Smartphone aufladen mit Bier

Ist es möglich, ein Smartphone mithilfe eines Volta-Elements und Getränken als Elektrolyten zu laden?

Inhaltsverzeichnis

Vorwort

Inhaltsverzeichnis

1. Einleitung
1.1 Relevanz
1.2 Ziel der Arbeit
1.3 Abgrenzung des Untersuchungsfeldes
1.4 Thesen

2 Grundlagen
2.1 Glossar
2.2 Redoxreaktionen
2.3 Strom aus Redoxreaktionen
2.3.1 Theorie
2.3.2 Volta-Element
2.3.3 Galvanische Zelle

3 Material und Methoden
3.1 Methoden
3.2 Materialien
3.3 Aufbau
3.4 Vorgehen
3.4.1 Vorversuche
3.4.2 Hauptexperiment

4 Ergebnisse
4.1 Vorversuche
4.2 Hauptexperiment
4.3 Sicherheit und Genauigkeit

5. Diskussion
5.1 Überprüfung der These
5.2 Abweichungen bei Kontrollrechnung
5.2.1 Weitere Besonderheiten

6 Fazit

7 Zusammenfassung

8 Quellenverzeichnis
8.1 Literaturverzeichnis
8.2 Abbildungsverzeichnis

9 Anhang
9.1 Rechnungen
9.1.1 Benetzte Oberfläche
9.1.2 Spannung
9.1.3 Ladungsmenge
9.1.4 Auflösung Zink
9.2 Daten
9.2.1 Vorversuche
9.2.2 Durchschnitt Leistung Vorversuch
9.2.3 Hauptversuch ...

Vorwort

Letzten September entdeckte ich den Wissenschaftspodcast «Methodisch inkorrekt!» für mich. Durch eine Empfehlung auf Twitter wurde ich darauf aufmerksam und lernte den Podcast ziem- lich schnell schätzen, brachte er mich doch durch so manche ansonsten langweilige Stunde. Extrem unterhaltsam stellen sich darin zwei Physiker wissenschaftliche Arbeiten gegenseitig zweiwöchentlich laiengerecht - und manchmal methodisch etwas inkorrekt - vor. In Folge 49 dieses Podcasts wird gegen Ende die «Bierbatterie», also ein Volta-Element mit Bier als Elekt- rolyt, getestet, was mich indirekt auf die Idee für diese Maturaarbeit brachte.

Ich möchte mich hier nun bei allen Personen bedanken, die mir bei dieser Arbeit geholfen haben. Zunächst einmal meiner Erstbetreuung Herrn Stephan Juchler, der mir immer half, sei es mit Verbesserungsvorschlägen für das Experiment und auch mit dem Material dafür. Weiter danken möchte ich Herrn Stefan Schweizer, der sich bereit erklärte, diese Arbeit als zweitbetreuende Lehrkraft zu bewerten.

1 Einleitung

1.1 Relevanz

Die meisten Menschen besitzen heutzutage ein Smartphone. Nun ist es so, dass bei vielen Smartphones selbst bei sparsamer Nutzung nach zwei Tagen der Akku leer ist, es also wieder aufgeladen werden muss. Wenn nun gerade keine Steckdose in der Nähe ist, kann das schnell zum Problem werden. In solchen Fällen wäre es also nützlich, selbst mit relativ einfachen Mit- teln Strom zu erzeugen.

1.2 Ziel der Arbeit

In dieser Arbeit soll herausgefunden werden, ob es möglich wäre, ein Smartphone durch ein selbstgemachtes Volta-Element, oder gegebenenfalls mehrere miteinander verschaltete, zu laden. Dabei sollen möglichst nur alltägliche Gegenstände und Lebensmittel zum Einsatz kom- men.

1.3 Abgrenzung des Untersuchungsfeldes

Als Elektrolyt kommen nur Flüssigkeiten zum Einsatz, die im Supermarkt gekauft werden kön- nen und Lebensmittel sind. So sind z.B. Cola, Tafelessig und Zitronensaft erlaubt, Abwaschmit- tel oder ähnliches jedoch nicht.

1.4 Thesen

Es ist möglich, mithilfe eines Volta-Elements oder mehrerer miteinander verschalteter Volta- Elemente und einer Flüssigkeit als Elektrolyt (siehe Abgrenzung des Untersuchungsfeldes) ein Smartphone mit einer Batteriekapazität von 3000 mAh sowie einer Mindestladespannung von 5 V komplett aufzuladen.

2 Grundlagen

2.1 Glossar

- Strom: gerichtete Bewegung von Ladungsträgern (Elektrischer Strom - ELEKTRONIK KOMPENDIUM, 2019)
- Stromstärke: «bezeichnet die Menge an Ladungsträgern, die in einer bestimmten Zeit durch einen Stromkreis fliessen.» Einheit: Ampere (A), Formelzeichen: I (ABB GROUP, 019, S. 43, 45)
- Spannung: «Die Spannung zwischen zwei Punkten in einem Stromkreis ist ein Mass für den Potenzialunterschied bzw. die Kraft, die die Elektronen zwischen den beiden Punk- ten ‘anschiebt’.» Einheit: Volt (V), Formelzeichen: U (ABB GROUP, 2019, S. 43)
- Kapazität: Die Ladungsmenge, die eine Batterie oder ein Akkumulator maximal liefern bzw. speichern kann. Einheit: Milliamperestunde (mAh), Formelzeichen: Q (WIKIPEDIA - Kapazität (galvanische Zelle), 2019)
- Leistung: Stromverbrauch, ist das Produkt von Spannung und Stromstärke. Einheit: Watt (W), Formelzeichen P (ELEKTRONIK KOMPENDIUM - Elektrische Leistung P, 2019)

2.2 Redoxreaktionen

In einem Volta-Element laufen - wie in allen anderen Batterien und Akkumulatoren - Redoxre- aktionen ab. Dabei wird chemische Energie in elektrische Energie, also in Strom, umgewandelt. Sowohl Batterie als auch Akkumulator sind Energiespeicher, wobei eine Batterie nicht wieder- aufladbar ist, ein Akkumulator – kurz Akku – jedoch schon. Bei einem Volta-Element handelt es sich um ersteres. Eine Redoxreaktion (Reduktions-Oxidations-Reaktion) ist im Grunde eine Elektronenübertragung zwischen zwei Reaktionspartnern, also Molekülen, Atomen oder Ionen. Dabei wird jeweils ein Oxidationsmittel reduziert, es nimmt also Elektronen auf. Gleichzeitig wird ein Reduktionsmittel oxidiert, es gibt also Elektronen ab. (EISNER, et al., 2007, S. 244/245)

Welcher Reaktionspartner nun Elektronen aufnimmt bzw. abgibt, hängt vom Redoxpotential der beteiligten Teilchen ab. Das Redoxpotential beschreibt die Bereitschaft, Elektronen abzuge- ben. Das Reduktionsmittel muss dementsprechend ein höheres Redoxpotential aufweisen als das Oxidationsmittel, da es diesem Elektronen abgibt. (LUMITOS AG, 2019)

Als illustrierendes Beispiel für eine Redoxreaktion hier die Teilreaktionen von Magnesium (Re- duktionsmittel) und Sauerstoff (Oxidationsmittel) zu Magnesiumoxid:

Abbildung in dieser Leseprobe nicht enthalten

Es existieren jedoch auch Redoxreaktionen, die ohne tatsächliche Elektronenübertragung statt- finden. Um diese trotzdem erklären zu können, werden sie so behandelt, als würden auch hier Elektronen übertragen werden. Die so entstandenen fiktiven Ladungen werden Oxidationszah- len genannt. In der Realität ist es aber eher so, dass die Valenzelektronen - also die Elektronen in der äussersten Schale - des oxidierten Reaktionspartners eine höhere Aufenthaltswahr- scheinlichkeit in der Nähe des elektronegativeren, reduzierten Partners besitzen. Oxidations- zahlen werden in römischen Zahlen angegeben. Ein Beispiel für eine solche fiktive Elektronen- übertragung bei einer Redoxreaktion ist die Reaktion von Wasserstoff mit Sauerstoff zu Wasser, wobei Wasserstoff das Reduktionsmittel und Sauerstoff wieder das Oxidationsmittel darstellt. (EISNER, et al., 2007, S. 246)

Abbildung in dieser Leseprobe nicht enthalten

2.3 Strom aus Redoxreaktionen

2.3.1 Theorie

Normalerweise wird bei einer Redoxreaktion chemische Energie in thermische Energie in Form von Wärme umgewandelt. Das Produkt ist somit energieärmer als die beiden Reaktionspartner zuvor. Werden Oxidation und Reduktion jedoch räumlich voneinander getrennt, lässt sich aus der chemischen Energie elektrische Energie, also Strom gewinnen. Dieser Umstand wird in allen Batterien und Akkus genutzt. (EISNER, et al., 2007, S. 260)

2.3.2 Volta-Element

Eine technisch sehr simple Art, diesen Umstand zu nut- zen, stellt das Volta-Element dar. Es ist wie folgt aufge- baut: Jeweils ein Zink- und ein Kupferblech werden in ei- nen Elektrolyten, hier verdünnte Schwefelsäure, ge- taucht und über einen leitenden Draht miteinander ver- bunden. An diesen Draht kann nun ein Verbraucher, also beispielsweise eine Lampe – oder eben ein Smartphone - angehängt werden.

Abbildung in dieser Leseprobe nicht enthalten

Abbildung 1: Schematische Darstellung derAb- läufe in einem Volta-Element.

Werden Metalle in eine Flüssigkeit getaucht, erfahren sie einen gewissen Druck, in der Flüssig- keit in Lösung zu gehen. Dabei verbleiben die Elektronen im Metall, und nur die positiv gelade- nen Ionen gehen in Lösung. Da Zink unedler als Kupfer ist und sich somit besser löst, sind in der Lösung nachher wesentlich mehr Zink- als Kupfer-Ionen vorhanden. (EISNER, et al., 2007, S. 261/262)

Abbildung in dieser Leseprobe nicht enthalten

Somit lädt sich die Zink-Elektrode negativ auf. Damit ist das Zink der Minuspol (Anode) und das Kupfer der Pluspol (Kathode). Diese überschüssigen Elektronen im Zink können nun über den Draht in das Kupfer fliessen und so die unterschiedlichen Ladungen ausgleichen. (EISNER, et al., 2007, S. 260/262)

Die Schwefelsäure reagiert in einer Säure-Base-Reaktion mit dem Wasser, wobei die Schwefel- säure die Säure darstellt, das Wasser die Base. Die Schwefelsäure gibt dem Wasser also Proto- nen ab, was in einem ersten Schritt zur Bildung von Hydrogensulfat-Ionen und Oxonium-Ionen führt. (EISNER, et al., 2007, S. 215)

Abbildung in dieser Leseprobe nicht enthalten

Das dabei entstehende Hydrogensulfat ist ebenfalls eine Säure, was dazu führt, dass in einem zweiten Schritt das Hydrogensulfat mit dem Wasser zu Sulfat-Ionen und Oxonium-Ionen wei- terreagiert. (EISNER, et al., 2007, S. 218)

Abbildung in dieser Leseprobe nicht enthalten

Ob diese zweite Reaktion vollständig abläuft, hängt vom pH-Wert der Lösung bzw. von der Kon- zentration der Schwefelsäure ab. Dieser Faktor bestimmt also das Verhältnis von Hydrogensul- fat-Ionen zu Sulfat-Ionen. (LUTHARDT, 2019)

Abbildung in dieser Leseprobe nicht enthalten

Die Oxonium-Ionen können sich nun beim Kupfer mit den freien Elektronen im Zinkblech und vor allem im Kupferblech zu Wasserstoff und Wasser verbinden. (EISNER, et al., 2007, S. 262)

Abbildung in dieser Leseprobe nicht enthalten

Diese Reaktionen können theoretisch so lange weiterlaufen, bis das Zink komplett in Lösung gegangen ist. Jedoch lagern sich die in Lösung gegangenen Kupfer-Ionen an der Zink-Elektrode an, was den Stromfluss schliesslich zum Erliegen bringt, sobald die Oberfläche des Zinkblechs bedeckt ist. (HEINTZE, 2016, S. 95)

Abbildung in dieser Leseprobe nicht enthalten

Die Stromstärke einer Stromquelle hängt unter anderem von der benetzten Fläche der Elektro- den ab. Je grösser die benetzte Fläche, desto grösser die Stromstärke, da durch die grössere Oberfläche mehr Ionen gleichzeitig in Lösung gehen können. Ein anderer Faktor ist der Abstand der Elektroden. Je näher sich diese sind, desto grösser ist die Stromstärke. (WIKIPEDIA - Elektrolyse, 2019)

2.3.3 Galvanische Zelle

Eine Anordnung, die etwas komplizierter ist, ist die Galvanische Zelle. Sie wird in heutigen Bat- terien und Akkus verwendet (EISNER, et al., 2007, S. 264). Eine galvanische Zelle wird beispiel- weise erzeugt, indem ein Kupferblech in eine Kupfer(II)-sulfat-Lösung und ein Zinkblech in eine Zinksulfat-Lösung getaucht werden. Wird ein Metall in eine Lösung seiner Ionen getaucht, wird dies als Halbzelle bezeichnet. Auch hier passiert die im Kapitel 2.3.2 beschriebene Lösung von Zink und der Fluss von Elektronen zum Kupfer. An der Oberfläche des Kupferblechs können die Elektronen nun mit den Kupfer-Ionen der Lösung reagieren. Das so entstandene Kupfer lagert sich an der Oberfläche der Elektrode ab. (EISNER, et al., 2007, S. 260/261)

Abbildung in dieser Leseprobe nicht enthalten

Damit die galvanische Zelle Strom abgeben kann, müssen beide Halbzellen elektrisch neutral sein. Momentan befinden sich aber in der Zink-Halbzelle die gelösten Zink-Ionen und in der Kup- fer-Halbzelle Sulfat-Ionen. (EISNER, et al., 2007, S. 260/261)

Abbildung in dieser Leseprobe nicht enthalten

Um dies auszugleichen, müssen Ionen ausgetauscht werden können. Dies kann entweder mit- hilfe eines Diaphragmas (poröse Trennwand) oder einer Salzbrücke geschehen. (EISNER, et al., 2007, S. 260/261)

3 Material und Methoden

3.1 Methoden

Um die These experimentell und rechnerisch zu überprüfen, wurde ein Volta-Element selbst gebaut und Stromstärke und Spannung gemessen. Dabei wurden Vorversuche gemacht, um den optimalen Elektrolyten zu bestimmen. Mit diesem optimalen Elektrolyten wurde nun eine längere Messung vorgenommen. Mit den gewonnenen Daten wurde anschliessend rechnerisch überprüft, ob bei der vorliegenden Zelle die Spannung hoch genug ist, um ein Smartphone laden zu können, beziehungsweise, wenn nicht, wie viele solcher Elemente in Serie geschaltet werden müssten, damit die nötige Spannung erreicht würde. Auch wurde errechnet, wie lange es auf Grund der Stromstärke dauern würde, bis das Smartphone vollgeladen wäre. Bei allen Messun- gen wurden die gleichen Stücke Zink- und Kupferblech verwendet, um immer möglichst die- selbe benetzte Oberfläche zu haben.

3.2 Materialien

Folgende Gegenstände wurden verwendet:

Becherglas, Zinkblech, Kupferblech, Klebeband, zwei Vierkanthölzer, Stahlwolle, deionisiertes Wasser, mehrere Stromkabel, Krokodilklemmen, Glühbirne mit Fassung, Amperemeter, Volt- meter, Kamera.

Folgende Flüssigkeiten wurden als Elektrolyt getestet:

Tafelessig, Coca-Cola, Evian-Wasser, Zitronensaft, Rugenbräu Bier Lager Hell, Sprite, Rivella rot.

3.3 Aufbau

Die beiden Elektroden wurden an zwei übereinanderliegenden Vier- kanthölzern festgeklebt, damit das untere Holz auf den Rand des Be- cherglases gelegt werden konnte. Dadurch ragten die Elektroden bei je- dem Versuch gleich weit in den Elektrolyten. Das obere Holz wurde benötigt, damit die Elektroden mög- lichst parallel zueinander in einem

Abbildung in dieser Leseprobe nicht enthalten

Abbildung 2: Versuchsaufbau desVolta-Elements.Die Elektroden werden bei Versuchsbeginn ins Becherglasgestellt.

Abstand von etwa 2 cm blieben. Zusätzlich wurde jeweils der obere Teil der Bleche abgeklebt, damit diese nicht in Kontakt mit dem Elektrolyten gelangen konnten und somit die benetzen Flächen immer etwa 30 cm2 (siehe Kap. 9.1.1) betrugen. Das Becherglas wurde mit jeweils 150 ml Elekt- rolyt befüllt. An jeder Elektrode wurde eine Krokodilklemme angebracht. Dieser Aufbau ist auch in Abbildung 2 zu seh- nen. Danach wurden die beiden Elektroden mithilfe von

Abbildung in dieser Leseprobe nicht enthalten

Abbildung 3: Schematische Darstellungdes

Stromkabeln verbunden, indem zwei parallele Stromkreise angelegt wurden. Der eine verlief von der Kupfer-Elektrode zum Voltmeter und zurück zur Zink-Elektrode. Der zweite führte über die Glühbirne und das Amperemeter, wie in Abbildung 3 zu erkennen ist.

3.4 Vorgehen

Vor jedem Versuch wurden die freiliegenden Bleche mit Stahlwolle poliert, um eventuelle Abla- gerungen des vorangehenden Versuchs zu entfernen, und danach mit deionisiertem Wasser abgespült, um mögliche Rückstände der Stahlwolle wegzuwaschen. Das Becherglas wurde ebenfalls jedes Mal mit deionisiertem Wasser gereinigt. Sobald sich die Elektroden im

Elektrolyten befanden, wurde eine Filmaufnahme gestartet, auf der sowohl die Anzeige des Ampere- wie auch des Voltmeters zu sehen war, um im Nachhinein beide Messgrössen auslesen zu können. Die Versuche fanden bei Raumtemperatur statt. Die Flüssigkeiten besassen eben- falls Raumtemperatur und wurden nicht verändert. Einzige Ausnahme: Bei kohlensäurehaltigen Getränken wurde weitestgehend durch Schütteln und Umgiessen die Kohlensäure entfernt, da- mit diese nicht Gasblasen an den Elektroden bildete und so die benetzte Fläche veränderte.

Nach den Versuchen traten bei der Entsorgung keine Besonderheiten auf. Die Flüssigkeiten wurden in den Abfluss gegeben und die übrigen verwendeten Gegenstände mit deionisiertem Wasser gesäubert. Die Flüssigkeiten sollten nicht mehr verzehrt werden, da sich Metall-Ionen darin gelöst hatten.

3.4.1 Vorversuche

Hier wurden drei Versuchsreihen gebildet, in denen jeder Elektrolyt jeweils einmal getestet wurde. Die Reihenfolge der Kandidaten wurde dabei jedes Mal verändert, um eventuelle Verfäl- schungen des Messergebnisses durch Verunreinigungen des vorangehenden Versuchs auszu- schliessen. Jeder Versuch dauerte eine Minute, wobei die Spannung sowie die Stromstärke je- weils 5, 10, 20, 30, 40, 50 und 60 Sekunden nach dem Eintauchen erfasst wurden.

3.4.2 Hauptexperiment

Der aus den Vorversuchen hervorgegangene, am besten geeignetste Elektrolyt wurde in zwei Versuchen von je einer Stunde untersucht, wobei die beiden Messgrössen jeweils zu den selben Zeitpunkten wie in den Vorversuchen festgehalten wurden, aber zusätzlich noch alle fünf Minu- ten, bis die Stunde erreicht war.

4 Ergebnisse

4.1 Vorversuche

Folgende Leistung wurde mit den verschiedenen Elektrolyten erreicht:

Abbildung in dieser Leseprobe nicht enthalten

Abbildung 4: Leistungsverlauf der Vorversuche

Dabei wurde zu jedem Zeitpunkt der Durchschnitt aus je allen drei Messungen genommen.

Da Zitronensaft zu jeder Zeit von allen getesteten Flüssigkeiten mit Abstand die höchste Leis- tung hervorbrachte, wurde mit diesem nun im Hauptexperiment die Hypothese überprüft.

4.2 Hauptexperiment

Hier wurden bei den zwei Versuchen mit Zitronensaft folgende Ergebnisse erzielt, wobei zur besseren Lesbarkeit der Abbildung 5 die Messergebnisse, die bis zu Minute 1 des Versuchs ge- macht wurden, bei der Skalierung der y-Achse ignoriert wurden.

Abbildung in dieser Leseprobe nicht enthalten

Abbildung 5: Leistungsverlauf der beiden Versuche des Hauptexperiments

4.3 Sicherheit und Genauigkeit

Um überprüfen zu können, welchen Wahrheitsanspruch den gemessenen Daten zusteht, kön- nen diese rechnerisch überprüft werden. Nach dem Ohm’schen Gesetz gilt ܴ= ௎ (WIKIPEDIA- ூ Ohmsches Gesetz, 2019). Die Messung des Wiederstandes von Lampe und Fassung mithilfe ei- nes Multimeters ergibt 13.3 Ω. Werden Spannung und Stromstärke in die obige Gleichung ein- gesetzt, muss das Resultat also 13.3 Ω sein.

Dies trifft ziemlich gut zu, wie in Abbildung 6 zu sehen ist. 40.5% aller Resultate befinden sich im Bereich von ±25% um 13.3 Ω. Der Median liegt mit 13.9 Ω lediglich 4.5% neben dem ange- strebten Wert. Der Mittelwert liegt bei 18.4 Ω, was 38% Abweichung entspricht. Dieser ver- gleichsweise recht hohe Wert repräsentiert die Ausreisser nach oben.

Abbildung in dieser Leseprobe nicht enthalten

Abbildung 6: Verteilung der Datenpunkte derKontrollrechnung,

5 Diskussion

5.1 Überprüfung der These

Um die These zu überprüfen, wurde folgendermassen vorgegangen:

Um die abgegebene Ladung zu messen, muss die Fläche unter dem Graphen der Stromstärke bestimmt werden, da die Stromstärke die bewegte Ladungsmenge pro Zeit beschreibt, hier aber lediglich die Ladungsmenge gesucht ist. Um die Fläche berechnen zu können, wird nähe- rungsweise die in Excel erzeugte Potenzfunktion verwendet. Die Potenzfunktion wurde ge- wählt, weil bei ihr bei beiden Graphen das Bestimmtheitsmass R2 am nächsten beim Idealwert 1 liegt und weil vor allem am Ende der Messung die Messwerte und die Tendenz ziemlich gut übereinstimmen. Geht t aber gegen null, so wird nach der Potenzfunktion ܫ= ∞, was natürlich unsinnig ist. Um solche unmöglichen Ergebnisse auszuschliessen, werden jeweils die ersten fünf Sekunden ignoriert. Die auf diese Weise erhaltene Potenzfunktion wurde nun integriert, da dadurch die gesuchte Fläche erhalten werden kann.

Funktion 1. Integral der Stromstärke mit unterer und oberer Grenze

Abbildung in dieser Leseprobe nicht enthalten

Die erhaltene Funktion aus dem Mittelwert beider Versuche des Hauptexperiments für die Stromstärke lautet: ܫ(ݐ) = 10.354ݐି଴.଴଼ଽ

Mit Hilfe der Tendenz kann der Graph auch extrapoliert werden, also grobe Annah- men darüber gemacht wer- den, wie sich die Strom- stärke nach dem Messende weiter verhalten hätte, siehe Abbildung 7.

Abbildung in dieser Leseprobe nicht enthalten

Abbildung 7: Durchschnitt der Stromstärke des Hauptexperiments, mit angenäherter Potenzfunktion

Dabei muss jedoch beachtet werden, dass mindestens eine Spannung von 5 Volt vorhanden sein muss, damit das Smartphone geladen wird. Da dies zu keinem Zeitpunkt zutrifft, wird folglich das Smartphone überhaupt nicht geladen. Die These, dass ein Smartphone mit einer einzelnen solche Zelle geladen werden kann, ist also falsch.

Bleibt noch die These, dass mehrere miteinander verschaltete Volta-Elemente ein Smartphone laden können. Erfolgt nämlich eine Serienschaltung, addieren sich die einzelnen Spannungen der Zellen, während die Stromstärke gleichbleibt (WIKIPEDIA - Kirchhoffsche Regeln, 2019). Werden also genügend Zellen in Serie geschaltet, sollten die 5 Volt erreicht werden können.

Auch für die Spannung wird eine Potenzfunktion erzeugt, welche ܷ(ݐ) = 417.56ݐି଴.ଵସହist.Für die Bestimmung, wann die Spannung unter 5 Volt fällt, wird hier die Formel und nicht die ge- messenen Werte verwen- det.

Wird nun angenommen, dass 20 solcher Elemente in Reihe geschaltet werden, zeigt sich, dass die Span- nung – die nun das 20-fa- che der errechneten

Abbildung in dieser Leseprobe nicht enthalten

Abbildung 8: Durchschnitt der Spannung desHauptexperiments,mit angenäherter Potenzfunktion

Funktion beträgt – nach 34 Sekunden unter den benötigten Wert fällt (siehe 9.1.2). Wird nun der Strom zwischen 5 Sekunden und diesem Wert berechnet, so ergibt dies 0.06 mAh, also we- niger als ein Vierzigtausendstel des Angestrebten Werts (siehe Fehler! Verweisquelle konnte nicht gefunden werden.).

Um das Smartphone komplett zu laden, wären anhand dieser Funktion etwa 42 Tage notwen- dig, da die Stromstärke ständig abnimmt. Entgegen der Annahme zeigte sich, dass das Zink- blech bei einer vollen Ladung des Smartphones sich nicht vollständig aufgelöst hätte, siehe 9.1.4. Das Smartphone würde sich aber schneller entladen als es geladen wird (kein Smart- phone besitzt eine Standby-Zeit von 42 Tagen).

Würde dasselbe Smartphone mit einem handelsüblichen Netzteil geladen (5V, 1A), so würde der gesamte Ladevorgang gerade einmal 3 Stunden dauern.

Abbildung in dieser Leseprobe nicht enthalten

In dieser Zeit würden die in Serie geschalteten Volta-Elemente gerade einmal 15 mAh Strom abgeben. Um solange eine genügend grosse Spannung aufrecht zu erhalten, wären 47 in Serie geschaltete Volta-Elemente nötig.

Um aber dieselben Werte wie beim Netzteil zu erreichen, müssten 202 gleich aufgebaute Zellen parallelgeschaltet werden. Im Gegensatz zur Spannung addiert sich die Stromstärke bei Paral- lelschaltungen (WIKIPEDIA - Kirchhoffsche Regeln, 2019). Werden nun die benötigten Parallel- mit den Serienschaltungen multipliziert – jede Parallelschaltung muss ja aus 47 in Serie ge- schalteten Zellen bestehen, um die benötigte Spannung aufrecht zu erhalten - so ergibt dies ein Total von 9494 Zellen. Dies bedeutet insgesamt 14 Hektoliter an Zitronensaft. Bei einer Dichte von 1.04 kg/l (GYM1, 2019) entspricht dies knapp 1.5 Tonnen.

5.2 Abweichungen bei Kontrollrechnung

Die Abweichungen einzelner Werte im Kapitel Sicherheit und Genauigkeit bei der Kontrollrech- nung der Daten können verschiedene Gründe haben. Da diese Werte viel zu hoch waren, muss ein Teil der Stromstärke nicht gemessen worden sein. So könnte ein gewisser Teil des Stroms sporadisch um das Amperemeter herum oder ganz abgeflossen sein. Es hätte sich also ein pa- ralleler Stromkreis gebildet. Und da nach der Knotenregel gilt, dass sich die Stromstärke bei parallelen Schaltungen aufspaltet, die Spannung aber konstant bleibt, würde dies auch die klei- nere gemessene Stromstärke erklären (WIKIPEDIA - Kirchhoffsche Regeln, 2019). Ein weiterer Grund für die verfälschten Messergebnisse könnte auch bei den Messgeräten liegen.

5.2.1 Weitere Besonderheiten

Teilweise erhöhte sich die Stromstärke nach langsamem konstantem Sinken sprunghaft, wäh- rend sich die Spannung normal verhielt. Dafür verantwortlich könnten die im vorherigen Kapitel genannten Gründe sein. Eine andere Auffälligkeit, die jedoch nur bei den Versuchen des Haupt- experimentes nach einer gewissen Zeit auftrat, war, dass die Stromstärke plötzlich absackte, teilweise unter die Nachweisgrenze des Messgerätes, während die Spannung sprunghaft an- stieg. Nach wenigen Sekunden normalisierten sich jedoch beide Werte wieder.

6 Fazit

Die erste These konnte klar widerlegt werden, da zu keinem Zeitpunkt die Spannung hoch ge- nug ist. Die zweite These stimmt insofern, als dass es theoretisch möglich ist, durch eine genü- gende Anzahl von Parallel- und Serienschaltungen (insgesamt fast 9500 Zellen) das Smart- phone komplett aufzuladen, praktisch jedoch sind die benötigten Materialmengen so hoch, dass dies nicht als sinnvoll bezeichnet werden kann, vor allem in Anbetracht dessen, dass es weit bessere Alternativen gibt, sei es eine Steckdose und ein Netzteil oder eine Powerbank. Dies ist vor allem dem Grund geschuldet, dass Spannung und Stromstärke einer einzelnen Zelle sehr klein sind. Erschwerend kommt hinzu, dass beide Einheiten im Verlauf des Versuches natürlich noch sinken.

7 Zusammenfassung

In dieser Arbeit wird experimentell und rechnerisch untersucht, ob es möglich wäre, ein durch- schnittliches Smartphone (Batteriekapazität 3000 mAh, mindestens 5 V Ladespannung) durch ein selbst gebautes Volta-Element oder mehrere in Serie geschaltete solche Zellen komplett aufzuladen. Bei einem Volta-Element handelt es sich um eine sehr einfache Batterie, also um einen nicht wiederaufladbaren Energiespeicher. Dieses wird gebildet, indem zwei aus Kupfer und Zink bestehende Elektroden in eine leitende Flüssigkeit (Elektrolyt) getaucht werden.

Werden nun die beiden Elektroden mit einem Kabel miteinander verbunden, fliesst ein elektri- scher Strom, der genutzt werden kann. Als Elektrolyt wurden hier nur Flüssigkeiten verwendet, die zum Verzehr gedacht sind. Es wurde zuerst in einem Vorversuch aus sieben Kandidaten (Ta- felessig, Coca-Cola, Evian-Wasser, Zitronensaft, Bier, Sprite, Rivella rot) der Leistungsstärkste bestimmt, wobei dafür Spannung und Stromstärke gemessen wurden. Der geeignetste Elekt- rolyt war mit Abstand der Zitronensaft. Bei diesem wurden anschliessend während einer Stunde die beiden Messgrössen bestimmt.

Bei der Auswertung der Daten zeigte sich, dass ein einzelnes Volta-Element zu keinem Zeit- punkt die nötige Spannung erzeugen konnte, um das Smartphone überhaupt zu laden. Die These erwies sich somit als falsch. Wurden rechnerisch 47 solcher Elemente in Serie geschaltet, könnte zwar die benötigte Spannung erreicht werden, es zeigte sich jedoch, dass, um das Smartphone in einer vernünftigen Zeit aufgeladen zu haben, 202 Parallelschaltungen mit je 47 Zellen benötigt wurden. Dies ergibt ein Total von 9494 Zellen. Dieser Aufbau wäre also nicht sinnvoll aufgrund der schieren benötigten Materialmenge. Die zweite These ist also richtig, es ist möglich, ein Smartphone mit miteinander verschalteten Volta-Elementen zu laden, jedoch mit der Einschränkung, dass die praktische Umsetzung sehr aufwändig wäre.

8 Quellenverzeichnis

8.1 Literaturverzeichnis

ABB GROUP. (10. Oktober 2019). ABB Glossarfür technische Fachbegriffe. Von ABB Group: https://library.e.abb.com/public/1af295f809bbbe79c12578a7004105b1/ABB_Glossa ry11_deutsch.pdf abgerufen

EISNER, W., GIETZ, P., GLASER, M., JUSTUS, A., LAITENBERGER, K., LIEBENOW, K.-J., . . . STERNBERG, M. (2007). Elemente: Grundlagen der Chemiefür Schweizer Maturitätsschulen. Zug: Klett und Balmer AG.

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ELEKTRONIK KOMPENDIUM. (28. September 2019). Elektrischer Strom. Von Elektronik Kompendium: http://www.elektronik-kompendium.de/sites/grd/0110203.htm abgerufen

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LUMITOS AG. (16. Oktober 2019). Redoxpotential. Von chemie.de: https://www.chemie.de/lexikon/Redoxpotential.html abgerufen

LUTHARDT, M. (19. Oktober 2019). pH-Wert Schwefelsäure. Von Dr. Luthardt's Chemieseiten: https://dr-luthardt.de/chemie.htm?tip=phso abgerufen

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SCHERFGEN, D. (20. Oktober 2019). Integralrechner. Von integralrechner.de: https://www.integralrechner.de/# abgerufen

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WIKIPEDIA. (20. Oktober 2019). Zink. Von Wikipedia: https://de.wikipedia.org/wiki/Zink abgerufen

8.2 Abbildungsverzeichnis

Abb.1: entnommen am 14. August 2019 von https://books.google.ch/books?id=yA-oCwAAQBAJ&pg=PA95&lpg=PA95&dq=reak- tion+voltas%C3%A4ule+schwefels%C3%A4ure&source=bl&ots=gEgftva- GAK&sig=ACfU3U0a8rqZ2BtnsxJV93Q24ikgUA2xlw&hl=de&sa=X&ved=2ahU- KEwiAn9KW6ffjAhUZiFwKHZrQAtgQ6AEwEnoECAkQAQ#v=onepage&q&f=false

Abb.2-8:

Während der Experimente entstandene Bilder und Diagramme

9 Anhang

9.1 Rechnungen

9.1.1 Benetzte Oberfläche

Abbildung in dieser Leseprobe nicht enthalten

Andere Berechnungen zum Spannungsverlauf wurden analog zu dieser gemacht.

9.1.3 Ladungsmenge

Abbildung in dieser Leseprobe nicht enthalten

Andere Berechnungen zum Verlauf der Ladungsmenge wurden analog zu dieser gemacht.

9.1.4 Auflösung Zink

Abbildung in dieser Leseprobe nicht enthalten

9.2 Daten

9.2.1 Vorversuche

Abbildung in dieser Leseprobe nicht enthalten

9.2.2 Durchschnitt Leistung Vorversuch

Abbildung in dieser Leseprobe nicht enthalten

9.2.3 Hauptversuch

Abbildung in dieser Leseprobe nicht enthalten

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Details

• Grade: 5,5 (Schweizer Notenskala)
• Publication Year: 2019
• Pages: 29
• Catalog Number: V516691
• ISBN (eBook): 9783346118318
• Language: German
• Tags: Volta Element Elektrolyt Bierbatterie Redox Redoxreaktion