Galvanotechnik – Galvanisieren - HTL Wien 10
Galvanotechnik – Galvanisieren - HTL Wien 10
Galvanotechnik – Galvanisieren - HTL Wien 10
Sie wollen auch ein ePaper? Erhöhen Sie die Reichweite Ihrer Titel.
YUMPU macht aus Druck-PDFs automatisch weboptimierte ePaper, die Google liebt.
Seite 1<br />
<strong>Galvanotechnik</strong> <strong>–</strong> <strong>Galvanisieren</strong><br />
aus Wikipedia, der freien Enzyklopädie<br />
Unter <strong>Galvanotechnik</strong> (auch Elektroplattieren genannt) versteht man die elektrochemische<br />
Abscheidung von metallischen Niederschlägen (Überzügen) auf Gegenständen.<br />
D. h. es ist ein elektrolytischer Prozess, der unter Einsatz einer Stromquelle und<br />
chemischer Hilfsmittel Metallschichten aus wässrigen Metallsalzlösungen erzeugt. Die<br />
Geschichte der Galvanik, wie die <strong>Galvanotechnik</strong> umgangssprachlich bezeichnet wird,<br />
geht zurück auf den italienischen Arzt Luigi Galvani, der am 6. November 1780 den nach<br />
ihm benannten Galvanismus entdeckte.<br />
Elektrolyt<br />
Galvanische Verkupferung eines Metalls (Me) im Kupfersulfatbad<br />
(Sulfat … Salz oder Ester der Schwefelsäure)<br />
Bei der Galvanik wird durch ein elektrolytisches Bad Strom geschickt. Am Pluspol (Anode)<br />
befindet sich das Metall (Muttermaterial), das aufgebracht werden soll (z. B. Kupfer oder<br />
Nickel), am Minuspol (Kathode) der zu beschichtende Gegenstand (Objekt). Der<br />
elektrische Strom löst dabei Metallionen von der Verbrauchselektrode ab und lagert sie<br />
durch Reduktion auf der Ware ab. So wird der zu veredelnde Gegenstand allseitig<br />
gleichmäßig mit Kupfer oder einem anderen Metall beschichtet. Je länger sich der<br />
Gegenstand im Bad befindet und je höher der elektrische Strom ist, desto stärker wird die<br />
Metallschicht (z. B. Kupferschicht).<br />
Streng genommen wird noch zwischen der Galvanoplastik (auch Galvanoformung<br />
genannt), der elektrolytischen Herstellung von metallischen Gegenständen, und der<br />
Galvanostegie (engl. electroplating), der Herstellung metallischer Überzüge, unterschieden.<br />
Der Begriff Galvanostegie ist heute fast vollständig durch den allgemeinen<br />
Begriff <strong>Galvanotechnik</strong> ersetzt worden. Weil immer weniger Reiterstandbilder benötigt<br />
wurden, geriet auch die Galvanoplastik etwas in Vergessenheit, erlebte aber eine kleine<br />
Renaissance im Zusammenhang mit der Mikrosystemtechnik, und zwar als Mikrogal-
vanoformung, auch lithografisch-galvanische Abformungstechnik genannt. Eine weitere<br />
Anwendung findet die Galvanoplastik beim Formenbau für das Spritzgießen von<br />
Kunststoffen.<br />
Inhaltsverzeichnis<br />
Seite 2<br />
• 1 Galvanische Verfahren<br />
• 2 <strong>Galvanotechnik</strong> in der Arbeitswelt<br />
o 2.1 Grundmaterial<br />
o 2.2 Glanz<br />
o 2.3 Einebnung<br />
o 2.4 Oberflächenhärten<br />
o 2.5 Galvanogerechtes Konstruieren<br />
• 3 Geschichte<br />
• 4 Qualitätssicherung<br />
• 5 Sonstiges<br />
• 6 Galvanisierverfahren (Überblick)<br />
• 7 Galvanische Elektrolyte<br />
• 8 Literatur<br />
• 9 Weblinks<br />
• <strong>10</strong> Einzelnachweise<br />
Galvanische Verfahren<br />
Generell wird zwischen funktionaler und dekorativer <strong>Galvanotechnik</strong> unterschieden.<br />
Letztere dient vorwiegend der Verschönerung von Gegenständen und muss für diesen<br />
Zweck gewisse technische Mindesteigenschaften besitzen. Beispiele für die dekorative<br />
<strong>Galvanotechnik</strong> sind die Kunststoffgalvanisierung, die Verchromung von Stahlrohrmöbeln<br />
und Motorrädern und die Vergoldung von Schmuck und Essbesteck.<br />
Die funktionale <strong>Galvanotechnik</strong> dient dem Korrosionsschutz, dem Verschleißschutz, der<br />
Katalyse oder der Verbesserung elektrischer Leitfähigkeit. Beispiele hierfür sind die<br />
Verzinkung von Schrauben, die Beschichtung von Maschinenteilen mit Hartchrom, die<br />
Herstellung von metallischen, meist nickel- oder platinhaltigen Katalysatoren für die<br />
chemische Industrie oder Brennstoffzellen sowie die Vergoldung und Versilberung von<br />
elektrischen Kontakten. Elektrische Kontakte <strong>–</strong> sogenannte Pins <strong>–</strong> aus unterschiedlichen<br />
Kupferwerkstoffen werden zumeist galvanisch verzinnt. Um zu verhindern, dass Stoffe des<br />
Grundmaterials durch die Zinnschicht hindurchdiffundieren, wird vor der Verzinnung in der<br />
Regel eine Nickel- oder Kupfer-Sperrschicht aufgetragen.<br />
Auch die Herstellung optischer Datenträger (CDs/DVDs) in einem Presswerk basiert auf<br />
<strong>Galvanotechnik</strong>.<br />
<strong>Galvanotechnik</strong> in der Arbeitswelt<br />
Die <strong>Galvanotechnik</strong> kann in den Produktionsablauf eines metallverarbeitenden Betriebs<br />
integriert sein (Betriebsgalvanik) oder aber als Dienstleister, <strong>–</strong> also durch Fertigung von<br />
Auftragsarbeiten (Lohngalvanik) <strong>–</strong> fungieren. Im weiteren Sinne werden auch<br />
Eloxalanlagen und andere (meist stromgetriebene) Verfahren als Galvanik bezeichnet. In<br />
der Bundesrepublik Deutschland gibt es schätzungsweise 1500 galvanische Betriebe.
Galvanische Anlagen sind in der Regel eine sehr lange Reihe von Wannen, in denen die<br />
verschiedenen Prozessschritte nacheinander erfolgen. Moderne Anlagen sind mehr oder<br />
weniger vollständig automatisch gesteuert. Sie werden von Oberflächenbeschichtern<br />
bedient. (Die frühere Bezeichnung „Galvaniseur“ wurde vor einigen Jahren durch<br />
„Oberflächenbeschichter“ ersetzt)<br />
Der Ausbildungsberuf der <strong>Galvanotechnik</strong> ist Oberflächenbeschichter. Diese bedienen die<br />
galvanischen Anlagen, die meist automatisch gesteuert werden; für die Beschickung der<br />
Anlagen (z. B. Aufhängen der Teile, einfache Wartungsarbeiten) wird angelerntes<br />
Personal eingesetzt. Weiterführende Berufe sind Galvanomeister oder <strong>Galvanotechnik</strong>er,<br />
beide zielen auf eine Funktion als Abteilungs- oder sogar Betriebsleiter. Ein Studium als<br />
Ingenieur der Oberflächentechnik an Fachhochschulen enthält ebenfalls entsprechende<br />
Inhalte.<br />
Fachschulen für <strong>Galvanotechnik</strong> gibt es in Schwäbisch Gmünd, Nürnberg, Hannover und<br />
Solingen. Eine universitäre Ausbildung im Fach Elektrochemie/<strong>Galvanotechnik</strong> erfolgt an<br />
der TU Ilmenau.<br />
Grundmaterial<br />
Labortechnisch lassen sich heutzutage alle gängigen Grundwerkstoffe aus Metall sowie<br />
die meisten bekannten Nichtleiter/Kunststoffe beschichten. Bei der Kunststoffgalvanisierung/Beschichtung<br />
haben sich großtechnisch nur zwei gängige Verfahren der<br />
Polymerbeschichtung etabliert. Direktmetallisieren nach dem sogenannten Futuron-<br />
Verfahren sowie die konventionelle Prozessreihenfolge über Beizen aktivierte stromlose<br />
Metallisierung als erste metallische Prozessstufe (Schichtfolge: Vornickel, Glanzkupfer,<br />
Glanznickel, Chrom) sind hier speziell im dekorativen Segment anzutreffen. Speziell in der<br />
Automobilbranche ist man durch hohe Qualitätsmerkmale und Forderungen der Hersteller<br />
gezwungen, bis zu vier verschiedene Nickelschichten im Verbund abzuscheiden, um<br />
optimale Beständigkeit, Funktion und Aussehen zu erreichen.<br />
Glanz<br />
Die Qualität eines Werkstückes wird oft anhand des Glanzes bestimmt. Dabei ist der<br />
Glanz metallischer Schichten nicht ohne weiteres mit physikalischen Messmethoden<br />
(Reflexionsgrad o.ä.) bestimmbar. Der sogenannte physiologische Eindruck des Glanzes<br />
einer Metallschicht kann durchaus von der definierten physikalischen Eigenschaft<br />
abweichen. Speziell bei dekorativen Anwendungen ist er von hoher Bedeutung. Für einen<br />
hohen Glanz werden in den verschiedenen Verfahren spezielle Glanzbildner eingesetzt.<br />
Es muss darauf geachtet werden, dass ein hoher Glanz die physikalischen Eigenschaften<br />
(z. B. elektrische Leitfähigkeit, Härte, Lötfähigkeit) einer Schicht verändern kann.<br />
Metallüberzüge können Gegenständen Glanz und ein eindrucksvolles Aussehen verleihen.<br />
So kann z. B. Besteck, das aus billigem Metall besteht, mit einem teureren Metall<br />
überzogen werden. Um beispielsweise einen Löffel aus Nickel zu versilbern, wird der<br />
Löffel zuerst gereinigt und dann mit dem negativen Pol einer Spannungsquelle verbunden.<br />
Der Löffel ist dann also die Kathode. Als Anode dient ein Silberstab. Beide Elektroden<br />
werden in eine Silbernitrat-Lösung getaucht. Die positiv geladenen Silberionen werden von<br />
der Kathode, dem Löffel, angezogen. Dort nehmen sie Elektronen aus der Kathode auf,<br />
werden dadurch entladen und setzten sich als Silberatome auf der Kathode ab. So wird<br />
der Löffel aus Nickel mit einer dünnen Silberschicht überzogen. Die Reaktionsgleichungen<br />
lauten:<br />
Seite 3
Seite 4<br />
Anode: Ag → Ag + + e −<br />
Kathode: Ag + + e − → Ag<br />
Einebnung<br />
Ist ein Grundmaterial rau, kann durch die geeignete Auswahl des galvanischen Verfahrens<br />
die Oberfläche geebnet werden. Der technisch bessere Ausdruck für Einebnung ist der<br />
Begriff Mikrostreufähigkeit. Diese Eigenschaft wird beispielsweise bei Lagern, Walzen<br />
oder dekorativen Anwendungen (siehe auch Glanz) genutzt.<br />
Oberflächenhärten<br />
Durch Einsatz unter anderem von Chrom kann die Oberfläche eines Stahlwerkstückes<br />
gehärtet werden. Die Abriebfestigkeit und Gleiteigenschaft verbessern sich erheblich.<br />
Typische Einsatzgebiete sind die Kolben eines Hydraulik- oder Druckluftzylinders.<br />
Bei dem elektrochemischen Verfahren werden die Grundwerkstoffe einem elektrischen<br />
Feld ausgesetzt. Da ein elektrisches Feld sich nicht gleichmäßig einstellt, sondern an<br />
scharfkantigen Stellen oder Enden höheren Feldstärken auftreten, kommt es an diesen<br />
Stellen zur erhöhten Abscheidung und somit zu größeren Schichtdicken.<br />
Saure Verfahren zeigen gegenüber dem alkalischen Verfahren in der Regel eine<br />
wesentlich ungleichmäßigere Schichtdickenverteilung auf. Beispiel: Ein sauer verzinktes<br />
Eisenrohr mit Durchmesser von 20 und einer Länge von <strong>10</strong>0 mm wird bei einer<br />
Schichtdicke von 8 µm in der Mitte an den Enden bis zu 20 µm aufweisen. Ein alkalisch<br />
verzinktes Rohr dagegen maximal <strong>10</strong> µm.<br />
Galvanogerechtes Konstruieren<br />
Ein Werkstück konstruiert man galvanogerecht, indem man bestimmte Grundsätze<br />
berücksichtigt, welche den geplanten Galvanisierprozess begünstigen und mögliche<br />
Probleme vermeiden.<br />
• Durchgangslöcher sind günstiger als Sacklöcher. Letztere können je nach<br />
Durchmesser und Tiefe das Eindringen und Auslaufen der Prozessflüssigkeiten<br />
erschweren oder verhindern (Luftblasen). Verspätetes Austreten von Flüssigkeiten<br />
aus den Sacklöchern erschwert die Spülprozesse und kann zu nachträglicher<br />
Korrosion führen.<br />
• Abgerundete Konturen sind günstiger als scharfkantige Außen- und Innenwinkel:<br />
Erhöhte Abscheidung (bis hin zu Grat- oder Knospenbildung) an scharfen<br />
Außenkanten. Verminderte oder keine Abscheidung an scharfen Innenwinkeln.<br />
• Eine durchgehende V-Naht ist günstiger als ein Überlappungsstoß oder eine<br />
punktgeschweißte Verbindung: Werden zwei Flächen nicht dicht verschweißt, dann<br />
werden die Flüssigkeiten mittels Kapillarwirkung im Spalt „festgehalten“. Die Schicht<br />
wird beim Trocknen durch diese Flüssigkeiten wieder zerstört. Dasselbe gilt für<br />
Bördelungen und Nietverbindungen.<br />
• Faradayscher Käfig: Bei einem rundherum geschlossenen Werkstück mit zu kleinen<br />
Öffnungen kann in dem Werkstück kein elektrisches Feld entstehen. In diesem<br />
Bereich wirken nur rein chemische Verfahren. Bei einem elektro-chemischen<br />
Verfahren ist die Eindringtiefe normalerweise gleichzusetzen mit der Öffnung, d. h.,<br />
bei einem Rohr mit einem Innendurchmesser von 2 cm wird eine Beschichtung bis<br />
zu der Tiefe von 2 cm in das Rohr erreicht.
Seite 5<br />
• Werkstoffauswahl: Stähle mit hohem Kohlenstoffgehalt können die Haftfähigkeit der<br />
Schicht verschlechtern. Bei hochfestem Stahl besteht die Gefahr der Versprödung.<br />
Kombinationen verschiedener Werkstoffe an einem Werkstück können zu<br />
Problemen führen, z. B. wenn es bei der Vorbehandlung verschiedene Indikationen<br />
und eine gegenseitige Kontraindikation gibt.<br />
Konstruktion und Werkstoffauswahl haben sehr großen Einfluss auf einen späteren<br />
Galvanisierprozess in Bezug auf mögliche Probleme und Wirtschaftlichkeit. Deshalb sollte<br />
bei Neukonstruktionen von Beginn an eine interdisziplinäre Arbeitsweise gewählt werden.<br />
Geschichte<br />
Die <strong>Galvanotechnik</strong> ist nach dem Physiker Luigi Galvani benannt, dem Entdecker der<br />
galvanischen Elektrizität. Es wird aber davon ausgegangen, dass schon in der Antike die<br />
Vergoldung von Gegenständen mithilfe von <strong>Galvanotechnik</strong>en bekannt war [1] . Dazu<br />
könnte nach Ansicht einiger Wissenschaftler die sogenannte „Batterie von Bagdad“ − ein<br />
flaschenähnliches Tongefäß mit einem Kupferzylinder und einem davon durch Bitumen<br />
isolierten Eisenstab im Inneren <strong>–</strong>, das 1936 bei Bagdad gefunden wurde, gedient haben.<br />
Qualitätssicherung<br />
Die Qualitätssicherung nimmt in der <strong>Galvanotechnik</strong> einen sehr hohen Platz ein. Zu ihr<br />
gehören die ständige Analyse der Badparameter, wie Säure- und Metallgehalt, Kontrolle<br />
des Aussehens und Farbe der Schichten, Schichtdickenmessungen mittels<br />
Röntgenfluoreszenz, Ultraschall, Wirbelstromverfahren, Ablöseverfahren. Aber auch die<br />
Überprüfung des Rohmaterials.<br />
Des Weiteren können noch überprüft werden: Oberflächenrauheit, Härte, Haftfestigkeit<br />
und Duktilität der Schicht, Oberflächenfehler (z. B. Poren, Risse) und Prüfung der<br />
Korrosionsbeständigkeit mittels Salzsprühtest, Schwitzwasserklima, Corrodkote-Prüfung,<br />
CASS-Test (Essigsäure-Salzlösung).<br />
Die elektrochemischen Eigenschaften der Elektrolyte können mittels Praxisversuchen<br />
(z. B. Hull-Zelle) oder Vergleichsmessungen (Haring-Blum-Zelle oder Cyclovoltammetrie)<br />
beurteilt werden.<br />
Sonstiges<br />
Weitere wichtige Punkte innerhalb der <strong>Galvanotechnik</strong> sind die Abwasseraufbereitung und<br />
der damit verbundene Umweltschutz, die Belehrung im Umgang mit gefährlichen<br />
Chemikalien und das Arbeiten im Labor. Die Dicke des entstehenden Metallüberzug<br />
variiert je nach Anwendung: dekorative Schichten (z. B Gold oder Glanzchrom) haben oft<br />
Schichtstärken kleiner 1 Mikrometer (µm), während funktionelle Schichten deutlich dicker<br />
sind (Zink oder Nickel als Korrosionsschutz etwa <strong>10</strong> µm, Hartchrom oder Nickel als<br />
mechanisch funktionelle Schichten (z. B. in Hydraulikzylindern) meist <strong>10</strong>0<strong>–</strong>500 µm).<br />
Galvanisierverfahren (Überblick)<br />
• Anodische Oxidation (Bei Aluminium auch Eloxieren)<br />
• Bandgalvanisieren<br />
• Beizen
Seite 6<br />
• Brennen<br />
• Brünieren<br />
• Chemisches <strong>Galvanisieren</strong> durch Potentialdifferenz (Aussenstromlos) oder<br />
Reduktionsmittel, siehe dazu Reduktion.<br />
• Chromatieren<br />
• Elektrolytisches <strong>Galvanisieren</strong><br />
• Entmetallisieren<br />
• Färben von Metall<br />
• Gestellgalvanisieren<br />
• Kunststoffgalvanisierung<br />
• Leiterplattenherstellung<br />
• Phosphatieren<br />
• Tampongalvanisieren<br />
• Tauchverfahren (früher Sudverfahren)<br />
• Trommelgalvanisierung<br />
• Veralisieren<br />
• Verchromen<br />
• Verstahlen<br />
• Vorbehandlung in der <strong>Galvanotechnik</strong><br />
Galvanische Elektrolyte<br />
• Aluminiumelektrolyte<br />
• Antimonelektrolyte<br />
• Bleielektrolyte<br />
• Bronzeelektrolyte<br />
• Cadmiumelektrolyte<br />
• Cobaltelektrolyte<br />
• Chromelektrolyte<br />
• Eisenelektrolyte<br />
• Goldelektrolyte<br />
• Indiumelektrolyte<br />
• Kupferelektrolyt<br />
• Manganelektrolyte<br />
• Messingelektrolyte<br />
• Nickelelektrolyte<br />
• Nickel-Eisen-Elektrolyte<br />
• Palladiumelektrolyte<br />
• Platinelektrolyte<br />
• Rheniumelektrolyte<br />
• Rhodiumelektrolyte<br />
• Rutheniumelektrolyte<br />
• Silberelektrolyte<br />
• Wismutelektrolyte<br />
• Wolframelektrolyte<br />
• Zinkelektrolyte<br />
• Zinnelektrolyte
Seite 7<br />
Elektrolyt<br />
aus Wikipedia, der freien Enzyklopädie<br />
Ein Elektrolyt (von gr. ἠλεκτρόν elektron, „Bernstein“ i.ü.S „elektrisch“ und λυτικός lytikós,<br />
„auflösbar“) ist ein (üblicherweise flüssiger) Stoff, der beim Anlegen einer Spannung unter<br />
dem Einfluss des dabei entstehenden elektrischen Feldes elektrischen Strom leitet (Leiter<br />
2. Klasse), wobei seine elektrische Leitfähigkeit und der Ladungstransport durch die<br />
gerichtete Bewegung von Ionen bewirkt wird. Außerdem treten an den mit ihm in<br />
Verbindung stehenden Elektroden chemische Vorgänge auf. Elektrolyte sind wie ionisierte<br />
Gase Ionenleiter. Die Leitfähigkeit von Elektrolyten ist geringer als es für Metalle typisch<br />
ist; Metalle werden deshalb als Leiter der 1. Klasse bezeichnet.<br />
Inhaltsverzeichnis<br />
• 1 Einteilung<br />
• 2 Flüssigkeiten<br />
• 3 Festkörper<br />
• 4 Biologische Elektrolyte<br />
• 5 Physiologie<br />
• 6 Elektrochemische Anwendungen<br />
• 7 Siehe auch<br />
Einteilung<br />
Elektrolyte sind im weitesten Sinne Stoffe, die zumindest teilweise als Ionen vorliegen.<br />
Man unterscheidet dabei<br />
• gelöste Elektrolyte<br />
o starke Elektrolyte, die vollständig in Ionen gespalten werden, wenn sie gelöst<br />
werden, wie zum Beispiel Kochsalz.<br />
o schwache Elektrolyte, die nur zum Teil in Lösung dissoziieren, wie z. B.<br />
Essigsäure.<br />
Zur Leitfähigkeit von gelösten Elektrolyten siehe Elektrolytische Leitfähigkeit.<br />
• Festkörper<br />
o Ein echter Elektrolyt ist ein Stoff, der im festen Aggregatzustand aus<br />
Ionenkristallen besteht und in Schmelze oder Lösung, in besonderen Fällen<br />
auch als Feststoff (siehe Abschnitt Festkörper), den elektrischen Strom leitet.<br />
Beispiele:<br />
NaCl(s) → Na + (aq) + Cl − (aq)<br />
NaOH(s) → Na + (aq) + OH − (aq)<br />
•<br />
o Bei einem potentiellen Elektrolyt dagegen entstehen die Ionen erst durch die<br />
Reaktion mit dem Lösungsmittel.
Seite 8<br />
Beispiel:<br />
HCl(g) + H2O → Cl − (aq) + H3O +<br />
Die wichtigsten Elektrolyte sind demzufolge entweder Säuren, Basen oder Salze.<br />
Flüssigkeiten<br />
Elektrolyte im Sinne von Ionenleitern erfordern bewegliche Ionen. Daher sind alle<br />
Flüssigkeiten, die Ionen enthalten, Elektrolyte. Flüssige Elektrolyte sind sowohl die<br />
Salzschmelzen und die ionischen Flüssigkeiten als auch alle flüssigen Lösungen von<br />
Ionen. Salzschmelzen und ionische Flüssigkeiten bestehen im Ausnahmefall nur aus<br />
Ionen, sie können aber gelöste Moleküle enthalten. Bei wässrigen oder organischen<br />
Elektrolytlösungen ist es umgekehrt: Hier besteht das Lösungsmittel aus Molekülen, und<br />
die Ionen sind darin aufgelöst. Die Herstellung einer Elektrolytlösung kann dabei im bloßen<br />
Auflösen von schon vorhandenen Ionen bestehen, oder in einer chemischen Reaktion, bei<br />
der Ionen entstehen, beispielsweise einer Säure-Base-Reaktion wie bei der Auflösung von<br />
Molekülen wie Chlorwasserstoff oder Ammoniak in Wasser.<br />
Festkörper<br />
Auch Festkörper können bewegliche Ionen enthalten. Gerade bei hohen Temperaturen<br />
werden beispielsweise in aus Ionen bestehenden Festkörpern Ionen beweglich. Es gibt<br />
aber auch feste Elektrolyte, die bei Raumtemperatur verwendet werden können, oder bei<br />
nur wenig erhöhten Temperaturen. Dazu gehören auch die in manchen Brennstoffzellen<br />
verwendeten Polymerelektrolyt-Membranen. Sie bestehen aus einem Kunststoffgerüst,<br />
das ionische Seitengruppen enthält. Wichtige Ionenleiter sind z. B. manche<br />
Natriumaluminate. Neben der Anwendung in Brennstoffzellen sind Festelektrolyte auch in<br />
Sensoren wichtig, etwa der Lambdasonde, die einen Elektrolyt enthalten, der<br />
Sauerstoffionen leitet (z. B. YSZ, yttria stabilized zirconia, eine Mischung von<br />
Zirkoniumdioxid ZrO2 und Yttriumoxid Y2O3). Auch die um 1900 als Glühlampe<br />
gebräuchliche Nernstlampe verwendete solche Festelektrolyte.<br />
Biologische Elektrolyte<br />
Die wichtigsten Ionen biologischer Elektrolyte sind Natrium, Kalium, Calcium, Magnesium,<br />
Chlorid, Phosphat und Hydrogencarbonat. Sie sind im Cytosol enthalten, und für die<br />
Funktion der Zellen unentbehrlich. Noch weitere Ionen sind als Spurenelemente für die<br />
Zelle notwendig, doch sind die genannten Ionen besonders bedeutend im Hinblick auf das<br />
Elektrolytgleichgewicht der Zelle, da sie bei der Regulierung des osmotischen Drucks eine<br />
herausragende Rolle spielen.<br />
Physiologie<br />
Alle höheren Lebensformen halten ein subtiles und komplexes Elektrolytgleichgewicht<br />
zwischen ihrem intrazellulären (in ihren Zellen) und extrazellulären (außerhalb oder<br />
zwischen ihren Zellen) Milieu aufrecht. Insbesondere ist die Aufrechterhaltung genauer<br />
osmotischer Gradienten wichtig. Diese Gradienten beeinflussen und regulieren den<br />
Wasserhaushalt des Körpers und den pH-Wert des Blutes. Auch für die Funktion von<br />
Nerven- oder Muskelzellen spielen Elektrolyte eine zentrale Rolle. Die Regelung der<br />
Elektrolytkonzentration in der Zelle erfolgt mit Hilfe von Ionenkanälen.
Das Elektrolytgleichgewicht wird aufrechterhalten durch die orale Zufuhr und intestinale<br />
Absorption elektrolythaltiger Nahrung und Substanzen und wird reguliert durch Hormone.<br />
Ein Überschuss wird im allgemeinen über die Niere ausgeschieden. Beim Menschen wird<br />
die Homöostase (Selbstregulation) der Salze durch Hormone wie Antidiuretisches Hormon<br />
(ADH), Aldosteron und Parathormon (PTH) gesteuert.<br />
Ursachen für Störungen des Elektrolythaushaltes können Elektrolytverluste (bspw. durch<br />
Durchfall, Erbrechen) oder Störungen endokriner Drüsen sein. Schwerwiegende<br />
Elektrolytstörungen können zu Herzrhythmusstörungen und Nervenschäden führen und<br />
sind meistens medizinische Notfälle.<br />
Gemessen werden die Elektrolyte über Blut- und Urintests. Die Deutung dieser Werte ist<br />
ohne Betrachtung der Anamnese schwierig und ohne die gleichzeitige Untersuchung der<br />
Nierenfunktion oft unmöglich. Die am häufigsten untersuchten Elektrolyte sind Natrium und<br />
Kalium. Der Chloridspiegel wird selten gemessen, da er mit dem Natriumspiegel<br />
zusammenhängt.<br />
Siehe auch: Tyrode<br />
Elektrolythaltige Getränke mit Natrium- und Kaliumsalzen werden benutzt, um Elektrolyte<br />
nach Dehydratation nachzufüllen. Verursacht wird dieser Flüssigkeits- und damit<br />
Elektrolytverlust durch starkes Schwitzen (körperliche Arbeit), Durchfall, Erbrechen,<br />
übermäßigen Alkoholgenuss oder Unterernährung. Reines destilliertes Wasser ist nicht<br />
hilfreich, da es den Körperzellen Salze entzieht und deren chemische Funktionen<br />
beeinträchtigt. Dieses kann zu Hyperhydration führen.<br />
Sportgetränke enthalten neben den Elektrolyten große Mengen Kohlenhydrate (z. B.<br />
Glukose) als Energiespender. Durch den hohen Zuckeranteil sind sie nicht auf Dauer für<br />
Kinder geeignet. Auch erwachsenen Dauernutzern ist Vorbeugung gegen Zahnkaries<br />
empfohlen.<br />
Die frei verkäuflichen Getränke sind gewöhnlich isotonisch, das heißt deren Osmolarität<br />
liegt nahe der des Blutes. Hypotonische (niedrigere Osmolarität) und Hypertonische<br />
(höhere Osmolarität) Getränke sind verfügbar für Leistungssportler, abhängig von deren<br />
besonderen Ernährungsbedürfnissen.<br />
Elektrolyt- und Sportgetränke können auch selbst hergestellt werden durch die richtigen<br />
Anteile an Zucker, Salz und Wasser.<br />
Elektrochemische Anwendungen<br />
Eine wichtige Anwendung von Elektrolyten ist der Gebrauch bei der Elektrolyse<br />
einschließlich der Galvanik. Elektrolyte sind auch notwendige Bestandteile von Batterien,<br />
Akkumulatoren und Elektrolytkondensatoren. Zur Herkunft des von Michael Faraday<br />
geprägten Begriffes Elektrolyt siehe auch „Faradaysche Gesetze“, zur Bedeutung der<br />
Elektrolytkonzentration siehe auch Nernst-Gleichung.<br />
Seite 9
Seite <strong>10</strong><br />
Halbzelle <strong>–</strong> Metallsalzlösung<br />
aus Wikipedia, der freien Enzyklopädie<br />
Die Halbzelle (Halbelement) ist Bestandteil des galvanischen Elements. Sie setzt sich<br />
zusammen aus einer Metallelektrode (Metallstab, Metallblech o. ä.), das in seine<br />
entsprechende Metallsalzlösung (Elektrolyt) taucht. Eine Zinkhalbzelle erhält man, indem<br />
man eine Zinkelektrode in eine Zinksalzlösung (zum Beispiel Zinksulfat-Lösung) taucht.<br />
Die Halbzellen eines galvanischen Elements werden unterschieden nach dem jeweiligen<br />
Metall (vgl. Zinkhalbzelle, Kupferhalbzelle, etc.) sowie ihrer Funktion, die sie bei der<br />
Zellreaktion einnehmen (Donatorhalbzelle, Akzeptorhalbzelle).<br />
Inhaltsverzeichnis<br />
• 1 Von der Halbzelle zum galvanischen Element<br />
• 2 Chemische Vorgänge in Halbzellen<br />
• 3 Bildung einer elektrischen Spannung zwischen zwei Halbzellen<br />
• 4 Einflussfaktoren auf die Spannungsgröße zwischen zwei Halbzellen<br />
• 5 Stromfluss zwischen zwei Halbzellen und Zellreaktion<br />
• 6 Halbzellenprozesse während der Zellreaktion und Reaktionsende<br />
Von der Halbzelle zum galvanischen Element<br />
Aus zwei Halbzellen lässt sich in einer entsprechenden Versuchsanordnung ein<br />
galvanisches Element aufbauen, indem man die beiden Halbzellen leitend miteinander<br />
verbindet. Die Verbindung zwischen den beiden Halbzellen besteht aus einem<br />
Elektronenleiter (beispielsweise einem Metalldraht), der die beiden Metallelektroden<br />
elektrisch leitend verbindet, und einem Ionenleiter (beispielsweise einer Elektrolytbrücke),<br />
der den Stromkreis durch die ionenleitende Verbindung zwischen den Metallsalzlösungen<br />
schließt. Das Daniell-Element als Beispiel eines galvanischen Elementes setzt sich aus<br />
einer Zinkhalbzelle und einer Kupferhalbzelle zusammen.<br />
Chemische Vorgänge in Halbzellen<br />
Sofort nach dem Eintauchen der Metallelektroden in die entsprechende Metallsalzlösung<br />
spielen sich an der Metalloberfläche bestimmte Vorgänge ab, die ein negatives Aufladen<br />
der Metallelektroden zur Folge haben. Die Ursache für die einsetzenden Prozesse ist das<br />
Bestreben eines jeden Metalls, in wässriger Lösung zu oxidieren. Infolge dieses als<br />
Lösungstension bezeichneten Verhaltens eines jeden Metalls lösen sich Metallatome aus<br />
dem Metallgitter der Elektrode und gehen als Metallionen in Lösung. Die bei dieser<br />
Oxidation der Metallatome freigesetzten Elektronen bleiben im Metall an dessen<br />
Oberfläche gebunden. Auf diese Weise lädt sich die Metalloberfläche negativ auf. Da die<br />
gebildeten Metallionen stets positiv geladen sind, werden sie infolge dieser negativen<br />
Aufladung an die Metalloberfläche gebunden. Dadurch entsteht innerhalb der<br />
Phasengrenzfläche zwischen Metalloberfläche und Metallsalzlösung eine sogenannte<br />
elektrische Doppelschicht. In ihr gleichen sich negative (Elektronen) und positive<br />
Ladungen (Metallionen) aus, da die Zahl z der pro Metallion gebildeten Elektronen der<br />
Ladungszahl der entsprechenden Metallionen entspricht. Somit werden zum Beispiel in
einer Kupferhalbzelle pro gebildetem zweifach positiven Kupferion auch zwei Elektronen<br />
frei, so dass sich negative und positive Ladungen stets ausgleichen.<br />
Innerhalb der elektrischen Doppelschicht stellt sich nach kurzer Zeit in jeder Halbzelle ein<br />
dynamisches Gleichgewicht zwischen den entsprechenden Redoxpaaren Metallatome/Metallionen<br />
ein. So stellt sich in der Zinkhalbzelle des Daniell-Elements nach kurzer<br />
Zeit an der Metalloberfläche das Gleichgewicht<br />
ein. In der Kupferhalbzelle des Daniell-Elements spielt sich ein analoger Vorgang ab. Auch<br />
hier oxidieren infolge der Lösungstension des Kupfers Kupferatome zu Kupferionen, so<br />
dass sich nach kurzer Zeit an der Metalloberfläche das Gleichgewicht<br />
einstellt. Auf diese Weise laden sich die Metallelektroden in den beiden Halbzellen negativ<br />
auf.<br />
Bildung einer elektrischen Spannung zwischen zwei<br />
Halbzellen<br />
Das Entscheidende bezüglich der negativen Aufladung aber ist, dass die oben genannten<br />
Gleichgewichte im Gleichgewichtszustand eine unterschiedliche Gleichgewichtslage<br />
besitzen. Diese Gleichgewichtslage hängt von der Größe der Lösungstension des<br />
entsprechenden Metalls ab, die je nach Metall ganz unterschiedlich groß ist. Dies<br />
wiederum hängt mit der Stellung der Metalle in der Redoxreihe der Metalle zusammen.<br />
Der Grund dafür ist, dass die Lösungstension eines Metalls dem Bestreben der<br />
Metallatome, als Reduktionsmittel zu wirken, entspricht. Denn die Lösungstension<br />
entspricht der Oxidation der Metallatome, d. h. der Elektronenabgabe, die somit frei<br />
werden und andere Teilchen reduzieren (siehe Reduktion) können. Dieses<br />
Reduktionsvermögen von Metallen ist in der Redoxreihe der Metalle dokumentiert.<br />
Das Metall Zink zum Beispiel ist unbeständiger und daher unedler. Es hat eine größere<br />
Tendenz, in Redoxreaktionen als Reduktionsmittel zu wirken (d. h. selbst zu oxidieren).<br />
Seine Lösungstension in wässriger Lösung ist daher größer als die edlerer Metalle wie<br />
Zinn, Kupfer oder Silber. Daher liegt das Gleichgewicht in der Zinkhalbzelle<br />
weiter rechts als das Gleichgewicht in der Kupferhalbzelle des Daniell-Elements:<br />
Betrachtet man die Gleichgewichte genauer, so erkennt man, dass sich entsprechend der<br />
Gleichgewichtslage auch unterschiedliche Mengen an Elektronen (Elektronenvorräte,<br />
Elektronendrücke) in den Metallelektroden bilden. Die beiden Halbzellen unterschieden<br />
sich somit nun als Orte eines höheren und eines niedrigeren Elektronendrucks. Da das<br />
entsprechende oben genannte Gleichgewicht an der Zinkelektrode infolge der höheren<br />
Lösungstension des Zinks weiter rechts liegt, lädt sich die Zinkelektrode stärker negativ<br />
Seite 11
auf als die Kupferelektrode, weil Kupfer als beständigeres und edleres Metall eine<br />
geringere Lösungstension hat (vgl. die Stellung der Metalle in der Redoxreihe der Metalle).<br />
Somit ist die Zinkelektrode der Ort des höheren Elektronendrucks, die Kupferelektrode der<br />
Ort des niedrigeren Elektronendrucks.<br />
Auf diese Weise bildet sich zwischen den beiden Halbzellen des Daniell-Elements eine<br />
elektrische Spannung. Häufig spricht man dabei auch von einer Potentialdifferenz. Der<br />
Grund dafür ist, dass die Gleichgewichtslage des allgemeinen Gleichgewichts<br />
mit der Höhe des Elektronendrucks (s. o.) auch das elektrochemische Potential eines<br />
Metalls (Me) bestimmt. Je weiter dieses Gleichgewicht auf der rechten Seite liegt, desto<br />
höher ist der Elektronendruck und desto negativer das elektrochemische Potential des<br />
Metalls. Die Größe der elektrochemischen Potentiale von Metallen unter Normbedingungen<br />
ist quantitativ in der Spannungsreihe der Metalle dokumentiert. Je negativer<br />
das Standardelektrodenpotential eines Metalls in der Spannungsreihe der Metalle ist,<br />
desto größer ist also der Elektronendruck, den dieses entsprechende Metall in einer<br />
Halbzelle eines galvanischen Elements entwickelt und desto größer ist (qualitativ<br />
gesehen) sein Reduktionsvermögen. Daher entspricht die Stellung der Metalle in der<br />
Redoxreihe der Metalle auch ihrer Stellung in der Spannungsreihe der Metalle. Kombiniert<br />
man in einem galvanischen Element entsprechend zwei Halbzellen von Metallen mit<br />
unterschiedlichem elektrochemischen Potential, so entsteht eine Potentialdifferenz, die<br />
dem Begriff der elektrischen Spannung entspricht. Diese Potentialdifferenz entspricht<br />
somit der oben beschriebenen Elektronendruckdifferenz zwischen den beiden Halbzellen.<br />
Einflussfaktoren auf die Spannungsgröße zwischen<br />
zwei Halbzellen<br />
Auf die oben beschriebene Weise entwickelt jedes galvanische Element eine elektrische<br />
Spannung. Die Größe der elektrischen Spannung hängt von zwei wesentlichen Faktoren<br />
ab, die aus der Ursache für die Entstehung der Spannung, den unterschiedlichen<br />
Gleichgewichtslagen, resultieren:<br />
1. Die Größe der Spannung hängt vom stofflichen System ab. Das bedeutet, dass die<br />
Spannung von der Halbzellenwahl bestimmt wird. Somit entwickelt das Daniell-Element (d.<br />
h. das galvanische Element aus einer Zink- und einer Kupferhalbzelle) mit U = 1,11 V<br />
(unter Normbedingungen) eine andere Spannung als das galvanische Element aus einer<br />
Magnesium- und einer Silberhalbzelle mit U = 3,06 V (unter Normbedingungen). Die<br />
Ursache dafür ist, dass je nach Halbzellenwahl die Unterschiede in den Lösungstensionen<br />
der Metalle verschieden groß sind.<br />
2. Die Größe der Spannung hängt von der Konzentration der Metallsalzlösungen ab. Somit<br />
kann man selbst in einem galvanischen Element aus zwei gleichen Halbzellen eine<br />
Spannung entwickeln, wenn die Elektrolytlösungen unterschiedliche Konzentrationen<br />
haben. Solche Anordnungen nennt man dann Konzentrationszellen bzw.<br />
Konzentrationsketten. Die Ursache für diesen Faktor ist, dass sich an den Elektroden wie<br />
beschrieben Gleichgewichte einstellen und diese nach dem Prinzip von LeChâtelier (siehe<br />
Chemisches Gleichgewicht) durch Konzentrationsänderungen hinsichtlich ihrer<br />
Gleichgewichtslage gestört werden.<br />
Seite 12
Stromfluss zwischen zwei Halbzellen und Zellreaktion<br />
Solange der Widerstand zwischen den beiden leitend miteinander verbundenen<br />
Elektroden hoch ist, bleibt ein Stromfluss als Folge der Entladung der Spannung aus und<br />
somit die entstandene Spannung konstant. Ermöglicht man aber einen Stromfluss, indem<br />
man den Widerstand zwischen den beiden leitend miteinander verbundenen Elektroden<br />
senkt (bspw. statt eines Voltmeters einen kleinen Motor anschließt), so kommt es zum<br />
Abbau der Spannung und somit einem Elektronenaustausch zwischen den beiden<br />
Halbzellen. Infolge der Spannung wirkt dann zwischen den beiden Elektroden eine<br />
elektromotorische Kraft. Sie treibt die Elektronen vom Ort des höheren Elektronendrucks<br />
zum Ort des niedrigeren Elektronendrucks, so dass sich die Elektronendruckdifferenz, die<br />
Spannung, allmählich ausgleicht. Somit werden Elektronen aus der Halbzelle des höheren<br />
Elektronendrucks an die Halbzelle des niedrigeren Elektronendrucks abgegeben. Daher<br />
bezeichnet man die Halbzelle des höheren Elektronendrucks, d. h. mit dem Metall, das<br />
das negativere Elektrodenpotential besitzt, als Donatorhalbzelle, die andere Halbzelle (als<br />
"elektronenempfangende Zelle") als Akzeptorhalbzelle.<br />
Infolge der Gleichgewichtsstörungen an den Elektroden durch den Stromfluss findet die<br />
Zellreaktion des galvanischen Elements statt. Somit strömen im Daniell-Element<br />
Elektronen von der Zinkhalbzelle zur Kupferhalbzelle. Die Folge dessen ist, dass an der<br />
Zinkelektrode die Größe der negativen Ladung zurückgeht, so dass der oben<br />
beschriebene Ausgleich zwischen negativen (Elektronen) und positiven Ladungen<br />
(Metallionen) ins Ungleichgewicht gerät. Da die negative Ladung an der Zinkelektrode<br />
zurückgeht, können sich somit nun Zinkionen aus der elektrischen Doppelschicht lösen<br />
und in die Lösung diffundieren. Nach dem Prinzip von LeChâtelier verschiebt sich das<br />
Gleichgewicht<br />
entsprechend nach rechts, d. h. in der Zinkhalbzelle findet verstärkt die Oxidation statt. In<br />
der Kupferhalbzelle hingegen sorgen die zuströmenden Elektronen für eine verstärkte<br />
Reduktion von Kupferionen aus der Kupfersalzlösung. An der Kupferelektrode findet somit<br />
verstärkt die Reduktion von Kupferionen zu Kupfer statt, so dass sich das Gleichgewicht<br />
weiter nach links verschiebt. Somit findet nun in der Zinkhalbzelle verstärkt die Oxidation,<br />
in der Kupferhalbzelle verstärkt die Reduktion statt. Die Zinkelektrode bezeichnet man<br />
damit als Anode (Elektrode, an der die Oxidation stattfindet) und die Kupferelektrode als<br />
Kathode (Elektrode, an der die Reduktion stattfindet). Die ablaufenden Vorgänge lassen<br />
sich somit in der Zellreaktion zusammenfassen, die nach<br />
verläuft. Bei dieser Zellreaktion ist die Zinkhalbzelle die Donator-, die Kupferhalbzelle die<br />
Akzeptorhalbzelle.<br />
Seite 13
Halbzellenprozesse während der Zellreaktion und<br />
Reaktionsende<br />
Während der Zellreaktion wird nicht nur einfach infolge des Stromes die Potentialdifferenz<br />
abgebaut, sondern vor allem auch wegen der in den Halbzellen ablaufenden Prozesse. Im<br />
Daniell-Element findet während der Zellreaktion in der Zinkhalbzelle (Donatorhalbzelle)<br />
verstärkt die Oxidation statt, d. h. es werden vermehrt Zinkionen gebildet. Infolgedessen<br />
nimmt während der Zellreaktion die Masse der Zinkelektrode ab und die Konzentration der<br />
Zinkionen in der Zinkhalbzelle zu. Dies hat eine Rückwirkung auf das Gleichgewicht<br />
an der Zinkelektrode zur Folge. Denn aufgrund der während der Zellreaktion<br />
zunehmenden Zinkionenkonzentration verschiebt sich dieses Gleichgewicht nach dem<br />
Prinzip von Le Châtelier zunehmend in Richtung der Reduktion, d. h. die zunächst<br />
schwache Reduktion gewinnt an Stärke und holt die zunächst starke Oxidation in der<br />
Zinkhalbzelle allmählich ein. Im Laufe der Zellreaktion stellt sich an der Zinkelektrode also<br />
ein neues Gleichgewicht ein.<br />
In der Kupferhalbzelle findet ein umgekehrter Vorgang statt. Infolge der dort starken<br />
Reduktion von Kupferionen zu Kupfer nimmt die Masse der Kupferelektrode während der<br />
Zellreaktion zu und die Konzentration der Kupferionen in der Kupfersalzlösung ab. Auch in<br />
der Kupferhalbzelle hat dies eine Rückwirkung auf das Gleichgewicht<br />
zur Folge. Nach dem Prinzip von Le Châtelier verschiebt sich das Gleichgewicht dabei<br />
infolge der abnehmenden Kupferionenkonzentration zunehmend in Richtung der<br />
Oxidation, d. h. die zunächst schwache Oxidation holt die zunächst starke Reduktion in<br />
der Kupferhalbzelle allmählich ein. Im Laufe der Zellreaktion stellt sich somit auch in der<br />
Kupferhalbzelle ein neues Gleichgewicht ein.<br />
Die Zellreaktion, d. h. die durch den Elektronenaustausch zwischen den beiden Halbzellen<br />
bewirkten Reaktionen an den Elektroden, kommt schließlich zum Erliegen, wenn sich an<br />
den beiden Elektroden wie beschrieben die neuen Gleichgewichte eingestellt haben, d. h.<br />
an beiden Elektroden die Oxidations- und die Reduktionsstärke identisch sind. Denn dann<br />
existiert keine Spannung mehr zwischen den Elektroden, so dass auch kein<br />
Elektronenübergang mehr stattfindet und die Zellreaktion als Redoxreaktion<br />
(Elektronenaustauschreaktion) somit beendet ist. Da auch die Zellreaktion umkehrbar ist,<br />
befindet sich dann auch die gesamte Zellreaktion im Gleichgewichtszustand.<br />
Seite 14