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.
Diese Spannungsreihe ermöglicht Aussagen über den Ablauf von chemischen Reaktionen. Sie lässt Vorhersagen zu, ob eine bestimmte Reaktion möglich ist. Die Normalpotentiale lassen sich in jeder Formelsammlung finden. Nun geht es darum, vorher zu sagen, ob eine Reaktion auch wirklich stattfindet. In diesem Kapitel wird vorausgesetzt, dass bekannt ist, was eine reduzierte Form bzw. eine oxidierte Form eines Elements bzw. Verbindung ist. Zur Wiederholung nur, eine Redoxreaktion ist eine Elektronenübertragungsreaktion; während der Reaktion wird von der reduizerten Form Elektronen auf die oxidierte Form übertragen.
Beispiel:
In unserem Fall betrachten wir einmal die Reaktion von Magnesium und Chlor (wobei bekannt sein dürfte, dass die Reaktion abläuft):
Mg + Cl2 -> Mg2+ + 2Cl–
Nun wird die Reaktion untersucht, Magnesium liegt in der reduzierten Form und Chlor in der oxidierten Form vor, eine Redoxreaktion ist möglich. Aus der “Reaktionsgleichung” erkennt man, dass Magnesium Elektronen abgibt und Chlor Elektronen aufnimmt. Nun gilt die Regel, dass die Differenz der Normalpotentiale größer als 0 sein muss, damit eine Redoxreaktion freiwillig abläuft. Für die Berechnung der Differenz gilt: E0 (Stoff, der Elektronen aufnimmt) – E0 (Stoff, der Elektronen abgibt):
In unserem Beispiel: E0 von Magnesium -2,4 Volt und E0 von Chlor +1,4 Volt. Nun kann man die Werte einsetzen:
1,4 Volt – (-2,4 Volt) = 3,8 Volt
Die Differenz der Normalpotentiale ist größer als 0, somit läuft diese Redoxreaktion auch freiwillig ab, was in diesem Fall auch so erwartet wurde.