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Galvanische Zelle

Galvanische Zelle

 Spannungsquelle
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Abb. 1: Aufbau Galvanische zelle
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Die Galvanische

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Meine Zusammenfassung für die galvanische Zelle in Chemie 12.2

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Spannungsquelle Salzbrücke 1. ✓ ✓ 2. Halbzelle 1 Abb. 1: Aufbau Galvanische zelle Aufbau ▼ Anode O Elektrolyt ✓ ✓ Kathode ✓ Die Galvanische Zelle Halbzelle 2 Bei Metalles = ↑ ↑ ↑ ↑ ✓ Galvanisches Element hat 2 verschiedene Elektroden: ↓ ↑ ↑ Galvanische Zelle, galvanische kette, galvanisches Element Umwandlung von chem. Energie in elektr. Energie Besteht aus 2 verschiedenen Elektroden (Anode, kathode) u. einer Leitfähigen Flüssigkeit = Elektrolyt Daniell-Element: Besteht aus einer Zink- u. einer Kupferelektrode Im galvanischen Element : Redoxreaktion → Läuft freiwillig ab Orte der Teilreaktionen sind getrennt → Für Stromfluss: Beide Orte sind elektrisch leitend v. über Draht verbunden Bsp.: Handy-Akku, Batterie Bei elektroden befinden sich in einer o. zwei verschiedenen Elektrolytlösungen o negativ geladene Anode: Minuspol (-) O positiv geladene kathode: Pluspol (+) Bei Elektrolyse ist Anode der Pluspol u. Kathode der Minuspol → Umkehrreaktion zur galvanischen zelle, bei der aus elektr. Energie chem. Energie gewonnen wird Kombination aus Elektrode u. Elektrolytlösung = Halbzelle o. Halbelement Aufbau der Halbzellen Metallionen lösung (Bsp.: Bei Kupfer (Cu) ist es also eine Lösung aus Kupferionen (Cu²+)) Besteht aus 2 Halbzellen, die räumlich getrennt sind (Ablauf der Teilreaktionen getrennt in je einer Halbzelle) Es gilt: O Beide Halbzellen sind elektr. Leitend über einen Draht verbunden O Beide Halbzellen sind über Ionenbrücke (Salzbrücke) o. halbdurchlässige Wand (Diaphragma) verbunden → Für Ladungsausgleich! Kurzschreibweise: Man trennt die beiden Halbzellen mit Doppelstrich (11) = poröse Trennwand Anode steht links, Kathode rechts Bsp.: zn | Zn²+ || Cu²+ | cu 3. Funktionsweise ✓ In galvanischer zelle...

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findet Redoxreaktion statt (elektronen werden übertragen) ✓ Anschauen des Redoxreihe um herauszufinden, in welcher Halbzelle eine Reduktion u. in welcher eine Oxidation stattfindet ↳ Elemente sind nach Redoxpotential bei Standardbedingungen geordnet = Standardelektrodenpotential Maß für Bereitschaft eines Elements Elektronen aufzunehmen جا ✓ es gilt: O Je negativer Redoxpotential, desto bereitwilliger gibt Element Elektronen ab (Reduktionskraft ↑) O Je positiver Potential, desto „Lieber" nimmt Element Elektronen auf O Elektrode mit negativen Standardpotential = unedel (Bsp.: Eisen, Zink) O Elektrode mit positiven Standardpotential = edel (kupfer, Silber) Merke: Elektronen fließen immer v. dem Redoxpaar mit negativeren Potential zum Redoxpaar mit positiveren Potential. => Elektronen fließen v. Anode zur kathode 4. Daniell-Element ✓ Bekanntes Beispiel für galvanische zelle ✓ Besteht aus einer Kupfer- u. einer Zinkhalbzelle 5. Aufbau ✓ ✓ Zink-Halbzelle Zn²+ 882²² 22+ Zn²+ SO Salzbrücke Zn²+ SO ZnSO₂-Lösung Olet ✓ Kupfeshalbzelle: Besteht aus Kupfestab in einer Kupfersulfatlösung (cusou) ✓ zinkhalbzelle: Besteht aus Zinkstab in einer Lösung aus Zinksulfat (zn504) ✓ Beide Halbzellen werden über einen Draht elektrisch leitend miteinander verbunden ✓ Außerdem über Salzbrücke / Diaphragma verbunden Cu²+ 8 Kupfes-Halbzelle Cu²+ 8 SO SO²- Cuso, cösung Abb. 2: Daniell-Element Aufbau Cu²+ 6. Funktionsweise ✓ Kupfer ist edler als Zink: Es hat mit +0,347 ein positiveres Redoxpotential als Zink mit -976 V ✓ Bestreben v. zink Elektronen abzugeben ist daher groß. Dadurch gehen an Zinkelektrode viele positiv geladene zinkionen (Zn²+) in Lösung ✓ Kuppes gibt nicht geme" elektronen ab. An Kupfer kathode (äsen sich somit nur wenige Ionen (cu²+) ab ✓ Da in Zinkelektrode mehr Elektronen im Netall, zurückgelassen werden, ist sie negativer geladen als Kupferelektrode Bildung elektr. Spannung ✓ Elektronen, warden" vom negativeren zum positiveren Redox potential. Überschüssige Elektronen fließen über Leiter v. Zinkelektrode or Kupferelektrode (Spannung: 1,1 Volt) Kupferionen in Lösung nehmen Elektronen auf u. elementares Kupfer lagert sich an elekl Nach einiger Zeit: Viele Zinkionen in Lösung u. Zinkhalbzelle lädt sich auf → Bei Kupferzelle Gegenteil Ladungsausgleich findet statt ✓ Reaktionen: Anode (Oxidation): Zn → Zn²+ + 2€ 2+ Kathode (Reduktion): Cu²+ 2e → Cu Redoxreaktion: Zn + Cu²+ → Zn²+ + cu 7. Einteilung ✓ Primārzellen: = Galvanische Elemente, die nach Entladung nicht wieder neu aufgeladen werden können Batterien ✓ sekundärzellen: = können nach Entladung wieder aufgeladen werden. ↳ Voraussetzung: j: Die Stromrichtung der Aufladung muss gegenläufig zur Stromrichtung der Entlading sein Akku odes Akkumulator ✓ Tertiärzellen: Chem. Energieträger wird nicht in zelle gespeichert, sondern v. außen zur Verfügung gestellt (zeitlich unbeschränkter Betrieb möglich) Brennstoffzelle

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