Die Elektrochemie ist der Zweig der physikalischen Chemie, der die Umwandlung elektrischer und chemischer Energie ineinander untersucht. Elektrochemische Zellen nutzen Redoxreaktionen, um Elektrizität zu erzeugen (galvanische Zellen) oder nutzen Elektrizität, um nicht spontane Reaktionen anzutreiben (elektrolytische Zellen).
Redoxreaktionen in der Elektrochemie
Oxidation ist der Verlust von Elektronen, während Reduktion der Gewinn von Elektronen ist; das Oxidationsmittel wird reduziert und das Reduktionsmittel wird oxidiert. Redoxreaktionen können in zwei Halbreaktionen unterteilt werden: Oxidation an der Anode und Reduktion an der Kathode. Die gesamte Zellreaktion ist die Summe der ausgeglichenen Halbreaktionen mit aufgehobenen Elektronen.
Galvanische (Voltaik-)Zellen
Eine galvanische Zelle wandelt chemische Energie durch spontane Redoxreaktionen in elektrische Energie um, wobei die Daniel-Zelle (Zn/Cu) das klassische Beispiel ist. Die Zn-Elektrode (Anode, -) wird oxidiert: Zn(s) → Zn2+(aq) + 2e-, während die Cu-Elektrode (Kathode, +) reduziert wird: Cu2+(aq) + 2e- → Cu(s). Eine Salzbrücke mit KCl oder KNO3 im Agar sorgt für die elektrische Neutralität, indem sie die Ionenmigration zwischen Halbzellen ermöglicht. Die Zellennotation wird als Zn(s) | geschrieben Zn2+(aq) || Cu2+(aq) | Cu(s), wobei | stellt eine Phasengrenze dar und || stellt die Salzbrücke dar.
Standard-Elektrodenpotentiale
Das Standardreduktionspotential (E°) wird relativ zur Standardwasserstoffelektrode (SHE) gemessen: 2H+(aq) + 2e- → H2(g), E° = 0,00 V. Positivere E°-Werte weisen auf stärkere Oxidationsmittel hin, während negativere Werte auf stärkere Reduktionsmittel hinweisen. Das Standardzellenpotential ist E°Zelle = E°Kathode – E°Anode (oder E°Reduktion + E°Oxidation), und eine positive E°Zelle zeigt eine spontane Reaktion an.
Die Nernst-Gleichung
Das Zellpotential variiert je nach Konzentration und Temperatur gemäß der Nernst-Gleichung: E = E° - (RT/nF) ln Q, wobei n die Anzahl der übertragenen Elektronen, F die Faraday-Konstante (96.485 C/mol) und Q der Reaktionsquotient ist. Bei 25 °C vereinfacht sich die Gleichung zu E = E° – (0,0592/n) log Q. Im Gleichgewicht ist E = 0 und Q = K, was die Beziehung log K = nE°/0,0592 bei 25 °C ergibt.
Elektrolysezellen
Eine Elektrolysezelle nutzt eine externe Stromquelle, um eine nicht spontane Redoxreaktion anzutreiben, bei der die Anode positiv und die Kathode negativ ist – im Gegensatz zu galvanischen Zellen. Faradays Gesetze der Elektrolyse besagen, dass die Masse der an einer Elektrode erzeugten Substanz proportional zur Menge der durchgelassenen Ladung ist: m = (Q/M)/(nF), wobei Q = I × t und M die Molmasse ist. Zu den Anwendungen gehören Galvanisieren (Verchromen, Vergolden), Metallveredelung (Kupferreinigung) und Elektrolyse von Wasser (H2- und O2-Produktion).
Batterien
Zu den primären (nicht wiederaufladbaren) Batterien gehören die Leclanché-Trockenzelle mit Zn und MnO2 und die Alkalibatterie mit Zn und MnO2 in alkalischem Elektrolyten. Zu den sekundären (wiederaufladbaren) Batterien gehören Blei-Säure-Batterien (Pb und PbO2 in H2SO4), Lithium-Ionen-Batterien (LiCoO2-Kathode, Graphitanode, Li+-Elektrolyt) und Ni-Cd (NiOOH und Cd in KOH). Brennstoffzellen wandeln chemische Energie direkt in Elektrizität um – die H2/O2-Brennstoffzelle erzeugt Wasser und elektrische Energie mit hoher Effizienz.
Korrosion
Korrosion ist die spontane Oxidation von Metallen, vor allem Eisenrost: Fe(s) → Fe2+(aq) + 2e-. Für die Rostbildung sind Sauerstoff und Wasser erforderlich, wobei die kathodische Reaktion O2 + 2H2O + 4e- → 4OH- ist. Zu den Korrosionsschutzmethoden gehören Lackieren, Verzinken (Zn-Beschichtung), kathodischer Schutz mit Opferanoden und Legieren zur Herstellung von Edelstahl.
