Redoxgleichungen leitet man her, indem man die Gesamtreaktion in einen Reduktions- und einen Oxidationsteil zerlegt. Dass diese Zerlegung nicht nur formale Bedeutung hat, sondern auch praktische, zeigt die Chemie der Elektrolyse und der galvanischen Elemente. Hier verlaufen die Reduktion und Oxidation an getrennten Orten ab. Der Elektronenfluss wird über einen äußeren Leiter geführt und kann im Fall der Galvanischen Elemente zur Gewinnung von elektrischer Energie dienen.

Elektrolyse und galvanische Elemente sind somit zwei Seiten einer Medaille (-> Bild). Bei der Elektrolyse erzwingt man ein Potential, das beim Betrieb als galvanische Zelle wieder abgebaut wird. Dies verdeutlicht die Abb. für den Bleiakkumulator:

Bild: Schematisches Redoxpotentialsystem des Bleiakkumulators.

Es gibt drei Gruppen von galvanischen Elementen: Batterien, Akkumulatoren und Brennstoffzellen.

1. Batterien
Batterien sind galvanische Elemente, die chemische Energie direkt in elektrische Energie umwandeln. Das Potential bestimmter Redox-Reaktionen wird zur Erzeugung von Strom genutzt.

Schaltet man einen Kupfer- gegen einen Eisenstab, die beide jeweils in ihre Salzlösungen getaucht werden, so baut sich zwischen beiden Elektroden eine Spannung auf (-> Bild). Verbindet man sie, so fließt ein Strom. Dabei beobachtet man, dass sich Kupfer aus der Kupfersalzlösung auf der Kupferelektrode niederschlägt: Pluspol, während sich gleichzeitig die Eisenelektrode auflöst. Wir haben es hier mit einer einfachen Batterie zu tun.

Bild: Galvanisches Element (Cu/Fe)

2. Akkumulatoren
Wenn der spannungsliefernde Vorgang reversibel ist, spricht man von Akkumulatoren. Ein modernes Beispiel ist die neue, im Gegensatz zum Bleiakkumulator sehr leichte Natrium-Schwefel-Zelle , bei der die nach rechts ablaufende Redoxreaktion bei höherer Temperatur Strom liefert:

Die Rückreaktion kann man erzwingen, indem man eine äußere Spannung anlegt. Dies geschieht durch Elektrolyse.

3. Brennstoffzellen
Nutzt man Oxidationsprozesse aus, die normalerweise als Verbrennungen ablaufen, so erhält man die Brennstoffzelle wie z. B. die Knallgaszelle:

2 H₂ + O₂ ——> 2 H₂O + Energie

In einem Elektrolyten befinden sich zwei Edelmetallelektroden, die durch ein Diaphragma getrennt sind. Man leitet über die eine Elektrode Wasserstoffgas, über die andere Sauerstoff. Es finden die bekannten Redoxreaktionen statt:

Anode (Oxidation): 2 H₂ ——> 4 H⁺ + 4 e¯ (Minuspol)
Kathode (Reduktion): O₂ + 2 H₂O + 4 e¯ ——> 4 OH¯ (Pluspol)

Die Edelmetallelektroden spielen die Rolle eines Redox-Katalysators. Elektrolyt ist im allgemeinen Kalilauge. Damit werden auch die Protonen weggefangen, die den Fortgang des Prozesses hemmen.

Als Reduktionsmittel eignen sich auch Kohlenwasserstoffe, Methanol und Ethanol.

Problematisch ist bei Brennstoffzellen vor allem die Entwicklung guter Katalysatoren, die Redoxprozesse auch mit ungeladenen Molekülen von Reduktionsmitteln ermöglichen.

Auch bei den Brennstoffzellen liegen Elektrolyse und Betrieb eines galvanischen Elements eng zusammen: z. B. gewinnt man das Reduktionsmittel Wasserstoff durch Elektrolyse von Wasser und lässt es in der Brennstoffzelle wieder zu Wasser reagieren.

Bild: Elektrolyse und galvanisches Element als umkehrbares System

Text und Bilder entnommen aus: [3, Kap. 13.8]