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Galvanisches Element und Nernstgleichung

Donator-Akzeptor
Redox-Reaktionen-Konzept

Galvanisches Element (Daniell-Element) 

Als galvanische Elemente bezeichnet man elektrochemische Zellen, die spontan, d.h. ohne äußeren Zwang, Strom aus chemischer Energie liefern. Der allgemeine Aufbau ist zwei Halbzellen, die über eine Salzbrücke miteinander verbunden sind. Die Halbzellen an sich bestehen aus unterschiedlichen Elektroden, die in einer Elektolytlösung eingetaucht sind. Die Elektrolytlösungen müssen die Ionen des Stoffes aus der die Elektroden bestehen enthalten.

Beispiel: Bleielktrode: Pb; somit muss die Elektrolytllösung aus Pb2+-Ionen bestehen.

So kann sich in jeder Habzellen ein charakteristisches Redoxgleichgewicht (=Elektrodenpotenzial) zwischen der Elektrode und den Ionen in Lösung einstellen. 

Zur Messung des Strom wird ein Verbraucher (V) zwischen die Elektroden geschaltet und der Stromfluss wird in Form einer Spannung in Volt (V) detektiert. Dieser entspricht dem Elektronenfluss zwischen den zwei verschiedenen Elektroden. Dabei fließen die Elektronen hier IMMER von der Anode (Minuspol) zur Kathode (Pluspol)! Welche Elektrode die Anode bzw. Kathode bildet, stellt sich spontan durch schließen des Stromkreises (Salzbrücke) ein. Dabei bildet spontan die unedlere Elektrode die Anode und die edlere Elektrode die Kathode.

image
Grundaufbau des galvanischen Elements: Zwei Halbzellen

Das DANIELL-Element ist eine spezielles Galvanisches-Element und besteht aus einer Zink- und einer Kupferhalbzelle. Beide sind mit einem feuchten Filterpapier verbunden, damit der Stromkreis geschlossen ist. In das linke Becherglas taucht ein blankes Zinkblech. Das Becherglas ist mit einer einmolaren Zinksulfat-Lösung gefüllt. Die rechte Halbzelle ist mit einer einmolaren Kupfer(II)sulfat-Lösung gefüllt und mit einem Kupferblech versehen. Wird ein Verbraucher zwischen die zwei Bleche angeschlossen, so stellt man fest, dass die blaue Kupferlösung langsam ihre Farbe verliert, d.h. die Konzentration an Cu2+-Ionen sinkt. Am Kupferblech lagert sich elementares Kupfer an, welches vorher in der Lösung war. In der Zinkhalbzelle ist es umgekehrt. Elementares Zink aus dem Blech geht in Lösung, wobei es seine Elektronen abgibt. Diese Batterie liefert ca. 1 V, d.h. das Cu/Cu2+-Potenzial liegt ca. 1V über dem der Zn/Zn2+-Halbzelle. Folgende chemische Reaktionen laufen ab.

Anode:               Zn →Zn2+ + 2 e-

Kathode:             Cu2+ + 2 e- → Cu

Merke

Für Galvanische-Elemente gilt:

An der Anode findet die Oxidation statt. (Hilfe: OMA = Oxidation, Minuspol, Anode)

An der Kathode findet die somit die Reduktion statt und sie bildet den Pluspol.

Video: Galvanisches Element und Nernstgleichung

Galvanisches Element, Aufbau, Standardelektrodenpotential, Nernstgleichung, Konzentrationszelle

Auch das Redoxpotenzial von Nichtmetallen wie Chlor, Sauerstoff oder Wasserstoff kann in einer Gaselektrode gegen die bekannten Metalle gemessen werden. Die sogenannte Wasserstoffhalbzelle (auch Standardwasserstoffelektrode) ist von besonderer Bedeutung, da alle tabellierten Werte die Spannung wiedergeben, welche in Kombination mit der Wasserstoffhalbzelle entstehen. Sie besteht aus einer einmolaren Säure, in die ein feines Platinnetz gehängt ist. Dieses ist von Wasserstoffgas umströmt, sodass die Platinelektrode mit H2 und mit H+ in Kontakt ist. Die Wasserstoffhalbzelle kann damit als Anode und als Kathode fungieren.

image
Normal-Wasserstoff-Elektrode: Aufbau und Konstruktion
  • Als Anode:         H2 →2 H+ + 2 e-
  • Als Kathode:      2 H+ + 2 e- → H2

Verbunden mit einer Kupferhalbzelle reagiert sie als Anode.

  • Oxidation:          H2  → 2 H+ + 2 e-
  • Reduktion:         Cu2+ + 2 e- → Cu

Diese Zelle liefert ca. 0,3 V.

Jedes Redoxpaar besitzt auch ein stoffspezifisches Potential. Unter Standardbedingungen (25 °C, 1 bar, 1 mol/L) werden diese Standardredoxpotenziale E0 genannt. Ein Spannungsunterschied kann nur zwischen zwei Zellen gemessen werden, deshalb werden alle tabellierten Potenziale eines Redoxpaares im Vergleich zur Wasserstoffhalbzelle angegeben

Standardredoxpotenziale E0 bei 25 °C, 1013 mbar und 1 mol/L

Li+ + e- --> Li(s)

-3,04 V

Na+ + e- --> Na(s)

-2,71 V

Mg(OH)2+ 2 e- --> Mg(s) + 2 OH-

-2,63 V

Mg2+ + 2 e- --> Mg(s)

-2,36 V

H2(g) + 2 e---> 2 H-

-2,24 V

Al3+ + 3 e- --> Al(s)

-1,66 V

SO42- + H2O + 2 e- -->  SO32- + 2 OH-

-0,94 V

Zn2+ + 2 e- --> Zn(s)

-0,76 V

S(s) + 2 e- --> S2-

-0,50 V

Fe2+ + 2 e- --> Fe(s)

-0,41 V

Cd2+ + 2 e- --> Cd(s)

-0,40 V

PbSO4(s) + 2 e- --> Pb(s) + SO42-

-0,36 V

Ni2+ + 2 e- --> Ni(s)

-0,23 V

Sn2+ + 2 e- --> Sn(s)

-0,14 V

Pb2+ + 2 e- --> Pb(s)

-0,13 V

Fe3+ + 3 e- --> Fe(s)

-0,02 V

HCOOH + 2 H+ + 2 e- --> HCHO + H2O

0,00 V

2 H+ + 2 e- --> H2(g)

0,00 V

S4O62- + 2 e- --> 2 S2O32-

0,08 V

CH3-CHO + 2H+ + 2e- --> CH3-CH2-OH

0,21 V

2 SO42- + 10 H+ + 8 e- --> S2O32- + 5 H2O

0,29 V

Cu2+ + 2 e- --> Cu(s)

0,35 V

O2(g) + 2 H2O + 4 e- --> 4 OH-

0,40 V

J2 + 2 e- --> 2 J-

0,54 V

O2(g) + 2 H+ 2 e- --> H2O2

0,68 V

Fe3+ + e- --> Fe2+

0,77 V

Ag+ + e- --> Ag(s)

0,80 V

NO3- + 4 H+ + 3 e- --> NO(g) + 2 H2O

0,96 V

Br2(l) + 2 e- --> 2 Br-

1,07 V

JO3- + 6 H+ + 6 e- --> J- + 3 H2O

1,09 V

Pt2+ + 2 e- --> Pt(s)

1,20 V

O2(g) + 4 H+ + 4 e- --> 2 H2O

1,23 V

MnO2(s) + 4 H+ + 2 e- --> Mn2+ + 2 H2O

1,28 V

Cl2(g) + 2 e- --> 2 Cl-

1,36 V

Cr2O72- + 14 H+ + 6 e- --> 2 Cr3+ + 7 H2O

1,36 V

BrO3- + 6 H+ + 6 e- --> Br- + 3 H2O

1,44 V

PbO2(s) + 4 H+ + 2 e- --> Pb2+ + 2 H2O

1,46 V

Au3+ + 3 e- --> Au(s)

1,50 V

MnO4- + 8 H+ + 5 e- --> Mn2+ + 4 H2O

1,52 V

PbO2(s) + 4 H+ + SO42- + 2 e- --> PbSO4 + 2 H2O

1,69 V

H2O2 + 2 H+ + 2 e- -->2 H2O

1,78 V

S2O82- + 2 e- --> 2 SO42-

2,06 V

O3 + 2 H+ 2e- --> O2 + H2O

2,07 V

F2(g) + 2 H+ + 2 e- --> 2 HF

3,03 V

Potentialberechnung

Video: Galvanisches Element und Nernstgleichung

Galvanisches Element, Aufbau, Standardelektrodenpotential, Nernstgleichung, Konzentrationszelle

Merke

Potentialberechnung: E  = E0(Kathode) – E0(Anode)

•       E negativ, läuft nicht ab

•       E positiv, läuft ab

Nernstsche Gleichung und die Konzentrationshalbzelle

Bisher wurden nur Zellen bei 25 °C behandelt und die Lösungen hatten stets eine Konzentration von einem Mol pro Liter. Wenn diese Bedingungen nicht erfüllt sind (z.B. Natrium-Schwefel-Akkumulator bei 300 °C), stimmen auch die Standardpotentiale nicht mit den real gemessenen Werten überein; die Halbzelle bezeichnet man bei der Abweichung der Konzentration von einem Mol pro Liter als Konzentrationshalbzelle. Die nernstsche Gleichung beschreibt die korrekten Elektrodenpotentiale bei nicht standardisierten Bedingungen.

Für eine beliebige Reaktion gilt:

Ox + z e- Red      z. B.       Fe3+ + e- Fe2+             

image
Multiple-Choice
Wann wird die Nernst-Gleichung eingesetzt?
0/0
Lösen

Hinweis:

Bitte kreuzen Sie die richtigen Aussagen an. Es können auch mehrere Aussagen richtig oder alle falsch sein. Nur wenn alle richtigen Aussagen angekreuzt und alle falschen Aussagen nicht angekreuzt wurden, ist die Aufgabe erfolgreich gelöst.

Vorstellung des Online-Kurses Anorganische ChemieAnorganische Chemie
Dieser Inhalt ist Bestandteil des Online-Kurses

Anorganische Chemie

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  • Stoffe und Stoffeigenschaften
    • Einleitung zu Stoffe und Stoffeigenschaften
    • Aggregatzustände
    • Gemische und Reinstoffe
    • Elemente und Atomaufbau
    • Periodensystem der Elemente (Aufbau)
      • Einleitung zu Periodensystem der Elemente (Aufbau)
      • Metalle und Nichtmetalle
    • Elektronegativität (EN)
    • Ionisierungsenergie (IE) und Elektronenaffinität (EA)
    • Chemisches Rechnen
  • Chemische Reaktionen
    • Einleitung zu Chemische Reaktionen
    • Chemisches Gleichgewicht und Kinetik
    • Beeinflussung des chemischen Gleichgewichts
    • Anwendungen des MWG in der chemischen Großindustrie
      • Einleitung zu Anwendungen des MWG in der chemischen Großindustrie
      • Haber-Bosch-Verfahren
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      • Einleitung zu Säure-Base-Konzept
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      • Titrationsverfahren
  • Vergleich: Protolyse und Elektrolyse (Akzeptor-Donator-Konzept)
    • Einleitung zu Vergleich: Protolyse und Elektrolyse (Akzeptor-Donator-Konzept)
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