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Galvanisches Element

Galvanisches Element

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

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

Reduktion (Chemie)

Die Reduktion ist eine chemische Reaktionsart. Sie tritt zusammen mit der Oxidation auf, beide Phänomene zusammen werden Redoxreaktion genannt. Der Begriff der Reduktion kann auf drei Ebenen definiert werden: 1. Reduktion = Abgabe von Sauerstoff
Im einfachsten Sinne ist eine Reduktion die Abgabe von Sauerstoff. Wenn z.B. rotes Quecksilberoxid gespalten wird, so handelt es sich um eine Reduktion: 2HgO → 2Hg + O2 Ein zweites Beispiel: Wenn man Kupferoxid im Wasserstoffstrom erhitzt, so entsteht metallisches Kupfer, weil der Wasserstoff mit dem Sauerstoff des CuO Wasser bildet; dem CuO wird der Sauerstoff entzogen. Ein drittes Beispiel: Wenn man CuO zusammen mit C in einem Rehagenzglas unter einem Gasbrenner erhitzt, erhält man Cu + C02. Das CuO hat sich in Cu umgewandelt und der Sauerstoff ist nun im CO2.(Das beim Versuch austretende CO2 lässt sich mit Kalkwasser nachweisen) 2. Reduktion = Aufnahme von Wasserstoff
Auf einer höheren Ebene definiert man Reduktion als Aufnahme von Wasserstoff (und Oxidation als Abgabe von Wasserstoff). Anmerkung: Auch hier werden Elektronen aufgenommen. Es wird zwar ein H aufgenommen, aber gleichzeitig zwei Elektronen. Es ist also eher eine Aufnahme von Elektronen als eine Aufnahme von Wasserstoff) Wenn z.B. Acetaldehyd Wasserstoff aufnimmt, so entsteht Ethanol: CH3CHO + H2 → CH3CH2OH Dieser Reduktionsbegriff ist vor allem für biologische Vorgänge wichtig. In vielen Stoffwechselwegen einer Zelle findet eine Reduktion durch Übertragung von Wasserstoff statt. Die Zelle hat dafür sogar besondere Coenzyme entwickelt, z.B. NAD, NADP oder FAD, welche in der Lage sind, Wasserstoff von einer Verbindung auf eine andere zu übertragen. 3. Reduktion = Aufnahme von Elektronen
Auf einer noch höheren Ebene schließlich wird unter Reduktion die Aufnahme von Elektronen verstanden. Wenn z.B. ein Eisennagel in eine Kupfersulfatlösung gestellt wird, bildet sich ein rotbrauner Belag von metallischem Kupfer auf dem Nagel, weil die Eisenatome Elektronen an die Kupferionen abgeben. Das Kupfer wird dabei reduziert (das Eisen oxidiert). In dieser allgemeinen Definition tritt die Reduktion immer zusammen mit der Oxidation auf:
Oxidation: Cu2+ + 2e- → Cu
Reduktion: Fe → Fe2+ + 2e-
Redoxgleichung: Fe + Cu2+ → Cu + Fe2+ Reduktion bedeutet Senken der Oxidationszahl und damit Aufnahme von Elektronen. Oxidation bedeutet die Abgabe von Elektronen und somit ein Erhöhen der Oxidationszahl Kategorie:Chemische Reaktion

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

Halbzelle

Die Halbzelle (Halbelement) ist Bestandteil des galvanischen Elements. Sie setzt sich zusammen aus einer Metallelektrode (Metallstab, Metallblech o. ä.), das in seine entsprechende Metallsalzlösung (Elektrolyt) taucht. Eine Zinkhalbzelle erhält man somit bspw. indem man eine Zinkelektrode in eine Zinksalzlösung (bspw. Zinksulfatlösung) taucht. Die Halbzellen eines galvanischen Elements werden unterschieden nach dem jeweiligen Metall (vgl. Zinkhalbzelle, Kupferhalbzelle, etc.) sowie ihrer Funktion, die sie bei der Zellreaktion (s.u.) einnehmen (Donatorhalbzelle, Akzeptorhalbzelle (s.u.)).

Von der Halbzelle zum galvanischen Element

Aus zwei Halbzellen lässt sich in einer entsprechenden Versuchsanordnung ein galvanisches Element aufbauen, indem man die beiden Halbzellen leitend miteinander verbindet. Die Verbindung zwischen den beiden Halbzellen besteht aus einem Elektronenleiter (beispielsweise einem Metalldraht), der die beiden Metallelektroden elektrisch leitend verbindet, und einem Ionenleiter (beispielsweise einer Elektrolytbrücke), der den Stromkreis durch die ionenleitende Verbindung zwischen den Metallsalzlösungen schließt. Das Daniell-Element als Beispiel eines galvanischen Elementes setzt sich aus einer Zinkhalbzelle und einer Kupferhalbzelle zusammen.

Chemische Vorgänge in Halbzellen

Sofort nach dem Eintauchen der Metallelektroden in die entsprechende Metallsalzlösung spielen sich an der Metalloberfläche bestimmte Vorgänge ab, die ein negatives Aufladen der Metallelektroden zur Folge haben. Die Ursache für die einsetzenden Prozesse ist das Bestreben eines jeden Metalls, in wässriger Lösung zu oxidieren. Infolge dieses als Lösungstension bezeichneten Verhaltens eines jeden Metalls lösen sich Metallatome aus dem Metallgitter der Elektrode und gehen als Metallionen in Lösung. Die bei dieser Oxidation der Metallatome freigesetzten Elektronen bleiben im Metall an dessen Oberfläche gebunden. Auf diese Weise lädt sich die Metalloberfläche negativ auf. Da die gebildeten Metallionen stets positiv geladen sind, werden sie infolge dieser negativen Aufladung an die Metalloberfläche gebunden. Dadurch entsteht innerhalb der Phasengrenzfläche zwischen Metalloberfläche und Metallsalzlösung eine sogenannte elektrische Doppelschicht. In ihr gleichen sich negative (Elektronen) und positive Ladungen (Metallionen) aus, da die Zahl z der pro Metallion gebildeten Elektronen der Ladungszahl der entsprechenden Metallionen entspricht. Somit werden bspw. in einer Kupferhalbzelle pro gebildetem zweifach positiven Kupferion auch zwei Elektronen frei, sodass sich negative und positive Ladungen stets ausgleichen. Innerhalb der elektrischen Doppelschicht stellt sich nach kurzer Zeit in jeder Halbzelle ein dynamisches Gleichgewicht zwischen den entsprechenden Redoxpaaren Metallatome/Metallionen ein. In der Zinkhalbzelle des Daniell-Elements bspw. stellt sich nach kurzer Zeit an der Metalloberfläche das Gleichgewicht
Zn\;\overrightarrow\; Zn^ + 2 e^-
ein. In der Kupferhalbzelle des Daniell-Elements spielt sich ein analoger Vorgang ab. Auch hier oxidieren infolge der Lösungstension des Kupfers Kupferatome zu Kupferionen, sodass sich nach kurzer Zeit an der Metalloberfläche das Gleichgewicht
Cu\;\overrightarrow\; Cu^ + 2 e^-
einstellt. Auf diese Weise laden sich die Metallelektroden in den beiden Halbzellen negativ auf.

Bildung einer elektrischen Spannung zwischen zwei Halbzellen

Das Entscheidende bezüglich der negativen Aufladung aber ist, dass die oben genannten Gleichgewichte im Gleichgewichtszustand eine unterschiedliche Gleichgewichtslage besitzen. Diese Gleichgewichtslage hängt von der Größe der Lösungstension des entsprechenden Metalls ab, die je nach Metall ganz unterschiedlich groß ist. Dies wiederum hängt mit der Stellung der Metalle in der Redoxreihe der Metalle zusammen. Der Grund dafür ist, dass die Lösungstension eines Metalls dem Bestreben der Metallatome, als Reduktionsmittel zu wirken, entspricht. Denn die Lösungstension entspricht der Oxidation der Metallatome, d. h. der Elektronenabgabe, die somit frei werden und andere Teilchen reduzieren (siehe Reduktion) können. Dieses Reduktionsvermögen von Metallen ist in der Redoxreihe der Metalle dokumentiert. Das Metall Zink bspw. ist unbeständiger und daher unedler. Es hat eine größere Tendenz, in Redoxreaktionen als Reduktionsmittel zu wirken (d. h. selbst zu oxidieren). Seine Lösungstension in wässriger Lösung ist daher größer als die edlerer Metalle wie Zinn, Kupfer oder Silber. Daher liegt das Gleichgewicht
Zn\;\overrightarrow\; Zn^ + 2 e^-
in der Zinkhalbzelle weiter rechts als das Gleichgewicht
Cu\;\overrightarrow\; Cu^ + 2 e^-
in der Kupferhalbzelle des Daniell-Elements. Betrachtet man die Gleichgewichte genauer, so erkennt man, dass sich entsprechend der Gleichgewichtslage auch unterschiedliche Mengen an Elektronen (Elektronenvorräte, Elektronendrücke) in den Metallelektroden bilden. Die beiden Halbzellen unterschieden sich somit nun als Orte eines höheren und eines niedrigeren Elektronendrucks. Da das entsprechende oben genannte Gleichgewicht an der Zinkelektrode infolge der höheren Lösungstension des Zinks weiter rechts liegt, lädt sich die Zinkelektrode stärker negativ auf als die Kupferelektrode, zumal Kupfer als beständigeres und edleres Metall eine geringere Lösungstension hat (vgl. die Stellung der Metalle in der Redoxreihe der Metalle). Somit ist die Zinkelektrode der Ort des höheren Elektronendrucks, die Kupferelektrode der Ort des niedrigeren Elektronendrucks. Auf diese Weise bildet sich zwischen den beiden Halbzellen des Daniell-Elements eine elektrische Spannung. Häufig spricht man dabei auch von einer Potentialdifferenz. Der Grund dafür ist, dass die Gleichgewichtslage des allgemeinen Gleichgewichts
Me\;\overrightarrow\; Me^ + z e^-
mit der Höhe des Elektronendrucks (s. o.) auch das elektrochemische Potential eines Metalls (Me) bestimmt. Je weiter dieses Gleichgewicht auf der rechten Seite liegt, desto höher ist der Elektronendruck und desto negativer das elektrochemische Potential des Metalls. Die Größe der elektrochemischen Potentiale von Metallen unter Normbedingungen ist quantitativ in der Spannungsreihe der Metalle dokumentiert. Je negativer das Standardelektrodenpotential eines Metalls in der Spannungsreihe der Metalle ist, desto größer ist also der Elektronendruck, den dieses entsprechende Metall in einer Halbzelle eines galvanischen Elements entwickelt und desto größer ist (qualitativ gesehen) sein Reduktionsvermögen. Daher entspricht die Stellung der Metalle in der Redoxreihe der Metalle auch ihrer Stellung in der Spannungsreihe der Metalle. Kombiniert man in einem galvanischen Element entsprechend zwei Halbzellen von Metallen mit unterschiedlichem elektrochemischen Potential, so entsteht eine Potentialdifferenz, die dem Begriff der elektrischen Spannung entspricht. Diese Potentialdifferenz entspricht somit der oben beschriebenen Elektronendruckdifferenz zwischen den beiden Halbzellen.

Einflussfaktoren auf die Spannungsgröße zwischen zwei Halbzellen

Auf die oben beschriebene Weise entwickelt jedes galvanische Element eine elektrische Spannung. Die Größe der elektrischen Spannung hängt von zwei wesentlichen Faktoren ab, die aus der Ursache für die Entstehung der Spannung, den unterschiedlichen Gleichgewichtslagen, resultieren: 1. Die Größe der Spannung hängt vom stofflichen System ab. Das bedeutet, dass die Spannung von der Halbzellenwahl bestimmt wird. Somit entwickelt das Daniell-Element (d. h. das galvanische Element aus einer Zink- und einer Kupferhalbzelle) mit U = 1,11 V (unter Normbedingungen) eine andere Spannung als das galvanische Element aus einer Magnesium- und einer Silberhalbzelle mit U = 3,06 V (unter Normbedingungen). Die Ursache dafür ist, dass je nach Halbzellenwahl die Unterschiede in den Lösungstensionen der Metalle verschieden groß sind. 2. Die Größe der Spannung hängt von der Konzentration der Metallsalzlösungen ab. Somit kann man selbst in einem galvanischen Element aus zwei gleichen Halbzellen eine Spannung entwickeln, wenn die Elektrolytlösungen unterschiedliche Konzentrationen haben. Solche Anordnungen nennt man dann Konzentrationszellen bzw. Konzentrationsketten. Die Ursache für diesen Faktor ist, dass sich an den Elektroden wie beschrieben Gleichgewichte einstellen und diese nach dem Prinzip von LeChâtelier (siehe Chemisches Gleichgewicht) durch Konzentrationsänderungen hinsichtlich ihrer Gleichgewichtslage gestört werden.

Stromfluss zwischen zwei Halbzellen und Zellreaktion

Solange der Widerstand zwischen den beiden leitend miteinander verbundenen Elektroden hoch ist, bleibt ein Stromfluss als Folge der Entladung der Spannung aus und somit die entstandene Spannung konstant. Ermöglicht man aber einen Stromfluss, indem man den Widerstand zwischen den beiden leitend miteinander verbundenen Elektroden senkt (bspw. statt eines Voltmeters einen kleinen Motor anschließt), so kommt es zum Abbau der Spannung und somit einem Elektronenaustausch zwischen den beiden Halbzellen. Infolge der Spannung wirkt dann zwischen den beiden Elektroden eine elektromotorische Kraft. Sie treibt die Elektronen vom Ort des höheren Elektronendrucks zum Ort des niedrigeren Elektronendrucks, sodass sich die Elektronendruckdifferenz, die Spannung, allmählich ausgleicht. Somit werden Elektronen aus der Halbzelle des höheren Elektronendrucks an die Halbzelle des niedrigeren Elektronendrucks abgegeben. Daher bezeichnet man die Halbzelle des höheren Elektronendrucks, d. h. mit dem Metall, das das negativere Elektrodenpotential besitzt, als Donatorhalbzelle, die andere Halbzelle (als "elektronenempfangende Zelle") als Akzeptorhalbzelle. Infolge der Gleichgewichtsstörungen an den Elektroden durch den Stromfluss findet die Zellreaktion des galvanischen Elements statt. Somit strömen im Daniell-Element bspw. Elektronen von der Zinkhalbzelle zur Kupferhalbzelle. Die Folge dessen ist, dass an der Zinkelektrode die Größe der negativen Ladung zurückgeht, sodass der oben beschriebene Ausgleich zwischen negativen (Elektronen) und positiven Ladungen (Metallionen) ins Ungleichgewicht gerät. Da die negative Ladung an der Zinkelektrode zurückgeht, können sich somit nun Zinkionen aus der elektrischen Doppelschicht lösen und in die Lösung diffundieren. Nach dem Prinzip von LeChâtelier verschiebt sich das Gleichgewicht
Zn\;\overrightarrow\; Zn^ + 2 e^-
entsprechend nach rechts, d. h. in der Zinkhalbzelle findet verstärkt die Oxidation statt. In der Kupferhalbzelle hingegen sorgen die zuströmenden Elektronen für eine verstärkte Reduktion von Kupferionen aus der Kupfersalzlösung. An der Kupferelektrode findet somit verstärkt die Reduktion von Kupferionen zu Kupfer statt, sodass sich das Gleichgewicht
Cu\;\overrightarrow\; Cu^ + 2 e^-
weiter nach links verschiebt. Somit findet nun in der Zinkhalbzelle verstärkt die Oxidation, in der Kupferhalbzelle verstärkt die Reduktion statt. Die Zinkelektrode bezeichnet man damit als Anode (Elektrode, an der die Oxidation stattfindet) und die Kupferelektrode als Kathode (Elektrode, an der die Reduktion stattfindet). Die ablaufenden Vorgänge lassen sich somit in der Zellreaktion zusammenfassen, die nach
Zn + Cu^\;\overrightarrow\; Zn^ + Cu
verläuft. Bei dieser Zellreaktion ist die Zinkhalbzelle die Donator-, die Kupferhalbzelle die Akzeptorhalbzelle.

Halbzellenprozesse während der Zellreaktion und Reaktionsende

Während der Zellreaktion wird nicht nur einfach infolge des Stromes die Potentialdifferenz abgebaut, sondern vor allem auch wegen der in den Halbzellen ablaufenden Prozesse. Im Daniell-Element bspw. findet während der Zellreaktion in der Zinkhalbzelle (Donatorhalbzelle) verstärkt die Oxidation statt, d. h. es werden vermehrt Zinkionen gebildet. Infolgedessen nimmt während der Zellreaktion die Masse der Zinkelektrode ab und die Konzentration der Zinkionen in der Zinkhalbzelle zu. Dies hat eine Rückwirkung auf das Gleichgewichte
Zn\;\overrightarrow\; Zn^ + 2 e^-
an der Zinkelektrode zur Folge. Denn aufgrund der während der Zellreaktion zunehmenden Zinkionenkonzentration verschiebt sich dieses Gleichgewicht nach dem Prinzip von Le Châtelier zunehmend in Richtung der Reduktion, d. h. die zunächst schwache Reduktion gewinnt an Stärke und holt die zunächst starke Oxidation in der Zinkhalbzelle allmählich ein. Im Laufe der Zellreaktion stellt sich an der Zinkelektrode also ein neues Gleichgewicht ein. In der Kupferhalbzelle findet ein umgekehrter Vorgang statt. Infolge der dort starken Reduktion von Kupferionen zu Kupfer nimmt die Masse der Kupferelektrode während der Zellreaktion zu und die Konzentration der Kupferionen in der Kupfersalzlösung ab. Auch in der Kupferhalbzelle hat dies eine Rückwirkung auf das Gleichgewicht
Cu\;\overrightarrow\; Cu^ + 2 e^-
zur Folge. Nach dem Prinzip von Le Châtelier verschiebt sich das Gleichgewicht dabei infolge der abnehmenden Kupferionenkonzentration zunehmend in Richtung der Oxidation, d. h. die zunächst schwache Oxidation holt die zunächst starke Reduktion in der Kupferhalbzelle allmählich ein. Im Laufe der Zellreaktion stellt sich somit auch in der Kupferhalbzelle ein neues Gleichgewicht ein. Die Zellreaktion, d. h. die durch den Elektronenaustausch zwischen den beiden Halbzellen bewirkten Reaktionen an den Elektroden, kommt schließlich zum Erliegen, wenn sich an den beiden Elektroden wie beschrieben die neuen Gleichgewichte eingestellt haben, d. h. an beiden Elektroden die Oxidations- und die Reduktionsstärke identisch sind. Denn dann existiert keine Spannung mehr zwischen den Elektroden, sodass auch kein Elektronenübergang mehr stattfindet und die Zellreaktion als Redoxreaktion (Elektronenaustauschreaktion) somit beendet ist. Da auch die Zellreaktion umkehrbar ist, befindet sich dann auch die gesamte Zellreaktion im Gleichgewichtszustand. Kategorie: Elektrochemie

Stromkreis

Ein elektrischer Stromkreis ist eine Zusammenschaltung von ein oder mehreren Stromquellen und verschiedenen elektrischen Schaltelementen. In einem geschlossenen Stromkreis sind diese so miteinander verbunden, dass ein Ladungstransport ermöglicht wird. So genannte offene Stromkreise sind im Gegensatz zu geschlossenen Stromkreisen unterbrochen, z.B. unbeabsichtigt durch einen so genannten Wackelkontakt, ein fehlendes Kabel oder beabsichtigt durch einen elektrischen Schalter. Werden die Pole einer Stromquelle ohne weitere elektrische Elemente, d.h. ohne Widerstand miteinander verbunden, kommt es zum Kurzschluss.

Beispiel

Bild:Stromkreise.png Der oben skizzierte Stromkreis (als Ersatzschaltbild dargestellt) besteht - von "9 Uhr" aus im Uhrzeigersinn gesehen - aus
- einer Stromquelle
- einer Glühlampem Schalter S. Im oberen Stromkreis ist der Schalter S geschlossen und das Strom-Messgerät zeigt einen Stromwert an. Der Stromkreis ist geschlossen. Im unteren Stromkreis ist der Schalter S geöffnet, es kann kein Ladungstransport erfolgen. Das Strom-Messgerät zeigt keinen Stromwert, da der Stromkreis offen ist.

Siehe auch


- Kirchhoffsche Regeln
- Reihenschaltung
- Parallelschaltung

Weblinks


- [http://www.physik.uni-muenchen.de/leifiphysik/web_ph07_g8/materialseiten/04_stromkreis.htm Versuche und Aufgaben zum elektrischen Stromkreis] Kategorie:Elektrotechnik

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

Konzentration

Unter Konzentration versteht man: # Die Verteilungsdichte von Objekten in einem gegebenen Raum #
- speziell die Stoffkonzentration auch "Volumenkonzentration" genannt, in der Chemie; gängige Einheit ist mol/l # Die Bündelung elektromagnetischer Strahlung (einschließlich des sichtbaren Lichts) auf einen kleineren Querschnitt: Konzentration (Optik) # Die Einengung der Gedankengänge auf ein Thema, siehe Konzentration (Psychologie). In diesem Zusammenhang wird auch oft die Phrase "eine Aktion konzentriert ausführen" verwendet. Im niederbayrischen Sprachgebrauch auch als "zwicken" (bayr. "zwicka") bekannt # In der Ökonomie den Zustand oder Prozess der Verdichtung von Merkmalen, siehe Konzentration (Wirtschaft)

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

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

Kategorie:Elektrotechnik

Hier sollen Artikel zu den Grundlagen der Elektrotechnik eingeordnet werden.
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Kategorie:Energietechnik

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