Lösungen: Galvanisches Element

1. Ein Metallstab taucht in eine Elektrolytlösung (z.B. Salzlösung). Aus dem Metall treten Metall-Ionen in die Lösung über. Me → Men+ + n e-. Die dabei gebildeten Elektronen bleiben in der Metallelektrode zurück und laden diese negativ auf..

Die Metall-Ionen werden durch die Wassermoleküle hydratisiert. 

Men+ + 6 H2O → [Me (H2O)6] n+.

Nun lagern sich Wassermol

eküle mit ihrem positiven Ladungsschwerpunkt um die Elektrode und verhindern so das rasche Durchdringen der hydratisierten Metall-Ionen während die reinen Metall-Ionen weiter durch die Schicht gelangen. Das führt dazu, dass die Metall-Elektrode sich weiter negativ auflädt während die Lösung zunehmend eine positive Ladung erhält. Nach Einstellung des Gleichgewichts liegen somit eine negative Elektrode und eine positive Elektrolytlösung vor. Diese Differenz ist dann das Elektrodenpotenzial.

2. Ein galvanisches Element besteht aus zwei Halbzellen, die über einen Stromschlüssel oder ein Diaphragma verbunden sind. Eine Halbzelle (Halbzelle mit dem kleineren Potenzial) fungiert als Anode. Dort findet die Oxidation statt und diese Halbzelle ist der Minuspol. Die andere Halbzelle (Halbzelle mit dem größeren Potenzial) fungiert als Katode. Dort findet die Reduktion statt und diese Halbzelle ist der Pluspol. Die Spannung ergibt sich als Differenz der Potenziale von Katode und Anode.

3.

a) Anode: 3 K → 3 K+ + 3 e- (Ox.)

     Katode:   Cr3+ + 3 e- → Cr (Red.)

     ΔE = 2,18 V
 

b) Anode: Mn → Mn2+ + 2 e- (Ox.)

     Katode:   Pb2+ + 2 e- → Pb (Red.)

     ΔE = 1,05 V
 
c) Anode: Zn → Zn2+ + 2 e- (Ox.)
 
    Katode: I2 + 2 e- → 2I- (Red.)
 
     ΔE = 1,3 V
 
d) Anode: 2I- → I+ 2 e- (Ox.)

    Katode: Cl2+ 2 e- → 2Cl- (Red.)

    ΔE = 0,82 V

 
e) Anode: 2I- → I+ 2 e- (Ox.)

    Katode: 2 Ag+ + 2 e- → 2 Ag (Red.)

    ΔE = 0,36 V
 

f) Anode: Zn → Zn2+ + 2 e- (Ox.)

   Katode: Cl2+ 2 e- → 2Cl- (Red.)

   ΔE = 2,12 V

 

 4.

a)
b)
c)
d)
e)
f)
1,11 V
0,98 V
1,24 V
0,13 V
1,07 V
2,47 V

 

 5.


Element A 0,069V          Element B - 0,049 V   


Durch die Erhöhung der Konzentration an der Anode und der Senkung der Konzentration an der Kathode kommt es zu einer Funktionsumkehr, da das Potenzial der Anode zunimmt und das Potenzial der Katode abnimmt. Das geht hier so weit, dass die Anode das höhere Potenzial gegenüber der Katode besitzt und so zur Katode wird, während die alte Katode zur Anode wird.

Auch bei den Kobalt/Nickel-Elementen tritt dieser Effekt ein:

Co/Co2+(0,00001 mol/l)//Ni2+(1mol/l)/Ni = 0,148V

und Co/Co2+(1 mol/l)//Ni2+(0,00001mol/l)/Ni = -0,0975 V
 

6. a) Das Normalpotenzial von Pd/Pd2+ beträgt 0,99V.

    b) c(Ag+) = 0,009028 mol/l

7. a)

Anode: Cu → Cu2+ + 2 e- (Ox.)

Katode:   Ag+ + e- →Ag (Red.)
Gesamtreaktion: Cu + 2 Ag+  → 2Ag + Cu2+

b) ΔE = 0,45 V

8.

Anode: Cd → Cd2+ + 2 e- (Ox.) - Minuspol

Katode: Cl2+ 2 e- 2Cl- (Red.) - Pluspol

Gesamtreaktion: Cd + Cl2 2Cl- + Cd2+

ΔE = 1,76 V

9.

 

Oxidation: 2I- → I+ 2 e-

 

Reduktion: Fe3+ + e→ Fe2+

 

Gesamtgleichung: 2 Fe3+ + 2I- → I2 + 2 Fe2+

ΔE = 0,23 V
 
10.
 
 
Fe
Pb
Sn
Mg
FeCl2
-------------------
Keine Reaktion.
ΔE = - 0,28 V
Keine Reaktion.
ΔE = - 0,27 V
Mg + Fe2+  → 
Fe + Mg2+
ΔE = 1,95 V
PbCl2
Fe + Pb2+  → 
Pb + Fe2+
ΔE = 0,28 V
--------------------
Sn + Pb2+  → 
Pb + Sn2+
ΔE = 0,01 V
Mg + Pb2+  → 
Pb + Mg2+
ΔE = 2,23 V
SnCl2
Fe + Sn2+  → 
Sn + Fe2+

ΔE = 0,27 V

Keine Reaktion.
ΔE = - 0,01 V
--------------------
Mg + Sn2+  → 
Sn + Mg2+

ΔE = 2,22 V

MgCl2
Keine Reaktion.
ΔE = -1,95 V
Keine Reaktion.
ΔE = -2,23 V
Keine Reaktion.
ΔE = -2,23 V
---------------------
 
 11.

Zwei mögliche Metalle wären Magnesium (E° = -2,36 V) und Zink (E° = -0.74 V). Beide haben ein kleineres Potenzial als Kupfer (E° = + 0, 35 V) – sind unedler - und können es deshalb reduzieren, so dass die Reaktion: Cu2+ + 2 e- → Cu mit beiden Stoffen ablaufen kann.