Galvanotechnik – Galvanisieren - HTL Wien 10

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Galvanotechnik – Galvanisieren
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Unter Galvanotechnik (auch Elektroplattieren genannt) versteht man die elektrochemische
Abscheidung von metallischen Niederschlägen (Überzügen) auf Gegenständen.
D. h. es ist ein elektrolytischer Prozess, der unter Einsatz einer Stromquelle und
chemischer Hilfsmittel Metallschichten aus wässrigen Metallsalzlösungen erzeugt. Die
Geschichte der Galvanik, wie die Galvanotechnik umgangssprachlich bezeichnet wird,
geht zurück auf den italienischen Arzt Luigi Galvani, der am 6. November 1780 den nach
ihm benannten Galvanismus entdeckte.
Elektrolyt
Galvanische Verkupferung eines Metalls (Me) im Kupfersulfatbad
(Sulfat … Salz oder Ester der Schwefelsäure)
Bei der Galvanik wird durch ein elektrolytisches Bad Strom geschickt. Am Pluspol (Anode)
befindet sich das Metall (Muttermaterial), das aufgebracht werden soll (z. B. Kupfer oder
Nickel), am Minuspol (Kathode) der zu beschichtende Gegenstand (Objekt). Der
elektrische Strom löst dabei Metallionen von der Verbrauchselektrode ab und lagert sie
durch Reduktion auf der Ware ab. So wird der zu veredelnde Gegenstand allseitig
gleichmäßig mit Kupfer oder einem anderen Metall beschichtet. Je länger sich der
Gegenstand im Bad befindet und je höher der elektrische Strom ist, desto stärker wird die
Metallschicht (z. B. Kupferschicht).
Streng genommen wird noch zwischen der Galvanoplastik (auch Galvanoformung
genannt), der elektrolytischen Herstellung von metallischen Gegenständen, und der
Galvanostegie (engl. electroplating), der Herstellung metallischer Überzüge, unterschieden.
Der Begriff Galvanostegie ist heute fast vollständig durch den allgemeinen
Begriff Galvanotechnik ersetzt worden. Weil immer weniger Reiterstandbilder benötigt
wurden, geriet auch die Galvanoplastik etwas in Vergessenheit, erlebte aber eine kleine
Renaissance im Zusammenhang mit der Mikrosystemtechnik, und zwar als Mikrogal-

vanoformung, auch lithografisch-galvanische Abformungstechnik genannt. Eine weitere
Anwendung findet die Galvanoplastik beim Formenbau für das Spritzgießen von
Kunststoffen.
Inhaltsverzeichnis
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• 1 Galvanische Verfahren
• 2 Galvanotechnik in der Arbeitswelt
o 2.1 Grundmaterial
o 2.2 Glanz
o 2.3 Einebnung
o 2.4 Oberflächenhärten
o 2.5 Galvanogerechtes Konstruieren
• 3 Geschichte
• 4 Qualitätssicherung
• 5 Sonstiges
• 6 Galvanisierverfahren (Überblick)
• 7 Galvanische Elektrolyte
• 8 Literatur
• 9 Weblinks
• 10 Einzelnachweise
Galvanische Verfahren
Generell wird zwischen funktionaler und dekorativer Galvanotechnik unterschieden.
Letztere dient vorwiegend der Verschönerung von Gegenständen und muss für diesen
Zweck gewisse technische Mindesteigenschaften besitzen. Beispiele für die dekorative
Galvanotechnik sind die Kunststoffgalvanisierung, die Verchromung von Stahlrohrmöbeln
und Motorrädern und die Vergoldung von Schmuck und Essbesteck.
Die funktionale Galvanotechnik dient dem Korrosionsschutz, dem Verschleißschutz, der
Katalyse oder der Verbesserung elektrischer Leitfähigkeit. Beispiele hierfür sind die
Verzinkung von Schrauben, die Beschichtung von Maschinenteilen mit Hartchrom, die
Herstellung von metallischen, meist nickel- oder platinhaltigen Katalysatoren für die
chemische Industrie oder Brennstoffzellen sowie die Vergoldung und Versilberung von
elektrischen Kontakten. Elektrische Kontakte – sogenannte Pins – aus unterschiedlichen
Kupferwerkstoffen werden zumeist galvanisch verzinnt. Um zu verhindern, dass Stoffe des
Grundmaterials durch die Zinnschicht hindurchdiffundieren, wird vor der Verzinnung in der
Regel eine Nickel- oder Kupfer-Sperrschicht aufgetragen.
Auch die Herstellung optischer Datenträger (CDs/DVDs) in einem Presswerk basiert auf
Galvanotechnik.
Galvanotechnik in der Arbeitswelt
Die Galvanotechnik kann in den Produktionsablauf eines metallverarbeitenden Betriebs
integriert sein (Betriebsgalvanik) oder aber als Dienstleister, – also durch Fertigung von
Auftragsarbeiten (Lohngalvanik) – fungieren. Im weiteren Sinne werden auch
Eloxalanlagen und andere (meist stromgetriebene) Verfahren als Galvanik bezeichnet. In
der Bundesrepublik Deutschland gibt es schätzungsweise 1500 galvanische Betriebe.

Galvanische Anlagen sind in der Regel eine sehr lange Reihe von Wannen, in denen die
verschiedenen Prozessschritte nacheinander erfolgen. Moderne Anlagen sind mehr oder
weniger vollständig automatisch gesteuert. Sie werden von Oberflächenbeschichtern
bedient. (Die frühere Bezeichnung „Galvaniseur“ wurde vor einigen Jahren durch
„Oberflächenbeschichter“ ersetzt)
Der Ausbildungsberuf der Galvanotechnik ist Oberflächenbeschichter. Diese bedienen die
galvanischen Anlagen, die meist automatisch gesteuert werden; für die Beschickung der
Anlagen (z. B. Aufhängen der Teile, einfache Wartungsarbeiten) wird angelerntes
Personal eingesetzt. Weiterführende Berufe sind Galvanomeister oder Galvanotechniker,
beide zielen auf eine Funktion als Abteilungs- oder sogar Betriebsleiter. Ein Studium als
Ingenieur der Oberflächentechnik an Fachhochschulen enthält ebenfalls entsprechende
Inhalte.
Fachschulen für Galvanotechnik gibt es in Schwäbisch Gmünd, Nürnberg, Hannover und
Solingen. Eine universitäre Ausbildung im Fach Elektrochemie/Galvanotechnik erfolgt an
der TU Ilmenau.
Grundmaterial
Labortechnisch lassen sich heutzutage alle gängigen Grundwerkstoffe aus Metall sowie
die meisten bekannten Nichtleiter/Kunststoffe beschichten. Bei der Kunststoffgalvanisierung/Beschichtung
haben sich großtechnisch nur zwei gängige Verfahren der
Polymerbeschichtung etabliert. Direktmetallisieren nach dem sogenannten Futuron-
Verfahren sowie die konventionelle Prozessreihenfolge über Beizen aktivierte stromlose
Metallisierung als erste metallische Prozessstufe (Schichtfolge: Vornickel, Glanzkupfer,
Glanznickel, Chrom) sind hier speziell im dekorativen Segment anzutreffen. Speziell in der
Automobilbranche ist man durch hohe Qualitätsmerkmale und Forderungen der Hersteller
gezwungen, bis zu vier verschiedene Nickelschichten im Verbund abzuscheiden, um
optimale Beständigkeit, Funktion und Aussehen zu erreichen.
Glanz
Die Qualität eines Werkstückes wird oft anhand des Glanzes bestimmt. Dabei ist der
Glanz metallischer Schichten nicht ohne weiteres mit physikalischen Messmethoden
(Reflexionsgrad o.ä.) bestimmbar. Der sogenannte physiologische Eindruck des Glanzes
einer Metallschicht kann durchaus von der definierten physikalischen Eigenschaft
abweichen. Speziell bei dekorativen Anwendungen ist er von hoher Bedeutung. Für einen
hohen Glanz werden in den verschiedenen Verfahren spezielle Glanzbildner eingesetzt.
Es muss darauf geachtet werden, dass ein hoher Glanz die physikalischen Eigenschaften
(z. B. elektrische Leitfähigkeit, Härte, Lötfähigkeit) einer Schicht verändern kann.
Metallüberzüge können Gegenständen Glanz und ein eindrucksvolles Aussehen verleihen.
So kann z. B. Besteck, das aus billigem Metall besteht, mit einem teureren Metall
überzogen werden. Um beispielsweise einen Löffel aus Nickel zu versilbern, wird der
Löffel zuerst gereinigt und dann mit dem negativen Pol einer Spannungsquelle verbunden.
Der Löffel ist dann also die Kathode. Als Anode dient ein Silberstab. Beide Elektroden
werden in eine Silbernitrat-Lösung getaucht. Die positiv geladenen Silberionen werden von
der Kathode, dem Löffel, angezogen. Dort nehmen sie Elektronen aus der Kathode auf,
werden dadurch entladen und setzten sich als Silberatome auf der Kathode ab. So wird
der Löffel aus Nickel mit einer dünnen Silberschicht überzogen. Die Reaktionsgleichungen
lauten:
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Anode: Ag → Ag + + e −
Kathode: Ag + + e − → Ag
Einebnung
Ist ein Grundmaterial rau, kann durch die geeignete Auswahl des galvanischen Verfahrens
die Oberfläche geebnet werden. Der technisch bessere Ausdruck für Einebnung ist der
Begriff Mikrostreufähigkeit. Diese Eigenschaft wird beispielsweise bei Lagern, Walzen
oder dekorativen Anwendungen (siehe auch Glanz) genutzt.
Oberflächenhärten
Durch Einsatz unter anderem von Chrom kann die Oberfläche eines Stahlwerkstückes
gehärtet werden. Die Abriebfestigkeit und Gleiteigenschaft verbessern sich erheblich.
Typische Einsatzgebiete sind die Kolben eines Hydraulik- oder Druckluftzylinders.
Bei dem elektrochemischen Verfahren werden die Grundwerkstoffe einem elektrischen
Feld ausgesetzt. Da ein elektrisches Feld sich nicht gleichmäßig einstellt, sondern an
scharfkantigen Stellen oder Enden höheren Feldstärken auftreten, kommt es an diesen
Stellen zur erhöhten Abscheidung und somit zu größeren Schichtdicken.
Saure Verfahren zeigen gegenüber dem alkalischen Verfahren in der Regel eine
wesentlich ungleichmäßigere Schichtdickenverteilung auf. Beispiel: Ein sauer verzinktes
Eisenrohr mit Durchmesser von 20 und einer Länge von 100 mm wird bei einer
Schichtdicke von 8 µm in der Mitte an den Enden bis zu 20 µm aufweisen. Ein alkalisch
verzinktes Rohr dagegen maximal 10 µm.
Galvanogerechtes Konstruieren
Ein Werkstück konstruiert man galvanogerecht, indem man bestimmte Grundsätze
berücksichtigt, welche den geplanten Galvanisierprozess begünstigen und mögliche
Probleme vermeiden.
• Durchgangslöcher sind günstiger als Sacklöcher. Letztere können je nach
Durchmesser und Tiefe das Eindringen und Auslaufen der Prozessflüssigkeiten
erschweren oder verhindern (Luftblasen). Verspätetes Austreten von Flüssigkeiten
aus den Sacklöchern erschwert die Spülprozesse und kann zu nachträglicher
Korrosion führen.
• Abgerundete Konturen sind günstiger als scharfkantige Außen- und Innenwinkel:
Erhöhte Abscheidung (bis hin zu Grat- oder Knospenbildung) an scharfen
Außenkanten. Verminderte oder keine Abscheidung an scharfen Innenwinkeln.
• Eine durchgehende V-Naht ist günstiger als ein Überlappungsstoß oder eine
punktgeschweißte Verbindung: Werden zwei Flächen nicht dicht verschweißt, dann
werden die Flüssigkeiten mittels Kapillarwirkung im Spalt „festgehalten“. Die Schicht
wird beim Trocknen durch diese Flüssigkeiten wieder zerstört. Dasselbe gilt für
Bördelungen und Nietverbindungen.
• Faradayscher Käfig: Bei einem rundherum geschlossenen Werkstück mit zu kleinen
Öffnungen kann in dem Werkstück kein elektrisches Feld entstehen. In diesem
Bereich wirken nur rein chemische Verfahren. Bei einem elektro-chemischen
Verfahren ist die Eindringtiefe normalerweise gleichzusetzen mit der Öffnung, d. h.,
bei einem Rohr mit einem Innendurchmesser von 2 cm wird eine Beschichtung bis
zu der Tiefe von 2 cm in das Rohr erreicht.

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• Werkstoffauswahl: Stähle mit hohem Kohlenstoffgehalt können die Haftfähigkeit der
Schicht verschlechtern. Bei hochfestem Stahl besteht die Gefahr der Versprödung.
Kombinationen verschiedener Werkstoffe an einem Werkstück können zu
Problemen führen, z. B. wenn es bei der Vorbehandlung verschiedene Indikationen
und eine gegenseitige Kontraindikation gibt.
Konstruktion und Werkstoffauswahl haben sehr großen Einfluss auf einen späteren
Galvanisierprozess in Bezug auf mögliche Probleme und Wirtschaftlichkeit. Deshalb sollte
bei Neukonstruktionen von Beginn an eine interdisziplinäre Arbeitsweise gewählt werden.
Geschichte
Die Galvanotechnik ist nach dem Physiker Luigi Galvani benannt, dem Entdecker der
galvanischen Elektrizität. Es wird aber davon ausgegangen, dass schon in der Antike die
Vergoldung von Gegenständen mithilfe von Galvanotechniken bekannt war [1] . Dazu
könnte nach Ansicht einiger Wissenschaftler die sogenannte „Batterie von Bagdad“ − ein
flaschenähnliches Tongefäß mit einem Kupferzylinder und einem davon durch Bitumen
isolierten Eisenstab im Inneren –, das 1936 bei Bagdad gefunden wurde, gedient haben.
Qualitätssicherung
Die Qualitätssicherung nimmt in der Galvanotechnik einen sehr hohen Platz ein. Zu ihr
gehören die ständige Analyse der Badparameter, wie Säure- und Metallgehalt, Kontrolle
des Aussehens und Farbe der Schichten, Schichtdickenmessungen mittels
Röntgenfluoreszenz, Ultraschall, Wirbelstromverfahren, Ablöseverfahren. Aber auch die
Überprüfung des Rohmaterials.
Des Weiteren können noch überprüft werden: Oberflächenrauheit, Härte, Haftfestigkeit
und Duktilität der Schicht, Oberflächenfehler (z. B. Poren, Risse) und Prüfung der
Korrosionsbeständigkeit mittels Salzsprühtest, Schwitzwasserklima, Corrodkote-Prüfung,
CASS-Test (Essigsäure-Salzlösung).
Die elektrochemischen Eigenschaften der Elektrolyte können mittels Praxisversuchen
(z. B. Hull-Zelle) oder Vergleichsmessungen (Haring-Blum-Zelle oder Cyclovoltammetrie)
beurteilt werden.
Sonstiges
Weitere wichtige Punkte innerhalb der Galvanotechnik sind die Abwasseraufbereitung und
der damit verbundene Umweltschutz, die Belehrung im Umgang mit gefährlichen
Chemikalien und das Arbeiten im Labor. Die Dicke des entstehenden Metallüberzug
variiert je nach Anwendung: dekorative Schichten (z. B Gold oder Glanzchrom) haben oft
Schichtstärken kleiner 1 Mikrometer (µm), während funktionelle Schichten deutlich dicker
sind (Zink oder Nickel als Korrosionsschutz etwa 10 µm, Hartchrom oder Nickel als
mechanisch funktionelle Schichten (z. B. in Hydraulikzylindern) meist 100–500 µm).
Galvanisierverfahren (Überblick)
• Anodische Oxidation (Bei Aluminium auch Eloxieren)
• Bandgalvanisieren
• Beizen

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• Brennen
• Brünieren
• Chemisches Galvanisieren durch Potentialdifferenz (Aussenstromlos) oder
Reduktionsmittel, siehe dazu Reduktion.
• Chromatieren
• Elektrolytisches Galvanisieren
• Entmetallisieren
• Färben von Metall
• Gestellgalvanisieren
• Kunststoffgalvanisierung
• Leiterplattenherstellung
• Phosphatieren
• Tampongalvanisieren
• Tauchverfahren (früher Sudverfahren)
• Trommelgalvanisierung
• Veralisieren
• Verchromen
• Verstahlen
• Vorbehandlung in der Galvanotechnik
Galvanische Elektrolyte
• Aluminiumelektrolyte
• Antimonelektrolyte
• Bleielektrolyte
• Bronzeelektrolyte
• Cadmiumelektrolyte
• Cobaltelektrolyte
• Chromelektrolyte
• Eisenelektrolyte
• Goldelektrolyte
• Indiumelektrolyte
• Kupferelektrolyt
• Manganelektrolyte
• Messingelektrolyte
• Nickelelektrolyte
• Nickel-Eisen-Elektrolyte
• Palladiumelektrolyte
• Platinelektrolyte
• Rheniumelektrolyte
• Rhodiumelektrolyte
• Rutheniumelektrolyte
• Silberelektrolyte
• Wismutelektrolyte
• Wolframelektrolyte
• Zinkelektrolyte
• Zinnelektrolyte

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Elektrolyt
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Ein Elektrolyt (von gr. ἠλεκτρόν elektron, „Bernstein“ i.ü.S „elektrisch“ und λυτικός lytikós,
„auflösbar“) ist ein (üblicherweise flüssiger) Stoff, der beim Anlegen einer Spannung unter
dem Einfluss des dabei entstehenden elektrischen Feldes elektrischen Strom leitet (Leiter
2. Klasse), wobei seine elektrische Leitfähigkeit und der Ladungstransport durch die
gerichtete Bewegung von Ionen bewirkt wird. Außerdem treten an den mit ihm in
Verbindung stehenden Elektroden chemische Vorgänge auf. Elektrolyte sind wie ionisierte
Gase Ionenleiter. Die Leitfähigkeit von Elektrolyten ist geringer als es für Metalle typisch
ist; Metalle werden deshalb als Leiter der 1. Klasse bezeichnet.
Inhaltsverzeichnis
• 1 Einteilung
• 2 Flüssigkeiten
• 3 Festkörper
• 4 Biologische Elektrolyte
• 5 Physiologie
• 6 Elektrochemische Anwendungen
• 7 Siehe auch
Einteilung
Elektrolyte sind im weitesten Sinne Stoffe, die zumindest teilweise als Ionen vorliegen.
Man unterscheidet dabei
• gelöste Elektrolyte
o starke Elektrolyte, die vollständig in Ionen gespalten werden, wenn sie gelöst
werden, wie zum Beispiel Kochsalz.
o schwache Elektrolyte, die nur zum Teil in Lösung dissoziieren, wie z. B.
Essigsäure.
Zur Leitfähigkeit von gelösten Elektrolyten siehe Elektrolytische Leitfähigkeit.
• Festkörper
o Ein echter Elektrolyt ist ein Stoff, der im festen Aggregatzustand aus
Ionenkristallen besteht und in Schmelze oder Lösung, in besonderen Fällen
auch als Feststoff (siehe Abschnitt Festkörper), den elektrischen Strom leitet.
Beispiele:
NaCl(s) → Na + (aq) + Cl − (aq)
NaOH(s) → Na + (aq) + OH − (aq)
•
o Bei einem potentiellen Elektrolyt dagegen entstehen die Ionen erst durch die
Reaktion mit dem Lösungsmittel.

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Beispiel:
HCl(g) + H2O → Cl − (aq) + H3O +
Die wichtigsten Elektrolyte sind demzufolge entweder Säuren, Basen oder Salze.
Flüssigkeiten
Elektrolyte im Sinne von Ionenleitern erfordern bewegliche Ionen. Daher sind alle
Flüssigkeiten, die Ionen enthalten, Elektrolyte. Flüssige Elektrolyte sind sowohl die
Salzschmelzen und die ionischen Flüssigkeiten als auch alle flüssigen Lösungen von
Ionen. Salzschmelzen und ionische Flüssigkeiten bestehen im Ausnahmefall nur aus
Ionen, sie können aber gelöste Moleküle enthalten. Bei wässrigen oder organischen
Elektrolytlösungen ist es umgekehrt: Hier besteht das Lösungsmittel aus Molekülen, und
die Ionen sind darin aufgelöst. Die Herstellung einer Elektrolytlösung kann dabei im bloßen
Auflösen von schon vorhandenen Ionen bestehen, oder in einer chemischen Reaktion, bei
der Ionen entstehen, beispielsweise einer Säure-Base-Reaktion wie bei der Auflösung von
Molekülen wie Chlorwasserstoff oder Ammoniak in Wasser.
Festkörper
Auch Festkörper können bewegliche Ionen enthalten. Gerade bei hohen Temperaturen
werden beispielsweise in aus Ionen bestehenden Festkörpern Ionen beweglich. Es gibt
aber auch feste Elektrolyte, die bei Raumtemperatur verwendet werden können, oder bei
nur wenig erhöhten Temperaturen. Dazu gehören auch die in manchen Brennstoffzellen
verwendeten Polymerelektrolyt-Membranen. Sie bestehen aus einem Kunststoffgerüst,
das ionische Seitengruppen enthält. Wichtige Ionenleiter sind z. B. manche
Natriumaluminate. Neben der Anwendung in Brennstoffzellen sind Festelektrolyte auch in
Sensoren wichtig, etwa der Lambdasonde, die einen Elektrolyt enthalten, der
Sauerstoffionen leitet (z. B. YSZ, yttria stabilized zirconia, eine Mischung von
Zirkoniumdioxid ZrO2 und Yttriumoxid Y2O3). Auch die um 1900 als Glühlampe
gebräuchliche Nernstlampe verwendete solche Festelektrolyte.
Biologische Elektrolyte
Die wichtigsten Ionen biologischer Elektrolyte sind Natrium, Kalium, Calcium, Magnesium,
Chlorid, Phosphat und Hydrogencarbonat. Sie sind im Cytosol enthalten, und für die
Funktion der Zellen unentbehrlich. Noch weitere Ionen sind als Spurenelemente für die
Zelle notwendig, doch sind die genannten Ionen besonders bedeutend im Hinblick auf das
Elektrolytgleichgewicht der Zelle, da sie bei der Regulierung des osmotischen Drucks eine
herausragende Rolle spielen.
Physiologie
Alle höheren Lebensformen halten ein subtiles und komplexes Elektrolytgleichgewicht
zwischen ihrem intrazellulären (in ihren Zellen) und extrazellulären (außerhalb oder
zwischen ihren Zellen) Milieu aufrecht. Insbesondere ist die Aufrechterhaltung genauer
osmotischer Gradienten wichtig. Diese Gradienten beeinflussen und regulieren den
Wasserhaushalt des Körpers und den pH-Wert des Blutes. Auch für die Funktion von
Nerven- oder Muskelzellen spielen Elektrolyte eine zentrale Rolle. Die Regelung der
Elektrolytkonzentration in der Zelle erfolgt mit Hilfe von Ionenkanälen.

Das Elektrolytgleichgewicht wird aufrechterhalten durch die orale Zufuhr und intestinale
Absorption elektrolythaltiger Nahrung und Substanzen und wird reguliert durch Hormone.
Ein Überschuss wird im allgemeinen über die Niere ausgeschieden. Beim Menschen wird
die Homöostase (Selbstregulation) der Salze durch Hormone wie Antidiuretisches Hormon
(ADH), Aldosteron und Parathormon (PTH) gesteuert.
Ursachen für Störungen des Elektrolythaushaltes können Elektrolytverluste (bspw. durch
Durchfall, Erbrechen) oder Störungen endokriner Drüsen sein. Schwerwiegende
Elektrolytstörungen können zu Herzrhythmusstörungen und Nervenschäden führen und
sind meistens medizinische Notfälle.
Gemessen werden die Elektrolyte über Blut- und Urintests. Die Deutung dieser Werte ist
ohne Betrachtung der Anamnese schwierig und ohne die gleichzeitige Untersuchung der
Nierenfunktion oft unmöglich. Die am häufigsten untersuchten Elektrolyte sind Natrium und
Kalium. Der Chloridspiegel wird selten gemessen, da er mit dem Natriumspiegel
zusammenhängt.
Siehe auch: Tyrode
Elektrolythaltige Getränke mit Natrium- und Kaliumsalzen werden benutzt, um Elektrolyte
nach Dehydratation nachzufüllen. Verursacht wird dieser Flüssigkeits- und damit
Elektrolytverlust durch starkes Schwitzen (körperliche Arbeit), Durchfall, Erbrechen,
übermäßigen Alkoholgenuss oder Unterernährung. Reines destilliertes Wasser ist nicht
hilfreich, da es den Körperzellen Salze entzieht und deren chemische Funktionen
beeinträchtigt. Dieses kann zu Hyperhydration führen.
Sportgetränke enthalten neben den Elektrolyten große Mengen Kohlenhydrate (z. B.
Glukose) als Energiespender. Durch den hohen Zuckeranteil sind sie nicht auf Dauer für
Kinder geeignet. Auch erwachsenen Dauernutzern ist Vorbeugung gegen Zahnkaries
empfohlen.
Die frei verkäuflichen Getränke sind gewöhnlich isotonisch, das heißt deren Osmolarität
liegt nahe der des Blutes. Hypotonische (niedrigere Osmolarität) und Hypertonische
(höhere Osmolarität) Getränke sind verfügbar für Leistungssportler, abhängig von deren
besonderen Ernährungsbedürfnissen.
Elektrolyt- und Sportgetränke können auch selbst hergestellt werden durch die richtigen
Anteile an Zucker, Salz und Wasser.
Elektrochemische Anwendungen
Eine wichtige Anwendung von Elektrolyten ist der Gebrauch bei der Elektrolyse
einschließlich der Galvanik. Elektrolyte sind auch notwendige Bestandteile von Batterien,
Akkumulatoren und Elektrolytkondensatoren. Zur Herkunft des von Michael Faraday
geprägten Begriffes Elektrolyt siehe auch „Faradaysche Gesetze“, zur Bedeutung der
Elektrolytkonzentration siehe auch Nernst-Gleichung.
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Halbzelle – Metallsalzlösung
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Die Halbzelle (Halbelement) ist Bestandteil des galvanischen Elements. Sie setzt sich
zusammen aus einer Metallelektrode (Metallstab, Metallblech o. ä.), das in seine
entsprechende Metallsalzlösung (Elektrolyt) taucht. Eine Zinkhalbzelle erhält man, indem
man eine Zinkelektrode in eine Zinksalzlösung (zum Beispiel Zinksulfat-Lösung) taucht.
Die Halbzellen eines galvanischen Elements werden unterschieden nach dem jeweiligen
Metall (vgl. Zinkhalbzelle, Kupferhalbzelle, etc.) sowie ihrer Funktion, die sie bei der
Zellreaktion einnehmen (Donatorhalbzelle, Akzeptorhalbzelle).
Inhaltsverzeichnis
• 1 Von der Halbzelle zum galvanischen Element
• 2 Chemische Vorgänge in Halbzellen
• 3 Bildung einer elektrischen Spannung zwischen zwei Halbzellen
• 4 Einflussfaktoren auf die Spannungsgröße zwischen zwei Halbzellen
• 5 Stromfluss zwischen zwei Halbzellen und Zellreaktion
• 6 Halbzellenprozesse während der Zellreaktion und Reaktionsende
Von der Halbzelle zum galvanischen Element
Aus zwei Halbzellen lässt sich in einer entsprechenden Versuchsanordnung ein
galvanisches Element aufbauen, indem man die beiden Halbzellen leitend miteinander
verbindet. Die Verbindung zwischen den beiden Halbzellen besteht aus einem
Elektronenleiter (beispielsweise einem Metalldraht), der die beiden Metallelektroden
elektrisch leitend verbindet, und einem Ionenleiter (beispielsweise einer Elektrolytbrücke),
der den Stromkreis durch die ionenleitende Verbindung zwischen den Metallsalzlösungen
schließt. Das Daniell-Element als Beispiel eines galvanischen Elementes setzt sich aus
einer Zinkhalbzelle und einer Kupferhalbzelle zusammen.
Chemische Vorgänge in Halbzellen
Sofort nach dem Eintauchen der Metallelektroden in die entsprechende Metallsalzlösung
spielen sich an der Metalloberfläche bestimmte Vorgänge ab, die ein negatives Aufladen
der Metallelektroden zur Folge haben. Die Ursache für die einsetzenden Prozesse ist das
Bestreben eines jeden Metalls, in wässriger Lösung zu oxidieren. Infolge dieses als
Lösungstension bezeichneten Verhaltens eines jeden Metalls lösen sich Metallatome aus
dem Metallgitter der Elektrode und gehen als Metallionen in Lösung. Die bei dieser
Oxidation der Metallatome freigesetzten Elektronen bleiben im Metall an dessen
Oberfläche gebunden. Auf diese Weise lädt sich die Metalloberfläche negativ auf. Da die
gebildeten Metallionen stets positiv geladen sind, werden sie infolge dieser negativen
Aufladung an die Metalloberfläche gebunden. Dadurch entsteht innerhalb der
Phasengrenzfläche zwischen Metalloberfläche und Metallsalzlösung eine sogenannte
elektrische Doppelschicht. In ihr gleichen sich negative (Elektronen) und positive
Ladungen (Metallionen) aus, da die Zahl z der pro Metallion gebildeten Elektronen der
Ladungszahl der entsprechenden Metallionen entspricht. Somit werden zum Beispiel in

einer Kupferhalbzelle pro gebildetem zweifach positiven Kupferion auch zwei Elektronen
frei, so dass sich negative und positive Ladungen stets ausgleichen.
Innerhalb der elektrischen Doppelschicht stellt sich nach kurzer Zeit in jeder Halbzelle ein
dynamisches Gleichgewicht zwischen den entsprechenden Redoxpaaren Metallatome/Metallionen
ein. So stellt sich in der Zinkhalbzelle des Daniell-Elements nach kurzer
Zeit an der Metalloberfläche das Gleichgewicht
ein. In der Kupferhalbzelle des Daniell-Elements spielt sich ein analoger Vorgang ab. Auch
hier oxidieren infolge der Lösungstension des Kupfers Kupferatome zu Kupferionen, so
dass sich nach kurzer Zeit an der Metalloberfläche das Gleichgewicht
einstellt. Auf diese Weise laden sich die Metallelektroden in den beiden Halbzellen negativ
auf.
Bildung einer elektrischen Spannung zwischen zwei
Halbzellen
Das Entscheidende bezüglich der negativen Aufladung aber ist, dass die oben genannten
Gleichgewichte im Gleichgewichtszustand eine unterschiedliche Gleichgewichtslage
besitzen. Diese Gleichgewichtslage hängt von der Größe der Lösungstension des
entsprechenden Metalls ab, die je nach Metall ganz unterschiedlich groß ist. Dies
wiederum hängt mit der Stellung der Metalle in der Redoxreihe der Metalle zusammen.
Der Grund dafür ist, dass die Lösungstension eines Metalls dem Bestreben der
Metallatome, als Reduktionsmittel zu wirken, entspricht. Denn die Lösungstension
entspricht der Oxidation der Metallatome, d. h. der Elektronenabgabe, die somit frei
werden und andere Teilchen reduzieren (siehe Reduktion) können. Dieses
Reduktionsvermögen von Metallen ist in der Redoxreihe der Metalle dokumentiert.
Das Metall Zink zum Beispiel ist unbeständiger und daher unedler. Es hat eine größere
Tendenz, in Redoxreaktionen als Reduktionsmittel zu wirken (d. h. selbst zu oxidieren).
Seine Lösungstension in wässriger Lösung ist daher größer als die edlerer Metalle wie
Zinn, Kupfer oder Silber. Daher liegt das Gleichgewicht in der Zinkhalbzelle
weiter rechts als das Gleichgewicht in der Kupferhalbzelle des Daniell-Elements:
Betrachtet man die Gleichgewichte genauer, so erkennt man, dass sich entsprechend der
Gleichgewichtslage auch unterschiedliche Mengen an Elektronen (Elektronenvorräte,
Elektronendrücke) in den Metallelektroden bilden. Die beiden Halbzellen unterschieden
sich somit nun als Orte eines höheren und eines niedrigeren Elektronendrucks. Da das
entsprechende oben genannte Gleichgewicht an der Zinkelektrode infolge der höheren
Lösungstension des Zinks weiter rechts liegt, lädt sich die Zinkelektrode stärker negativ
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auf als die Kupferelektrode, weil Kupfer als beständigeres und edleres Metall eine
geringere Lösungstension hat (vgl. die Stellung der Metalle in der Redoxreihe der Metalle).
Somit ist die Zinkelektrode der Ort des höheren Elektronendrucks, die Kupferelektrode der
Ort des niedrigeren Elektronendrucks.
Auf diese Weise bildet sich zwischen den beiden Halbzellen des Daniell-Elements eine
elektrische Spannung. Häufig spricht man dabei auch von einer Potentialdifferenz. Der
Grund dafür ist, dass die Gleichgewichtslage des allgemeinen Gleichgewichts
mit der Höhe des Elektronendrucks (s. o.) auch das elektrochemische Potential eines
Metalls (Me) bestimmt. Je weiter dieses Gleichgewicht auf der rechten Seite liegt, desto
höher ist der Elektronendruck und desto negativer das elektrochemische Potential des
Metalls. Die Größe der elektrochemischen Potentiale von Metallen unter Normbedingungen
ist quantitativ in der Spannungsreihe der Metalle dokumentiert. Je negativer
das Standardelektrodenpotential eines Metalls in der Spannungsreihe der Metalle ist,
desto größer ist also der Elektronendruck, den dieses entsprechende Metall in einer
Halbzelle eines galvanischen Elements entwickelt und desto größer ist (qualitativ
gesehen) sein Reduktionsvermögen. Daher entspricht die Stellung der Metalle in der
Redoxreihe der Metalle auch ihrer Stellung in der Spannungsreihe der Metalle. Kombiniert
man in einem galvanischen Element entsprechend zwei Halbzellen von Metallen mit
unterschiedlichem elektrochemischen Potential, so entsteht eine Potentialdifferenz, die
dem Begriff der elektrischen Spannung entspricht. Diese Potentialdifferenz entspricht
somit der oben beschriebenen Elektronendruckdifferenz zwischen den beiden Halbzellen.
Einflussfaktoren auf die Spannungsgröße zwischen
zwei Halbzellen
Auf die oben beschriebene Weise entwickelt jedes galvanische Element eine elektrische
Spannung. Die Größe der elektrischen Spannung hängt von zwei wesentlichen Faktoren
ab, die aus der Ursache für die Entstehung der Spannung, den unterschiedlichen
Gleichgewichtslagen, resultieren:
1. Die Größe der Spannung hängt vom stofflichen System ab. Das bedeutet, dass die
Spannung von der Halbzellenwahl bestimmt wird. Somit entwickelt das Daniell-Element (d.
h. das galvanische Element aus einer Zink- und einer Kupferhalbzelle) mit U = 1,11 V
(unter Normbedingungen) eine andere Spannung als das galvanische Element aus einer
Magnesium- und einer Silberhalbzelle mit U = 3,06 V (unter Normbedingungen). Die
Ursache dafür ist, dass je nach Halbzellenwahl die Unterschiede in den Lösungstensionen
der Metalle verschieden groß sind.
2. Die Größe der Spannung hängt von der Konzentration der Metallsalzlösungen ab. Somit
kann man selbst in einem galvanischen Element aus zwei gleichen Halbzellen eine
Spannung entwickeln, wenn die Elektrolytlösungen unterschiedliche Konzentrationen
haben. Solche Anordnungen nennt man dann Konzentrationszellen bzw.
Konzentrationsketten. Die Ursache für diesen Faktor ist, dass sich an den Elektroden wie
beschrieben Gleichgewichte einstellen und diese nach dem Prinzip von LeChâtelier (siehe
Chemisches Gleichgewicht) durch Konzentrationsänderungen hinsichtlich ihrer
Gleichgewichtslage gestört werden.
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Stromfluss zwischen zwei Halbzellen und Zellreaktion
Solange der Widerstand zwischen den beiden leitend miteinander verbundenen
Elektroden hoch ist, bleibt ein Stromfluss als Folge der Entladung der Spannung aus und
somit die entstandene Spannung konstant. Ermöglicht man aber einen Stromfluss, indem
man den Widerstand zwischen den beiden leitend miteinander verbundenen Elektroden
senkt (bspw. statt eines Voltmeters einen kleinen Motor anschließt), so kommt es zum
Abbau der Spannung und somit einem Elektronenaustausch zwischen den beiden
Halbzellen. Infolge der Spannung wirkt dann zwischen den beiden Elektroden eine
elektromotorische Kraft. Sie treibt die Elektronen vom Ort des höheren Elektronendrucks
zum Ort des niedrigeren Elektronendrucks, so dass sich die Elektronendruckdifferenz, die
Spannung, allmählich ausgleicht. Somit werden Elektronen aus der Halbzelle des höheren
Elektronendrucks an die Halbzelle des niedrigeren Elektronendrucks abgegeben. Daher
bezeichnet man die Halbzelle des höheren Elektronendrucks, d. h. mit dem Metall, das
das negativere Elektrodenpotential besitzt, als Donatorhalbzelle, die andere Halbzelle (als
"elektronenempfangende Zelle") als Akzeptorhalbzelle.
Infolge der Gleichgewichtsstörungen an den Elektroden durch den Stromfluss findet die
Zellreaktion des galvanischen Elements statt. Somit strömen im Daniell-Element
Elektronen von der Zinkhalbzelle zur Kupferhalbzelle. Die Folge dessen ist, dass an der
Zinkelektrode die Größe der negativen Ladung zurückgeht, so dass der oben
beschriebene Ausgleich zwischen negativen (Elektronen) und positiven Ladungen
(Metallionen) ins Ungleichgewicht gerät. Da die negative Ladung an der Zinkelektrode
zurückgeht, können sich somit nun Zinkionen aus der elektrischen Doppelschicht lösen
und in die Lösung diffundieren. Nach dem Prinzip von LeChâtelier verschiebt sich das
Gleichgewicht
entsprechend nach rechts, d. h. in der Zinkhalbzelle findet verstärkt die Oxidation statt. In
der Kupferhalbzelle hingegen sorgen die zuströmenden Elektronen für eine verstärkte
Reduktion von Kupferionen aus der Kupfersalzlösung. An der Kupferelektrode findet somit
verstärkt die Reduktion von Kupferionen zu Kupfer statt, so dass sich das Gleichgewicht
weiter nach links verschiebt. Somit findet nun in der Zinkhalbzelle verstärkt die Oxidation,
in der Kupferhalbzelle verstärkt die Reduktion statt. Die Zinkelektrode bezeichnet man
damit als Anode (Elektrode, an der die Oxidation stattfindet) und die Kupferelektrode als
Kathode (Elektrode, an der die Reduktion stattfindet). Die ablaufenden Vorgänge lassen
sich somit in der Zellreaktion zusammenfassen, die nach
verläuft. Bei dieser Zellreaktion ist die Zinkhalbzelle die Donator-, die Kupferhalbzelle die
Akzeptorhalbzelle.
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Halbzellenprozesse während der Zellreaktion und
Reaktionsende
Während der Zellreaktion wird nicht nur einfach infolge des Stromes die Potentialdifferenz
abgebaut, sondern vor allem auch wegen der in den Halbzellen ablaufenden Prozesse. Im
Daniell-Element findet während der Zellreaktion in der Zinkhalbzelle (Donatorhalbzelle)
verstärkt die Oxidation statt, d. h. es werden vermehrt Zinkionen gebildet. Infolgedessen
nimmt während der Zellreaktion die Masse der Zinkelektrode ab und die Konzentration der
Zinkionen in der Zinkhalbzelle zu. Dies hat eine Rückwirkung auf das Gleichgewicht
an der Zinkelektrode zur Folge. Denn aufgrund der während der Zellreaktion
zunehmenden Zinkionenkonzentration verschiebt sich dieses Gleichgewicht nach dem
Prinzip von Le Châtelier zunehmend in Richtung der Reduktion, d. h. die zunächst
schwache Reduktion gewinnt an Stärke und holt die zunächst starke Oxidation in der
Zinkhalbzelle allmählich ein. Im Laufe der Zellreaktion stellt sich an der Zinkelektrode also
ein neues Gleichgewicht ein.
In der Kupferhalbzelle findet ein umgekehrter Vorgang statt. Infolge der dort starken
Reduktion von Kupferionen zu Kupfer nimmt die Masse der Kupferelektrode während der
Zellreaktion zu und die Konzentration der Kupferionen in der Kupfersalzlösung ab. Auch in
der Kupferhalbzelle hat dies eine Rückwirkung auf das Gleichgewicht
zur Folge. Nach dem Prinzip von Le Châtelier verschiebt sich das Gleichgewicht dabei
infolge der abnehmenden Kupferionenkonzentration zunehmend in Richtung der
Oxidation, d. h. die zunächst schwache Oxidation holt die zunächst starke Reduktion in
der Kupferhalbzelle allmählich ein. Im Laufe der Zellreaktion stellt sich somit auch in der
Kupferhalbzelle ein neues Gleichgewicht ein.
Die Zellreaktion, d. h. die durch den Elektronenaustausch zwischen den beiden Halbzellen
bewirkten Reaktionen an den Elektroden, kommt schließlich zum Erliegen, wenn sich an
den beiden Elektroden wie beschrieben die neuen Gleichgewichte eingestellt haben, d. h.
an beiden Elektroden die Oxidations- und die Reduktionsstärke identisch sind. Denn dann
existiert keine Spannung mehr zwischen den Elektroden, so dass auch kein
Elektronenübergang mehr stattfindet und die Zellreaktion als Redoxreaktion
(Elektronenaustauschreaktion) somit beendet ist. Da auch die Zellreaktion umkehrbar ist,
befindet sich dann auch die gesamte Zellreaktion im Gleichgewichtszustand.
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