Im alltäglichen Gebrauch versteht man unter einer galvanischen Zelle, die Kombination zweier Halbzellen (bei Metallen: Redoxpaare), die sich in einer Elektrolytlösung befinden. Die Elektroden können dabei über einen gemeinsamen Elektrolyten, jeweils verschiedene Elektrolyte (jeweils einen pro Halbzelle) oder über eine Verbindung (Ionenleiter) mit einem weiteren Elektrolyten.
Aufgrund ihres Aufbaus sind galvanische Zellen (mobile) elektrische Gleichspannungsquellen. Sie “versorgen” uns also mit elektrischer Energie. Ohne galvanische Zellen (Batterien, Akkus) könnte man sich ein alltägliches Leben nicht mehr vorstellen (z.B. zum Betrieb von Handys).
Die einfachste Kombination einer galvanischen Zelle ist, wenn zwei Metallstäbe in eine gemeinsame Elektrolytlösung tauchen. Eine einfache galvanische Zelle ist eine Kombination aus zwei Halbzellen, wobei jede Halbzelle aus einem Metall(stab) besteht, der in einer Metallsalzlösung des gleichen Metalls tauchen (z.B. Zinkstab in Zinksulfatlösung).
Das Prinzip einer galvanischen Zelle beruht darauf, dass unterschiedliche Metalle unterschiedliche Tendenz haben, Elektronen abzugeben (Elektronendruck bzw. Lösungsbestreben). Das Potential(differenz) einer galvanischen Zelle ist um so größer, je unterschiedliche die einzelnen Elemente in ihrem Bestreben sind, Elektronen abzugeben bzw. aufzunehmen.
Würde man nun zwei Metallstäbe in eine Elektrolytlösung tauchen, bildet sich ein Potential aus (elektrochemische Doppelschicht). Es stellt sich bald ein Gleichgewicht zwischen den beiden Phasen der Elektrode ein (Metallstab / Elektrolytlösung). Der Metallstab gibt Metallionen an die Elektrolytlösung ab, die Elektronen bleiben auf dem Metallstab zurück. Von der (durch die Metallionen angereicherte) Elektrolytlösung werden wieder Metallionen auf den Metallstab übertragen und dort entladen (=> Gleichgewicht). Verbindet man nun beide Elektroden miteinander über einen elektrischen Leiter, so können die Elektronen von dem einem Metallstab auf den anderen Metallstab übertragen werden. Daher läuft diese Elekrodenreakion, bis sich die Elektrode aufgelöst hat (theoretisch zumindest) . Dies ist der Grund, warum bei einer galvanischen Zelle die einzelnen Halbzellen auch räumlich voneinander getrennt sind.
Nun sind in einer galvanischen Zelle die zwei Elektroden über einen elektrischen Leiter verbunden. Wir würden nun zwar eine Potentialdifferenz messen, aber nur kurzfristig einen Stromfluss. Erklärt wird das nun anhand einer Zink/Kupfer-Zelle. Eine Halbzelle besteht aus einem Zinkstab und einer Lösung von Zinksulfat, die andere Halbzelle aus einem Kupferstab in einer Lösung aus Kupfersulfatlösung. Beide Metallstäbe sind leitend miteinander verbunden. Da das Zink unedler ist als Kupfer, ist der Elektronendruck /Lösungsbestreben von Zink größer. Das bedeutet, dass die Anzahl der Zinkionen, in der Zink/Zinksulfat-Halbzelle größer ist , als die Anzahl der Kupferionen in der Kupfer/Kupfersulfatlösung.
Durch die steigende Konzentration an Zinkionen in der Zinksulfatlösung lädt sich diese Lösung stark positiv auflädt. Aufgrund der coulombschen Wechselwirkungen wird es daher immer schwieriger, dass weitere Zinkionen (vom Zinkstab unter Elektronenabgabe) in Lösung gehen (positiv geladene Teilchen stoßen sich ab). Daher verbindet man die einzelnen Halbzellen, die voneinander räumlich getrennt sind über eine sogenannte Salzbrücke (auch als Ionenbrücke bezeichnet). Es handelt sich hierbei um einen Elektrolyten, der beide Elektrodenräume miteinander verbindet. Diese Salzbrücke bewirkt, dass zwischen den beiden Elektrodenräumen ein Ionenaustausch erfolgt. Dadurch wird verhindert, dass in einem Elektrodenraum die Elektrolytlösung zu stark aufgeladen wird und die Reaktionen hemmt.
Kurz-Schreibweise einer galvanischen Zelle
Eine galvanische Zelle besteht aus zwei Halbzellen (zwei Elektrodenräumen), die über eine Salzbrücke oder eine Membran (Diaphragma) voneinander getrennt sind. In der Kurzschreibweise wird die Salzbrücke durch den doppelten senkrechten Strich II dargestellt. Rechts und links von diesem doppelten Strich werden die beiden Halbzellen der galvanischen Zelle in Klammern dargestellt. In der Regel wird die sogenanante Anodenhalbzelle üblicherweise links vom doppelten Strich geschrieben.
Anmerkung:
Die Kombination zweier gleicher Metalle (gleiches Normalpotential) in der gleichen, aber unterschiedlich konzentrierten Ionenlösung ergibt ebenfalls ein galvanische Zelle (Nernst-Gleichung). Die Elektrode mit der geringeren Konzentration besitzt das niedrigere Potential und ist somit der Minuspol der Zelle. Diese galvanische Zelle bezeichnet man auch als Konzentrationselement
Eine Galvanische Zelle ist ein Apparat, in dem chemische Energie durch eine Redoxreaktion in elektrische Energie umgewandelt wird.
Eine galvanische Zelle bestehend aus zwei Elektroden, die in Elektrolytlösungen eingetaucht sind und über einen Salzsteg oder Ionenaustauscher miteinander verbunden sind.
An der Anode einer galvanischen Zelle findet eine Oxidation statt. Hierbei gibt das Metall Elektronen ab und wird zu Kationen.
An der Kathode findet eine Reduktion statt. Hierbei nehmen die Metallionen der Elektrolytlösung die Elektronen auf und werden zu Metallatomen.
Die Elektrodenpotential ist die Fähigkeit einer Elektrode, Elektronen aufzunehmen oder abzugeben. Es wird in Volt gemessen.
Die Nernst Gleichung zeigt den Zusammenhang zwischen dem Elektrodenpotential einer Halbzelle und der Konzentration der daran beteiligten Stoffe.
Bei einer galvanischen Zelle wird chemische in elektrische Energie umgewandelt, bei der Elektrolyse ist es umgekehrt: hier wird elektrische Energie in chemische Energie umgewandelt.
Sowohl galvanische Zellen als auch Brennstoffzellen wandeln chemische Energie in elektrische um. Der Unterschied liegt vor allem im Betriebsstoff: Brennstoffzellen nutzen gasförmige Reaktanten, bei galvanischen Zellen sind es in der Regel feste oder flüssige Stoffe.
Verändert man die Konzentration der Elektrolytlösung in der galvanischen Zelle, verändert sich das Elektrodenpotential und damit auch die Zellspannung.
Die galvanische Zelle findet Anwendung in Batterien und Akkus. Sie sorgen in vielen Geräten wie Handys, Laptops oder Autos für die nötige Energie.