Grundlagen der Elektrochemie und galvanische Zellen

Redoxreaktionen bilden die Basis der Elektrochemie. Bei der Oxidation werden Elektronen abgegeben (Oxidationszahl erhöht), während bei der Reduktion Elektronen aufgenommen werden (Oxidationszahl erniedrigt). Diese beiden Teilprozesse laufen immer gleichzeitig ab.

Eine galvanische Zelle nutzt diese Elektronenübertragung, um elektrische Energie zu erzeugen. Der klassische Aufbau besteht aus zwei Halbzellen, die durch ein Diaphragma (poröse Wand) getrennt sind. Dieses verhindert eine direkte Durchmischung der Lösungen, ermöglicht aber den Ladungsaustausch.

Das Daniell-Element ist ein bekanntes Beispiel einer galvanischen Zelle. Hier wird ein Zinkstab (Minuspol) und ein Kupferstab (Pluspol) in die entsprechenden Ionenlösungen gestellt und leitend verbunden. Die Reaktionsgleichung lautet:

• Donator-Halbzelle: Zn → Zn²⁺ + 2e⁻
• Akzeptor-Halbzelle: Cu²⁺$aq$ + 2e⁻ → Cu
• Gesamtreaktion: Cu²⁺$aq$ + Zn$s$ → Zn²⁺$aq$ + Cu(s)

Merke: Bei galvanischen Zellen ist der Minuspol immer der unedlere Stoff (Elektronendonator), während der Pluspol der edlere Stoff (Elektronenakzeptor) ist.

Die Zellspannung hängt von den verwendeten Materialien ab und beträgt beim Daniell-Element 1,10 V. An den Grenzflächen zwischen Elektrode und Elektrolyt bilden sich elektrochemische Doppelschichten, die für das Elektrodenpotential verantwortlich sind.

Elektrodenpotentiale und Zellspannungen

Das Potential einer einzelnen Elektrode lässt sich nicht direkt messen, daher verwendet man eine Bezugselektrode - häufig die Wasserstoff-Halbzelle mit einem festgelegten Potential von 0 V.

Die Standard-Elektrodenpotentiale werden unter Normalbedingungen $298 K, c° = 1 mol/l, p° = 1000 hPa$ gemessen und in der elektrochemischen Spannungsreihe nach Größe geordnet aufgelistet. Beispielsweise hat Zink ein Potential von -0,76 V und Kupfer +0,34 V.

Die Zellspannung einer galvanischen Zelle berechnet sich als Differenz der Elektrodenpotentiale: U = U°D$Akzeptor-Halbzelle$ - U°D$Donator-Halbzelle$ Beispiel: U = 0,34 V -$-0,76 V$ = 1,10 V

Je niedriger das Elektrodenpotential eines Stoffes ist, desto leichter gibt er Elektronen ab. Edelmetalle haben ein hohes Elektrodenpotential und reagieren nur mit starken Oxidationsmitteln.

Konzentrationszellen bestehen aus gleichen Redoxpaaren mit unterschiedlichen Ionenkonzentrationen. Die Halbzelle mit der niedrigeren Konzentration bildet den Minuspol, da dort mehr Ionen in Lösung gehen.

Mit der Nernstschen Gleichung kann der Zusammenhang zwischen Ionenkonzentration und Elektrodenpotential berechnet werden: U_D $Me²⁺/Me$ = U°_D $Me²⁺/Me$ + (0,059V/z) × lg(c(Me²⁺)/(mol×l⁻¹))

Wichtig für Prüfungen: Die Nernstsche Gleichung hilft dir, Potentiale unter Nicht-Standardbedingungen zu berechnen - besonders relevant für reale Anwendungen!

Elektrolyse und Zersetzungsspannung

Die Elektrolyse ist gewissermaßen das Gegenteil einer galvanischen Zelle. Durch Zuführung elektrischer Energie werden Redoxreaktionen erzwungen, die nicht freiwillig ablaufen würden. Dabei wird die elektrische Energie als chemische Energie im Produkt gespeichert.

Bei der Elektrolyse ist die Anode der Pluspol (im Gegensatz zur galvanischen Zelle, wo sie der Minuspol ist). Um eine Elektrolyse durchzuführen, muss die angelegte Spannung die Zersetzungsspannung überschreiten.

Die Zersetzungsspannung setzt sich zusammen aus:

• der theoretischen Zellspannung (entgegengesetzte galvanische Zelle)
• der Überspannung $U* = Uz - U$, die von verschiedenen Faktoren abhängt:
  • Elektrodenmaterial
  • Stromdichte
  • Art des abzuscheidenden Gases

Bei der Elektrolyse gelten folgende Regeln für die Abscheidungspotentiale:

• Am Pluspol werden Teilchen mit dem kleinsten Abscheidungspotential oxidiert
• Am Minuspol werden Teilchen mit dem größten Abscheidungspotential reduziert

Die Zersetzungsspannung berechnet man mit: Uz = $UD(Pluspol) + U*(Pluspol)$ - $UD(Minuspol) + U*(Minuspol)$

Praxistipp: Die Überspannung ist entscheidend für technische Anwendungen. Mit ihr lässt sich steuern, welche Stoffe bei der Elektrolyse tatsächlich reagieren!

Technische Anwendungen: Raffination von Kupfer

Die Kupfer-Raffination ist ein wichtiges industrielles elektrolytisches Verfahren. Rohkupfer enthält Verunreinigungen wie Zink, Eisen, Blei, Zinn oder Arsen, die die Leitfähigkeit erheblich vermindern. Schon 0,07% Arsen können die Leitfähigkeit um ein Drittel reduzieren!

Bei der elektrolytischen Raffination wird das unreine Kupfer als Anode geschaltet. Folgende Reaktionen sind möglich:

An der Anode:

• Cu$s$ → Cu²⁺$aq$ + 2e⁻ (Hauptreaktion)
• 2H₂O$l$ → O₂$g$ + 4H⁺$aq$ + 4e⁻
• Au$s$ → Au³⁺$aq$ + 3e⁻
• 2SO₄²⁻$aq$ → S₂O₈²⁻$aq$ + 2e⁻

An der Kathode:

• Cu²⁺$aq$ + 2e⁻ → Cu(s) (Hauptreaktion)
• As³⁺$aq$ + 3e⁻ → As(s)
• 2H⁺$aq$ + 2e⁻ → H₂

Da die Zersetzungsspannung für die Hauptreaktion nur 0 V beträgt, lässt sich mit einer Spannung von etwa 0,3 V bewirken, dass sich an der Anode hauptsächlich Kupfer auflöst und an der Kathode reines Kupfer abscheidet.

Industrieeinblick: Bei der industriellen Kupferraffination werden 4 cm dicke Platten des zu reinigenden Kupfers als Anoden und dünne Edelstahlbleche als Kathoden verwendet. Nach etwa einem Monat ist die Anode zu 90% aufgelöst, und an der Kathode hat sich 99,99% reines Kupfer abgeschieden.

Chloralkali-Elektrolyse und Aluminiumgewinnung

Die Chloralkali-Elektrolyse ist ein wichtiges industrielles Verfahren zur Herstellung von Chlor und Natronlauge aus Steinsalz. Die Gesamtreaktion lautet: 2 NaCl$aq$ + 2 H₂O$l$ → Cl₂$g$ + 2 NaOH$aq$ + H₂(g)

Es gibt drei wichtige Verfahren:

1. Membran-Verfahren: Umweltfreundlich und kostensparend. Die Elektrolyse-Zelle wird durch eine spezielle Membran getrennt, die nur für Wasser und hydratisierte Natrium-Ionen durchlässig ist.
2. Diaphragma-Verfahren: Verwendet eine poröse Wand, die die Ionenwanderung kaum behindert, aber für Gasbläschen undurchlässig ist.
3. Amalgam-Verfahren: Nachteil ist der Einsatz von giftigem Quecksilber und hoher Energieverbrauch.

Bei der Aluminiumherstellung wird Bauxit zunächst zu Aluminiumoxid (Tonerde) verarbeitet. Da Aluminium ein sehr niedriges Standard-Elektrodenpotential hat, kann es nicht durch chemische Reduktion mit Kohlenstoff oder Wasserstoff gewonnen werden. Stattdessen nutzt man die Schmelzfluss-Elektrolyse.

Dabei wird Aluminiumoxid mit Kryolith (Na₃AlF₆) gemischt, um die Schmelztemperatur zu senken. Die Elektrolyse findet bei etwa 960°C statt:

Kathode: 4 Al³⁺ + 12 e⁻ → 4 Al Anode: 3 C + 6 O²⁻ → 3 CO₂ + 12 e⁻ Gesamtreaktion: 2 Al₂O₃$s$ + 3 C$s$ → 4 Al$s$ + 3 CO₂(g)

Umweltaspekt: Die Aluminiumproduktion ist sehr energieintensiv, was ein Grund ist, warum Aluminium-Recycling so wichtig für die Umwelt ist!

Das Eloxal-Verfahren und Batterie-Grundlagen

Das Eloxal-Verfahren $elektrolytische Oxidation von Aluminium$ verbessert die Beständigkeit von Aluminium durch Verstärkung der natürlichen Oxidschicht. Der zu behandelnde Gegenstand wird als Anode in einer Elektrolyse-Apparatur mit verdünnter Schwefelsäure als Elektrolyt geschaltet.

An der Anode bilden sich unter Abgabe von Elektronen Al³⁺-Ionen, die durch feine Poren an die Oberfläche der Oxidschicht diffundieren und weiteres Aluminiumoxid bilden: 2 Al³⁺$aq$ + 3 H₂O$l$ → Al₂O₃$s$ + 6 H⁺(aq)

Es entsteht eine wabenähnliche Struktur mit Poren, in die später Farbstoffe eingelagert werden können. Durch Behandlung mit heißem Wasser schließen sich die Poren, wodurch eine widerstandsfähige Schutzschicht entsteht.

Batterien sind spezielle galvanische Zellen, die als ortsunabhängige Energiequellen dienen. Dabei wird ein unedler Stoff am Minuspol mit einem starken Oxidationsmittel am Pluspol kombiniert, um eine möglichst hohe Spannung zu erreichen.

Die klassische Zink/Kohle-Batterie (nach Le Clanché) hat folgende Eigenschaften:

• Minuspol: Zink
• Pluspol: Graphit-Stab, umgeben von Braunstein (MnO₂)
• Elektrolyt: 20%ige eingedickte Ammoniumchlorid-Lösung
• Spannung: 1,5 V

Die Alkali/Mangan-Batterie ist eine Weiterentwicklung der Zink/Kohle-Batterie:

• Minuspol: Paste aus Zink-Pulver (größere Oberfläche)
• Elektrolyt: Kaliumhydroxid-Lösung (funktioniert auch bei niedrigen Temperaturen)

Anwendungstipp: Die Wahl der richtigen Batterie hängt von deiner Anwendung ab! Für Geräte, die lange Standby-Zeiten haben, eignen sich Lithium-Batterien besonders gut, da sie kaum Selbstentladung zeigen.

Moderne Batterietypen

Die Zink/Luft-Batterie verwendet Luftsauerstoff als Oxidationsmittel statt Braunstein. Am Minuspol befindet sich Zink-Pulver, als Elektrolyt dient eine Kaliumhydroxid-Lösung. Der Pluspol besteht aus einer luftdurchlässigen, mehrschichtigen Gasdiffusionselektrode mit spezieller Teflonschicht. Solche Batterien werden in Hörgeräten, für Baustellenbeleuchtung und Weidenzäune verwendet.

Lithium-Batterien nutzen das Element mit dem niedrigsten Elektrodenpotential und der kleinsten Dichte. Da Lithium stark mit Wasser reagiert, dürfen nur nichtwässrige Elektrolyte verwendet werden. Der Wassergehalt muss unter 50 ppm liegen! Als Oxidationsmittel am Pluspol kommen Mangan$IV$-oxid, Kupfersulfid oder Silberchlorid zum Einsatz, was zu Spannungen zwischen 2,8 V und 3,6 V führt.

Die Li/MnO₂-Kombination ist besonders kostengünstig:

• Minuspol: Li$s$ → Li⁺ + e⁻
• Pluspol: Li⁺ + e⁻ + MnO₂(s) → LiMnO₂(s)

Lithium-Batterien zeichnen sich durch geringe Selbstentladung, lange Lagerfähigkeit $bis zu 10 Jahren$ und Funktionsfähigkeit bis -40°C aus.

Akkumulatoren sind wiederaufladbare Batterien. Der bekannteste Typ ist der Blei-Akkumulator, der im geladenen Zustand aus einer Blei-Platte $Minuspol$ und einer Bleidioxid-Platte (Pluspol) besteht, mit 30%iger Schwefelsäure als Elektrolyt.

Die Reaktionen beim Entladen:

• Minuspol: Pb$s$ + SO₄²⁻$aq$ → PbSO₄$s$ + 2 e⁻
• Pluspol: PbO₂$s$ + 4 H⁺$aq$ + SO₄²⁻$aq$ + 2e⁻ → PbSO₄$s$ + 2 H₂O(l)

Physikalische Erklärung: Beim Aufladen eines Akkumulators wird die chemische Reaktion umgekehrt. Die Energie wird in Form chemischer Bindungen gespeichert, die beim Entladen wieder in elektrische Energie umgewandelt werden.

Akkumulatoren und ihre Anwendungen

Der Blei-Akkumulator wird durch Anlegen einer Spannung wieder aufgeladen, wobei die Reaktionen umgekehrt ablaufen:

• Minuspol: PbSO₄$s$ + 2e⁻ → Pb$s$ + SO₄²⁻(aq)
• Pluspol: PbSO₄$s$ + 2 H₂O$l$ → PbO₂$s$ + 4 H⁺$aq$ + SO₄²⁻$aq$ + 2 e⁻

Die Abscheidung von Sauerstoff am PbO₂ wird durch die Überspannung verhindert, was das Aufladen erst ermöglicht. Wenn am Ende der Aufladung die Pb²⁺-Konzentration stark abnimmt, werden Wasserstoff und Sauerstoff gebildet – der Akku "gast".

In Autobatterien werden viele kleine Platten eingebaut, um die Elektrodenfläche zu vergrößern und schnelles Starten zu ermöglichen.

Der Nickel/Cadmium-Akkumulator besteht im geladenen Zustand aus Cadmium am Minuspol und Nickel$III$-oxidhydroxid am Pluspol, mit 20%iger Kaliumhydroxid-Lösung als Elektrolyt. Die Spannung beträgt 1,2 V.

Der Nickel/Metallhydrid-Akku ist eine umweltfreundlichere Alternative zum Nickel/Cadmium-Akku. Am Pluspol läuft die gleiche Reaktion ab, aber am Minuspol werden spezielle Metalllegierungen verwendet, die Wasserstoff in ihrem Metallgitter speichern können. Die Spannung beträgt ebenfalls 1,2 V.

Brennstoffzellen sind umweltfreundliche Energiewandler, die chemische direkt in elektrische Energie umwandeln können, mit Wirkungsgraden bis zu 80%. Im Gegensatz zu Batterien müssen die Brennstoffe von außen kontinuierlich zugeführt werden.

Zukunftstechnologie: Brennstoffzellen gelten als vielversprechende Technologie für nachhaltige Energiesysteme, da sie nur Wasser als Abfallprodukt erzeugen, wenn sie mit Wasserstoff betrieben werden.

Brennstoffzellen und ihre Funktionsweise

Das Funktionsprinzip einer Wasserstoff/Sauerstoff-Brennstoffzelle basiert auf der Knallgasreaktion, wobei die Reaktionspartner räumlich getrennt sind. Die Reaktionen lauten:

• Minuspol: 2 H₂ + 4 OH⁻ → 4 H₂O + 4 e⁻ $UD = -0,83 V$
• Pluspol: O₂ + 2 H₂O + 4e⁻ → 4 OH⁻ $UD = 0,4 V$
• Gesamtreaktion: 2 H₂$g$ + O₂$g$ → 2 H₂O$l$ $UD = 1,23 V$

Die PEM-Brennstoffzelle $Proton-Exchange-Membrane$ wird als mobiles Akkuladegerät und für den Antrieb von Fahrzeugen genutzt. Eine spezielle Kunststoffmembran verhindert das Durchmischen von Wasserstoff und Sauerstoff und fungiert gleichzeitig als Elektrolyt.

Die Elektroden bestehen aus gasdurchlässigem, porösem Material wie Graphit-Papier, in dessen Poren sich meist ein fein verteilter Katalysator (meist Platin) befindet. Die Reaktionen sind:

• Minuspol: 2 H₂$g$ → 4 H⁺$aq$ + 4 e⁻
• Pluspol: O₂ + 4e⁻ + 4 H⁺(aq) → 2 H₂O(g)

Am Platin-Katalysator werden die Wasserstoff-Moleküle zunächst in Atome und dann in Protonen und Elektronen gespalten. Die Elektronen fließen über einen äußeren Leiter zum Pluspol, während die Protonen als Hydronium-Ionen durch die Membran transportiert werden. Am Pluspol reagieren sie mit Sauerstoff zu Wasser.

Praxisbezug: Brennstoffzellen ermöglichen eine besonders effiziente Energieumwandlung, da die chemische Energie direkt in elektrische Energie umgewandelt wird, ohne den Umweg über thermische Energie wie bei Verbrennungsmotoren.

Elektrolyse, Batterien und Akkumulatoren im Überblick

Die galvanische Zelle und die Elektrolyse sind gewissermaßen Gegenspieler: Während in der galvanischen Zelle chemische in elektrische Energie umgewandelt wird, läuft bei der Elektrolyse der umgekehrte Prozess ab.

Bei der Elektrolyse muss die angelegte Spannung die Zersetzungsspannung überschreiten: Uz = $UD(Pluspol) + U*(Pluspol)$ - $UD(Minuspol) + U*(Minuspol)$

Primärbatterien (nicht wiederaufladbar) und Akkumulatoren (wiederaufladbar) sind beide Arten von galvanischen Zellen, unterscheiden sich aber in ihrer Reversibilität:

1. Primärbatterien:

   • Zink/Kohle-Batterie: 1,5 V, preiswert
   • Alkali/Mangan-Batterie: 1,5 V, längere Lebensdauer
   • Lithium-Batterie: 2,8-3,6 V, lange Lagerfähigkeit, geringe Selbstentladung

2. Akkumulatoren:

   • Blei-Akkumulator: 2 V pro Zelle, hohe Startströme
   • Nickel/Cadmium-Akkumulator: 1,2 V, robust
   • Nickel/Metallhydrid-Akku: 1,2 V, umweltfreundlicher

Brennstoffzellen unterscheiden sich grundlegend von Batterien und Akkumulatoren, da die Reaktanten kontinuierlich zugeführt werden müssen. Sie wandeln chemische direkt in elektrische Energie um, mit Wirkungsgraden bis zu 80%.

Die PEM-Brennstoffzelle ist besonders vielversprechend für mobile Anwendungen und nutzt Wasserstoff und Sauerstoff, um elektrische Energie zu erzeugen, wobei nur Wasser als Nebenprodukt entsteht.

Zukunftsausblick: Elektrochemische Technologien spielen eine entscheidende Rolle bei der Energiewende. Besonders Brennstoffzellen und moderne Akkumulatoren werden in Zukunft immer wichtiger für nachhaltige Energiesysteme und Elektromobilität.