Galvanische Zellen und elektrochemische Spannungsreihe

Galvanische Zellen, auch als Voltasche Zellen bekannt, sind elektrochemische Vorrichtungen, die chemische Energie in elektrische Energie umwandeln. Sie nutzen Redoxreaktionen, um einen Elektronenfluss und damit elektrischen Strom zu erzeugen.

Definition: Eine galvanische Zelle ist ein System, das aus zwei Halbzellen besteht, die durch einen Elektrolyten und einen externen Stromkreis verbunden sind.

Der Aufbau einer galvanischen Zelle umfasst typischerweise:

1. Eine Anode (negativ geladen), an der Oxidation stattfindet
2. Eine Kathode (positiv geladen), an der Reduktion stattfindet
3. Eine Salzbrücke oder ein Diaphragma zur Ionenleitung
4. Einen externen Stromkreis für den Elektronenfluss

Example: In einer Daniell-Zelle fungiert Zink als Anode und Kupfer als Kathode: Zn/Zn²⁺ // Cu²⁺/Cu

Die Spannung einer galvanischen Zelle hängt von verschiedenen Faktoren ab:

• Elektrodenmaterial
• Konzentration und Art der Elektrolytlösung
• Temperatur
• Gasdruck

Highlight: Die elektrochemische Spannungsreihe ordnet Metalle nach ihrem Standardpotential und ermöglicht Vorhersagen über den Verlauf von Redoxreaktionen.

Das Standardpotential wird durch Messung gegen eine Wasserstoffelektrode bestimmt, deren Potential als Nullpunkt (0V) festgelegt ist. Für Elemente, die keine stabile Elektrode bilden, wird oft eine Platin/Wasserstoff-Elektrode als Standardelektrode verwendet.

Vocabulary: Das Zelldiagramm einer galvanischen Zelle ist eine schematische Darstellung der Zelle, die Informationen über Elektroden, Elektrolyte und die Richtung des Elektronenflusses liefert.

Galvanische Zellen finden vielfältige Anwendungen, von Batterien in Alltagsgeräten bis hin zu industriellen Prozessen zur Energiespeicherung und -umwandlung.

Redoxreaktionen und Oxidationszahlen

Redoxreaktionen sind komplexe chemische Prozesse, bei denen Elektronen zwischen Reaktionspartnern übertragen werden. Diese Reaktionen bestehen aus zwei Teilreaktionen: der Oxidation und der Reduktion, die simultan ablaufen.

Definition: Eine Redoxreaktion ist eine Elektronenübertragungsreaktion, bei der Oxidation und Reduktion gleichzeitig stattfinden.

Bei der Oxidation werden Elektronen abgegeben, während bei der Reduktion Elektronen aufgenommen werden. Die Substanz, die Elektronen abgibt, wird als Reduktionsmittel bezeichnet, während die Substanz, die Elektronen aufnimmt, als Oxidationsmittel fungiert.

Highlight: Die Merkhilfe "OIL RIG" (Oxidation Is Loss, Reduction Is Gain) hilft, sich die Vorgänge bei Redoxreaktionen zu merken.

Oxidationszahlen spielen eine wichtige Rolle bei der Analyse von Redoxreaktionen. Sie folgen bestimmten Regeln:

1. Die Summe der Oxidationszahlen in einem Molekül entspricht der Molekülladung.
2. Elementmoleküle haben die Oxidationszahl 0.
3. Bei einatomigen Ionen entspricht die Oxidationszahl der Ladung.
4. Wasserstoff hat in Verbindungen mit Nichtmetallen die Oxidationszahl +1, mit Metallen -1.
5. Fluor hat immer die Oxidationszahl -1.
6. Sauerstoff hat meist die Oxidationszahl -2, mit Ausnahmen wie in Peroxiden.

Example: In der Verbindung H₂O hat Wasserstoff die Oxidationszahl +1 und Sauerstoff -2.

Um Redoxreaktionen auszugleichen, müssen sowohl die Oxidationszahlen als auch die echten Ladungen berücksichtigt werden. Dies geschieht oft durch Hinzufügen von H₂O oder OH⁻-Ionen.

Vocabulary: Redoxreaktion Aufstellen bezeichnet den Prozess des Ausgleichens und Formulierens einer vollständigen Redoxreaktionsgleichung.