Eine der Aufgaben in der Chemie ist es, Reaktionen bzw. Stoffeigenschaften vorherzusagen. Da Metalle als Werkstoffe in den unterschiedlichsten Produkten verwendet werden, wird in der Chemie das Reaktionsverhalten von Metallen ausführlich untersucht. Da metallische Werkstoffe nicht mit Luftsauerstoff reagieren sollen (=> Oxidation) und so “zerstört” werden, ist durch zahlreiche Untersuchungen die Beständigkeit von Metallen gegenüber Sauerstoff bekannt. Wie dir aus dem Alltag bekannt ist, reagieren Metalle unterschiedlich stark mit (Luft-)Sauerstoff, beispielsweise der Vergleich von Eisen und Silber. Ordnet man nun Metalle nach ihrem (unterschiedlichen Bestreben) mit Sauerstoff zu reagieren, so erhält man die sogenannte Oxidationsreihe der Metalle.
Lassen wir ein Goldstück und ein Eisenstück (vergleichbare Oberflächengröße) an Luft liegen, beobachten wir das unterschiedliche Bestreben der Metalle mit Luftsauerstoff zu reagieren. Eisen rostet relativ leicht an Luft, während Gold keine Spuren einer Reaktion mit dem (Luft)sauerstoff zeigt. Aus dieser Beobachtung leitet sich eine Aussage ab, die vielleicht bereits aus dem Sachkundeunterricht bekannt ist.
Je edler ein Metall ist, desto geringer ist sein Bestreben, mit (Luft-)Sauerstoff zu reagieren
Ordnet man nun das Reaktionsverhalten von Metallen gegenüber Sauerstoff so entsteht hieraus die sogenannte Oxidationsreihe der Metalle:
Li, K, Na, Mg, Mn, Zn, Cr, Fe, Ni, Sn, Pb, Cu, Ag, Hg, Au, Pt.
Lithium reagiert sehr heftig mit Sauerstoff, während beispielsweise Gold nicht mit Luftsauerstoff reagiert. Mit Hilfe der Oxidationsreihe der Metalle können wir das Bestreben von Metallen mit Sauerstoff zu reagieren vergleichen. Allerdings sei darauf hingewiesen, dass die Metalle in ihrem Zustand auch vergleichbar sein müssen (das Reaktionsverhalten ist auch von Zerteilungsgrad abhängig, so reagiert Eisenpulver deutlich stärker, als Eisenstäbe).
Im Rahmen des fortgeschrittenen Chemieunterrichts lernst du die sogenannte Redoxreihe der Metalle kennen. Die Redoxreihe der Metalle ist eine “Erweiterung bzw. Fortführung” der Oxidationsreihe der Metalle. Hier lernst du dann auch, warum ein Metall mit Sauerstoff stärker reagiert als ein anderes Metall.
Dabei wirst du kennenlernen, dass jedes Metall ein Bestreben hat, Valenzelektronen abzugeben. Dieser Elektronendruck ist für jeden Stoff charakteristisch, d.h. die Stoffe haben unterschiedliche Neigung (Valenz)elektronen abzugeben. Die Redoxreihe ordnet also Metalle nach ihrem Bestreben, Elektronen abzugeben. Daher kann beispielsweise mit Hilfe der Redoxreihe vorhergesagt werden, welcher Reaktionspartner als Reduktionsmittel fungieren wird.
Die Oxidationsreihe bzw. Redoxreihe der Metalle ist eine Tabelle, die die verschiedenen Metalle nach ihrer Oxidationsfähigkeit bzw. ihrer Fähigkeit, Elektronen abzugeben, ordnet.
Die Edelmetalle wie Gold, Silber und Platin haben das höchste Redoxpotential und stehen daher am Ende der Oxidationsreihe. Sie geben ungern Elektronen ab und oxidieren daher kaum.
Ein Metall mit niedrigem Redoxpotential gibt leichter Elektronen ab und kann daher ein Metall mit hohem Redoxpotential reduzieren.
Als Oxidation bezeichnet man den Vorgang, bei dem ein Atom, Ion oder Molekül Elektronen abgibt.
Die Reduktion ist der Vorgang, bei dem ein Atom, Ion oder Molekül Elektronen aufnimmt.
Ein Redoxpärchen besteht aus zwei chemischen Spezies, die durch einen Elektronenaustausch miteinander in Verbindung stehen – das Oxidationsmittel (das Elektronen aufnimmt) und das Reduktionsmittel (das Elektronen abgibt).
Das Redoxpotential einer Halbzelle kann berechnet werden, indem man das Redoxpotential der Reduktionsreaktion des Redoxpärchens heranzieht und gegenüber der Standardhalbzelle (normalerweise Wasserstoff) normiert.
Ein Oxidationsmittel ist eine chemische Verbindung, die in der Lage ist, Elektronen aufzunehmen.
Ein Reduktionsmittel ist eine chemische Verbindung, die in der Lage ist, Elektronen abzugeben.
Die Oxidationsreihe ist in der Elektrochemie von großer Bedeutung, da sie Aufschluss über die Redoxpotentiale verschiedener Metalle gibt und so hilft, elektrochemische Zellen und Batterien zu konstruieren.