Diese Seite ist die Übersicht zum Kapitel Elektrochemie der Kursstufe (Baden-Württemberg). Du findest hier alle Themen von den freiwillig ablaufenden Redoxreaktionen über galvanische Zellen, Standardelektrodenpotential und die Nernst-Gleichung bis hin zur Elektrolyse – direkt verlinkt und mit kurzen Beschreibungen.

Grundlagen aus der 9. Klasse

Oxidation, Reduktion, Elektronenübertragung und Oxidationszahlen hast du bereits in der 9. Klasse kennengelernt: → Redoxreaktionen (Kl. 9) · → Oxidationszahlen

Elektrochemie I – Themen im Überblick

Kapitel 1

Freiwillig ablaufende Redoxreaktionen

Elektronenübertragung · Redoxpaare · Grundbegriffe

Kapitel 1.2

Erstellung einer Redoxreihe

Reaktionsfreudigkeit · edle und unedle Metalle

Kapitel 2

Galvanische Zellen · Daniell-Element

Halbzellen · Elektroden · metallische Bindung

Kapitel 2.2

Standardelektrodenpotential & NHE

Normalwasserstoffelektrode · Normalpotentiale

Kapitel 2.5

Elektrochemische Spannungsreihe

Standardpotentiale · EMK-Berechnung · Anwendung

Kapitel 2.7

Nernst-Gleichung

Konzentrationsabhängigkeit des Elektrodenpotentials

Kapitel 3

Elektrolyse

Erzwungene Redoxreaktionen · Zersetzungsspannung

Elektrochemie II – Anwendungen

Kapitel 4.1

Volta-Element

Historische galvanische Zelle · Polarisation

Kapitel 4.2

Bleiakkumulator

Aufladbare Zelle · Lade- und Entladevorgang

Kapitel 4.3

Brennstoffzelle

H₂/O₂-Zelle · Wasserstofftechnologie

Kapitel 4.7

Korrosion & Korrosionsschutz

Rosten · Sauerstoffkorrosion · → Schutzmaßnahmen

Vollständige Inhaltsübersicht

1 Freiwillig ablaufende Redoxreaktionen

2 Elektrochemische (Galvanische) Zellen

2.1 Daniell-Element
2.1a Metallische Bindung
2.2 Standardelektrodenpotential und NHE
- 2.2.1 Standardwasserstoffhalbzelle (Normalwasserstoffelektrode, NHE)
- 2.2.2 Standardelektrodenpotential von Zink
2.3 Festlegung für das Vorzeichen der Standardelektrodenpotentiale (Normalpotentiale)
- 2.3.1 Standardelektrodenpotential von Kupfer
2.4 Die elektromotorische Kraft (EMK)
2.5 Elektrochemische Spannungsreihe
2.6 Konzentrationszelle
2.7 Nernst-Gleichung

3 Elektrolyse

4 Anwendungen (Elektrochemie II)

Auf einen Blick – die wichtigsten Aussagen

Galvanische Zelle

In einer galvanischen Zelle läuft eine freiwillige Redoxreaktion ab. Das unedlere Metall wird oxidiert (Anode, Minuspol), das edlere Metall wird reduziert (Kathode, Pluspol).

Standardelektrodenpotential

Das Standardelektrodenpotential E° wird gegen die Normalwasserstoffelektrode (NHE) gemessen. Die EMK einer Zelle ergibt sich aus E°(Kathode) − E°(Anode).

Nernst-Gleichung

Die Nernst-Gleichung beschreibt, wie das Elektrodenpotential E von der Konzentration der Ionen abhängt: E = E° + (RT / nF) · ln([Ox]/[Red]).

Elektrolyse

Bei der Elektrolyse werden Redoxreaktionen durch elektrischen Strom erzwungen. Anode: Oxidation · Kathode: Reduktion – umgekehrt zur galvanischen Zelle.

Häufige Fragen – Elektrochemie

Was ist der Unterschied zwischen einer galvanischen Zelle und der Elektrolyse?

In einer galvanischen Zelle läuft eine thermodynamisch freiwillige Redoxreaktion ab – die Zelle erzeugt elektrischen Strom. Bei der Elektrolyse dagegen wird eine nicht-freiwillige Redoxreaktion durch von außen angelegten Strom erzwungen. In beiden Fällen gilt: An der Anode findet Oxidation, an der Kathode Reduktion statt – allerdings ist die Anode bei der galvanischen Zelle der Minuspol, bei der Elektrolyse der Pluspol. Mehr dazu: → Elektrolyse

Wie berechnet man die EMK (elektromotorische Kraft) einer elektrochemischen Zelle?

Die EMK (elektromotorische Kraft) einer galvanischen Zelle ergibt sich aus der Differenz der Standardelektrodenpotentiale beider Halbzellen: EMK = E°(Kathode) − E°(Anode). Das Metall mit dem höheren E°-Wert bildet die Kathode (Pluspol), das mit dem niedrigeren die Anode (Minuspol). Beispiel: Cu/Zn-Daniell-Element: EMK = +0,34 V − (−0,76 V) = 1,10 V. Details: → EMK

Was besagt die Nernst-Gleichung?

Die Nernst-Gleichung beschreibt die Abhängigkeit des Elektrodenpotentials E von der Konzentration der beteiligten Ionen: E = E° + (RT / nF) · ln([Ox]/[Red]), wobei R die universelle Gaskonstante (8,314 J·mol⁻¹·K⁻¹), T die Temperatur in Kelvin, n die Anzahl der übertragenen Elektronen und F die Faraday-Konstante (96 485 C·mol⁻¹) ist. Bei 25 °C vereinfacht sich das zu: E = E° + (0,0592 V / n) · lg([Ox]/[Red]). Mehr dazu: → Nernst-Gleichung

Warum wird Zink im Daniell-Element als Minuspol bezeichnet?

Zink hat ein niedrigeres Standardelektrodenpotential (E° = −0,76 V) als Kupfer (E° = +0,34 V). Zink ist das unedlere Metall und gibt leichter Elektronen ab (Oxidation). Die Zinkelektrode ist daher die Anode und gleichzeitig der Minuspol der galvanischen Zelle. Die Elektronen fließen über den äußeren Stromkreis zur Kupferelektrode (Kathode, Pluspol), wo Cu²⁺-Ionen reduziert werden.

Was versteht man unter der elektrochemischen Spannungsreihe?

Die elektrochemische Spannungsreihe (auch: Spannungsreihe der Metalle) ordnet Redoxpaare nach ihrem Standardelektrodenpotential E°, gemessen gegen die NHE bei Standardbedingungen (25 °C, 1 mol/L, 1 bar). Unedle Metalle (kleine E°-Werte, z. B. Li, K, Mg, Zn) stehen oben, edle Metalle (große E°-Werte, z. B. Cu, Ag, Au) unten. Mit ihr lässt sich ablesen, welche Redoxreaktionen freiwillig ablaufen und wie groß die EMK einer Zelle ist. Details: → Elektrochemische Spannungsreihe

Lernkarten – Elektrochemie

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Was bedeutet „Oxidation" und „Reduktion" im Kontext der Elektrochemie?

Oxidation = Elektronenabgabe (an der Anode).
Reduktion = Elektronenaufnahme (an der Kathode).
Eselsbrücke: OIL RIG – Oxidation Is Loss, Reduction Is Gain.

Was ist das Standardelektrodenpotential E° und wie wird es gemessen?

E° ist das Potential einer Halbzelle gegenüber der Normalwasserstoffelektrode (NHE) bei Standardbedingungen (25 °C, 1 mol/L, 1 bar).
NHE: E° = 0,00 V (Referenz).

Nenne die Vorzeichen-Regel für Anode und Kathode bei galvanischer Zelle vs. Elektrolyse.

Galvanische Zelle:
Anode = Minuspol (−) | Kathode = Pluspol (+)

Elektrolyse:
Anode = Pluspol (+) | Kathode = Minuspol (−)

Was beschreibt die Nernst-Gleichung? Gib die Formel für 25 °C an.

Abhängigkeit des Potentials E von der Konzentration:
E = E° + (0,0592 V / n) · lg([Ox] / [Red])
n = Anzahl der übertragenen Elektronen
Bei [Ox] = [Red]: E = E°

Berechne die EMK des Daniell-Elements:
Cu²⁺/Cu: E° = +0,34 V | Zn²⁺/Zn: E° = −0,76 V

Kathode (Pluspol): Cu²⁺/Cu, E° = +0,34 V
Anode (Minuspol): Zn²⁺/Zn, E° = −0,76 V

EMK = E°(Kathode) − E°(Anode)
= 0,34 V − (−0,76 V) = 1,10 V

Weiter im Kapitel Elektrochemie

→ Kapitel 1: Freiwillig ablaufende Redoxreaktionen → Elektrochemie II: Anwendungen

🔁 Grundlagen: Redoxreaktionen (Kl. 9) · Oxidationszahlen (Kl. 9)

📚 Weitere Kapitel der Kursstufe: Energetik & Thermodynamik · Gleichgewichtsreaktionen