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3. Galvanische Elemente
1. Die Zitronen-Batterie
Inhalt |
Versuch 3.1Durchführung:Eine Kupferelektrode und eine Zinkelektrode werden in eine Zitrone hineingestochen. Dann schließt man beide Elektroden an ein Voltmeter an.
Beobachtung: Man kann an der Anzeige des Voltmeters eine Spannung zwischen 0,5 und 1 Volt ablesen. |
Die entscheidende Frage, die sich hier stellt, ist natürlich die: Wieso kann man hier eine Spannung messen? In den meisten Schulbüchern haben die Autoren oft nur eine Seite Platz, um diese Frage zu beantworten. Ich weiß das, weil ich seit einiger Zeit selbst an einem Schulbuch des Westermann-Verlags mitschreibe. Auf dieser Webseite bin ich nicht in ein so enges Korsett eingebunden und kann daher richtig gründlich erklären, wieso man bei dem Versuch 3.1 eine Spannung messen kann. Zunächst aber wollen wir den Versuch noch einmal stark vereinfachen, sozusagen auf das Wesentliche reduzieren.
Versuch 3.2Durchführung:In ein Becherglas mit Leitungswasser werden eine Kupferelektrode und eine Zinkelektrode gestellt. Dann schließt man beide Elektroden an ein Voltmeter an. Beobachtung: Man kann an der Anzeige des Voltmeters eine Spannung zwischen 0,5 und 1 Volt ablesen. |
Wir brauchen die Zitrone also gar nicht, um eine Spannung zu erzeugen. Leitungswasser reicht völlig aus.
2. Lösungsvorgänge bei neutralen Molekülen
Stellen wir Gedanken eine Stange Zucker in ein Glas mit Wasser. Was wird geschehen? Im Laufe der Zeit wird sich ein Teil der Zuckerstange auflösen; es entsteht schließlich eine gesättigte Lösung von Zuckerwasser. Wenn eine solche gesättigte Lösung vorliegt, kann man ein Lösungsgleichgewicht beobachten: In einer bestimmten Zeiteinheit gehen z.B. pro Flächeneinheit der Zuckerstange 100 Zuckermoleküle in Lösung; gleichzeitig setzen sich 100 bereits gelöste und hydratisierte Zuckermoleküle wieder als Feststoff an der Stange ab. Man kann also schreiben:
Die Hingeschwindigkeit ist im Zustand dieses Gleichgewichts genauso groß wie die Rückgeschwindigkeit. Für den außenstehenden Betrachter, der die Zucker-Moleküle nicht sehen kann, ändert sich jetzt nichts mehr. Ein mikroskopisch kleiner Beobachter könnte jedoch sehen, wie pro Zeit- und Flächeneinheit sich genauso viele Zuckermoleküle lösen, wie wieder kristallisieren.
3. Lösungsvorgänge bei einem Metall
Wenn man eine Zinkstange in ein Glas mit Wasser stellt, sollte im Prinzip der gleiche Vorgang ablaufen: Ein Teil des Zinks sollte sich im Wasser auflösen, bis eine gesättigte Lösung entstanden ist. Dann sollte es wieder zu dem eben beschriebenen dynamischen Gleichgewicht kommen, dem Lösungsgleichgewicht. Allerdings wissen wir aus dem Alltag, dass sich die meisten Metalle so gut wie nicht im Wasser auflösen. Wie kommt das? Betrachten wir dazu die folgende Abbildung:
Links sehen wir die Zinkstange. Fünf Zink-Atome haben sich im Wasser gelöst, allerdings nicht in Form von atomarem Zink, sondern als positiv geladene Zink-Ionen, die zudem hydratisiert sind. Diese fünf Zink-Ionen sind nach der folgenden Reaktionsgleichung entstanden:
Es handelt sich also um eine klassische Oxidation (Elektronenabgabe), begleitet von einer Hydratisierung der Ionen. Eine wichtige Rolle spielen jetzt die Elektronen, die bei dieser Oxidation freigesetzt werden. Sie gehen nicht etwa in Lösung, sondern verbleiben in der Zinkstange. Dadurch lädt sich diese negativ auf. Mit jedem abgegebenem Ion wird die Negativladung der Zinkelektrode größer. Je stärker die Zinkstange aber negativ geladen ist, desto stärker zieht sie die positiven Zinkionen an, die bereits gelöst sind. Wie greifen jetzt auf eine Terminologie zurück, die den Neurobiologen recht vertraut ist: Chemisches Potenzial und Elektrisches Potenzial.
Chemisches Potenzial und Elektrisches Potenzial
In der Zinkstange befinden sich viele Zinkteilchen (Atome), während die Konzentration der Zinkteilchen (Ionen) in der Lösung sehr gering ist. Es liegt also ein typisches Konzentrationsgefälle vor. Weil ein solches Konzentrationsgefälle in der Lage ist, chemische Arbeit zu leisten, spricht man auch von einem chemischen Potenzial.
Definition:
Ein chemisches Potenzial ist ein anderer Begriff für ein Konzentrationsgefälle. Der Begriff "chemisches Potenzial" betont vor allem, dass ein solches Konzentrationsgefälle in der Lage ist, chemische Arbeit zu leisten. |
Wie vielleicht schon bekannt ist, führt ein Konzentrationsgefälle mit der Zeit zu einem Konzentrationsausgleich durch Diffusion. Das Konzentrationsgefälle oder chemische Potenzial ist die Triebkraft für die Diffusion, und der Konzentrationsausgleich ist die Folge einer solchen Diffusion.
Wenn nun - um wieder zu unserem Beispiel zurückzukommen - Zinkionen in die Lösung abgegeben werden und die Elektronen im Metall verbleiben, baut sich zwar der Konzentrationsunterschied langsam ab, gleichzeitig baut sich aber eine Ladungsdifferenz auf. Die Zinkstange wird immer negativer, die Lösung immer positiver. Es entsteht ein Ladungsunterschied, eine Spannung bzw. ein elektrisches Potenzial.
Definition:
Ein elektrisches Potenzial ist ein anderer Begriff für ein Ladungsgefälle oder eine Spannung. Der Begriff "elektrisches Potenzial" betont vor allem, dass eine solche elektrische Spannung in der Lage ist, Arbeit zu leisten. |
Wir wollen nun überlegen, in welche Richtungen das chemische und das elektrische Potenzial bei einer Zinkstange gehen, die man in Wasser stellt. Das chemische Potenzial zeigt vom Zink zum Wasser: Im Zink ist eine hohe Konzentration von Zinkteilchen, im Wasser eine niedrige. Das elektrische Potenzial zeigt dagegen vom Wasser zum Zink, also in die umgekehrte Richtung. Das chemische Potenzial sorgt dafür, dass Zinkteilchen in Lösung gehen, und das elektrische Potenzial sorgt dafür, dass bereits gelöste Zinkteilchen wieder Elektronen aufnehmen und sich in das Metall integrieren. Beide Potenziale zeigen also in verschiedene Richtungen.
Siehe auch:
Lösungsvorgänge in einem Metall - ein Modell
In diesem Exkurs versuche ich darzustellen, wie sich das chemische und das elektrische Potenzial im Laufe einer extrem kurzen Zeitspanne verändern, wenn man ein Metall in Wasser stellt.
4. Galvanische Elemente
Wie erklärt sich nun die Spannung, die man in der Zitronenbatterie messen kann? Wir haben nicht nur ein Metall verwendet, sondern deren zwei, nämlich Zink und Kupfer. Genau so gut würde die Zitronenbatterie aber auch mit Zink und Silber oder mit Eisen und Silber funktionieren. Das eine Metall muss immer unedler sein als das andere.
Im Abschnitt 3 haben wir die wichtigen Begriffe chemisches Potenzial, elektrisches Potenzial und elektrochemisches Gleichgewicht kennengelernt. Mit diesen Begriffen kann man die in einem galvanischen Element auftrentende Spannung schon recht gut erklären.
In der Zink-Elektrode kommt es zum elektrochemischen Gleichgewicht (wie oben beschrieben), in der Kupfer-Elektrode ebenfalls. Beide Metalle sind also negativ aufgeladen.
Das Zink ist nun ein recht unedles Metall. Die Lösungstension, also die Neigung der Metall-Atome, sich in Form von Kationen im Lösungsmittel zu lösen, ist im Zink recht groß (weil es unedel ist). Es lösen sich also recht viele Zink-Atome, und so ist die Zink-Elektrode recht negativ geladen.
Das Kupfer dagegen ist ein recht edles Metall. Seine Lösungstension ist nicht so groß wie die des Zinks. Im Zustand des elektrochemischen Gleichgewichts ist es daher nicht ganz so negativ geladen wie das Zink.
Diese Abbildung zeigt noch einmal, was ich hier eigentlich erklären möchte: Die Zink-Elektrode ist wesentlich negativer geladen als die Kupfer-Elektrode. Wie gesagt, beide Elektroden befinden sich im Zustand des elektrochemischen Gleichgewichts.
Wenn man jetzt die beiden Elektroden mit einem Metalldraht verbindet, kann der Ladungsunterschied Zink - Kupfer zu einem Ladungsausgleich führen. Elektronen fließen vom Ort höherer Elektronendichte zum Ort niedriger Elektronendichte.
Dieser Prozess kommt nicht zum Stillstand, wenn der Ladungsausgleich erzielt ist. Sobald nämlich die "Konzentration" der Elektronen in der Zink-Elektrode geringer wird, liefert die Gleichgewichts-Reaktion
wieder verstärkt Zink-Kationen, und die Elektronendichte im Zink erhöht sich wieder.
Weiter mit Standardpotenziale der Metalle / die Wasserstoffhalbzelle
(C) Ulrich Helmich, März 2006
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