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2025-08-10T19:58:38Z

Integralgrenzen ergänzt

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[[Datei:Luigi Galvani Experiment.jpeg|mini|Versuchsanordnung des Froschschenkel-Experiments, aus dem ''De viribus electricitatis in motu musculari'']]
[[Datei:Aldini's ox battery.jpg|thumb|Galvanischer Versuch von [[Giovanni Aldini]]]]
Eine '''galvanische Zelle''' [{{IPA|galˈvaːnɪʃə t͡sɛlə}}], '''galvanisches Element''' oder '''galvanische Kette''' ist eine Vorrichtung zur spontanen Umwandlung von [[Chemische Energie|chemischer]] in [[elektrische Energie]]. Jede Kombination von zwei verschiedenen [[Elektrode]]n und einem [[Elektrolyt]]en bezeichnet man als galvanisches Element, und sie dienen als [[Gleichspannung]]squellen. Der charakteristische Wert ist die [[eingeprägte Spannung]]. Unter der [[Kapazität (galvanische Zelle)|Kapazität]] eines galvanischen Elements versteht man das Produkt aus Entladungsstromstärke und Entladungszeit (genauer: das Integral <math>\int_{t_0}^{t_1} I(t) \; \textrm{d}t</math> der Entladungsstromstäke über den Entladungszeitraum).

Der Name geht auf den italienischen Arzt [[Luigi Galvani]] zurück. Er entdeckte, dass ein mit Instrumenten aus verschiedenartigen Metallen berührter Froschschenkel-Nerv Muskelzuckungen auslöst, da das so gebildete Redox-System als galvanisches Element Spannung aufbaut, so dass Strom fließt.

== Geschichte ==
Der Nachweis zu frühesten galvanischen Zellen in der [[Antike]] ist umstritten; es konnte mit einem Nachbau der etwa 1800 Jahre alten [[Bagdad-Batterie]] eine elektrische Spannung erzeugt werden. Ob das originale antike Tongefäß ursprünglich zu diesem Zweck verwendet wurde, ist nicht bekannt und eine Hypothese.<ref>Roland M. Horn: ''Menschheitsrätsel: Von Atlantis bis zum Sirius'', ISBN 978-3-7418-3767-8 ([https://books.google.de/books?id=ox7VDAAAQBAJ&lpg=PP105&dq=Bagdad-Batterie&hl=de&pg=PP105#v=onepage&q&f=false Teilvorschau online])</ref>

Die Entwicklung von galvanischen Zellen, wie sie heute üblich sind, begann in der jüngeren [[Neuzeit]]. Auslöser der Forschungsarbeiten waren Beobachtungen, die [[Luigi Galvani]] um 1780 durchgeführt hatte: Wenn er Froschschenkel mit zwei miteinander verbundenen Drähten aus verschiedenen Metallen berührte, zuckten die Muskeln. Im Jahr 1790 zeigte [[Alessandro Volta]], dass Tierbestandteile für den Aufbau von Batteriezellen nicht notwendig sind. Er verwendet in den Folgejahren mit [[Natriumchlorid|Kochsalzlösung]] getränktes Papier, welches zwischen Metallplatten aus Kupfer und Zink aufgestapelt wird und als [[Voltasche Säule]] bekannt ist.

Das [[Leclanché-Element]] wurde 1866 von [[Georges Leclanché]] patentiert und zählt zu den heute nicht mehr verwendeten „Nassbatterien“. Es stellt eine elektrische Batterie (Primärelement) dar, ist also nicht wieder aufladbar, und war in der ursprünglichen Form mit flüssigem Elektrolyt ausgestattet. Technische Verbesserungen an dem Leclanché-Element führten zu einem gelierten Elektrolyt; dies stellt einen Vorläufer der Trockenbatterien wie die heute übliche [[Zink-Kohle-Zelle]] und die [[Alkali-Mangan-Batterie]] dar.

Der [[Nickel-Eisen-Akkumulator]], einer der ersten wiederaufladbaren Akkumulatoren (Sekundärzelle), wurde fast gleichzeitig und unabhängig voneinander von dem US-Amerikaner [[Thomas Alva Edison]] und dem Schweden [[Waldemar Jungner]] um das Jahr 1900 entwickelt. Er gilt als Vorläufer des später entwickelten und verbesserten [[Nickel-Cadmium-Akkumulator]]s.

== Allgemeines ==
[[Datei:Battery symbol1.svg|mini|hochkant=0.47|links|Zeichensymbol einer galvanischen Zelle mit Polbeschriftung]]
[[Datei:Galvanische Zelle 2009-02-08.svg|mini|hochkant=1.25|Prinzip einer galvanischen Zelle]]
Galvanische Zellen werden systematisch in drei Gruppen unterteilt:

* [[Batterie (Elektrotechnik)#Grundlagen|Primärzellen]], umgangssprachlich auch als [[Batterie (Elektrotechnik)|Batterie]] bezeichnet. Kennzeichnend ist, dass nach Zusammenfügen die Zelle aufgeladen ist und einmalig entladen werden kann. Die Entladung ist unumkehrbar – die Primärzelle kann elektrisch nicht mehr aufgeladen werden.
* [[Akkumulator|Sekundärzellen]], umgangssprachlich auch als ''Akkumulator'' oder kurz ''Akku'' bezeichnet. Nach einer Entladung können Sekundärzellen durch eine gegenüber der Entladung gegenläufige Stromrichtung wieder neu aufgeladen werden, weswegen hier die eindeutige Bezeichnung als Minus- und Plus-Pol der Bezeichnung als Anode und Kathode vorzuziehen ist. Die chemischen Prozesse in der Zelle laufen, begrenzt durch die Zyklenanzahl, umkehrbar ab.<ref>Charles E. Mortimer, Ulrich Müller, Johannes Beck: ''Chemie: Das Basiswissen der Chemie.'' Stuttgart 2015, ISBN 978-3-13-484312-5, S. 358</ref> Die Energiedichte von Sekundärzellen ist im Vergleich zu Primärzellen bei gleicher Temperatur geringer.
* [[Brennstoffzelle]]n, auch als Tertiärzellen bezeichnet. Bei diesen galvanischen Zellen wird der chemische Energieträger nicht in der Zelle gespeichert, sondern von außen kontinuierlich zur Verfügung gestellt. Diese Art der Zuführung ermöglicht einen kontinuierlichen und im Prinzip zeitlich unbeschränkten Betrieb.<ref>{{Literatur | Autor = Michael Buchholz | Titel = Subspace-Identification zur Modellierung von PEM-Brennstoffzellen-Stacks | Seiten = 109 | Verlag = KIT Scientific Publishing | Jahr = 2010 | ISBN = 978-3-86644477-5 }}</ref>

Die Funktion der galvanischen Zellen beruht auf einer [[Redoxreaktion]]. [[Reduktion (Chemie)|Reduktion]] und [[Oxidation]] laufen räumlich getrennt in je einer [[Halbzelle]] (Halbelement) ab. Durch Verbinden der beiden Halbzellen mit einem [[Leiter (Physik)#Elektrischer Leiter|Elektronenleiter]] und einem [[Ionenleiter]] wird der [[Stromkreis]] geschlossen. Die elektrische [[Leerlaufspannung]] lässt sich durch die [[Nernst-Gleichung]] berechnen. Sie hängt von der Art des Metalls ([[elektrochemische Spannungsreihe]]), der [[Konzentration (Chemie)|Konzentration]] in der Lösung der jeweiligen Halbzelle sowie der Temperatur ab. Im Gegensatz zur [[Elektrolyse]], beispielsweise in der [[Galvanotechnik]], kann in der galvanischen Zelle elektrische Energie gewonnen werden, während die Elektrolyse elektrische Energie benötigt.

Beim ''Entladen'' von galvanischen Zellen ist der Minuspol immer die [[Anode]] (= Pol, an dem die Oxidation stattfindet), der Pluspol immer die [[Kathode]] (= Pol, an dem die Reduktion stattfindet). Eine [[Eselsbrücke]] hierfür lautet „OMA (Oxidation, Minuspol und Anode)“. Während des ''Ladevorgangs'' von Sekundärzellen sind die chemischen Reaktionen an den Polen vertauscht: Die Oxidation findet am Pluspol statt, weswegen er dann abweichend als Anode fungiert – entsprechend ist dann der Minuspol der Ort der Reduktion und damit die Kathode. Die Eselsbrücke für die Reaktion beim Ladevorgang lautet dementsprechend: „OPA (Oxidation, Pluspol und Anode)“.

Eine galvanische Zelle liefert so lange eine Spannung, bis das [[chemisches Gleichgewicht|chemische Gleichgewicht]] erreicht ist. Eine galvanische Zelle, in der kein Strom fließt, aber eine Elektrodenspannung vorliegt, befindet sich hingegen im [[Elektrochemisches Gleichgewicht|elektrochemischen Gleichgewicht]].

An der Anode findet die Oxidation statt und an der Kathode die Reduktion.

== Beispiele ==
[[Datei:Galvanic cell labeled.svg|mini|hochkant=1.25|Daniell-Element: eine Galvanische Zelle]]

Neben dem [[Daniell-Element]] (Kupfer/Zink) kann so beispielsweise auch aus Kupfer- und Silberelektroden ein galvanisches Element erzeugt werden: Die Kupferelektrode taucht in eine [[Kupfersulfat]]-Lösung, die Silberelektrode in [[Silbersulfat]]-Lösung. Verbunden werden diese durch einen Draht (Elektronenleiter) mit Voltmeter und einen [[Ionenleiter]].

Wenn beide Elektroden über einen elektrischen Leiter miteinander verbunden werden, sorgen die unterschiedlichen Redoxpotentiale der Elektroden dafür, dass die Reaktion weiterlaufen kann. Da das Redoxpotential von Kupfer niedriger ist als das von Silber, gehen an der Kupferelektrode mehr Ionen in Lösung als an der Silberelektrode. Daher ist die negative Ladung in der Kupferelektrode höher als die in der Silberelektrode, es entsteht also eine Spannung, bei der die Elektronen zur Silberelektrode hin „gedrückt“ werden. Das führt dazu, dass die Lösung der Silberatome gestoppt wird, stattdessen reagieren die überschüssigen Elektronen mit den Ag+-Ionen der Silbersulfatlösung und sorgen dafür, dass sich diese als normale Silberatome an der Silberelektrode festsetzen.

An der Silberelektrode werden also Silberionen zu elementarem Silber reduziert:

:<math> {\rm 2\,Ag^{+} + 2\,e^- \longrightarrow 2\,Ag }</math>

Die Silberelektrode ist damit die Kathode (Elektrode, an der die Reduktion stattfindet) und der Pluspol der galvanischen Zelle (da hier ein Elektronenmangel entsteht).

An der Kupferelektrode findet hingegen folgende Oxidation statt:

:<math> {\rm Cu \longrightarrow Cu^{2+} + 2\,e^- }</math>

Die Kupferelektrode ist die Anode (Elektrode, an der die Oxidation stattfindet) und der Minuspol der galvanischen Zelle (da hier ein Elektronenüberschuss entsteht).

In der galvanischen Zelle läuft also eine Redoxreaktion ab, deren Reaktionsteile jedoch räumlich voneinander getrennt sind. Deswegen sind die Elektrodenräume über eine [[Salzbrücke|Ionenbrücke (Salzbrücke)]] miteinander verbunden, welche notwendig ist, um den Stromkreis zu schließen. Die Ionenbrücke ist häufig ein U-Rohr, das mit einem Elektrolyten gefüllt ist und dessen Enden mit einer [[Membran (Trennschicht)|Membran]] oder einem [[Diaphragma (Elektrochemie)]] versehen sind. Über die Salzbrücke erfolgt Ionendiffusion, um so der Aufladung der einzelnen Zellen entgegenzuwirken. Eine andere Möglichkeit, die Elektrodenräume voneinander zu trennen, besteht in einer selektivpermeablen (ausgewählt durchlässigen) Membran, welche ebenfalls einen Ladungsausgleich ermöglicht. Über die Ionenbrücke wandern also die Salzionen (in diesem Fall Sulfationen) von der Kathode zur Anode, also von der Silberhalbzelle zur Kupferhalbzelle.

Bei dem [[Daniell-Element]] handelt es sich um eine Zink-Kupfer-Zelle. Die Zinkhalbzelle ist aufgrund des unedleren Charakters des Zinks die Halbzelle, in der vornehmlich die [[Oxidation]] der Zink-Atome erfolgt, denn unedlere Metall haben eine Tendenz zur Elektronenabgabe.

:<math> {\rm Zn \longrightarrow Zn^{2+} + 2\,e^- }</math>
An dieser Donatorhalbzelle (die Halbzelle die Elektronen abgibt) liegt ein Elektronenüberschuss vor; Sie bildet den Minuspol.

Vom Zinkstab fließen nun Elektronen über die leitende Verbindung zum Pluspol, dem Kupferstab. Die Kupferhalbzelle ist die Akzeptorhalbzelle, da hier die [[Reduktion (Chemie)|Reduktion]] stattfindet. Im Kupferstab herrscht Elektronenmangel.

:<math> {\rm \,Cu^{2+} + 2\,e^- \longrightarrow \,Cu }</math>

Würden nur die beiden Elektrodenreaktionen ablaufen, müsste sich die Lösung der Zinkhalbzelle positiv und die der Kupferhalbzelle negativ aufladen und der Elektronenfluss würde zum Erliegen kommen. Die Gesamtladung in den Halbzellen verändert sich jedoch nicht, da durch das Wandern von [[Kationen]] und [[Anionen]] ein Ladungsausgleich in den Lösungen entsteht.

Es gibt auch galvanische Zellen mit zwei gleichen Halbzellen, die sich in ihrer Konzentration unterscheiden, diese nennt man [[Konzentrationselement]]. Der [[Deflagrator]] ist ebenfalls eine Galvanische Zelle.

== Verkürzte Schreibweise ==
Eine galvanische Zelle wird auch manchmal in verkürzter Schreibweise beschrieben. Das oben grafisch dargestellte [[Daniell-Element]] sähe in dieser Schreibweise folgendermaßen aus:

:<math>\mathrm{Zn|Zn^{2+}\left(1\frac{mol}{l}\right)||Cu^{2+}\left(1\frac{mol}{l}\right)|Cu}</math>

Beide Halbzellen werden in einer galvanischen Zelle durch ein [[Diaphragma-Verfahren|Diaphragma]], also eine dünne, halbdurchlässige Membran ([[semipermeable Membran]]) getrennt. Durch diese Membran werden fast ausschließlich die negativ geladenen [[Anion]]en hindurchgelassen. Im Falle des Daniell-Elements sind das SO42−-Ionen (Sulfationen), welche in den Salzlösungen beider Halbzellen vorhanden sind.

Dieses Diaphragma wird in der verkürzten Schreibweise durch den doppelten senkrechten Strich (||) dargestellt. Rechts und links von diesem doppelten Strich werden die beiden Halbzellen der galvanischen Zelle und die darin stattfindenden Reaktionen verkürzt dargestellt. Zudem wird die Konzentration der Metallsalzlösung, also die Konzentration der gelösten Metalle in beiden Halbzellen angegeben. Die Anodenhalbzelle steht üblicherweise links.<ref>Elemente Chemie II - Gesamtband, ISBN 3-12-756700-6, S. 157.</ref>

== Weblinks ==
* [http://www.chempage.de/theorie/galvanischezelle.htm Verständliche, einfache Erklärung der galvanischen Zelle mit anschaulicher Animation]
* [http://www.chemieseite.de/anorganisch/node36.php Galvanisches Element Informationen]
* [http://www.mhhe.com/physsci/chemistry/essentialchemistry/flash/galvan5.swf Flash-Animation auf Englisch]
* [http://alteso.de/teilgebiete-der-chemie/physikalische-chemie/elektrochemie/66-die-galvanische-zelle Videotutorial zur Galvanischen Zelle]
* {{TIBAV |15232 |Linktext=Was passiert an den Elektroden? – Strom und Spannung bei Elektrolyse und Galvanischen Zellen |Herausgeber=Lauth |Jahr=2013 |DOI=10.5446/15232}}

== Einzelnachweise ==
<references />

{{Navigationsleiste Galvanische Zellen}}

[[Kategorie:Batterietechnik]]
[[Kategorie:Galvanische Zelle| ]]
[[Kategorie:Luigi Galvani als Namensgeber]]

Galvanische Zelle - Versionsgeschichte

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