Alternativer Bildtext:

die man in die Lösung taucht -elektrochemische Doppelschicht: bspw. Zink-Halbzelle positiv geladene Zink-lonen in Lösung, während die Elektronen auf dem Metall zurückbleiben → Entstehung aus negativ und positiven Ladungsträgern -ein elektrochemisches Gleichgewicht wird eingestellt Zn²+ (aq) + 2 e¯ -unterschiedliche Aufladungen, infolge des Lösungsvorganges → Elektrodenpotential →2 Br Doppelschicht Cu Elektrochemische Doppelschicht 1₂ +2e Pluspol 12105) + 2 Br Redoxpo 2 Elektrolyt-Lösung -Potential einer Elektrode ist nicht messbar → Spannung U dazwischen -Bezugselektrode, häufig Wasserstoff-Halbzelle: Potential O V Standard-Elektrodenpotentiale: (Tabelle Formelsammlung S.140) -meistens für die Werte: 298 K, cº = 1 mol * 1-¹, pº = 1000 hPa ELEKTROCHEMIE Konzentrationszellen: -Kombination Standard-Zink-Halbzelle mit Standard-Wasserstoff-Halbzelle (Elektronendonator): Spannung 0,76 V → Uᵒ□ (Zn²+/Zn) = -0,76 V (erst oxidierte, dann reduzierte Form angeben) + Uᵒ□ (Cu²+/Cu) = 0,34V Berechnung von Zellspannungen: -subtrahiert Elektrodenpotential der Donator-Halbzelle von der Akzeptor-Halbzelle → positiver Wert U = UD (Akzeptor-Halbzelle) -U (Donator-Halbzelle) Bsp. U = Uᵒ(Cu²+/Cu) - U°Ã(Zn²+/Zn) → U = 0,34 V -(-0,76 V) = 1,10 V (immer das positivere der beiden Stoffe stellt den Pluspol dar) Homogene Redoxsysteme: -Redoxpaare aus hydratisierten lonen, bei denen dasselbe Element in unterschiedlichen Oxidationsstufen vorliegt, bspw. Fe³+/Fe²+ Elektrochemische Spannungsreihe: UD (Me²+/Me) p(H₂) = 1000 hPa -Standard-Elektrodenpotentiale nach der Größe geordnet -Wasserstoff zwischen unedlen Metallen (negative) und edlen Metallen (positive) -je niedriger das Elektrodenpotential ist, desto leichter werden Elektronen abgegeben -Edelmetalle regieren, aufgrund des hohen Elektrodenpotential nur mit starken Oxidationsmitteln -Redoxreaktionen: niedrigeres Elektrodenpotential gibt Elektronen ab, höheres Elektroden potential nimmt Elektronen auf -Potential des Redoxpaares XY ist höher als das des Redoxpaares PQ, deshalb werden XY nahezu vollständig in PQ oxidiert → Gleichgewicht auf Seiten der Produkte = = 25 °C c(H¹) = 1 mol 1-1 Platin-Blech (platiniert) -galvanische Zellen, die aus Halbzellen des gleichen Redoxpaares mit unterschiedlichen Ionen-Konzentrationen aufgebaut sind Bsp. Ag/Ag+ (0,01 mol * 1-¹) // Ag+ (0,1 mol * 1-¹)/Ag -In der Halbzelle mit niedrigerer Konzentration gehen mehr lonen in die Lösung bis zur Einstellung eines elektrochemischen Gleichgewichtes -negative Aufladung (Minuspol) → niedrigeres Elektrodenpotential -aus der verdünnten Lösung müssen mehr lonen aus dem Metall in die Lösung gehen → Verstärkung negative Aufladung des Metalls Uᵒ (Me²+/Me) + Wasserstoff-Halbzelle Nernstsche Gleichung: -Zusammenhang zwischen Ionen-Konzentration und Elektrodenpotential einer Halbzelle 2 0,059V Z -g_C(Me²+) mol*1-1 Verbindung mit pH-Wert: Bsp. MnO4 + 8 H+ + 5 e¯ →Mn²+ + 4H₂O Uᵒ (MnO4/Mn²+) = 1,51 V + Minuspol (Kathode) Elektrolysen - erzwungene Redoxreaktionen: 2 e Graphit Zn(s) 0,059V c(MnO4¯)* c³(H+) -lg- 5 mol*l-1 Elektrolysezelle Zn²+ (aq) 2 Br (aq) L Pluspol (Anode) 2 e Graphit ELEKTROCHEMIE e- Br₂(aq) Elektrolysezelle und galvanische Zelle im Vergleich Minuspol (Anode) 2 e Graphit Zn(s) Galvanische Zelle -Zn²+ (aq) M 2 Br (aq) + Abscheidungspotentiale: -in der Lösung vorkommende Teilchen auflisten -mögliche Redoxpaare bilden → Standard-Elektrodenpotentiale -Teilgleichungen formulieren -dem Minuspol denkbare Reduktionsreaktionen zuordnen -dem Pluspol denkbare Oxidationsreaktionen zuordnen -mögliche Überspannungen berücksichtigen Pluspol (Kathode) 2 e Graphit Br₂(aq) Gas H₂ 0₂ Cl₂ Elektroden- material Stromdichte in A. cm²² 10-3 10-² 10-1 Pt (platiniert) -0,02 -0,04 -0,05 Pt (blank) 10⁰ -0,07 -0,12 -0,23 -0,35 -0,47 -0,60 -0,78 -0,97 - 1,03 -0,94 -1,04 -1,15 -1,25 0,40 0,52 0,64 0,77 0,72 0,85 1,28 1,49 0,53 0,90 1,09 1,24 0,006 0,016 0,026 0,08 0,008 0,03 0,054 0,24 0,1 0,12 0,25 0,50 U* in Volt für die Abscheidung Graphit Quecksilber Pt (platiniert) Pt (blank) Graphit Pt (platiniert) Pt (blank) Graphit -führt man elektrische Energie von außen zu, so lassen sich die Redoxreaktionen umkehren → zugeführte Energie wird als chemische Energie im Produkt gespeichert -umgekehrt zur galvanischen Zelle -Elektrolyse: Anode (Pluspol) Galvanische Zelle: Anode (Minuspol) (siehe Abb. oben) -unterbricht man die Elektrolyse, verbindet man die Pole mit einem kleinem Elektromotor, oxidiert der Stoff der Kathode und reduziert der Stoff der Anode → entstehen galvanische Zelle -Zersetzungsspannung Uz → die Spannung der galvanischen Zelle muss überschritten werden, damit man bei der Elektrolyse Produkte erhalten kann Überspannungsanteile einiger Gase Zersetzungsspannung und Elektrodenmaterial: (könnte im Abi nicht dran kommen) -bei geringer Spannung führt ein Elektrolysesystem zur Abscheidung von etwas (Anode) und (Kathode) an den Platin-Blechen -Bildung galvanische Zelle, deren Spannung etwa die Differenz der Standard-Elektrodenpotentiale entspricht_ Uz = U (galvanischer Zelle) -Überspannung: Differenz der Zellspannung und der Zersetzungsspannung → U* = Uz - U -wichtiger Faktor → Stromdichte (Abb. oben) ELEKTROCHEMIE -Am Pluspol werden die Teilchen mit dem kleinsten Abscheidungspotential oxidiert!!! -Am Minuspol werden die Teilchen mit dem größten Abscheidungspotential reduziert!!! U* (H₂) (Pt, blank) = -0,23 V U* (0₂) (Pt, blank) = 0,85 V Für die am Minuspol denkbaren Reaktionen ergeben sich folgende Abscheidungspotentiale: Na+ (aq)/Na (s): U = -2,71 V H2O (D)/H2 (g) (pH=7): UH = UH (H₂) + U* (H₂) = -0,41 V + (-0,23 V) = -0,64 V Das Elektrodenpotential für die Bildung von Wasser- stoff aus Wasser ist trotz Überspannung höher als das Elektrodenpotential für die Bildung von Natrium aus Zersetzungsspannung: Anode: Cu(s) → Cu²+ (aq) + 2 e¯ 2 H₂0 (1) O₂g) + 4 H+ (aq) + 4e¯ Au(s) Au³+ (aq) + 3 e 2 SO4²-(aq) → S₂O8²¯(aq) + 3 e Kathode: Cu²+ (aq) + 2 e➜ Cu(s) As³+ (aq) + 3 e¯ → As(s) 2 H*(aq) + 2 e → H2 Uz = [UD (Pluspol) +U* (Pluspol)] - [U (Minuspol) +U* (Minuspol)] Bsp. Uz = [Uᵒ(O₂) +U* (O₂)] - [V°□ (H₂) -U*(H₂)] = [1,67V] -[-0,64 V] = 2,31 V Uᵒ0 = 0,34 V U⁹D = 1,23 V U⁹D = 1,50 V U⁹D = 2,01 V Natrium-Ionen. Deswegen sollte an der Kathode Wasse zu gasförmigem Wasserstoff reduziert werden. Für den Pluspol gilt entsprechend: Raffination von Kupfer: -Kupfer ist chemisch stabil, hohe Leitfähigkeit (von der Reinheit abhängig, Anteil von 0,07% Arsen vermindert bereits um 1/3) -Rohkup enthält auch unedle Metalle (wie Zink, Eisen, blei, Zinn oder Arsen), 99%-iges Rohkupfer ist nicht rein genug → Verunreinigungen werden durch Kupfer-Raffination weitestgehend entfernt folgende Reaktionen sind möglich: Uᵒ0 = 0,34 V UᵒD = 0,30 V Uᵒ0 =0,00 V F₂ (g)/F (aq): U = 2,85 V O₂ (g)/H₂O (1): UH UH (0₂) + U* (0₂) A = 0,82 V + 0,85 V = 1,67 V -geringste Zersetzungsspannung U = 0 V, Kupfer an Anode oxidiert und gleichzeitig Kupfer-lonen an der Kathode reduziert werden → Anode löst sich auf, an der Kathode scheidet sich reines Kupfer ab Technische Durchführung: -Spannung von 0,3 V, nur unedlen Metalle außer Kupfer gehen in die Lösung -edlen Metalle fallen als unlöslicher Schlamm an → Anodenschlamm → Edelmetalle wie Silber, Platin, Gold, Palladium werden gewonnen -elektrolytische Raffination von Kupfer: Lösung von Kupfersulfat mit verdünnten Schwefelsäure bei etwa 60°C elektrolysiert -Kathoden (dünne Edelstahlblechen) → Rohkupfer mit einem Gehalt von 99,99% scheidet sich ab, Anode (4 cm dicke Platten zu reinigenden Kupfers) -Elektrolyse-Zelle besteht aus 50 Kathoden/Anoden-Paaren → Abstand 4mm -Anode nach etwa 1 Monat zu 90% aufgelöst (Stromdichte 200A*m-²), höhere Stromdichte beschleunigt den Vorgang, jedoch auch Abscheidung der Nebenprodukte (Arsen) -abgeschiedene Kupfer an den Kathoden wird maschinell von den Edelstahlblechen abgezogen, eingeschmolzen, zu Zylindern, Platten oder Barren gegossen → Weiterverarbeitung im Handel -nur 0,3 kW an elektrischer Energie werden gebraucht pro Kilogramm -teuerste am Verfahren Umweltschutz-Emissionen für Blei, Arsen und Co (streng) ELEKTROCHEMIE Chloralkali-Elektrolyse: -Herstellung Chlor und Natronlauge, weiteres Produkt: Wasserstoff, Rohstoff: Steinsalz -3 wichtige Verfahren: 1. Membran-Verfahren, 2. Diaphragma-Verfahren, 3. Amalgam-Verfahren 2 NaCl(aq) + 2 H₂O(l) Cl₂(g) + 2 NaOH(aq) + H₂ ArHᵒ = 446 kj * mol-¹ -Natriumchlorid-Lösung → Sole → wird gereinigt, folgende Reaktionen sind denkbar: Anode: 2 Cl(aq) → Cl₂(g) + 2 e¯ 2 H2O(l) → Oz(g) + 4 H*(aq) + 4e Kathode 2 Nat(aq) + 2 e¯ → 2 Na(s) 2 H2O(l) + 2 e − 2 OH(aq) + Hz(g) Uᵒ0 = 1,36 V UD = 0,82 V (pH=7) UᵒD = -2,71 V UD = -0,41 V (pH=7) -niedrigste Zersetzungsspannung bei Sauerstoff (an Anode) und Wasserstoff (an Kathode) → Zersetzungsspannung von Wasser = 1,23 V -Vermischung der Produkte muss vermieden werden, z.B. explosive Gemische Membran-Verfahren: -umweltfreundlich & kostensparend → Verwendung neue Anlagen -Elektrolyse-Zelle nur durch eine für Wasser hydratisierte Natrium-Ionen durchlässig in Kathoden und Anoden Bereich getrennt -Anodenraum → Sole // Kathodenraum → verdünnte Natronlauge 5 w (NaCl) = 31 % Sole-Reinigung C1₂ H₂1 H₂ он- CI™ OH H₂O Na+ H₂O PTFE- Membran NaCl ↓ Sole-Aufsättigung Dünnsole Membran-Verfahren w (NaCl) = 20 % Natronlauge w (NaOH) = 33 % Eindampfung H₂O und Entsalzung w (NaOH) = 30 % Natronlauge w (NaOH) = 50 % ELEKTROCHEMIE -Anode (Titan, dünne schicht leitfähigem Rutheniumoxid) → Bildung von Chlor katalysiert, Überspannung für Abscheidung Sauerstoff erhöht -Kathode (Nickel, Edelstahl) → Bildung von Wasserstoff katalytisch -Steinsalz in Wasser bei 80°C gelöst, über spezielle lonenaustauscher gereinigt, Calcium & Magnesium müssen entfernt werden, hochreine Sole wird hinzugefügt, mit Steinsalz aufgesättigt und wieder in die Elektrolysezelle zurückgeleitet -Kathode Wasserstoff abgeschieden. OH- bilden mit Na+ Natronlauge, wird vorbeigeführt und angereichert, ein Teil wird ausgeleitet, ein anderer mit Wasser verdünnt und zurück in die Kathode → Natronlauge ist sehr rein, energieaufwendig auf 50% konzentriert Diaphragma-Verfahren: -Elektrolyse-Zelle durch poröse Wand getrennt → Diaphragma (alte Anlage Asbest, neue Kunststofffasern) → beindert kaum lonenwanderung, für Gasbläschen undurchlässig -Sole wird in Anodenraum gebracht → Chlor entsteht, an der Kathode wird Wasserstoff abgeschieden und es entstehen OH¯- lonen, ein höherer Flüssigkeitspegel wird eingestellt → Verhinderung Vermischung -Natronlauge wird durch Eindampfen auf 50% konzentriert, Chlor lässt sich durch Schritte als Reinstoff gewinnen Amalgam-Verfahren: -Nachteil: hoher Verbrauch an elektrischer Energie und Einsatz von giftigem Quecksilber -leicht geneigter Boden, Quecksilber fließt darüber (Kathode), im Deckel sind bis zu 150 Anoden eingelassen, Abstand muss immer gleich bleiben → Durchführung bei konstanter Spannung -Überspannung an Anode so groß → Chlor statt O₂ bildet sich, Gas abgeleitet und mit konzentrierter Schwefelsäure getrocknet und verflüssigt, ein Teil des Cl₂ bleibt in der Sole, von Salzlösung getrennt und verflüssigt Von der Tonerde zum Aluminium: -Herstellung: Bauxit zu Aluminiumoxid (Tonerde), Aluminiumoxid zu Aluminium reduziert, wegen niedrigem Standard-Elektrodenpotential keine chemische Reduktion von Kohlenstoff oder Wasserstoff möglich → Herstellung durch Schmelzfluss-Elektrolyse w (NaCl) = 31 % Sole-Reinigung Schmelzfluss-Elektrolyse: -in einer Eisenwanne (Graphit ausgekleidet) → Graphit (Kathode & Anode), A node oberhalb der Wanne → Abstand lässt sich regulieren CI Cl₂ Na+ CI- Diaphragma-Verfahren Quecksilber Dia- phragma w (NaCl) = 31 % Sole-Reinigung OH Bauxit (5 kg) Amalgam-Verfahren /= 150 KA U=5 V NaCl ↓ Sole-Aufsättigungk elektrische Energie: 14 kWh pro kg Al H₂1 H₂ OH- H₂O Natronlauge w (NaOH) = 13 % w (NaCl) = 19 % Dünnsole w (NaCl) = 27 % - Quecksilber-Kathode entsteht kein Wasserstoff, Natrium-Ionen werden reduziert, Bildung flüssiges Natrium-Amalgam, weil Überspannung sehr hoch ist, Elektrolyse in stark alkalischen Lösungen NaCl Sole-Aufsättigung Na-Amalgam Eindampfung und Entsalzung ⇓ Natronlauge w (NaOH) = 50 % w (NaCl) = 1% H₂O1 Aluminiumoxid (2 kg) Natronlauge w (NaOH) = 50 % H₂ Graphit-Kugeln Amalgam- Zersetzer Kryolith (0,03 kg)/ Fluoride (0,03 kg) WITH Aluminium (1 kg) Herstellung von Aluminium (Verbrauchswerte für 1 kg) Kathode Graphit Anode Graphit (0,5 kg) Elektrolyt- schmelze ELEKTROCHEMIE -Schmelztemperatur von reinem Aluminium sehr hoch (2045°C) → Arbeit bei niedrigen Temperaturen, wird Aluminiumoxid mit Kryolith (Na3AlF6) gelöst -Aluminiumfluorid & Lithiumfluorid → erhöhen Leitfähigkeit, senken Schmelztemperatur -Elektrolyse bei etwa 960°C, Zellspannung 4,5 V bis 5 V, keine weitere Beheizung, weil elektrische Energie in Wärme Kathode: 4 Al³+ + 12 e¯ →→ 4 Al Anode: 3 C + 6 0²- → 3 CO₂ + 12 e Gesamtreaktion: 2 Al₂O3(s) + 3 C(s) → 4 Al(s) + 3 CO₂(g); endotherm Eloxal-Verfahren: -Beständigkeit des Aluminiums verbessern, verstärkt man die natürliche Oxidschicht -eloxierende Gegenstände in einer Elektrolyse-Apparatur als Anode geschaltet, den Elektrolyten bildet eine verdünnte Schwefelsäure, Kathode aus Blei oder Aluminium -anodisch geschaltete Werkstück zwischen zwei Kathoden positioniert -an Kathode entsteht Wasserstoff, Anode entstehen unter Abgabe von Elektronen Al3+, diffundieren durch feine Poren an die Oberfläche der Oxidschicht und bilden weitere Aluminiumoxid 2 Al³+ (aq) + 3 H₂O(I) → Al₂O3(S) + 6 H*(aq) -Waben ähnliche Struktur bildet sich aus, Oxidbildung durch Volumenzunahmen verbunden → wird dicker Eloxal-Verfahren Weiterverarbeitung: -Poren Farbstoffe einlagern -in heißes Wasser → Poren schließen sich → Aluminiumhydroxid-Gel bildet sich aus, versiegelt Oberfläche → durchsichtig → glänzend → Schutzschicht → sehr widerstandsfähig Batterien: -ortsunabhängige Energiequellen → spezielle galvanische Zellen -unedles Metall am Minuspol mit starkem Oxidationsmittel am Pluspol kombinieren → möglichst hohe Spannung zu erreichen Zink/Kohle-Batterie (Le Clanché): -Minuspol (Zink), Pluspol (Graphit-Stab, umgeben von einem Gemisch aus Graphit-Pulver und Braunstein), Elektrolyt 20%ige eingedickte Ammoniumchlorid-Lösung -Spannung von 1,5 V Zn(s) → Zn²+ (aq) + 2 e¯ Reaktion am Pluspol: 2 MnO₂ (s) + 2 H₂O(l) + 2 e¯ → 2 MnOOH(s) + 2 OH-(aq) Schwefelsäure Sekundärreaktion: Pluspol gebildeten Hydroxid-lonen mit Ammonium-Ionen: Minuspol 2e A Zn Zn²+ 2 NH 2 H₂O -2 OH- 2 H₂O 2 NH3 2 CIT [Zn(NH3)2]Cl2 Anode (Aluminium- Werkstück) Wasserstoff Kathode (Al) Reaktionen in der LECLANCHÉ-Batterie Pluspol 2 MnO₂ 2 MnOOH ELEKTROCHEMIE NH4+ (aq) + OH-(aq) →NH3(aq) H₂O(l) Ammoniak-lonen mit am Minuspol entstanden Zink-lonen komplex gebunden: Zn²+ (aq) + 2 NH3(aq) →[Zn(Nh3)2]²+ (aq) Diamminzink-lonen mit Chlorid-lonen eine schwer löslichen Niederschlag: [Zn(NH3)2]²+ (aq) + 2 Cl¯(aq) →[Zn(NH3)2]Cl₂(S) -Stahl-Mantel verhindert auslaufen Alkali/Mangan-Batterie: -Weiterentwicklung der Zink/Kohle-Batterie, auch Spannung von 1,5 V -Minuspol (Paste aus Zink-Pulver), größere Zinkoberfläche, kann mehr Zink oxidieren, über längere Zeit mehr einsetzbar Zink/Luft-Batterie: -Oxidationsmittel Luftsauerstoff statt Braunstein positiver Pol Polkappe Graphit-Stab -Braunstein/ Graphit-Gemisch Ammoniumchlorid-Paste Kaliumhydroxid-Paste Entladungs Ströme fließen -Elektrolyt: Kaliumhydroxid-Lösung Zn²+ (aq) + OH-(aq) → ([Zn(OH4)]²¯) (Tetrahydroxozinkat-lonen) -führt dazu, dass keine Niederschläge sich bilden können -Kaliumhydroxid-Lösung erst bei -60°C erstarrt → auch bei niedrigen Temperaturen -Minuspol (Zink-Pulver), Elektrolyt (Kaliumhydroxid-Lösung), Pluspol (luftdurchlässige, mehrschichtige Gasdiffusionselektrode → Teflonschicht verhindert Austritt Kaliumhydroxid-Lösung) → folgen Graphit/Teflon-Gemisch und ein Katalysator -Sauerstoff-Moleküle diffundieren durch Gaselektrode zur Katalysator-Schicht → Hydroxid-lonen werden reduziert, Zink-Atome am Minuspol abgeben Minuspol: 2 Zn(s) → 2 Zn²+ (aq) + 4e¯ Pluspol: O₂(g) + 2 H₂O(l) + 4 e¯ → 4 OH¯(aq) Zn²+ (aq) + OH-(aq) → ([Zn(OH4)]²-) (Tetrahydroxozinkat-lonen -Baustellenbeleuchtung, Weidenzäune, Knopfzellen in Hörgeräten Zink-Becher Zink-Pulver Bodenkappe negativer Pol Zink/Kohle-Batterie und Alkali/Mangan-Batterie im Vergleich Stahlgehäuse -ionendurchlässige- Trennschicht Separator Minuspol Pluspol Lufteintritt Kaliumhydroxid- Lösung/Zink-Pulver Minuspol Schnitt durch eine Zink/Luft-Knopfzelle Lithium-Batterie: -von allen das niedrigste Elektrodenpotential und kleinste Dichte → eignet sich als Elektrodenpotential für den Minuspol -dürfen nur nichtwässrige Elektrolyten besitzen!!! → Lithium reagiert stark mit Wasser, Wassergehalt darf nicht mehr als 50 ppm betragen -positive Elektrode: Oxidationsmittel wie Mangan(IV)-oxid, Kupfersulfid oder Silberchlorid (Spannungen liegen zwischen 2,8 V und 3,6 V) -am kostengünstigsten sind Li/MnO₂™ Minuspol: Li(s) → Li+ + e¯ Pluspol: Lit + e + MnO₂ (s) LiMnO₂ (s) -geringe Selbstentladung, → lange Lagerfähig, Langzeit Anwendungen bis zu 10 Jahren -Temperaturen bis -40°C einsetzbar Lithium Pluspol Aufbau einer Li/MnO2-Knopfzelle poröse Teflon-Schicht O Katalysator- schicht Graphit/ Teflon- Gemisch Separator, getränkt mit Elektrolyt Kunststoff- dichtring Mangan(IV)-oxid/ Kohlenstoff-Gemisch Akkumulatoren: -können nach Gebrauch wieder geladen werden Blei-Akkumulatoren: ELEKTROCHEMIE -geladener Zustand: jede Zelle aus einer Blei-Platte und einer Bleidioxid-Platte, Elektrolyt: 30%ige Schwefelsäure, Spannung 2V, 12 V werden erreicht bei 6 in einer Reihe geschalten Minuspol: Pb(s) + SO4²-(aq) PbSO4(s) + 2 e- Pluspol: PbO₂ (s) + 4 H*(aq) + SO4²¯(aq) + 2 e¯ PbSO4(s) + 2 H₂O(l) -bilden schwerlöslichen Bleisulfat-Niederschlag, absetzen auf Elektroden -Entstehung von Wasser bei Stromerzeugung -lässt sich beim Aufladen umkehren: = Cd (OH)2 (s) + 2 Ni(OH)2 (s) Brennstoffzellen: -umweltfreundlicher Energiewandler Minuspol -Wirkungsgrad bis zu 80% erreichbar -bei Oxidation freiwerdende Energie direkt in elektrische Minuspol: PbSO4(s) + 2 e¯ → Pb(s) + SO4²-(aq) Pluspol: PbSO4(s) + 2 H₂O(l) PbO₂(s) + 4 H*(aq) + SO4²¯(aq) + 2 e¯ -Abscheidung von Sauerstoff an Blei(IV)-oxid wird durch Überspannung verhindert → aufladen möglich -Wenn die Konzentration der Pb²+ am Ende der Aufladung schlagartig abnimmt → durch Elektrolyse des Wassers bilden sich Sauerstoff und Wasserstoff: Der "Akku gast" -Elektrodenflächen müssen möglichst groß sein → scheller Start des Akkus → Einbau vieler kleiner Platten, in Autobatterien Nickel/Cadmium-Akkumulator: -im geladenen Zustand: Elektroden bestehen aus Platten, die am Minuspol mit feist Cadmium um am Pluspol mit Nickel(III)-oxidhydroxid-Lösung geladen sind -Elektrolyt: 20%ige Kalizumhydroxid-Lösung -Spannung 1,2 V -durch anlegen einer großen äußeren Spannung werden Elektrodenreaktionen umgekehrt Cd + NIO(OH) (s) + 2 H₂O(l) Energie umgewandelt -Brennstoffe müssen von außen ständig zugeführt werden → um Energie zu erzeugen -nur Energiewandler im Vergleich zu Batterien 2e H₂ PbSO4 PbPb2+ Nickel/Metallhydrid-Akku: -möglicher Ersatz für Nickel/Cadmium → umweltfreundlicher -Pluspol gleiche Reaktion, Minuspol: besondere Metalllegierungen, die beim Laden des Akkus atomaren Wasserstoff in den Lücken ihres Metallgitters als Metallhydrid speichern können -beim Entladen: Wasserstoff aus dem Gitter freigesetzt und oxidiert -Spannung 1,2 V Anode e 50²/- so²- Laden und Entladen eines Blei-Akkumulators e 2 H₂O + Pb2+ 4H+ M Motor PbSO4 palladinierte Nickel-Netzelektrode Separator Wasserstoff/Sauerstoff-Brennstoffzelle + 2e Kathode Pluspol PbO₂ Kalilauge ELEKTROCHEMIE Funktionsprinzip: -in einer Wasserstoff/sauerstoff-Brennzelle wird die bei der Knallgasreaktion ungenutzte Energie in elektrische Energie umgewandelt, Reaktionspartner reagieren nicht direkt miteinander, sondern sind räumlich getrennt Minuspol: 2 H₂ + 4 OH¯ →4 H₂O + 4e¯ Pluspol: O₂ + 2 H₂O + 4e¯→ 4 OH- PEM-Brennstoffzelle: Gesamtreaktion: 2 H₂(g) + O₂ (g) →2 H₂O(1) U=1,23 V UD = -0,83 V UD = 0,4 V -Proton-Exchange-Membrane-Brennstoffzelle → mobiles Akkuladegerät, Stromlieferant für Antrieb von Fahrzeugen -Kunststoffmembran verhindert durchmischen von Wasserstoff und Sauerstoff, und Funktion als Elektrolyt, gasdurchlässige, porösen Elektrodenmaterial wie Graphit-Papier, in dessen Poren sich meist der fein verteilte Katalysator, meist Platin, befindet -Minuspol und Pluspol sind über eine äußere elektrische Leiter miteinander verbunden Minuspol: 2 H₂(g) →4 H*(aq) + 4e¯ Pluspol: 0₂ +4 e¯ + 4 H*(aq) → 2 H₂O(g) -Am Platin-Katalysator werden Wasserstoff-Moleküle zuerst Atome in Protonen und Elektronen gespalten -Elektronen fließen über Elektrodenmaterial und äußere Leiter in den Pluspol Wasserstoff (ange- feuchtet) H₂ 10 Platin (Katalysator) M 4 Motor e 8 8 Protonenaus- tauschmembran gasdurchlässiges Elektrodenmaterial Bau und Funktion einer PEM-Brennstoffzelle -Protonen werden an der Membran von Wasser-Molekülen aufgenommen und als Hydronium-Ionen durch die Membran zum Pluspol geleitet, treffen dort auf Oxid-lonen, die sich am Katalysator aus dem Sauerstoff-Molekülen gebildet haben -Protonen und Oxid-lonen reagieren zu Wasser-Molekülen, die als Wasserdampf nach außen verdampfen Luft- sauerstoff H₂O Wasser- dampf