Die elektrochemische Spannungsreihe

In einem vorherigen Kapitel wurde erläutert, wie bei einer Elektrode durch die sogenannten Elekrodenreaktionen eine Potentialdifferenz entsteht. Wesentlicher Effekt ist der sogenannte Elektronendruck, der bewirkt, dass v.a. Metalle das Bestreben haben, Elektronen abzugeben und als Kation in Lösung gehen. Gibt ein Metallstab Elektronen ab, lädt sich das Metall aufgrund der “zurückbleibenden” Elektronen auf dem Stab negativ auf. Die Elektrolytlösung, in die die Metallionen sich lösen, “lädt” sich positiv auf. Hierbei bildet sich ein Potential aus (elektrochemische Doppelschicht)

Der Elektronendruck ist für jeden Stoff charakterisitisch, d.h. die Stoffe haben unterschiedliche Neigung (Valenz)elektronen abzugeben. Wie im entsprechenden Chemie-Kapitel ausführlich erläutert, haben vor allem Metalle ein großes Bestreben, Elektronen abzugeben und so die Edelgaskonfiguration zu erreichen.

Die Abgabe der Elektronen und Lösung der Ionen wird auch als Lösungsbestreben bezeichnet. Darüber hinaus gibt es Stoffe, die das Bestreben haben, möglichst Elektronen aufzunehmen. Dieses Bestreben bezeichnet man auch als Abscheidungsbestreben. Aus den Grundlagen der Chemie kennen wir, dass Metalle mit hohem Lösungsbestreben als “unedle” Metalle bezeichnet, Metalle mit hohem Abscheidungsbestreben werden als edle Metalle bezeichnet.

Zwischen dem Metall und seinem entsprechenden Metallion (= Elektrode) gibt es eine entsprechende Wechselwirkung, wodurch sich ein Potential ausbildet. In der Elektrochemie wird ein solches System als Halbzelle bezeichnet. Das Potential einer solchen Halbzelle lässt sich experimentell aber nicht bestimmen, die Kombination zweier Halbzellen aber ermöglicht eine Messung der Potentialdifferenz zwischen zwei Halbzellen. Kombiniert man nun verschiedene Halbzellen miteinander (z.B. Eisen/Eisensalzlösung, Magnesium/Magnesiumsalzlösung), kann man die einzelnen Halbzellen (bei Metallen auch Redoxpaare genannt) aufgrund der gemessenen Potentialdifferenz zueinander ordnen. Diese Anordnung von Halbzellen nach ihren Potentialdifferenzen, bezeichnet man als (elektrochemische) Spannungsreihe (liegt eine Spannungsreihe nur mit Metallen/Metallionen vor, wird diese Spannungsreihe auch als Redox-Reihe bezeichnet).

Inzwischen gibt es viele Anordnungen innerhalb der elektrochemischen Spannungsreihen unterschiedliche “Modelle”. Manche elekrochemische Spannnungsreihen listen die “Halbzellen” von links nach rechts auf, andere Modelle listen die Halbzellen von oben nach unten auf. Die einzelnen Halbzellen/Redoxpaare werden entweder nach aufsteigendem oder absteigendem (Standardelektroden)potential geordnet, wodurch es bei elektrochemischen Spannungsreihen kein einheitliches Muster vorliegt. Daher kann nur abgeraten werden werden, “irgendwelche” Schemata auswendig zu lernen (beispielsweise: ein Metall (bzw. das entsprechende) Metallion, dass in der elektrochemischen Spannungsreihe über einem Metall steht, kann von diesem reduziert werden).

Umgang mit der elektrochemischen Spannungsreihe

Der Umgang mit der elektrochemischen Spannungsreihe ist ein wesentlicher Bestandteil in der Elektrochemie. Mit Hilfe der elektrochemischen Spannungsreihen können Redoxreaktionen vorhergesagt werden (ob sie überhaupt ablaufen). Darüber hinaus kann bei einer Kombination zweier Elektroden zu einer galvanischen Zelle bestimmt werden, welche Elektrode die Kathode und welche Elektrode die Anode ist. Darüber hinaus kann man durch die Kombination zweier Halbzellen zu einer galvanischen Zelle die sogenannte Zellspannung berechnen.

Im Rahmen des Chemieunterrichts verlassen sich viele auf das “Schema Edelmetalle -unedle Metalle”.  Dieses besagt, dass unedle Metalle leichter Elektronen abgeben, also Edelmetalle. Daher geben immer unedle Metalle ihre Elektronen an das edlere Metall (bzw. dessen Metallionen) ab.Gegen dieses Konzept ist eigentlich nichts einzuwenden, sofern man die Reihenfolge aller Metalle kennt (nicht nur, ob ein Metall edel oder unedel ist, sondern auch die “Stellung” zueinander). Diese Spannungsreihe lautet: Li, K, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Cd, Co, Ni, Sn, Pb, Cu, Ag, Hg, Au, Pt. Beispiel: Magnesium kann Aluminiumionen zu Aluminium reduzieren und wird selbst oxidiert.

Die beste Lösung im Umgang mit der elektrochemischen Spannungsreihe ist folgende: Die Stärke eines Reduktionsmittels nimmt mit abnehmendem Standardpotential zu. Das bedeutet, dass beispielsweise Kalium ein stärkeres Reduktionsmittel ist als Kupfer. Die Stärke eines Oxidationsmittels nimmt hingegen mit steigendem Standardpotential zu. Das bedeutet, dass das Kaliumion ist ein schwächeres Oxidationsmittel als beispielsweise das Kupferion.

Das Potential einer Halbzelle aus einer 1-molaren Salzlösung und dem entsprechenden Metall gegen eine Wasserstoffelektrode wird als Normalpotential bezeichnet. Die Spannung zwischen einer Wasserstoffelektrode und einer Elektrode aus einem anderen chemischen Element ist bei Normalbedingungen* das Standardpotenzial dieses chemischen Elements

Aus der Kenntnis der Normalpotentiale bzw. Redoxpotentiale kann man voraussagen, ob ein bestimmter Redoxvorgang möglich ist. Eine Redoxreaktion findet -wie bereits erwähnt- zwischen einem Oxidationsmittel (oxidierte Form eines Elementes bzw. einer Verbindung) und einem Reduktionsmittel (reduzierte Form eines Elementes bzw. einer Verbindung).

Beispiel:

 

reduzierte Form
oxidierte Form
Normalpotential
Na
Na+
-2,7 V
Cl
Cl2
+1,4 V

 

Untersuchung der Reaktionsmöglichkeiten

Aus obig genannter Tabelle könne man folgende Reaktionsmöglichkeiten untersuchen:

  • Na und Cl: Es handelt sich jeweils um die reduzierte Form (Reduktionsmittel), da eine Redoxreaktion nur zwischen einem Oxidationsmittel und einem Reduktionsmittel stattfinden kann, ist diese Reaktion nicht möglich.
  • Naund Cl2: Es handelt sich jeweils um die oxidierte Form (Oxidationsmittel), da eine Redoxreaktion nur zwischen einem Oxidationsmittel und einem Reduktionsmittel stattfinden kann, ist diese Reaktion nicht möglich.
  • Na und Cl2: Es handelt sich hier um ein Reduktionsmittel (Na) und ein Oxidationsmittel (Cl2), damit sollte eine Reaktion theoretisch möglich sein. Um aussagen zu können, ob die Reaktion auch wirklich abläuft muss überprüft werden, ob das Reduktionsmittel auch wirklich das stärkere Bestreben hat, Elektronen abzugeben. Normalpotential muss negativer sein. Dies ist erfüllt, denn das Redoxpaar (Na/Na+) hat ein negativeres Potential als das Redoxpaar (Cl/Cl2), somit findet eine Reaktion zw. Na und Cl2 statt.
  • Na+ und Cl: Es handelt sich hier um ein Reduktionsmittel (Cl) und ein Oxidationsmittel (Na+), damit sollte eine Reaktion theoretisch möglich sein. Da das Redoxpaar (Cl/Cl2) ein positiveres Potential als (Na/Na+) hat, gibt die reduzierte Form Cl keine Elektronen ab. Aus Na+ und Cl (im wässrigen Zustand) bildet sich NaCl (im festen Zustand). Es findet aber keine
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