Warum steht die Anode immer links?

Nach der Wahl der beiden Halbzellen wird die Zeichnung so umgestellt, dass die Oxidation links und die Reduktion rechts liegt. Bei verschiedenen Metallen ist das das Paar mit dem kleineren E°; bei der Konzentrationskette die verdünntere Seite. So zeichnet man gewöhnlich die Richtung der e⁻ im äußeren Draht von der Anode zur Kathode.

Wie setzt sich Q für das Paar Zn und Ag⁺/Ag zusammen?

Die Reaktion wird nach der Elektronenzahl ausgeglichen: Zn + 2Ag⁺ → Zn²⁺ + 2Ag, n = 2; feste Phasen stehen nicht in Q: Q = [Zn²⁺]/[Ag⁺]².

Warum kann die Spannung vom Versuch abweichen?

In der Wirklichkeit gibt es Diffusionspotentiale, Aktivitäten stimmen nicht mit der Molarität überein, dazu Nebenreaktionen und Passivierung der Elektrode. Hier gelten idealisierte E° und Konzentrationen statt Aktivitäten.

Was, wenn beide Halbzellen dasselbe Metall sind?

Das ist eine Konzentrationskette: E°cell = 0, aber E_cell = −(RT/nF) ln([Mⁿ⁺]_Anode/[Mⁿ⁺]_Kathode). Die verdünnte Seite ist die Anode (das Metall löst sich); die konzentrierte die Kathode (Ionen scheiden sich ab). Bei gleichen Konzentrationen ist E_cell = 0.

Galvanisches Element

Zwei Halbzellen, Salzbrücke, Voltmeter; E° und EMK der Zelle nach der Nernst-Gleichung aus den Konzentrationen.

Galvanisches Element

Wählen Sie zwei Paare „Ion/Metall“ (E° der Reduktion gegen die NWE). Anode (Oxidation) und Kathode (Reduktion) werden automatisch gesetzt; links steht immer die Anode. Ein Metall und verschiedene [Ion] ergeben eine Konzentrationskette. Die Konzentrationen gehen in Q ein; E_cell folgt der Nernst-Gleichung für die ausgeglichene Reaktion.

Die Schieber [Ion] gehören zu den gewählten Halbzellen A und B im Menü, nicht zu „linker/rechter Becher“ auf der Zeichnung. Q ordnet die Konzentrationen selbst der Chemie von Anode und Kathode zu. Links steht immer die Anode.

Halbzelle A

Halbzelle B

[Ion] in Lösung A (mol/l)1 M

[Ion] in Lösung B (mol/l)1 M

Temperatur T (K)298.15

Zellreaktion

Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu

Q = [Zn²⁺] / [Cu²⁺]

Vorlagen

Tastenkürzel

R — zurücksetzen: Zn | Cu, 1 mol/l, 298 K

Gemessene Größen

AnodeZn

KathodeCu

E°cell1.100 V

E_cell1.1000 V

Q1.000e+0

n (e⁻ in der Gesamtreaktion)2

Zum Modell

Ein galvanisches Element wandelt eine freiwillig ablaufende Redoxreaktion in einen Strom im äußeren Stromkreis um. Das Schema sind zwei Halbzellen, eine Salzbrücke, Metallelektroden und ein Voltmeter. Man wählt zwei Paare „Metallion / Metall“ (Unterrichtswerte von E° der Reduktion gegen die NWE). Die Anode (Oxidation) liegt links, die Kathode (Reduktion) rechts: bei verschiedenen Metallen ist die Anode das Paar mit dem kleineren E°; beim selben Metall mit verschiedenen Konzentrationen ist die verdünnte Seite die Anode (Konzentrationskette). Die Konzentrationen gehen in den Reaktionsquotienten Q ein; die Nernst-Gleichung E_cell = E°cell − (RT/nF) ln Q liefert die EMK. An der Brücke wandern schematisch Kationen zur Kathode, Anionen zur Anode. Aktivitäten sind durch Konzentrationen ersetzt; Diffusionspotentiale und Polarisation entfallen.

Für wen: Oberstufe und Beginn des Studiums: Oxidation–Reduktion, Standardpotentiale, Nernst-Gleichung.

Wichtige Begriffe

galvanisches Element
Anode und Kathode
Standardreduktionspotential
Salzbrücke
EMK
Nernst-Gleichung
Reaktionsquotient Q
Konzentrationskette

So funktioniert es

Zwei Halbzellen, Salzbrücke, Voltmeter; Anode links (kleineres E°), Kathode rechts. E°cell und E_cell nach der Nernst-Gleichung aus Ionenkonzentrationen und Temperatur. Vorlagen: Daniell-Element, Fe|Cu, Zn|Ag. Bei merklichem |E_cell| fließen Elektronen durch den äußeren Draht.

Wichtige Gleichungen

E°cell = E°Kathode − E°Anode (beide als Reduktion gegen die NWE)

E_cell = E°cell − (RT / nF) ln Q

Häufige Fragen

Warum steht die Anode immer links?: Nach der Wahl der beiden Halbzellen wird die Zeichnung so umgestellt, dass die Oxidation links und die Reduktion rechts liegt. Bei verschiedenen Metallen ist das das Paar mit dem kleineren E°; bei der Konzentrationskette die verdünntere Seite. So zeichnet man gewöhnlich die Richtung der e⁻ im äußeren Draht von der Anode zur Kathode.
Wie setzt sich Q für das Paar Zn und Ag⁺/Ag zusammen?: Die Reaktion wird nach der Elektronenzahl ausgeglichen: Zn + 2Ag⁺ → Zn²⁺ + 2Ag, n = 2; feste Phasen stehen nicht in Q: Q = [Zn²⁺]/[Ag⁺]².
Warum kann die Spannung vom Versuch abweichen?: In der Wirklichkeit gibt es Diffusionspotentiale, Aktivitäten stimmen nicht mit der Molarität überein, dazu Nebenreaktionen und Passivierung der Elektrode. Hier gelten idealisierte E° und Konzentrationen statt Aktivitäten.
Was, wenn beide Halbzellen dasselbe Metall sind?: Das ist eine Konzentrationskette: E°cell = 0, aber E_cell = −(RT/nF) ln([Mⁿ⁺]_Anode/[Mⁿ⁺]_Kathode). Die verdünnte Seite ist die Anode (das Metall löst sich); die konzentrierte die Kathode (Ionen scheiden sich ab). Bei gleichen Konzentrationen ist E_cell = 0.

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Nernst-Gleichung

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E = E° − (RT/nF) ln Q: Potential der Zelle bei Abweichung von den Standardbedingungen; einstellbar sind E°, Elektronenzahl n, Temperatur und Reaktionsquotient Q.

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