Wie Batterien wirklich funktionieren

Im März 1800 tat Alessandro Volta an einer Werkbank der Universität Pavia etwas, das täuschend einfach wirkte. Er stapelte kleine Scheiben aus Zink und Silber in abwechselnden Schichten, schob zwischen jedes Paar ein Stück Pappe, das in salziger Lake getränkt war, und führte einen Draht von der Spitze der Säule zu ihrer Basis. Als er den Stromkreis schloss, floss ein Strom, nicht ein einzelner statischer Funke wie jene, die die Naturphilosophen jahrzehntelang amüsiert hatten, sondern ein anhaltender, kontinuierlicher Fluss von Elektrizität, der nicht nach einem Augenblick verebbte. Am zwanzigsten dieses Monats meldete er das Ergebnis der Royal Society in London, und die Welt erlangte still und leise ihre erste verlässliche Quelle elektrischen Stroms.

Diese Säule, die wir heute Voltasche Säule nennen, beendete einen erbitterten Streit und begründete eine ganze Wissenschaft. Zwei Jahrhunderte später betreibt dieselbe grundlegende Chemie, verfeinert durch eine lange Reihe von Namen wie Daniell, Planté, Grove, Whittingham, Goodenough und Yoshino, das Telefon in deiner Tasche, das Auto in deiner Einfahrt und die lagerhausgroßen Speicher, die Energie für das Stromnetz bereithalten. Das Bemerkenswerte ist, dass kaum jemand, der eine AA-Zelle in der Hand hält oder einen Laptop einsteckt, weiß, was in ihrem Inneren tatsächlich vorgeht. Die ehrliche Antwort stellt das Verbreitetste auf den Kopf, was die Menschen über Batterien glauben, also bauen wir es sorgfältig auf, von Voltas lakegetränkter Pappe bis zur Lithium-Ionen-Zelle.

Der Streit, den Volta mit einem Stapel Metall entschied

Vor der Säule drehte sich die große elektrische Frage des späten achtzehnten Jahrhunderts um Frösche. Luigi Galvani, ein Anatom in Bologna, hatte bemerkt, dass das Bein eines toten Frosches zuckte, wenn man es mit zwei verschiedenen Metallen berührte, und er schloss daraus, dass der Muskel selbst einen Vorrat dessen barg, was er tierische Elektrizität nannte, eine im lebenden Gewebe gespeicherte Lebensflüssigkeit. Es war eine reizvolle Idee, und sie hatte das Gewicht sorgfältiger Experimente hinter sich.

Volta widersprach. Er vermutete, dass der Frosch lediglich ein empfindlicher Detektor war und dass die Elektrizität nicht im Tier entstand, sondern an der Verbindungsstelle, an der zwei ungleiche Metalle auf einen feuchten Leiter trafen. Seine Säule war der entscheidende Beweis. Indem er Zink und Silber, getrennt durch Lake, stapelte und einen gleichmäßigen Strom ohne jedes biologische Gewebe in Sicht erzeugte, zeigte er, dass der Effekt im Kontakt von Metall, Metall und Elektrolyt lebte, nicht im Muskel. Der Streit war vorbei. Der Strom kam aus der Chemie. Zur Anerkennung trägt die Einheit des elektrischen Potentials, das Volt, seinen Namen, und das gesamte Gebiet der Umwandlung chemischer Reaktionen in elektrischen Strom machte seinen ersten selbstbewussten Schritt.

Warum eine Batterie Chemie speichert, nicht Strom

Hier ist das Missverständnis, das es gleich zu Beginn zu korrigieren lohnt, denn es prägt, wie alles andere Sinn ergibt. Eine Batterie speichert keinen Strom. Es gibt kein kleines Ladungsreservoir, das im Inneren einer AA-Zelle darauf wartet, ausgegossen zu werden. Was eine Batterie speichert, ist chemische Energie, eingeschlossen in der Anordnung ihrer Reaktanten, und sie wandelt diese Energie nur auf Abruf in elektrische Arbeit um, nur wenn du einen Stromkreis schließt und die Reaktion ablaufen lässt.

Während wir das Feld bereinigen, verdient ein zweiter sprachlicher Punkt Aufmerksamkeit. Streng genommen ist eine Batterie überhaupt keine einzelne Einheit. Das Wort bezeichnet zwei oder mehr elektrochemische Zellen, die in Reihe oder parallel geschaltet sind, genauso wie eine Batterie von Kanonen mehrere Geschütze sind, die zusammenwirken. Eine vertraute 9-Volt-Transistorbatterie etwa besteht in Wahrheit aus sechs 1,5-Volt-Zellen, die in einem rechteckigen Gehäuse gestapelt sind. Die einzelne AA, die du in eine Fernbedienung wirfst, ist genau genommen eine Zelle. Die Unterscheidung ist keine Pedanterie; sie erklärt, warum Spannungen in den bestimmten runden Zahlen vorkommen, die sie haben, und sie verweist auf die Einheit, die tatsächlich die Arbeit verrichtet, nämlich die Zelle.

Im Inneren einer Zelle: Anode, Kathode und die Salzbrücke

Reduziert man eine Zelle auf ihr Wesentliches, findet man eine auffallend aufgeräumte Struktur. Eine galvanische Zelle, jene Art, die aus einer spontanen Reaktion Strom erzeugt, ist aus zwei Halbzellen aufgebaut, von denen jede eine Metallelektrode ist, die in einer Lösung ihrer eigenen Ionen sitzt, verbunden durch zwei Verbindungen. Die eine ist der äußere Draht, der Pfad, über den die Elektronen wandern, und der einzige Ort, an dem die Elektrizität etwas Nützliches tut. Die andere ist eine innere Brücke, die das Ganze elektrisch im Gleichgewicht hält.

Die Chemie teilt sich sauber zwischen den beiden Elektroden auf. An der einen, Anode genannt, gibt das Metall in einer Reaktion, die wir Oxidation nennen, Elektronen ab. Diese freigesetzten Elektronen können die Lösung nicht direkt durchqueren, also drängen sie durch den Draht hinaus, verrichten dabei elektrische Arbeit und gelangen zur anderen Elektrode, der Kathode, wo sie in einer Reaktion namens Reduktion aufgenommen werden. Generationen von Studierenden haben die Zuordnungen mit der Eselsbrücke AN-OX RED-CAT geradegehalten: Oxidation an der Anode, Reduktion an der Kathode. Sie gilt für jede galvanische Zelle.

Es gibt eine Feinheit, die der äußere Draht allein nicht auflösen kann. Während die Anode positive Ionen in ihre Lösung abgibt und die Kathode sie aus ihrer eigenen herauszieht, würde sich auf jeder Seite rasch Ladung aufbauen und die Reaktion binnen Augenblicken zum Stillstand bringen. Die Lösung ist die Salzbrücke, ein innerer Pfad, der es Ionen erlaubt, zwischen den beiden Halbzellen zu wandern, und so den ionischen Stromkreis schließt. Elektronen fließen außen durch den Draht; Ionen fließen innen durch die Brücke; und weil sich an keiner Elektrode Ladung ansammelt, kann der Strom weiterfließen. Entfernt man die Brücke, hört der Strom auf, was eine anschauliche Demonstration dafür ist, dass eine Zelle sowohl einen vollständigen elektronischen als auch einen vollständigen ionischen Stromkreis benötigt.

Die Daniell-Zelle und die Lehrbuchspannung von 1,10

Die sauberste Veranschaulichung all dessen kam 1836, als John Frederic Daniell am King's College in London jenes zusammenbaute, was bis heute das gängige Lehrbeispiel bleibt. Auf die eine Seite stellte er eine Zinkelektrode in eine Lösung aus Zinksulfat; auf die andere eine Kupferelektrode in Kupfersulfat; und dazwischen eine poröse keramische Barriere, welche die Aufgabe einer Salzbrücke übernahm, indem sie Ionen durchließ und zugleich die beiden Lösungen daran hinderte, sich frei zu vermischen.

Die Reaktionen sind genau das Lehrbuchpaar. An der Zinkanode gibt jedes Zinkatom zwei Elektronen ab und löst sich als Zinkion in der Lösung auf, geschrieben als Zn, das zu Zn(II) plus zwei Elektronen wird. Diese Elektronen wandern durch den Draht zur Kupferkathode, wo Kupferionen, die bereits in Lösung sind, sie aufnehmen und sich als festes Metall abscheiden, Cu(II) plus zwei Elektronen, die zu Cu werden. Das Nettoergebnis ist, dass sich die Zinkelektrode langsam auflöst, während die Kupferelektrode wächst, und der Unterschied im Bestreben der beiden Metalle, Elektronen zu halten, erscheint an den Anschlüssen als ein Standardpotential von 1,10 Volt. Diese Zahl, geboren aus nichts Exotischerem als Zink, Kupfer und ihren Sulfatlösungen, ist der Wert, den jeder Chemiestudent zuerst berechnet, weil sie die abstrakte Idee des Elektrodenpotentials konkret und messbar macht.

Einmaliger oder vielfacher Gebrauch: Primärzelle, Sekundärzelle und die Brennstoffzelle

Sobald man eine Zelle bauen kann, wird die praktische Frage, ob man sie rückwärts betreiben kann. Das sortiert das gesamte Gebiet in zwei große Klassen. Eine Primärzelle durchläuft ihre Chemie einmal und ist danach erschöpft; die Reaktion ist praktisch nicht umkehrbar, sodass die Zelle entsorgt wird, wenn die Reaktanten verbraucht sind. Die gewöhnliche Alkali-AA, aufgebaut auf Zink und Mangandioxid in einem Kaliumhydroxid-Elektrolyten, ist das kanonische Beispiel, eine Bauweise, die sich auf die Arbeit von Lewis Urry um 1959 zurückführen lässt.

Eine Sekundärzelle hingegen lässt sich durch eine externe Stromquelle in umgekehrter Richtung antreiben, indem sie die Produkte wieder in Reaktanten zurückdrängt und die Zelle für einen weiteren Zyklus auflädt. Gaston Planté baute 1859 die erste, die Blei-Säure-Zelle, deren Bleiplatten in Schwefelsäure noch immer den kräftigen Stromstoß liefern, der den Anlasser in nahezu jedem Verbrennungsauto auf der Straße ankurbelt. Blei-Säure ist mehr als anderthalb Jahrhunderte alt und bleibt gerade deshalb im Einsatz, weil sie billig, robust und gut in der einen Aufgabe ist, um die man sie bittet. Die heute vorherrschende wiederaufladbare Chemie ist jedoch die Lithium-Ionen-Technik, zu der wir gleich kommen.

Es gibt auch eine dritte Bauform, die einer Zelle ähnelt, sich aber der Dichotomie von Primär und Sekundär völlig entzieht. In einer Brennstoffzelle werden die Reaktanten nicht im Inneren des Geräts gespeichert, sondern kontinuierlich von außen zugeführt, sodass die Zelle so lange Strom erzeugt, wie Brennstoff weiter eintrifft. William Robert Grove, ein walisischer Richter und Amateurchemiker, demonstrierte das Prinzip 1839 mit seiner Gas-Volta-Batterie: Wasserstoff, der über eine Platinelektrode perlte, und Sauerstoff über die andere, beide in verdünnter Schwefelsäure getaucht, die sich zu Wasser und einem elektrischen Strom verbanden. Die Brennstoffzelle versteht man am besten als die kontinuierlich gespeiste Verwandte der Batterie, die dieselbe Elektrochemie teilt, aber niemals zur Neige geht, solange sie gespeist wird. Die NASA setzte die Idee auf spektakuläre Weise ein und flog alkalische Wasserstoff-Sauerstoff-Brennstoffzellen auf jeder bemannten Apollo-Mission ab Apollo 7 im Jahr 1968, wo die Zellen sowohl Strom als auch, praktischerweise, Trinkwasser für die Astronauten lieferten.

Der Bogen der Lithium-Ionen-Technik und die Zahlen, die alles bestimmen

Die Batterie, die das moderne Leben prägt, wurde nicht in einem einzigen Geistesblitz erfunden, sondern über rund zwölf Jahre hinweg in drei Laboren zusammengefügt. M. Stanley Whittingham, der in den frühen 1970er Jahren bei Exxon arbeitete, führte die Interkalation vor, den Trick, Lithiumionen reversibel in die geschichtete Struktur eines Wirtsmaterials, Titandisulfid, hinein- und wieder herausgleiten zu lassen, ohne es auseinanderzureißen. John B. Goodenough fand 1980 in Oxford einen Wirt, der die Arbeitsspannung auf etwa 4 Volt anhob, Lithiumcobaltoxid, das zum Standard-Kathodenmaterial wurde. Akira Yoshino vollendete den Entwurf 1985 bei Asahi Kasei, indem er jene Cobaltoxid-Kathode mit einer Anode aus Petrolkoks paarte, später zu Graphit verfeinert, und so eine Zelle hervorbrachte, die sicher und praktisch herzustellen war. Sony brachte die erste solche Zelle 1991 auf den Markt, und 2019 würdigte der Nobelpreis für Chemie Whittingham, Goodenough und Yoshino gemeinsam für diese Leistung.

Unter jeder einzelnen dieser Zellen, von Voltas Säule bis zu einem Lithium-Ionen-Akku, liegt ein quantitatives Rückgrat, das Michael Faraday 1834 an der Royal Institution festlegte. Seine beiden Gesetze der Elektrolyse besagen erstens, dass die Masse des an einer Elektrode abgeschiedenen oder freigesetzten Stoffes proportional zur Menge der hindurchgeleiteten elektrischen Ladung ist, und zweitens, dass für dieselbe Ladungsmenge die Massen proportional zu den Äquivalentgewichten der Stoffe sind. Aus diesen Gesetzen ergibt sich die Konstante, die zwischen der elektrischen Welt der Coulomb und der chemischen Welt der Mole umrechnet, das Faraday, gleich 96.485 Coulomb pro Mol, was schlicht die Gesamtladung ist, die ein Mol Elektronen trägt. Jede redliche Batterierechnung, ob du abschätzt, wie lange eine Zelle hält oder wie viel Metall sie verbraucht, führt durch diese Zahl.

Die wichtigsten Erkenntnisse

Eine Batterie versteht man am besten nicht als Tank gespeicherten Stroms, sondern als gespeicherte chemische Energie, die auf Abruf in elektrische Arbeit umgewandelt wird, und streng genommen sind es zwei oder mehr elektrochemische Zellen, die miteinander verbunden sind, weshalb eine 9-Volt-Batterie in Wahrheit aus sechs 1,5-Volt-Zellen besteht. Jede Zelle läuft nach einem einzigen aufgeräumten Schema, das Voltas Säule von 1800 bewies und Daniells Zink-Kupfer-Zelle von 1836 bei 1,10 Volt festschrieb: Oxidation an der Anode und Reduktion an der Kathode (AN-OX RED-CAT), wobei die Elektronen durch den äußeren Draht fließen, während eine Salzbrücke innen die Ionen trägt, sodass sich nie Ladung anhäuft. Zellen sortieren sich nach Wiederverwendbarkeit in einmal verwendbare Primärchemien wie die Alkalizelle, in wiederaufladbare Sekundärzellen, beginnend mit Plantés Blei-Säure von 1859 und heute beherrscht von der Lithium-Ionen-Bauweise, die Whittingham, Goodenough und Yoshino zwischen den frühen 1970er Jahren und 1985 schufen (Nobelpreis 2019), und in die kontinuierlich gespeiste Brennstoffzelle, die Grove 1839 vorführte und die NASA auf Apollo flog. Was das gesamte Thema quantitativ zusammenbindet, sind Faradays zwei Gesetze der Elektrolyse von 1834 und die Faraday-Konstante, 96.485 Coulomb pro Mol, die Ladung eines Mols Elektronen und die Brücke zwischen Coulomb und Mol in jeder elektrochemischen Aufgabe.