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Was passiert an den Elektroden? - Strom und Spannung bei Elektrolyse und GALVANIschen Zellen

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Wir geben in einen Elektrolyten zwei Elektroden - legen evt. eine Spannung an - und können eine Stromstärke messen. Die Stromstärke wird verursacht durch die Wanderungsbewegungen der Ionen, die wir durch die Ionenbeweglichkeit und Ionenleitfähigkeit beschreiben können. Was passiert jedoch
mit den Ionen an den Elektroden? Im äußeren Stromkreis fließen
Elektronen (erzwungen oder freiwillig) von links nach rechts. An der
linken Elektrode müssen also aus dem Elektrolyten in das Metall Elektronen fließen. Diese Elektrode nennen wir die Anode. An der
rechten Elektrode fließen Elektronen auf dem Metall in den Elektrolyten. Diese Elektrode nennen wir die Kathode. Eine Kathode ist dadurch
gekennzeichnet, dass Elektronen aus einem Leiter Erster Klasse in einen Leiter zweiter Klasse wechseln. Eine
Anode ist dadurch gekennzeichnet, dass Elektronen von einem Leiter Zweiter Klasse in einen Leiter Erster Klasse wechseln. Anode und Kathode
können jedoch nicht generell als Pluspol oder Minuspol bezeichnet werden. Die Polarität hängt davon ab, ob der Elektronenfluss freiwillig passiert (GALVANIsche Zelle) oder erzwungen erfolgt
(Elektrolyse Zelle). Der Austausch der Elektronen an einer Elektrode wird durch die sog. Durchtrittsreaktion formuliert.
An der Kathode nimmt eine oxidierte Spezies [OX] Elektronen aus dem Metall auf und wird
zur reduzierten Spezies [Red]. An der Anode ist es umgekehrt: eine reduzierte Spezies [Red] gibt Elektronen an das Metall ab und wird zur oxidierten Spezies [Ox]. Anodischer Stromfluss ist immer gekoppelt mit einer Oxidation (Elektronenabgabe) kathodischer Strom ist immer gekoppelt mit Reduktion (Elektronenaufnahme). Üblicherweise schreibt
man die Durchtrittsreaktion so, dass
die Elektronen auf der linken Seite stehen. Bei der Elektrolyse
von Kupferchlorid (oder Salzsäure) entsteht am positiven Pol Chlor; es findet also folgende Oxidationsreaktion statt.
Bei der Zink-Kohle-Batterie löst sich
am negativen Pol Zink auf - es findet diese Oxidationsreaktion statt. Beide Prozesse finden an der Anode statt: Bei einer Elektrolysezelle ist die Anode der positive Pol - hier wird die Oxidation erzwungen - bei
einer GALVANIschen Zelle ist die Anode der negative Pol - hier läuft die Oxidation freiwillig ab. Bei der Elektrolyse von
Kupferchlorid entsteht am negativen Pol Kupfer - hier findet diese Reduktion statt. in einem Bleiakkumulator
findet am positiven Pol die Reduktion von Blei(IV)oxid zu Blei(II)sulfat statt. Bei der Elektrolysezelle wird die Reduktion erzwungen - die Kathode ist negativ; bei der GALVANIschen Zelle verläuft die Reduktion
freiwillig - die Kathode ist
positiv. In der Zink-Kohle-Batterie ist der negative Pol die Anode; Bei der Elektrolyse von Aluminiumoxid
ist der negative Pol die Kathode. Wie für jede andere Reaktion gelten auch für die Durchtrittsreaktion die Gesetzmäßigkeiten der Stöchiometrie.
Für einen Formelumsatz benötigen wir nü(e) Elektronen. Nü(e) Elektronen haben eine Ladung von nü(e)*F Entsprechend
ergibt sich als Quotient aus der geflossenen Ladung (I*t) und nü(e)*F die Stoffmenge n, die sich an den Elektroden abscheidet oder auflöst. Dies ist das FARADAYsche Gesetz, welches sowohl für Elektrolyse als auch für GALVANIsche
Zellen gilt. Die FARADAY-Konstante entspricht der Ladung von einem Mol Elektronen: 96485 Ampere-Sekunden pro Mol. Wenn wir zum Beispiel einen Strom von 1 Ampere einen
Tag lang fließen lassen, dann entspricht dies 0,895 Mol Elektronen. Wir benötigen 2 Mol Elektronen, um 1 Mol Kupfer abzuscheiden; wir benötigen 1 Mol Elektronen,
um 1 Mol Silber abzuscheiden und 3 Mol Elektronen, um 1 Mol Aluminium abzuscheiden. Entsprechend ergeben sich nach dem FARADAYschen Gesetz 28,47 Gramm abgeschiedenes Kupfer;
96,54 Gramm Silber und 8,05 Gramm Aluminium. Generell erhält man bei der Kombination zweier unterschiedlicher Leiter einen Potentialsprung an der Phasengrenze. Wenn wir etwa Kupfer
mit Zink kontaktieren dann wandern Elektronen aus dem unedleren Zink in das edlere Kupfer; das Kupfer lädt sich negativ auf;
das Zink lädt sich positiv auf: Im Gleichgewichtszustand erhalten wir einen Potentialsprung an der Phasengrenze. In ähnlicher Weise erhalten wir
einen Potentialsprung, wenn wir eine Elektrode aufbauen aus einem Leiter
Erster Klasse und einem Leiter zweiter Klasse. Wenn wir ein Kupferblech in eine Kupferchloridlösung tauchen, so können zwei Prozesse ablaufen.
Die Kupferionen können sich als Metall abscheiden, dabei müssen Elektronen
in Richtung Elektrolyt fließen. Oder das Kupfermetall kann sich zu Ionen auflösen; dabei fließen Elektronen in das Metall. Weil Kupfer ein edles Metall ist, überwiegt zunächst der kathodische Strom (mit
dem grünen Pfeil gekennzeichnet) Dadurch lädt sich das Kupfer positiv und der Elektrolyt negativ auf. der kathodische Strom wird durch
das entstehende elektrische Feld immer mehr verlangsamt, der anodische immer
mehr beschleunigt. Im Gleichgewicht sind Auflösungsgeschwindigkeit und Abscheidungsgeschwindigkeit gleich groß
und wir erhalten einen Potentialsprung
an der Phasengrenze. Zu Beginn
war die Elektrode kathodisch polarisiert - der Betrag der kathodischen Stromdichte (i(minus)) war größer als
die anodische Stromdichte i(plus) Im Gleichgewicht sind anodische und kathodische Stromdichte vom Betrage her gleich und entsprechen der Austauschstromdichte i(0).
Eine Elektrode ist durch eine sogenannte Elektrochemische Doppelschicht gekennzeichnet, die von der Struktur her einem Platten-Kondensatoren ähnelt. Wenn wir eine
positive Probeladung vom Elektrolyten in das Metall bewegen, und die Energie dieser Probeladung aufzeichnen, erhalten
wir das Potentialdiagramm. Wir erhalten einen Potentialsprung aufgrund der elektrochemischen Doppelschicht. Der Unterschied des Potentials zwischen dem Metall und dem Elektrolyten wird als Elektrodenpotential delta(phi)
im stromlosen Zustand ist dieses Elektrodenpotential delta(phi) gleich dem Elektrodenpotential
E(redox) Wenn wir ein Zinkblech in einer Zinksulfatlösung positionieren, überwiegt zunächst der anodische Strom. Die
Auflösungsgeschwindigkeit des Zinks ist größer als die Abscheidungsgeschwindigkeit Das Zink lädt sich negativ auf. Im
Gleichgewicht ist auch hier anodische und kathodische Stromdichte gleich. Das Redoxpotenzial einer Elektrode hängt zum einen von den Spezies ab, die an der Durchtrittsreaktion beteiligt
sind (Kupfer ist edler als Zink - hat also ein positiveres Redoxpotential) Zum anderen hängt
das Redoxpotential von der Konzentration aller an der Durchtrittsreaktion beteiligten Spezies ab. Eine Kupferelektrode mit 1-molarem Elektrolyt hat ein Redoxpotential
von 0,34 Volt. Eine Kupferelektrode mit 0,1-molaren Elektrolyten hat nur noch ein Redoxpotential von 0,31
Volt. Die Konzentrationsabhängigkeit des Redoxpotentials wird durch die NERNSTsche Gleichung beschrieben. In der NERNSTschen Gleichung finden sich alle Größen, die auch in der Durchtrittsreaktion vorkommen.
Die Umsatzzahl der Elektronen nü(e) steht im NERNSTschen Faktor (RT/Nü(e)F) Die Konzentration der oxidierten Spezies
[Ox] im Zähler hinter dem Logarithmus und die Konzentration der reduzierten Spezies [Red] im Nenner hinter dem Logarithmus. Das Standardpotential E° der Elektrode ist in der Spannungsreihe tabelliert. Je weiter "oben" ein Redoxpaar in der Spannungsreihe steht, desto größer ist der Elektronensog. Permanganat hat in
dieser Tabelle das positivste Redoxpotential - den größten Elektronen-Sog. Je
weiter "unten" ein Redoxpaar in der Spannungsreihe steht, desto größer ist der Elektronen-Druck. In unserer Zusammenstellung hat das Lithium Metall
das negativste Potential und den
größten Elektronen-Druck. Letztendlich ist jede Redoxreaktion ein Tauziehen um Elektronen. Wenn wir zwei Redoxpaare kombinieren,
verläuft die in der Spannungsreihe "oben" stehende Halbreaktion (mit dem
positiveren Potential) von links nach rechts als Reduktion und die
in der Spannreihe "unten" stehende Halbreaktion (mit dem negativeren Potential) von rechts nach links als Oxidation. "Hoch" oxidiert "Tief". "Hoch" entreißt "Tief" Elektronen. Je nachdem, um welche Spezies es sich bei der oxidierten und reduzierten
Form handelt, unterscheiden wir Elektroden Erster Art, Elektroden Zweiter Art, Nichtmetall-Elektroden und Redox-Elektroden. Bei einer
Redox-Elektrode liegen oxidierte und reduzierte Form beide gelöst in Elektrolyten vor. Wir brauchen zusätzlich einen inerten Leiter Erster Klasse zur Elektronen- Ableitung - etwa Platin
oder Graphit. Ein klassisches Beispiel einer Redoxelektrode ist die Eisen(II)/Eisen(III)-Elektrode Fe(2+)/Fe(3+) Wir wollen das Redoxpotential dieser Elektrode nach NERNST formulieren.
E° schauen wir in der Spannungsreihe zu 0,77 Volt nach. Im NERNST-Faktor steht für nü(e)
1 (in blau gezeichnet) Im Zähler hinter dem Logarithmus steht
die oxidierte Form - die Konzentration [Fe3+] der Eisen 3+
Ionen. Im Nenner steht die Konzentration der Eisen 2+ Ionen. Weil es sich bei [Fe2+] und [Fe3+] um gelöste Spezies handelt, müssen wir als Konzentrationsmaß die Molarität Stoffmengenkonzentration) in Mol/Liter einsetzen. Ist die Konzentration von
Eisen 2+ und Eisen 3+ gleich, messen wir das Standardpotential E° von 0,77 Volt. Überwiegen die Fe 3+ Ionen haben wir ein größeres Potential; überwiegen
die Fe 2+ Ionen haben wir ein negativeres Potential. Umgekehrt können wir sagen: Wenn wir das Fe 2+ / Fe
3+ Paar in einer Matrix vorliegen haben, die ein kleineres Redoxpotential als 0,77 Volt aufweist, dann überwiegt die reduzierte Spezies.
Hat die Matrix ein größeres Potential als 0,77 Volt, so überwiegt die oxidierte Spezies. Diese Aussage gilt generell für jedes Redoxpaar. Das Redoxpotential einer Matrix - etwa eines Gewässers oder
eines Bodens - ist also eine ebenso wichtige Kenngröße wie etwa der pH-Wert der Matrix.
Beachten Sie, dass sich wirklich jede Information aus der Durchtrittsreaktion
in der NERNSTschen Gleichung wiederfindet: In der NERNSTschen Gleichung für das Redoxpotential einer Permanganat-Elektrode findet
sich sowohl die stöchiometrische Umsatzzahl der Elektronen (nü(e)=5), als auch die stöchiometrischen Umsatzzahlen aller Reaktanten
und Produkte wieder. Bei Gaselektroden (Sonderfall der Nichtmetall-Elektroden) liegen drei Phasen nebeneinander vor: eine gasförmige Phase, eine flüssige Phase (Elektrolyt) und eine Elektrode als feste Phase. Die klassische Referenzelektrode in
der Elektrochemie ist die Wasserstoffelektrode. Wir formulieren die NERNSTsche Gleichung: Per Definition ist das Standardpotential gleich Null. Im NERNSTschen Faktor
steht für nü(e) gleich 2. und wir müssen hinter dem Logarithmus das Quadrat der Protonen-Konzentration durch die Wasserstoff-Konzentration dividieren. Wasserstoff ist ein Gas - seine Konzentration muss in bar angeben werden. Die Protonen sind eine gelöste Spezies - hier müssen wir die Konzentration in Mol pro Liter angeben. Die einfachsten Elektroden sind die Elektroden Erster
Art. Wir haben eine Metallsalz-Lösung, in die das entsprechende Metall taucht. Wir formulieren die NERSTsche Gleichung für eine Silberelektrode. Aus der Spannungsreihe lesen wir 0,8
Volt für E° ab. Im NERNSTschen Faktor steht für nü(e) 1. Im Logarithmus steht die Konzentration der Silberionen durch die
Konzentration des Silbermetalls. Elementares Silber ist ein Feststoff - wir müssen für dessen Konzentration den Molenbruch einsetzen. Bei reinem Silber ist der Molenbruch gleich 1. Bei einer Elektrode Zweiter Art haben wir ein Dreiphasensystem. Wir haben ein Metall, ein schwerlösliches Salz dieses Metalls und das entsprechende Anion dieses Salzes. Eine sehr gebräuchliche Referenzelektrode Zweiter Art
ist die Silberchlorid-Elektrode. Wir formulieren die NERNSTsche Gleichung zu dieser Elektrode: Aus der Spannungsreihe lesen wir 0,22 Volt für das Standardpotential E° ab. Im NERNST-Faktor steht für nü(e) 1 Wir dividieren im Logarithmus die Konzentration des festen Silberchlorids (den Molenbruch) durch die Konzentration des festen Silbers (auch Molenbruch) und die Konzentration der Chloridionen (Molarität in Mol/L). Klassische Referenzelektroden in der Elektrochemie sind die Standard-Wasserstoff- Elektrode (SHE) mit 0,00 Volt bei pH=0, die Kalomel-Elektrode (Hg2Cl2) mit 0,241 Volt und die "gesättigte" Silberchloridelektrode mit 0,179 Volt. Die Silberchloridelektrode ist gut miniaturisierbar, so
dass man sie bis in den Mikrobereich einsetzen kann. Das Redoxpotential einer einzelnen Elektrode lässt sich schwer messen. Was sich sehr gut messen lässt, ist die Differenz des Redoxpotentials zweier Elektroden. Wenn wir eine Zinkelektrode und eine Kupferelektrode kombinieren, so
haben wir eine GALVANIsche Zelle - das berühmte DANIELL-Element. Um
dieses GALVANIsche Zelle zu beschreiben, benötigen wir zweimal die NERNSTsche Gleichung. Üblicherweise hat Kupfer das höhere Potential und ist damit der Pluspol; Zink hat das
negativere Potential und ist damit der Minuspol. An der Kupferelektrode treten freiwillig Elektronen in den Elektrolyt - wir haben hier
die Kathode. An der Zinkelektrode treten freiwillig Elektronen in das Metall - wir haben hier
die Anode. Die Potentialdifferenz, die wir von außen messen können, entspricht der Differenz von Kathodenpotential
und Anodenpotential. Im stromlosen Zustand nennen wir diese Potentialdifferenz die Leerlaufspannung (delta E) oder die EMK (elektromotorische Kraft) Jeder Akkumulator ist eine GALVANIsche Zelle. Beim Entladen eines Akkumulators fließen die Ströme genau wie hier gezeichnet; Anoden- und Kathoden-Prozesse laufen freiwillig
ab. Wenn wir den Akkumulator aufladen wollen, müssen wir die Stromrichtung umkehren. Dann werden der
Minuspol von der Anode zur Kathode und der Pluspol von der Kathode zur Anode. Der
Stromfluss wird dann erzwungen, die Polaritäten von Anode und Kathode kehren sich um und das delta(E) wird negativ. Wir schauen uns den Potentialverlauf in einem
DANIELL-Element an (stromloser Zustand) Das
niedrigste Potential hat das Zinkmetall, es folgt der Potentialsprung zum Zinkelektrolyten, über eine Salzbrücke ("Stromschlüssel") geht es zum Kupferelektrolyten (hier
können wir in erster Näherung den Potentialsprung vernachlässigen), anschließend folgt
der Potenzialsprung zum Kupfermetall. Was wir mit einem Voltmeter messen können, ist die gesamte Potentialdifferenz zwischen Zinkmetall und Kupfermetall. Die EMK von 1,1 Volt ergibt sich aus dem Potential der Kupferelektrode (+0,34 Volt) abzüglich dem Potential der Zinkelektrode (- 0,76
Volt). Im DANIELL-Element wird also Zink oxidiert und Cu2+ reduziert. Diese Reaktion kann auch ohne GALVANIsche Zelle spontan durchgeführt werden. Auch beim spontanen Redoxprozess fließen Elektronen, aber in Form von ungerichteten Mikroströmen, die nicht zum
Leisten einer elektrischen Arbeit verwendet werden können. Erst durch die räumliche Trennung von Oxidation und Reduktion (in Form von 2 Elektroden) gelingt es, diese Mikroströme
zu bündeln, und damit elektrische Arbeit zu gewinnen. Generell kann man aus jeder Redoxreaktion eine GALVANIsche Zelle konstruieren. Wenn wir die Redoxreaktion spontan durchführen, gewinnen wir die gesamte Enthalpie (delta H) der Reaktion als Wärme. Wenn wir die gleiche Redoxreaktion in einer GALVANIschen Zelle durchführen,
gewinnen wir die freie Enthalpie (delta G) als elektrische Energie und die gebundene Enthalpie (T * delta S) als Wärme. Entsprechend ist die EMK einer GALVANIschen Zelle mit der freien Enthalpie (delta G) der Redoxreaktion
verknüpft. Entsprechend ist die Änderungen der EMK mit der Temperatur mit der Entropie (delta S) der Redoxreaktion verknüpft. Für ein DANIELL-Element misst man z.B. folgende EMK-Werte. Aus dem EMK-Wert für
25°C können wir eine freie Enthalpie (delta G) von - 212 kJ/mol für die Redoxreaktion
ausrechnen. Aus der Temperaturabhängigkeit der EMK können wir eine Entropie (delta S) von - 15 J/(mol K) für die Reaktion berechnen. Nach GIBBS-HELMHOLTZ können wir
dann auch die Enthalpie (delta H) ermitteln sie beträgt -
216,8 kJ/mol. Wir können mit Hilfe der Spannungsreihe Redoxreaktionen voraussagen. Kann Sauerstoff bei pH=7 Eisen zu Eisen(II)-Ionen oxidieren? Wir zerlegen die Redoxreaktion in zwei Teilreaktionen (Oxidation und Reduktion) und schauen die entsprechenden Potentiale in der Spannungsreihe nach: Sauerstoff hat ein positiveres Redoxpotential als Eisen - kann also Eisen oxidieren - die Reaktion kann spontan ablaufen.
Aus diesem Grund ist die Korrosion eisenhaltiger Werkstoffe ein Problem. Schon sauerstofffreies Wasser kann durch die ausreichend vorhandenen H(+)-Ionen Eisen oxidieren - wir sprechen dann von Wasserstoff-Korrosion. Dies gilt im verstärkten Maß für sauerstoffhaltiges Wasser (Sauerstoff-Korrosion) Sauerstofffreies neutrales Wasser kann
alle Metalle, die unedler sind als Eisen, oxidieren. Sauerstoffhaltiges neutrales Wasser kann alle Metalle, die
unedler sind als Silber oxidieren. Besonders gut geht die Korrosion
bei folgenden Bedingungen: viel Sauerstoff, niedriger pH-Wert, gute Leitfähigkeit des Elektrolyten, und große Potentialdifferenz im Werkstoff. Bei einer Potentialdifferenz im
Werkstoff löst sich stets die Anode auf. Wir sprechen davon, dass die Kathode vor Korrosion
geschützt ist. Durch geschickte Wahl eines Opfermetalls oder durch Anlegen einer externen Spannung kann man
daher Werkstoffe vor Korrosion schützen (wir sprechen von KKS: Kathodischem Korrosions-Schutz) Wenn wir ein Metall mit einem Elektrolyten kontaktieren, haben wir eine Elektrode: Wir erzeugen einen Potential-Sprung an der Phasengrenze.
Auch wenn wir zwei Elektrolyte kontaktieren erzeugen wir in der Regel ein Potentialsprung Wir trennen
z.B. zwei unterschiedlich konzentrierte Salzsäurelösungen
durch eine poröse Fritte. Nun werden sowohl Protonen als auch Chloridionen auf der konzentrierteren Lösung in die weniger konzentrierte Lösung diffundieren. Weil die Protonen sehr
viel schneller diffundieren, wird sich die weniger konzentrierte Lösung positiv aufladen. Wir sprechen von einem Diffusionspotential. Dieses Diffusionspotential können wir berechnen aus den Beweglichkeiten beziehungsweise
aus den Überführungszahlen von Kationen und Anionen. Wenn Anionen und Kationen gleich schnell wandern, wenn
t(+) gleich t(-) gleich 0,5 ist. ist das Diffusionspotential verschwindend
klein. Dies ist z.B. bei Kaliumchlorid-Lösung oder Ammoniumnitrat Lösung der Fall. Daher werden diese Lösungen häufig in sog. Stromschlüsseln in der Elektrochemie verwendet. Wenn wir
zwei unterschiedlich konzentrierte Salzsäurelösungen durch eine semipermeable Membran trennen, durch die lediglich die Protonen wandern können, so haben wir ebenfalls einen Potentialsprung an dieser Phasengrenze. Wir sprechen von einem Membranpotential, welche sich mit einer ganz analogen Formel berechnen lässt. Die verdünntere Lösung lädt sich positiv auf. Man kann dieses Membranpotential
für analytische Zwecke ausnutzen, z.B. in einer Glaselektrode zur Ermittlung des pH-Wertes. Wenn wir mehrere
Ionen haben, die permeieren können, so gilt diese Gleichung für jedes Ion. Es gibt eine
Beziehung zwischen den Ionen, die permeieren können, welche man als DONNAN-Gleichung bezeichnet. Das Produkt der
Konzentration der Ionen "links" ist gleich dem Produkt der Konzentration der Ionen "rechts". DONNAN-Potentiale spielen
in der Biochemie etwa bei der Leitung von Nervenimpulsen eine wichtige Rolle.
Ionenleitung
Elektrolytlösung
Ionenbeweglichkeit
Elektron <Legierung>
Ionene
Elektrolytlösung
Elektron <Legierung>
Elektrolytlösung
Galvanische Kette
Elektron <Legierung>
Spezies <Chemie>
Elektrolyse
Zelle
Elektron <Legierung>
Oxidation
Durchtrittsreaktion
Strom
Chlor
Elektrolyse
Kupferchloride
Elektron <Legierung>
Oxidation
Vorlesung/Konferenz
Durchtrittsreaktion
Salzsäure
Elektrolyse
Galvanische Kette
Elektrolysezelle
Oxidation
Zink
Vorlesung/Konferenz
Chemischer Prozess
Kupfer
Galvanische Kette
Kupferchloride
Blei
Elektrolysezelle
Vorlesung/Konferenz
Elektrolyse
Vorlesung/Konferenz
Durchtrittsreaktion
Stöchiometrie
Tonerde
Elektrolyse
Elektron <Legierung>
Vorlesung/Konferenz
Stoffmenge
Kupfer
Elektron <Legierung>
Vorlesung/Konferenz
AMP
Elektrolyt
Elektrolyse
Strom
Kupfer
Vorlesung/Konferenz
Korngrenze
Silber
Aluminium
Kupfer
Elektron <Legierung>
Zink
Vorlesung/Konferenz
Korngrenze
Kupferion
Elektron <Legierung>
Vorlesung/Konferenz
Chemischer Prozess
Kupfer
Elektron <Legierung>
Elektrolyt
Besprechung/Interview
Fließen
Strom
Vorlesung/Konferenz
Korngrenze
Elektrochemische Doppelschicht
Vorlesung/Konferenz
Elektrochemische Doppelschicht
Vorlesung/Konferenz
Delta
Elektrodenspannung
Elektrolytlösung
Aktionspotenzial
Zink
Vorlesung/Konferenz
Elektrodenspannung
Strom
Kupfer
Spezies <Chemie>
Redoxpotential
Zink
Durchtrittsreaktion
Spezies <Chemie>
Redoxpotential
Elektrolyt
Vorlesung/Konferenz
Durchtrittsreaktion
Elektrolytlösung
Konzentration
Sonnenschutzmittel
Spezies <Chemie>
Elektron <Legierung>
Redoxpotential
Durchtrittsreaktion
Konzentration
Spezies <Chemie>
Spannungsreihe
Redoxpotential
Permanganate
Konzentration
Spannungsreihe
Elektron <Legierung>
Lithium
Lawrencium
Redoxreaktion
Aktionspotenzial
Spezies <Chemie>
Spannungsreihe
Elektron <Legierung>
Oxidation
Lawrencium
Aktionspotenzial
Salz
Ableitung <Bioelektrizität>
Platin
Elektrolytlösung
Spannungsreihe
Redoxpotential
Eisen
Graphit
Spezies <Chemie>
Ionene
Eisen
Konzentration
Ionene
Eisen
Aktionspotenzial
Gewässer
Spezies <Chemie>
Redoxpotential
Besprechung/Interview
Kernmatrix
Aktionspotenzial
Neutrale Lösung
Redoxpotential
Bodden
Kernmatrix
Durchtrittsreaktion
Fester Zustand
Bezugselektrode
Elektron <Legierung>
Elektrolyt
Elektrochemisches Verfahren
Sonnenschutzmittel
Spezies <Chemie>
Wasserstoff
Konzentration
Proton
Sonnenschutzmittel
Silberion
Spannungsreihe
Vorlesung/Konferenz
Konzentration
Spannungsreihe
Bezugselektrode
Silberchlorid
Schwesterchromatiden-Austausch
Brandsilber
Chloridion
Aluminiumsalze
Silber
Salz
Elektrochemisches Verfahren
Metall
Stoffmengenanteil
Anion
Konzentration
Galvanische Kette
Redoxpotential
Kupfer
Galvanische Kette
Elektron <Legierung>
Elektrolyt
Zink
Aktionspotenzial
Galvanische Kette
Elektron <Legierung>
Strom
Delta
Vorlesung/Konferenz
Aktionspotenzial
Galvanische Kette
Zink
Aktionspotenzial
Redoxreaktion
Galvanische Kette
Oxidation
Delta
Haff
Redoxreaktion
Galvanische Kette
Gibbs-Energie
Delta
Redoxreaktion
Gibbs-Energie
Temperaturabhängigkeit
Delta
Redoxreaktion
Korrosion
Spannungsreihe
Redoxsystem
Redoxpotential
Oxidation
Sauerstoff
Eisen
Werkstoff
Redoxreaktion
Aktionspotenzial
Korrosion
Leitfähigkeit
Gut <Landwirtschaft>
Werkstoff
Silber
Korrosion
Aktionspotenzial
Besprechung/Interview
Vorlesung/Konferenz
Werkstoff
Elektrolyt
Korngrenze
Elektrolytlösung
Konzentrierte Lösung
Fritte <Technik>
Korrosionsschutz
Chloridion
Elektrolytlösung
Proton
Konzentrierte Lösung
Anion
Bewegung
Kation
Überführungszahl
Ammoniumnitrat
Lösung
Glaselektrode
Neutrale Lösung
Semipermeable Membran
Membranpotenzial
Verdünnte Lösung
Chemische Analyse
Korngrenze
Proton
Ionene
Vorlesung/Konferenz
Donnan-Potenzial
Konzentration
Biochemie

Metadaten

Formale Metadaten

Titel Was passiert an den Elektroden? - Strom und Spannung bei Elektrolyse und GALVANIschen Zellen
Untertitel Thermodynamik
Serientitel Physikalische Chemie kompakt
Teil 9
Anzahl der Teile 9
Autor Lauth, Günter Jakob
Mitwirkende Lauth, Anika
Lizenz CC-Namensnennung - keine kommerzielle Nutzung 3.0 Deutschland:
Sie dürfen das Werk bzw. den Inhalt zu jedem legalen und nicht-kommerziellen Zweck nutzen, verändern und in unveränderter oder veränderter Form vervielfältigen, verbreiten und öffentlich zugänglich machen, sofern Sie den Namen des Autors/Rechteinhabers in der von ihm festgelegten Weise nennen.
DOI 10.5446/15232
Herausgeber Günter Jakob Lauth (SciFox)
Erscheinungsjahr 2013
Sprache Deutsch
Produktionsjahr 2013
Produktionsort Jülich

Inhaltliche Metadaten

Fachgebiet Physik, Chemie
Schlagwörter Physikalische Chemie
Thermodynamik

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