Galvanische Zelle und Spannungsreihe

Lernblock · Chemie · Jahrgang 13 · 3 Doppelstunden

Lernmaterialien

Drei Doppelstunden zum Aufbau der Elektrochemie: Bau und Auswertung eines Daniell-Elements mit elektrochemischer Doppelschicht, die Standardwasserstoffelektrode als Bezugselektrode und die Berechnung von Standardzellspannungen zur Vorhersage von Redoxreaktionen, sowie abschließend Konzentrationszellen als kontrastierendes Beispiel (qualitativ, ohne Nernst-Gleichung). Die Seite lässt sich direkt am Bildschirm ausfüllen und am Ende als PDF exportieren.

DS 1 (Di, 08.09.) – Galvanische Zelle: Das Daniell-Element

📖 Lehrwerk: Chemie Qualifikationsphase Niedersachsen, Kap. 5.2 „Galvanische Zellen", S. 262–266.

Einstieg
1836 entwickelte der englische Chemiker John Frederic Daniell eine galvanische Zelle, die höhere Stromstärken lieferte als frühere Anordnungen. Seine Leitfrage: Wie kann man mithilfe einer Redoxreaktion elektrischen Strom erzeugen?
Versuch: Bau eines Daniell-Elements
Sicherheitshinweise: Schutzbrille tragen. ZnSO₄- und CuSO₄-Lösung reizen Haut und Augen (H302/H315/H318/H319) und sind umweltgefährlich (H410) – Hautkontakt vermeiden, Reste in den Sammelbehälter geben, nicht in den Ausguss.

Material: Zn-Blech, Cu-Blech, ZnSO₄-Lösung, CuSO₄-Lösung, Diaphragma (oder Salzbrücke), Kabel, Krokodilklemmen, Spannungsmessgerät, 2 Bechergläser.

Aufgabe 1: Plant in eurer Gruppe den Aufbau des Daniell-Elements. Baut die Zelle auf und messt die Zellspannung.

Hilfe: Überlegt zuerst, welche Bedingungen für einen Stromfluss erfüllt sein müssen (Stromkreis, getrennte Halbzellen, leitende Verbindung).

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Aufgabe 2: Notiert eure Beobachtung (Zellspannung, Veränderungen an den Elektroden) und formuliert die Teilgleichungen (Oxidation, Reduktion) sowie die Gesamtgleichung.

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Kontrollfrage zum Freischalten: Welches Metall gibt in der Zelle Elektronen ab (wird oxidiert)? (chemisches Symbol)

Aufgabe 3 (Erweiterung): Ordnet den Halbzellen die Begriffe Donatorhalbzelle/Akzeptorhalbzelle sowie Minuspol/Pluspol zu und stellt die Zelle als Zelldiagramm dar (Vorbild: Zn(s)|Zn²⁺(aq)‖Cu²⁺(aq)|Cu(s)).

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Die elektrochemische Doppelschicht
Taucht man ein Metall in eine Lösung seines Salzes, stellt sich an der Metalloberfläche ein Gleichgewicht ein: Me(s) ⇌ Meᶻ⁺(aq) + ze⁻. Einige Metallatome gehen als Ionen in Lösung, die Elektronen verbleiben im Metall – die Elektrode lädt sich negativ auf und zieht die positiven Metall-Ionen aus der Lösung an. Es entsteht eine elektrochemische Doppelschicht. Das dadurch entstehende Elektrodenpotential ist einzeln nicht messbar, da ohne zweite Halbzelle kein Elektronenfluss möglich ist.
Aufgabe 4 – Lückentext zur Doppelschicht

Begriffe: Doppelschicht · Elektronen · Ionen · Elektrodenpotential · Gleichgewicht

Taucht ein Metallstab in seine Metallsalz-Lösung, oxidieren einige Metallatome zu Metall-. Die dabei freiwerdenden verbleiben in der Elektrode, wodurch diese sich negativ auflädt. Die positiven Ionen werden angezogen, es entsteht eine elektrochemische . Es stellt sich ein dynamisches ein. Die entstehende Ladungstrennung wird als bezeichnet.

Kontrollfrage zum Freischalten: Welcher Begriff gehört in die erste Lücke (Metall-…)? (ein Wort)

Hausaufgabe

Separates Arbeitsblatt von der Lehrkraft: AB_Wiederholung_Elektrochemische_Doppelschicht – Beschriftet die vier Teilchenmodell-Darstellungen (Metall/Lösung an der Phasengrenze) mit den passenden Fachbegriffen aus dem heutigen Unterricht.

DS 2 (Di, 15.09.) – Standardwasserstoffelektrode & Spannungsreihe

📖 Lehrwerk: Chemie Qualifikationsphase Niedersachsen, Kap. 5.2 „Galvanische Zellen", S. 262–266.

Versuch: Zellspannungen verschiedener Halbzellkombinationen
Sicherheitshinweise: Schutzbrille tragen. Alle Lösungen reizen Haut und Augen und sind umweltgefährlich – Hautkontakt vermeiden, Reste in den Sammelbehälter geben. AgNO₃-Lösung zusätzlich ätzend – besonders vorsichtig arbeiten.

Material: Spannungsmessgerät, Tüpfelplatte oder Bechergläser, Kabel, Krokodilklemmen, Salzbrücke, Elektroden: Zink, Eisen, Kupfer, Silber und die entsprechenden Metallsalzlösungen (c ≈ 1 mol/L).

Aufgabe 1: Baut die sechs Halbzellkombinationen nacheinander auf und messt jeweils die Zellspannung U.

Hilfe: Nutzt für jede Messung eine frische Salzbrücke bzw. ein sauberes Diaphragma, damit sich die Lösungen nicht vermischen.
Halbzelle 1Halbzelle 2Gemessene Zellspannung U
Zn²⁺/ZnFe²⁺/Fe
Zn²⁺/ZnCu²⁺/Cu
Zn²⁺/ZnAg⁺/Ag
Fe²⁺/FeCu²⁺/Cu
Fe²⁺/FeAg⁺/Ag
Cu²⁺/CuAg⁺/Ag
Die Standardwasserstoffelektrode als Bezugselektrode
Ein einzelnes Elektrodenpotential ist nicht direkt messbar, da ohne zweite Halbzelle kein Elektronenfluss möglich ist. 1908 schlug Walther Nernst deshalb eine Bezugshalbzelle vor: die Standardwasserstoffelektrode (SWE). Sie besteht aus einem platinierten Platinblech, das von Wasserstoffgas umspült und in eine saure Lösung getaucht wird: H₂(Pt) ⇌ 2 H⁺(aq) + 2 e⁻.

Standardbedingungen: T = 25 °C, c = 1 mol/L, p(Gase) = 1000 hPa. Unter diesen Bedingungen wird festgelegt: E°(H⁺/H₂) = 0,00 V.

Kombiniert man eine beliebige Halbzelle mit der SWE, erhält man das Standardelektrodenpotential E° dieser Halbzelle. Die Standardzellspannung zweier beliebiger Halbzellen berechnet sich additiv aus den Tabellenwerten:
U° = E°(Akzeptorhalbzelle) − E°(Donatorhalbzelle) = E°(Kathode) − E°(Anode)
Aufgabe 2 – Standardzellspannungen berechnen

Berechnet mit der Tabelle der Standardelektrodenpotentiale (Kompaktwissen bzw. KMK-Formelsammlung) die Standardzellspannungen U° für die sechs Kombinationen aus Aufgabe 1 und vergleicht sie mit euren Messwerten.

Hilfe: Das Redoxpaar mit dem niedrigeren E°-Wert ist die Donatorhalbzelle (wird oxidiert).
Halbzelle 1Halbzelle 2U° (berechnet)
Zn²⁺/ZnFe²⁺/Fe
Zn²⁺/ZnCu²⁺/Cu
Zn²⁺/ZnAg⁺/Ag
Fe²⁺/FeCu²⁺/Cu
Fe²⁺/FeAg⁺/Ag
Cu²⁺/CuAg⁺/Ag

Kontrollfrage zum Freischalten: Bei wie vielen der sechs Kombinationen ergibt sich eine positive Standardzellspannung U°? (Zahl)

Aufgabe 3 (Erweiterung) – Additivität der Zellspannungen

Zeigt an einem Beispiel, dass sich die Zellspannung zweier Kombinationen zur Zellspannung einer dritten addieren lässt (z. B. aus Fe/Cu und Fe/Ag die Zellspannung von Cu/Ag berechnen).

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Aufgabe 4 – Übung: Vorhersage von Redoxreaktionen

Entscheidet mithilfe der Standardpotentiale, ob folgende Reaktionen freiwillig ablaufen, und begründet:

  1. Fe²⁺-Ionen werden von einer Bromlösung oxidiert.
  2. Fe²⁺-Ionen werden von einer Iodlösung oxidiert.
Hilfe: Vergleicht die E°-Werte der beteiligten Redoxpaare. Das Redoxpaar mit dem negativeren E°-Wert gibt Elektronen ab.

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Kontrollfrage zum Freischalten: Läuft Reaktion 2 (Fe²⁺-Ionen werden von einer Iodlösung oxidiert) freiwillig ab? (ja/nein)

DS 3 (Do, 17.09.) – Konzentrationszellen

📖 Lehrwerk: Chemie Qualifikationsphase Niedersachsen, Kap. 5.3 „Konzentrationszellen", S. 270–272 (nur qualitativer Teil – die Nernst-Gleichung ist laut Kerncurriculum eA-exklusiv und wird im GK nicht behandelt).

Einstieg: Ein überraschendes Phänomen
Zwei Silberhalbzellen enthalten dasselbe Redoxpaar Ag⁺/Ag – aber unterschiedliche Konzentrationen an AgNO₃ (c₁ = 0,1 mol/L, c₂ = 0,01 mol/L). Verbindet man beide Halbzellen leitend, ist trotzdem eine Spannung von etwa 60 mV messbar. Eine solche Zelle nennt man Konzentrationszelle.

Aufgabe 1: Notiert eure erste Vermutung: Wie kann eine Spannung entstehen, wenn beide Halbzellen doch dasselbe Redoxpaar enthalten?

Erklärung: Die Lage des elektrochemischen Gleichgewichts
In jeder Halbzelle stellt sich das Gleichgewicht Ag(s) ⇌ Ag⁺(aq) + e⁻ ein. Je geringer die Ag⁺-Konzentration in der Lösung ist, desto stärker ist dieses Gleichgewicht auf die Seite der Ionenbildung verschoben – es gehen also (relativ gesehen) mehr Ag-Atome in Lösung. Dadurch lädt sich diese Elektrode stärker negativ auf: Ihr Elektrodenpotential ist negativer als das der konzentrierteren Halbzelle.

Verbindet man beide Halbzellen, ist die verdünntere Halbzelle die Donatorhalbzelle (Minuspol, Oxidation), die konzentriertere Halbzelle die Akzeptorhalbzelle (Pluspol, Reduktion). Beim Stromfluss wandern Ag⁺-Ionen effektiv von der konzentrierteren in die verdünntere Halbzelle, bis die Konzentrationen gleich sind – dann fließt kein Strom mehr.

Aufgabe 2: Ordnet den beiden Halbzellen (c₁ = 0,1 mol/L, c₂ = 0,01 mol/L) die Begriffe Donatorhalbzelle/Akzeptorhalbzelle sowie Minuspol/Pluspol zu und begründet.

Hilfe: Welche Halbzelle hat die geringere Ionenkonzentration?

Aufgabe 3: Beschreibt, was mit der Zellspannung passiert, während der Strom fließt, und warum das so ist.

Kontrollfrage zum Freischalten: Welche Halbzelle (c₁ = 0,1 mol/L oder c₂ = 0,01 mol/L) ist die Donatorhalbzelle? (c1/c2)

Aufgabe 4 (Erweiterung): Eine Konzentrationszelle mit dem Redoxpaar Cu²⁺/Cu wird aus einer Halbzelle mit c(Cu²⁺) = 1 mol/L und einer mit c(Cu²⁺) = 0,001 mol/L aufgebaut. Ordnet Donator- und Akzeptorhalbzelle zu und begründet, welche der beiden Zellen (Ag- oder Cu-Konzentrationszelle) vermutlich die größere Zellspannung liefert.

Hilfe: Je größer der Konzentrationsunterschied, desto größer der Unterschied in der Gleichgewichtslage.

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Kontrollfrage zum Freischalten: Welche Konzentrationszelle liefert vermutlich die größere Zellspannung, die Ag- oder die Cu-Zelle? (ag/cu)

Wiederholung: Zellspannungsberechnung (aus DS 15.09.)

Aufgabe 5: Berechnet die Standardzellspannung U° für die Kombination Fe²⁺/Fe und Ag⁺/Ag mithilfe der Tabelle der Standardelektrodenpotentiale.

Kontrollfrage zum Freischalten: Wie groß ist U° für Fe²⁺/Fe und Ag⁺/Ag in Volt? (z. B. 1,24)

Merksatz (Sicherung)
Auch zwei Halbzellen mit demselben Redoxpaar können eine Spannung liefern, wenn ihre Ionenkonzentrationen unterschiedlich sind. Die Halbzelle mit der geringeren Ionenkonzentration ist die Donatorhalbzelle (Minuspol); beim Stromfluss gleichen sich die Konzentrationen an, bis keine Spannung mehr messbar ist.

Selbsteinschätzung (Ampel)

Schätze für jede Aussage aus dem Kompetenzraster ehrlich ein, wo du stehst:

🟢 Kann ich sicher 🟡 Kann ich mit Hilfe 🔴 Muss ich noch üben
Ich kann …🟢/🟡/🔴
… den Aufbau und die Funktionsweise einer galvanischen Zelle (Daniell-Element) erklären.
… die elektrochemische Doppelschicht und das Elektrodenpotential erklären.
… erklären, wofür die Standardwasserstoffelektrode als Bezugselektrode dient.
… Standardzellspannungen U° aus Tabellenwerten berechnen.
… mithilfe der Spannungsreihe vorhersagen, ob eine Redoxreaktion freiwillig abläuft.
… erklären, warum zwei Halbzellen mit demselben Redoxpaar bei unterschiedlicher Ionenkonzentration eine Spannung liefern (Konzentrationszelle).

Bei mehreren 🔴: Sprich mit deiner Lehrkraft oder wiederhole die Aufgaben 2 und 4 vor der nächsten Stunde.

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