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Elektrische Arbeit

Die elektrochemische Zelle

Chemische Umsetzungen unter Beteiligung von Ionen sind mittels einer elektrochemischen Zelle kontrolliert durchführbar. Ein Beispiel ist die folgende Ionenreaktion von Nitratsalzen in wäßriger Lösung.

2Ag++ Cu 2Ag+ Cu2+

Tauchen wir ein Cu-Blech in die Silbernitrat-Lösung, so geht das unedlere Kupfer als Cu2+-Ionen in die Lösung und die Ag+-Ionen scheiden sich als Silber auf dem Cu-Blech ab. Die Reaktion kann gestoppt werden, indem das Cu-Blech aus der Lösung entfernt wird.

Elekrochemische Reaktionsführung
Abb.1
2 Ag++ Cu 2 Ag+ Cu2+

Ein Silber- und Kupferblech taucht in eine Lösung von AgNO3 (linke Halbzelle) bzw. Cu(NO3)2 (rechte Halbzelle) ein. Beide Halbzellen sind durch eine poröse Tonwand voneinander getrennt, die den Transport von Ionen zwischen beiden Halbzellen ermöglicht, die konvektive Vermischung der beiden Lösungen aber verhindert.

Zn Zn2++ 2e Cu2++ 2e Cu

Verbinden wir die offenen Enden zwischen den beiden Metallplatten mit einem Cu -Draht, so findet die chemische Reaktion statt. Silber wird auf dem Ag-Blech abgeschieden und Kupfer geht in Cu2+-Ionen über.

Lassen wir die Enden unverbunden, so äußert sich die chemische Reaktivität als elektrische Spannung zwischen den beiden Metallen. Sie wird elektromotorische Kraft, abgekürzt E oder EMK (in Einheiten der Spannung, Volt), genannt, da wir mit ihr einen elektrischen Motor antreiben können. Fließt durch den Motor ein merklicher Strom, so ist die Spannung geringer als im stromlosen Zustand. Mit dem Motor lässt sich eine Masse gegen die Erdanziehung heben. Das System der chemischen Reaktanden vermag also bei der Zustandsänderung „chemische Reaktion” eine elektrische Arbeit zu leisten (abgekürzt Wel), genau wie das ideale Gas die Arbeit Wvol bei der Zustandsänderung „Expansion”. Die elektrische Arbeit berechnet sich nach den Formeln

Wel = - q E = - n F E q = gegen die Spannung  E  transportierte Ladung = n F  ( n  Mole transportierte Elektronen ) d Wel = - E d q = - F E d n F = Faraday-Konstante
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