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Chemie · Redox-Reaktionen
Standard-Wasserstoffelektrode und Standardpotenzial, Spannungsreihe mit edel und unedel, Vorhersage von Redox-Reaktionen mit Beispielrechnungen und die Nernst-Gleichung für abweichende Konzentrationen.
Das Redox-Potenzial E sagt, wie gern ein Redox-Paar Elektronen aufnimmt. Freiwillig fließen Elektronen immer zum Paar mit dem positiveren Potenzial.
Ein einzelnes Potenzial lässt sich nicht messen, nur der Unterschied zwischen zwei Halbzellen. Als Nullpunkt dient die Standard-Wasserstoffelektrode (SHE). Ein Platinblech wird von H₂ (1 bar) umspült und taucht in eine Säure mit c(H⁺) = 1 mol/l: 2 H⁺ + 2 e⁻ ⇌ H₂. Ihr Potenzial ist per Definition 0,00 V.
Das Standardpotenzial E° (Normalpotenzial, Einheit Volt) gilt bei 25 °C, 1 bar und 1 mol/l (Aktivität).
Woher es kommt: Taucht ein Metall in seine Salzlösung, gehen Ionen in Lösung (Lösungsdruck), die Elektronen bleiben zurück und laden das Metall negativ auf, bis ein Gleichgewicht herrscht. Je stärker das Metall Ionen bilden will, also je höher sein „Elektronendruck“, desto negativer ist E°.
Ordnest du die Redox-Paare (Ox/Red) nach E°, erhältst du die Spannungsreihe: oben die unedlen Metalle, unten die edlen.
| Redox-Paar | E° in V |
|---|---|
| Na⁺/Na | −2,71 |
| Mg²⁺/Mg |
| −2,37 |
| Zn²⁺/Zn | −0,76 |
| Fe²⁺/Fe | −0,44 |
| Pb²⁺/Pb | −0,13 |
| 2 H⁺/H₂ | 0,00 |
| Cu²⁺/Cu | +0,34 |
| Ag⁺/Ag | +0,80 |
| Au³⁺/Au | +1,50 |
| E° negativ | E° positiv | |
|---|---|---|
| Metall ist | unedel | edel |
| Metall wirkt als | starkes Reduktionsmittel | schwaches Reduktionsmittel |
| Ion wirkt als | schwaches Oxidationsmittel | starkes Oxidationsmittel |
| Gegen die SHE | gibt e⁻ an die SHE ab | nimmt e⁻ von der SHE auf |
Unedle Metalle (E° < 0) lösen sich in der Regel in Salzsäure unter H₂-Bildung (Zn + 2 H⁺ → Zn²⁺ + H₂), Kupfer, Silber und Gold nicht. Die SHE ist je nach Partner Anode oder Kathode.
Das Paar mit dem negativeren E° gibt Elektronen ab (wird oxidiert), das mit dem positiveren nimmt sie auf (wird reduziert). Wie Wasser vom hohen zum niedrigen Druck strömt, fließen Elektronen vom hohen Elektronendruck (negatives E°) zum niedrigen.
Je größer ΔE, desto größer die Triebkraft. → Ausführlich in: Galvanisches Element
Die Nernst-Gleichung sagt, wie E sich mit der Konzentration ändert: Mehr Oxidationsmittel hebt E an, mehr Reduktionsmittel senkt es.
E = E° + (0,059 V / z) · lg( c(Ox) / c(Red) )bei 25 °C, z = Zahl der Elektronen, feste Metalle zählen als 1
Beispiel Cu²⁺/Cu mit c(Cu²⁺) = 0,1 mol/l: E = 0,34 V + (0,059 V / 2) · lg 0,1 = 0,34 V − 0,03 V = 0,31 V.
Nein. Silber (+0,80 V) hat das positivere Potenzial als Kupfer (+0,34 V) und gibt keine Elektronen an Cu²⁺ ab. Umgekehrt reagiert Kupfer mit Ag⁺.
Interaktives Modell
Deine AufgabeLies die Standardpotenziale von Zink und Kupfer ab und berechne ΔE = EKathode − EAnode. Begründe, warum die Elektronen vom Zink zum Kupfer fließen.
