Elektrochemie – Elektrolyse, Galvanische Zellen und Batterien Im

Elektrochemie – Elektrolyse, Galvanische Zellen und Batterien
Im Kapitel 5, Ionen, wurden die Ionen in einer Salzlösung eingeführt, die einerseits für die
Leitfähigkeit der Lösung verantwortlich sind, andererseits bei einer Elektrolyse an den
Elektroden direkt oxidiert bzw. reduziert werden. Also etwa:
Kathodenreaktion - Reduktion: Metalln+ + n e- → Metall
Anodenreaktion - Oxidation: Nichtmetalln- → Nichtmetall + n eWir merken uns bei dieser Gelegenheit die Definition der Elektroden. Die Anode ist stets
diejenige Elektrode, durch die Elektronen aus dem Elektrolyten, d. h. aus den dort
befindlichen Molekülen (Ionen) zur Stromquelle überführt werden, die Kathode, die
Elektrode, aus der Elektronen in den Elektrolyten übertreten. (Bei einer Elektrolyse ist die
Anode der +Pol, die Kathode der –Pol. Bei einem galvanischen Element/Batterie ist die
Anode der –Pol, die Kathode der +Pol.)
Bei einer Elektrolyse kann man nun die Beobachtung machen, dass die Elektrodenreaktionen
(so wollen wir ab nun alle chemischen Vorgänge an einer Elektrode nennen) erst einsetzen,
wenn die angelegte Spannung einen bestimmten Wert überschreitet. Die im Folgenden
verwendeten Anordnungen bestehen aus jeweils einer Elektrode, die in eine Salzlösung
eintaucht. Man nennt eine solche Anordnung eine Halbzelle und die zugehörige
Elektrodenreaktion eine Halbreaktion. Zwei Halbzellen werden über eine ionenleitende
Verbindung, einen sog. Stromschlüssel, entweder ein gebogenes Rohr gefüllt mit
Elektrolytlösung oder eine Ionenaustauschmembrane, zu einer Zelle verbunden.
V1 Elektrolyse von Kupfersulfat
In einer geteilten Zelle – mit Stromschlüssel oder Ionenaustauschmembrane – wird eine 0.1 M
Lösung von Kupfernitrat, die mit Schwefelsäure angesäuert wurde, zwischen einer Cu(-)- und
einer Kohle(+)-Elektrode elektrolysiert. Dabei werden Anoden- und Kathodenraum durch
Magnetrührer intensiv gerührt. Wie oben ist die
Kathodenreaktion: Mn+ + ne- M
Die Anodenreaktion die Entwicklung von Sauerstoff (die Oxidation von SO42- zu SO4- führt
zur Abstraktion von H aus H2O und Disproportionierung des OH-Radikals)
Man steigert, von 0 V ausgehend, allmählich die Zellenspannung und beobachtet den dabei
fließenden Strom. Es ergibt sich etwa folgende Strom-Spannungs-Kurve:
i
Cu2+
Ag+
E
Dieselbe Kurve, aufgenommen für eine saure Lösung von Silbernitrat mit Ag-Elektrode,
zeigt, dass der Strom erst bei einer höheren Spannung einsetzt.
Daraus kann man schließen, dass die einzelnen Metalle je eine charakteristische
Abscheidungsspannung besitzen. Wird der erste Versuch mit CuSO4 statt Nitrat wiederholt,
so ergibt sich wiederum eine höhere Abscheidungsspannung. Das führt uns dazu, dass die
beobachtete Abscheidungsspannung auch vom Anion abhängig ist und sich als Summe der
Abscheidungs- bzw. Zersetzungsspannungen von Anion und Kation ergibt.
Als nächstes wird eine geteilte Zelle Ag(Blech)/AgNO3//Cu(NO3)2/Cu(Blech) aufgebaut und
mit einem (hochohmigen) Voltmeter die Zellenspannung gemessen. Es sollte sich ein Wert
von etwa 0.55 V ergeben, wobei die Silberelektrode den positiven Pol (hier: Kathode)
darstellt. Wird die Zelle kurz geschlossen, so beobachtet man die Abscheidung von Metall,
offenbar Silber, an der Silberelektrode, die Anodenreaktion kann hier nicht beobachtet werden
Kathode(+): Ag+ + e-→ Ag
Anode(-): Cu → Cu2+ + 2 eDa die Elektronen am Kupferpol aus dem Elektrolyten in das Metall übertreten, ist dies
offenbar die Anode.
Derselbe Versuch mit einer Zn2+/Zn-Zelle statt der Cu-Zelle ergibt eine um rd. 1V (0.35-()0.7) höhere Spannung. Das bedeutet, dass die Abscheidungsspannung für Zn etwa 1 V
negativer ist als für Cu. Man kann hieraus auch ersehen, dass die Spannungsdifferenz, d. h.
das elektrochemische Bestreben eines Metallions sich abzuscheiden bzw. unter
Elektronenabgabe in Lösung zu gehen, auch ohne Stromfluss als sog. Zellspannung direkt
gemessen werden kann.
Die entsprechenden Zellen für weitere Kombinationen von Metallsalz/Metallelektrode liefern
jeweils die Differenzen der betr. Abscheidungsspannung, was man sehr einfach in der Klasse
mit der Anordnung nach Abb. xxx durchführen kann.
V2 Zwei mit einem Gummi verbundene 10 ml Schnappdeckelgläschen werden zu ca. 1/3 mit
Metallsalzlösung, etwa 0.1 M gefüllt und ein Draht oder Blechstreifen des betr. Metalls in die
Lösung getaucht. Als Stromschlüssel dient ein mit konz. KNO3-Lösung getränkter Streifen
von mehrfach zusammen gewickeltem Filterpapier, der in beide Gläschen eintaucht. Werden
die Elektroden mit einem Multimeter verbunden, so kann die Potentialdifferenz direkt als
Spannung abgelesen werden (selbst einfache Multimeter sind heute so hochohmig, dass kaum
Elektrodenpolarisation auftritt). Auf diese Weise kann die Spannungsreihe schnell von der
Klasse zusammengetragen werden. Das jeweils in der Spannungsreihe tiefer (mit negativerem
Standardpotential) stehende Metall bildet die Anode (-).
Eine Reaktion wie die obigen, bei der Elektronen in der Reaktionsgleichung auftreten, nennen
wir eine Halbreaktion. Halbreaktionen können nur in einer elektrochemischen Zelle, in
Kombination mit einer anderen Halbreaktion, nie für sich alleine ablaufen. Zwei
Halbreaktionen bilden eine vollständige Redoxreaktion, die als solche auch ohne
Ableitungsmetall direkt ablaufen kann. Den Zusammenhang stellt man leicht her, indem man
ein blank gescheuertes Zn-Blech in eine Cu2+-Lösung eintaucht und die Abscheidung von Cu
beobachtet.
V Es wird ein Zn- oder Eisenblech in eine 0.1 M Lösung von CuSO4 getaucht. Man
beobachtet die Abscheidung von Cu.
Betrachtet man nun die Differenzen bzgl. einer bestimmten Halbreaktion, so lassen sich die
Metalle in eine Reihe zunehmender Abscheidungsspannung1, die sog. Spannungsreihe,
ordnen. Als diese eine Halbreaktion ist die Normalwasserstoffelektrode, H+/H2 (NWE),
gewählt worden. Realisiert wird sie durch Waserstoff, der durch eine 1 M Säurelösung über
eine platinierte Pt-Elektrode perlt. Leicht abscheidbar, d. h. mit positivem
Abscheidungspotential, sind die edlen Metalle – die Metalle, die gerne im metallischen
Zustand vorliegen und sich schwer in Salze überführen lassen – schwer abscheidbar, mit
negativer Abscheidungsspannung sind die unedlen Metall, die immer gerne als Salze
vorliegen und auch nur als solche in der Natur vorkommen.
Man definiert als Normalpotential eines Metalls Mn+, die Spannung, die man in einer Zelle
aus Mn+/M und einer Normalwasserstoffhalbzelle misst, wenn die Ionen (Mn+ und H+) in der
Konzentration 1 M vorliegen. Offenbar ist das so definierte Normalpotential nicht nur vom
Metall, sondern auch von der Oxidationsstufe des gebildeten Ions abhängig. Allerdings
können nur wenige Metalle in Wasser als einfache (Aqua-) Ionen in verschiedenen
Oxidationsstufen vorliegen (Fe3+/Fe 2+, Cr3+/ Cr 2+, V3+/ V 2+, Ce4+/ Ce 3+, Eu3+/ Eu 2+). Statt
der etwas umständlichen Wasserstoffhalbzelle nimmt man gerne eine reversible Elektrode mit
festen Phasen, deren Potential gegen die Wasserstoffelektrode bekannt ist, z. B.
Ag/AgClf/KClgel.. Hier ist die Konzentration an Ag+ zwar auch durch die Cl- -Konzentration
gegeben (Löslichkeitsprodukt), doch ist sie für ges. KCl-Lösung praktisch konstant.
Wie können Redoxpaare, die kein Metall enthalten, in die Spannungsreihe eingeordnet
werden? Wir können den Versuch 2 in der Weise abwandeln, dass wir in ein Gläschen eine
(verdünnte) wässrige Lösung von Br2 in KBr geben und als Elektrode einen Metalldraht, Pt,
oder, wenn nicht vorhanden Ni, benutzen. In das andere Gläschen geben wir 1 M Säure. Auch
hier kann eine Spannung gemessen werden, die ca. 1 V beträgt mit Br2/Br- als dem positiven
Pol.
Kathode (+) Br2 + 2 e- → 2 BrAnode (-) H2 → 2 H+ + 2 e1
Die Zersetzungsspannung ist nach physikochemischer Konvention eine Extrapolation des ansteigenden Astes
der Stro-Spannungs-Kurve einer Elektrolyse und hängt als solche von den Details der experimentellen
Anordnung, insbesondere Konzentration, Elektrodenoberfläche und Rührgeschwindigkeit ab. Sie entspricht
keiner thermodynamischen Größe. Aus didaktischen Gründen wird hier zunächst die Zersetzungs- oder
Abscheidungsspannung für das Standardpotential der Elektrode 1er Art genommen.
Das Metall dient in diesem Falle lediglich zur Ableitung der Elektronen. Dieselbe Anordnung
wie oben mit I2 (I3-)/I- liefer eine um 0.4 V geringere Spannung. Danach ist die Mitteilung der
Reihe der Standarspotentiale der Halogene/Halogenid-Ionen X2/X-, X = F, Cl, Br, I mit 2.8,
1.36, 1.06, 0.54 V sinnvoll. In derselben Weise können viele andere Redoxpaare wie etwa
MnO4-/Mn2+ oder CrO4-/Cr3+ gemessen werden. Für die letzteren beiden, bei denen das
Oxoanion den positiven Pol bildet, kann man auch leicht feststellen, dass die spannung steigt,
wenn zur Halbzelle Säure zugegeben wird. Das wird verständlich, wenn die RedoxHalbgleichung im Detail betrachtet wird. Am Beispiel MnO4-:
MnO4- + 8 H+ + 5 e- → Mn2+ + 4 H2O
Der (Oxo-)Sauerstoff aus dem Permanganat-Ion wird, vorzugsweise in saurer Lösung, zu
Wasser umgesetzt. Die dabei ablaufende intrinsische Neutralisation, O2- im Permanganat mit
H+, trägt zur Energiebilanz der Reaktion bei und wird sich daher auf das Redoxpotential
auswirken (s. u.). Das bedeutet, dass für dieses nicht nur die Moleküle, deren Oxidationsstufe
sich ändert, bestimmend sind, sondern alle reagierenden Spezies.
Stoffumsatz und Ladung
Werden die Pole einer Anordnung nach V1 über einen Verbraucher kurz geschlossen, so
fließt durch den Kreis ein Strom. Allerdings wird in einer Anordnung entsprechend V1 dieser
Strom nicht durch den Widerstand des Verbrauchers, sondern de facto durch den inneren
Widerstand der Zelle begrenzt. Merkliche Ströme können aus Zellen mit einer
Redoxkomponente in Lösung nur gezogen werden, wenn die Verbindung zwischen den
Halbzellen mittels einer Salzbrücke mit großem Querschnitt und konzentrierter Salzlösung
hergestellt wird (Abb. ). Auch Fritten stellen einen hohen Ohm´schen Widerstand dar, da sie
einen kleinen effektiven Querschnitt der Salzlösung bedeuten. (Die allseits angepriesene
Zitronenbatterie, Cu- und Zn-Blech in eine Zitrone gesteckt, funktioniert als Stromquelle
nicht!) Immerhin wird bei fließendem Strom elektrische Ladung transportiert (Q = i.t C)
während gleichzeitig an den Elektroden der Zelle die entsprechenden Stoffumsetzungen
stattfinden. Da diese mit einem Ladungsdurchtritt durch die Elektroden verbunden sind, ist
unmittelbar klar, dass zwischen umgesetzter Stoffmenge und durch den Leiter transportierter
Ladungsmenge ein quantitativer Zusammenhang bestehen muss. Werden an der Elektrode ein
Mol eines z-wertigen Ions umgesetzt, bedeutet dies offenbar die Ladungsmenge
Q = z.NA.e0 = z.F C (Faraday-Gesetz)
Hier ist e0 die elektrische Elementarladung (1.6.10-19 C). Das Produkt aus e0 und NA
(6.022.1023 mol-1) wird nach seinem Entdecker Michael Faraday als das ´Faraday´, F,
bezeichnet und hat den Wert 96 487 C/mol. Die praktische Konsequenz dieser Zahlen macht
man sich unmittelbar klar: zur Abscheidung von 1 mol, 63 g, Cu ist die Ladungsmenge 2. 96
487 C nötig. Das bedeutet bei einer Stromstärke von 1 A eine Elektrolysezeit von 192 274 s
oder ca. 53 Std. Aus diesem Grunde arbeiten technische Elektrolysen (NaCl, Al), bei denen in
nicht zu langer Zeit große Produktmengen erzeugt werden sollen, mit enorm hohen
Stromstärken, bis einige 100 000 A.
Da die Ladungszahl z aus chemischer Erfahrung bekannt ist, der Stoffumsatz durch Wägung
einfach und recht genau bestimmt werden kann (V3) und andererseits auch die
Ladungsmenge i.t leicht zu messen ist, ist die Faraday-Konstante eine experimentell leicht
zugängliche Größe. Da sie nach oben das Produkt aus Avogadrozahl NA, und
Elementarladung e0 ist, kann man bei Kenntnis einer dieser Größen die andere erhalten. Ist z.
B. die Elementarladung bekannt, aus dem Millikan-Versuch oder der Ablenkung von
Kathodenstrahlen im elektrischen und magnetischen Feld, so ist damit über F auch NA
gegeben. Dieser Zusammenhang ist der begrifflich einfachste, der zwischen den
Fundamentalkonstanten NA und e0 besteht, und so auch Schülern zu vermitteln.
V3 in einer ungeteilten Zelle wird eine ca. 2 M CuSO4-Lösung zwischen Cu-Elektroden unter
Rühren elektrolysiert, wobei die Spannung so eingestellt wird, dass ein Strom von 1 A fließt.
Kathoden- und Anodenblech sind vor dem Versuch genau gewogen worden. Nach etwa ½
Std. (Stoppuhr) wird die Elektrolyse unterbrochen und das Kathodenblech erneut gewogen. Es
sollte um 0.587 g schwerer geworden sein. Für das Anodenblech findet man meist nicht die
entsprechende Gewichtsabnahme, da nicht nur Cu in Lösung geht, sondern an der Anode auch
O2 entwickelt wird. Es ist darauf zu achten, dass an der Kathode keine
Wasserstoffentwicklung stattfindet. Auch muss die Gefäßdimension und damit die
Gesamtmenge an CuSO4 groß genug sein, damit keine merkliche Konzentrationsänderung in
der Lösung auftritt, da sonst der Strom nicht hinreichend konstant ist. Ist der Strom nicht
konstant, zu geringer innerer Widerstand der Spannungsquelle, so muss zwischen diese und
die Zelle ein zusätzlicher Widerstand gebracht werden, der größer ist als der Zellwiderstand.
Eine weitere grundlegende Beziehung für die Elektrochemie ist die sog. Nernst´sche
Gleichung, welche die Konzentrationsabhängigkeit des Zellpotentials angibt. Sie stellt nicht
nur die Äquivalenz der elektrochemischen Reaktionen mit allgemeinen chemischen
Reaktionsprinzipien her, sondern ist auch grundlegend für zahlreiche elektrochemische
Anwendungen, insbesondere für Batterien und Zellen.
Eine spontan ablaufende chemische Reaktion wird in dem Maße langsamer, wie die Edukte
weniger werden, in Lösung: wie sich deren Konzentration verringert (s. Kapitel
Reaktionsgeschwindigkeit). Das muss bei Zellreaktionen ebenso sein. Das Bestreben eines
Metalls etwa, als positive Ionen in Lösung zu gehen, nimmt in dem Maße ab, wie sich die
Ionenkonzentration in der Lösung erhöht. Umgekehrt ist das Abscheidungspotential umso
negativer, je geringer die Ionenkonzentration in Lösung ist. Die Triebkraft der Reaktion wird
hier direkt durch das Zell- bzw. Halbzellenpotential gegeben. Dessen
Konzentrationsabhängigkeit lautet nach Nernst für die Halbreaktion:
Ox + n e- → Red
E(ci) = E0i + 0.059/n.log[c(Ox)/c(Red)] V
Hierbei ist E0i das sog. Standardpotential (Tabellenwert), welches bei der Konzentration c = 1
M aller beteiligten Lösungsspezies gemessen würde, c(Ox) und c(Red) sind die Produkte der
Konzentrationen der Oxidations- und der Reduktionsseite der Halbgleichung, ggf. mit
stöchiometrischen Koeffizienten im Exponenten wie in jedem Massenwirkungsbruch. Man
beachte, dass auch hier, wie in jedem Massenwirkungsbruch, feste Phasen nicht erscheinen;
bei sog. Metallelektroden nicht das feste Metall. Das gemessene Potential ist unabhängig von
der Größe der festen Elektrode. Der Zahlenwert 0.059 V ergibt sich aus RT/F bei 25 °C sowie
dem Faktor 0.32 zwischen ln und log.
Auch die Nerstgleichung lässt sich mit der Anordnung nach V2 nachvollziehen.
V4 Man füllt die Gläschen mit je 5 ml 0.1 M H2SO4, stellt mit dem Stromschlüssel die
Verbindung her und taucht Cu-und Zn-Elektrode ein. Die gemessene Spannung ist nicht
genau vorhersagbar, da vom Cu-Blech eine kleine Menge Cu2+ (von CuO auf dem Blech)
abgelöst wird. Gibt man jetzt zur Zn-Seite eine definierte Menge ZnSO4 und danach zur CuSeite steigende Mengen an (festem) CuSO4, so wird die Spannung kontinuierlich ansteigen.
Überspannung
Insbesondere bei Elektrolysen, bei denen gasförmige Produkte entstehen, hängt die
Zersetzungsspannung oft vom Elektrodenmaterial ab. Während sich Wasserstoff aus saurer
Lösung an einer Pt-Elektrode bei ca. 0 V (NWE) abscheidet, muss für dieselbe Reaktion an
eine Hg-Elektrode nahezu -1 V Spannung angelegt werden.
V5 in einem Reagenzglas wird 0.1 M Schwefelsäure elektrolysiert. Einmal zwischen Graphit
(+) (Mine eines Druckbleistifts) und einem Pt-Draht (-); einmal zwischen Graphit und Hg (-)
(Boden eines Rg. Mit Hg bedecken und ein isoliertes, vorne blankes Kupferkabel einführen).
Man steigert in beiden Fällen die angelegte Spannung bis zur beginnenden Gasentwicklung an
der Kathode.
Die Entladung von Ionen, welche das Gas bilden, hängt davon ab, wie gut (oder wenig) dieses
Gas an der Metalloberfläche adsorbiert wird. An Pt wird Wasserstoff sowie die meisten
anderen Gase besonders gut adsorbiert. Deshalb ist Pt ein universaler Katalysator für
Gasreaktionen (Disproportionierung von H2O2 an einem Pt-Draht). In der chemischen
Technik spielt die Überspannung eine große Rolle. So soll sie etwa bei der Wasserelektrolyse
möglichst klein sein, weil eine Überspannung einen zusätzlichen Energiebedarf bedeutet.
Andererseits möchte man vei der Chloralkalielektrolyse die Entwicklung von Sauerstoff, statt
Chlor, an der Anode möglichst gering halten. Nach der Spannungsreihe würde die
Sauerstoffabscheidung (+0.8 V aus neutraler Lösung) vor der Chlorabscheidung (+1.36 V)
erfolgen. Man sucht deshalb nach einem Anodenmaterial mit möglichst großer Überspannung
für die Sauerstoffabscheidung (Ti).
Akkumulatoren
Anhand der Nernstgleichung lässt sich erklären, warum eine elektrochemische Zelle von der
Art des Daniell-Elements als Stromquelle nicht geeignet ist. Mit zunehmender Entladung, d.
h. abnehmender Konzentration an Cu2+ und zunehmender Konzentration an Zn2+ sinkt die
Zellspannung kontinuierlich. Von einer Batterie wird jedoch eine Entladungskurve mit vom
Ladungszustand weitgehend unabhängiger Zellspannung verlangt. Das ist nur möglich, wenn
die potentialbestimmenden Phasen feste Stoffe sind, wie beim Pb-Akkumulator und beim
Léclanché-Element (Mn-Zn-Batterie). Beim Pb-Akku herrscht zwar auch ein
Lösungsgleichgewicht Pb2+/Pb, wobei die Konzentration von Pb2+ nach dem
Löslichkeitsprodukt von PbSO4 von der Sulfat-Konzentration und damit von der
Konzentration der Schwefelsäure abhängt. Diese bewegt sich aber zwischen Ladung und
Entladung in einem Bereich (10 – 20%), in welchem sich die Pb2+ Konzentration über das
Löslichkeitsprodukt nur minimal ändert.
Im Gegensatz zum Pb-Akku ist die Zn-Mn-Batterie, zumindest nach Léclanché mit NH4Cl als
Elektrolyt, nicht wieder aufladbar. Da der Elektrolyt schwach sauer ist, würde beim Versuch
der Wiederaufladung an der Kathode Wasserstoff entwickelt bevor Zn abgeschieden wird.
Deshalb wird vor dem Versuch des Wiederaufladens gewarnt, weil die Batterie ev. platzen
kann.
Brennstoffzellen
Theoretisch ideale Stromquellen stellen sog. Brennstoffzellen dar. In ihnen erfolgt die
Reaktion gasförmiger oder flüssiger Komponenten, die stark exergonisch miteinander
reagieren elektrochemisch, wobei die freie Reaktionsenthalpie (fast) vollständig als
elektrische Energie entnommen werden kann. Eine solche Zelle als Stromquelle ist nicht den
Beschränkungen des Carnot´schen Wirkungsgrades einer Wärmekraftmaschine unterworfen.
Erste funktionsfähige Brennstoffzellen, sog. Knallgaszellen, in die H2 und O2 eingespeist
wird, wurden von der NASA Anfang der 1960er Jahre für das Apollo-Programm entwickelt.
Danach kam die Entwicklung für mdst. 20 Jahre zum Stillstand, weil die Katalysatorkosten
(Pt) als zu hoch erschienen. Mittlerweile werden verschiedene Typen von Brennstoffzellen für
unterschiedliche Anwendungen gebaut und die Forschung auf diesem Gebiet wird mit großen
Budgets vorangetrieben.
Bei der Knallgaszelle laufen folgende Reaktionen ab:
Anode: H2 → 2 H+ + 2 eH+ + OH- →
H2O
Kathode: O2 + H2O + 4 e- → 4 OHDie Probleme einer Brennstoffzelle sind generell die folgenden:
a) es reagieren gasförmige Komponenten, gelöst in einem Elektrolyten (hier KOH) an
einer festen Katalysatoroberfläche, die gleichzeitig als Elektronenleiter fungiert. Das
erfordert ein Dreiphasensystem mit notwendigerweise großer Katalysatoroberfläche.
b) Anoden- und Kathodenraum müssen durch eine ionenleitende Membrane (die kein
Elektronenleiter sein darf) getrennt werden. Im obigen Falle eine OH- leitende
Membrane.
c) Das Reaktionswasser muss abgeführt werden
Besondere Lösungen stellen die sog. SOFC Zellen (solid oxide fuel cell) dar, die mit einer
Carbonatschmelze (Betriebstemperatur 600 – 650°C) als Elektrolyt arbeiten:
Anode: CO32- + H2
CO2 + H2O + 2 e-
Kathode: CO2 + ½ O2 + 2 e- CO32Als Elektroden dient elektronenleitenden Oxidkeramiken (LaMnO3, LaCrO3), als Membranen
feste Oxidionenleiter (ZrO2/Y2O3).
PET-Brennstoffzellen sind H2/O2 Zellen mit 100% H3PO4 als Elektrolyt und einer Nafion
Kationenaustauschmembrane.