduktionskraft angepasst werden. Der elektrische Strom ist das stärkste Reduktionsmittel der Chemie, mit dem auch die unedelsten Metalle reduziert werden können.
Die elektrolytische Metallabscheidung wird auch in der Galvanotechnik genutzt.
  - Oxidation von Anionen, z.B. von Halogeniden, etwa zur Herstellung von Fluor und Chlor
  - Der elektrische Strom erlaubt Redoxreaktionen ohne die Zugabe von Reduktions- oder Oxidationsmitteln. Viele weitere Redoxreaktionen können daher elektrolytisch besonders elegant ausgeführt werden oder werden erst ermöglicht. Erwähnt seien die Elektrofluorierung oder die Kolbe-Elektrolyse.
- Galvanotechnik
- Bereitstellung einer elektrischen Spannung, vor allem für mobile Anwendungen, in
  - Galvanische Zellen (Monozellen)
  - Batterie
  - Akkumulatoren
  - Brennstoffzellen
- Verwendung des elektrischen Stroms zur Durchführung von chemischen Analysen und Untersuchungen: Elektroanalyse, vor allem Polarographie
- Untersuchungen zur Thermodynamik und zum Mechanismus von Reaktionen, wichtig auch für die Korrosionsforschung

Zur Geschichte der Elektrochemie

Einen wichtigen Anstoß zur Entwicklung der Elektrochemie waren die Versuche von Luigi Galvani mit Froschschenkeln: die Muskeln kontrahierten, wenn sie mit verschiedenen Metallen Kontakt hatten. Alessandro Volta stellte 1799 die erste funktionierende Batterie der Neuzeit her. Diese war - lange vor der Entwicklung des Generators - eine äußerst wichtige Strom- und Spannungsquelle, die viele bedeutsame Entdeckungen ermöglichte, besonders auch die erstmalige Darstellung der Metalle Natrium, Kalium, Barium, Strontium, Kalzium und Magnesium in den Jahren 1807 und 1808 durch Humphry Davy. Johann Wilhelm Ritter lieferte Ende des achtzehnten Jahrhunderts wichtige Beiträge zum Thema Galvanismus und konstruierte einen einfachen Akkumulator. Michael Faraday, der die Begriffe Elektrode, Elektrolyt, Anode, Kathode, Anion und Kation schuf, entdeckte 1832 die Grundgesetze der Elektrolyse. Als Beispiel für eine großtechnische Anwendung der Elektrolyse sei der 1886 entwickelte Hall-Héroult-Prozess zur Gewinnung von Aluminium genannt. 1959 erhielt Jaroslav Heyrovský für die Entwicklung eines elektrochemischen Analyseverfahrens, der Polarographie, den Nobelpreis für Chemie. Schon in den Jahren 1887/1894 erkannte Wilhelm Ostwald, dass leistungsfähige Brennstoffzellen für die Energieversorgung ein gewaltiges Zukunftspotential bieten müssten. Zu den wichtigen Entwicklungen des 20. Jahrhunderts gehört dementsprechend die Fortentwicklung der Brennstoffzelle, zunächst vor allem für Anwendungen im Weltraum: Für das Apollo-Programm, das 1969 zur Mondlandung führte, wurden Wasserstoff-Brennstoffzellen entwickelt, die auch trinkbares Wasser für die Astronauten lieferte. Auch im Space Shuttle dienen Wasserstoff-Brennstoffzellen zur Stromversorgung.

Literatur


- Peter W. Atkins, Physikalische Chemie, Wiley-VCH, ISBN 3527302360
- C.H. Hamann, W. Vielstich, Elektrochemie, Wiley-VCH, 3. Aufl. 1998
- W.Schmickler, Grundlagen der Elektrochemie, Springer 1996
- K.Schwabe, Elektrochemie, Akademie-Verlag, Berlin 1974
- G.Kortüm, Lehrbuch der Elektrochemie, 4. Auflage, Verlag Chemie, Weinheim 1966 Siehe auch: Doppelschicht, Photoelektrochemie, Nernst-Gleichung, Elektrochemisches Äquivalent Kategorie: Physikalische Chemie Kategorie:Elektrochemie Kategorie:Elektrotechnik Kategorie:Teilgebiet der Chemie th:เคมีไฟฟ้า ja:電気化学

Phasengrenze

Unter einer Phasengrenzlinie versteht man die Gesamtheit der Zustandsgrößen, welche den Zustand eines Stoffes oder Stoffgemisches während eines Phasenübergangs bzw. an der Phasengrenze eindeutig beschreiben. Sie setzt sich daher aus „Punkten“ (Zuständen) des jeweiligen Phasendiagramms (Stoffes) zusammen, wobei in dem durch diese „Punkte“ beschriebenen Zustand ein thermodynamisches Gleichgewicht zwischen zwei oder mehr Phasen des Stoffes bzw. Stoffgemisches besteht. Teile und wichtige Begrenzungspunkte der Phasengrenzlinien sind markante Zustände innerhalb des Phasendiagramms wie der Tripelpunkt, der kritische Punkt oder der eutektische Punkt. Den Bereich zwischen den Phasengrenzlinien, an welchen nur eine einzige Phase vorliegt, bezeichnet man als Zustandsraum. Einzelne Phasenlinien mit ihren gebräuchlichsten Synonymen und die zugehörigen Phasenumwandlungen sind: Feststoff oder Flüssigkeit → Gas (Sammelbegriff):
- Dampfdruckkurve (siehe Sättigungsdampfdruck); Synonyme: Sättigungsdampfdruckkurve, Dampfdrucklinie, Sättigungsdampfdrucklinie
- Sammelbegriff für die Zustandsübergänge Verdampfen / Kondensation und Sublimierung / Resublimation bei Reinstoffen. Flüssigkeit → Gas:
- Siedekurve; Synonyme: Siedelinie, Siedepunktskurve, Siededruckkurve und Siedepunktkurve
- Bezeichnung des Phasenübergangs: Verdampfen (auch Sieden)
- Bezeichnung der Zustände während des Phasenübergangs: Siedepunkte / Siedebereich Gas → Flüssigkeit:
- Kondensationskurve; Synonyme: Kondensationslinie, (für Wasser auch Taulinie, Taukurve, Taupunktkurve, Taupunktlinie)
- Bezeichnung des Phasenübergangs: Kondensation
- Bezeichnung der Zustände während des Phasenübergangs: Kondensationspunkt / Kondensationsbereich Feststoff → Flüssigkeit:
- Schmelzkurve; Synonyme: Schmelzlinie, Schmelzpunktskurve, Schmelzdruckkurve, Schmelzpunktskurve
- Bezeichnung des Phasenübergangs: Schmelzen
- Bezeichnung der Zustände während des Phasenübergangs: Schmelzpunkt / Schmelzbereich Flüssigkeit → Feststoff:
- Erstarrungskurve; Synonyme: Erstarrungslinie, Gefrierpunktskurve, Gefrierpunktslinie
- Bezeichnung des Phasenübergangs: Gefrieren
- Bezeichnung der Zustände während des Phasenübergangs: Gefrierpunkt / Gefrierbereich Feststoff → Gas:
- Sublimationskurve; Synonyme: Sublimationslinie
- Bezeichnung des Phasenübergangs: Sublimierung
- Bezeichnung der Zustände während des Phasenübergangs: Sublimationspunkt / Sublimationsbereich Gas → Feststoff:
- Resublimationskurve
- Bezeichnung des Phasenübergangs: Resublimieren
- Bezeichnung der Zustände während des Phasenübergangs: Resublimationspunkt / Resublimationsbereich Hierbei gilt, dass die Linien bei Reinstoffen identisch zu den Linien der entgegen gesetzten Phasenübergänge sind. Bei mehreren Stoffen muss dies jedoch nicht der Fall sein, da sich zwischen den Phasengrenzlinien Mischungslücken ausbilden können (siehe Siedediagramm oben rechts). Man muss daher in diesen Fällen auch nach der Richtung des Phasenübergangs differenzieren. Zu beachten ist auch, dass eine weit höhere Bandbreite an Phasenübergängen existiert als nur in Form eines Wechsels zwischen verschiedenen Aggregatzuständen. Dies gilt insbesondere für Feststoffe, wobei hier wiederum Eis die meisten so genannten Modifikationen aufweist. Kategorie:Thermodynamik

Elektrolyse

Unter Elektrolyse (griech. "mittels Elektrizität befreien") versteht man die Aufspaltung einer chemischen Verbindung unter der Einwirkung des elektrischen Stroms. Viele Elektrolysen sind technisch sehr bedeutend: Die Metalle Aluminium und Magnesium werden elektrolytisch hergestellt, letzteres wird wiederum zur Produktion von Titan benötigt. Die Alkalimetalle und die meisten Erdalkalimetalle werden durch Elektrolyse gewonnen, ferner die Halogene Fluor, Brom und Chlor, das etwa für weitere Synthesen in großem Maßstab verwendet wird. Auch die Galvanik beruht auf Elektrolysen. Metallabscheidungen gehören zu den wichtigsten Anwendungen, entweder – wie die oben genannten Beispiele zeigen - zur Gewinnung von elementaren Metallen als solchen oder zur Erzeugung von metallischen Überzügen bei der Galvanik oder zur Herstellung von Leiterbahnen in der Prozessorproduktion, außerdem zur Reinigung und Trennung von Metallen bei der Elektroraffination. Wie die obigen Beispiele zeigen, werden aber auch Nichtmetalle wie die Halogene elektrolytisch gewonnen. Besonders zu erwähnen sind Wasserstoff und Sauerstoff, die durch Wasserelektrolyse prinzipiell sehr leicht zugänglich sind. Bisher war es aber zumeist billiger, Wasserstoff aus Erdöl oder Erdgas und Sauerstoff aus der Luft zu gewinnen, während die Elektrolyse nur in Gegenden rentabel war, in denen billiger Strom, z. B. aus Wasserkraft, zur Verfügung stand. Wenn sich Erdgas und Erdöl und daraus gewonnene Treibstoffe weiter verteuern, so ist zu erwarten, dass zukünftig der Wasserelektrolyse mittels elektrischer Energie z. B. aus Kern- und Solarstrom zur Gewinnung von Wasserstoff als Energieträger eine besondere Bedeutung zukommt. Bei der Elektrolyse wird elektrische in chemische Energie umgewandelt. Besonders im Falle von Wasserstoff und Sauerstoff wird auch die Umkehrung genutzt, die Gewinnung von elektrischer Energie in der Brennstoffzelle, die zusammen mit der Wasserelektrolyse zentrale Baustein einer zukünftigen Wasserstoffwirtschaft wären.

Zur Geschichte

1800 erfand Alessandro Volta die erste brauchbare Batterie, die voltasche Säule. Mit dieser Stromquelle waren erstmals auch gezielte Anwendungen der Elektrolyse möglich, und bald darauf wurde sie genutzt – vor allem von Humphry Davy in den Jahren 1807 und 1808, um die bis dahin unbekannten Elemente Natrium, Kalium, Barium, Strontium, Kalzium und Magnesium herzustellen. Michael Faraday untersuchte die Elektrolyse genauer und entdeckte ihre Grundgesetze, nämlich die Abhängigkeit der umgesetzten Massen von Ladung und Molmasse. Außerdem schuf Faraday auch die Begriffe Elektrolyse, Elektrode, Elektrolyt, Anode, Kathode, Anion und Kation, veröffentlicht in seiner Arbeit 1832/1834. 1886 entwickelten Paul Louis Toussaint Héroult und Charles Martin Hall eine Elektrolysemethode zur Gewinnung von Aluminium, die heute nach den Entdeckern Hall-Héroult-Process genannt wird und die Grundlage heutiger Verfahren ist. Schon zwei Jahre später wurden Firmen gegründet, die diese anwandten, und 1900 wurden bereits 80000 Tonnen Aluminium elektrolytisch gewonnen.

Prinzipien

Die Elektrolyse ist ein Vorgang, der durch die von außen angelegte elektrische Spannung erzwungen wird: Die Spannungsquelle bewirkt einen Elektronenmangel ("Elektronensog") in der mit dem Pluspol verbundenen Elektrode und einen Elektronenüberschuss ("Elektronendruck") in der anderen, mit dem Minuspol verbundenen Elektrode. Die elektrochemische Oxidation erfolgt an der Anode und besteht in einem Elektronenentzug durch die Elektrode: Die Anode ist bei der Elektrolyse die positiv geladene Elektrode (Pluspol), die Kathode ist der Minuspol. Damit die Spannung während der Elektrolyse aufrecht erhalten bleibt, muss von außen Energie zugeführt werden, und es fließen elektrische Ströme: Die Spannungsquelle bringt Elektronen von der Anode, also vom Pluspol, zum Minuspol, was nur möglich ist, indem sie eine entsprechende Arbeit leistet. Sie "pumpt" Elektronen von der Anode zur Kathode. Damit der Stromkreis geschlossen bleibt, muss im Elektrolyten dieselbe Stromstärke herrschen, wobei der Ladungstransport hier durch die Ionen erfolgt: die negativ geladenen Anionen wandern bevorzugt zur positiv geladenen Anode, die positiv geladenen Kationen wandern zur negativ geladenen Kathode. Der Übergang zwischen Elektronenleitung und Ionenleitung erfolgt durch die Vorgänge an den Elektroden.

Versuchsaufbau

Anwendungen

Elektrolyse von Wasser

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 etwas Schwefelsäure besser leitend gemacht wird. Positiv geladene Hydronium-Ionen(H3O+) 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. 2 H3O+ + 2 e- → H2 + 2 H2O 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. 2 OH- → 1/2 O2 + H2O + 2 e- Auch hier steigt der abgeschiedene Sauerstoff als farbloses Gas an der Anode auf. Die Gesamtreaktionsgleichung der Elektrolyse von Wasser lautet: 4 H3O+ + 4 OH- → 2 H2 + O2 + 6 H2O Der Wirkungsgrad der Elektrolyse von Wasser liegt bei ca. 70 %. Bei der alkalischen Elektrolyse bei etwa 90 %. Bei Verwendung von Iridiumdioxid-Katalysatoren als Anode, Platin als Kathode und perfluorierten sulfonsäurehaltigen Membranen (Nafion) als Elektrolyt wurden kürzlich Wirkungsgrade von 93% erreicht. 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.

Quantitative Analyse

Die Zersetzung von Elektrolyten durch elektrischen Strom wird in der Elektrogravimetrie und in der Coulometrie angewendet, um Informationen über den Metallgehalt einer Probe zu erlangen.

Hersteller von Elektrolyseanlagen (A-Z)


- Ammonia Casale
- Hidroenergia VCST
- Proton Energy System Incorporated
- Norsk Hydro Electrolysers AS (Norwegen)
- Stuart Energy Europe NV (Belgien)
- Teledyne Energy Systems Inc.
- The Electrolyser Corporation Ltd. (Kanada)
- Outokumpu Technology (Finnland, Germany)

Siehe auch


- technisch wichtig: Chloralkalielektrolyse zur Gewinnung von Chlor, Natronlauge und Wasserstoff. Amalgam-Verfahren, Diaphragmaverfahren, Membranverfahren, Zink-Elektrolyse (Zink-Gewinnung), Raffinations- und Gewinnungs-Elektrolyse zwecks Kupfer-Gewinnung
- Schmelzflusselektrolyse Elektrolyse unedler Metalle
- Radiolyse
- Elektrolyseur
- Chemie für die Schule
- Portal:Chemie

Weblinks


- [http://www.elektronikkompendium.de/sites/grd/0209102.htm Allgemeine Beschreibung mit Zeichnung]
- [http://www.ise.fhg.de/german/fields/field5/mb1/index.html Fraunhofer Institut für Solare Energiesysteme]
- http://www.hyweb.de/Wissen/w-i-energiew3.html
- http://www.dwv-info.de/ Kategorie:Elektrochemie Kategorie:Trennverfahren ja:電気分解 ko:전기분해

Batterie

Eine elektrische Batterie (auch: Akkumulator) ist eine Galvanische Zelle. Der Begriff Batterie bezeichnete ursprünglich die Zusammenschaltung mehrerer Monozellen, jedoch hat sich inzwischen ein Bedeutungswandel des Begriffs vollzogen, so dass mit "Batterie" auch eine einzelne Zelle gemeint sein kann. Galvanische Zelle

Anwendungsgrundlagen

Die Elektrodenmaterialien legen die Nennspannung der Zelle fest. Höhere Spannungen erhält man durch ein Hintereinanderschalten (Reihenschaltung) mehrerer Elemente. Die Kapazität einer Batterie wird als theoretisch entnehmbare Ladungsmenge in Amperestunden angegeben. Diese ergibt sich bei einem Entladevorgang nach einer vorgegebenen Norm. Die praktisch entnehmbare Kapazität hängt von der tatsächlichen Höhe des Entladestroms, der definierten Spannung bei Entladungsende und der Temperatur der Batterie ab. Die Kapazität (Energiemenge) oder der Maximalstrom bei fester Spannung läßt sich durch größer gebaute Zellen erhöhen. Ein Parallelschalten zur Kapazitätserhöhung kann demgegenüber zur baldigen gegenseitigen Entladung führen, da sich einzelne Zellen in ihrer Leerlaufspannung unterscheiden und deshalb Ausgleichsströme zwischen den parallel geschalteten Zellen fließen. Galvanische Elemente unterliegen aufgrund von Elektrodenvorgängen bei Lagerung einer gewissen Selbstentladung. Diese ist abhängig vom Batterietyp und der Lagerungstemperatur: je niedriger die Temperatur, desto weniger Selbstentladung findet statt. Eine Haltbarkeit bzw. Brauchbarkeitsdauer von Akkumulatoren wird mit der Zahl von Lade-/Entlade-Zyklen angegeben, bis zu der der Akkumulator nur noch eine bestimmte Lade-Kapazität hat. Die Normen DIN 43539 Teil 5 und IEC 896 Teil 2 geben dazu verschiedene Verfahren und Richtwertvorgaben an. Norm In Deutschland regelt die Batterieverordnung die Rücknahme und Entsorgung von Batterien. Sie legt unter anderem fest, dass in Deutschland keine Batterien oder Zellen mit einem Quecksilbergehalt von mehr als zwei Gewichtsprozent in den Verkehr gebracht werden dürfen. Quecksilberknopfzellen sind in Deutschland nicht mehr zulässig. Auch Alkali-Mangan-Batterien enthalten heutzutage kein Quecksilber mehr, während es in den ersten Baureihen noch zum Amalgieren des Elektrodenmaterials erforderlich war. Siehe auch Batterierecycling. Nicht jeder Batterietyp ist in jedem Land erhältlich. Deshalb gibt es insbesondere Flachbatterie-Adapter, welche drei AA-Batterien zu je 1.5 V aufnehmen. Der Adapter lässt sich dann überall dort verwenden, wo auch eine Flachbatterie hineinpasst. Nützlich sind Adapter auch, weil es bis jetzt keine wiederaufladbaren Flachbatterien gibt.

Typen-Variationen

Handelsübliche Batterien gibt es in zahlreichen Varianten sowohl nach dem zugrunde liegenden chemischen Redoxsystem als auch nach den elektrischen Werten oder der geometrischen bzw. konstruktiven Bauform. Von den nachfolgend aufgeführten Bezeichnungen können mehrere zusammen einen Batterietyp beschreiben, z. B. "Alkali-Mangan-Batterie – LR 6/AM-3 – AA – Mignon" oft wird aber nur ein bestimmtes Merkmal gefordert, z. B. die Größe "AA" für eine speziell auf diesen Batterietyp abgestimmte Taschenlampe. Von einer Trockenbatterie spricht man, wenn der Elektrolyt z.B. durch Eindickung, nicht flüssig vorliegt. Dadurch wird die Batterie in beliebiger räumlicher Orientierung, also insbesondere für transportable Anwendungen, einsetzbar.

Einsatzbereiche

Nach dem Einsatzgebiet gibt es folgende Begriffe und Zuordnungen:
- Gerätebatterien werden zur Stromversorgung kleiner, meist tragbarer Geräte eingesetzt, beispielsweise in Taschenlampen. Besonders kleine Ausführungen werden als Knopfzelle bezeichnet.
- Insbesondere für Kraftfahrzeuge werden Starterbatterien verwendet.
- Elektrofahrzeuge verfügen über Traktionsbatterien.
- Stationäre Batterien kommen bei ortsfesten Anwendungen wie beispielsweise unterbrechungsfreien Stromversorgungen in der Industrie zum Einsatz.

Primärzellen

unterbrechungsfreien StromversorgungenAls Primärzellen werden galvanische Zellen bezeichnet, die nach der Entladung nicht wieder neu aufgeladen werden können. Die verschiedenen Typen werden nach den eingesetzten Materialien bezeichnet:
- Alkali-Mangan-Batterie; 1,5 V Nennspannung pro Zelle
- Zink-Kohle-Batterie; 1,5 V pro Zelle
- Oxy-Nickel-Hydroxid-Batterie; 1,5 V pro Zelle
- Lithium-Batterien; je nach Kathodenmaterial 2,9 bis 3,6 V
- Lithium-Eisensulfid-Batterie; 1,5 V pro Zelle
- Zink-Luft-Batterie; 1,5 V pro Zelle
- Quecksilberoxid-Zink-Batterie; 1,35 V pro Zelle
- Silberoxid-Zink-Batterie; 1,55 V pro Zelle

Sekundärzellen

Als Sekundärzellen oder Akkumulatoren werden galvanische Zellen bezeichnet, die nach der Entladung wieder neu aufgeladen werden können. Verbreitete Typen werden ebenfalls nach den verwendeten Materialien bezeichnet:
- Bleiakkumulator (Bleidioxid/Blei); 2 Volt Nennspannung pro Zelle. Der Elektrolyt (Schwefelsäure H2SO4) kann in flüssiger Form, in Vlies gebunden oder als Gel eingedickt im Akkumulator untergebtracht sein. Letztere Bauform wird als Blei-Gel-Akku bezeichnet.
- Nickel-Cadmium-Akku; 1,2 V pro Zelle
- Nickel-Metallhydrid-Akku; 1,2 V pro Zelle
- Lithium-Ionen-Akku; 3,7 V pro Zelle
- Lithium-Polymer-Akku
- Alkali-Mangan-Batterie (englisch: Reusable Alkaline Manganese, kurz: RAM); 1,5 V pro Zelle
- Silber-Zink-Akku; 1,5 V pro Zelle
- Nickel-Wasserstoff-Akku; 1,2 V pro Zelle

Baugrößen

Nickel-Wasserstoff-Akku Als Gerätebatterien werden häufig die elektrischen Batterien bezeichnet, die sehr verbreitet im Alltagsgebrauch für die Energieversorgung von Elektrokleingeräten wie Uhren, Radios, Spielzeug, Taschenlampen oder sonstigen tragbaren Geräten und auch in fest installierten Geräten wie beispielsweise Brandmeldern verwendet werden. Gerätebatterien müssen kompakt, lageunabhängig einsetzbar, leicht und trotzdem mechanisch widerstandsfähig sein. Sie dürfen bei normaler Lagerung und Verwendung im Gerät weder auslaufen noch gasen. Sie sind in einer Vielzahl von Ausführungen auf der Basis von Zink-Kohle- oder Alkali-Mangan-Batterie im Handel erhältlich. Ihre Bezeichnung folgt den von der IEC festgelegten Leistungsklassen und den von der ANSI genormten Baugrößen: Neben diesen "Standardtypen" gibt es noch eine große Formenvielfalt bei produktspezifischen Batterien für Fotoapparate und bei Knopfzellen. Knopfzelle

Literatur


- Lucien F. Trueb, Paul Rüetschi: Batterien und Akkumulatoren - Mobile Energiequellen für heute und morgen. Springer, Berlin 1998 ISBN 3-540-62997-1
- David Linden, Thomas B. Reddy (Hrsg.): Handbook of Batteries. 3. Auflage. McGraw-Hill, New York 2002 ISBN 0-071-35978-8
- Wiebke Dirks, Hendrik Vennemann: Lithium-Batterien. CHEMKON 12(1), S. 7 - 14 (2005), WILEY-VCH Verlag GmbH,

Weblinks


- [http://www.baumarkt.de/b_markt/fr_info/batterie.htm Die richtige Batterie für den richtigen Einsatz], die wichtigsten Größen und Typen
- [http://www.batteryuniversity.com/ Battery University (englisch / deutsch)] Gerätebatterien
- [http://www.ict.fhg.de/deutsch/scope/ae/bg.html Batterie-Glossar]
- [http://www.powerstream.com/BatteryFAQ.html Battery Chemistry FAQ] (Englisch)
- [http://www.grs-batterien.de/ Stiftung Gemeinsames Rücknahmesystem Batterien]
- [http://www.solarlink.de/leitfaden.htm Leitfaden für die Gleichstromversorgung] Kategorie:Elektrische Energie Kategorie:Energiespeicher ja:電池 ko:전지

Brennstoffzelle

Eine Brennstoffzelle ist eine galvanische Zelle, die die Reaktionsenergie eines kontinuierlich zugeführten Brennstoffes und eines Oxidationsmittels in nutzbare elektrische Energie umwandelt. Im Sprachgebrauch steht Brennstoffzelle meist synonym für die Wasserstoff-Sauerstoff-Brennstoffzelle, die als Nutzungsmöglichkeit für diesen alternativen Energieträger viel diskutiert wird.

Einordnung

Die Erzeugung von elektrischer Energie aus chemischen Energieträgern erfolgt heute zumeist mit Generatoren im Umweg über die Bewegungsenergie, die sich aus der Verbrennung des chemischen Stoffes ergibt. Die Brennstoffzelle ist geeignet, die Umformung ohne Umweg zu erreichen, und damit potentiell effizienter zu sein. Außerdem sind Brennstoffzellen im Vergleich mit Generatoren einfacher aufgebaut, und können potentiell zuverlässiger und abnutzungsfester als diese sein. Diese Effekte sind jedoch teilweise noch nicht technisch realisiert. Ökologisch besonders bedeutsam ist die Wasserstoff-Sauerstoff-Brennstoffzelle. Wasserstoff kann durch Einsatz erneuerbarer Energien gewonnen werden, während der Sauerstoff aus der Erdatmosphäre zugeführt werden kann. So kann zum Beispiel Solartechnik genutzt werden, um den Wasserstoff mittels Elektrolyse aus Wasser zu gewinnen. Damit ist dieser Energiewandler einer der Hoffnungsträger für eine nachhaltige Energieerzeugung. Die Technik der Brennstoffzellen wird bereits jetzt für die Gewinnung von elektrischer Energie in der Raumfahrt (Apollo, Space Shuttle) und für U-Boot-Antriebe verwendet. Dabei beantwortet der technische Nutzen die Frage der Wirtschaftlichkeit. Eine breite gesellschaftliche Akzeptanz der Technologie ist gegeben, doch wird sie heute noch nicht in Form von marktfähigen Produkten durch die Industrie bereitgestellt. Als Option für die Realisierung geschlossener, nachhaltiger Wirtschaftskreisläufe wird die Forschung auch mit öffentlichen Geldern unterstützt. Bei einer Reihe von Problemen für kleinere Antriebe ist noch nicht abzusehen, wann diese gelöst werden können. Bei der Wasserstoff-Sauerstoff-Brennstoffzelle wird die Wasserstoffspeicherung von einigen Herstellern immer noch als problematisch angesehen. Es gibt aber auch für Pkw bereits eine Reihe von Anwendungen, und mit zunehmendem Forschungserfolg finden sich schrittweise neue Einsatzfelder. Die besonders diskutierte Verdrängung des Verbrennungsmotors in der Automobiltechnik auf breiter Front scheint jedoch noch weit entfernt. Erste Serienproduktionen sind ab 2008 geplant. Im Jahr 2005 kündigte der Elektronik-Riese Toshiba zwei MP3-Player an, die mit einer winzigen Brennstoffzelle angetrieben werden sollen, die mit konzentriertem Methanol die nötige Energie erzeugen soll - die Marktreife wird für 2007 erwartet.

Geschichte

Das Prinzip der Brennstoffzelle wurde bereits 1838 von Christian Friedrich Schönbein entdeckt [http://www.ebz-dresden.de/de/fuelcell/history.html], indem er zwei Platindrähte in einer Elektrolytlösung (wahrscheinlich Schwefelsäure) mit Wasserstoff beziehungsweise Sauerstoff umspülte und zwischen den Drähten eine Spannung feststellte. 1839 veröffentlichte Schönbein diese Ergebnisse. Im selben Jahr schrieb Sir William Grove eine Notiz über das "batterisierte" Knallgas und wandte diese Erkenntnisse in Zusammenarbeit mit Schönbein in mehreren Versuchen an. Aufgrund der Erfindung der Dynamomaschine durch Werner von Siemens geriet die von ihm "Galvanische Gasbatterie" getaufte Erfindung zunächst in Vergessenheit, da die Dynamomaschine in Verbindung mit der Dampfmaschine bezüglich Brennstoff und Materialien relativ einfach und unkompliziert war. Ihre Renaissance erlebte die Brennstoffzelle ab den 1950er Jahren mit der beginnenden Raumfahrtforschung. Sie gewinnt seitdem kontinuierlich an Bedeutung. Auf Island wird sie im Zuge der eingeführten Wasserstoffwirtschaft bald flächendeckend eingesetzt.

Aufbau

Wasserstoffwirtschaft Eine Brennstoffzelle besteht aus zwei Elektroden, die durch eine Membran oder Elektrolyt (Ionenleiter) voneinander getrennt sind. Die Anode wird mit dem Brennstoff umspült (zum Beispiel Wasserstoff, Methan, Methanol, Glukoselösung), der dort oxidiert wird. Die Kathode wird mit dem Oxidationsmittel umspült (zum Beispiel Sauerstoff, Wasserstoffperoxid, Kaliumthiocyanat), das dort reduziert wird. Die verwendeten Materialien sind unterschiedlich. Siehe Brennstoffzellentypen. Die Elektrodenplatten/Bipolarplatten bestehen meist aus Metall, Nickel oder Nano-Carbon-Röhrchen. Zur besseren Katalyse sind sie mit einem Katalysator (zum Beispiel Platin oder Palladium) beschichtet, dadurch wird eine höhere Effizienz erreicht. Als Elektrolyten können beispielsweise gelöste Laugen oder Säuren, Alkalikarbonatschmelzen, Keramiken oder Membrane dienen. Die gelieferte Spannung liegt theoretisch bei 1,23 Volt. Sie ist vom Brennstoff und Qualität der Zelle abhängig. Um eine höhere Spannung zu erhalten, werden mehrere Zellen zu einem so genannten Stack in Reihe geschaltet. Bei der Polymerelektrolytmembranbrennstoffzelle (PEMFC) (Niedrigtemperatur-Brennstoffzelle) ist der Aufbau wie folgt: # Bipolarplatte als Elektrode mit eingefräster Gaskanalstruktur, beispielsweise aus leitfähigen Kunststoffen (durch Zugabe zum Beispiel von Carbon-Nanoröhrchen elektrisch leitend gemacht); # Poröse Carbon-Papiere; # Reaktivschicht, meist auf die Ionomermembran aufgebracht. Hier stehen die vier Phasen Katalysator (Pt), Elektronenleiter (Ruß oder Carbon-Nanomaterialien), Protonenleiter (Ionomer) und Porosität miteinander in Kontakt; # Protonenleitende Ionomermembran: gasdicht und nicht elektronenleitend; # wie 3); # wie 2); # wie 1)

Funktionsablauf

Der Brennstoff – beispielsweise Wasserstoff – wird an der Anode katalytisch in Kationen umgewandelt. Das sind beim Beispiel Wasserstoff H+-Ionen. Dies geschieht unter Abgabe von Elektronen an die Anode. Diese Elektronen fließen über einen elektrischen Verbraucher, zum Beispiel eine Glühlampe, zur Kathode. An der Kathode wird das Oxidationsmittel, in der Regel Sauerstoff, durch Aufnahme der Elektronen zu Anionen. Die negativ geladenen Sauerstoff-Ionen reagieren mit den im Elektrolyt zur Kathode gewanderten H+-Ionen zu Wasser. Reaktionsgleichungen:
- Anode: :\mathrm :Oxidation / Elektronenabgabe
- Kathode: :\mathrm :\mathrm :Reduktion / Elektronenaufnahme
- Gesamtreaktion: :\mathrm :Redoxreaktion / Zellreaktion

Brennstoffzellentypen

Anwendungen

Die ersten Anwendungen der Brennstoffzellen ergaben sich in Bereichen, in denen die Kosten keine Rolle spielten, dagegen die spezifischen Vorteile gegenüber billigen Dieselgeneratoren überwogen. Brennstoffzellen sind leichter und effizienter als Akkumulatoren und zuverlässiger und leiser als Generatoren. So erklärt sich das frühzeitige Interesse des Militärs und der Raumfahrt an dieser Technologie. Die Motivation für zivile Anwendungen findet sich auch in der Einsicht, dass die Erdölvorkommen der Erde begrenzt sind (Ölkrise) und eine Fortsetzung des lukrativen Autogeschäftes in der "Zeit nach dem Erdöl" wünschenswert ist. Förderlich für die erheblichen Anstrengungen in der Forschung war insbesondere der "Zero emission act" bzw. das Zero Emission Vehicle mandate (ZEV), ein Gesetz in den USA, das vorschreibt, dass Autos zukünftig abgasfrei fahren sollen. Für das Jahr 2003 war vorgesehen, dass 10% aller neu zugelassenen Fahrzeuge in Kalifornien diesem Gesetz unterliegen sollten. Kurz zuvor wurde das ZEV jedoch aufgrund massiven Drucks der amerikanischen Automobilindustrie gekippt, ist jedoch unter dem gegenwärtigen Gouverneur Kaliforniens, Arnold Schwarzenegger, weiterhin in Diskussion.

mobil

Mehrere Automobilfirmen (unter anderem Toyota, DaimlerChrysler, Ford, Honda, General Motors/Opel) forschen seit zum Teil 20 Jahren an Automobilen, deren Treibstoff Wasserstoff ist, und die Brennstoffzellen zur Energieumwandlung sowie einen Elektromotor zum Antrieb nutzen. Ein Beispiel sind die Fahrzeuge NECAR 1 bis NECAR 5 sowie F-Cell von DaimlerChrysler. Das schweizerische Hy-Light-Fahrzeug rückte 2004 ins Licht der Öffentlichkeit. Derzeit gehen einige MAN-Brennstoffzellenbusse in Berlin für die BVG in Betrieb [http://www.fuelcellbus.com]. Durch den verstärkten Einsatz von emissionsfreien Fahrzeugen in Ballungszentren und Großstädten wird eine Verbesserung der dortigen Luftqualität erwartet. Ein Nebeneffekt ist allerdings, dass die Emissionen vom Ort der Fahrzeugnutzung dorthin verlagert werden, wo der Wasserstoff hergestellt wird, soweit dies nicht aufgrund regenerativer Verfahren erfolgt. Die Herausforderungen der mobilen Wasserstoff-Brennstoffzellen liegen heute nicht mehr an den Brennstoffzellen und Antrieben, sondern hauptsächlich in der Problematik der Speicherung des hochflüchtigen Wasserstoffs. Drei Alternativen der direkten Wasserstoffspeicherung wurden bisher zur Serienreife entwickelt: Druckflasche, flüssiger Wasserstoff und Metallhydrid. Die bereits serienreif verfügbaren Lösungen für kleinere Fahrzeuge haben zum Ziel, die Größe und das Gewicht der Brennstoffzelle zu reduzieren und eine geeignete Lagerung des Wasserstoffes zu ermöglichen. DaimlerChrysler hat mit seinen Hybrid-Fahrzeugen der Mercedes-Benz A-Klasse inzwischen eine praxistaugliche Lösung auch für kleine Fahrzeuge entwickelt. Für Busse ist diese Technik bereits so weit entwickelt, dass beispielsweise in Hamburg und Stuttgart Wasserstoffbusse im normalen Linienbetrieb getestet werden. Andere Verkehrsunternehmen zeigen ebenfalls reges Interesse an dieser Technologie. Bei Großfahrzeugen, insbesondere U-Booten, ist Deutschland inzwischen Weltmarktführer bei der Herstellung von Wasserstoffantrieben. Die HDW Kiel in Kooperation mit Nordseewerke Emden liefert die U-Boot-Klasse 212 mit einem Brennstoffzellenantrieb von ca. 300 KW seit 2005 aus. Mögliche Alternativen zur direkten Wasserstoffspeicherung sind Treibstoffe wie Ethanol, Methanol oder andere Kohlenwasserstoffe, von denen kurz vor Gebrauch der Wasserstoff durch katalytische Verfahren abkatalysiert gewonnen wird. Diese Verfahren erzeugen jedoch nennenswerte Mengen an CO2, was die ansonsten perfekte Umweltverträglichkeit der Brennstoffzelle einschränkt. Die Wirtschaftlichkeit dieser Verfahren krankt heute zudem am Katalysator, deren beste Varianten das teure Platin enthalten. Geplant ist auch die Anwendung von mobilen Brennstoffzellen als Ersatz von Batterien und Akkus in kleineren Geräten wie Laptops. Der Vorteil ist, dass das lästige Aufladen wegfällt und stattdessen nur Methanol nachgefüllt werden muss. Ein Anbieter der bereits kommerziell Produkte für diese Märkte vertreibt, ist die deutsche Smart Fuel Cell AG in Brunnthal bei München. Energieträger für die Geräte der SFC AG ist flüssiges Methanol in speziellen Tankpatronen. Einsatz finden die als Batterieladegeräte konzipierten Geräte in der Observation, Umweltmesstechnik und Telekommunikation, sowie in Reisemobilen und Segelbooten.

stationär

Während die ökologisch als besonders vorteilhaft beurteilten Wasserstoff-Brennstoffzellen noch technische Probleme aufweisen, sind die Erdgas-Brennstoffzellen derzeit dabei, die bisherigen Generatoren in der Kraft-Wärme-Kopplung zu verdrängen. Dabei handelt es sich um stationäre Anwendungen, etwa als Blockheizkraftwerk für ein größeres Einzugsgebiet, oder in kleinerer Ausführung zur örtlichen Versorgung eines Gebäudes. Ähnlich wie bei Heizkraftwerken mit Gasturbinen wird Erdgas als Energieträger zugeführt, der jedoch nicht direkt verbrannt wird. In einem Reformer wird bei hohen Temperaturen von den Kohlenwasserstoffen der Wasserstoff abgelöst und der Brennstoffzelle zur Energieerzeugung zugeführt. Neben dem entstehenden elektrischen Strom wird die entstehende Abwärme für die Brauch- und Heizwassererwärmung verwendet. Ein allgemeines Ziel der dezentralen Strom- und Wärmeerzeugung ist die Vermeidung der Umspann- und Leitungsverluste von bis zu rund 6 Prozent, die durch die Übertragung der Elektrizität im Hoch-, Mittel- und Niederspannungsnetz der Energieversorger entstehen. Ein Vorteil der dezentralen Energieversorgung mittels Brennstoffzellen liegt dabei in deren vergleichsweise geringen spezifischen Emissionen von Luftschadstoffen und Kohlendioxid.

Mikrobielle Brennstoffzellen

Über eine so genannte mikrobielle Brennstoffzelle (auch Bio-Brennstoffzelle genannt) sollen sich künftige Robotergenerationen selbst mit Treibstoff und Energie versorgen können. Mikroben in dieser Brennstoffzelle setzen die in organischem Material enthaltene Energie in Elektrizität um. Diese Technik könnte auch für Agrarwirtschaften von Entwicklungsländern vorteilhaft sein, wo mit diesem neuen Ansatz aus Biomasse direkt Strom erzeugt wird. Dies ist jedoch ferne Zukunft, da beim jetzigen Forschungsstand die Effizienz der Umwandlung zu gering ist.

Siehe auch

Wasserstoffherstellung

Literatur


- Peter Kurzweil: Brennstoffzellentechnik. Vieweg, 2003, ISBN 3528039655
- Sven Geitmann: Wasserstoff & Brennstoffzellen – Die Technik von morgen. 2. Auflage. Hydrogeit Verlag, Kremmen 2004, ISBN 3937863044
- Alf-Sibrand Rühle, Sven Geitmann: Wasserstoff & Wirtschaft – Investiere in eine saubere Zukunft. Hydrogeit Verlag, Kremmen 2005, ISBN 3937863028
- Sven Geitmann: Wasserstoff- & Brennstoffzellen-Projekte. Hydrogeit Verlag, Berlin 2002, ISBN 3831132801
- Krewitt, Pehnt, Fischedick, Temming: Brennstoffzellen in der Kraft-Wärme-Kopplung - Ökobilanzen, Szenarien, Marktpotenziale. Erich Schmidt Verlag, Berlin 2004, ISBN 3503078703
- Fuel Cell Handbook, Sixth Edition. EG&G Technical Services, Inc., Science Applications International Corp., Under Contract No. DE-AM26-99FT40575, U.S. Dept. of Energy, Office of Fossil Energy, National Energy Technology Laboratory, Morgantown, W. Virginia, November 2002

Weblinks


- [http://www.zbt-duisburg.de/de/ Zentrum für BrennstoffzellenTechnik gGmbH] - Informationen rund um die Brennstoffzellentechnologie
- [http://www.fz-juelich.de/iwv/iwv3/Brennstoffzellen/ Forschungszentrum Jülich GmbH] - Brennstoffzellenseiten
- [http://www.hydrogeit.de Hydrogeit] - Informationen und Bücher über Brennstoffzellen
- [http://www.innovation-brennstoffzelle.de Basisinformationen mit guten Zeichnungen]
- [http://www.learn-line.nrw.de/angebote/agenda21/lexikon/Brennstoffzelle.htm Brennstoffzellen und Wasserstoff unter dem Aspekt einer nachhaltigen Energieversorgung]
- [http://jr-chamaeleo.de/fuel-cell/home.html Umweltbilanz bei der Herstellung von PEM-Brennstoffzellen]
- [http://www.ibz-info.de Informationsportal zur Brennstoffzelle mit wöchentlich aktualisiertem Nachrichtenteil]
- [http://www.wissenschaft.ag/Brennstoffzelle.php4 Newsletter zur Brennstoffzelle der Bremer AG Wissenschaft]
- [http://ecl.web.psi.ch/fuelcell/index.html Informationen zu verwendeten Materialien und Entwicklung (englisch)]
- [http://ecl.web.psi.ch/fc_systems/index.html Bilder von verschiedenen Stacksystemen (englisch)]
- [http://www.wbzu.de Weiterbildungszentrum Brennstoffzelle Ulm e.V. Informationen und Praxisanwendungen zur Brennstoffzelle]
- [http://www.dmfc.com DMFC.com] - Informationen und News zur DMFC Kategorie:Energietechnik Kategorie:Elektrische Energie Kategorie:Umwelttechnik Kategorie:Maschinenelement ja:燃料電池 th:เซลล์เชื้อเพลิง

Sekundärelement

Eine galvanische Zelle oder galvanisches Element ist eine Vorrichtung zur Umwandlung von spontan chemischer in elektrische Energie. Sie wird in Batterien und Akkumulatoren verwendet. Jede Kombination von zwei verschiedenen Elektroden und einem Elektrolyten bezeichnet man als galvanisches Element. Sie dienen als Gleichspannungsquellen. Der charakteristische Wert ist die Teilspannung/eingeprägte Spannung. Unter der Kapazität eines galvanischen Elements versteht man das Produkt aus Entladungsstromstärke und -zeit. Die Funktion der galvanischen Zelle beruht auf einer Redox-Reaktion. Die Reduktion läuft räumlich getrennt von der Oxidation in je einer Halbzelle (Halbelement) ab. Durch Verbinden der beiden Halbzellen mit einem Elektronenleiter und einem Ionenleiter wird der Stromkreis geschlossen. Die Spannung des elektrischen Stroms lässt sich durch die Nernst-Gleichung berechnen, die Spannung hängt von der Art des Metalls (Elektrochemische Spannungsreihe) und der Konzentration ab. Im Gegensatz zur Elektrolyse, beispielsweise in der Galvanotechnik, kann in der galvanischen Zelle elektrische Energie gewonnen werden, während die Elektrolyse elektrische Energie verbraucht. Die Anode ist in einer galvanischen Zelle negativ geladen, die Kathode positiv. Der Name geht auf den italienischen Arzt Luigi Galvani zurück.

Beispiele

Kupferelektrode in Kupfersulfat-Lösung und Silberelektrode in Silbernitratlösung, verbunden durch einen Draht (Elektronenleiter) mit Voltmeter und einem Ionenleiter. An der Kupferelektrode gehen mehr Cu2+-Ionen in Lösung als sich Cu Ionen wieder abscheiden. Da das Kupfer Elektronen an die Elektrode abgibt, wenn es in Lösung geht, lädt sich die Elektrode negativ auf (Anode). An der Silberelektrode scheiden sich dagegen mehr Ag2+-Ionen an der Elektrode ab als in Lösung gehen. Da die Ag2+-Ionen zum Abscheiden zwei Elektronen verbrauchen, gibt es an der Silberelektrode Elektronenmangel, sie lädt sich positiv auf (Kathode). Werden die zwei Elektroden elektrisch leitend verbunden, so entsteht zwar eine Spannung, aber es fließt noch kein Strom. Der Grund dafür ist, dass in der Kupferelektrode ein Überschuss an Cu2+-Ionen entsteht und die Lösung sich stark postiv auflädt. Also gehen nur noch so viele Kupferionen in Lösung, wie sich gleichzeitig an der Elektrode wieder abscheiden. Ähnliches passiert mit der Silbernitratlösung, nur dass sich hier die Lösung negativ auflädt. Silbernitratlösung: c[NO3-] >> c[Ag+] Kupfersulfatlösung: c[SO42-] << c[Cu2+] Deswegen sind die Elektrodenräume über eine Salzbrücke miteinander verbunden, welche notwendig ist um den Stromkreis zu schließen. Die Salzbrücke ist häufig ein U-Rohr das mit einem Elektrolyten gefüllt ist, und dessen Enden mit einer Membran oder einem Diaphragma versehen sind. Über die Salzbrücke erfolgt der Anionenaustausch um so der Aufladung der einzelnen Zellen entgegen zu wirken. Eine andere Möglichkeit die Elektrodenräume voneinander zu trennen besteht in einer semipermeablen Membran welche ebenfalls einen Ladungsausgleich ermöglicht. Es gibt auch Galvanische Zellen mit zwei gleichen Halbzellen, die sich in ihrer Konzentration unterscheiden, diese nennt man Konzentrationselement. Brennstoffzellen sind nichts anderes als galvanische Zellen.

Weblinks


- [http://www.chempage.de/theorie/galvanischezelle.htm Verständliche, einfache Erklärung der galvanischen Zelle mit anschaulicher Animation]
- [http://www.chemieseite.de/anorganisch/node36.php Galvanisches Element Informationen]
- [http://www.mhhe.com/physsci/chemistry/essentialchemistry/flash/galvan5.swf Animation] Kategorie:Elektrotechnik Kategorie:Energietechnik Kategorie:Elektrochemie simple:Chemical cell

Elektrotechnik

Elektrotechnik bezeichnet denjenigen Bereich der Technik, der sich mit allen Aspekten der Elektrizität befasst. Hierzu gehören die elektrische Energieerzeugung, die Energieübertragung sowie alle Arten ihrer Nutzung. Dies reicht von den elektrisch betriebenen Maschinen über alle Arten elektrischer Schaltungen für die Steuer-, Mess-, Regelungs- und Computertechnik bis hin zur Nachrichtentechnik. Die Elektrotechnik ist sowohl eine Ingenieurwissenschaft, die technische Anwendungen erforscht und umsetzt, als auch das Aufgabenfeld diverser Handwerksberufe.

Aufgabengebiete

Die klassische Einteilung der Elektrotechnik war die Starkstromtechnik, die heute als Energietechnik und Antriebstechnik erscheinen und die Schwachstromtechnik, die sich zur Nachrichtentechnik formierte. Als weitere Gebiete kamen die elektrische Messtechnik und die Regelungstechnik sowie die Elektronik hinzu. Die Grenzen zwischen den einzelnen Bereichen sind dabei vielfach fließend. Mit zunehmender Verbreitung der Anwendungen ergaben sich zahllose weitere Spezialisierungsgebiete. In unserer heutigen Zivilisation werden fast alle Abläufe und Einrichtungen elektrisch betrieben oder laufen unter wesentlicher Beteiligung elektrischer Geräte und Steuerungen.

Energietechnik

Die Energietechnik (früher Starkstromtechnik) befasst sich mit der Erzeugung und Übertragung elektrischer Energie und auch der Hochspannungstechnik. Die elektrische Energie wird in den meisten Fällen durch Wandlung aus mechanisch/rotatorischer Energie durch Generatoren erzeugt. Zum klassischen Bereich der Starkstromtechnik gehört außerdem der Bereich der Verbraucher elektrischer Energie und die Antriebstechnik.

Antriebstechnik

Die Antriebstechnik, früher ebenfalls als "Starkstromtechnik" betrachtet, setzt elektrische Energie durch elektrische Maschinen, in mechanische Energie um. Die klassischen Maschinen sind die Synchron-, die Asynchron- und die Gleichstrommaschine, wobei es vor allem im Bereich der Kleinantriebe viele weitere Typen gibt. Neuer ist die Entwicklung der Linearmotoren, die die elektrische Energie direkt in mechanisch/lineare Bewegung umsetzen, ohne den "Umweg" über eine Rotationsbewegung. Die Antriebstechnik spielt eine große Rolle in der Automatisierungstechnik, da hier oft eine Vielzahl von Bewegungen mit elektrischen Antrieben realisiert werden müssen. Genauso spielt die Elektronik in der Antriebstechnik eine große Rolle, zum einen für die Steuerung und Regelung der Antriebe, zum anderen werden Antriebe oft durch Leistungselektroniken mit elektrischer Energie versorgt.

Nachrichtentechnik

Mit Hilfe der Nachrichtentechnik, auch Informations- und Kommunikationstechnik (früher Schwachstromtechnik) genannt, werden mittels elektrischer Impulse oder elektromagnetischer Wellen Informationen von einer Informationsquelle (dem Sender) zu einem oder mehreren Empfängern (der Informationssenke) übertragen. Dabei kommt es darauf an, die Informationen so verlustarm zu übertragen, dass sie beim Empfänger erkannt werden können. (siehe auch Hochfrequenztechnik, Amateurfunk) Ein wichtiger Aspekt der Nachrichtentechnik ist die Signalverarbeitung, zum Beispiel mittels Filterung, Kodierung oder Dekodierung.

Elektronik

Elektronik Die Elektronik befasst sich mit der Entwicklung, Fertigung und Anwendung von elektronischen Bauelementen wie zum Beispiel Kondensatoren und Spulen oder Halbleiterbauelementen wie Dioden und Transistoren. Die Mikroelektronik beschäftigt sich mit der Entwicklung und Herstellung integrierter Schaltkreise (ICs) aus Halbleiterelementen, zum Beispiel Prozessoren. Die Entwicklung der Leistungshalbleiter (Leistungselektronik) spielt in der Antriebstechnik eine immer größer werdende Rolle, da Frequenzumrichter die elektrische Energie wesentlich flexibler bereitstellen können, als dies beispielsweise mit Transformatoren möglich ist. Die Digitaltechnik lässt sich insoweit der Elektronik zuordnen, als die klassische Logikschaltung aus Transistoren aufgebaut ist. Andererseits ist die Digitaltechnik auch Grundlage vieler Steuerungen und damit der Automatisierungstechnik verbunden. Die Theorie ließe sich auch der theoretischen Elektrotechnik zuordnen.

Automatisierungstechnik

In der Automatisierungstechnik werden mittels Methoden der Steuerungs-, Regelungs- und Digitaltechnik einer oder mehrere manuelle Arbeitsschritte automatisiert bzw. überwacht. Eines der Kerngebiete der Automatisierungstechnik ist die Regelungstechnik. Regelungen sind in vielen technischen Systemen enthalten. Beispiele sind die Regelung von Industrierobotern, Autopiloten in Flugzeugen und Schiffen, Drehzahlregelungen in Motoren, die Stabilitätskontrolle (ESP) in Automobilen, die Lageregelung von Raketen und die Prozeßregelungen chemischer Anlagen. Einfache Beispiele des Alltags sind die Temperaturregelungen in Bügeleisen und Kühlschränken. (siehe auch Messtechnik, Sensortechnik)

Theoretische Elektrotechnik

Die Basis der Theorie und Bindeglied zur Physik der Elektrotechnik sind die Erkenntnisse aus der Elektrizitätslehre. Die Theorie der Schaltungen befasst sich mit den Methoden der Analyse von Schaltungen aus passiven Bauelementen. Aufgebaut auf den Maxwellschen Gleichungen ist die Theorie der Felder und Wellen, kurz, die Theoretische Elektrotechnik.

Geschichte, Entwicklungen und Personen der Elektrotechnik

Theoretische Elektrotechnik] Die Anfänge der Elektrotechnik sind sicher in der Physik zu suchen, aus der sie sich aber spätestens zur Zeit von Thomas Alva Edison und Werner von Siemens zu einer eigenen Disziplin entwickelt hat. Im Anfang standen Entdeckungen rund um die Elektrizität. 1752 erfand Benjamin Franklin den Blitzableiter und veröffentlichte 1751-53 die Resultate seiner Experiments and Observations on Electricity. 53] 1792 machte Luigi Galvani sein legendäres Froschschenkel-Experiment. Von diesen Experimenten angeregt, baute Alessandro Volta um 1800 die so genannte volta'sche Säule, eine erste funktionierende Batterie. 1820 machte Hans Christian Ørsted Versuche zur Ablenkung einer Magnetnadel durch elektrischen Strom. André Marie Ampère führte diese Experimente weiter, und wies 1820 nach, dass zwei stromdurchflossene Leiter eine Kraft aufeinander ausüben. Ampère erklärte den Begriff der elektrischen Spannung und des elektrischen Stromes und legte die Stromrichtung fest. 1820] Faraday leistete einen großen Beitrag auf dem Gebiet der elektrischen und magnetischen Felder, von ihm stammt auch der Begriff der "Feldlinie". Die Erkenntnisse Faradays waren die Grundlage für James Clerk Maxwells Arbeiten. Er vervollständigte die Theorie des Elektromagnetismus zur Elektrodynamik und deren mathematische Formulierung. Die Quintessenz seiner Arbeit, die 1864 veröffentlichten Maxwellschen Gleichungen sind eine der grundlegenden Theorien in der Elektrotechnik. Diese sagte beispielsweise die Existenz elektromagnetischer Wellen voraus, deren Existenz später durch Experimente von Heinrich Rudolf Hertz bestätigt wurden und die die Grundlage jeder Funkübertragung sind. Heinrich Rudolf Hertz] Philipp Reis erfindet 1860 am Institut Garnier in Friedrichsdorf das Telefon und damit die elektrische Sprachübermittlung. Allerdings wurde seiner Erfindung keine große Beachtung geschenkt, so dass erst 1876 Alexander Graham Bell in den USA das erste wirtschaftlich verwendbare Telefon konstruierte und auch erfolgreich vermarktete. Zu den Wegbereitern der "Starkstromtechnik" gehört Werner von Siemens, der 1866 das dynamoelektrische Prinzip entdeckte, und daraus den ersten elektrischen Generator entwickelte. Elektrische Energie war das erste Mal in großer nutzbarer Menge vorhanden. 1879 erfand Thomas Alva Edison die Kohlefadenglühbirne und brachte damit das elektrische Licht zu den Menschen. In der Folge hielt Elektrizität Einzug in immer größere Bereiche des Lebens. Zur gleichen Zeit wirkten Nikola Tesla und Michail von Dolivo-Dobrowolsky, die Pioniere des Wechselstroms waren und durch ihre bahnbrechenden Erfindungen die Grundlagen der heutigen Energieversorgungssysteme schufen. Michail von Dolivo-Dobrowolsky] Erasmus Kittler begründete 1883 an der TH Darmstadt den weltweit ersten Studiengang für Elektrotechnik. Der Studiengang dauerte vier Jahre und schloss mit einer Prüfung zum Elektrotechnik-Ingenieur ab. 1885 und 1886 folgten das University College London (UK) und die University of Missouri (USA), die weitere eigenständige Lehrstühle für Elektrotechnik einrichteten. Die so ausgebildeten Ingenieure waren erforderlich, um eine großflächige Elektrifizierung zu ermöglichen. 1886] 1886] Heinrich Rudolf Hertz gelang 1884 der experimentelle Nachweis der Maxwellschen Gleichungen. Er wies die Existenz elektromagnetischer Wellen nach, er ist somit der Begründer der Grundlagen der drahtlosen Informationsübertragung und damit auch der Nachrichtentechnik. 1896 führt Guglielmo Marconi über 3km die weltweit erste drahtlose Funkübertragung aus. Basierend auf seinen Arbeiten sind ab 1900 erste Sende- und Empfangsanlagen kommerziell verfügbar. John A. Fleming erfindet 1905 die erste Radioröhre, die Diode. 1906 entwickeln Robert von Lieben und Lee De Forest unabhängig voneinander die Verstärkerröhre, Triode genannt, die der Funktechnik einen wesentlichen Impuls gab. John Logie Baird baute 1926 mit einfachsten Mitteln den ersten mechanischen Fernseher auf Grundlage der Nipkow-Scheibe. 1928 folgte der erste Farb-Fernseher. Im selben Jahr gelang ihm die erste transatlantische Fernsehübertragung von London nach New York. Bereits 1931 war seine Erfindung jedoch veraltet, Manfred von Ardenne führte damals die Kathodenstrahlröhre und damit das elektronische Fernsehen ein. 1942 stellt Konrad Zuse den weltweit ersten funktionsfähigen Computer, den Z3, fertig. Im Jahr 1946 folgt der ENIAC (Electronic Numerical Integrator and Computer) von John Presper Eckert und John Mauchly. Die erste Phase des Computerzeitalters begann. Die so zur Verfügung stehende Rechenleistung ermöglicht es den Ingenieuren und der Gesellschaft, völlig neue Technologien zu entwickeln und Leistungen zu vollbringen. Ein frühes Beispiel sind das Apollo-Projekt und die Mondlandung der NASA. Die Erfindung des Transistors 1947 in den Bell Laboratories (USA) durch William B. Shockley, John Bardeen und Walter Brattain und der gesamten Halbleitertechnologie erschloss der Elektrotechnik sehr weite Anwendungsgebiete, da nun viele Geräte sehr kompakt gebaut werden konnten. Ein weiterer wesentlicher Schritt in diese Richtung war die Entwicklung der Mikrointegration, der Integrierten Schaltkreise (IC) und damit der heutigen Prozessorchips. 1958 erfinden und bauen G.C. Devol und J. Engelberger in den USA den weltweit ersten Industrieroboter. Ein solcher Roboter wird 1960 bei General Motors erstmals in der industriellen Produktion eingesetzt. Industrieroboter sind heute in verschiedensten Industrien, wie z.B. der Automobilindustrie, ein wichtiger Bausstein der Automatisierungstechnik. Im Jahr 1968 erfindet Marcian Edward Hoff, bekannt als Ted Hoff, bei der Firma Intel den Mikroprozessor und läutet damit die Ära des PC's ein. Zugrunde lag Hoffs Erfindung ein Auftrag einer japanischen Firma für einen Desktop-Rechner, den er möglichst preisgünstig realisieren wollte. Die erste Realisierung eines Mikroprozessors war 1969 der Intel 4004, ein 4 Bit Prozessor. Aber erst der Intel 8080, ein 8-Bit-Prozessor, aus dem Jahr 1973 ermöglichte den Bau des ersten PCs, des Altair 8800. Die Firma Philips erfindet 1978 die Compact Disc (CD) zur Speicherung digitaler Informationen. 1982 resultiert dann aus einer Kooperation zwischen Philips und Sony die Audio-CD. 1985 folgt die CD-ROM. Im Jahr 1996 präsentiert die Firma Honda den weltweit ersten funktionsfähigen humanoiden Roboter, den P2. Einen ersten prototypischen humanoiden Roboter, der aber noch nicht voll funktionsfähig war, entwickelte bereits 1976 die japanische Waseda Universität. Aus dem P2 resultierte der zur Zeit aktuellste Android, Hondas ca. 1.20m großer Asimo. Neben vielen elektronischen und elektrotechnischen Komponenten bestehen humanoide Roboter auch wesentlich aus mechanischen Komponeten, deren Zusammenspiel man als Mechatronik bezeichnet.

Siehe auch

:Portal:Elektrotechnik :Portal:Halbleiter :Wikipedia:Liste elektrotechnischer Themen :Liste elektronischer Bauteile :Liste Persönlichkeiten der Elektrotechnik :Liste der Messgeräte und Messverfahren :Elektroindustrie
- Mechatronik

Literatur


- Lindner, Helmut; Brauer, Harry; Lehman, Constans: Taschenbuch der Elektrotechnik und Elektronik Fachbuchverlag Leipzig im Carl-Hanser-Verlag 1999 ISBN 3446210563
- Winfield Hill, Paul Horowitz: Die hohe Schule der Elektronik, Tl.1, Analogtechnik, Elektor-Verlag 2002 ISBN 3895760242
- Winfield Hill, Paul Horowitz: Die hohe Schule der Elektronik, Tl.2, Digitaltechnik, Elektor-Verlag 1996 ISBN 3895760250
- Kurt Jäger (Hrsg.): "Lexikon der Elektrotechniker", VDE-Verlag, 1996, ISBN 3-8007-2120-1
- Wolfgang König: "Technikwissenschaften", Chur: G+B Verlag Fakultas, 1995, ISBN 3-7186-5791-0
- Küpfmüller, Kohn: Theoretische Elektrotechnik und Elektronik (14. Aufl.) Springerverlag, ISBN 3-540-56500-0
- Jens Heinich: Eine kurze Chronik der Funkgeschichte. Dessau: Funk Verlag Bernhard Hein, 2002. ISBN 3-936124-12-4
- Gert Hagmann: Grundlagen der Elektrotechnik. 11., durchges. Aufl., Wiebelsheim 2005, ISBN 3-89104-687-1
- Ulrich Tietze, Christoph Schenk: Halbleiter-Schaltungstechnik. (12. Aufl.) Springerverlag, April 2002, ISBN 3-54042-849-6 ! Kategorie:Ingenieurwissenschaft ja:電気工学 th:วิศวกรรมไฟฟ้า

Elektronenstrahlröhre

Elektronenröhren sind elektronische Bauelemente, die aus einem evakuierten Gefäß bestehen, in die verschiedene Elektroden, mindestens aber eine Kathode und eine Anode eingelassen sind. Die Elektronenröhre ist ein Steuerungs- und Verstärkungsorgan der Elektrotechnik, das auf der Erscheinung beruht, dass aus glühenden Stoffen, meist Metalldrähten, Elektronen in den freien Raum austreten. Die Elektronenemission kann im Vakuum zwischen der negativen Elektrode (Glühkathode) und einer positiv geladenen weiteren Elektrode, der Anode, einen Elektronenstrom unterhalten. Da eine Elektronenröhre mit zwei Elektroden den Anodenstrom nur in einer Richtung durchlässt, dient sie als Gleichrichter. Durch ein in den Elektronenstrom eingebautes Gitter lässt sich der Emissionsstrom steuern, wenn am Gitter verschiedene Spannungen angelegt werden, die entweder den Elektronenstrom hemmen oder vergrößern. Darauf beruht die Verwendung der Elektronenröhre als Verstärker- oder Senderöhre. Je nach Verwendungszweck, Elektrodenanzahl und Röhrencharakteristik gibt es viele Hunderte von Röhrentypen. Sender, Russland ca. 2000]] Russland

Geschichte

Die Elektronenröhre wurde 1904 vom englischen Physiker John Ambrose Fleming entwickelt. Auf der Suche nach einem verbesserten Detektor für Radiowellen entdeckte Fleming, dass der sogenannte Edison-Effekt zur Detektion genutzt werden konnte. Am 16. November 1904 meldete Fleming ein Patent auf das Oscillation Valve (eine Röhrendiode) in England an. 1906 fügte der US-amerikanische Erfinder Lee de Forest eine dritte Elektrode, das Steuergitter, hinzu. Mit dieser Triodenröhre war es erstmals möglich, elektrische Signale zu verstärken.

Funktionsweise

Der Elektronenstrom, der bei Anlegen der Anodenspannung zwischen diesen beiden Elektroden den luftentleerten Raum durchfließt, kann in seiner Richtung und Stärke durch die Einwirkung von elektrischen (Steuerspannungen) und magnetischen Feldern beeinflusst werden. Die Beeinflussung der Stärke nennt man auch Modulation. Ein gerichteter Elektronenstrom wird auch als Elektronenstrahl bezeichnet. Die Elektronen werden mittels Feldemission an einer spitz geformten oder thermisch an der beheizten Kathode ausgesendet (emittiert) und im einfachsten Fall an der einzigen anderen Elektrode, der meist positiv aufgeladenen Anode, aufgefangen. Darüber hinaus kann eine Röhre noch eine Reihe weiterer Elektroden enthalten, wie zum Beispiel Steuer- und Schirmgitter oder als Elektronenoptik wirksame Elektroden, wie