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Elektrochemie
 

Die Elektrochemie ist ein Teilgebiet der Physikalischen Chemie, welches sich mit dem Zusammenhang zwischen elektrischen und chemischen Vorgängen befasst. Wenn eine chemische Reaktion mit einem elektrischen Strom verknüpft ist, so ist dies ein elektrochemischer Vorgang. Streng genommen, ist dies bei jedweder chemischen Reaktion der Fall. Es gibt zwei Möglichkeiten, durch eine chemische Reaktion direkt elektrischen Strom zu erzeugen: Entweder wird eine Redoxreaktion durch eine von außen angelegte elektrische Spannung erzwungen (Elektrolyse), oder es wird eine chemische Reaktion geeigneter Substanzen räumlich so voneinander getrennt, dass durch Elektronenwanderung ein elektrischer Strom erzeugt wird (galvanisches Element, Batterie, Akkumulator). Der direkte Elektronenübergang zwischen Molekülen, Ionen oder Atomen, stellt jedoch nur einen lokalen elektrochemischen Vorgang dar; die übergehenden Elektronen müssen dabei keinen Weg zurücklegen. Damit aus Reaktionen elektrische Energie nutzbar gemacht werden kann, müssen infolgedessen die Oxidation und Reduktion räumlich voneinander getrennt werden. Solch eine räumliche Trennung wird in den galvanischen Zellen realisiert. Sie besteht prinzipiell aus dem Elektrolyten (=Ionen-Lösung) und der Elektrode (=Metall, bzw. elektrischer Leiter, welcher Elektronen aufnehmen (Pluspol) oder abgeben (Pluspol) kann). So bestehen die galvanischen Zellen einer Batterie (Galvanisches Element) aus einem gemeinsamen Elektrolyten (bzw. zwei Elektrolyten, welche durch eine halbdurchlässige Membran voneinander getrennt sind, und nur eine Ionensorte wandern kann), einem edlen Metall und einem unedlerem Metall. Hierbei entsteht ein Elektronendruck vom unedleren Metall hin zum edleren. Dadurch entstehen elektrische Pole; das unedle Metall wird zum Minuspol, das edlere zum Pluspol. Ähnlich verhält es sich bei Lokalelementen, bei welchen jedoch kein elektrischer Strom über einen Leiter, sondern direkt an den Phasengrenzen fließt. Ein Beispiel hierfür stellt eine Kupfersulfat-Lösung mit Zinkpulver dar. Das Zinkpulver entläd dabei die Kupfer-Ionen, welche sich dabei als Kupfer abscheiden und Zink-Ionen in Lösung gehen. Zwischen jedwedem oxidierbarem und reduzierbarem Stoff liegt ein spezifisches Potential vor (= Energiegefälle vom edleren zum unedleren Stoff). Dieses Potential kann für jede Redox-Einheit direkt gemessen werden; es ist dagegen nicht möglich, für eine Halbzelle ein Potential anzugeben. Da es jedoch zu unübersichtlich wäre, für jede nur mögliche galvanische Zelle spezifische Potentiale anzugeben, bezieht man das Redoxpotential einer Halbzelle auf eine (gedachte) Halbzelle, welche aus Hydronium-Ionen und einer mit Wasserstoff umspülten Platin-Elektrode (=NORMALWASSERSTOFF-ELEKTRODE). Dabei haben Metalle, die sich (theoretisch, wenn keine Überspannungen in den Lösungen existieren) in Wasser unter Wasserstoffentwicklung lösen - also den elektronenliefernden Teil der Reaktion darstellen - ein NEGATIVES Potential, und Metalle, die nicht imstande sind, Hydronium-Ionen zu Wasserstoff zu reduzieren, umgekehrt aber durch eine Einleitung von Wasserstoff in die Lösung ihrer Salze zu Metall reduziert werden können, ein POSITIVES Potential. Das Potential ist nicht nur vom Stoff und dem Elektrolyten abhängig, sondern auch von deren Konzentrationen. Da viele Metalle in alkalischer Lösung andere Reaktionen zeigen, als in neutraler oder saurer, unterscheiden sich folglich auch die Potentiale eines Metalls (gegen die Normalwasserstoffelektrode), wenn man sie in alkalischer, neutraler oder saurer Lösung misst. Die für die Elektrochemie wesentlichen Redox-Vorgänge laufen an der Phasengrenze Elektrode-Elektrolyt ab. Man kann daher definieren: Elektrochemie ist die Wissenschaft der Vorgänge an der Phasengrenze zwischen einem Elektronenleiter (Elektrode, fester Stoff) und einem Ionenleiter (Elektrolyt, Lösung).