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Daniell-Element

John Frederic Daniell war ein britischer Chemiker, der im 18. Jahrhundert geboren wurde. Eines seiner Erfindungen ist das Daniell-Element, welches auch Daniell`sches Element genannt wird.

Durch dieses kann chemische Energie in elektrische Energie umgewandelt werden.

Was genau das Daniell-Element ist und wie es funktioniert, erklärt dir simpleclub.

Daniell-Element einfach erklärt

Das Daniell-Element besteht aus:

einem unedlen Metall (Zink)
einem edleren Metall (Kupfer)

Diese befinden sich dann in jeweils einer Halbzelle mit dem entsprechenden Metall als Salzlösung im Wasser.

Beide Zellen werden durch ein Kabel mit einem Strommessgerät und eine Salzbrücke verbunden.

Das Kabel wird für den Austausch der Elektronen verwendet.

Die Salzbrücke wird benötigt, um einen Ionenaustausch zu ermöglichen, da sonst nach kürzester Zeit auf der einen Seite nur Kationen (positive Ionen) und auf der anderen Seite nur Anionen (negative Ionen) vorhanden wäre.

Um anschließend die Spannung zwischen den Halbzellen zu berechnen, kannst du das Elektrodenpotential des Elements, welches reduziert wird mit dem Elektrodenpotential des oxidierten Elements subtrahieren.

\text{E}_{\text{Gesamt}} = \text{E}_{\text{Reduktion}} – \text{E}_{\text{Oxidation}}

\text{E}_{\text{Gesamt}} = \text{E}_{\text{Reduktion}} – \text{E}_{\text{Oxidation}}

Daniell-Element Definition

Das Daniell-Element (eine bestimmte galvanische Zelle) ist der Vorläufer aller Batterien. Jede der heutigen Batterien funktioniert nach dem gleichen Prinzip:

Es wird ein unedleres Metall zu einem Metall-Ion umgewandelt
Dabei entsteht ein Stromfluss aus Elektronen, der zu einem edleren Metall-Ion fließt
Das edlere Metall-Ion wird anschließend in ein Metall umgewandelt.

Daniell-Element Beispiel

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Standardpotential des Daniell-Elements

In diesem Beispiel befindet sich in einer Halbzelle Kupfer als Metall und Kupfersulfat in der Lösung. Bei der anderen Halbzelle wird Zink als Metall und Zinksulfat in der Lösung vorgelegt.

In der hier dargestellten Grafik, wird links eine Kupfer Kupfersulfat Halbzelle dargestellt, dabei befindet sich ein Kupferblech oder eine Kupferelektrode in einer Kupfersulfat Lösung mit einer Konzentration von einem mol pro Liter in einem Glasgefäß. Rechts ist eine Zink Sinksulfat Halbzelle dargestellt, dabei befindet sich ein Zinkblech oder eine Zinkelektrode in einer Zinksulfat Lösung mit einer Konzentration von einem mol pro Liter in einem Glasgefäß.
Beide Halbzellen sind einmal über eine Salzbrücke verbunden. Die Salzbrücke ist ein Papiertuch getränkt in einer stark konzentrierten ionischen Lösung. Außerdem sind beide Halbzellen mit einem Kabel und einem Spannungsmessgerät verbunden. Das Spannungsmessgerät zeigt einen Strom von eins Komma eins Volt an

Diese Reaktionen laufen hier ab:

\text{Anode (Ox.): Zn}^{0} \rightarrow \text{Zn}^{2+} +\text{ 2} \text{ e}^{-}

\text{Anode (Ox.): Zn}^{0} \rightarrow \text{Zn}^{2+} +\text{ 2} \text{ e}^{-}

\text{Kathode (Red.): Cu}^{2+} +\text{ 2 e}^{-} \rightarrow \text{ Cu}^{0}

\text{Kathode (Red.): Cu}^{2+} +\text{ 2 e}^{-} \rightarrow \text{ Cu}^{0}

Die Ionenlösungen liegen hier bei einer gleichen Konzentration von 1 mol/L vor.

Dadurch kann das Standardelektrodenpotential der elektrochemischen Reihe als Elektrodenpotential verwendet werden.

Die Standardelektrodenpotential für Kupfer und Zink betragen: E(Kupfer) = +0,35 V, E(Zink) = - 0,76 V.

Falls die Konzentrationen abweichen sollten, muss ein neues Elektrodenpotential für jede Halbzelle anhand der Nernst-Gleichung ermittelt werden.

\text{E} = \text{E}^{\text{0}} + \frac{\text{0,059 V}}{\text{z}} \text{log}\left(\frac{\text{c(Ox.)}}{\text{c(Red.)}}\right)

\text{E} = \text{E}^{\text{0}} + \frac{\text{0,059 V}}{\text{z}} \text{log}\left(\frac{\text{c(Ox.)}}{\text{c(Red.)}}\right)

Das Elektrodenpotential der gesamten Zelle und dadurch die gemessene Spannung wird mit der nachfolgenden Gleichung ermittelt:

\text{E}_{\text{Gesamt}} = \text{E}_{\text{Reduktion}} – \text{E}_{\text{Oxidation}}

\text{E}_{\text{Gesamt}} = \text{E}_{\text{Reduktion}} – \text{E}_{\text{Oxidation}}

\text{E}_{\text{Gesamt}} = \text{E}_{\text{Kupfer}} – \text{E}_{\text{Zink}}

\text{E}_{\text{Gesamt}} = \text{E}_{\text{Kupfer}} – \text{E}_{\text{Zink}}

\text{E}_{\text{Gesamt}} = \text{1,1 V}

\text{E}_{\text{Gesamt}} = \text{1,1 V}

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