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Elektrochemische Zellsysteme

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Chemie1.517Aktualisiert 12. Okt. 20266 Seiten

Elektrochemie Lernzettel für Galvanische Elemente und Elektrolyse

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Lotta@p1al0tta
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Elektrochemie ist überall um uns herum - von der Batterie in deinem Handy bis zum Rosten deines Fahrrads. Du lernst hier, wie Redoxreaktionen funktionieren und wie wir sie nutzen können, um Strom zu erzeugen oder Metalle zu schützen.
Elektrochemie Abilernzettel GK 24 – Seite 1

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Grundlagen der Elektrochemie

Redoxreaktionen sind das Herzstück der Elektrochemie. Dabei laufen immer zwei Prozesse gleichzeitig ab: Oxidation (Elektronen werden abgegeben) und Reduktion (Elektronen werden aufgenommen). Merksatz: "OIL RIG" - Oxidation Is Loss, Reduction Is Gain!

Bei Batterien unterscheiden wir zwischen Primärelementen (nicht aufladbar) und Sekundärelementen (aufladbar wie Akkus). Die Alkali-Mangan-Batterie ist ein typisches Primärelement mit Zink als Anode und Braunstein als Kathode.

Oxidationszahlen helfen dir, Redoxreaktionen zu erkennen. Wichtige Regeln: Fluor ist immer -I, Wasserstoff meist +I, Sauerstoff meist -II. Die Summe aller Oxidationszahlen in einem neutralen Molekül ergibt null.

Tipp: Bei der Anode findet Oxidation statt, bei der Kathode Reduktion. Merke: "An Ox, Red Kat"!

Elektrochemie Abilernzettel GK 24 – Seite 2

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Galvanische Zellen und Spannung

Galvanische Zellen machen Redoxreaktionen als Stromquelle nutzbar. Das Daniell-Element zeigt das Prinzip perfekt: Zink wird an der Anode oxidiert, Kupfer an der Kathode reduziert. Die räumliche Trennung ermöglicht den Elektronenfluss durch einen äußeren Leiter.

Die Spannung einer galvanischen Zelle hängt von verschiedenen Faktoren ab: Elektrodenmaterial, Elektrolytkonzentration, Temperatur und Gasdruck. Unter Standardbedingungen (25°C, 1013 hPa, 1 mol/l) können wir Standardpotentiale vergleichen.

Die Standardwasserstoffelektrode dient als Bezugspunkt für alle anderen Redoxpaare. Sie besteht aus einer Platinelektrode, die von Wasserstoffgas umspült und in eine saure Lösung getaucht wird.

Merke: Die Leerlaufspannung ist die Differenz der Redoxpotentiale beider Halbzellen!

Elektrochemie Abilernzettel GK 24 – Seite 3

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Die Spannungsreihe

Die Spannungsreihe ordnet alle Redoxpaare nach ihren Standardpotentialen. Oben stehen unedle Metalle wie Lithium −3,02V-3,02 V, unten edle Metalle wie Gold +1,42V+1,42 V. Die Wasserstoffelektrode liegt bei 0 V als Bezugspunkt.

Je negativer das Standardpotential, desto stärker ist das Reduktionsmittel. Umgekehrt: Je positiver das Potential, desto stärker das Oxidationsmittel. Lithium ist also ein sehr starkes Reduktionsmittel, Fluor ein sehr starkes Oxidationsmittel.

Mit der Formel ΔE° = E°(Kathode) - E°(Anode) berechnest du die Spannung einer galvanischen Zelle. Das Element mit dem positiveren Potential wird zur Kathode, das mit dem negativeren zur Anode.

Praxistipp: Nur Redoxreaktionen mit positivem ΔE° laufen freiwillig ab!

Elektrochemie Abilernzettel GK 24 – Seite 4

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Brennstoffzellen und Elektrolyse

Brennstoffzellen sind besondere galvanische Zellen, bei denen Brennstoff und Oxidationsmittel kontinuierlich von außen zugeführt werden. Sie wandeln chemische Energie direkt in elektrische Energie um - sehr effizient!

Die Elektrolyse ist das Gegenteil einer galvanischen Zelle. Hier zwingst du mit elektrischer Energie eine Redoxreaktion ab, die normalerweise nicht freiwillig abläuft. Dabei wird an der Kathode (Minuspol) reduziert und an der Anode (Pluspol) oxidiert.

Ein typisches Beispiel ist die Elektrolyse von Zinksulfat-Lösung: Zink wird an der Kathode abgeschieden, während an der Anode Sauerstoff entsteht.

Wichtig: Bei der Elektrolyse sind die Vorzeichen umgekehrt zu galvanischen Zellen!

Elektrochemie Abilernzettel GK 24 – Seite 5

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Korrosion verstehen

Korrosion zerstört unedle Metalle durch Redoxreaktionen - das bekannteste Beispiel ist das Rosten von Eisen. Dabei entstehen Lokalelemente zwischen unedleren und edleren Metallteilen oder bei unterschiedlichen Bedingungen.

Es gibt zwei Haupttypen: Säurekorrosion (bei Sauerstoffmangel) und Sauerstoffkorrosion (bei Sauerstoffzutritt). Beim Rosten wird Eisen zu Fe²⁺-Ionen oxidiert, während Sauerstoff zu OH⁻-Ionen reduziert wird.

Die entstehende Rostschicht ist spröde und porös - sie schützt das darunterliegende Metall nicht vor weiterer Korrosion. Salze beschleunigen die Korrosion, weil sie die Leitfähigkeit erhöhen.

Alltagstipp: Deshalb rosten Autos im Winter durch Streusalz besonders schnell!

Elektrochemie Abilernzettel GK 24 – Seite 6

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Korrosionsschutz in der Praxis

Es gibt vier wichtige Korrosionsschutz-Strategien: Selbstschutz durch Oxidschichten (Passivierung), Beschichtung mit Nichtmetallen (Lackierung), Überzug mit unedleren Metallen oder Überzug mit edleren Metallen.

Beim Galvanisieren wird das zu schützende Metall mit einem unedleren Metall überzogen. Zink auf Eisen ist ein typisches Beispiel - selbst bei Kratzern schützt das Zink das Eisen vor Korrosion.

Die Edelmetallreihe zeigt: Je weiter links ein Metall steht, desto unedler ist es und desto mehr neigt es zur Elektronenabgabe. Je weiter rechts, desto edler und elektronen-aufnahmebereiter.

Achtung: Edle Überzüge wie Chrom beschleunigen bei Beschädigungen die Korrosion, weil sie Lokalelemente bilden!

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