Elektrochemie und galvanische Zellen einfach erklärt

Stell dir vor, du bist unterwegs und der Akku deines Smartphones zeigt nur noch 1 % an. In diesem Moment wünschst du dir wahrscheinlich, du hättest eine Steckdose in der Nähe. Aber was passiert eigentlich genau in diesem kleinen Akku? Die Antwort ist: Chemie! Genauer gesagt, fließen unsichtbare Teilchen – die Elektronen – von einem Ort zum anderen und liefern dabei den Strom für dein Handy. In diesem Artikel lernst du die Grundlagen der Elektrochemie und galvanische Zellen kennen.

Alles in der Elektrochemie dreht sich um eine bestimmte Art von chemischer Reaktion: die Redoxreaktion. Das ist ein Vorgang, bei dem Elektronen ($\textcolor{#08BFFF}{\text{e}^-}$) von einem Stoff auf einen anderen übertragen werden.

Man teilt diesen Vorgang in zwei Hälften auf:

• Oxidation: Ein Stoff gibt Elektronen ab.
• Reduktion: Ein Stoff nimmt Elektronen auf.

Damit das funktioniert, brauchen wir zwei Partner (die sogenannten korrespondierenden Redoxpaare):

• Das Reduktionsmittel: Es "spendet" freiwillig Elektronen (es wird dabei selbst oxidiert).
• Das Oxidationsmittel: Es "klaut" sich diese Elektronen (es wird dabei selbst reduziert).

Ein einfaches Beispiel: Wenn Zink ($\text{Zn}$) auf Kupfer-Ionen ($\text{Cu}^{2+}$) trifft, gibt das Zink zwei Elektronen ab und das Kupfer nimmt sie auf. Zink ist hier das Reduktionsmittel und Kupfer das Oxidationsmittel.

Vorwissen

• Ionen: Geladene Atome oder Moleküle.

  Beispiel: Wenn sich Kochsalz in Wasser löst, entstehen positiv geladene Natrium-Ionen ($\text{Na}^+$) und negativ geladene Chlorid-Ionen ($\text{Cl}^-$).

• Molare Konzentration: Gibt an, wie viele Teilchen eines Stoffes in einem Liter Flüssigkeit gelöst sind.

  Beispiel: Eine Lösung mit $c = 1 \text{ mol/L}$ enthält genau ein Mol des Stoffes pro Liter.

Aufgabentyp 1: Zellspannung berechnen

Wenn wir Zink und Kupfer einfach in einem Becherglas mischen, werden die Elektronen direkt übergeben. Es entsteht Wärme, aber kein nutzbarer Strom. Um den Strom zu nutzen, müssen wir die Oxidation und die Reduktion räumlich voneinander trennen. Genau das macht eine galvanische Zelle (wie eine Batterie).

In einer galvanischen Zelle gibt es zwei Becken (Halbzellen), in die jeweils ein Metallstab (Elektrode) taucht. Die beiden Stäbe sind mit einem Kabel verbunden.

• Anode (Minuspol): Hier findet die Oxidation statt. Elektronen werden abgegeben und fließen durch das Kabel weg.
• Kathode (Pluspol): Hier findet die Reduktion statt. Die Elektronen kommen aus dem Kabel an und werden aufgenommen.

Wie stark ist die Batterie?

Jedes Redoxpaar hat einen bestimmten Wert, der angibt, wie stark es Elektronen anzieht. Das ist das Standardpotenzial ($E^0$). Dieser Wert wurde gemessen, indem man den Stoff mit einer sogenannten Standard-Wasserstoffhalbzelle verglichen hat. Man findet diese Werte in einer Tabelle, der elektrochemischen Spannungsreihe.

Um die Spannung (Zellspannung $U$) unserer Batterie zu berechnen, ziehen wir einfach das kleinere Potenzial vom größeren ab:

$U = E^0(\text{Kathode}) - E^0(\text{Anode})$

Schritt-für-Schritt-Anleitung

1. Standardpotenziale ablesen: Suche die Werte ($E^0$) für beide Stoffe in der elektrochemischen Spannungsreihe.
2. Anode und Kathode bestimmen: Der Stoff mit dem kleineren (negativeren) Wert ist die Anode (Oxidation). Der Stoff mit dem größeren (positiveren) Wert ist die Kathode (Reduktion).
3. Spannung berechnen: Setze die Werte in die Formel ein: $U = E^0(\text{Kathode}) - E^0(\text{Anode})$. Achte dabei besonders auf die Vorzeichen (Minus mal Minus ergibt Plus)!

Durchgerechnete Beispiele

Aufgabentyp 2: Potenzial mit der Nernst-Gleichung berechnen

Die Standardpotenziale ($E^0$) gelten nur unter "Standardbedingungen", also wenn die Konzentration der gelösten Ionen genau $1 \text{ mol/L}$ beträgt. Aber wenn eine Batterie Strom liefert, werden Ionen verbraucht und die Konzentration ändert sich. Dadurch ändert sich auch die Spannung!

Um das Potenzial ($E$) bei einer anderen Konzentration (bei $25\ ^\circ\text{C}$) zu berechnen, nutzen wir die Nernst-Gleichung:

$E = E^0 + \frac{0,059 \text{ V}}{z} \cdot \lg\left[\frac{c(\text{Ox})}{c(\text{Red})}\right]$

Was bedeuten die Buchstaben?

• $E^0$: Das Standardpotenzial aus der Tabelle.
• $z$: Die Anzahl der übertragenen Elektronen (z. B. bei $\text{Cu}^{2+}$ ist $z = 2$).
• $c(\text{Ox})$: Die Konzentration der oxidierten Form (meistens die gelösten Ionen im Wasser).
• $c(\text{Red})$: Die Konzentration der reduzierten Form. Wichtig: Bei festen Metallstäben (wie einem Stück Kupfer) ist dieser Wert immer genau $1$.

Wir nutzen das Prinzip der galvanischen Zelle jeden Tag in verschiedenen Formen:

• Primärzellen (Einwegbatterien): Das sind die klassischen Batterien in der Fernbedienung. Die chemische Reaktion läuft nur in eine Richtung ab. Wenn die Stoffe verbraucht sind, ist die Batterie leer und kann nicht wieder aufgeladen werden.
• Sekundärzellen (Akkumulatoren): Das sind die Akkus in deinem Smartphone oder Laptop. Hier kann man die chemische Reaktion umkehren, indem man von außen Strom anlegt (beim Aufladen an der Steckdose).
• Brennstoffzellen: Hier sind die chemischen Stoffe nicht fest in der Batterie eingesperrt. Das Reduktionsmittel (z. B. Wasserstoffgas) und das Oxidationsmittel (z. B. Sauerstoff aus der Luft) werden kontinuierlich von außen durch Schläuche zugeführt. Solange man "tankt", liefert sie Strom.

Anwendung im Labor: Die Redoxtitration Elektrochemie hilft uns nicht nur beim Stromerzeugen, sondern auch beim Messen. Bei einer Redoxtitration nutzt man eine Redoxreaktion, um herauszufinden, wie viel von einem bestimmten Stoff in einer Lösung enthalten ist. Man tropft dabei so lange ein bekanntes Oxidations- oder Reduktionsmittel hinzu, bis die Reaktion vollständig abgelaufen ist (oft durch einen Farbwechsel sichtbar). Aus der verbrauchten Menge kann man dann die unbekannte Konzentration berechnen.

Schritt-für-Schritt-Anleitung

1. Werte sammeln: Finde das Standardpotenzial ($E^0$), die Anzahl der Elektronen ($z$) und die Konzentration der Ionen ($c(\text{Ox})$).
2. Nernst-Gleichung aufstellen: Setze die Werte in die Formel ein. Wenn die reduzierte Form ein festes Metall ist, setze für $c(\text{Red})$ einfach eine $1$ ein. Die Formel vereinfacht sich dann zu: $E = E^0 + \frac{0,059 \text{ V}}{z} \cdot \lg(c(\text{Ox}))$
3. Ausrechnen: Berechne zuerst den Logarithmus ($\lg$) der Konzentration, multipliziere ihn mit dem Bruch und addiere am Ende das Standardpotenzial.

Durchgerechnete Beispiele

Wichtige Erkenntnisse

• Oxidation ist die Abgabe von Elektronen, Reduktion ist die Aufnahme.
• In einer galvanischen Zelle findet die Oxidation an der Anode (Minuspol) und die Reduktion an der Kathode (Pluspol) statt.
• Die Zellspannung berechnet sich aus: $U = E^0(\text{Kathode}) - E^0(\text{Anode})$.
• Die Nernst-Gleichung wird verwendet, um das Potenzial zu berechnen, wenn die Konzentration nicht genau $1 \text{ mol/L}$ beträgt.
• Akkus (Sekundärzellen) sind wiederaufladbar, Einwegbatterien (Primärzellen) nicht.