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Elektrochemie auf Teilchenebene
Interaktive Visualisierung von Galvanischen Zellen und Elektrolyse mit Elektronenübergängen und Ionenflüssen
Galvanische Zelle (Daniell-Element)
Visuelle Darstellung einer galvanischen Zelle mit Elektronen- und Ionenflüssen.
Zellenparameter:
Anode (Oxidation)
Zn → Zn²⁺ + 2e⁻
E° = -0.76 V
Kathode (Reduktion)
Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu
E° = +0.34 V
Zellpotential E°: E° = E°kathode - E°anode
Berechnung: E° = +0.34 V - (-0.76 V) = +1.10 V
Legende:
Elektrolyse
Visuelle Darstellung der Elektrolyse mit externer Spannungsquelle.
Elektrodenreaktionen:
Anode (Oxidation)
2Cl⁻ → Cl₂ + 2e⁻
Wichtig: Oxidation erfolgt an der Anode (positiv)
Cl⁻-Ionen verlieren Elektronen an die positive Anode
Kathode (Reduktion)
2H₂O + 2e⁻ → H₂ + 2OH⁻
Wichtig: Reduktion erfolgt an der Kathode (negativ)
Wassermoleküle nehmen Elektronen von der negativen Kathode auf
Unterschied Galvanische Zelle vs. Elektrolyse:
| Merkmal | Galvanische Zelle | Elektrolyse |
|---|---|---|
| Energiefluss | Chemisch → Elektrisch (spontan) | Elektrisch → Chemisch (extern) |
| Anode | Negativ, Oxidation | Positiv, Oxidation |
| Kathode | Positiv, Reduktion | Negativ, Reduktion |
| Anwendung | Batterien, Brennstoffzellen | Metallgewinnung, Galvanik |
Elektronenübergänge
Animierte Darstellung von Oxidations- und Reduktionsreaktionen auf Teilchenebene.
Elektronenübergang erklärt:
Oxidation: Ein Atom/Molekül gibt Elektronen ab → Zahl oxidierter
Reduktion: Ein Atom/Molekül nimmt Elektronen auf -> Zahl reduziert
Elektronenübergang: Elektronen bewegen sich vom Reduktionsmittel zum Oxidationsmittel
Charge Balance: Die Gesamtladung bleibt immer erhalten (Ladungserhaltung)
Nernst-Gleichung
Interaktive Visualisierung der Nernst-Gleichung für Nicht-Standard-Bedingungen.
E = E° - (0.0592 V / n) × log₁₀(Q)
Bei 25°C (298 K) mit n = Anzahl der Elektronen
Q = [Produkte] / [Edukte]
Beispiel: Daniell-Element E° = +1.10 V
Q = [Produkte]/[Edukte]; Q = 1 → Standardbedingungen
Beispiele für Q-Werte:
Q = 1
Standardbedingungen
E = E°
Zellpotential gleich Standardpotential
Q < 1
Mehr Edukte
E < E°
Angetriebene, spontan
Q > 1
Mehr Produkte
E > E°
Weniger angetrieben
Q = K
Gleichgewicht
E = 0 V
Keine treibende Kraft
Elektrochemische Grundlagen
⚡ Oxidation und Reduktion
Oxidation: Elektronenabgabe, Oxidationszahl erhöht
Reduktion: Elektronenaufnahme, Oxidationszahl verringert
Merkhilfe: OIL RIG (Oxidation Is Loss, Reduction Is Gain)
Redox-Reaktion: Oxidation und Reduktion erfolgen gleichzeitig, Elektronenfluss außen
📊 Galvanische Zelle
Galvanische Zelle wandelt chemische Energie in elektrische Energie um:
- Anode: Oxidation (Elektronenabgabe), negativ
- Kathode: Reduktion (Elektronenaufnahme), positiv
- Salzbrücke: Ionenfluss zum Ladungsausgleich
- Elektronenflüsse: Durch den Leiter, nicht durch Elektrolyt
🔋 Elektrolyse
Elektrolyse wandelt elektrische Energie in chemische Energie um:
- Äußere Spannung: Elektromotorische Kraft emf
- Anreicherung: Anodenprodukte an der Anode, Kathodenprodukte an der Kathode
- Faradaysche Gesetze: Masse m = (I × t × M) / (n × F)
- Anwendung: Aluminiumherstellung, Galvanik, Wasserstoffproduktion
⚛️ Standard-Reduktionspotentiale
| Halbreaktion | E° (V) |
|---|---|
| F₂ + 2e⁻ → 2F⁻ | +2.87 |
| O₂ + 4H⁺ + 4e⁻ → 2H₂O | +1.23 |
| Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu | +0.34 |
| 2H⁺ + 2e⁻ → H₂ | 0.00 |
| Zn²⁺ + 2e⁻ → Zn | -0.76 |
| Na⁺ + e⁻ → Na | -2.71 |
Weitere E-Werte: Je positiver E°, desto stärker die Tendenz zur Reduktion (starkes Oxidationsmittel)