Galvanische Zellen zur Speicherung elektrischer Energie. Funktionsweise, Grundprinzipien und Akkumulatoren-Forschung

Inhaltsverzeichnis

1 Einleitung

2 Entstehung der ersten galvanischen Zelle

3 Primärzellen
3.1 Funktionsweise einer galvanischen Zelle
3.2 Beispiel einer heutigen Standardanwendung: Die Zink-Kohle-Batterie

4 Sekundärzellen
4.1 Grundprinzipien eines Akkumulators
4.2 Veranschaulichung an einer Autobatterie

5 Akkumulatoren Forschung
5.1 Gründe für die Forschung
5.2 Materialforschung
5.3 Sicherheitsfragen
5.4 zwei zukünftige Energiespeicherungsansätze
5.4.1 Die ,,Green-Battery“
5.4.2 Batterie 2.0

6 Ausblick auf den weiteren Verlauf der Forschung

7 Literaturverzeichnis

Anhang

1 Einleitung

Ein Leben ohne Batterien und Akkumulatoren ist heute schwer vorzustellen, da sie in vielen gängigen elektrischen Geräten benötigt werden. Da Energiespeicherung eine wichtige Rolle in der heutigen Zeit spielt, wird viel Forschung auf diesem Gebiet betrieben. In dieser Facharbeit werden neuartige und alte Verfahren erläutert und Probleme von neuen Systemen aufgezeigt, um einen Ausblick auf den weiteren Verlauf der Energiespeicher-entwicklung geben zu können.

Dazu wird diese Facharbeit zunächst auf bekannte und häufig verwendete Verfahren eingehen um anschließend auf neue, noch unerprobte Methoden und Änderungsversuche eingehen.

Die Materiallage ist aufgrund der Geheimhaltung neuer Systeme relativ schwierig. Viele Firmen und Forschungsinstitute geben keinerlei Auskunft über ihre Forschungsarbeit, um den wirtschaftlichen Vorteil zu gewährleisten. Einige Daten und Informationen zur Forschung beziehen sich deshalb auf ein Institut, dem MEET (Münster Electrochemical Energy Technology), da ich dieses Institut besichtigen und einen Einblick in ihre Forschungsarbeit erhalten konnte. Nachdem ich das MEET besichtigt hatte, entschloss ich mich jedoch dazu, noch weiter nach anderen Forschungseinrichtungen zu suchen, weil ich die Verknüpfung von mehreren neuartigen Ansätzen für den Ausblick auf die weiteren Forschungserfolge für sehr wichtig halte.

Meine Motivation zu diesem Facharbeitsthema resultiert aus der häufigen Benutzung von Batterien, besonders auch im Physikunterricht, da man früh anfängt, mit Akkumulatoren oder Batterien zu arbeiten, jedoch erst sehr spät deren Funktionsweise behandelt wird. Außerdem war es für mich besonders interessant an der Schnittstelle zwischen Physik und Chemie zu arbeiten, da hier das Wissen aus beiden Fächern zusammenkommt.

2 Entstehung der ersten galvanischen Zelle

Der erste Versuch, eine mobile Spannungsquelle zu bauen, wurde schon in der Zeit 250 v. Chr. im Reich der Parther^[1] unternommen. Archäologen haben im Jahr 1936 bei Ausgrabungen im Irak südöstlich von Bagdad ein Tongefäß entdeckt, in dem ein Zylinder aus

Kupfer enthalten war, der wiederum einen Eisenstab beinhaltete.^[2] Mit diesem Element konnte etwa eine Spannung von 0,5V erreicht werden.

Des Weiteren entdeckte der Chemiker Luigi Galvani (1737-1798) durch Zufall, dass die Schenkel eines toten Frosches zu zucken beginnen, wenn man sie gleichzeitig mit zwei verschiedenen Metallen berührt. Er schloss daraus, dass ein Zusammenhang zwischen elektrischer Energie und der Muskeltätigkeit bestehen muss.^[3]

Auf dieser Erkenntnis aufbauend, entwickelte der Physiker Allessandro Volta (1745-1827) die erste Batterie; er erkannte, dass die Metalle mit der salzhaltigen Flüssigkeit der Froschschenkel reagieren und so eine Spannung erzeugen. Die „Voltasche Säule“ besteht aus mehreren Kupfer- und Zinkscheiben, die jeweils durch ein mit Schwefelsäure getränktes Stück Papier getrennt sind. Durch Verbinden der einzelnen Scheiben wird eine Spannung erzeugt, welche, der Maschenregel^[4] zufolge, durch das Hintereinanderschalten mehrerer solcher Zellen erhöht werden kann.

3 Primärzellen

3.1 Funktionsweise einer galvanischen Zelle

Alle mobilen Spannungsquellen, die nur chemische Energie in elektrische umwandeln, jedoch nicht nutzbar den umgekehrten Umwandlungsprozess durchlaufen können, werden als Primärzellen bezeichnet. Sie sind nur solange einsetzbar, bis ihre Ausgangstoffe durch Reduktion und Oxidation vollständig umgesetzt sind.^[5] Primärzellen bestanden ursprünglich aus zwei verschiedenen Metallen, die sich jeweils in einer Elektrolytlösung befinden. Diese Elektrolytlösungen sind durch ein in Kaliumlösung getränktes Diaphragma (Seperator)^[6] getrennt, sodass nur Ionen zwischen den beiden einzelnen Halbzellen bewegt werden können. Damit ein Strom fließen kann, werden die beiden Metalle leitend verbunden. Da Metalle grundsätzlich ein Bestreben haben, sich als Ionen in Lösung zu begeben, befinden sich in der Elektrolytlösung auch Metallionen. Diese bilden mit den im Metall verbliebenen Elektronen die elektrochemische Doppelschicht aufgrund der Anziehungskräfte am Rande des Metalls. Doch wie kommt nun ein messbarer Elektronenfluß zustande?

Das unedlere^[7] Metall begibt sich stärker in Lösung als das edlere, dadurch entsteht ein höherer Elektronendruck auf Seiten des sich meist links befindenden unedleren Metalls. Dieser Elektronendruck wird ausgeglichen, indem die Elektronen durch die leitende Verbindung in die edlere Halbzelle strömen und dort wieder von den Metallionen in der Elektrolytlösung aufgenommen werden. Dadurch entsteht auch ein Ungleichgewicht in den Elektrolytlösungen, das durch das ionendurchlässige Diaphragma ausgeglichen wird. Damit ist der Stromkreis geschlossen, und Ladungen können transportiert werden. ^[8] Da sich der Elektronenüberschuss auf Seiten der unedleren Halbzelle befindet, wirkt diese als Anode (Minuspol), die edlere demzufolge als Kathode (Pluspol).

Hierbei laufen folgende chemische Reaktionen ab (Beispiel einer Kupfer-Zink-Zelle):

Abbildung in dieser Leseprobe nicht enthalten

Um die Spannung einer solchen galvanischen Zelle zu errechnen, werden die einzelnen Standardelektrodenpotenziale der verwendeten Metalle und deren Ionen von einander subtrahiert (unter Standardbedingungen^[9]):

∆E = E0(Kathode) - E0(Anode) (Potenzialdifferenz)

Für andere Bedingungen und Konzentrationen lässt sich die Spannung mithilfe der Nernst-Gleichung ^[10]errechnen:

Abbildung in dieser Leseprobe nicht enthalten

Mit E: Elektrodenpotenzial eines Metalls M in einer Metallsalzlösung E^[0]: Standartelektrodenpotenzial von (M/Mz+)

T: Temperatur […] in Kelvin

F: Faraday-Konstante = 96485*s*mol-^[1]

z: Anzahl der ausgetauschten Elektronen pro Formelumsatz

c(Mz+): Konzentration der Mz+ -Ionen in der Lösung

c(M): Konzentration des Metalls in der festen Phase“^[11]

Für die Standardelektrodenpotenziale wird nach internationaler Übereinstimmung als Bezugselektrode die Standard-Wasserstoffelektrode verwendet; die elektrische Spannung zwischen den Halbzellen bezeichnet man als Zellspannung U oder auch als elektromotorische Kraft (EMK).^[12] Entgegen der sonst strengeren physikalischen Namensgebung wird die Ladung Q der Batterie oft auch als Kapazität bezeichnet, sie beschreibt wie viele Elektronen an der Anode abgegeben werden, bis die Batterie vollständig „entladen“ ist. Die Ladung wird anhand der physikalischen Grundeinheit 1Q = 1As in der Einheit Amperestunden (Ah) angegeben.^[13] Aus den vorherigen Ausführungen ergibt sich, dass die Leistung der Batterie von den verwendeten Materialien und der Menge der aktive Masse abhängt^[14].

3.2 Beispiel einer heutigen Standardanwendung: Die Zink-Kohle-Batterie

Die heute am häufigsten verwendete Batterie ist das so genannte Leclanché-Element, hierbei wirkt ein äußerer Zinkbecher als Anode, während die Kathode von einem Graphitstab gestellt wird.^[15] Dieser Graphitstab ist von Braunstein umgeben (MnO2) und befindet sich in eingedickter Salmiaklösung (NH4Cl), die als Elektrolytlösung dient^[16]. Auf Grund der Eindickung der Elektrolytlösung, die meist durch Beigabe von Sägemehl erreicht wird, wird dieses Element auch als Trockenbatterie bezeichnet und erreicht eine hohe Sicherheit, da es keine Gefahr des Auslaufens gibt.^[17] Sobald diese Batterie leitend verbunden wird (etwa in einer Taschenlampe oder einem Wecker) beginnen die im Vorherigen beschrieben Reaktionen und Abläufe. Eine Zink-Kohle Batterie, oder besser gesagt das „Braunstein-ZinkSystem mit Salmiak[…]-Elektrolyten“^[18] liefert eine Zellspannung von 1,5V Gleichspannung, wobei hier nicht der Stoffumsatz, sondern die Umwandlung von chemischer in elektrische Energie im Vordergrund steht. Die Batterie kann keine Energie mehr liefern, sobald der Braunstein verbraucht ist; die Kapazität eines Leclanché-Elements hängt also direkt von der Stoffmenge des Braunsteins ab.

4 Sekundärzellen

4.1 Grundprinzipien eines Akkumulators

Während eine Primärzelle keine Energie mehr liefern kann, sobald die Materialien umgesetzt sind, lässt sich ein Akkumulator wieder „aufladen“. Durch das Anlegen einer, auf den Akkumulator abgestimmten und der Stromrichtung entgegengesetzten Spannung, lässt sich die im Inneren ablaufende Reaktion umkehren, sodass anschließend wieder die Ausgangsstoffe vorliegen und die Sekundärzelle Energie liefern kann. Allerdings kann dieser Vorgang nicht unendlich oft wiederholt werden; nach einiger Zeit der Benutzung kommt es zur so genannten Selbstentladung des Akkumulators; ohne an einen Verbraucher angeschlossen zu sein verliert der Akkumulator einen Teil seiner gespeicherten Energie. Diese Selbstentladung entsteht meist durch unzureichende Isolierung, unerwünschte Nebenreaktionen der enthaltenen Materialien oder durch interne Kurzschlüsse.^[19] Sie ist direkt nach dem Ladevorgang am größten und nimmt von da an asymptotisch ab, wobei auch äußere Einflüsse wie Temperatur oder Lagerzeit die Selbstentladung beeinflussen.

4.2 Veranschaulichung an einer Autobatterie

Ein sehr häufig verwendeter Akkumulator ist der Bleiakkumulator, oder anders gesagt die Autobatterie. Bei einer Standardautobatterie werden 6 galvanische Zellen hintereinander geschaltet, um eine Gesamtspannung von 12V zu erreichen; demnach kann eine einzelne Zelle 2V liefern. Als Anode wird jeweils eine Bleiplatte (Pb), als Kathode eine Bleioxidplatte (Pb^[4]+) verwendet. Als Elektrolytlösung dient eine 20-40%ige Schwefelsäure; beim Starten des Motors geben die Bleiatome am Minuspol jeweils zwei Elektronen ab und werden zu Pb^[2]+-Ionen, diese Elektronen fließen durch die leitende Verbindung zur Kathode und werden dort von den Pb^[4]+-Ionen aufgenommen. Demzufolge wird Pb^[2]+ gebildet, welches zusammen mit den SO42—Ionen der Schwefelsäure unlösliches Bleisulfat (PbSO4) als weißen Überzug auf der Elektrode bildet.^[20]

[...]

^[1] Teilstamm der Skythen, ansässig an der Südostecke des Kaspischen Meeres.

^[2] Vgl. Tausch, Michael u.a. : Chemie 2000+ Sekundarstufe II. Bamberg 2007, S. 142.

^[3] Vgl. http://www.varta-consumer.de (24.03.2012) unbekannter Autor, Stiftung Gemeinsames Rücknahmesystem Batterien: Die Welt der Batterien, Dezember 2007, http://www.varta-consumer.de/~/media/Files/Local/de- DE/welt-der-batterien-2007-de.ashx.

^[4] Nach dem 2. Kirchhoffschen Gesetzt „Maschenregel“ sind die Summen aller Spannungen innerhalb einer Masche 0. Daraus ergibt sich, dass sich die Gesamtspannung durch Hintereinanderschalten mehrerer Spannungsquellen erhöht.

^[5] Vgl. Arnold, Karin u.a. : Cornelsen Chemie Oberstufe Gesamtband. Berlin 2010, S. 223.

^[6] Eine ionendurchlässige Membran.

^[7] Nach der Redoxreihe besitzt das unedlere Metall ein höheres Bestreben Elektronen abzugeben als aufzunehmen.

^[8] Vgl. auch Schaubild (1) im Anhang.

^[9] Standardbedingungen: 25°C, 1013hP, c= 1 mol-^[1].

^[10] Nach dem deutschen Physikochemiker W.H. Nernst (1864-1941).

^[11] Zitiert in: Kemnitz, Erhard u.a. : Duden Paetec Schulbuchverlag Chemie, Berlin 2005, S. 151.

^[12] Vgl. Arnold, Karin u.a. : Cornelsen Chemie Oberstufe Gesamtband, Berlin 2010, S. 216.

^[13] Vgl. http://www.gsg-physik.de (31.03.2012) unbekannter Autor, Kapitel 3 - Elektrochemie und Physik, vom

26.02.2004, http://www.gsg-physik.de/physik/akkus/d_kap_3.htm.

^[14] Menge, der an der Reaktion beteiligten Stoffmassen.

^[15] Vgl. Schaubild (2) im Anhang.

^[16] Vgl. http://www.leifiphysik.de (31.03.2012) unbekannter Autor, Batterien - Galvanische Zellen. Physik/Technik, http://www.leifiphysik.de/web_ph07_g8/umwelt_technik/06batterien/batterien.htm.

^[17] Vgl. Kemnitz, Erhard u.a. : Duden Paetec Schulbuchverlag Chemie. Berlin 2005, S.161.

^[18] Zitiert in: http://www.varta-consumer.de (31.04.2012) Gemeinsames Rücknahmesystem Batterien: Die Welt der Batterien. S. 9, Dezember 2007, http://www.varta-consumer.de/~/media/Files/Local/de-DE/welt-der- batterien-2007-de.ashx.

^[19] Vgl. Suhr, Dirk: Akkumulatoren - Hier kommt die Zukunft, in: life+sciene Ausgabe März 2012, S.24f.

^[20] Vgl. http://www.chemie.uni-regensburg.de (15.04.2012) Tobias Kleinhaus, Protokoll Batterie und Akkumulator, vom 6.2.2004. http://www.chemie.uni-regensburg.de/Anorganische_Chemie/Pfitzner/demo/demo_ws0304/batterie.pdf.