Elektrochemie

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Einleitung

Elektrochemie, Wissenschaftszweig, der sich mit der Beziehung zwischen elektrischen Strömen (Elektrizität: Elektrischer Strom) und chemischen Reaktionen sowie mit der wechselseitigen Umwandlung von chemischer und elektrischer Energie befasst. Im weitesten Sinne sind insbesondere die chemischen Reaktionen, die elektrische Effekte hervorrufen, Gegenstand der Elektrochemie. Außerdem untersucht man die chemischen Phänomene, die auf elektrische Ströme oder Spannungen zurückzuführen sind.

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Elektrischer Strom und Ionenbewegung

Die meisten anorganischen und manche organischen Verbindungen bilden Ionen, wenn sie geschmolzen oder in Wasser bzw. in anderen Flüssigkeiten gelöst werden. Bei diesem Vorgang dissoziieren die Verbindungen in ihre positiv und negativ geladenen Komponenten. Diese können als Ladungsträger des elektrischen Stromes wirken (siehe elektrolytische Dissoziation). Wenn man ein Elektrodenpaar in eine Elektrolytlösung eintaucht und mit einer Gleichstromquelle verbindet, werden in der Lösung die positiven Ionen von der negativen Elektrode angezogen und die negativen Ionen entsprechend von der positiven Elektrode. An der jeweiligen Elektrode können die Ionen ein oder mehrere Elektronen aufnehmen oder abgeben. Dabei werden sie zu neutralen Atomen oder Molekülen. Die Art der an den Elektroden stattfindenden Reaktionen hängt von der angelegten Spannung (Potentialdifferenz) ab.

Die Wirkung des elektrischen Stromes auf einen Elektrolyten kann man sich an einem einfachen Beispiel klarmachen: Wenn das Salz Kupfersulfat in Wasser gelöst wird, so dissoziiert es in positive Kupferionen und negative Sulfationen. Legt man nun eine Gleichspannung an die Elektroden an, dann bewegen sich die Kupferionen zur negativen Elektrode und werden dort entladen. Bei dem Prozess scheidet sich an dieser Elektrode metallisches Kupfer ab. Die Sulfationen werden durch die Entladung an der anderen Elektrode instabil und reagieren mit dem Wasser zu verdünnter Schwefelsäure und gasförmigem Sauerstoff, der hier aus der Lösung entweicht. Das gesamte Verfahren nennt man Elektrolyse.

Bei allen derartigen Vorgängen gehorcht die infolge des Stromflusses umgesetzte bzw. an den Elektroden gebildete Substanzmenge zwei Gesetzen, die Michael Faraday im 19. Jahrhundert entdeckte. Nach dem 1. Faraday’schen Gesetz ist die an jeder Elektrode umgesetzte Substanzmenge n proportional (verhältnisgleich) zur Ladungsmenge Q, die durch den Elektrolyten fließt: n = Q/F (F ist die Faradaykonstante; 9,648 × 10⁴ Coulomb pro Mol). Gleichzeitig stehen nach dem 2. Faraday’schen Gesetz die umgesetzten Substanzmengen n₁ und n₂ unterschiedlicher Stoffe im gleichen Verhältnis wie ihre Äquivalentgewichte: n₁/n₂ = Äquivalentgewicht₁/Äquivalentgewicht₂.

Alle chemischen Prozesse gehen mit der Umgruppierung oder dem Übergang von Elektronen zwischen den Reaktionspartnern einher. Will man mit Hilfe einer chemischen Reaktion elektrischen Strom erzeugen, so muss man erstens eine reduzierbare Substanz einsetzen – also einen Stoff, dessen Teilchen leicht Elektronen aufnehmen – und zweitens eine oxidierbare Substanz, deren Teilchen leicht Elektronen abgeben. Allgemein betrachtet, geben unedle Metalle (z. B. Zink) Elektronen ab, während edle Metalle (z. B. Kupfer) eher Elektronen aufnehmen. Dieses Verhalten lässt sich nicht nur bei Metallen bzw. reinen Elementen betrachten, sondern trifft auch auf Verbindungen zu – sowohl anorganische als auch organische Verbindungen. Triebkraft für diese Vorgänge sind die so genannten unterschiedlichen Potentiale. Um eine Übersicht über diese Abläufe zu erhalten, hat man diese Prozesse in Bezug auf einen festgelegten Standard (Normalwasserstoffelektrode als Nullpunkt) vermessen und in einer Reihe, der so genannten Spannungsreihe, zusammengestellt (siehe elektrochemische Reihe).

Im Prinzip stellt jede Anordnung mit zwei Elektroden eine einfache elektrochemische Zelle (siehe elektrische Zelle) dar. Taucht man beispielsweise einen Zinkstab in eine verdünnte Schwefelsäurelösung, so gibt das Zink leicht Elektronen ab (Oxidation) und bildet positive Zinkionen, die in Lösung gehen. Die abgegebenen Elektronen bleiben im Zinkstab. Verbindet man diesen Stab über eine elektrische Leitung mit einer anderen, inerten (nicht selbst reagierenden) Elektrode, die ebenfalls in diese Schwefelsäurelösung eintaucht, dann fließen die Elektronen durch den äußeren Stromkreis dorthin. Dadurch wird diese zweite Elektrode negativ geladen und zieht positive Wasserstoffionen aus der Säurelösung an. Es kommt zur Entwicklung von Wasserstoffgas an dieser Elektrode. Eine elektrochemische Zelle dieser Art nennt man auch primäre Zelle oder galvanische Zelle.

Im Prinzip ist in einer galvanischen Zelle chemische Energie gespeichert, die bei leitender Verbindung der Elektroden in Form von elektrischer Energie nach außen abgegeben wird. Ein so genannter Akkumulator (z. B. die Autobatterie) kann durch Zufuhr elektrischer Energie wieder aufgeladen werden. In diesem Fall erfolgt der Stromfluss in umgekehrter Richtung. Hierfür benötigt man sekundäre Zellen, deren Energie liefernde chemische Reaktion umkehrbar ist (reversibel).

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Industrielle Anwendungen

Die Elektrolyse bildet die Grundlage für einige Verfahren in der modernen Industrie. Beispielsweise dient Natriumhydroxid als Grundchemikalie bei der Herstellung von Papier, Kunstfasern und photographischen Filmen. Man gewinnt es durch Elektrolyse aus einer wässrigen Natriumchloridlösung (siehe Alkalien). Bei dieser Reaktion entstehen Chlor und Natrium, wobei Letzteres unmittelbar weiterreagiert. Es bildet mit dem Wasser in der Zelle Natronlauge. Das an der anderen Elektrode frei werdende Chlor wird u. a. bei der Herstellung von Zellstoff und Papier verwendet.

Große industrielle Bedeutung hat die Elektrolyse geschmolzener Salze, beispielsweise zur Herstellung von Aluminium (siehe Elektroofen). Das geschmolzene Salz dient bei der Schmelzflusselektrolyse gleichzeitig als Heizwiderstand und als Elektrolyt. Aus diesem scheidet sich das betreffende Metall an der negativen Elektrode ab.

Elektrolytische Verfahren dienen auch bei der Reinigung von Metallen (z. B. Zinn, Blei, Kupfer, Gold und Silber). Hier wird die Tatsache ausgenutzt, dass sich bestimmte Metalle bei elektrolytischen Prozessen in sehr hoher Reinheit abscheiden. Eine andere wichtige Anwendung der Elektrolyse ist das Galvanisieren. Hierbei erzeugt man durch elektrolytische Abscheidung eine dünne Schicht des jeweiligen Metalls auf einem metallischen Werkstück. Dadurch erhält dieses Werkstück eine schützende oder verzierende Oberfläche. Anwendungsbeispiele sind der Korrosionsschutz (siehe Korrosion) und das Aufbringen von Edelmetallen für Schmuckstücke. In letzter Zeit wurden Methoden entwickelt, bei denen man Elektroden mit sehr dünnen Schichten bestimmter Materialien überzieht. Durch diese Prozedur lässt sich die Leistungsfähigkeit und Lebensdauer der Elektrode erhöhen. Mit Hilfe von elektrisch leitfähigen Kunststoffen konstruiert man auch Elektroden auf der Basis von Polymeren.