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Galvanische Zelle

Galvanische Zelle

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

Elektrische Energie

Elektrizität (von griechisch ήλεκτρο (ilektro) „Bernstein“) ist der Oberbegriff für alle Phänomene, die ihre Ursache entweder in ruhender elektrischer Ladung oder bewegter Ladung (Ströme) sowie deren elektrischen und magnetischen Feldern haben. Die Träger der elektrischen Ladung sind negativ geladene Elektronen und positiv geladene Protonen und Ionen. Gleichnamige Ladungen stoßen sich ab, ungleichnamige Ladungen ziehen einander an. Wegen der Wechselwirkungskräfte kommt der Elektrizität auch eine Bedeutung als Energieträger zu. Elektrische Ladungen sind die Quellen des elektrischen Feldes, bewegte Ladungen die Ursache für magnetische Felder. Elektromagnetische Wellen (wie z.B. Licht) sind Erregungen des elektromagnetischen Feldes und können sich nach Entstehung unabhängig von Ladungsträgern im Raum (als Photonen) ausbreiten d.h. fortbewegen, sie wechselwirken aber auch mit Materie. Bewegung elektrischer Ladung findet in elektrischen Leitern durch Bewegung freier Elektronen und in Flüssigkeiten durch Ionenbewegung statt. Bei den Festkörpern unterscheidet man zwischen Leitern, Nichtleitern und Halbleitern.

Elektrische Phänomene in der Natur

Halbleiter Das wohl bekannteste und spektakulärste natürliche Auftreten von Elektrizität ist der Blitz. Mit einem Blitz entladen sich hohe, durch Reibung in den Gewitterwolken aufgebaute elektrostatische Ladungen. Im Verlauf einer solchen Entladung werden sowohl positive wie auch negative Ladungen bewegt. Aber Elektrizität tritt auch in weniger spektakulärer Form auf. So beruht z. B. die Informationsverarbeitung im Nervensystem von Lebewesen zum Teil auf elektrischen Signalen. Verschiedene Fische (z.B. der Zitterrochen und der Zitteraal) können hohe elektrische Spannungen aufbauen, um sich damit zu verteidigen. Umgekehrt gelingt es ihnen durch Wahrnehmung elektrischer Signale, die durch die Muskelbewegungen der Fische ausgelöst werden, ihre Beute zu orten.

Elektrizität im Alltag

Umgangssprachlich wird unter Elektrizität meist elektrische Energie verstanden. Zur Charakterisierung von elektrischer Energie wird im Sprachgebrauch meist nur von Strom oder Spannung gesprochen. Dies ist in vielen Fällen falsch, da Auswirkungen von Elektrizität nur bei gemeinsamer Betrachtung von Strom und Spannung zu erklären sind. So erzeugen beispielsweise piezoelektrischen Feuerzeugzünder sehr hohe Spannungen (~1 kV), sind jedoch wegen der geringen Stromstärke nahezu unschädlich. Analog dazu ist das Beispiel bei einer Autobatterie, die eine Spannung von 12 V liefert, aber dabei vergleichsweise hohe Ströme erzeugt. Im heutigen Alltag ist Elektrizität im Sinne von elektrischer Energie kaum mehr entbehrlich, was dem Menschen meist erst durch Ausfälle von Versorgungsnetzen wieder bewußt wird. Seit über einem Jahrhundert bestimmen Anwendungen von Elektrizität, wie Licht, Wärme und Kraft mehr und mehr das menschliche Leben. Eine ständig wachsende Bedeutung erlangt heute elektrische Energie in der Kommunikations- und Informationstechnologie. Elektrizität hat je nach Stärke unterschiedliche Auswirkungen auf den menschlichen Körper. Entscheidend für die Auswirkung ist die Stärke der Durchströmung in der Maßeinheit A(Ampere). Geringe Durchströmungen werden beispielsweise zur Förderung von Heilungsprozessen in der Elektrotherapie eingesetzt oder als Impulsgeber für das Herz (Herzschrittmacher). Starke Durchströmungen ab ca. 50 mA können gefährlich und tödlich wirken. Die Elektroschockpistole beispielsweise gibt mehrfach starke elektrische Impulse an das Opfer ab und verursacht schmerzhafte nicht kontrollierbare Muskelkontraktionen. Bei empfindlichen Personen können Atemlähmungen und Herzstillstand auftreten. Derartige Durchströmungen werden auch eingesetzt, um Menschen gezielt zu töten, wie dies auch mit dem elektrischen Stuhl geschieht.

Behandlung in den Naturwissenschaften

Die verschiedenen Phänomene der Elektrizität sind Betrachtungsgegenstände in Teilen der Physik und der Chemie:
- Elektrostatik - ruhende elektrische Ladungen, Ladungsverteilungen und elektrische Felder geladener Körper
- Elektrodynamik - elektromagnetische Wellen, elektrische und magnetische Felder, Potenziale und Dynamik elektrisch geladener Teilchen und Objekte
- Quantenelektrodynamik - quantenfeldtheoretische Beschreibung des Elektromagnetismus
- Festkörperphysik - Verhalten elektrischer Ladungen in Leitern, Halbleitern und Nichtleiter, sowie Thermo-, Pyro- und Piezoelektrizität
- Elektrochemie - Zusammenhang zwischen elektrischen und chemischen Vorgängen

Behandlung in den Ingenieurwissenschaften

Die Elektrotechnik bezeichnet denjenigen Bereich der Ingenieurwissenschaft und 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.

Elektrizität als Energieträger

Die elektrische Energie berechnet sich als das Produkt aus elektrischer Spannung, Stromstärke und Zeitdauer. : E=U\cdot I\cdot t

Gewinnung elektrischer Energie

Siehe dazu eigenständiger Artikel Stromerzeugung Bei der Gewinnung oder auch Erzeugung elektrischer Energie werden verschiedene der oben beschriebenen Phänomene genutzt. Der größte Anteil des weltweiten (elektrischen) Energiebedarfs wird durch Generatoren in Kraftwerken erzeugt. Dabei kommen unterschiedliche Primärenergieträger zum Einsatz. Die verwendeten Generatoren sind vom Grundprinzip her identisch. Sie nutzen elektrodynamische Effekte zur Ladungstrennung und damit zur Spannungserzeugung. Elektrische Energie aus chemischen Prozessen wird meist in tragbaren Energiequellen, wie Batterieen und Akkumulatoren gewonnen. Genau so wie bei der Brennstoffzelle. Den photoelektrische Effekt nutzt die vergleichsweise junge Technologie der Photovoltaik mit den Solarzellen.

Transport elektrischer Energie

Der Transport elektrischer Energie geschieht in den meisten Fällen durch die Bewegung von Elektronen in Festkörpern. Es werden dazu Leitungen aus Materialien mit einem geringen spezifischen Widerstand (meistens Metalle) verwendet. Kupfer und Silber gehören zu den besten Leitern, teilweise wird auch Aluminium wegen des geringeren Gewichtes verwendet . Durch den elektrischen Widerstand der Leitungen entstehen Leitungsverluste (Energieverluste) die um so höher sind, je höher die Stromstärke und je länger und dünner die Transportleitung ist. Bei höheren Spannungen kann die gleiche Energiemenge bei geringeren Stromstärken übertragen werden. Die unvermeidbaren Verluste beim Transport können daher durch Verwendung von hohen Spannungen reduziert werden. Elektrische Hochspannungsleitungen werden z. B. mit Wechselspannungen im Bereich von 10kV bis 380kV betrieben. Zur Veränderung von Wechselspannungen werden Transformatoren eingesetzt. Da die Energie welche häufig in Kraftwerken erzeugt wird, teilweise recht weit von den Verbrauchern entfernt ist, hat der Energietransport einen großen Einfluss auf den Wirkungsgrad des Gesamtsystems. Zur Zeit versucht man in ersten Pilotprojekten Supraleiter für den Transport elektrischer Energie zu verwenden, da in diesen die Elektronen nahezu widerstandsfrei transportiert werden.

Historische Daten


- Schon in der Antike war den alten Griechen bereits die elektrostatische Aufladung des Bernsteins bekannt, der von ihnen als elektron bezeichnet wurde. Diese Erkenntnis wird Thales von Milet zugeschrieben.
- 1. Jahrhundert v. Chr. Ein parthisches Tongefäß aus der Nähe von Bagdad, das 1936 von Dr. Wilhelm König gefunden wurde, enthält einen Eisenstab und einen Kupferzylinder, der mit Asphalt abgedichtet war. Versuche des Römer- und Pelizaeus-Museums in Hildesheim zeigten, dass mit dieser Anordnung und Traubensaft als Elektrolyt eine Spannung von 0,5 V erreicht werden konnte. Sie könnte zum galvanischen Vergolden verwendet worden sein.
- 1601 William Gilbert untersucht die elektrische Aufladung an vielen Substanzen und führt die Bezeichnung "Electrica" ein.
- 1672 Gottfried Wilhelm von Leibniz entdeckt elektrische Funken durch Reiben (Aufladen) einer kindskopfgroßen Schwefelkugel.
- 1720 Pieter van Musschenbroek, niederländischer Physiker,
- 1692 in Leiden, erfindet die Leidener Flasche, den ersten Kondensator.
- 1752 Benjamin Franklin, amerikanischer Politiker, erfindet den Blitzableiter, interpretiert das Phänomen Pluspol und Minuspol.
- 1770 Luigi Galvani, italienischer Mediziner, beobachtet "tierische" Elektrizität an Froschschenkeln (elektrochemische Energie).
- 1776 Alessandro Volta, italienischer Physiker, erfindet das Elektrophor und die Batterie.
- André Marie Ampère (1775 - 1836), französischer Physiker, erfindet das Amperemeter, den elektrischen Telegraphen und den Elektromagneten. Er ist Begründer der Theorie vom Elektromagnetismus.
- Georg Simon Ohm (1789 -1854), deutscher Physiker, formuliert den grundlegenden Zusammenhang zwischen elektrischer Stromstärke und Spannung (siehe Ohmsches Gesetz).
- Hans Christian Ørsted (1777-1851) erkannte den Zusammenhang von Elektrizität und Magnetismus
- Michael Faraday (1791 - 1867), britischer Physiker, Begründer der Elektrodynamik (Induktionsgesetze), formulierte u.a. auch die Gesetze der Elektrolyse.
- James Prescott Joule (1818 - 1889), britischer Physiker, beobachtet und formuliert die Gesetzmäßigkeiten der Wärmeerzeugung durch stromdurchflossene Leiter.
- 1810-1812
- Humphry Davy (Chemiker
- 1775-†1829), erzeugte zwischen zwei Kohlestiften, die mit einer Batterie als Stromversorger verbunden waren, einen Lichtbogen und schaffte damit die Grundlagen für die elektrischen Kohlebogenlampe.
- James Clerk Maxwell, schottischer Physiker (1831 - 1879), konzipiert die bis heute grundlegende Theorie der Elektrizität und des Magnetismus ruhender und bewegter Ladungen und Felder. Er stellte die Maxwell-Gleichungen zur Beschreibung elektromagnetischer Phänomene auf, die in leicht abgeänderter Form bis heute gültig sind. Aus Ihnen folgerte er die Existenz der elektromagnetischen Wellen. Er identifiziert das Licht als eine Erscheinungsform derartiger Wellen.
- 1833 Carl Friedrich Gauß und Wilhelm Eduard Weber senden in Göttungen das erste Telegramm über eine 8000 Fuß lange Telegraphenleitung. "Michelmann kommt" soll der Text gewesen sein;
- 1844 nimmt Samuel F.B. Morse die erste Telegraphenlinie Amerikas in Betrieb.
- 1844 installiert Louis Joseph Deleuil erstmals die Beleuchtung eines öffentlichen Platzes, des Place de la Concorde in Paris, mit Bogenlicht
- 1866 Werner von Siemens entwickelt den Dynamo.
- 1877 erfindet Thomas Alva Edison den Phonographen, er verbessert unter anderem auch das Telefon und macht die elektrische Glühlampe anwendungstauglich, was zu einer Revolution der Strassenbeleuchtung und damit zur erstmaligen Erstellung grösserer Stromnetze führt (zeitgleich in Europa: Zénobe Gramme und Werner von Siemens).
- 1884 erste experimentelle Erzeugung elektromagnetischer Wellen durch Heinrich Hertz.
- 1886 Nikola Tesla begründet durch seinen Sponsor Westinghouse die heute gebräuchliche elektrische Energieübertragung mittels Wechselstrom.
- 1888 Heinrich Hertz (1857 - 1894) erzeugt elektromagnetische Wellen und weist diese in Experimenten nach.
- 1895 Guglielmo Marconi (1874-1937) führt in Bologna Funkversuche durch. Er baut hierbei auf den Entdeckungen von Hertz, Popow und Branly auf.
- 1896 Alexander Stepanowitsch Popow (1859-1905) gelingt auf funktechnischem Wege die Übertragung der Worte "Heinrich Hertz" während einer Demonstration vor der Russischen Physikalischen Gesellschaft.
- 1897 Ferdinand Braun (1850-1918) erfindet die später nach ihm benannte Braunsche Röhre (Kathodenstrahlröhre)
- 1948 Walter H. Brattain und John Bardeen und William Shockley entwickeln den Transistor

Weblinks


- [http://www.sengpielaudio.com/Rechner-ohm.htm Berechnung von Leistung Spannung Stromstärke Widerstand]
- [http://www.sengpielaudio.com/Rechner-ohmschesgesetz.htm Elektrische Berechnungen - Das ohmsche Gesetz und das magische Dreieck]
- [http://www.cia.gov/cia/publications/factbook/fields/2038.html Stromerzeugung in einzelnen Ländern und weltweit]

Siehe auch


- Strom

Physikalische Einheiten


- ;Ladung [Q] in C (Coulomb)
:C = A \cdot s :Die kleinste elektrische Ladung ist die Elementarladung e (Naturkonstante), die Ladung eines Elektrons. Sie beträgt ca. 1,602 · 10 -19 C. Die nicht frei beobachtbaren Quarks haben noch kleinere, drittelzahlige Ladungen von \frace, \frace.
- ;Stromstärke [I] in A (Ampere)
:Ein Ampere ist die Stärke eines konstanten Stromes, der durch zwei parallele, geradlinige, unendlich lange und im Vakuum im Abstand von einem Meter voneinander angeordnete Leiter von vernachlässigbar kleinem, kreisförmigem Querschnitt fließend, zwischen diesen Leitern pro Meter Leiterlänge die Kraft von 2 · 10 −7 Newton hervorruft.
:
- ;Spannung [U] in V (Volt)
:U = R \cdot I = \frac = \frac
- ;Widerstand [R] in Ω (Ohm)
:
- ;Wirkleistung [P] in W (Watt) (umgangssprachlich Leistung genannt; entspricht Arbeit pro Zeit)
: :Im Gleichstromkreis: :P = U \cdot I : :
: :Im Wechselstromkreis: :P = U \cdot I \cdot \cos \varphi :
- ;Wirkarbeit [W] in kWh (Kilowattstunde), Wh (Wattstunde), Ws oder Joule
:W = P \cdot \Delta t :
- ;Blindleistung [Q] in VAr (von Volt-Ampère-réactif)
:Q = U \cdot I \cdot \sin \varphi :
- ;Scheinleistung [S] in VA (Voltampere)
:P = U \cdot I :
- ;Blindarbeit [W_q] in VAs; VArh oder kVArh
:
- ;Scheinarbeit [W_s] in VAs; VAh oder kVAh
: Siehe auch: Internationales Einheitensystem Kategorie:Bernstein Kategorie:Elektrotechnik ja:電気 ko:전기 simple:Electricity

Akkumulator

Für weitere Bedeutungen von Akkumulator siehe Akkumulator (Begriffsklärung). ---- Ein Akkumulator, oder kurz Akku, ist ein elektrischer Energiespeicher, meist auf Basis eines elektrochemischen Systems, also eine wiederaufladbare oder Sekundär-Batterie. Batterie

Funktionsweise

In einem Akkumulator wird beim Aufladen elektrische Energie in chemische Energie umgewandelt. Das System steht so lange im Gleichgewicht, wie zwischen den beiden Elektroden kein Strom fließen kann. Wird aber ein Verbraucher angeschlossen, so wird die chemische Energie wieder in elektrische Energie umgewandelt (siehe dazu: Galvanische Zelle). Beim Aufladen und Entladen von Akkumulatoren wird Wärme frei, wodurch ein Teil der zum Aufladen aufgewendeten Energie verloren geht. Das Verhältnis der entnehmbaren zu der beim Laden aufzuwendenden Energie wird als Ladewirkungsgrad bezeichnet. Die von einer elektrochemischen Zelle erreichte elektrische Nennspannung hängt von der Art der verwendeten Materialien ab.

Verwendung

Akkumulatoren kommen dort zur Anwendung, wo ein zeitweise oder gänzlich netzunabhängiger Betrieb von elektrischen Geräten erforderlich ist, oder um Unterbrechungen in der stationären Energieversorgung zu überbrücken. Wichtige Bereiche, die es abzusichern gilt sind z.B. Rechenzentren, Alarmsysteme und lebenserhaltende Systeme in Krankenhäusern. Für Anlagen mit hoher Leistung werden Dieselgeneratoren eingesetzt. Bis diese aber ihre Drehzahl erreicht haben, übernimmt die mit Akkumulatoren betriebene, viel schneller auf Spannungsunterbrechungen reagierende USV (unterbrechungsfreie Stromversorgung) die Energieversorgung. Bereiche für den Betrieb netzferner Verbraucher sind beispielsweise Hütten in ländlichen Gegenden (ca. 1/3 der Menschheit wird nicht auf absehbare Zeit an elektrische Netze angebunden werden), die nur über Solar-, Wind- oder Dieselgeneratoren versorgt werden, Kraftfahrzeuge sowie Telemetrik und Automaten, für die eine Netzanbindung zu kostspielig ist.

Typen

Zur Herstellung von Akkumulatoren häufig verwendete Materialien sind:
- Pb - Bleiakku (2 V Nennspannung/Zelle)
- NiCd - Nickel-Cadmium-Akku (1,2 V Nennspannung/Zelle)
- NiMH - Nickel-Metallhydrid-Akku (1,2 V Nennspannung/Zelle)
- LiIon - Lithium-Ionen-Akku (3,7 V Nennspannung/Zelle)
- LiPo - Lithium-Polymer-Akku (3,7 V Nennspannung/Zelle)
- RAM - Rechargeable Alkaline Manganese (1,5 V Nennspannung/Zelle)
- PTMA - modifizierten PTMA respektive 2,2,6,6-tetramethylpiperidinoxy-4-yl methacrylate organisches Polymer und umweltverträglich

Ladungsmenge und Kapazität

Die Ladungsmenge, die ein Akkumulator speichern kann, wird in Amperestunden (Ah) angegeben und als "Kapazität" (Nennkapazität) bezeichnet (nicht zu verwechseln mit der Kapazität eines Kondensators, die anders definiert ist). Die entnehmbare Kapazität hängt vom Entladeverfahren ab, also vom Entladestrom, von der Entladeschlussspannung des Akkus (der Spannung bei der die Entladung beendet wird), und selbstverständlich vom Ladezustand. Es sind verschiedene Entladeverfahren üblich, u.a.: Entladung mit konstantem Strom, Entladung über konstanten Widerstand oder Entladung mit konstanter Leistung. Je nach Entladeverfahren besitzt der Akku eine andere Kapazität. In einer sinnvollen Angabe der Nennkapazität müssen daher Entladestrom und Entladeschlussspannung mit aufgeführt werden. Generell nimmt die entnehmbare Kapazität eines Akkumulators mit zunehmendem Entladestrom ab. Grund hierfür sind sowohl die zunehmenden Verluste am Innenwiderstand des Akkus als auch die Tatsache, dass die chemischen Prozesse im Akku mit begrenzter Geschwindigkeit ablaufen. Die Verringerung der entnehmbaren Kapazität mit zunehmendem Entladestrom ist stark abhängig vom Akkutyp. Innenwiderstand Für die entladestromabhängige Kapazität haben sich zeitabhängige Angaben eingebürgert. So gibt die C20-Kapazität die verfügbare Energiemenge an, wenn der Akku innerhalb von 20 Stunden mit einem gleichmäßigen Entladestrom bis zu Entladeschlussspannung entladen wird. Multipliziert man die Nennkapazität mit der Nennspannung (Nominal-Spannung), so erhält man den Energiegehalt in Wattstunden (Wh). Um die Spannung zu vervielfachen, werden mehrere Zellen gleicher Kapazität in Reihe geschaltet. Die Zellen können dabei in einem gemeinsamen Gehäuse zusammengefasst werden, wie es zum Beispiel bei der Fahrzeug-Starterbatterie üblich ist, die meist aus sechs Zellen für 12 Volt Nennspannung besteht. Beim Aufladen kommen, je nach Akkutyp, verschiedene Ladeverfahren zur Anwendung. Der Ladevorgang wird dabei durch einen Laderegler gesteuert. Die Leerlaufspannung kann als Indiz für die Qualität eines Akkumulators dienen: Im Laufe der Lebensdauer sinkt aufgrund von chemischen Reaktionen (Alterung) die Leerlaufspannung bei vollständig geladenem Akku ab.

Selbstentladung

Wird ein Akku nicht verwendet, so verliert er über die Zeit einen Teil seiner gespeicherten Energie. Diesen Vorgang nennt man Selbstentladung. Das Maß der Selbstenladung hängt von Typ und Alter des Akkus sowie von der Lagertemperatur ab. Bei der Lagerung von Akkus wird folgendes empfohlen:
- LiIon: Ladezustand 40 %, möglichst kühl lagern.
- Blei: Ladezustand 100 %, möglichst kühl lagern. Selbstentladung monatlich 5-10 % (Blei-Säure) bzw. 2-5% (Blei-Gel), ein längere Zeit entladener Akku ist zerstört
- NiMH: Ladezustand 100 %. Selbstentladung monatlich um 30 %
- NiCd: Ladezustand 0%. Selbstentladung monatlich um 20 % (Alle Angaben zur Selbstentladung beziehen sich auf Raumtemperatur)

Auswahl

Kriterien für die Auswahl eines Akkumulatortyps für eine bestimmte Anwendung sind unter anderem:
- Die gravimetrische Energiedichte. Sie sagt aus, wieviel Wh elektrischer Energie ein Akkumulator pro Masse (z.B. kg) liefern kann. Dieser Wert ist besonders interessant für elektrisch angetriebene Fahrzeuge, herkömmliche Bleiakkus erreichen hier ca. 60 Wh/kg, LiIon-Akkus ca. 120-200 Wh/kg.
- Die volumetrische Energiedichte. Sie sagt aus, wieviel Wh elektrischer Energie ein Akkumulator pro Volumen (z.B. Liter) liefern kann. Hier liegt der Wert für herkömmliche Bleiakkus bei ca. 50 Wh/l, LiIon-Akkus ca. 500 Wh/l.
- Der maximal mögliche Entladestrom. Er ist wichtig für alle Anwendungen, bei denen kurzzeitig sehr hoher Energiebedarf besteht. Dies ist zum Beispiel beim Starten von Fahrzeugmotoren der Fall, aber auch bei Elektrowerkzeugen.
- Die möglichen Abmessungen und Bauformen der Akkuzelle. Sie sind entscheidend, wenn der Akku auf möglichst kleinem Raum in elektronischen Geräten integriert werden soll. Ein gasdichter Aufbau ermöglicht den lageunabhängigen Einsatz ohne Gefahr durch auslaufenden Elektrolyt oder korrosive Gase. Aus der Anwendung der oben genannten Kriterien ergeben sich für jeden Akkutyp einige typische Anwendungsgebiete, wobei insbesondere bei NiCd-, NiMH- und LiIon-Akkus die Grenzen fließend sind:
- Bleiakku: Fahrzeugbatterien, Stationärbetrieb in Notbeleuchtungsanlagen und Insel-Fotovoltaik-Anlagen
- NiCd-Akku: Elektrowerkzeuge, portable elektronische Geräte mit kurzzeitig hoher Stromaufnahme (Foto-Blitzgeräte)
- NiMH-Akku: portable elektronische Geräte mit konstanter Stromaufnahme
- LiIon-Akku: portable elektronische Geräte mit kleinen Abmessungen und langer Betriebszeit (Mobiltelefone, Kameras)

Siehe auch


- Akkupack
- Akkuwerkzeug
- Elektrofahrzeug
- Energiespeicher
- Energieversorgung
- Rückstromladen
- Stromquelle
- Hydraulikspeicher

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
- Martin Winter, Jürgen O. Besenhard: Wiederaufladbare Batterien – Teil I: Akkumulatoren mit wäßriger Elektrolytlösung. Chemie in unserer Zeit 33(5), S. 252-266 (1999), Wiley-VCH Verlag GmbH,
- Martin Winter, Jürgen O. Besenhard: Wiederaufladbare Batterien – Teil II: Akkumulatoren mit nichtwäßriger Elektrolytlösung. Chemie in unserer Zeit 33(6), S. 320-332 (1999), Wiley-VCH Verlag GmbH,

Weblinks


- http://www.flyheli.de/akku.htm Informationen zum Umgang mit Akkus
- [http://www.powerstream.com/BatteryFAQ.html Battery Chemistry FAQ] (englisch)
- http://www.chip.de/artikel/c_druckansicht_12038195.html Chip-Artikel: Akku-Praxis: So leben Ihre Akkus länger
- http://www.jens-seiler.de/bastelecke/akkus/ Informationen zu Nickel-Metallhydrid-Akkus
- [http://www.wissenschaft.de/wissen/news/249773.html www.wissenschaft.de: Turbo-Akku ist schneller, besser und haltbarer] Neuartiges Batteriesystem ist innerhalb von sechs Minuten aufgeladen und deutlich leistungsfähiger als herkömmliche Varianten
- [http://www.akkufaq.de/ AkkuFAQ.de, häufig gestellte Fragen und Antworten zu Akkus]
- http://www.grs-batterien.de Stiftung Gemeinsames Rücknahmesystem Batterien Kategorie:Elektrische Energie Kategorie:Energiespeicher ja:二次電池

Gleichspannung

Die elektrische Spannung ist eine physikalische Größe, die angibt, wie viel Arbeit nötig ist bzw. frei wird, um ein Objekt mit einer bestimmten elektrischen Ladung entlang eines elektrischen Feldes zu bewegen. Das Formelzeichen der Spannung ist U bzw. im internationalen Sprachraum überwiegend E (Verwechslungsgefahr mit Feldstärke) oder V. Die Einheit ist das Volt, benannt nach Alessandro Volta.

Allgemeines

Wenn das elektrische Feld ein Potentialfeld ist (vgl. konservatives System), so ist die Arbeit, die auf dem Weg zwischen zwei Orten an einer Ladung verrichtet wird, wegunabhängig. Hieraus folgt, dass die elektrische Spannung zwischen diesen Orten eindeutig als die Differenz der jeweiligen Potentiale definiert ist. Deshalb wird die elektrische Spannung häufig auch Potentialdifferenz oder Galvanispannung (U = Δφ = φ1-φ2) genannt. Somit könnte das Formelzeichen U für Unterschied stehen. U soll jedoch von urgere (treiben) kommen. Eine positive Spannung zeigt somit immer vom Ort höheren Potentials zum Ort niedrigeren Potentials. Positive Ladungsträger bewegen sich also in Richtung der (positiven) Spannung, während negativ geladene Objekte sich einer positiven Spannung entgegen bewegen. Zu beachten ist aber, dass die Spannung eine skalare Größe darstellt; die in vielen Darstellungen verwendeten Spannungspfeile legen lediglich das Vorzeichen fest. Wichtig für die eindeutige Definition der Spannung ist, dass das elektrische Feld ein Potentialfeld darstellt, also wirbelfrei ist. Das bedeutet, dass die Arbeit, die an einer Ladung auf einem geschlossenen Weg verrichtet wird, gleich null ist. Um die Spannung zu messen, verwendet man ein Voltmeter, und um einen zeitlichen Spannungsverlauf aufzuzeichnen, benutzt man ein Oszilloskop. Der Begriff der elektrischen Spannung ist direkt mit dem des elektrischen Stroms verknüpft: Wenn zwischen zwei Punkten eine elektrische Spannung herrscht, dann existiert stets auch ein elektrisches Feld, das eine Kraft auf Ladungsträger bewirkt. Sind die Ladungsträger frei beweglich, wie z. B. in einem elektrischen Leiter, so bewirkt eine Spannung, dass die Ladungsträger in Bewegung gesetzt werden und ein elektrischer Strom beginnt zu fließen. Auf "natürliche" Weise entsteht elektrische Spannung bei den Vorgängen der Reibungselektrizität, bei Gewittern und bei Redoxreaktionen. Zur technischen Nutzung werden Spannungen meist durch elektromagnetische Induktion sowie durch Elektrochemie erzeugt.

Formeln

:\mathrm = \frac \qquad \mathrm \qquad U = \frac :\mathrm = \mathrm \cdot \mathrm \qquad \mathrm \qquad U = R \cdot I :\mathrm = \frac \qquad \mathrm\qquad U = \frac In der Potentialschreibweise auch: :U = \Delta \phi = \; \phi_2 - \phi_1 \qquad \qquad \mathrm \qquad \qquad \phi = \frac Siehe auch: Ohmsches Gesetz, Coulombsches Gesetz, Leistung, Stromstärke, Widerstand, Ladung, Arbeit

Ab ca. 42 Volt ist Spannung für den Menschen gefährlich, weil der Übergang von der Haut zum Körperinneren überwunden wird und die Leitfähigkeit des menschlichen Körpers erheblich zunimmt.

Doch nicht allein die Spannung (U) sondern die Stromstärke (I) ist für einen tödlichen Schlag verantwortlich. Schon eine Stromstärke von 50 mA kann tödlich sein.

Wechselstrom

Effektivspannung ist die Spannung, die im Mittel zur Verfügung steht. Dieses wird bei gleichgerichteten, geglätteten Schaltungen deutlich. Für die effektive Spannung ergibt sich die Formel: :\qquad U_ = \frac

Bezeichnungen

Spannungen bis 50 Volt nennt man Kleinspannung, 50 Volt bis 1000 Volt Niederspannung, und größer als 1000 Volt Hochspannung. In der Energiewirtschaft werden Spannungen über 1000 Volt (= 1 Kilovolt) unterteilt in
- Mittelspannung: 1 kV ... 50 kV
- Hochspannung: 50 kV ... 200 kV
- Höchstspannung: > 200 kV

Übliche Spannungen

Zahlreiche Spannungsgrößen sind weit verbreitet und genormt, dazu gehören: Andere Spannungsgrößen werden nur in ihrem eigenen Netz verwendet und sind nicht normativ festgelegt, beispielsweise:

Weblinks


- [http://www.sengpielaudio.com/Rechner-ohm.htm Berechnung: Elektrische Spannung, Strom, Widerstand und Leistung]
- [http://taichi.dyndns.org/erwin/tesla.html Spannungsmessung im Megavolt-Bereich (Tesla-Anlage)]
- [http://www.physik.uni-muenchen.de/leifiphysik/web_ph10/materialseiten/m03_spannung.htm Versuche und Aufgaben zur elektrischen Spannung] Kategorie:Physikalische Größe Kategorie:Theoretische Elektrotechnik Kategorie:Elektrostatik ja:電圧

Kapazität

Der Begriff Kapazität (lat. capacitas, capax: geistige Fassungskraft, Fassungsvermögen) bezeichnet: #in der Informatik das Daten-Fassungsvermögen einer Speicher-Hardware, siehe Speicherplatz #in der Physik und Elektrotechnik die Eigenschaft eines Körpers elektrische Ladung zu speichern, siehe Kapazität (Elektrotechnik) #in der Elektrotechnik jovial ein elektrisches Bauelement mit einer bestimmten elektrischen Kapazität, siehe Kondensator (Elektrotechnik) #in der Thermodynamik das Vermögen eines Körpers, Energie in Form von Wärme zu speichern, siehe Wärmekapazität #in der Wirtschaft die Produktionsleistung oder Gesamtheit der Produktionsstätten, siehe Kapazität (Wirtschaft) #in der Lernpsychologie das Lernvermögen einer Person, siehe Lernen #den maximalen Verkehrsfluss bzw. die maximale Leistungsfähigkeit einer Verkehrsanlage

Redox-Reaktion

Eine Redoxreaktion ist eine chemische Reaktion bestehend aus den Teilreaktionen Oxidation und Reduktion. Viele Reaktionen in der Chemie sind Redoxreaktionen, dazu gehören Reaktionen zur Gewinnung von Metallen und chemische Reaktionen bei elektrochemischen Abläufen wie in Batterien.

Entwicklung des Redox-Begriffes

Redoxreaktionen als Sauerstoffübertragung

Der Begriff der Redoxreaktion hat sich im Laufe der Zeit weiterentwickelt. Ursprünglich war eine Redoxreaktion nur eine Reaktion, bei der gleichzeitig eine Oxidation (also Aufnahme von Sauerstoff) und eine Reduktion (also Abgabe von Sauerstoff) stattfindet. Der Stoff, der dabei den Sauerstoff abgibt, ist das Oxidationsmittel, das die Oxidation des Reaktionspartners bedingt. Gleichzeitig ist der Stoff, der den Sauerstoff aufnimmt das Reduktionsmittel, das die Reduktion des Reaktionspartners ermöglicht, indem es durch die eigene exotherme Oxidation die benötigte Energie für die Reduktion liefert. Eine Redoxreaktion kann auch nur dann selbstständig ablaufen, wenn die Energieabgabe bei der Oxidation ausreichend groß ist, um die Reduktion zu ermöglichen.

Beispiele


- Thermitreaktion
- Eisengewinnung

Redoxreaktionen als Elektronenübertragung

Eine Erweiterung des Redoxbegriffes ergab sich, als festgestellt wurde, dass auch die Reaktionen, an denen kein Sauerstoff beteiligt ist, nach einem ähnlichen chemischen Prinzip ablaufen wie Redoxreaktionen mit Sauerstoffbeteiligung. Gemeinsam ist die Abgabe beziehungsweise Aufnahme von Elektronen. Nach der neuen Definition sind entsprechend Redoxreaktionen chemische Reaktionen, bei denen gleichzeitig eine Reduktion (Elektronenaufnahme), und eine Oxidation (Elektronenabgabe) stattfindet; insgesamt werden ein oder mehrere Elektronen übertragen. Da in einem chemischen System keine freien Elektronen vorliegen können, ist die Reduktion eines Stoffes zwangsläufig von der Oxidation eines anderen Stoffes begleitet. Gleichzeitig ändern sich die Oxidationszahlen der Reaktionspartner: Das Reduktionsmittel gibt Elektronen ab und wechselt selbst in eine höhere Oxidationsstufe (es wird somit oxidiert); das Oxidationsmittel nimmt Elektronen auf und wechselt in eine niedrigere Oxidationssstufe (es wird somit reduziert). Redox-Reaktionen sind Gleichgewichtsreaktionen. Die Lage des Gleichgewichts kann durch Änderung der Temperatur verschoben werden. Die Konzentrationen der teilnehmenden Edukte und Produkte passen sich zB. auch einer Änderung des pH-Wertes an.

Beispiele


- Verbrennung vom Methan :Ein einfaches Beispiel für eine Redox-Reaktion ist die Verbrennung von Methan (etwa im Erdgas enthalten) mit Sauerstoff zu Kohlenstoffdioxid und Wasser: :Methan (das Reduktionsmittel) wird zu Kohlenstoffdioxid oxidiert. Der Kohlenstoff ändert dabei seine Oxidationszahl von -IV nach +IV. :Sauerstoff (das Oxidationsmittel) wird reduziert (Oxidationszahl von 0 nach -II). :Die Oxidationszahl von Wasserstoff bleibt unverändert bei +I. ::Bild:CH4Redox.png
- Reaktion von Natrium mit Wasser :Die Reaktion von metallischem Natrium mit Wasser unter Bildung von Natronlauge und Wasserstoff: :: 2 Na + 2 H2O → 2Na+ + 2 OH- + H2 :Das elementare Natriummetall liegt in der Oxidationsstufe 0 vor. Der Wasserstoff liegt im Wasser zunächst in der Oxidationsstufe +1 vor. :Bei der Reaktion überträgt das Na sein Valenzelektron auf den Wasserstoff und geht von der Oxidationsstufe 0 in die Oxidationsstufe +1 über, ein im Wasser gebundenes Wasserstoffatom von der Oxidationsstufe +1 in die Oxidationsstufe 0: :: 2 Na → 2 Na+ + 2 e- :: 2 H2O + 2 e- → 2 OH- + H2 :: ------------------------------- :: 2 Na + 2 H2O → 2 Na+ + 2 OH- + H2
- Komproportionierung und Disproportionierung sind spezielle Redoxreaktionen bei denen das gleiche Element sowohl Oxidations wie auch Reduktionsmittel ist.

Allgemeines

Mit Hilfe des Redoxpotenzials der einzelnen Elemente lässt sich errechnen, welcher Stoff reduziert und welcher oxidiert wird: Man kann eine Spannungsreihe bilden, die zeigt, in welche Richtung der Elektronenübergang erfolgt.
- Unedle Metalle geben gerne Elektronen ab, werden also leicht oxidiert. Unedle Metalle sind demnach gute Reduktionsmittel.
- Edle Metalle (genauer ihre Ionen, beispielsweise Ag+) nehmen gerne Elektronen auf, werden also leicht reduziert. Sie sind demnach Oxidationsmittel.

Erstellung von Redoxgleichungen

Bei der Erstellung komplexer Redoxgleichungen ist es unerlässlich, sich der Oxidationszahlen zu bedienen. Wenn man folgende einfache Regeln beachtet, so kann man alle Redoxgleichungen aufstellen. # Formulierung der Edukte und Produkte # Ermittlung aller Oxidationszahlen # Aufstellen der Redoxteilgleichungen:
Oxidation bedeutet Erhöhung der Oxidationszahl
Reduktion bedeutet Erniedrigung der Oxidationszahl # Bestimmung der abgegebenen beziehungsweise aufgenommenen Elektronen:
Differenz der Oxidationszahlen = Anzahl der aufgenommenen/abgegebenen Elektronen # Ladungsausgleich (gleiche Ladung auf beiden Seiten):
- in alkalischer Lösung mit OH-
- in saurer Lösung durch H3O+ # Ausgleich der Stoffbilanz durch Wasser # Multiplikation der Teilgleichungen mit Faktor des kleinsten gemeinsamen Vielfachen # Addition der Teilgleichungen zur Gesamtgleichung (= Redoxgleichung) Folgendes Beispiel der Reaktion von Permanganat-Ionen mit Sulfit-Ionen zu Mangan(II)-Kationen und Sulfat-Ionen ist auf die genannte Weise gelöst: :Bild:Redoxreaktion.png

Weblinks


- [http://www.joelgubler.ch/redox_glch.php Redoxreaktionsausgleich als Flussdiagramm]

Siehe auch

Redox-Potenzial, freie Enthalpie, Redox-Titration Kategorie:Chemische Reaktion Kategorie:Reaktionsart

Oxidation

Die Oxidation ist eine chemische Reaktion. Bei diesem Vorgang gibt der zu oxidierende Stoff (Elektronendonator) Elektronen an das Oxidationsmittel (Elektronenakzeptor) ab. Dieser wird durch die Elektronenaufnahme reduziert (Reduktion). Mit der Oxidation ist also immer auch eine Reduktion verbunden. Beide Reaktionen zusammen werden als Teilreaktionen einer Redoxreaktion betrachtet.
- \mathrm :Oxidation: Stoff A gibt ein Elektron ab.
- \mathrm :Reduktion: Das Elektron wird von Stoff B aufgenommen.
- \mathrm :Redoxreaktion: Stoff A gibt ein Elektron an Stoff B ab. Die Oxidation ist nicht zwangsläufig mit einer vollständigen Abgabe von Elektronen und damit der Ionisation der beteiligten Stoffe verbunden.

Geschichte

Der Begriff Oxidation wurde ursprünglich von Antoine Laurent de Lavoisier geprägt, der damit die Vereinigung von Elementen und chemischen Verbindungen mit dem Element Sauerstoff (Oxygenium), also die Bildung von Oxiden beschreiben wollte. Später erfolgte eine Erweiterung des Begriffes, indem man Reaktionen, bei denen Wasserstoff-Atome einer Verbindung entzogen wurden (Dehydrierung), mit einbezog. Auf Grundlage der Ionentheorie und des Bohrschen Atommodells konnte die Oxidation schließlich unter elektronentheoretischen Gesichtspunkten interpretiert und verallgemeinert werden. Das Charakeristische an diesem Vorgang wird nun in der Elektronenabgabe eines chemischen Stoffes gesehen.

Oxidation durch Sauerstoff

Als Oxidation im ursprünglichen Sinn bezeichnete man früher die chemische Reaktion eines Stoffes mit Sauerstoff. Aber auch heute noch assoziiert man mit diesem Begriff vielfach die Umsetzung mit Sauerstoff und die Bildung von Oxiden. Jedoch ist im Rahmen der allgemeineren Definition diese Reaktion nur eine von vielen, die sich mit Hilfe der Valenzelektronentheorie erklären lässt. Reagiert z. B. ein Metallatom mit einem Sauerstoff-Atom, so kann man die Oxidation des Metalls und somit die Metalloxidbildung anhand folgender Reaktionsgleichungen nachvollziehen:
- \mathrm :Oxidation: Das Metall M gibt zwei Elektronen ab.
- \mathrm :Reduktion: Sauerstoff (O) nimmt zwei Elektronen auf.
- \mathrm :Redoxreaktion: Sauerstoff oxidiert das Metall und wird dabei selbst reduziert. Sauerstoff hat in diesem Fall das Bestreben, durch Aufnahme von zwei Elektronen eine stabile Valenzelektronenschale mit insgesamt acht Elektronen aufzubauen (Oktettregel). Das Metall wiederum kann durch Abgabe der Elektronen teilbesetzte Schalen auflösen und so die nächst niedrigere stabile Elektronenkonfiguration erreichen.

Beispiele


- Ein klassisches Beispiel für die Oxidation durch Sauerstoff sind alle Arten der Verbrennung von kohlenstoffhaltigen Stoffen unter Luftsauerstoff, z.B. Verbrennung von Kohle, Waldbrände, Benzin im Motor, Kerzen usw.. Ausgehend von Kohle (reiner Kohlenstoff) gibt jedes Kohlenstoff-Atom vier Elektronen an zwei Sauerstof-Atome zur Ausbildung von zwei Doppelbindungen ab. Es entsteht Kohlendioxid (CO2). :\mathrm :Kohlenstoff + Sauerstoff → Kohlenstoffdioxid
- Nahrung wird im Körper in den vielen Schritten des biochemischen Stoffwechsels u.a. zu körpereigenen Stoffen, Kohlenstoffdioxid (CO2) und Wasser oxidiert. Nicht nur in vivo, auch in vitro können organische Stoffe auf vielfältige Weise mit Sauerstoff reagieren: Ein primärer Alkohol (Alkanol) wird sanft oxidiert. Dabei entsteht zunächst ein Aldehyd (Alkanal), bei nochmaliger Oxidation eine Carbonsäure (Alkansäure). Bei heftiger Oxidation kann der Schritt zum Aldehyd übersprungen werden. Wird ein sekundärer Alkohol oxidiert, so bildet sich dabei ein Keton (Alkanon). Tertiäre Alkohole können auf Grund ihrer bereits vorhandenen drei C-Bindungen nicht oxidiert werden.
- Eisen rostet (korrodiert) unter dem Einfluss von Sauerstoff und bildet verschiedene Eisenoxide (Rost: Fe2O3, Fe3O4, FeO).
- Bei der Reaktion von Wasserstoff mit Sauerstoff (Knallgas) entsteht Wasserstoffoxid, besser bekannt als Wasser (H2O): :\mathrm :Wasserstoff + Sauerstoff → Wasserstoffoxid

Oxidation ohne Sauerstoff

Der Begriff der Oxidation wurde später auf Reaktionen erweitert, die nach dem gleichen chemischen Prinzip ablaufen, auch wenn kein Sauerstoff daran beteiligt ist. Im weiteren Sinne bedeutet Oxidation das Abgeben von Elektronen. Zum Beispiel gibt bei der Reaktion von Natrium und Chlor zu Kochsalz das Natriumatom ein Elektron an das Chloratom ab, Natrium wird also oxidiert. Im Gegenzug wird Chlor dabei reduziert.
- \mathrm :Teilreaktion Oxidation: Natrium gibt ein Elektron ab.
- \mathrm :Teilreaktion Reduktion: Im Gegenzug wird Chlor durch Aufnahme eines Elektrons reduziert.
- \mathrm :Gesamtreaktion: Natrium und Chlor reagieren in einer Redoxreaktion miteinander. Da Chlor nur molekular als Cl2 in die Reaktion eingeht, schreibt man genauer
- \mathrm

Oxidationszahl

Bei der Oxidation wird die Oxidationszahl erhöht (Na0 → Na+I). Oxidationszahlen Bei einem Molekül wird/werden das/die bindende(n) Elektronenpaar(e) dem Atom zugesprochen, dessen Elektronegativität höher ist. Zahlen gleichartiger Atomverbindungen werden untereinander gleich aufgeteilt. Ionen haben als Summe ihrer Oxidationszahlen ihre Ladungszahl, Moleküle die Summe 0. Bedeutend sind die Oxidationszahlen jener Atome, die Bestandteil einer funktionellen Gruppe sind.

Oxidation in der Biologie

Vor allem in der Biologie definiert man Oxidation als "Abgabe von Wasserstoff". Bei vielen biochemischen Vorgängen in der Zelle, z.B. der Glycolyse werden organischen Verbindungen Wasserstoffatome durch bestimmte Coenzyme (NAD, NADP, FAD) "entrissen".
Kategorie:Chemische Reaktion ja:酸化 simple:Oxidation

Ionenleiter

Der Ionenleiter (engl. ionic conductor) ist
- in der Eletrochemie ein Gas, Festkörper oder eine Flüssigkeit, bei denen der Transport elektrischer Ladungen durch Ionen und nicht durch Elektronen erfolgt. Typische Ionenleiter sind ionisierte Gase und Elektrolyte.
- in der Neurophysiologie eine intra- oder extrazelluläre Flüssigkeit sowie die zwischen ihnen vermittelnden Membrandurchlässe, z.B. in Form von Ionenkanälen und Ionenpumpen. Kategorie: Elektrochemie Kategorie: Neurophysiologie

Nernst-Gleichung

Die Nernst-Gleichung beschreibt die Konzentrationsabhängigkeit des Elektrodenpotenzials eines Redox-Paares (Ox + ze-\rightarrow Red) :E = E^\circ + \frac\ln\frac =Interpretation und Bedeutung= Elektrodenpotenzials Jede Kombination von zwei Elektroden nennt man Galvanische Zelle (z. B. Batterien, Akkus oder auch biologische Zellen). Ihre Leerlaufspannung U0 (historisch: Elektromotorische Kraft) ist gleich der Potenzialdifferenz \DeltaE der Elektroden, die bei Anwendung der Nernst-Gleichung auf die Halbzellen als U0 = \DeltaE = EAkzeptor - EDonator berechnet werden kann. Analog erlaubt sie die Berechnung der sich einstellenden Gleichgewichtsaktivitäten, wenn an die Halbzellen eine Spannung angelegt wird. Die Nernst-Gleichung besitzt zentrale Bedeutung in der Elektrochemie, Galvanik und Elektroanalytik, weil sie die elektrische Größe Spannung (bzw. Elektrodenpotenzial) mit der chemischen Größe Konzentration verbindet. Sie ist streng nur gültig für Zellen ohne Überführung und stromlose Vorgänge, bietet aber einen Ausgangspunkt für die Herleitung von Gleichungen in stromdurchflossenen elektrochemischen Systemen. =Alternative Formulierungen= Die Bezeichnung Nernst-Gleichung wird je nach Anwendung für verschiedene abgeleitete oder erweiterte Gleichungen benutzt.

Spezielle (historische) Nernst-Gleichung

Die ursprüngliche Form leitete im Jahr 1889 der deutsche Physiker und Chemiker Walther Hermann Nernst unter Verwendung von Konzentrationen c ab. :E = E^\circ + \frac\ln\frac Diese Formulierung wird seither als brauchbare Näherung benutzt.

Allgemeine Nernst-Gleichung (Herleitung)

Für die Änderung der Gibbs-Energie (Freien Enthalpie) \DeltaRG einer chemischen Reaktion, an der k Stoffe A1\dotsk gemäß :\nu1A1 + \nu2A2 + \cdots\longrightarrow\cdots + \nuk-1Ak-1 + \nukAk beteiligt sind, gilt :\Delta_\mathrmG = \Delta_\mathrmG^\circ + RT\,\sum_^k \ln\left\^ \DeltaRG ist die bei konstantem Druck und konstanter Temperatur aus der Reaktion maximal gewinnbare Arbeit, die vollständig in nutzbare elektrische Arbeit umgewandelt werden kann. Aufgrund des Energieerhaltungssatzes gilt :\Delta_\mathrmG = - n_e\,F\,\Delta E was in der allgemeinen Nernst-Gleichung resultiert :\Delta E = \Delta E^\circ - \frac\,\sum_^k \ln\left\^ Die allgemeine Nernst-Gleichung erlaubt für die betrachtete Reaktion die Berechnung der Gleichgewichtskonstanten (für \DeltaE = 0), Richtung (freiwillig für \DeltaE > 0, erzwungen für \DeltaE < 0) und Spannung \DeltaE, die die Reaktion liefert, wenn man ihre Redox-Teilreaktionen in getrennten Halbzellen ablaufen lässt. siehe auch: chemisches_Potenzial, elektrochemisches_Potenzial =Anwendungen=

Reduktion

Für die Reduktion :Ox + ne e-\rightarrow Red geht die allgemeine Form unmittelbar in die erstgenannte Gleichung über. Diese Identität hat zwei praktische Bedeutungen:
- Die elektrochemische Spannungsreihe listet prinzipiell Reduktionen.
- Da man jede chemische Reaktion in Oxidations- und Reduktionsteilreaktionen von Redox-Paaren zerlegen kann, ist ΔE die Summe der mit den zugehörigen stöchiometrischen Koeffizienten multiplizierten Nernst-Gleichungen für die Teilreaktionen. Dabei gehen die Oxidationsteilreaktionen mit negativem stöchiometrischen Koeffizienten ein.

Knallgasreaktion

Die Teilreaktionen der sogenannten Knallgasreaktion :2 H2 + O2\rightarrow 2 H2O laufen als Oxidation :2 H2 \rightarrow 4 H+ + 4 e- bzw. Reduktion :O2 + 4 H+ + 4 e- \rightarrow 2 H2O räumlich getrennt in Wasserstoff-Sauerstoff-Brennstoffzellen ab. Die damit erzielbare Spannung kann mit der Nernst-Gleichung berechnet werden und beträgt unter Standardbedingungen ΔE° = 1,23 V.

Konzentrationselemente

Brennstoffzellen Ein Konzentrationselement besteht aus zwei Halbzellen, die Elektrolyte mit den gleichen Bestandteilen enthalten, aber mit unterschiedlicher Konzentration. Es eignet sich daher besonders zur Demonstration der Nernst-Gleichung. Ein Beispiel ist ein Zink-Konzentrationselement aus zwei Zinkelektroden und zwei Zinksalzlösungen, die sich nur in der Konzentration unterscheiden. Bei Stromfluss gleichen sich dann die Konzentrationen in den Zellen an, denn es laufen dann folgende Reaktionen ab: Die Reduktion in der Halbzelle mit der größeren Zinkionenkonzentration cg: :Zn2+ (cg) + 2e- \rightarrow Zn Die Oxidation in der Halbzelle mit der kleineren Metallionenkonzentration ck: :Zn \rightarrow Zn2+ (ck) + 2e- Anhand der Nernst-Gleichungen für die Teilreaktionen oder mit der allgemeinen Nernst-Gleichung der Gesamtreaktion erhält man für die Spannung ΔE des Zink-Konzentrationselements: :\Delta E = -\frac\ln\frac Allgemein gilt für die Spannung eines Konzentrationselements: :\Delta E = \frac\ln\frac. Im Temperaturbereich von 22 bis 26°C gilt: :\Delta E = \frac\lg\frac.

pH-Wert

Betrachten wir H+-Konzentrations-Elemente (n_e = 1), dann geht die Nernst-Gleichung bei Raumtemperatur (T = 298,15 K ≙ 25°C), Umwandlung des natürlichen Logarithmus in den dekadischen Logarithmus (lg a(H+) = ln a(H+) / ln 10) und unter Beachtung der Definition des pH-Wertes (pH = -lg a(H+)) in die Form :\Delta E = 0,059\,\mathrm\, (\mathrm_1 - \mathrm_2) über. Glaselektroden zur pH-Messung stellen im Prinzip solche H+-Konzentrations-Elemente dar. In ihnen befindet sich eine Lösung mit bekanntem pH. Wird Kontakt zu einer Lösung mit unbekanntem pH hergestellt, misst das zugehörige Messgerät eine Spannung, die mit dem Faktor 0,059 V direkt in einen pH-Wert umgerechnet und angezeigt wird. Der Faktor kann herstellungsbedingt variieren und muss vor der Verwendung geeicht werden, liegt jedoch immer nahe 0,059 V.

Nernst-Gleichung in der Biologie

In biologischen Systemen trennen Zellmembranen Bereiche unterschiedlicher pH-Werte ab. Der zugehörige Faktor beträgt dann bei 37°C 61,54 mV und besitzt Bedeutung in der Elektrophysiologie. Kategorie:Elektrochemie ja:ネルンストの式

Elektrochemische Spannungsreihe

Die Elektrochemische Spannungsreihe ist eine Auflistung von Redox-Paaren nach ihrem Standardelektrodenpotenzial (Redoxpotenzial unter Standardbedingungen).

Interpretation und Bedeutung

Metalle

Bei Metallen bilden das Metall selbst und sein zugehöriges Ion ein Redoxpaar. Im Beispiel Cu2+ + 2e- <--> Cu sind Cu die reduzierte Form ("Red") und Cu2+ die oxidierte Form ("ox"). Das Redoxpotenzial ist ein Maß für die Bereitschaft der Ionen, die Elektronen aufzunehmen. Die Ionen der Edelmetalle nehmen bereitwilliger Elektronen auf als die Ionen unedler Metalle, weshalb unter Standardbedingungen das Redoxpotenzial des Cu/Cu2+-Paares mit +0,34 V deutlich positiver ist als das des Zn/Zn2+-Paares mit -0.76 V. Und das heißt wiederum, dass Zn zu den unedleren Metallen gehört und ein stärkeres Reduktionsmittel ist, also seinen Reaktionsteilnehmer reduziert und selbst oxidiert wird und Elektronen abgibt. ("Unter Standardbedingungen" bedeutet, dass die Konzentration - genauer: Aktivität - der Ionen 1 mol/l betragen muss, damit das Redoxpotenzial die tabellierten Werte annimmt. Diese Einschränkung ist notwendig, weil es sich um Gleichgewichtsreaktionen handelt. Nach dem LeChatelierschen Prinzip hat eine größere Menge Metallionen auch eine größere Bereitschaft, zum Metall reduziert zu werden und daher ein höheres Redoxpotenzial. Die Nernst-Gleichung beschreibt diesen Zusammenhang mathematisch.) Nernst-Gleichung Redoxpotenziale selbst sind nicht messbar. Messbar ist dagegen die Differenz von zwei Elektrodenpotenzialen. Eine Elektrode unter Standardbedingungen wird einfach realisiert durch das Eintauchen eines Metalls in eine Lösung, die seine Ionen in einer Konzentration von 1 mol/l enthält. Werden zwei solcher Elektroden elektrisch leitend verbunden (Ionenbrücke), entsteht eine galvanische Zelle und man kann zwischen den Metallen eine Spannung messen. Diese Spannung ist gleich der Differenz der Standardelektrodenpotenziale, die zu den Redoxpaaren in den Elektrodenräumen gehören und in der elektrochemischen Spannungsreihe tabelliert sind. Für das Beispiel der Kombination der Redox-Paare Cu/Cu2+ und Zn/Zn2+ entsteht ein Daniell-Element mit der Spannung 1.10 V.

Allgemeines

Redox-Paare und Ion-/Ion-Elektroden

Ein Redox-Paar wird allgemein durch zwei verschiedene Oxidationsstufen eines Elements in chemischen Verbindungen gebildet. So sind auch Sulfat-/Thiosulfat-Ionen ein Redoxpaar, mit Schwefel in den Oxidationsstufen +VI und +VII: S2O82- + 2 e- <--> 2 SO42- Elektroden werden für solche Redox-Paare realisiert, indem ein inertes Metall (meist Platin) in eine Lösung eintaucht, die 1 mol/l S2O82- (z. B. aus Na2S2O8) und 1 mol/l SO42- (z. B. aus Na2SO4) enthält.

Ion-/Gas-Elektroden (Normal-Wasserstoffelektrode)

Gasförmiger Wasserstoff und Proton sind ebenfalls ein Redoxpaar: 2H+ + 2e- <--> H2 Elektroden für Redox-Paare mit gasförmigen Stoffen werden realisiert, indem ein inertes Metall (Pt) in eine 1 mol/l Lösung der Ionen (H+) getaucht und vom zugehörigen Gas (H2) bei einem Druck von 1 bar umspült wird. Im speziellen Fall entsteht eine Normal-Wasserstoffelektrode. Diese Elektrode ist leicht aufzubauen und liefert ein konstantes, reproduzierbares Potenzial. Da das Redox-Paar H2/H+ außerdem die Wirkung von Säuren beschreibt (es taucht immer bei der Auflösung von Metallen in Säuren auf: z. B. Mg + 2H+ --> Mg2+ + H2), wurde das Standardpotenzial der Normal-Wasserstoffelektrode aus praktischen Gründen als null definiert. Alle anderen Standardpotenziale sind daher die Spannungen, die man in einer galvanischen Zelle misst, wenn links die Normal-Wasserstoffelektrode und rechts die Elektrode des Redox-Paares zusammengeschlossen sind. (Jeweils unter Standardbedingungen!)

Anwendungen

Die elektrochemische Spannungsreihe erlaubt die Berechnung der Spannungen, die Batterien und Akkumulatoren maximal liefern können. Im Umkehrschluß sind das die Spannungen, die mindestens für das Antreiben von Elektrolysen bzw. Laden der Akkumulatoren angelegt werden müssen. Weiterhin sind die Berechnung von Reaktionsrichtung und -stärke möglich. Mischt man zwei Redox-Paare in einer Reaktionslösung, so wird für das Paar mit dem höheren Redoxpotenzial die Reduktion ablaufen, für das Paar mit dem niedrigeren Redoxpotenzial die Oxidation. Taucht man z. B. ein Zink-Blech in eine CuSO4-Lösung, so wird Zink aufgrund seines niedrigeren Redoxpotenzials (-0.76 V) oxidiert und geht als Zink-Ionen in Lösung, wohingegen gleichzeitig Kupfer-Ionen (+0.52 V) reduziert werden und sich als Kupfer-Überzug auf dem Zink-Blech abscheiden. (Dieses gern zitierte Beispiel mißachtet die Forderung nach Standardbedingungen. So wird sich auch ein Kupfer-Blech, das in eine ZnSO4-Lösung eintaucht, ein wenig mit Zink überziehen, weil zunächst kein Zink vorhanden und die Cu2+-Konzentration null sind. Der Effekt kann mit der Nernst-Gleichung berechnet werden, ist aber unmessbar klein, sodass das Beispiel eine gewisse Berechtigung hat.) Ein Maß für die Stärke der Reaktion ist die Gibbs-Energie (freie Enthalpie) der zugehörigen Reaktion, die nach \Delta G^\circ = -z\, F\, \Delta E^\circ berechnet werden kann. Darin sind z die Zahl der ausgetauschten Elektronen, F = 96485 C mol-1 die Faraday-Konstante und ΔE ° die Differenz der Standardpotenziale. Die reduzierte Form eines Redox-Paares mit sehr negativem Standardpotenzial stellt ein sehr starkes Reduktionsmittel dar, weil es zur Elektronenabgabe bestrebt ist (z. B. Natrium). Dagegen ist die oxidierte Form eines Redox-Paares mit sehr positivem Standardpotenzial ein starkes Oxidationsmittel (z. B. Fluor als stärkstes bekanntes Oxidationsmittel, d. h. mit höchstem Standardpotenzial), weil es nach Elektronenaufnahme strebt. Die elektrochemische Spannungsreihe ist damit eine Auflistung von Oxidationsmitteln nach Oxidationsstärke bzw. gleichzeitig eine umgekehrte Auflistung von Reduktionsmitteln nach Reduktionsstärke. Außerdem enthält die elektrochemische Spannungsreihe eine Abstufung der Metalle ("sehr edles Metall", "edles Metall", "weniger edles Metall", "unedles Metall", "sehr unedles Metall") nach ihrem Bestreben, sich in Säuren oxidieren zu lassen. Die Standardpotenziale der edlen Metalle haben ein positives Vorzeichen, die der unedlen dagegen ein negatives. Die unedlen Metalle lösen sich daher in Säuren auf, weil Säuren H+ enthalten. (Die Argumente zum Beispiel Zn/Cu gelten analog.)

Tabelle

Literatur


- Handbook of Chemistry and Physics, CRC press, 1995 Electrochemical Series
- Anorganische Chemie, Buchners Verlag, 1972 Kategorie:Elektrotechnik Kategorie:Elektrochemie

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

Galvanotechnik

Unter Galvanotechnik versteht man die elektrochemische Abscheidung von metallischen Niederschlägen (Überzügen) auf Gegenständen. Dabei wird durch ein elektrolytisches Bad Strom geschickt. Am Pluspol (Anode) befindet sich das Metall, das aufgebracht werden soll (z.B. Gold oder Silber), am Minuspol (Kathode) der zu veredelnde Gegenstand. Der elektrische Strom löst dabei Metallionen von der Verbrauchselektrode ab und lagert sie durch Reduktion auf der Ware ab. So wird der zu veredelnde Gegenstand allseitig gleichmäßig mit Gold, Silber oder einem anderen Metall beschichtet. Je länger sich der Gegenstand im Bad befindet, umso stärker wird die Metallschicht (z.B. Goldschicht). Streng genommen wird noch zwischen der Galvanoplastik oder auch Galvanoformung, der elektrolytischen Herstellung von metallischen Gegenständen, und der Galvanostegie, der Herstellung metallischer Überzüge, unterschieden. Der Begriff Galvanostegie ist heute fast vollständig durch den allgemeinen Begriff Galvanotechnik ersetzt worden. Weil immer weniger Reiterstandbilder benötigt wurden, geriet auch die Galvanoplastik etwas in Vergessenheit, erlebte aber eine kleine Renaissance im Zusammenhang mit der Mikrosystemtechnik, und zwar als Mikrogalvanoformung, auch Lithografisch-galvanische Abformung (LIGA)-Technik genannt. Eine weitere Anwendung findet die Galvanoplastik beim Formenbau für das Spritzgiessen von Kunststoffen.

Galvanische Verfahren

Generell wird zwischen funktionaler und dekorativer Galvanotechnik unterschieden. Letztere dient vorwiegend der Verschönerung von Gegenständen und muss für diesen Zweck gewisse technische Mindesteigenschaften besitzen. Beispiele für die dekorative Galvanotechnik sind die Kunststoffgalvanisierung, die Verchromung von Stahlrohrmöbeln und Motorrädern und 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.

Galvanik/Galvanotechnik in der Arbeitswelt

Galvanisiert wird in einer Galvanik, die entweder in den metallverarbeitenden Betrieb integriert ist (Betriebsgalvanik) oder aber als Dienstleister, als eine Lohngalvanik, fungiert. Im weiteren Sinne werden auch Eloxalanlagen und andere (meist stromgetriebene) Verfahren als Galvanik bezeichnet. In der Bundesrepublik Deutschland gibt es schätzungsweise 1500 galvanische Betriebe. Galvanische Anlagen sind in der Regel eine sehr lange Reihe von Wannen, in denen die verschiedenen Prozessschritte nacheinander erfolgen. Moderne Anlagen sind mehr oder weniger vollständig automatisch gesteuert. Sie werden von Galvaniseuren bedient. Der Ausbildungsberuf der Galvanotechnik ist der/die Galvaniseur/Galvaniseurin. Galvaniseure bedienen die galvanischen Anlagen, die meist automatisch gesteuert werden; für die Beschickung der Anlagen (z.B. Aufhängen der Teile, einfache Wartungsarbeiten) wird angelerntes Personal eingesetzt. Weiterführende Berufe sind Galvanomeister/in oder Galvanotechniker/in, beide zielen auf eine Funktion als Abteilungs- oder sogar Betriebsleiter. Das Fachhochschul-Ingenieursstudium der Oberflächentechnik beinhaltet ebenfalls einiges an Galvanotechnik. Fachschulen für Galvanotechnik gibt es in Schwäbisch Gmünd, in Nürnberg, in Zwickau und in Solingen.

Geschichte

Die Galvanotechnik ist nach dem Physiker Luigi Galvani benannt, dem Entdecker der galvanischen Elektrizität.

Qualitätssicherung

Die Qualitätssicherung nimmt in der Galvanotechnik einen sehr hohen Platz ein. Zu ihr gehören die ständige Analyse der Badparameter, wie Säure- und Metallgehalt, Kontrolle des Aussehens und Farbe der Schichten, Schichtdickenmessungen mittels Röntgenfluoreszens, Ultraschall, Wirbelstromverfahren. Aber auch die Überprüfung des Rohmaterials. Des Weiteren können noch überprüft werden: Oberflächenrauheit, Härte, Haftfestigkeit und Duktilität der Schicht, Oberflächenfehler (z.B. Poren, Risse) und Prüfung der Korrosionsbeständigkeit mittels Salzsprühversuch, Schwitzwasserklima, Corrodkote-Prüfung, CASS-Test (Essigsäure-Salzlösung). Die Metallabscheidenden Eigenschaften der Elektrolyte werden mittels der Hull-Zelle gemessen.

Sonstiges

Weitere wichtige Punkte innerhalb der Galvanotechnik sind die Abwasseraufbereitung und der damit verbundene Umweltschutz, die Belehrung im Umgang mit gefährlichen Chemikalien und das Arbeiten im Labor.

Galvanisierverfahren (Überblick)


- Anodisieren (früher Eloxieren)
- Beizen
- Brennen
- Brünieren
- Chemisches Galvanisieren durch Potentialdifferenz (Aussenstromlos) oder Reduktionsmittel, siehe dazu Reduktion.
- Chromatieren
- Elektrolytisches Galvanisieren
- Entmetallisieren
- Färben von Metall
- Gestellgalvanisieren
- Kunststoffgalvanisierung
- Leiterplattenherstellung
- Phosphatieren
- Tampongalvanisieren
- Tauchverfahren (früher Sudverfahren)
- Trommelgalvanisierung
- Vorbehandlung in der Galvanotechnik
- Bandgalvanisieren

Galvanische Elektrolyte


- Aluminiumelektrolyte
- Antimonelektrolyte
- Bleielektrolyte
- Cadmiumelektrolyte
- Cobaltelektrolyte
- Chromelektrolyte
- Eisenelektrolyte
- Goldelektrolyte
- Indiumelektrolyte
- Kupferelektrolyt
- Manganelektrolyte
- Nickelelektrolyte
- Palladiumelektrolyte
- Platinelektrolyte
- Rheniumelektrolyte
- Rhodiumelektrolyte
- Rutheniumelektrolyte
- Silberelektrolyte
- Wismutelektrolyte
- Wolframelektrolyte
- Verzinken
- Zinnelektrolyte

Literatur


- Praktische Galvanotechnik, ISBN 3-87480-108-X
- Technologie der Galvanotechnik, ISBN 3-87480-114-4
- Einführung in die Galvanotechnik, ISBN 3-87480-143-8
- Galvanotechnik in Frage und Antwort, ISBN 3-87480-049-0
- [http://xn--tzradierung-k8a.de Wolfgang Autenrieth] Techniken der Radierung und der Edeldruckverfahren - Tipps, Tricks, Rezepte und Anleitungen - ein alchemistisches Werkstattbuch. Davon knapp 100 Seiten online. Einige Hinweise zu galvanischen Radierverfahren.

Weblinks


- [http://www.biv.org Bundesinnungsverband der Galvaniseure]
- [http://www.leuze-verlag.de Fachbuchverlag für Galvanotechnik]
- [http://www.galva-projekt.de galva-projekt/Forum für Galvanotechnik] Kategorie:Elektrochemie Kategorie:Beschichtungstechnik Kategorie:Fertigungstechnik

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

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

Daniell-Element

Beim Daniell-Element (auch »Daniell’sches Element«), benannt nach John Frederic Daniell, handelt es sich um eine galvanische Zelle. Diese Sonderform basiert auf der Kombination der beiden Redoxpaare Zink-Atome/Zinkionen und Kupfer-Atome/Kupferionen.

Typischer (modellhafter) Aufbau

Ein Kupferstab und ein Zinkstab werden in ihre entsprechenden Ionenlösungen (z.B. Kupfersulfat und Zinksulfat) gestellt und leitend miteinander verbunden. (Alternativ können auch ein Tonzylinder, oder ein spezielles U-Rohr mit Diaphragma verwendet werden). Kupfer Es liegen 2 Redoxpaare (Zn/Zn2+ sowie Cu/Cu2+) vor. Die Reaktion kommt dann zustande, wenn beide Teilsysteme elektrisch (Draht) und elektrolytisch (Salzbrücke, Diaphragma) verbunden sind. Funktionsweise: Am Kupferstab gehen nur wenige Kupferionen in Lösung, er ist deshalb positiver als der Zinkstab, an dem viele Ionen in Lösung gehen und somit viele freie e- vorliegen. Aus diesem Grund ist der Kupferstab positiv geladen und der Zinkstab negativ. 1. Zink wird oxidiert und gibt Elektronen ab 2. Die Elektronen wandern über einen Leiter zum Kupfer. Dabei lässt sich eine Spannung von 1,07 Volt messen. Diese ist die Elektromotorische Kraft, die sich aus dem Redoxpotenzial von Kupfer (E0(Cu) = + 0,34 V) und dem von Zink (E0(Zn) = -0,76 V) zusammensetzt. Siehe [http://vorsam-server.physik.uni-ulm.de/Versuche/TH/html/th044v00.htm] 3. Die gelösten Kupferionen nehmen die Elektronen auf. Gesamtreaktion: Cu2+ + Zn → Cu + Zn2+ Zellendiagramm: Zn/Zn2+//Cu2+/Cu Die beiden Teilvorgänge der Redoxreaktion können also räumlich getrennt werden. Die Elektronen gehen also nicht direkt vom System Zn/Zn2+ auf das System Cu/Cu2+ über, sondern wandern zuerst über einen Draht vom Zn zum Cu. Es fließt ein Elektronenstrom. Die beiden getrennten Teilsysteme nennt man „Halbzellen“. Beim Daniell-Element stellt die Anode den Minuspol dar, die Kathode den Pluspol. Es gilt folgende Zuodnung: Anode: Elektrode, an der Teilchen oxidiert werden. Kathode: Elektrode, an der Teilchen reduziert werden. Kategorie: Elektrochemie

Konzentrationselement

Ein Konzentrationselement ist eine galvanische Zelle, das heißt aufgrund chemischer Reaktionen entsteht wie in einer Batterie eine nutzbare elektrische Spannung. Das Besondere an einer solchen Konzentrationskette ist, dass sie aus zwei Halbzellen besteht, die gleichartig aufgebaut sind und sich nur in der Elektrolytkonzentration unterscheiden. Die beiden Elektroden bestehen also aus dem gleichen Metall und die Elektrolyten enthalten die gleichen Ionensorten. Elektrolyt Die chemische Reaktion in der einen Halbzelle ist daher bei Stromfluss die Umkehrung der Reaktion in der anderen. Da die beiden Halbzellen jedoch die Tendenz haben, die Konzentrationen anzugleichen, entsteht dennoch eine messbare Spannung. Die Konzentrationskette dient heute vor allem zu Demonstrationszwecken: einmal, um die Konzentrationsabhängigkeit des Elektrodenpotenzials bzw. des chemischen Potenzials überhaupt zu zeigen, dann kann diese aber auch quantitativ überprüft werden, das heißt, man kann sie benutzen, um die Nernst-Gleichung herzuleiten.

Beispiel: Metall-Auflösung und -Abscheidung

Häufig werden Konzentrationszellen benutzt, bei denen Metallelektroden in Lösungen eines Salzes desselben Metalls tauchen, z.B. Zinkelektroden in Zinksalzlösungen oder Kupferelektroden in Kupfersulfatlösung. Dann wird in der einen Zelle das Metall in Lösung gehen, in der anderen wird es wieder abgeschieden. Da sich beim Stromfluss die Konzentrationen angleichen, wird das Metall in der Halbzelle mit dem verdünnten Elektrolyten lösen und in derjenigen mit der konzentrierteren abscheiden. Schließt man die Zelle kurz, so dass Strom fließen kann und die Reaktionen stattfinden können, wird folgendes ablaufen: Auf der Seite mit der verdünnteren Lösung wird das Metall der Elektrode unter Abgabe von Elektronen zu Metallionen oxidiert; es geht als Ion in die verdünnte Lösung über und erhöht die Konzentration in der Halbzelle. Aufgrund der Elektronenabgabe ist dies die negative Elektrode, der Minuspol. Da hier eine Oxidation erfolgt, ist es definitonsgemäß die Anode. Wie bei den Batterien ist also hier der Minuspol die Anode. Die freiwerdenden Elektronen wandern zur anderen Elektrode. Dort reduzieren sie die in der konzentrierten Lösung vorhandenen Metallionen zu elementarem Metall, das sich an der Elektrode ablagert. Aufgrund der Reduktion ist dies die Kathode, da die Metallionen eine positive Ladung mitbringen, wenn sie sich anlagern, ist dies der Pluspol. Die Konzentration dieser Halbzelle sinkt. Die Konzentrationen beider Halbzellen nähern sich somit aneinander an bis kein Konzentrationsunterschied mehr besteht.

Berechnung der Spannung

Zur Berechnung der Potenzialdifferenz der