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Elektrolyt
Oft wird mit Elektrolyt auch das feste oder flüssige Material bezeichnet, das die beweglichen Ionen enthält. Die elektrische Leitfähigkeit solcher Ionenleiter …
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Grundbegriff und Bedeutung
Ein Elektrolyt ist eine chemische Verbindung, die im festen, flüssigen oder gelösten Zustand in Ionen dissoziiert ist. Ionen sind elektrisch geladene Teilchen. Unter dem Einfluss eines elektrischen Feldes bewegen sie sich gerichtet. Häufig bezeichnet man mit Elektrolyt auch das feste oder flüssige Material, das diese beweglichen Ionen enthält.
Elektrolyte leiten elektrischen Strom durch Ionenbewegung. Ihre elektrische Leitfähigkeit ist geringer als die von Metallen, bei denen Elektronen die Ladung tragen. Deshalb heißen Elektrolyte auch Leiter 2. Klasse. Leiter 1. Klasse sind Stoffe mit Elektronen als Ladungsträgern. Wenn ein Leiter 1. Klasse mit einem Ionenleiter in Kontakt steht, spricht man von Elektroden. An den Grenzflächen zwischen Elektrode und Elektrolyt können elektrochemische Reaktionen stattfinden, besonders wenn Strom fließt.
Für lebende Organismen sind Elektrolyte lebenswichtig, vor allem für den Wasserhaushalt. Ein Elektrolytmangel kann schwere, teils lebensbedrohliche Hitzeschäden verursachen. Er tritt oft zusammen mit Flüssigkeitsmangel auf, etwa bei Durchfallerkrankungen.
Arten von Elektrolyten
Im weitesten Sinn sind Elektrolyte Stoffe, die zumindest teilweise als Ionen vorliegen. Man unterscheidet gelöste Elektrolyte, Festkörper sowie starke und schwache Elektrolyte.
Starke Elektrolyte werden beim Lösen vollständig in Ionen gespalten. Ein Beispiel ist Natriumchlorid. Schwache Elektrolyte dissoziieren in Lösung nur teilweise; ein Beispiel ist Essigsäure.
Ein echter Elektrolyt besteht im festen Zustand aus Ionenkristallen und leitet in Schmelze oder Lösung den elektrischen Strom. In besonderen Fällen kann er auch als Feststoff Strom leiten. Beispiele für die Dissoziation echter Elektrolyte sind:
NaCl_(s) → Na^+(aq) + Cl^-(aq)
NaOH_(s) → Na^+(aq) + OH^-(aq)
Potentielle Elektrolyte bestehen ungelöst aus elektrisch neutralen Molekülen mit halbpolaren bis homöopolaren Bindungen und hohem Dipolmoment. Zu ihnen gehören fast alle schwachen Elektrolyte und starke Säuren. Sie leiten wegen ihrer geringen Eigendissoziation meist auch im geschmolzenen Zustand praktisch keinen Strom. Die Ionen entstehen erst durch Reaktion mit dem Lösungsmittel, daher zeigt sich eine erhöhte Leitfähigkeit erst in Lösung. Beispiele sind:
HCl_(g) + H2O → Cl^-(aq) + H3O^+(aq)
CH3COOH + H2O → CH3COO^- + H3O^+
Die wichtigsten Elektrolyte sind demnach Säuren, Basen und Salze.
Flüssige und feste Elektrolyte
Elektrolyte im Sinn von Ionenleitern brauchen bewegliche Ionen. Deshalb sind alle Flüssigkeiten Elektrolyte, wenn sie Ionen enthalten. Zu flüssigen Elektrolyten gehören Salzschmelzen, ionische Flüssigkeiten und flüssige Lösungen von Ionen.
Salzschmelzen und ionische Flüssigkeiten bestehen im Regelfall nur aus Ionen, können aber gelöste Moleküle enthalten. Bei wässrigen oder organischen Elektrolytlösungen ist es umgekehrt: Das Lösungsmittel besteht aus Molekülen, und die Ionen sind darin gelöst. Eine Elektrolytlösung kann entstehen, indem vorhandene Ionen gelöst werden, oder durch eine chemische Reaktion, bei der Ionen gebildet werden. Ein Beispiel ist eine Säure-Base-Reaktion beim Lösen von Chlorwasserstoff oder Ammoniak in Wasser.
Informationen über die translatorische Beweglichkeit von Ionen in einer Elektrolytlösung, etwa den Diffusionskoeffizienten oder die Beweglichkeit μ im elektrischen Feld, erhält man mit Feldgradienten-NMR-Methoden. μ kann auch mit der klassischen Methode der bewegten Grenzfläche, englisch moving interface, gemessen werden.
Auch Festkörper können bewegliche Ionen enthalten. Bei hohen Temperaturen werden in ionischen Festkörpern Ionen beweglich. Es gibt aber auch feste Elektrolyte, die bei Raumtemperatur oder nur wenig erhöhten Temperaturen verwendet werden können. Dazu gehören Polymerelektrolyt-Membranen in manchen Brennstoffzellen. Sie bestehen aus einem Kunststoffgerüst mit ionischen Seitengruppen. Wichtige Ionenleiter sind zum Beispiel manche Natriumaluminate.
Festelektrolyte werden außer in Brennstoffzellen auch in Sensoren eingesetzt. Ein Beispiel ist die Lambdasonde. Sie enthält ein Elektrolyt, das Sauerstoffionen leitet, etwa YSZ, yttria stabilized zirconia, eine Mischung aus Zirkoniumdioxid ZrO2 und Yttriumoxid Y2O3. Auch die um 1900 verwendete Nernstlampe nutzte solche Festelektrolyte.
Elektrolyte im Körper
Biologische Elektrolyte sind für Zellen unentbehrlich. Die wichtigsten Ionen bei Tieren, auch Blutsalze genannt, sind Natrium, Kalium, Calcium, Magnesium, Chlorid, Phosphat und Hydrogencarbonat. Bei Pflanzen kommen zusätzlich Nitrate besonders hinzu. Diese Ionen befinden sich im Zytosol, also der Flüssigkeit im Zellinneren.
Sie sind wichtig für Zellfunktionen, Reizleitung und das Membranpotential. Das Membranpotential ist eine elektrische Spannung über der Zellmembran. Weitere Ionen sind als Spurenelemente notwendig, aber die genannten Ionen sind besonders wichtig für das Elektrolytgleichgewicht der Zelle. Sie regulieren den osmotischen Druck, also den Druck, der durch unterschiedliche Konzentrationen gelöster Teilchen entsteht.
Die physiologischen Funktionen und Konzentrationen unterscheiden sich je nach Ion und Körperraum. Natrium ist wichtig für die extrazelluläre Osmolarität und das Aktionspotential; seine Konzentration beträgt intrazellulär 15 mmol/l, interstitiell 143 mmol/l und im Plasma 141 mmol/l. Kalium bestimmt die intrazelluläre Osmolarität und das Ruhemembranpotential; seine Konzentration beträgt intrazellulär 140 mmol/l, interstitiell 4 mmol/l und im Plasma 4 mmol/l. Calcium wirkt als second Messenger und ist am Knochenumbau beteiligt; seine Konzentrationen sind 0,0001 mmol/l intrazellulär, 1,3 mmol/l interstitiell und 2,5 mmol/l im Plasma. Magnesium beeinflusst die zelluläre Erregbarkeit; seine Werte sind 15, 0,7 und 1 mmol/l.
Bei den Anionen hat Hydrogencarbonat eine wichtige Rolle im Säure-Basen-Haushalt, mit Konzentrationen von 15 mmol/l intrazellulär, 28 mmol/l interstitiell und 25 mmol/l im Plasma. Phosphat dient als intrazellulärer Puffer und liegt bei 60, 1 und 1 mmol/l. Chlorid liegt bei 8, 115 und 103 mmol/l, Sulfat bei 10, 0,5 und 0,5 mmol/l, organische Säuren bei 2, 5 und 4 mmol/l.
Wasserhaushalt und Störungen
Schon frühe Einzeller ließen reines Wasser relativ frei durch ihre Zellmembranen fließen, regulierten aber ihren Elektrolytgehalt streng. Dabei nutzten sie die konstanten Konzentrationen im Meerwasser als äußeres Milieu. Zellen landlebender Mehrzeller, einschließlich des Menschen, arbeiten weiterhin nach diesem Prinzip, haben aber kein Meerwasser als Umgebung. Der Organismus muss deshalb die Konzentrationen in der extrazellulären Flüssigkeit, dem inneren Milieu, konstant halten. Dies geschieht durch Aufnahme über Essverhalten und Resorption im Darm sowie durch Ausscheidung und Rückresorption in der Niere.
Weil Wasser frei passieren kann, richtet sich seine Verteilung nach osmotisch aktiven Substanzen. Der größte Teil davon sind Elektrolyte. Unterschiedliche osmotische Konzentrationen erzeugen unterschiedliche osmotische Drücke und treiben Wasser in Richtung der höheren Osmolarität. Die Osmolarität beträgt im menschlichen Körper intrazellulär wie extrazellulär etwa 300 mosmol/l. Sie wird durch die Steuerung von Wasseraufnahme und Wasserausscheidung konstant gehalten. Der Natriumbestand bestimmt das Volumen der extrazellulären Flüssigkeit und damit auch das Blutvolumen. Dessen Konstanthaltung ist für die Kreislaufstabilität besonders wichtig.
Bei starkem Schwitzen oder Durchfall verliert man viel Salz und Wasser. Dann reicht es nicht, nur Wasser zuzuführen. Wasser ohne Salz senkt die Osmolarität, sodass der Körper es zur Wahrung der Osmohomöostase wieder ausscheidet. Klinisch werden bei Volumenmangel Vollelektrolytlösungen infundiert. Sportgetränke, die mit Isotonie werben, sind meist nicht geeignet, einen echten Volumenmangel zu beheben. Ihre Osmolarität entsteht im Wesentlichen durch Zucker, der durch die Blutzuckerregulation schnell aus dem Blut entfernt wird, sodass eine hypotone Lösung zurückbleibt. Zugleich ist nach Schweißverlust auch kein isotones Getränk notwendig, weil über Schweiß mehr Wasser als Salz verloren geht.
Störungen von Hormonen oder Organen, die an der Elektrolythomöostase beteiligt sind, führen zu charakteristischen Elektrolytstörungen. Wenn eine ursächliche Behandlung nicht möglich ist, können sie durch Infusion geeigneter Lösungen, Diuretika, Nahrungsergänzungsmittel oder das Meiden bestimmter Lebensmittel behandelt werden. Die mächtigste Therapie ist die Dialyse.
Technische Anwendungen
Eine wichtige technische Anwendung von Elektrolyten ist die Elektrolyse, also die chemische Umwandlung durch elektrischen Strom. Dazu gehört auch die Galvanik, bei der mithilfe elektrochemischer Vorgänge Metallschichten abgeschieden werden.
Elektrolyte sind außerdem notwendige Bestandteile von Batterien, Akkumulatoren und Elektrolytkondensatoren. Die Elektrolytkonzentration ist für elektrochemische Vorgänge wichtig; im Artikel wird dazu auf die Nernst-Gleichung verwiesen. Der Begriff Elektrolyt wurde von Michael Faraday geprägt; dazu wird auf die Faradayschen Gesetze verwiesen.
In der Galvanik werden viele verschiedene Elektrolyte eingesetzt, unter anderem 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 und Zinnelektrolyte.
