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Der Redoxvorgang - Reaktionsvorhersage

Allgemeines:
Ein Redoxvorgang ist eine chemische Reaktion, bei der ein Teilchen Elektronen auf ein anderes Teilchen überträgt. Bei einer solchen Elektronenübertragungs-Reaktion finden also eine Elektronenabgabe (Oxidation) durch ein Teilchen sowie eine Elektronenaufnahme (Reduktion) statt (Redox = Reduktion-Oxidation). Durch Kenntnis des Oxidationsmittels und des Reduktionsmittels der Reaktion sowie der Normalpotentiale der Reaktionsteilnehmer, lässt sich ein Redoxvorgang vorhersagen.
 

Einige Normalpotentiale ("elektrochemische Spannungsreihe"):
Diese Spannungsreihe ermöglicht Aussagen über den Ablauf von chemischen Reaktionen. Sie
lässt Vorhersagen zu, ob eine bestimmte Reaktion möglich ist.
 

reduzierte Form
oxidierte Form
Normalpotential
Li Li+ - 3,0 V
Na Na+ - 2,7 V
Mg Mg2+ - 2,4 V
Zn Zn2+ - 0,8 V
Cu Cu2+ + 0,3 V
I- I2 + 0,6 V
Cl- Cl2 + 1,4 V
F- F2 + 3,1 V

Um diese Spannungsreihe zu verstehen, werden nochmal ein paar Grundlagen wiederholt:
Die reduzierte Form eines Elements dient als Reduktionsmittel, d.h. das Element gibt leicht Elektronen ab und reduziert daher einen anderen Stoff. Die oxidierte Form dient als Oxidationsmittel, d.h es nimmt Elektronen auf. Zudem läuft eine Redoxreaktion immer nur zwischen einer reduzierten und einer oxidierten Form ab. Mithilfe der Spannungsreihe lässt sich herleiten:

  • Je negativer das Standardpotential, desto stärker das Reduktionsmittel, d.h. desto stärker ist das Bestreben der reduzierten Form, Elektronen abzugeben.
  • Je positiver das Standardpotential desto stärker das Oxidationsmittel, d.h. desto stärker ist das Bestreben der oxidierten Form, Elektronen aufzunehmen.


Beispiel:  Cu2+ und Zn

oxidierte Form
reduzierte Form
Normalpotential
Cu2+  + 2e-
Cu 
+ 0,3 V
Zn2+ + 2e-
Zn
-0,8 V

Algemein gilt für die Berechnung der Differenz der Standartpotentiale:

              D E = E (Stoff der Elektronen aufnimmt) - E (Stoff der Elektronen abgibt)

Zink gibt in diesem Fall Elektronen ab und die Kupferionen nehmen Elektronen auf. Damit gilt für unser Beispiel: D E = 0,3 V - (-0,8 V) = 1,1 V. Damit wissen wir, dass die Reaktion abläuft, da D E größer als Null ist.

Als Merkhilfe gilt: Ein reduzierte Form kann die oxidierte Form, die über ihr in der Spannungsreihe steht zum Element reduzieren, andersrum nicht.
 

Zusammenfassung:
 

Ob eine Redoxreaktion zwischen zwei Halbzellen (gleicher Konzentration!) ablaufen kann, hängt von den Potentialen ab. Berechnet man die Differenz der Normalpotentialen  und erhält ein Ergebnis D E0 > 0 kann die Reaktion theoretisch ablaufen.

Anders ausgedrückt:
 

Das Standardpotential des Oxidationsmittels muss positiver sein,als das des Reduktionsmittels.

 
weiteres Beispiel:
In einem vorherigen Kapitel wurde erwähnt, dass Kupfer (Cu) Silberionen (Ag+) zu Silber (Ag) reduzieren kann. 

D E0 = E0(Ag+) - E0(Cu) = 0,8 V - 0,3 V = 0,5 V. Die Differenz ist größer als 0, somit sollte die Reaktion von Kupfer mit Silberionen ablaufen, was auch tatsächlich passiert.

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