Elektrolyte, Elektroden und galvanische Elemente

Elektrolyte

Elektrolyt: Leiter 2. Klasse, bei dem die elektrische Leitfähigkeit auf frei beweglichen Ionen beruht.

Echte Elektrolyte

Stoffe, die bereits im festen Zustand aus Ionen aufgebaut sind (alle Salze, Hydroxide).

Beispiele: KOH → K⁺ + OH⁻; MgCl₂ → Mg²⁺ + 2 Cl⁻; KNO₃ → K⁺ + NO₃⁻; Na₂SO₄ → 2 Na⁺ + SO₄²⁻

Potentielle Elektrolyte

Polare Molekülsubstanzen, die durch chemische Reaktion mit Wasser Ionen bilden (z. B. H₂SO₄, HCl, HBr, HNO₃, NH₃).

Beispiele: H₂SO₄ + H₂O → H₃O⁺ + HSO₄⁻; NH₃ + H₂O → NH₄⁺ + OH⁻; HBr + H₂O → H₃O⁺ + Br⁻; HNO₃ + H₂O → H₃O⁺ + NO₃⁻

In wässrigen Lösungen liegen die Ionen immer hydratisiert vor (aq = aqua).

Dissoziation

Elektrolyte dissoziieren in polaren Lösungsmitteln in frei bewegliche Ionen, die als Träger elektrischer Ladungen zum Stromtransport befähigt sind.

• Vollständige Dissoziation = starke Elektrolyte (alle echten Elektrolyte und viele potentielle Elektrolyte, z. B. Chlorwasserstoff).
• Elektrolytische Dissoziation: Auflösen von Elektrolyten in Wasser. Die entstehenden frei beweglichen Ionen werden von einer Hydrathülle umgeben.

Elektroden

Elektrode: Ein elektrischer Leiter, der in direktem Kontakt mit einem Elektrolyten steht. An der Elektrode erfolgt der Übergang von Ladungsträgern (Elektronen oder Ionen) zwischen der festen Phase und dem Elektrolyten.

Elektrochemische Elemente

Elektrochemisches Element: Kombination von Leiter 1. Art mit Leiter 2. Art.

Beispiele: Cu + H₂O → 2 H⁺ + CO (potentielle Elektrolyte); NaCl → Na⁺ + Cl⁻ (echte Elektrolyte, Dissoziation); NH₃ + H₂O → NH₄⁺ + OH⁻ (potentieller Elektrolyt, Dissoziation).

Standardelektrodenpotential

• Je negativer das Standardelektrodenpotential, desto stärker wirkt der Stoff als Reduktionsmittel (bzw. je positiver, desto stärker als Oxidationsmittel).
• Eine Reaktion läuft nur dann freiwillig ab, wenn E°(RM) < E°(OM).

Bedeutung der Elektrochemischen Spannungsreihe (ECS):

• Ablauf chemischer Reaktionen voraussagen
• Spannungsquellen konstruieren
• Spannungen vorausberechnen

Das Standardelektrodenpotential ist eine stoffspezifische thermodynamische Größe. Sie beschreibt das Bestreben von Metallen und anderen Stoffen, unter Standardbedingungen Elektronen abzugeben und in wässrige Lösung überzugehen.

• Es läuft die Reaktion ab, die wenig Spannung benötigt.
• Potential größer → reduziert.
• Merkhilfe: Da (Oxidation) → Recibe (Reduktion).

Galvanische Elemente

Galvanisches Element: Kombination von zwei unterschiedlichen Elektroden (Halbzellen).

• Minuspol (anodische Oxidation): Donator-Halbzelle: Zn → Zn²⁺ + 2 e⁻
• Pluspol (kathodische Reduktion): Akzeptor-Halbzelle: Cu²⁺ + 2 e⁻ → Cu
• Redoxreaktion: Cu²⁺ + Zn → Zn²⁺ + Cu

Funktion des Diaphragmas:

• Ermöglicht den Stromfluss
• Verhindert die Durchmischung der Elektrolyte

Zellsymbol: Zn | Zn²⁺ || Cu²⁺ | Cu

Galvanische Zelle am Beispiel des Daniell-Elements

Zinkhalbzelle (Donator-Halbzelle, anodische Oxidation: Zn → Zn²⁺ + 2 e⁻, Minuspol, unedles Metall): größerer Lösungsdruck, Elektronenüberschuss; der Elektronenstrom im Metall fließt weg.

Kupferhalbzelle (Akzeptor-Halbzelle, kathodische Reduktion: Cu²⁺ + 2 e⁻ → Cu, Pluspol, edles Metall): geringerer Lösungsdruck; der Elektronenstrom fließt zum Metall hin.

Sonderform: Konzentrationselement

Galvanisches Element mit gleichen Halbzellen, aber unterschiedlicher Elektrolytkonzentration. Die Zelle mit der geringeren Elektrolytkonzentration bildet den Minuspol, die mit der höheren Konzentration den Pluspol.