Spannung in galvanischen Elementen einfach erklärt

Stell dir vor, dein Handy-Akku ist leer und du hast kein Ladekabel. Könntest du aus ein paar Metallstücken und Flüssigkeiten selbst eine Batterie bauen? Ja, das geht!

Genau das passiert in einem sogenannten galvanischen Element. Es ist wie ein kleines Kraftwerk, das chemische Energie in elektrische Energie umwandelt. In diesem Artikel schauen wir uns die chemischen Reaktionen und Spannung in galvanischen Elementen ganz genau an, damit du verstehst, wie am Ende echter Strom fließt.

Vorwissen

• Die Redoxreihe: Unedle Metalle geben leicht Elektronen ab. Edle Metalle nehmen lieber Elektronen auf. Beispiel: Zink ist unedler als Kupfer.
• Aufbau galvanischer Zellen: Sie bestehen aus zwei getrennten Bechergläsern (Halbzellen) mit Metallstäben (Elektroden), die durch ein Kabel und eine Salzbrücke verbunden sind. Beispiel: Im Kabel fließen die Elektronen, in der Salzbrücke fließen Ionen zum Ladungsausgleich.

Aufgabentyp 1: Chemische Reaktionen und Spannung bestimmen

In einem galvanischen Element laufen die Elektronenabgabe und die Elektronenaufnahme räumlich getrennt voneinander ab. Schauen wir uns das am Beispiel von Zink und Kupfer an.

Am Minuspol (Zinkelektrode / Anode): Zink ist ein unedles Metall. Die Zinkatome am Metallstab möchten ihre Elektronen gerne loswerden. Ein Zinkatom lässt zwei Elektronen am Stab zurück und springt als positiv geladenes Zinkion in die Flüssigkeit. Diese Elektronenabgabe nennen wir Oxidation.

$\textcolor{#08BFFF}{\text{Zn}} \to \textcolor{#08BFFF}{\text{Zn}^{2+}} + 2\textcolor{#FFCE51}{\text{e}^-}$

Die zurückgelassenen Elektronen wandern nun durch das Kabel zur anderen Seite. Dieser Elektronenfluss ist der elektrische Strom, den wir nutzen können!

Am Pluspol (Kupferelektrode / Kathode): Die Elektronen kommen am Kupferstab an. In der Flüssigkeit dort schwimmen Kupferionen. Sie nehmen die Elektronen auf und werden zu festen Kupferatomen, die sich am Stab anlagern. Diese Elektronenaufnahme nennen wir Reduktion.

$\textcolor{#FF7D57}{\text{Cu}^{2+}} + 2\textcolor{#FFCE51}{\text{e}^-} \to \textcolor{#FF7D57}{\text{Cu}}$

Die Salzbrücke: Weil auf der Zink-Seite immer mehr positive Ionen entstehen und auf der Kupfer-Seite positive Ionen verschwinden, gerät das elektrische Gleichgewicht in den Gläsern durcheinander. Die Salzbrücke ist wie ein Tunnel: Sie lässt andere Ionen zwischen den Gläsern wandern, um die Ladungen wieder auszugleichen. Ohne diesen Ladungsausgleich würde der Strom sofort stoppen.

Warum fließen die Elektronen eigentlich freiwillig vom Zink zum Kupfer? Das liegt daran, dass verschiedene Metalle unterschiedlich stark an Elektronen ziehen.

Wenn wir ein Voltmeter an unser Kabel anschließen, können wir diese Kraft als elektrische Spannung messen. Je stärker der Drang der Elektronen ist, von einem Metall zum anderen zu wandern, desto höher ist die gemessene Spannung.

Hier hilft uns die Redoxreihe. Sie sortiert die Metalle von sehr unedel (geben Elektronen sehr leicht ab) bis sehr edel (nehmen Elektronen sehr stark auf).

Es gibt eine einfache Regel: Je weiter zwei Metalle in der Redoxreihe voneinander entfernt sind, desto höher ist die elektrische Spannung, die sie zusammen erzeugen.

Wenn wir also das Zink durch Magnesium ersetzen würden (welches noch unedler ist als Zink), wäre der Abstand zum Kupfer in der Redoxreihe größer. Die Batterie hätte dadurch eine höhere Spannung.

Schritt-für-Schritt-Anleitung

1. Schritt 1: Das unedlere Metall finden (Oxidation) – Schau in die Redoxreihe. Das unedlere Metall bildet den Minuspol (Anode). Hier findet die Elektronenabgabe statt. Schreibe die Gleichung: $\text{Metall} \to \text{Metallion} + \text{Elektronen}$.
2. Schritt 2: Das edlere Metall finden (Reduktion) – Das edlere Metall bildet den Pluspol (Kathode). Hier findet die Elektronenaufnahme statt. Schreibe die Gleichung: $\text{Metallion} + \text{Elektronen} \to \text{Metall}$.
3. Schritt 3: Den Elektronenfluss bestimmen – Die Elektronen fließen immer durch das Kabel vom unedleren Metall (Minuspol) zum edleren Metall (Pluspol).

Durchgerechnete Beispiele

Wichtige Erkenntnisse

• In einem galvanischen Element finden Oxidation und Reduktion räumlich getrennt statt.
• Minuspol (Anode): Das unedlere Metall gibt Elektronen ab (Oxidation).
• Pluspol (Kathode): Die Ionen des edleren Metalls nehmen Elektronen auf (Reduktion).
• Die Salzbrücke sorgt für den nötigen Ladungsausgleich zwischen den Flüssigkeiten.
• Je weiter zwei Metalle in der Redoxreihe voneinander entfernt sind, desto höher ist die erzeugte elektrische Spannung.