Didaktik der Chemie / Universität Bayreuth

Stand: 20.09.10

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Chemie auf dem Mars

Batterien

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Im Pathfinder-Landemodul wurden Silber-Zink-Batterien verwendet, die wir auch hier auf der Erde aus dem Alltag kennen, etwa zum Betrieb von Hörgeräten. Im folgenden wurde eine Übersicht über die verschiedenen gebräuchlichen Batterien zusammengestellt.

Man sollte unterscheiden zwischen:

bullet Primärzellen, das sind nicht wieder aufladbare Galvanische Elemente (z.B. Zink-Kohle, Alkali-Mangan).
bulletSekundärzellen (Akkumulatoren), das sind wieder aufladbare Galvanische Elemente (z.B. Nickel-Cadmium, Nickel-Metallhydrid).

Als Batterien bezeichnet man lediglich die Zusammenschaltung mehrerer Galvanischer Elemente, i.d.R. zur Spannungserhöhung in Reihe (z.B. 9V-Block, Auto-Batterie, 4.5V-Block).

Galvanische Elemente sind Energieumwandler, in denen chemische Energie direkt in elektrische Energie umgewandelt wird. Man unterscheidet Primärelemente, Sekundärelemente und Brennstoffzellen. Bei Primär- und Sekundärelementen ist die Energie in den Elektrodensubstanzen gespeichert, durch ihre Beteiligung an Redoxreaktionen wird Strom erzeugt. [1]

Redoxreaktionen sind Reaktionen, die unter Reduktion und Oxidation von Teilchen verlaufen. Allgemein ist ein Redoxvorgang eine Elektronenübertragung. Dabei bedeutet Oxidation eine Elektronenabgabe und Reduktion Elektronenaufnahme:

Beispiele für Redoxpaare: Na/Na+; 2Cl-/Cl2; Mn2+/Mn7+; Fe2+/Fe3+

Ein Redoxvorgang läßt sich allgemein formulieren:

Läßt man den Elektronenaustausch einer Redoxreaktion so ablaufen, dass man die Redoxpaare (Teil- oder Halbreaktionen) räumlich voneinander trennt, sie jedoch elektrisch und elektrolytisch leitend miteinander verbindet, ändert sich am eigentlichen Reaktionsvorgang nichts.

Das Redoxpaar bildet zusammen mit einer Elektrode (= Elektronenleiter) eine Halbzelle. Die Kombination zweier Halbzellen nennt man eine Zelle, Galvanische Zelle oder Galvanisches Element. [2]

 

Primärzellen:

Das Leclanché-Element ist das am meisten verbreitete Primärelement. Es besteht aus einer Zinkanode (negative Elektrode), einer mit MnO2 umgebenen Kohlekathode (positive Elektrode) und einer mit Stärke bzw. Methylcellulose verdickten NH4Cl-Lösung als Elektrolyt. Es liefert eine EMK (elektromotorische Kraft) von 1.5V. Schematisch lassen sich die Vorgänge bei der Stromentnahme durch die folgenden Reaktionen beschreiben.

Abb.1: Das Leclanché-Element [3]

Eine Variante der Leclanché-Zelle ist die Zinkchlorid-Zelle, die als Elektrolyt eine Zinkchlorid-Lösung enthält:

In manchen alkalischen Zellen mit Kalilauge als Elektrolyt werden als positive Elektroden Quecksilberoxid, HgO, oder Silberoxid, AgO, als negative Elektroden Cadmium Cd, oder Zink Zn, verwendet. Ein Beispiel dafür ist die Silber-Zink-Zelle (siehe oben), die eine Spannung von etwa 1.5V liefert.

Sekundärzellen:

Der Bleiakkumulator besteht aus einer Bleielektrode und einer Bleidioxidelektrode. Als Elektrolyt wird 20%ige Schwefelsäure verwendet. Die Potentialdifferenz zwischen den beiden Elektroden beträgt 2.04V. Wird elektrische Energie entnommen (Entladung), laufen an den Elektroden die folgenden Reaktionen ab:

Bei der Stromentnahme wird H2SO4 verbraucht und H2O gebildet, die Schwefelsäure wird verdünnt. Der Ladungszustand des Akkumulators kann daher durch Messung der Dichte der Schwefelsäure kontrolliert werden. Durch Zufuhr elektrischer Energie (Laden) lässt sich die chemische Energie des Akkumulators wieder erhöhen. Der Ladungsvorgang ist eine Elektrolyse.

Der Nickel-Cadmium-Akkumulator liefert eine EMK von etwa 1.3V. Beim Entladen laufen folgende Elektrodenreaktionen ab:

Brennstoffzellen:

Die direkte Umwandlung freiwerdender Energie bei der Verbrennung von Wasserstoff, Kohlenstoffmonoxid oder Methan in elektrische Energie erfolgt in Brennstoffzellen. Die Entwicklung von Brennstoffzellen ist wegen ihres hohen Wirkungsgrades (bis 90%) wichtig. Bedeutung hat bisher aber nur das Knallgaselement in der Raumfahrt. Wasserstoff und Sauerstoff werden durch poröse, katalytisch wirksame Elektroden in eine alkalische Lösung eingeleitet.

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Literatur:

[1] Riedel, Anorganische Chemie, deGruyter-Verlag, 3. Auflage, 1994, S. 363

[2] Latscha/Klein, Organische Chemie, Springer Verlag, 3. Auflage, 1993, S. 201ff.

[3] Mortimer, Chemie, Thieme-Verlag, 5. Auflage, 1987, S. 341

[4] Riedel, Anorganische Chemie, deGruyter-Verlag, 3. Auflage, 1994, S. 363ff.

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Erstellt von: Stefanie Montag, 1999; E-Mail an: Walter.Wagner ät uni-bayreuth.de

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