Mobile Energie für Handy & Co

Mobile Energie
Mobile Energie
für Handy und Co
Eine Unterrichtseinheit nach Chemie im Kontext
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Mobile Energie
Struktur der Unterrichtseinheit
Stunde Stufung des
(Seite) Unterrichts
Kontextbezogene
Schüleraktivität
Chemischer
Inhalt
1 (2)
Begegnungsphase
2 (3)
Neugier- und
Planungsphase
Alltagsvorstellungen
zum Thema „Mobile
Energie“
Strukturierung der
Inhalte
3 (4)
Erarbeitungsphase
Präsentation diverser Batterien,
Zuordnung von Batterie und
Gerät, Gruppenarbeit
Vorstellen der Ergebnisse,
Sammeln von Fragen und
Entwickeln von Aufgaben
Reaktion zwischen Zink/ Eisen
und Kupferoxid
Abscheidung von Metallen aus
Lösungen
Batterien selbst gemacht
Die Superbatterie
Die Idee des Herrn Volta
4 (5)
5 (6)
6 (7)
7 (8)
8 (9)
9 (10)
10 (14)
Anhang
(15)
(17)
(19)
(20)
(22)
Vertiefungs- und
Vernetzungsphase
Wieder verwenden statt
wegwerfen
Batterien knacken
Qualitätsmerkmale mobiler
Energiespeicher
Energie aus Metallen
Metallfolge
Primärzellen
Spannung
Vervielfachung der
Spannung
Sekundärzellen
(Akkumulatoren)
Batterietechnik
Kommunizieren
(Expertengespräch)
und Bewerten
(Expertise)
Text 1: Alkali-Mangan-Batterie
Text 2: Lithium-Ionen-Batterie
Text 3: Nickel-Metallhydrid-Akku
Messung der Redox- Potentiale zwischen zwei gleichen Halbzellen mit
unterschiedlicher Elektrolytkonzentration
Elektrochemie-Arbeitsplatz der Firma Leybold
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Mobile Energie
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Mobile Energie
Hinweise zur Begegnungs- und Planungsphase
Wie bei Chemie im Kontext üblich, werden zunächst Bezüge zwischen dem geplanten
fachlichen Inhalt und der Lebenswirklichkeit von Schülerinnen und Schülern hergestellt. Das
soll den Zugang zum Fachthema erleichtern und sie ermutigen, Fragen zu formulieren.
Zu einer ersten Begegnung der Schülerinnen und Schüler mit dem Thema „Mobile Energie“
kommt es
über das Erkennen und Zuordnen verschiedener Batterietypen zu
„passenden“ elektrischen Kleingeräten.
Dazu werden ihnen Batterien von einer Batteriesammelstelle
(oder entsprechende Abbildungen wie oben) gezeigt und die
Schülerinnen und Schüler dazu aufgefordert, diese zu
identifizieren. Es ist zu erwarten, dass viele Batterien
erkannt werden, z. B. Knopfzellen für Uhren,
Batterien für Taschenlampen oder der Akku fürs
Handy. Mit diesen Zuordnungen sollen sich dann
die Schülerinnen und Schüler paarweise oder in
kleinen Gruppen näher beschäftigen, indem sie
eine kurze Erklärung (ohne groß
nachzuforschen) vorbereiten, warum Gerät und
Batterietyp wie
angegeben zueinander passen (oder auch nicht).
Ziel dieser Bemühungen
soll sein, lebensnahe Fragen und Aufgaben zu
finden, die helfen können,
den Hintergrund dieser Einheit zu strukturieren. Das
Erstellen einer Mind- oder Concept- Map kann diesen Prozess fördern.
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Mobile Energie
Energie aus Metallen
Aufgaben:
1. Definieren Sie die Begriffe „Oxidation“, „Reduktion“ und „Redox-Reaktion“!
2. Führen Sie die nachfolgend beschriebenen Versuche durch und werten Sie sie aus!
Geräte: 2 schwer schmelzbare Reagenzgläser, Reagenzglasklammer (Holzklammer),
Reagenzglasständer, Spatel, Gasbrenner, Mörser mit Pistill, Schutzbrille
Chemikalien: Zinkpulver, Eisenpulver, Kupfer-II-oxid
Durchführung:
1. Geben Sie vier Spatel Kupfer-II-oxid und drei Spatel
Eisenpulver in den Mörser und mischen Sie beide Stoffe
innig miteinander. Dann füllen Sie das Gemisch in ein
Reagenzglas, spannen es mit dem oberen Ende in die
Holzklammer und halten das Gemisch bis zum Eintritt der
Reaktion in die rauschende Flamme des Brenners.
2. Wiederholen Sie den Versuch mit Zinkpulver!
Auswertung:
Die unedleren Metalle Eisen und Zink werden oxidiert, das
Kupferoxid wird reduziert, da Kupfer das edlere Metall ist. Zink
reagiert heftiger als Eisen. Es wird Energie freigesetzt.
Zn + CuO → ZnO + Cu
Fe + CuO → FeO + Cu
Red.
Ox.
Red.
Ox.
Oxidation bedeutet Abgabe, Reduktion Aufnahme von Elektronen. Redox- Reaktion meint den
Übergang der Elektronen von einem Element zum anderen (hier: Metalle).
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Mobile Energie
Metallfolge
Aufgabe: Führen Sie die folgenden Versuche durch und werten Sie sie aus!
Geräte: 16 Reagenzgläser, Reagenzglasständer, Spatel
Chemikalien: Metallelektroden (Zink, Eisen, Kupfer, Silber), Metallsalzlösungen (Zink-, Eisen
(II)- , Kupfer(II)sulfat, Silbernitrat, jeweils 0,1molar. Lösungen ggf. ansäuern)
Durchführung: Füllen Sie je 4 Reagenzgläser zur Hälfte mit einer der Metallsalzlösungen.
Stellen Sie in jede Metallsalzlösung eine Metallelektrode nach dem folgenden Schema:
Zn
Fe
Cu
Ag
Zn2+
Fe2+
Cu2+ Ag+
---------
Fe
-------
Cu
Cu
-----
Ag
Ag
Ag
---
Beobachtung: In der Silbersalzlösung scheidet sich auf der Zn- der Fe- und der CuElektrode Silber, in der Kupfersalzlösung auf der Zn- und Fe- Elektrode Kupfer und in der
Eisensalzlösung nur auf der Zn- Elektrode Eisen ab. Auf der Ag- Elektrode kommt es zu
keinen Abscheidungen. Es laufen also nur in 6 Reagenzgläsern Reaktionen ab.
Deutung: Damit eine Reaktion zustande kommt, muss ein unedleres Metall in die Salzlösung
eines edleren Metalls eintauchen. Die unedlen Metalle geben dabei ihre Außenelektronen ab
und gehen in Lösung, die Ionen der edleren Metalle nehmen sie auf und scheiden sich ab. Es
handelt sich also um Redox- Reaktionen.
Zn/ Ag+: Zn + 2Ag+
Fe/ Ag+: Fe + 2Ag+
Cu/ Ag+: Cu + 2Ag+
→
Zn/ Cu2+: Zn + Cu2+
Fe/ Cu2+: Fe + Cu2+
→
→
Zn2+ + Cu
Fe2+ + Cu
Zn/ Fe2+:
→
Zn2+ + Fe
Zn + Fe2+
→
→
Zn2+ + 2Ag
Fe2+ + 2Ag
Cu2+ + 2Ag
So ergibt sich die Reihenfolge Zn – Fe – Cu – Ag. Das unedelste Metall steht links.
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Mobile Energie
Batterien selbst gemacht
Aufgabe:
1. Entwickeln Sie unter Verwendung der Metall/Metallsalz-Kombination der
vorangegangenen Stunde eine theoretische Versuchsanordnung (Skizze), die einen
Elektronenfluss erzwingt, mit dem ein elektrisches Gerät (hier ein Multimeter) in Gang
gesetzt werden kann! Ihnen stehen dafür zusätzlich zum Material aus der letzten
Stunde Bechergläser, Multimeter, Kabel und Krokodilklemmen zur Verfügung.
2. Präsentieren Sie Ihre Ergebnisse!
3. Informieren Sie sich über die verschiedenen Vorschläge und probieren Sie einen aus.
Erstellen Sie ein Versuchsprotokoll und notieren Sie die gemessene Stromstärke und
Spannung.
Hinweis für Lehrkräfte
Nur wenn Halbzellen gegeneinander geschaltet werden, z. B. Zink in Zinksulfat gegen Kupfer
in Kupfersulfat und (z. B. über eine Salzbrücke) leitend miteinander verbunden werden, kann
die Aufgabe gelingen. Das ist für Schülerinnen und Schüler nicht unbedingt offenkundig. Auch
erbringen Messungen wegen der Unterschiede bei der Zusammenstellung der Halbzellen (Art
der leitenden Verbindung, Abstände zwischen den Halbzellen, Füllhöhen, Konzentrationen)
recht unterschiedliche Ergebnisse, so dass eine Fehlerbetrachtung und Versuche unter
optimierten Bedingungen wünschenswert sein könnten. Brauchbare Ergebnisse lassen sich
mit dem Elektrochemie – Arbeitsplatz der Firma Leybold unter Verwendung eines digitalen
Multimeters (z. B. dem VC 140 der Fa. Conrad) erzielen.
Mit dieser Ausstattung kann auch die Konzentrationsabhängigkeit von Potentialen gezeigt
werden (Nernst) 1
1
Abbildungen zum Elektrochemie- Arbeitsplatz der Fa. Leybold und eine Versuchsanleitung zur Messung und Berechnung
der Redox- Potentiale zwischen zwei gleichen Halbzellen mit unterschiedlicher Elektrolytkonzentration finden Sie im
Anhang.
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Mobile Energie
Die Superbatterie
Aufgabe: In der vergangenen Stunde haben Sie unterschiedliche „Batterien“ (Kombinationen
von Halbzellen) kennen gelernt. Heute sollen Sie mit diesem Wissen Batterietypen des
Alltags identifizieren:
1. Berechnen Sie dazu nach der unten stehenden Tabelle die theoretische
Spannungsdifferenz zwischen den Halbzellen 1 und 2!
Batterie
Typ A
Typ B
Typ C
Typ D
Halbzelle 1
Zn / Zn2+
Zn / Zn2+
Pb / Pb2+
Ni / Ni2+
Halbzelle 2
Mn2+ / Mn4+
Ag / Ag+
Pb2+ / Pb4+
Cd / Cd2+
Spannungsdifferenz
theor.
real
Name
2. Messen Sie anschließend die tatsächliche Spannung an den Ihnen vorliegenden
„getarnten“ Batterien und versuchen Sie damit den Batterietyp (Zink-Kohle-Batterie,
Knopfzelle, Autoakku und NiCd- Batterie) zu ermitteln!
3. Klären Sie schließlich, welche „Superbatterie“ nach den angegebenen
Standardpotentialen) denkbar ist und ob es sie schon gibt!
Standardpotentiale ausgewählter Redoxpaare in saurer Lösung
(nach Hollemann-Wiberg)
Red.  Ox.
Li  Li+
K  K+
Mn  Mn2+
Zn  Zn2+
Fe  Fe2+
Cd  Cd2+
Ni  Ni2+
e-
+
+ e+ e+ 2e+ 2e+ 2e+ 2e+ 2e-
Red. 
Pb 
H2 
Fe2+ 
Ag 
Mn2+ 
Mn2+ 
Pb2+ 
E0
- 3,05
- 2,93
- 1,19
- 0,76
- 0,41
- 0,40
- 0,23
Ox.
Pb2+
2H+
Fe3+
Ag+
Mn4+
Mn3+
Pb4+
+ e+ 2e+ 2e+ e+ e+ 2e+ e+ 2e-
E0
- 0,13
- 0,00
+ 0,77
+ 0,80
+ 1,23
+ 1,51
+ 1,80
Geräte:
„Getarnte“ Zink-Kohle-Batterie, Knopfzelle, Autoakku und NiCd- Batterie; Multimeter.
(Die verwendeten Metalle dürfen nicht ablesbar sein)
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Mobile Energie
Die Idee des Herrn Volta
Aufgabe:
1) Führen Sie die folgenden Versuche durch und werten Sie Ihre Beobachtungen unter
Berücksichtigung der Abbildung umfassend aus! Welche Gesetzmäßigkeit lässt sich
erkennen?
2) Stellen Sie die Redox- Gleichungen auf und ermitteln Sie die Plus- und Minuspole bei
allen Elementen! In welche Richtung fließen die Elektronen?
3) Zusatz: Informieren Sie sich über den historischen Versuchsaufbau und stellen Sie ihn
vor!
Geräte: Kabelmaterial, Multimeter, Schere, Rundfilter (d = 1 cm), Tropfpipette, Becherglas
(100 ml).
Chemikalien: Kaliumnitrat (O), Aluminiumfolie, 20 Kupfermünzen (2-Cent-Stücke),
destilliertes Wasser.
Durchführung:
1) Falten Sie die Aluminiumfolie mehrfach und schneiden Sie einen Kreis aus, der einen
etwas größeren Durchmesser als die Münzen besitzt.
2) Trennen Sie die einzelnen Scheiben und bauen Sie nach Bild 1 einen Turm aus sich
abwechselnden Münz-, Filterpapier- und Aluminiumschichten. Immer wenn Sie ein neues
Filterpapier aufgelegt haben, geben Sie einen Tropfen einer 1%igen Kaliumnitratlösung
darauf.
3) Messen Sie die Spannung eines einzelnen Al/O2 - Elements und notieren Sie sich den
Wert!
4) Anschließend messen Sie die Spannung bei 2, 3, 4 und mehr übereinandergestapelten
Elementen!
Kupfermünze
Filterpapier
Aluminium-Folie
Turm aus mehreren Al/Cu- Elementen
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Einzelnes Al/O2 -Element
Mobile Energie
Wieder verwenden statt wegwerfen
Aufgabe:
1) Führen Sie die folgenden Versuche durch und werten Sie Ihre Beobachtungen unter
Berücksichtigung der Abbildung umfassend aus!
2) Formulieren Sie die Redox- Gleichungen für den Lade- und Entladevorgang!
Geräte: 2 Bleibleche, kleines Becherglas, Kabel- und Stativmaterial, Gleichstromquelle
(Netzteil oder 4, 5 V Flachbatterie), Multimeter, Verbraucher (niederohmiger Motor, Glühlampe
o. ä.), Kittel, Brille, Handschuhe
Chemikalien: 2 Bleibleche, verdünnte Schwefelsäure (Xi).
Durchführung
1) Tauchen Sie zwei Bleibleche in verdünnte Schwefelsäure und stellen Sie fest, ob
zwischen ihnen eine Spannung besteht.
2) Schließen Sie das eine Blech an den Minus- und das zweite an den Plus-Pol der
Gleichspannungsquelle an und lassen Sie die beiden Bleche 2 Minuten im Stromkreis!
Achten Sie auf Farbänderungen an den Blechen!
3) Entfernen Sie die Stromquelle und messen Sie erneut die Spannung zwischen den
Blechen!
4) Verbinden Sie einen Verbraucher mit den Blechen!
5) Wiederholen Sie die Punkte 2 – 4!
Orientiert an: http://dc2.uni-bielefeld.de/dc2/haus/v198.htm
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Mobile Energie
Batterien knacken
Aufgabe:
1. Öffnen Sie die Batterien und ordnen Sie den Bauteilen ihre Funktionen zu!
2. Skizzieren Sie eine eigene funktionsfähige Batterie und beschrifte die Teile!
3. Stellen Sie den Prozess schematisch dar, der in einer Batterie abläuft.
4. Betrachten Sie die Vorgänge auf der Modellebene der Atome: Welche Reaktionen
laufen ab, die zur Umwandlung von Energie führen?
Geräte: Zink-Kohle-Batterien, Nckel-Metallhydrid-Akkus, Gripzange mit Schnell-Lösehebel,
Seitenschneider, Küchenmesser, Arbeitshandschuhe.
Durchführung:
a. Zerlegen einer Zink-Kohle-Batterie
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Mobile Energie
Metallkappe (+)
Kohlestab
Zinkbecher (-)
Elektrolyt (mit NH4Cl getränkte Pappe)
Mangan(IV)oxid
Metallboden
b. Zerlegen eines Nickel-Metallhydrid-Akkus
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Mobile Energie
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Mobile Energie
Die Bilder unten zeigen die Komponenten des geöffneten NiMH-Akkus im Detail. Das
Metallhydrid-Pulver, das den Minuspol bildet, ist elektrisch leitend mit dem Gehäuse
verbunden. Die Lochfolie dient als Träger. Das Nickeloxid-Hydrat, das den Pluspol bildet, wird
durch zwei Lagen Folie vom Metallhydrid separiert. Die Folien mit Metallhydrid und NickeloxidHydrat sind (wie bei einem Sandwich) schichtweise übereinander gelegt und dann
aufgewickelt worden. Eine elektrische Zuleitung verbindet das Nickeloxid-Hydrat mit dem Kopf
der Zelle (Pluspol).
Pluspol
Zuleitung
Isolationsmaterial
Etikette
Gehäuseboden (Minuspol)
Lochfolie
Metallhydrid
Gehäusewand
Trennfolie (Elektrolyt)
Nickeloxid-Hydrat
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Mobile Energie
Qualitätsmerkmale mobiler Energiespeicher (Gruppenpuzzle)
Aufgabe:
1. Bilden Sie in Ihrem Kurs Dreiergruppen (Kerngruppe)!
2. Verteilen Sie in der Kerngruppe die Texte zu den 3 Batterietypen (im Anhang), die in leicht
veränderter Form aus dem Internet stammen.
3. Lesen Sie Ihren Text zunächst allein und notieren Sie sich Fragen zum Inhalt!
4. Setzen Sie sich anschließend mit den Mitschülerinnen und Mitschülern zusammen, die
den gleichen Text gelesen haben, und klären Sie anstehende Fragen. Beseitigen Sie
dabei auch Unsicherheiten!
5. Setzen Sie sich danach mit Ihrer Kerngruppe zusammen und erklären Sie sich gegenseitig
die Funktionsweisen der 3 Batterietypen!
6. Schreiben Sie eine Expertise, welcher Batterietyp aus welchen Gründen für den Einsatz
als mobiler Energiespeicher am besten geeignet erscheint und warum die anderen nicht
erste Wahl sind!
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Mobile Energie
Alkali-Mangan-Batterie
Die Alkali-Mangan-Batterie beziehungsweise
Alkali-Mangan-Zelle hat aufgrund höherer
Kapazität, besserer Belastbarkeit und längerer
Lagerfähigkeit die Zink-Kohle-Batterie aus
vielen Anwendungen verdrängt.
Aufbau
Das Bild rechts zeigt eine aufgeschnittene
Alkali-Mangan-Zelle. Der Plus-Pol ist, anders
als bei einer Zink-Kohle-Batterie, Teil des
Außenmantels und elektrisch mit ihm
verbunden. Im Inneren bildet gepresster
Braunstein die Kathode. Die Anode besteht aus
einer Paste aus Zink und Kaliumhydroxid,
eingewickelt in für Ionen durchlässiges
Faserpapier (Separator). In der Abbildung
erkennt man den Metallstift (Kollektor), der den
Minus-Pol bildet.
Elektrochemie
Wie bei der Zink-Kohle-Batterie liefern die
Oxidation von Zink und die Reduktion von
Mangandioxid (Braunstein) die elektrische
Energie. Die bei der Oxidation freigesetzten
Elektronen wandern unter Leistungsabgabe
durch den äußeren Stromkreis mit dem
Verbraucher vom Minus-Pol zum Plus-Pol. Zum
Ladungsausgleich wandern durch den
Elektrolyten OH--Ionen vom Minus-Pol zum
Plus-Pol.
Plus-Pol
Kathode
(Braunstein)
Stahlbecher
Separator
Kollektor
Anode
(Zn-KOHPaste)
Anodenreaktionen
Überdruckmembran
Bei der Entladung wird in der Anode
Minus-Pol
metallisches Zink (Zn) oxidiert. Dabei werden
zwei Elektronen abgegeben, die Oxidationszahl
von Zink wird von ±0 auf +II erhöht. Das Reaktionsprodukt hängt von den Bedingungen ab,
unter denen die Oxidation erfolgt. Zu Beginn der Entladung, das heißt bei hoher OH-Konzentration, wird über verschiedene Zwischenstufen das gut im alkalischen Elektrolyten
lösliche Tetrahydroxozinkation (Zn(OH)42-), kurz Zinkat, gebildet.
Wenn der Elektrolyt mit Zinkat übersättigt ist, beginnt Zinkoxid (ZnO) auszufallen.
Bei fortschreitender Entladung, das heißt bei niedrigerer OH--Konzentration, wird dann
Zinkhydroxid (Zn(OH)2) gebildet. Aus diesem entsteht unter Abgabe von Wasser langsam
Zinkoxid (ZnO).
Kathodenreaktionen
Bei der Entladung wird in der Kathode Mangandioxid (MnO2) zunächst zu
Manganoxidhydroxid (MnOOH) reduziert. Diese Reaktion wird als erste Entladestufe
bezeichnet.
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Etikette
Dichtung
Mobile Energie
Bei der Reaktion wird ein Elektron aufgenommen, die Oxidationszahl des Mangans wird von
+IV auf +III erniedrigt und ein Proton (H+) wird in das Kristallgitter des Mangandioxids
eingebaut. Unter bestimmten Bedingungen kann bei milden Entladungen in einer langsamen
Reaktion Manganoxidhydroxid (MnOOH) noch weiter reduziert werden. Diese Reaktion wird
als zweite Entladestufe bezeichnet.
Diese Reaktion ist eine heterogene Reaktion, die eigentliche Reduktion erfolgt in Lösung. Die
Mn3+-Ionen gehen als Komplex [Mn(OH)4]- in Lösung und werden zu [Mn(OH)4]2- reduziert.
Das eigentliche feste Produkt Mn(OH)2 fällt dann aus der gesättigten [Mn(OH)4]2--Lösung aus.
Gesamtreaktion
Wird nur die erste Entladestufe berücksichtigt, ergibt sich für die Gesamtreaktion in der AlkaliMangan-Zelle:
Wie aus der Gesamtreaktionsgleichung ersichtlich, wird bei der Entladung Wasser verbraucht,
eine verbrauchte Alkali-Mangan-Zelle ist daher „trocken“.
Nebenreaktionen
Zink ist in stark alkalischer Lösung thermodynamisch instabil. Wie aus der elektrochemischen
Spannungsreihe ersichtlich wird daher als Nebenreaktion in der Anode Zink (Zn) oxidiert und
Wasser (H2O) zu gasförmigem Wasserstoff (H2) reduziert.
Diese als „Gasung“ bezeichnete Reaktion läuft bei der Lagerung von nicht entladenen und
teilentladenen Zellen ab. Die Reaktionsgeschwindigkeit ist für hochreines Zink relativ gering.
In Anlehnung an Wikipedia
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Mobile Energie
Lithium-Ionen-Batterie
Aufgrund des Standardpotenzials von etwa -3,05 V (dem negativsten aller Elemente) und der
daraus realisierbaren hohen Zellspannung sowie der hohen theoretischen Kapazität von 3,86
Ah/g ist Lithium ein „ideales“ negatives Elektrodenmaterial für Batterien.
Gegenüber herkömmlichen Systemen zeichnet sie die höhere Energiedichte (Wh/l)
beziehungsweise die höhere spezifische Energie (Wh/kg), eine hohe Zellspannung bei
geringer Selbstentladung sowie ein weiter Temperaturbereich für Betrieb und Lagerung aus.
Wegen der hohen Reaktivität von elementarem Lithium (beispielsweise mit feuchter Luft)
werden in Lithium-Batterien ausschließlich nichtwässrige Elektrolytlösungen oder
Festelektrolyte verwendet. Zur Erhöhung der Leitfähigkeit werden wasserfreie Elektrolytsalze
(wie z. B. Lithiumperchlorat LiClO4) zugesetzt.
Typen und Anwendungsbereiche
Lithium-Batterien gibt es in vielen verschiedenen Bauformen und Größen erhältlich und
decken ein breites Anwendungsspektrum ab:







Lithium-Thionylchlorid-Batterie Li − SOCl2: Leerlaufspannung 3,7 Volt. Typische
Lastspannung 3,4 Volt. Anwendungen sind die netzunabhängige Versorgung von
Elektronik im militärischen und industriellen Bereich, in der Sicherheitstechnik und für
Verbrauchszähler.
Lithium-Mangandioxid-Batterie Li − MnO2: Leerlaufspannung 3,5 bis 3,0 Volt. Typische
Lastspannung 2,9 Volt. Dieser Typ ist weit verbreitet und wird hauptsächlich für Kameras,
Uhren und als Backup-Batterie für Speicherchips eingesetzt.
Lithium-Schwefeldioxid-Batterie Li − SO2: Leerlaufspannung 3,0 Volt. Typische
Lastspannung 2,7 Volt. Anwendung meist im militärischen Bereich.
Lithium-Kohlenstoffmonofluorid-Batterie Li − (CFn): Leerlaufspannung 3,2-3,0 Volt.
Typische Lastspannung 3,1-2,5 Volt. Lithium-Kohlenstoffmonofluorid-Batterien haben
etwas höhere Strombelastbarkeit und Kapazität als Lithium-Mangandioxid-Batterien, sind
aber teurer. Sie werden daher für Anwendungen verwendet, bei denen Leistung wichtiger
als Kosten ist, beispielsweise im medizinischen Bereich.
Lithium-Iod-Batterie Li − I2: Leerlaufspannung 2,8 V. Typische Lastspannung 2,8 V.
Anwendung zur Stromversorgung von Herzschrittmachern.
Lithium-Eisensulfid-Batterie Li − FeS2: Leerlaufspannung 1,8 Volt. Typische Lastspannung
1,5 Volt. Anwendung im Fotobereich.
Lithium-Luft-Batterie Li − O2: Leerlaufspannung 3,4 V.
Aufbau
Das aktive Material der negativen Elektrode
eines Li-Ionen-Akkus besteht in der Regel aus
Graphit, in das metallisches Lithium eingelagert
ist (Interkalationsverbindung). Die positive
Elektrode enthält Lithium-Metall-Oxide in
Spinell-Struktur, meist LiCoO2, LiNiO2 oder
LiMn2O4. Die Sauerstoffionen bilden darin eine
kubisch dichteste Kugelpackung, in der die LiIonen die Tetraederlücken und die anderen MeKubisch
flächenzentriertes Gitter
Ionen die Oktaederlücken besetzen. Die
mit Tetraeder- und
Elektrolytlösung muss wasserfrei sein, damit sie
Oktaederlücke
nicht mit dem Lithium reagiert. Meist wählt man eine Mischung von
wasserfreien Lösungsmitteln und Lithiumsalzen als Elektrolyten.
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Interkalationsverbindung
Mobile Energie
Beim Laden wandern Lithium- Ionen aus der positiven Elektrode zwischen die Graphitebenen
der negativen Elektrode. Beim Entladen fließen die Elektronen über den äußeren Stromkreis
zur positiven Elektrode und die Li- Ionen wandern wieder zurück. Zwischen den Elektroden
werden also nur Li- Ionen transferiert.
Wesentlich für das Funktionieren ist die Ausbildung einer Deckschicht auf der negativen
Elektrode, welche für die kleinen Li+- Ionen permeabel, für Lösungsmittelmoleküle jedoch
undurchlässig ist.
Negative Elektrode (Entladung):
Positive Elektrode (Entladung):
Redox- Gleichung:
Lagerung und Sicherheitshinweise
Lithium ist ein hochreaktives Metall. Auch wenn es wie bei Lithiumbatterien als Li-Verbindung
vorliegt, sind die Komponenten eines Li-Ionen-Akkus leicht brennbar. Li-Ionen-Akkus dürfen
nur mit spezieller Elektronik geladen werden. Bei einer Tiefentladung oder Überladung
schaltet im günstigen Fall eine interne Sicherung den Akku ab und er ist nicht mehr zu
reparieren. Im ungünstigen Fall kann er Feuer fangen oder gar explodieren. Bei Akku-Packs
kleiner und mittlerer Baugröße ist die Ladeelektronik bereits in das Akku-Pack integriert.
Interne Schutzschaltungen sollten ein Verpuffen verhindern; auf alle Fälle zerstören sie die
Funktionsfähigkeit des Akkus.
Mechanische Beschädigungen können zu inneren Kurzschlüssen führen. Die hohe
Stromstärke lässt das Gehäuse schmelzen und in Flammen aufgehen. Unter Umständen ist
der Defekt nicht unmittelbar zu erkennen. Noch 30 Minuten später kann es zum Ausbruch
eines Feuers kommen.
In Anlehnung an Wikipedia
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Mobile Energie
Nickel-Metallhydrid-Akku
Der Nickel-Metallhydrid-Akku (NiMH-Akku) ist ähnlich aufgebaut wie ein Nickel-CadmiumAkku (NiCd-Akku), besitzt aber im Vergleich
eine längere Lebensdauer, mit ca. 80 Wh/kg
eine nahezu doppelt so hohe Energiedichte
und eine wesentlich bessere
Umweltverträglichkeit, da das giftige
Cadmium durch Wasserstoff ersetzt wurde.
Damit Wasserstoff reagieren kann, braucht
es ein edles Metall als Reaktions- und
Anlagerungspartner. Das Metall absorbiert
den Wasserstoff als Hydrid und ermöglicht
die Wasserstoffspeicherung bei geringem
Druck. Daher auch die Bezeichnung NickelMetallhydrid-Akku.
Aufbau eines Nickel-Metallhydrid-Akkus:
Der wesentliche Unterschied im Aufbau
gegenüber NiCd- Akkus besteht in dem
neuen Material der negativen Elektrode. Hier
besteht sie nicht mehr aus dem die Umwelt
belastenden Cadmiumoxid, sondern aus
einer neu entwickelten Wasserstoff
absorbierenden Legierung, die gut
umweltverträglich ist. Die positive Elektrode
besteht nach wie vor aus einer
Nickelhydroxid- Platte. Die Elektrolyt-Lösung
besteht aus ca. 30 %iger Kalilauge und wird
von dem elektrisch isolierenden, saugfähigen Separator aufgenommen.
Elektrochemie:
Aus diesem Aufbau des NiMH-Akkus ergibt sich für die elektrochemische Reaktion im Inneren
folgende allgemeine Reaktionsgleichung:
Die Anode besteht aus einer Metall-Legierung, die reversibel Wasserstoff speichern kann. Als
Metalllegierung wird zum Beispiel La 0,8 Nd 0,2 Ni 2,5 Co 2,4 Si 0,1 verwendet. Die ElektrolytLösung Kalilauge hat einen pH-Wert von 14. Nickelhydroxid bildet die Kathode.
Beim Entladen wird der Wasserstoff oxidiert. Die dadurch entstehenden Wasserstoffionen (H+Ionen) reagieren mit den OH- - Ionen der Kalilauge zu Wasser. Das Redox- Potenzial bei pH
14 beträgt ca. -0,83 V (1). An der Kathode wird Nickel von Ni(III)O(OH) zu Ni(II)(OH) 2
reduziert. Die Redoxspannung beträgt ca. +0,49 V (2). Die Gesamtspannung der Reaktionen
an den Elektroden beträgt 1,32 V (3).
(1)
Metall-H + OH-
Metall + H2O + e-
(2)
NiOOH + H2O + e-
Ni(OH)2 + OH-
+0,49 V
(3)
Metall-H + NiOOH
Metall + Ni(OH)2
1,32 V
-0,83 V
Um eine Metalloxidation anstelle des Wasserstoffs zu verhindern, wird die negative Elektrode
wesentlich größer als die positive Elektrode gebaut.
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Mobile Energie
Messung der Redox- Potentiale zwischen zwei gleichen Halbzellen mit
unterschiedlicher Elektrolytkonzentration
Aufgabe
Befüllen Sie die die 8 Halbzellen eines Blocks mit Kupfersulfat-, die des anderen Blocks
mit Silbernitratlösung in den unten angegebenen Konzentrationen. Zur
Spannungsmessung stecken Sie die Plattenelektroden in die Lösungen und verbinden
diese mit dem Multimeter. Zu erwarten sind Werte im Millivolt- Bereich.
1. Ermitteln Sie die Spannung zwischen den Halbzellen mit folgenden
Konzentrationen:
a) 1 mol/l - 1 mol/l
b) 1 mol/l - 0,1 mol/l
c) 0,1 mol/l - 0,01 mol/l.
d) 1 mol/l – 0,01 mol/l
2. Fassen Sie die Ergebnisse zusammen und formulieren Sie eine Hypothese, die
diese erklären!
3. Forschen Sie in Fachbüchern und im Internet nach dem Thema
„Konzentrationshalbzellen“ und fassen Sie die Untersuchungsergebnisse und Ihre
Einsichten mit Worten und Bildern allgemeinverständlich zusammen!
4. Präsentieren Sie Ihre Ergebnisse und beantworten Sie dabei die Frage, ob
Konzentrationshalbzellen als Energiequellen geeignet sind!
Geräte
1. 2 Zellblöcke aus dem ElektrochemieArbeitsplatz der Fa. Leybold
2. Papierdiaphragma
3. 6 Plattenelektroden (28 x 43 mm),
passend zu den Zellblöcken
4. Digital- Multimeter (z. B. das VC140 der
Fa. Conrad)
VC140
Chemikalien
Lösungen von Kupfersulfat:
(c = 1 mol/l; 0,1 mol/l; 0,01 mol/l)
Lösungen von Silbernitrat:
(c = 1 mol/l; 0,1 mol/l; 0,01 mol/l)
Berechnung der Redox- Potentiale mit der
Nernstschen Gleichung
Elektrode
Zellblock
Die Nernstsche Gleichung für
Konzentrationszellen ergibt sich aus der
allgemeinen Form der Nernstschen
Gleichung beim Ausrechnen der
theoretischen Spannung zwischen zwei
Halbzellen mit unterschiedlicher
Elektrolytkonzentration. Dabei fallen die E0Werte heraus.
Es ergibt sich somit:
Δ E = (0,058 / z) · log (choch / cniedrig)
Papierdiaphragma
mit choch = höhere Konzentration und
cniedrig = niedrigere Konzentration.
Bei einem Verhältnis der Elektrolytkonzentration der beiden Halbzellen von 1 : 10 ergibt sich:
Δ E = (0,058 / z) · log 10 = (0,058 / z)
Für z = 1 (Ag+ / Ag) hieße das: Δ E = 0,058 Volt und für z = 2 (Cu2+ / Cu): Δ E = 0,029 Volt.
Mit dieser Gleichung kann die Spannung zwischen zwei gleichen Halbzellen mit
unterschiedlicher Elektrolytkonzentration berechnet werden.
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Beispiel:
Wir betrachten ein galvanisches Element mit einer Kupferhalbzelle ([Cu2+] = 0,75 mol/l) und
einer Kupferhalbzelle ([Cu2+] = 0,125 mol/l).
Am Minuspol dieses galvanischen Elementes läuft folgende Reaktion ab:
Cu → Cu2+ + 2 eAm Pluspol läuft folgende Reaktion ab:
Cu2+ + 2 e- → Cu
Die Spannung des galvanischen Elements ergibt sich aus:
Δ E = (0,058 / z) · log (choch / cniedrig)
mit choch = 0,75 mol/l, cniedrig = 0,125 mol/l, z = 2
Es folgt: Δ E = 0,029 · log 6 = 0,02 V
Lösung
Zwischen den beiden Halbzellen mit der gleichen Elektrolytkonzentration ist keine Spannung
zu messen. Bei den Halbzellenkombinationen 1 mol/l - 0,1 mol/l und 0,1 mol/l - 0,01 mol/l
misst man die gleiche Spannung in der Größenordnung von 0,029 V beim Kupfer und 0,058 V
beim Silber. Bei der Kombination 1 mol/l - 0,01 mol/l misst man etwa den doppelten Wert.
Die zu messende Spannung ist darauf zurückzuführen, dass die zu einem galvanischen
Element zusammengeschlossenen Halbzellen bestrebt sind, eine Angleichung ihrer
Elektrolytkonzentrationen herbeiführen. Verbindet man die Elektroden leitend miteinander,
fließt ein Strom. In der Halbzelle mit der geringeren Metallionenkonzentration im Elektrolyten
werden Metallatome der Elektrode oxidiert, so dass die Metallionenkonzentration im
Elektrolyten ansteigt. Die bei der Oxidation freigesetzten Elektronen gelangen über den Leiter
zur Elektrode der zweiten Halbzelle und reduzieren dort Metallionen aus dem Elektrolyten. In
der Folge scheidet sich Metall an der Elektrode ab. die Metallionenkonzentration im
Elektrolyten verringert sich. Die Reaktion kommt zum Erliegen, wenn die
Metallionenkonzentration in beiden Elektrolyten gleich hoch ist.
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Elektrochemie-Arbeitsplatz der Firma Leybold (Bestell-Nr: 664395)
1. 2 Zellblöcke aus resistentem Kunststoff. Sie
lassen sich leicht auseinanderschrauben und
reinigen. Zusammengeschraubt und mit
einem Papierdiaphragma versehen lassen
sich vier galvanische Elemente gleichzeitig
aufbauen.
2. Als Diaphragma wird zwischen die Zellblöcke
passend ausgestanztes Filterpapier
eingesetzt. Abgebildet ist ein ganzer Satz
(100 Blatt).
3. Zu den Zellblöcken gibt es passende
Plattenelektroden (28 x 43 mm) aus 9
verschiedenen Materialien: Cu (4x), Zn (4x),
Fe (2x), Ag (3x), C (Graphit, 2x), Pt
(Netzelektrode, 1x), Ni (Netzelektrode, 2x).
4. 3 Dosen für Elektroden, die in Flüssigkeit
aufbewahrt werden sollen.
5. Elektromotor, der mit Strom zum Drehen
gebracht werden kann
6. Analoges Messgerät (V/pH)
7. Netzteil
8. Abmessungen des Tabletts: 46 cm x 31 cm
Digital- Multimeter VC 140 der
Firma Conrad- Elektronik,
Artikel-Nr.: 121617 - 62
(€ 14,95)
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ANHANG
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