Bunsenelement

Das Bunsenelement ist eine von Robert Bunsen 1841 vorgestellte<ref name="BunsenConstruction">Robert Bunsen: Ueber eine neue Construction der galvanischen Säule. In: Friedrich Wöhler, Justus Liebig (Hrsg.): Annalen der Chemie und Pharmacie. Band 38, Nr. 3. C. F. Winter, Heidelberg 1841, S. 311–313, doi:10.1002/jlac.18410380307 (Online – Die Arbeit ist datiert auf den 14. Mai 1841.). beim Internet Archive (in den gesammelten Werken); online in der HathiTrust Digital Library</ref><ref>Robert Bunsen: Ueber die Anwendung der Kohle zu Volta’schen Batterien. In: Johann Christian Poggendorff (Hrsg.): Annalen der Physik und Chemie. 130 (Pogg. Ann. 54), Nr. 11. Johann Ambrosius Barth, Leipzig 1841, S. 417–430, doi:10.1002/andp.18411301109 (online bei Gallica, Bibliothèque nationale de France). </ref><ref name="Bunsensverbesserte">Bunsen's verbesserte Kohlenbatterie und einige Versuche mit derselben. In: Annalen der Physik und Chemie. 136 (Pogg. Ann. 60), Nr. 11, 1843, S. 402–405, doi:10.1002/andp.18431361110 (online bei Gallica, Bibliothèque nationale de France). </ref> Spannungsquelle, die eine elektrische Spannung von etwa 1,9 V<ref name="Jensen"></ref> liefert. Sie wurde mindestens bis zur Mitte der 1880er Jahre<ref name="Jensen" /> für wissenschaftliche und technische Experimente und Anwendungen benutzt, beispielsweise zur elektrischen Beleuchtung<ref name="Stock">John T. Stock: Bunsen's Batteries and the Electric Arc. In: American Chemical Society ACS (Hrsg.): Journal of Chemical Education. Band 72, Nr. 2. ACS Publications, Februar 1995, ISSN 0021-9584, S. 99–102, doi:10.1021/ed072p99. </ref>, und ist daher historisch bedeutend. Sie ist ein galvanisches Element, das oft als Batterieform verwendet wurde, und eine verbesserte Variante des 1839 von William Robert Grove entwickelten Grove-Elements.

Das Element von Grove bestand aus einer Zink-Elektrode, die in Schwefelsäure als Elektrolyt tauchte, umgeben von einem porösen Tonzylinder als Diaphragma; als Gegenelektrode diente Platin in Salpetersäure. Bunsen gelang es, die teure Platinelektrode durch einen Zylinder aus viel billigerer gepresster Kohle zu ersetzen. Das Bunsenelement war zu seiner Zeit eine der leistungsfähigsten elektrischen Stromquellen.

Die vergleichsweise großen Stromstärken, die damit erreicht werden konnten, wurden durch die relativ große Oberfläche der verwendeten Kohle ermöglicht. Außerdem verzichtete Bunsen auf ein Diaphragma („wodurch die bei den constanten Batterien nöthigen porösen Thonzellen entberlich werden“<ref name="BunsenConstruction" />), so dass auch der Innenwiderstand seiner Zelle niedrig war. Der Nachteil war, dass das Zink sehr schnell korrodierte: Johann Christian Poggendorff versuchte einen Nachbau der Bunsenschen Zelle und berichtete eine so „heftige Auflösung des Zinks“, dass er den Apparat nach einer Viertelstunde auseinandernahm. Außerdem sind die giftigen und korrosiven Gase und Dämpfe der Salpetersäure und die entweichenden Stickoxide nachteilig. Die Glasgefäße wurden daher so gestaltet, dass sie das Entweichen der Dämpfe beschränkten;<ref name="Bunsensverbesserte" /> später wurden auch geschlossene Gefäße verwendet.<ref></ref>

Bedeutende Anwendungen

In Bunsens Labor wurde seine Zink-Kohle-Zellen z. B. zur Herstellung von Chlorknallgas<ref>Robert Bunsen, Henry Roscoe: Photochemische Untersuchungen. Zweite Abhandlung. Maaßbestimmungen der chemischen Wirkungen des Lichts. In: Johann Christian Poggendorff (Hrsg.): Annalen der Physik und Chemie. Band 176, Nr. 1. Johann Ambrosius Barth, Leipzig 1857, S. 43–88, doi:10.1002/andp.18571760104 (online bei Gallica, Bibliothèque nationale de France). </ref> und zur Darstellung von Elementen, u. a. Lithium<ref>Robert Bunsen: Darstellung des Lithiums. In: Friedrich Wöhler, Justus Liebig, Hermann Kopp (Hrsg.): Annalen der Chemie und Pharmacie. Band 94, Nr. 1. C. F. Winter, Leipzig und Heidelberg 1855, S. 107–111, doi:10.1002/jlac.18550940112 (online im Internet Archive). </ref>, Aluminium und Natrium<ref>Robert Bunsen: Notiz über die elektrolytische Gewinnung der Erd- und Alkalimetalle. In: Johann Christian Poggendorff (Hrsg.): Annalen der Physik und Chemie. Band 168, Nr. 8. Johann Ambrosius Barth, Leipzig 1854, S. 648–651, doi:10.1002/andp.18541680812 (online im Internet Archive). </ref>, genutzt. Ebenfalls in Bunsens Labor in Marburg nutzte Hermann Kolbe sie bei seinen Experimenten zur Elektrolyse<ref name="Kolbe1848"></ref><ref name="Kolbe1849"></ref>, die zur Entdeckung der heute als Kolbe-Elektrolyse bekannten Reaktion führten. Henri Moissan gebrauchte 1886 bei der ersten Darstellung von elementarem Fluor eine Batterie aus 50 Bunsenzellen.<ref>Henri Moissan: Action d'un courant électrique sur l'acide fluorhydrique anhydre. In: Comptes rendus hebdomadaires des séances de l'Académie des sciences. Band 102. Gauthier-Villars, Paris Januar 1886, S. 1543–1544 (online bei Gallica). </ref>

1841 fanden in Paris am Quai de Conti erste Versuche zur elektrischen Beleuchtung eines öffentlichen Platzes statt, wobei eine Batterie aus 100 Bunsenelementen benutzt wurde.<ref></ref> 1846 wurde die Pariser Oper mit Lichtbogenlampen ausgestattet, die von einer Batterie aus 360 Bunsenelementen versorgt wurden.<ref>Massimo Guarnieri: Switching the Light: From Chemical to Electrical [Historical]. In: IEEE Industrial Electronics Magazine. Band 9, Nr. 3, September 2015, ISSN 1932-4529, S. 44–47, doi:10.1109/MIE.2015.2454038 (ieee.org). </ref>

Reaktionsgleichungen

An der Anode (Minuspol, das Zinkblech, siehe Zinkelektrode) der Bunsenzelle löst sich beim Entladen das Zink auf, es wird dabei zum Zinkion oxidiert:

<math>\mathrm{Zn \longrightarrow Zn^{2+} + 2 \ e^-}</math>.

An der Kathode der Zelle (Pluspol, die mit Salpetersäure getränkte Kohlenstoffelektrode) wird die Salpetersäure HN^VO₃ reduziert. Je nach den Reaktionsbedingungen bzw. je nachdem wie vollständig die Reaktion abläuft entsteht dabei Stickstoffdioxid N^IVO₂, Nitrit N^IIIO₂⁻, oder – bei weitgehender Entladung – Stickstoffmonoxid N^IIO. Mit konzentrierter Salpetersäure und begrenzter Entladetiefe entsteht Stickstoffdioxid:

<math>\mathrm{2 \ HNO_3 + e^- \longrightarrow NO_2 + NO_3^- + H_2O}</math>

Die Gesamtreaktion der Zelle (vergl.<ref name="Jensen" />) ist daher:

<math>\mathrm{Zn + 4 \ HNO_3 \longrightarrow Zn(NO_3)_2 + 2 \ H_2O + 2 \ NO_2}</math>.

Die Spannung der Zelle liegt zwischen 1,888 V und 1,964 V.<ref></ref>

Weblinks

Wikisource: Bunsen’s verbesserte Kohlenbatterie und einige Versuche mit derselben – Quellen und Volltexte

Einzelnachweise