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Artikel aus Mobile Times 9

Akkumulatoren - Kraftspender mobiler Elektronik (1)

Die elektrochemischen Grundlagen und die ersten Vorläufer der modernen Miniaturkraftpakete

Akkumulatoren, meist kutz "Akkus" genannt, sind die Voraussetzung für das Funktionieren mobiler Elektronik: Vom Notebook bis zum Handy finden wir sie. Was Akkumulatoren sind, welche Arten es davon gibt, wie sie aufgebaut sind, und wie man dafür sorgt, daß sie möglichst lange ihre maximale Leistung behalten, das wollen wir Ihnen in dieser Serie darstellen.

Wird von mobiler Elektronik geredet, so hört man oft die Prädikate "kleiner", "leichter", "schneller" oder "komfortabler". Doch nur selten wird das Herzstück jeder mobilen Applikation gewürdigt: der Akkumulator. Dabei ist er es doch, der alles andere erst zum Laufen bringt. Im Folgenden soll etwas näher darauf eingegangen werden, warum manche Akkus leichter sind als andere, wie unterschiedliche Betriebszeiten zu Stande kommen und warum es Vorgänge wie den "Memory Effekt" gibt.

Ein wenig Chemie zur Einführung

Wenn man über Akkumulatoren ins Detail gehen will, so muß man ein wenig Chemie verstehen, da jeder Akkumulator auf chemischen Wechselwirkungen basiert. Diese chemischen Wechselwirkungen führen dazu, daß beim Entladen chemische Energie in elektrische Energie umgewandelt wird, beim Laden dagegen elektrische Energie in chemische.

Die Grundlage dafür bilden sogenannte Redox-Reaktionen, die sich dadurch auszeichnen, daß einzelne Atome Elektronen aufnehmen oder abgeben. Der Name "Redox" setzt sich zusammen aus "Reduktion" und "Oxydation", wobei der Begriff "Oxydation" darauf basiert, daß diese Art von chemischen Reaktionen erstmals in Zusammenhang mit Sauerstoff (lat. Oxygen) beobachtet wurde, als man das Wesen der Verbrennung erforschte. Dabei notiert man die Zahl der aufgenommenen oder abgegebenen Elektronen als Oxydationszahl, die traditionellerweise in römischen Ziffern geschrieben wird.

Der Stoff der oxydiert wird hat dabei eine Erhöhung seiner Oxydationszahl, der Stoff der reduziert wird eine Reduktion seiner Oxydationszahl. Dabei bedeutet eine Erhöhung der Oxydationszahl die Abgabe von Elektronen, da Elektronen negativ geladen sind. Ein einfaches Beispiel dafür ist die Verbrennung von Wasserstoff und Sauerstoff zu Wasser:

In der dritten Zeile (der Gleichung für die Summenreaktion) wurden dabei die Oxydationszahlen über die jeweiligen Atome geschrieben, damit klar ist, was gemeint ist: jedes Wasserstoffatom hat ein Elektron abgegeben, jedes Sauerstoffatom hat zwei Elektronen aufgenommen. Bei dieser Reaktion ist Sauerstoff das Oxydationsmittel, es wurde selber reduziert, Wasserstoff ist das Reduktionsmittel, es wurde selber oxydiert.

Wenn man aber diese oder ähnliche Reaktionen einfach ablaufen läßt, so bekommt man die Reaktionsenergie nur in Form von Wärme (bei einer Sauerstoff-Wasserstoff-Verbrennung bis zu 2700°C), doch sind Schweißflammen für den Betrieb von mobiler Elektronik leider nicht geeignet.

Die Entdeckung des Herrn Galvani und die Erfindung des Herrn Volta

Zum Glück für die Besitzer von Notebooks und Handys hat der Bologneser Arzt Luigi Galvani im Jahre 1786 eine interessante Entdeckung gemacht: brachte man Froschschenkel mit Metall in Verbindung, so daß ein geschlossener Stromkreis entstand, dann begannen die Schenkelmuskel zu zucken. Die Frage war aber nun woher stammt diese Elektrizität? Galvani schloß - leider falsch - daß es im tierischen Körper eine eigene Art Elektrizität gebe; ein zartes Fluidium, das vom Gehirn durch die Nerven zu den Muskeln ströme.

Sein Landsmann Andresso Volta aber erkannte, was Galvani übersehen hatte: die Elektrizität entstammte nicht den Froschnerven, sondern dem Kontakt zweier verschiedener Metalle mit den salzhaltigen Körpersäften des Frosches. Auf dieser Basis entwickelte er im Jahre 1800 die sogenannte "Voltasche Säule", die aus Zink und Silberplatten bestand, die durch salzsäuregetränkte Pappscheiben getrennt waren.

Die Formalisierung des Mechanismus dieser Reaktion mußte aber noch auf zwei Wissenschaftler des 19. Jahrhunderts warten: auf den Engländer Michael Faraday und den Deutschen Walther Nernst. Sie legten erst die Formalismen der elektrochemischen Reaktionen nieder.

An die beiden Italienern erinnert uns aber heute noch die Benennung der Einheit der elektrischen Spannung mit Volt und die Bezeichnung von elektrochemischen Zellen als galvanische Elemente.

Der Formalismus elektrochemischer Reaktionen

Der exakte Formalismus für elektrochemische Reaktionen, so wie wir ihn oben verwendet haben, beruht auf den Arbeiten von Michael Faraday und Walther Nernst.

Michael Faraday war der erste, der sich ernsthaft mit den Vorgängen bei der Elektrolyse beschäftigte. Elektrolyse ist primär der umgekehrte Vorgang eines galvanischen Elementes: man schickt Strom durch die Zelle, damit eine chemische Reaktion abläuft. Die Aluminiumschmelze in Ranshofen ist ein einheimisches Beispiel dafür, doch auch die Herstellung von Elektrostahl oder anderen hochreinen Metallen beruht auf ähnlichen Vorgängen. Faraday stellte nun für die Elektrolyse zwei wichtige Gesetze auf, die natürlich in umgekehrter Form auch für galvanische Elemente gelten.

Das erste Faraday'sche Gesetz besagt, daß die in der Reaktion umgesetzte Menge an Material proportional zu der verwendeten Stromstärke und der Zeit ist, weswegen man in der Aluminiumschmelze zum Beispiel Stromstärken von bis zu 100.000 Ampere verwendet (der Haushaltsstrom zum Vergleich kommt mit circa 10 Ampere aus).

Das zweite Faraday'sche Gesetz sagt aus, daß die bei gleicher Stromstärke in gleichen Zeiten umgesetzten Stoffmengen proportional zu den Quotienten aus molarer Masse und Ladung sind. Dabei bedeutet die "molare Masse" die Masse eines Mols (=6,022×10²³ Teilchen). Die Ladung ist das, was wir oben in den chemische Formeln durch die rechts oben stehenden Plus- und Minus-Zeichen angedeutet haben. Die elektrische Ladung (= Stromstärke × Zeit) die für die Reaktion von einem Mol mit der Ladung eins notwendig ist, wird ihm zu Ehren als ein Faraday (nicht zu verwechseln mit der auch nach ihm benannten Einheit Farad für die Kapazität) bezeichnet.

Walther Nernst wiederum beschäftigte sich mit den exakten thermodynamischen Eigenschaften von elektrochemischen Elementen, doch würde eine exakte Behandlung der von ihm gefundenen Nernst'schen Gleichung den Rahmen dieses Artikels bei weitem sprengen, da für das Verständnis dieser Gleichung auch eine Einführung in die Thermodynamik und die Anfänge der Analytischen Chemie notwendig wären. Sollte aber an dieser doch etwas komplexeren Materie durchaus Interesse bestehen, so wollen wir dies gerne in einer späteren Folge nachholen.

Die Weiterentwicklung galvanischer Elemente

Zwar war die Voltasche Säule viele Jahre hindurch das einzige Mittel zur Erzeugung von Elektrizität (wenn man von Reibungselektrizität absieht), aber sie hatte einige schwere Nachteile: der entstehende Wasserstoff überzog als dünne Schichte die Elektroden, und verhinderte so weitere Reaktionen, so daß die Spannung im Laufe der Reaktion absank. Zudem reagierten die Metalle auch dann mit der Säure, wenn kein Strom entnommen wurde. Beides schwere Nachteile, die mit dem Le Clenché-Element überwunden wurden.

Michael Köttl

Wie mit dem Le Clanché-Element die erste brauchbare Batterie entstand und wie es mit den galvanischen Elementen weitergeht, werden wir in der nächsten Folge näher betrachten. (>>)

Letzte Überarbeitung: Montag, 10. Februar 2003 Text © 1996 by Mobile Times; HTML © 2001-2003 by Mobile Times