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Elektrochemische Zellen — Chemie, 14–17

Verstehe, wie eine freiwillige Redoxreaktion Elektronen durch einen Draht treiben kann. Chemie, 14–17 Jahre.

Chemie, die Strom erzeugt

In einer galvanischen Zelle gibt die Oxidation an einer Elektrode Elektronen ab, die an einer anderen durch Reduktion aufgenommen werden. Ein Draht bietet den Elektronen einen Weg; Ionen bewegen sich durch Lösung oder Salzbrücke zum Ladungsausgleich. So entstehen messbare Spannung und Strom.

Warum die Reaktion trennen?

Reagiert ein Metall direkt mit den Ionen eines anderen Metalls in derselben Mischung, fließen Elektronen unkontrolliert durch die Flüssigkeit und viel Energie wird zu Wärme. Das Problem ist, diesen Elektronenfluss zu steuern. Die Trennung von Oxidation und Reduktion zwingt Elektronen durch einen äußeren Stromkreis: das Grundprinzip einer Batterie.

Eine Zink-Kupfer-Zelle

In einer Zink-Kupfer-Zelle wird Zink oxidiert: Zn → Zn²⁺ + 2e⁻. Kupferionen werden reduziert: Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu. Elektronen fließen durch den Draht von Zink zu Kupfer. Mit Standardpotenzialen gilt E°Zelle = 0,34 − (−0,76) = 1,10 V; die Zelle kann also Strom liefern, solange Ionenverbindung besteht.

Anode und Kathode

Viele merken sich: Die Anode ist negativ und die Kathode positiv, weil das in einer galvanischen Zelle stimmt. Die sichere chemische Regel lautet: An der Anode findet immer Oxidation statt, an der Kathode Reduktion. In einer Elektrolysezelle wechseln die Vorzeichen, nicht aber diese Reaktionsnamen.

Batterien und Korrosion

Tragbare Batterien nutzen getrennte Redoxreaktionen, um Telefone, Uhren und Fahrzeuge zu versorgen. Dieselbe Chemie kann Korrosion verursachen, wenn zwei verschiedene Metalle und eine leitfähige Flüssigkeit eine unerwünschte Zelle bilden. Ingenieure verwenden Beschichtungen, Opfermetalle und Schaltungen, um den Ort der Oxidation zu steuern.

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