Galvanische Zelle: Aufbau & Zelldiagramm

Springe zu einem wichtigen Kapitel

Galvanische Zelle Aufbau

Ein galvanisches Element, auch galvanische Zelle genannt, ist ein System, in dem chemische Energie in elektrische Energie umgewandelt wird. Dabei besteht das galvanische Element immer aus zwei Halbzellen, welche aus einer Elektrolytlösung und einer sich darin befindlichen Elektrode.

Hier siehst Du ein Zelldiagramm einer galvanischen Zelle. Dabei können die Komponenten der galvanischen Zelle variieren, hier ist ein Daniell-Element gezeigt, welchen aus den Elementen Kupfer und Zink besteht.

Galvanisches Element Zelldiagramm StudySmarter Abbildung 1: Das Daniell Element als Beispiel für die galvanische Zelle

Hier siehst Du eine Abbildung der galvanischen Zelle am Beispiel des Daniell-Elements. Dazugehören die beiden Gefäße, die hier mit den Elektrolytlösungen Zinksulfat (ZnSO₄^-) und Kupfersulfat (CuSO₄^-) gefüllt sind. Zusammen mit den darin liegenden Elektroden, die jeweils aus dem reinen Metall, welches sich auch in der Lösung befindet, besteht. Hier in diesem Fall wäre das eine Zinkelektrode im Zinksulfat und eine Kupferelektrode im Kupfersulfat.

Die beiden Gefäße, die je eine Halbzelle darstellen, sind über eine sogenannte Salzbrücke verbunden. Eine Salzbrücke besteht meist aus einem Rohr, welches mit einer Salzlösung wie Kaliumchlorid gefüllt ist. Die Salzbrücke dient dazu, Anionen zwischen Elektrolytlösungen der beiden Halbzellen hin und her zu leiten.

Funktionsweise der galvanischen Zelle

Eine galvanische Zelle funktioniert, indem an der einen Elektrode eine Elektronenabgabe, also eine Oxidation und an der anderen Elektrode eine Elektronenaufnahme, also Reduktion stattfindet.

Die bei der Oxidation frei werdenden Elektronen wandern dann über die Salzbrücke zur Halbzelle, wo die Reduktion stattfindet. Auf diesem Weg der Ionen über die Salzbrücke entsteht ein Strom, der mit einem Spannungsmessgerät gemessen werden kann. Dieser entstandene Strom kann dann für die erwähnten Beispiele in Batterien und Akkus genutzt werden.

Als Eselsbrücke, wie Du die Oxidation, Reduktion, Anode und Kathode miteinander verbinden kannst, dient die sogenannte "OMA".

"OMA" steht für:

Oxidation
Minuspol
Anode

Diese drei Begriffe gehören zu einer der Elektroden, dessen Element unedler ist.

So kannst Du Dir dann im Umkehrschluss merken, dass Reduktion, Pluspol und Kathode zusammengehören.

Galvanische Zelle – das Standardpotential und dessen Rolle

Das Standardpotential bestimmt, an welcher Elektrode die Oxidation und an welcher die Reduktion stattfindet.

Dabei kannst Du Dir ganz einfach merken: Je höher/positiver das Standardpotential eines Elements ist, desto edler ist es. An dem edleren Element findet immer die Reduktion statt, also dort werden immer Elektronen aufgenommen.

Das Standardpotential bestimmt man, indem die Halbzelle eines Elements mit einer Standard-Halbzelle verbunden wird. Diese Standard-Halbzelle ist eine Wasserstoffhalbzelle, welche als Elektrolytlösung Hydronium (H₃O⁺) besitzt und dort stellt Platin die Elektrode dar.

In dieser Konstellation wird dann mithilfe eines Spannungsmessgeräts der fließende Strom gemessen. Das ist dann auch der Wert für das Standardpotential. Wenn das Standardpotential positiv ist, nimmt das entsprechende Element Elektronen auf. Wenn es negativ ist, dann gibt das Element Elektronen ab.

Grundsätzlich sind die Standardpotentiale in einer Tabelle zusammengefasst, wo Du sie ablesen kannst, denn diese verändern sich für die einzelnen Elemente nicht.

Galvanische Zelle – Tabelle der Standardpotentiale

Hier kannst Du nun die einzelnen Standardpotentiale für die Elemente sehen.

Am Anfang der Tabelle steht die Reaktionsgleichung, welche auf den Wert 0 als Standardpotential genormt wurde. Im Bezug zu dieser Halbzelle wurde das Standardpotential für alle anderen Halbzellen bestimmt.

H₂ + 2 H₂O	$\;\overrightarrow {\leftarrow }$ 2H₃O⁺	+2e^-	0
Reduzierte Form	$\;\overrightarrow {\leftarrow }$ Oxidierte Form	+ ze^-	Standardpotential E^o in V
Li	$\;\overrightarrow {\leftarrow }$ Li⁺	+ e^-	-3,040
K	$\;\overrightarrow {\leftarrow }$ K⁺	+ $e -$	-2,925
Ca	$\;\overrightarrow {\leftarrow }$ Ca²⁺	+ 2e-	-2,87
Na	$\;\overrightarrow {\leftarrow }$ Na⁺	+ e-	-2,71
Mg	$\;\overrightarrow {\leftarrow }$ Mg²⁺	+ 2e^-	-2,36
Al	$\;\overrightarrow {\leftarrow }$ Al³⁺	+ 3e^-	-1,66
Mn	$\;\overrightarrow {\leftarrow }$ Mn²⁺	+ 2e^-	-1,18
Zn	$\;\overrightarrow {\leftarrow }$ Zn²⁺	+ 2e^-	-0,76
Fe	$\;\overrightarrow {\leftarrow }$ Fe³⁺	+ 3e^-	-0,036
Cu⁺	$\;\overrightarrow {\leftarrow }$ Cu²⁺	+ e^-	+0,15
Cu	$\;\overrightarrow {\leftarrow }$ Cu²⁺	+ 2e^-	+0,34
2 I^-	$\;\overrightarrow {\leftarrow }$ I₂	+ 2e^-	+0,54
Fe²⁺	$\;\overrightarrow {\leftarrow }$ Fe³⁺	+ e^-	+0,77
Ag	$\;\overrightarrow {\leftarrow }$ Ag⁺	+ e^-	+0,80
2 Br ^-	$\;\overrightarrow {\leftarrow }$ Br₂	+ 2e^-	+1,07
6 H₂O	$\;\overrightarrow {\leftarrow }$ O₂ + 4 H₃O⁺	+ 4e^-	+1,23
2 Cl^-	$\;\overrightarrow {\leftarrow }$ Cl₂	+ 2e^-	+1,36
Au	$\;\overrightarrow {\leftarrow }$ Au³⁺	+ 3e^-	+1,50

Geh den ganzen Prozess mal anhand des Beispiels des Daniell-Elements durch. Zunächst hast Du die Standardpotentiale von Kupfer und Zink, die Du der Tabelle entnehmen kannst:

Cu = +0,34 V

Zn = -0,76 V

Dadurch weißt Du jetzt, dass Kupfer Elektronen aufnimmt, da es das edlere Metall ist und dass Zink Elektronen abgibt, da es mit dem negativen Standardpotential unedler ist. An der Anode, also der Zinkelektrode, läuft die Oxidation ab, bei der zwei Elektronen frei werden:

$Zn ⇌ {Zn}^{2 +} + 2 e^{-}$

Diese freien Elektronen werden von dem elementaren Zink, welches direkt von der Elektrode kommt, abgegeben. Das übrig gebliebene Zink-Kation (Zn²⁺) gelangt in die Elektrolytlösung. Die freigewordenen Elektronen wandern hingegen über die Salzbrücke, wodurch Strom entsteht, der genutzt werden kann.

Danach geht es für die Elektronen weiter zur Kathode, die hier aus Kupfer besteht. An der Kathode binden sich die Elektronen Cu²⁺aus der Elektrolytlösung und schlagen sich dadurch als elementares Kupfer an der Elektrode nieder.

${Cu}^{2 +} + 2 e^{-} ⇌ Cu$

Durch die Oxidation von Zink löst sich die Elektrode immer weiter auf, während durch die Reduktion an der Kathode, die Elektrode immer weiter an Volumen zunimmt.

Galvanische Zelle – Berechnung der Potentialdifferenz

Jedoch gibt jede unterschiedlich zusammengesetzte galvanische Zelle eine andere Menge an Strom bzw. Spannung (U) ab. Diese kannst du jedoch ganz einfach mit folgender Gleichung berechnen:

${ΔE}^{0} = E^{0} (Kathode) - E^{0} (Anode)$

Dafür benötigst du einfach nur die Standardpotentiale der beiden verwendeten Halbzellen und ziehst den Wert der Anode vom Wert der Kathode ab.

Wenn du das wieder am Beispiel des Daniell-Elements berechnest, würde das so aussehen:

${ΔE}^{0} = E^{0} (Kathode) - E^{0} (Anode) \Rightarrow {ΔE}^{0} = 0, 34 V - (- 0, 76 V) \Leftrightarrow {ΔE}^{0} = + 1, 1 V$

Galvanische Zelle Reaktionsgleichung

Die Formel von Nernst zeigt, wie das Redoxpotential durch Änderungen der Reaktantenkonzentrationen in der Reaktion beeinflusst wird. Damit verändert sich auch die Fähigkeit zu oxidieren oder zu reduzieren.

Heißt, durch die Änderung der Konzentration von beispielsweise der Elektrolytlösung in einer der Halbzellen, ändert sich auch das Redoxpotential.

Das Redoxpotential ist die Spannung, die zwischen den beiden Halbzellen einer galvanischen Zelle bei der Entladung vorliegt.

Die Nernst-Gleichung lautet:

$E = E^{0} + \frac{R \times T}{n \times F} \times \ln \frac{c (O x)}{c (R e d)}$

Dabei steht E⁰ für das Standardpotential des Redoxpaares, R ist die Gaskonstante, welche immer den Wert 8,314 $\frac{J}{m o l \cdot K}$ besitzt und T steht für die Temperatur, die während der Reaktion herrscht.

Das kleine n steht für die Anzahl an übertragenen Elektronen, was beim Beispiel des Daniell-Elements zwei Elektronen wären. F steht für die Faraday-Konstante, die auch immer den gleichen Wert besitzt, nämlich 96485,309 $\frac{c}{m o l}$ . c(Ox) und c(Red) sind die jeweiligen Konzentrationen des Reaktanden, welcher Elektronen abgibt (Ox) und dem Reaktanden, welcher die Elektronen dann aufnimmt (Red).

Hier wieder am Beispiel des Daniell-Elements erklärt:

Wenn du davon ausgehst, dass das Daniell-Element bei Raumtemperatur, also 25 °C genutzt wurde und die Konzentration von Zink und Kupfer jeweils 1 mol/l beträgt kannst du die folgenden Daten in die Formel einsetzen:

E⁰(Cu) = +0,34 V

E⁰(Zn) = -0,76 V

T = 25 °C

R = 8,314 $\frac{J}{m o l \cdot K}$

n = 2

F = 96 485,309 $\frac{c}{m o l}$

c(Cu) = 1 $\frac{m o l}{l}$

c(Zn )= 1 $\frac{m o l}{l}$

Für beide Elektroden müssen zwei unterschiedliche Rechnungen durchgeführt werden.

Kupfer:

$E = + 0, 34 V + \frac{8, 314 \frac{J}{m o l \cdot K} - 1 \times 25 ° C}{2 \times 96 485, 309 \frac{c}{m o l}} \times \ln \frac{1 \frac{m o l}{l}}{1} = + 0, 34 V$

Zink:

$E = - 0, 76 V + \frac{8, 314 \frac{J}{m o l \cdot K} - 1 \times 25 ° C}{2 \times 96 485, 309 \frac{c}{m o l}} \times \ln \frac{1 \frac{m o l}{l}}{1} = - 0, 76 V$

Da du jetzt die Spannungen der einzelnen Halbzellen berechnet hast, kannst du wie bei der Berechnung der Potentialdifferenz einfach den Wert der Anode vom Wert der Kathode abziehen:

$Δ E = + 0, 34 V - (- 0, 76 V) = + 1, 1 V$

Galvanische Zelle – Verwendung

Man kann galvanische Zellen grundsätzlich in drei verschiedene Gruppen einteilen.

Primärzellen

Die erste Gruppe bilden die Primärelemente, zu denen alle Batterien gehören. Batterien sind grundsätzlich nicht wieder aufladbar. Das heißt, eine Batterie kann nur einmalig Spannung erzeugen und die Reaktion ist nicht wieder umkehrbar.

Beispiele für die Primärzellen sind alle Standardbatterie. Dazu gehören unter anderem die:

Alkali-Mangan-Batterie; 1,5 V Nennspannung pro Zelle
Zinkchlorid-Batterie; 1,5 V pro Zelle
Zink-Kohle-Batterie; 1,5 V pro Zelle

Sekundärzellen

Zu den Sekundärelementen gehören die Akkumulatoren oder auch kurz: Akkus. Diese sind im Gegensatz zu den Batterien wieder aufladbar, man kann also die Reaktion umkehren und der Akku kann mehrere Male Spannung erzeugen. Dies ist jedoch auch begrenzt.

Ein Beispiel für Sekundärzellen ist etwa der:

Bleiakkumulator, 2 V Nennspannung pro Zelle
Nickel-Cadmium-Akkumulatur, 1,2 V pro Zelle
Nickel-Eisen Akkumulatur, 1,2 V pro Zelle

Tertiärzellen

Tertiärzellen werden auch Brennstoffzellen genannt, diese werden beispielsweise oft in Autos verwendet. Beispiele hierfür sind die Wasserstoff-Sauerstoff-Brennstoffzelle oder die Direktmethanol-Brennstoffzelle. Bei dieser galvanischen Zelle gibt es keine geschlossenen Behältnisse für die Reaktanden, sondern diese werden kontinuierlich von außen zugeführt. Dadurch wird die Lebensdauer der Zelle nicht beschränkt und kann rein theoretisch so kontinuierlich in Betrieb genommen werden.

Galvanische Zelle – Das Wichtigste

Die galvanische Zelle wandelt chemische Energie in elektrische Energie um.
Die galvanische Zelle stellt die Grundlage für Batterien, Akkumulatoren und Brennstoffzellen dar.
Das Standardpotential zeigt an, welches Element die Anode und welches die Kathode darstellt.
Das Standardpotential kannst Du einer Tabelle entnehmen und wird durch den Bezug zur Wasserstoff-Standard-Halbzelle ermittelt.
Zur Bestimmung der Potentialdifferenz nutzt man folgende Formel: ${ΔE}^{0} = E^{0} (Kathode) - E^{0} (Anode)$

Nachweise

leifichemie.de: Das galvanische Element (09.07.2022)
chemgapedia.de: Nernst'sche Gleichung (09.07.2022)

Mit E-Mail registrieren

Du hast bereits ein Konto? Anmelden

Häufig gestellte Fragen zum Thema Galvanische Zelle

Was braucht man für eine galvanische Zelle?

Für eine galvanische Zelle benötigt man zwei voneinander getrennte Behältnisse, die jeweils eine Metall-Elektrode mit der passenden Elektrolytlösung beinhalten. Diese beiden Elektroden müssen dann über einen Ionenleiter verbunden sein.

Wo findet man galvanische Zellen?

Galvanische Zellen sind im Alltag vermehrt aufzufinden, da diese das Grundmodell für Batterien, Akkus und Brennstoffzellen sind. Daher findet man galvanische Zellen in kleinen Technikgeräten wie Handys, Taschenrechner oder Kameras, aber auch in großen Systemen, wie Elektroautos.

Sind Batterien galvanische Zellen?

Ja, Batterien sind galvanische Zellen und gehören zu den Primärzellen, das heißt, diese können nicht wieder aufgeladen werden.

Wann stoppt eine galvanische Zelle?

Eine galvanische Zelle hört auf zu funktionieren, wenn keine Reaktion mehr stattfinden kann. Das heißt meist, wenn die Elektrode der Anode verbraucht ist.

Erklärung speichern

Entdecke Lernmaterialien mit der kostenlosen StudySmarter App

Kostenlos anmelden

Über StudySmarter

StudySmarter ist ein weltweit anerkanntes Bildungstechnologie-Unternehmen, das eine ganzheitliche Lernplattform für Schüler und Studenten aller Altersstufen und Bildungsniveaus bietet. Unsere Plattform unterstützt das Lernen in einer breiten Palette von Fächern, einschließlich MINT, Sozialwissenschaften und Sprachen, und hilft den Schülern auch, weltweit verschiedene Tests und Prüfungen wie GCSE, A Level, SAT, ACT, Abitur und mehr erfolgreich zu meistern. Wir bieten eine umfangreiche Bibliothek von Lernmaterialien, einschließlich interaktiver Karteikarten, umfassender Lehrbuchlösungen und detaillierter Erklärungen. Die fortschrittliche Technologie und Werkzeuge, die wir zur Verfügung stellen, helfen Schülern, ihre eigenen Lernmaterialien zu erstellen. Die Inhalte von StudySmarter sind nicht nur von Experten geprüft, sondern werden auch regelmäßig aktualisiert, um Genauigkeit und Relevanz zu gewährleisten.

Erfahre mehr

StudySmarter Redaktionsteam

Team Chemie Lehrer

9 Minuten Lesezeit
Geprüft vom StudySmarter Redaktionsteam