Elektrochemie/Galvanische Zelle
-
Elektrochemie - Übersicht
Was du auf dieser Seite findest
Diese Seite ist die Übersicht zum Kapitel Elektrochemie der Kursstufe (Baden-Württemberg). Du findest hier alle Themen von den freiwillig ablaufenden Redoxreaktionen über galvanische Zellen, Standardelektrodenpotential und die Nernst-Gleichung bis hin zur Elektrolyse – direkt verlinkt und mit kurzen Beschreibungen.
Grundlagen aus der 9. Klasse
Oxidation, Reduktion, Elektronenübertragung und Oxidationszahlen hast du bereits in der 9. Klasse kennengelernt: → Redoxreaktionen (Kl. 9) · → Oxidationszahlen
Elektrochemie I – Themen im Überblick
Kapitel 1
Freiwillig ablaufende Redoxreaktionen
Elektronenübertragung · Redoxpaare · Grundbegriffe
Kapitel 1.2
Erstellung einer Redoxreihe
Reaktionsfreudigkeit · edle und unedle Metalle
Kapitel 2
Galvanische Zellen · Daniell-Element
Halbzellen · Elektroden · metallische Bindung
Kapitel 2.2
Standardelektrodenpotential & NHE
Normalwasserstoffelektrode · Normalpotentiale
Kapitel 2.5
Elektrochemische Spannungsreihe
Standardpotentiale · EMK-Berechnung · Anwendung
Kapitel 2.7
Nernst-Gleichung
Konzentrationsabhängigkeit des Elektrodenpotentials
Kapitel 3
Elektrolyse
Erzwungene Redoxreaktionen · Zersetzungsspannung
Elektrochemie II – Anwendungen
Kapitel 4.1
Volta-Element
Historische galvanische Zelle · Polarisation
Kapitel 4.2
Bleiakkumulator
Aufladbare Zelle · Lade- und Entladevorgang
Kapitel 4.3
Brennstoffzelle
H₂/O₂-Zelle · Wasserstofftechnologie
Kapitel 4.7
Korrosion & Korrosionsschutz
Rosten · Sauerstoffkorrosion · → Schutzmaßnahmen
Vollständige Inhaltsübersicht
1 Freiwillig ablaufende Redoxreaktionen
- 1.1 Wiederholung bekannter Begriffe und Definitionen | → Teil B
- 1.2 Erstellung einer Redoxreihe | → Wiederholung Oxidationszahlen
- 1.3 Stellung des Redoxpaares (½ H₂ / H⁺ + 1 e⁻) in der Redoxreihe
- 1.4 Weitere Redoxreaktionen
2 Elektrochemische (Galvanische) Zellen
- 2.1 Daniell-Element
- 2.1a Metallische Bindung
-
2.2 Standardelektrodenpotential und NHE
- 2.2.1 Standardwasserstoffhalbzelle (Normalwasserstoffelektrode, NHE)
- 2.2.2 Standardelektrodenpotential von Zink
- 2.3 Festlegung für das Vorzeichen der Standardelektrodenpotentiale (Normalpotentiale)
- 2.4 Die elektromotorische Kraft (EMK)
- 2.5 Elektrochemische Spannungsreihe
- 2.6 Konzentrationszelle
- 2.7 Nernst-Gleichung
3 Elektrolyse
- 3.1 Elektrolyse einer Zinkbromid-Lösung (Zinkiodid)
- 3.2 Elektrolyse einer Kupfer(II)-chloridlösung
- 3.3 Zersetzungsspannung
4 Anwendungen (Elektrochemie II)
- 4.1 Volta-Element
- 4.2 Bleiakkumulator
- 4.3 Brennstoffzelle
- 4.4 Weitere Batterien | → Alkali-Mangan-Batterie
- 4.5 Akkumulatoren
- 4.6 Herstellung von Stoffen (erzwungene Redoxreaktionen) | → Raffination von Kupfer
- 4.7 Korrosion
Auf einen Blick – die wichtigsten Aussagen
Galvanische Zelle
In einer galvanischen Zelle läuft eine freiwillige Redoxreaktion ab. Das unedlere Metall wird oxidiert (Anode, Minuspol), das edlere Metall wird reduziert (Kathode, Pluspol).
Standardelektrodenpotential
Das Standardelektrodenpotential E° wird gegen die Normalwasserstoffelektrode (NHE) gemessen. Die EMK einer Zelle ergibt sich aus E°(Kathode) − E°(Anode).
Nernst-Gleichung
Die Nernst-Gleichung beschreibt, wie das Elektrodenpotential E von der Konzentration der Ionen abhängt: E = E° + (RT / nF) · ln([Ox]/[Red]).
Elektrolyse
Bei der Elektrolyse werden Redoxreaktionen durch elektrischen Strom erzwungen. Anode: Oxidation · Kathode: Reduktion – umgekehrt zur galvanischen Zelle.
Häufige Fragen – Elektrochemie
Was ist der Unterschied zwischen einer galvanischen Zelle und der Elektrolyse?
In einer galvanischen Zelle läuft eine thermodynamisch freiwillige Redoxreaktion ab – die Zelle erzeugt elektrischen Strom. Bei der Elektrolyse dagegen wird eine nicht-freiwillige Redoxreaktion durch von außen angelegten Strom erzwungen. In beiden Fällen gilt: An der Anode findet Oxidation, an der Kathode Reduktion statt – allerdings ist die Anode bei der galvanischen Zelle der Minuspol, bei der Elektrolyse der Pluspol. Mehr dazu: → Elektrolyse
Wie berechnet man die EMK (elektromotorische Kraft) einer elektrochemischen Zelle?
Die EMK (elektromotorische Kraft) einer galvanischen Zelle ergibt sich aus der Differenz der Standardelektrodenpotentiale beider Halbzellen: EMK = E°(Kathode) − E°(Anode). Das Metall mit dem höheren E°-Wert bildet die Kathode (Pluspol), das mit dem niedrigeren die Anode (Minuspol). Beispiel: Cu/Zn-Daniell-Element: EMK = +0,34 V − (−0,76 V) = 1,10 V. Details: → EMK
Was besagt die Nernst-Gleichung?
Die Nernst-Gleichung beschreibt die Abhängigkeit des Elektrodenpotentials E von der Konzentration der beteiligten Ionen: E = E° + (RT / nF) · ln([Ox]/[Red]), wobei R die universelle Gaskonstante (8,314 J·mol⁻¹·K⁻¹), T die Temperatur in Kelvin, n die Anzahl der übertragenen Elektronen und F die Faraday-Konstante (96 485 C·mol⁻¹) ist. Bei 25 °C vereinfacht sich das zu: E = E° + (0,0592 V / n) · lg([Ox]/[Red]). Mehr dazu: → Nernst-Gleichung
Warum wird Zink im Daniell-Element als Minuspol bezeichnet?
Zink hat ein niedrigeres Standardelektrodenpotential (E° = −0,76 V) als Kupfer (E° = +0,34 V). Zink ist das unedlere Metall und gibt leichter Elektronen ab (Oxidation). Die Zinkelektrode ist daher die Anode und gleichzeitig der Minuspol der galvanischen Zelle. Die Elektronen fließen über den äußeren Stromkreis zur Kupferelektrode (Kathode, Pluspol), wo Cu²⁺-Ionen reduziert werden.
Was versteht man unter der elektrochemischen Spannungsreihe?
Die elektrochemische Spannungsreihe (auch: Spannungsreihe der Metalle) ordnet Redoxpaare nach ihrem Standardelektrodenpotential E°, gemessen gegen die NHE bei Standardbedingungen (25 °C, 1 mol/L, 1 bar). Unedle Metalle (kleine E°-Werte, z. B. Li, K, Mg, Zn) stehen oben, edle Metalle (große E°-Werte, z. B. Cu, Ag, Au) unten. Mit ihr lässt sich ablesen, welche Redoxreaktionen freiwillig ablaufen und wie groß die EMK einer Zelle ist. Details: → Elektrochemische Spannungsreihe
Lernkarten – Elektrochemie
Klicke auf eine Karte, um die Antwort zu sehen.
1Was bedeutet „Oxidation" und „Reduktion" im Kontext der Elektrochemie?
Oxidation = Elektronenabgabe (an der Anode).
Reduktion = Elektronenaufnahme (an der Kathode).
Eselsbrücke: OIL RIG – Oxidation Is Loss, Reduction Is Gain.2Was ist das Standardelektrodenpotential E° und wie wird es gemessen?
E° ist das Potential einer Halbzelle gegenüber der Normalwasserstoffelektrode (NHE) bei Standardbedingungen (25 °C, 1 mol/L, 1 bar).
NHE: E° = 0,00 V (Referenz).3Nenne die Vorzeichen-Regel für Anode und Kathode bei galvanischer Zelle vs. Elektrolyse.
Galvanische Zelle:
Anode = Minuspol (−) | Kathode = Pluspol (+)
Elektrolyse:
Anode = Pluspol (+) | Kathode = Minuspol (−)4Was beschreibt die Nernst-Gleichung? Gib die Formel für 25 °C an.
Abhängigkeit des Potentials E von der Konzentration:
E = E° + (0,0592 V / n) · lg([Ox] / [Red])
n = Anzahl der übertragenen Elektronen
Bei [Ox] = [Red]: E = E°5Berechne die EMK des Daniell-Elements:
Cu²⁺/Cu: E° = +0,34 V | Zn²⁺/Zn: E° = −0,76 VKathode (Pluspol): Cu²⁺/Cu, E° = +0,34 V
Anode (Minuspol): Zn²⁺/Zn, E° = −0,76 V
EMK = E°(Kathode) − E°(Anode)
= 0,34 V − (−0,76 V) = 1,10 VWeiter im Kapitel Elektrochemie
→ Kapitel 1: Freiwillig ablaufende Redoxreaktionen → Elektrochemie II: Anwendungen
🔁 Grundlagen: Redoxreaktionen (Kl. 9) · Oxidationszahlen (Kl. 9)
📚 Weitere Kapitel der Kursstufe: Energetik & Thermodynamik · Gleichgewichtsreaktionen