Elektrolyt

Als Elektrolyt (Maskulinum, von gr. ἤλεκτρον elektron, „Bernstein“ i. ü. S. „elektrisch“ und λυτικός lytikós, „auflösbar“) bezeichnet man eine chemische Verbindung, die im festen, flüssigen oder gelösten Zustand in Ionen dissoziiert ist und die sich unter dem Einfluss eines elektrischen Feldes gerichtet bewegt. Oft wird mit Elektrolyt auch das feste oder flüssige Material bezeichnet, das die beweglichen Ionen enthält. Die elektrische Leitfähigkeit solcher Ionenleiter ist geringer, als es für Metalle typisch ist. Sie werden deshalb als Leiter 2. Klasse bezeichnet.

Leiter 1. Klasse (mit Elektronen als Ladungsträgern) im Kontakt mit einem Ionenleiter heißen Elektroden. An den Grenzflächen treten elektrochemische Reaktionen auf, insbesondere bei Stromfluss.

Einteilung

Elektrolyte sind im weitesten Sinne Stoffe, die zumindest teilweise als Ionen vorliegen. Man unterscheidet dabei in

• gelöste Elektrolyte
  • starke Elektrolyte, die vollständig in Ionen gespalten werden, wenn sie gelöst werden, wie zum Beispiel Kochsalz.
  • schwache Elektrolyte, die nur zum Teil in Lösung dissoziieren, wie zum Beispiel Essigsäure.

Zur Leitfähigkeit von gelösten Elektrolyten siehe Elektrolytische Leitfähigkeit.

• Festkörper
  • 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)

• Bei einem potentiellen Elektrolyt dagegen entstehen die Ionen erst durch die Reaktion mit dem Lösungsmittel.

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 Regelfall 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. Informationen über die translatorische Beweglichkeit von Ionen in der Elektrolytlösung, wie deren Diffusionskoeffizient oder deren Beweglichkeit $\mu$ im elektrischen Feld, kann man über Feldgradienten-NMR-Methoden erhalten. Die Messung von $\mu$ kann aber auch mit der "klassischen Methode" der "Bewegten Grenzfläche" (moving boundary) erfolgen

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 beispielsweise manche Natriumaluminate. Neben der Anwendung in Brennstoffzellen sind Festelektrolyte auch in Sensoren wichtig, etwa der Lambdasonde, die ein Elektrolyt enthält, das 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 Zytosol 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.

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.

Galvanische Elektrolyte

In der Galvanik werden folgende Elektrolyte verwendet.

• 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

Literatur

• Carl H. Hamann, Wolf Vielstich: Elektrochemie I: Elektrolytische Leitfähigkeit, Potentiale, Phasengrenzen. 2. Auflage. VCH Verlagsgesellschaft mbH, Oldenburg und Bonn 1985, ISBN 3-527-21100-4.

Siehe auch

• Galvanische Zelle
• Elektrolytdatenbank Regensburg
• Tyrode-Lösung
• Molare Leitfähigkeit