Galvanische Zellen

Elektrochemie

Die Elektrochemie ist ein Teilgebiet der Chemie, das die Beziehung zwischen elektrischer Energie und einer chemischen Veränderung untersucht. Diese chemischen Reaktionen beinhalten die Bewegung von Elektronen von einer Spezies zur anderen. Diese Bewegung erzeugt entweder Strom oder wird durch angelegten Strom angetrieben.

Die Schlüsselreaktion in der Elektrochemie ist die Oxidations-Reduktions- oder Redoxreaktion. Die Redoxreaktion setzt sich aus zwei Halbreaktionen zusammen; die Oxidationsreaktion, bei der eine Substanz Elektronen verliert, und die Reduktionsreaktion, bei der eine Substanz Elektronen gewinnt. Diese chemische Reaktion führt dazu, dass jede Substanz ihren Oxidationszustand ändert.

Das Atom oder Molekül, das Elektronen verliert oder oxidiert wird, ist das Reduktionsmittel. Das Atom oder Molekül, das die Elektronen aufnimmt oder reduziert wird, ist das Oxidationsmittel. Eine Methode, sich an diese Beziehungen zu erinnern, ist die Formulierung "Bohrinsel", die so viel bedeutet wie "Oxidation is losing – reduction is gaining".

Elektrochemische Zellen

Eine elektrochemische Zelle ist ein Gerät, das aus der Energie, die durch eine Redoxreaktion freigesetzt wird, einen elektrischen Strom erzeugt. Eine elektrochemische Zelle besteht aus einer oder mehreren Reaktionskammern und zwei leitfähigen Elektroden: einer Anode und einer Kathode. Anode und Kathode sind elektrisch miteinander verbunden, die Reaktionskammer ist mit einem Elektrolyten gefüllt. Zwischen den beiden Kammern befindet sich eine Salzbrücke, die den Kreislauf schließt und den Transfer der Ionen zwischen den Elektroden ermöglicht.

Die Reduktion erfolgt an der Kathode, während die Oxidation an der Anode erfolgt. Dies kann man sich leicht mit der Eselsbrücke "rote Katze" merken, was bedeutet, dass die roteSaugung an der Katzenladestattfindet.

Es gibt zwei Arten von elektrochemischen Zellen. Eine davon ist die Elektrolysezelle, die elektrische Energie nutzt, um eine nichtspontane Reaktion auszulösen. Bei diesem Zelltyp wird elektrische Energie von einer externen Stromquelle zugeführt. Der andere Zelltyp ist die galvanische Zelle, die durch eine spontane Reaktion elektrische Energie erzeugt. Batterien sind ein Beispiel für galvanische Zellen.

Galvanische Zellen

Galvanische Zellen, auch Voltaikzellen genannt, bestehen aus zwei Halbzellen. Jede Halbzelle enthält eine Metallelektrode, die in einen Elektrolyten eingetaucht ist. Ein externer Stromkreis verbindet die beiden Elektroden und eine Salzbrücke verbindet die beiden Elektrolytlösungen. Die Elektronen fließen von der Anode zur Kathode. Die Oxidationshalbreaktion findet an der Anode statt, während die Reduktionshalbreaktion an der Kathode stattfindet. In einer galvanischen Zelle zwischen Kupfer und Magnesium findet beispielsweise an der Kathode folgende Halbreaktion statt:

Cu²⁺ + 2e^- → Cu

Und an der Anode findet folgende Halbreaktion statt:

Mg → Mg²⁺ + 2e^-

Da Elektronen bei der Oxidation an der Anode verloren gehen, wandern sie durch den externen Schaltkreis, um die Kathode zu reduzieren und Strom zu erzeugen.

Wenn die Anode oxidiert wird, steigt die Konzentration der Kationen im Elektrolyten an. In ähnlicher Weise nimmt die Konzentration der Anionen im Elektrolyten zu, wenn die Kathode reduziert wird. Um die elektrische Neutralität zu wahren, wandern die Ionen über die Salzbrücke. Wenn Kationen an der Anode erzeugt werden, wandern Anionen von der Lösung auf der Anodenseite über die Salzbrücke. Auf der Kathodenseite werden Anionen erzeugt, die dazu führen, dass Kationen von der Salzbrücke zur Lösung auf der Kathodenseite wandern. Es ist wichtig, sich daran zu erinnern, dass die Elektronen durch die externen Schaltungsdrähte wandern und die Ionen durch die Salzbrücke und die Lösungen fließen.

Reduktionspotenzial

Einige Metalle neigen stärker als andere, Elektronen zu verlieren. Daher hängt die Größe des von einer galvanischen Zelle erzeugten elektrischen Stroms von der Art der Metallelektroden ab. Das Standardelektrodenpotential (E^o) einer Substanz ist das Maß für die Tendenz einer Substanz, Elektronen zu verlieren. Wenn zwei Metalle mit nahezu gleichen Elektrodenpotentialen verwendet werden, ist die Größe des erzeugten Stroms gering. Wenn zwei Metalle mit sehr unterschiedlichen Elektrodenpotentialen verwendet werden, dann ist die Größe des Stroms groß. Je größer das Reduktionspotenzial ist, desto wahrscheinlicher ist es, dass das Metall reduziert wird und als Oxidationsmittel wirkt.

Zurück zur galvanischen Kupfer-Magnesium-Zelle: Das Standardelektrodenpotential von Kupfer beträgt 0,337 Volt, während das Standardelektrodenpotential von Magnesium -2,370 Volt beträgt. In diesem Beispiel ist Kupfer die Kathode und Magnesium die Anode.

Bei einem galvanischen Zellexperiment wird die Potentialdifferenz zwischen den beiden Elektroden mit einem Multimeter überwacht. Die gemessene Spannung ist gleich der Potentialdifferenz zwischen den beiden Halbreaktionen.

ΔEº =_{Eº Kathode} - Eº_Anode

Das Standardelektrodenpotential geht davon aus, dass sich beide Halbzellen unter Standardbedingungen von 1 M, 1 bar und 298,15 K (25 °C) befinden. Die Spannung ist abhängig von der Konzentration der Elektrolytlösungen, die mit Hilfe der Nernst-Gleichung bestimmt werden kann.

Dabei entspricht E der Potentialdifferenz bzw. der gemessenen Spannung, E^o ist das Standardreduktionspotential, R ist die universelle Gaskonstante (8,314462618 J/mol·K), T ist die gemessene Temperatur in Kelvin, F ist die Faradaysche Konstante (96.485,33212 C⋅^mol-1), n ist die Anzahl der in der Reaktion übertragenen Elektronen, und Q_h ist der Reaktionsquotient. Der Reaktionsquotient ist das elektrochemische Äquivalent der Gleichgewichtskonstante.

Referenzen

1. Kotz, J.C., Treichel Jr., P.M., Townsend, J.R. (2012). Chemie und chemische Reaktivität. Belmont, Kalifornien: Brooks/Cole, Cengage Lernen.
2. Silderberg, M.S. (2009). Chemie: Die molekulare Natur von Materie und Veränderung. Boston, MA: McGraw Hill.
3. Harris, D.C. (2015). Quantitative chemische Analyse. Sechste Auflage. New York, NY: W.H. Freeman und Company.