Der süße Strom. Die Glucose-Batterie im Experiment

Inhaltsverzeichnis

1 Einleitung

2 Elektrochemische Grundlagen
2.1 Elektrochemische Zellen
2.2 Brennstoffzellen
2.3 Redox-Flow-Zellen
2.4 Glucose als elektrochemischer Energieträger
2.5 Zyklische Voltammetrie als elektrochemische Untersuchungsmethode

3 Halbzellenmessungen mit unterschiedlichen Glucose-Elektrolyten
3.1 Glucose in Kaliumhydroxidlösung (KOH)
3.2 Glucose in Salzsäure (HCl)
3.3 Glucose in Kaliumchloridlösung (KCl)

4 Die Glucose-Zelle
4.1 Aufbau einer Glucose-Zelle
4.2 Vorbereitung der Messungen
4.3 Einfluss der Konzentration der Kaliumhydroxidlösung und der Temperatur auf die Zellleistung

5 Reduktion von Gluconsäure

6 Ausblick

7 Literaturverzeichnis

1 Einleitung

Die Suche nach nachhaltigen und erneuerbaren Energieträgern und -speichern wird eines der spannendsten Themen unserer Zukunft sein. Herkömmliche Energiespeicher, wie zum Beispiel Blei-Säure- oder Lithium-Ionen-Batterien, sind jedoch oft auch mit Gefahren, sowie giftigen Inhaltsstoffen verbunden. Eine Batterie, die einen nachwachsenden Rohstoff wie zum Beispiel Zucker (Glucose) verwendet, wäre umweltfreundlich, nachhaltig und zudem ungefährlich.

Theoretisch ist es möglich, Glucose in einer elektrochemischen Zelle zu Gluconsäure reagieren zu lassen und dabei elektrischen Strom zu erzeugen. Die Möglichkeit, energiereiche, organische Verbindungen in einem Energiewandler (Batterie) zu nutzen, hat zudem den Vorteil, dass der Wirkungsgrad höher ist, als bei der Energiegewinnung durch Verbrennung.

Zunächst wird im Rahmen dieser Arbeit die Reaktion von Glucose zu Gluconsäure in einer elektrochemischen Halbzelle untersucht. Zu Beginn wird kurz in die Funktionsweise elektrochemischer Zellen, sowie in die Untersuchungsmethode der zyklischen Voltammetrie eingeführt. Das vorläufige Ziel dieser Arbeit ist es, Glucose als elektrochemischen Energieträger zu charakterisieren.

Auf der Grundlage dieser Ergebnisse soll eine Batterie aufgebaut werden, mit der die Energie elektrisch nutzbar gemacht werden kann. Eine große Hürde stellt die technische Umsetzung einer geeigneten Batteriezelle dar, die zur Durchführung erster Messungen dienen kann.

Am Ende dieser Arbeit soll die Möglichkeit der Reduktion von Gluconsäure zu Glucose betrachtet werden, die für die Wiederaufladbarkeit der Zelle notwendig ist.

Eine große Leistungsdichte ist bei dieser Zelle nicht zu erwarten. Dennoch können aussagekräftige Ergebnisse zumindest die Möglichkeit einer Glucose-Zelle aufzeigen. Die zugrundeliegenden Funktionsmechanismen können zudem auf andere Systeme übertragen werden. So kann über die Verwendung anderer geeigneter organischer Moleküle als Brennstoff nachgedacht werden.

Darüber hinaus ermöglicht dieses ungefährliche Batteriesystem jungen Menschen wie mir das Lernen und Forschen an neuen Energiespeichertechnologien. So ließe sich darüber nachdenken, auf Grundlage dieser Ergebnisse einen Schüler-Experimentierkasten zusammenzustellen.

2 Elektrochemische Grundlagen

2.1 Elektrochemische Zellen

In einer elektrochemischen Zelle wird durch den Ablauf einer elektrochemischen Reaktion chemische Energie in elektrische Energie umgewandelt. Ein klassisches Beispiel ist das Daniell-Element.^[1]

Abbildung in dieser Leseprobe nicht enthalten

Abb. 1: Darstellung eines Elektrochemischen-Elements (eigene Darstellung).

Dieses galvanische Element besteht aus zwei sog. Halbzellen. Links in Abb. 1 könnte man eine Zinksulfatlösung verwenden, die einen Zinkstab umgibt, rechts eine Kupfersulfatlösung, in der ein Kupferstab steckt. Diese Stäbe dienen als Elektroden und sind über ein Spannungsmessgerät verbunden.

Zink hat das Bestreben Elektronen abzugeben und als Ion in Lösung zu gehen, während Kupferionen das Bestreben haben Elektronen aufzunehmen und als Kupfer auszufallen. Durch dieses unterschiedliche Bestreben beider Halbzellen entsteht eine Potentialdifferenz, die in Form einer elektrischen Spannung messbar ist. Um das Bestreben der Elektronenaufnahme und -abgabe beider Seiten zu erfüllen, wandern Elektronen vom Zinkstab zum Kupfer; es fließt ein elektrischer Strom.

Auf diesem Prinzip der Elektronenabgabe einer Halbzelle, sowie der Elektronenaufnahme der anderen Halbzelle basiert jeder elektrochemische Energiespeicher. Theoretisch lässt sich jede Redoxreaktion als Zellreaktion umsetzen. Somit ist auch eine mit Glucose betriebene Zelle möglich (s. Kap. 2.4).^[2]

2.2 Brennstoffzellen

Eine Brennstoffzelle ist ein galvanisches Element, das durch die kontinuierliche Zufuhr von elektrochemisch aktiven Substanzen Energie gewinnt.

Formal reagieren in einer Wasserstoff-Sauerstoff-Brennstoffzelle die Gase Wasserstoff und Sauerstoff zu Wasser. Die Reaktion der beiden Gase kann elektrochemisch zur Stromgewinnung genutzt werden, da eine Redoxreaktion vorliegt. Dabei wird auf der anodischen Seite der Zelle Wasserstoff an einer Elektrode zu Wasserstoffionen oxidiert:

Die Wasserstoffionen diffundieren durch eine Membran und gelangen somit auf die kathodische Seite (s. Abb. 2). Die frei gewordenen Elektronen bewegen sich aufgrund der Potentialdifferenz zur Kathode und reduzieren dort Sauerstoff. Zusammen mit den Wasserstoffionen entsteht Wasser:

Reduktions- und Oxidationsreaktion werden durch die Membran voneinander getrennt.

Abbildung in dieser Leseprobe nicht enthalten

Abb. 2: Schematische Darstellung einer Wasserstoff-Sauerstoff-Brennstoffzelle (eigene Darstellung).

Neben der Wasserstoff-Brennstoffzelle ist auch die Methanol-Brennstoffzelle recht bekannt. In einer solchen reagiert auf anodischer Seite Methanol. Als Reaktionsprodukte erhält man CO2 und Wasser.^[3][4]

2.3 Redox-Flow-Zellen

Eine Redox-Flow-Zelle ist eine Batterie, die elektrische Energie aus der elektrochemischen Reaktion zwischen zwei flüssigen Lösungen gewinnt. Die Funktionsweise ähnelt der einer Brennstoffzelle (s. Kap. 2.2). Das bekannteste Beispiel einer Redox-Flow-Zelle ist die All-Vanadium-Cell, deren Prinzip zum besseren Verständnis hier kurz dargestellt werden soll.

Abbildung in dieser Leseprobe nicht enthalten

Abb. 3: Prinzip einer Redox-Flow-Cell (eigene Darstellung).

Bei dieser Redox-Flow-Zelle liegen in zwei räumlich voneinander getrennten Tanks Vanadiumlösungen unterschiedlicher Oxidationsstufe vor. So wäre der linke Tank in Abb. 3 im geladenen Zustand mit einer V5+- und der rechte mit einer V2+-Lösung gefüllt. Während des Entladevorgangs werden die Flüssigkeiten durch eine Zelle gepumpt, die in ihrem Aufbau einer Brennstoffzelle ähnelt. Dabei reagiert V2+ an einer Elektrode zu V3+. Auf der anderen Seite nimmt V5+ die abgebenden Elektronen auf und reagiert zu V4+:

Aufgrund des Potentialunterschiedes zwischen den beiden Halbzellen können die Elektronen Arbeit verrichten und die chemische Energie wird elektrisch nutzbar.

Im Gegensatz zu einer Brennstoffzelle kann eine Redox-Flow-Zelle durch Anlegen einer Spannung wieder aufgeladen werden. Die chemische Reaktion wird dabei einfach umgekehrt.

Die Energie kann über lange Zeit gespeichert werden, ohne dass eine vorzeitige Entladung auftritt, da die Flüssigkeiten räumlich voneinander getrennt gelagert werden. An dieser Art von Batterie wird bereits seit längerer Zeit geforscht. So existieren bereits Anlagen im Kilowattbereich, die mehrere Megawattstunden Energie speichern können.^[5]

2.4 Glucose als elektrochemischer Energieträger

Organische Moleküle wie Glucose lassen sich vollständig zu Kohlenstoffdioxid und Wasser oxidieren. Bei dieser Umsetzung wird Energie frei.

Während des ersten Reaktionsschritts wird Glucose zu Gluconsäure oxidiert:

Abbildung in dieser Leseprobe nicht enthalten

Abb. 4: Reaktion von Glucose mit Sauerstoff zu Gluconsäure (eigene Darstellung).

Bei dieser Reaktion ändert sich die Oxidationszahl des Kohlenstoffatoms der Aldehydgruppe von +I auf +III. Es findet also ein zweifacher Elektronenübergang vom Kohlenstoff zum Sauerstoff statt. Somit handelt es sich um eine Redoxreaktion.

In einer elektrochemischen Zelle teilt man die Elektronenaufnahme bzw. -abgabe räumlich auf:

Abbildung in dieser Leseprobe nicht enthalten

Abb. 5: Schematische Darstellung einer Glucose-Sauerstoff-Zelle (eigene Darstellung).

In der Donatorhalbzelle (s. Abb. 5) wird Glucose zu Gluconsäure oxidiert, während in der Akzeptorhalbzelle Sauerstoff reduziert wird. Lässt man die Reaktion der Glucose in Kaliumhydroxidlösung ablaufen und verwendet befeuchteten Sauerstoff, so erhält man die folgenden Halbzellengleichungen^[6]:

Die Glucose wird in Kaliumhydroxidlösung gelöst, da somit, wie in Kap. 3 gezeigt wird, die Oxidation leichter abläuft.

Für die technische Umsetzung der genannten Reaktion in einer Batterie-Zelle, ist es notwendig einen geeigneten Aufbau zu entwickeln und Komponenten zu finden. So stellt sich die Frage, welche Art der Elektroden, Membran oder Konzentration der Zuckerlösung (Elektrolyt) verwendet werden sollten. Diese Fragen sollen mit den Untersuchungen in Kap. 3 beantwortet werden.

2.5 Zyklische Voltammetrie als elektrochemische Untersuchungsmethode

Die zyklische Voltametrie ist eine Methode zur Charakterisierung des Reaktionsverhaltens einer elektrochemischen Halbzelle. Hierfür wird eine Dreielektrodenanordnung, bestehend aus Gegen-, Referenz- und Arbeitselektrode, aufgebaut (s. Abb. 6). Zwischen Arbeitselektrode und Gegenelektrode kann durch eine externe Spannungsquelle ein Potential aufgeprägt werden, so dass an der Arbeitselektrode eine elektrochemische Reaktion ablaufen kann. Über ein Messgerät wird währenddessen der Stromfluss gemessen.

Um das Potential der Arbeitselektrode gegenüber dem Standardpotential (NHE) zu ermitteln, wird zudem die Spannung zwischen einer Bezugselektrode bekannten Potentials und der Arbeitselektrode gemessen.^[7]

In der Messzelle in Abb. 6 (rechts), sind Referenz- und Arbeitselektrode durch eine Glasfritte von der Gegenelektrode getrennt, um eventuelle Reaktionsprodukte nicht zwischen den Elektroden zu transportieren.

Abbildung in dieser Leseprobe nicht enthalten

Abb. 6: Eigener Messaufbau einer Dreielektrodenanordnung mit einer Messzelle.

Während einer Messung wird eine Dreiecksspannung zwischen Gegen- und Arbeitselektrode aufgeprägt, deren Umkehrpunkte zwischen der Wasserstoff- und Sauerstoffentwicklung liegen. Die gemessene Stromdichte (Strom pro Elektrodenfläche) wird dann gegen die Spannung aufgetragen. Aus diesen sog. CV-Diagrammen (engl.: Cyclic Voltammetry) lassen sich Aussagen über die Kinetik der elektrochemischen Reaktionen treffen.^[8]

Die Messungen wurden mit dem Potenziostat Im6ex der Firma Zahner am Fraunhofer Institut für Chemische Technologie in Wolfsburg durchgeführt. Als Referenz wurde eine Ag/AgCl-Elektrode in gesättigter KCl-Lösung verwendet (Potential gegenüber NHE: 197 mV). Als Gegenelektrode wurde ein Platinblech (Elektrodenoberfläche: 0,4 cm²) und als Arbeitselektrode ein Platindraht (Elektrodenoberfläche: 0,33 cm²) verwendet.

Eine CV-Messung von Kaliumhydroxidlösung der Konzentration 0,5 Mol/L soll hier exemplarisch ausgewertet werden. Die Lösung wurde, wie auch bei allen folgenden Versuchen, vor der Messung mit Argon begast, um z.B. gelösten Sauerstoff aus der Lösung zu entfernen.

In der Kaliumhydroxidlösung befinden sich keine Stoffe, die elektrochemisch umgesetzt werden können. Daher zeigt das Diagramm nur den Auf- und Abbau von Chemiesorptionsschichten (Deckschichten).^[9]

Abbildung in dieser Leseprobe nicht enthalten

Abb. 7: CV von 0,5 M Kaliumhydroxidlösung.

[...]

^[1] C.H. Hamann, W. Vielstich: Elektrochemie, Weinheim, 1998, S. 87.

^[2] C.H. Hamann, W. Vielstich: Elektrochemie, Weinheim, 1998, S. 476.

^[3] J. Enßle, B. Grau, P. Menzel: DMFC: Direkt-Methanol-Brennstoffzellen, in: Praxis der Naturwissenschaften - Chemie in der Schule 5/62 (Juli 2013), Esslingen.

^[4] A.Z. Weber et al.: Redox flow batteries: a review, Springer 2011.

^[5] A.Z. Weber et al.: Redox flow batteries: a review, Springer 2011.

^[6] N. Fujiwara et al.: Nonenzymatic glucose fuel cells with an anion exchange membrane as an electrolyte, in: Electrochemistry Communications, Osaka, Japan 2009, S.3.

^[7] C.H. Hamann, W. Vielstich: Elektrochemie, Weinheim, 1998, S. 251.

^[8] University of Cambridge: Department of Chemical Engineering and Biotechnology Linear Sweep and Cyclic Voltametry: The Principles, http://www.ceb.cam.ac.uk/research/groups/rg-eme/teaching-notes/linear-sweep-and-cyclic-voltametry-the-principles, 22.12.2013.

^[9] C.H. Hamann, W. Vielstich: Elektrochemie, Weinheim, 1998, S. 252.