Redoxpotential Rechner

Berechnen Sie Redoxpotentiale, Gibbs-Energie und Gleichgewichtskonstanten für elektrochemische Reaktionen

Berechnungsart wählen

Standard-Zellpotential berechnen

Berechnen Sie das Zellpotential aus den Standard-Reduktionspotentialen:

Positiver Wert aus Reduktionspotential-Tabelle

Positiver Wert aus Reduktionspotential-Tabelle

Ganzzahl zwischen 1 und 10

Beispiele:

Nernst-Gleichung (Nicht-Standard-Bedingungen)

Berechnen Sie das Zellpotential unter Nicht-Standard-Bedingungen:

Standard: 298.15 K (25°C)

Produkt (Elektronenakzeptor)

Edukt (Elektronendonor)

Beispiele:

Gibbs-Energie und Gleichgewichtskonstante

Berechnen Sie ΔG° und K aus dem Zellpotential:

Standard: 298.15 K (25°C)

Beispiele:

Wissenswertes über Redoxpotentiale

📚 Grundlagen

Das Redoxpotential ist ein Maß für die Tendenz einer chemischen Species, Elektronen aufzunehmen (reduziert zu werden).

Standard-Reduktionspotential (E°):

  • Positivere Werte: Stärkere Oxidationsmittel
  • Negativere Werte: Stärkere Reduktionsmittel
  • Gemessen bei Standardbedingungen (25°C, 1 M, 1 atm)

⚡ Zellpotential berechnen

Das Zellpotential einer elektrochemischen Zelle:

E°zelle = E°kathode - E°anode

Wobei:

  • Kathode: Elektrode mit Reduktion (positiveres E°)
  • Anode: Elektrode mit Oxidation (negativeres E°)

Spontanitätskriterium:

  • E°zelle > 0: Reaktion ist spontan
  • E°zelle < 0: Reaktion ist nicht spontan
  • E°zelle = 0: System im Gleichgewicht

📊 Nernst-Gleichung

Für Nicht-Standard-Bedingungen:

E = E° - (RT/nF) · ln(Q)

Bei 25°C (298.15 K):

E = E° - (0.0592 V/n) · log₁₀(Q)

Wobei:

  • R = 8.314 J/(mol·K) (Gaskonstante)
  • T = Temperatur in Kelvin
  • n = Anzahl übertragene Elektronen
  • F = 96485 C/mol (Faraday-Konstante)
  • Q = Reaktionsquotient

🔋 Häufige Standard-Reduktionspotentiale (bei 25°C)

Redox-PaarHalbreaktionE° (V)
F₂/F⁻F₂(g) + 2e⁻ → 2F⁻+2.87
Au³⁺/AuAu³⁺ + 3e⁻ → Au+1.50
Cl₂/Cl⁻Cl₂(g) + 2e⁻ → 2Cl⁻+1.36
Cr₂O₇²⁻/Cr³⁺Cr₂O₇²⁻ + 14H⁺ + 6e⁻ → 2Cr³⁺ + 7H₂O+1.33
MnO₄⁻/Mn²⁺MnO₄⁻ + 8H⁺ + 5e⁻ → Mn²⁺ + 4H₂O+1.51
Ag⁺/AgAg⁺ + e⁻ → Ag+0.80
Cu²⁺/CuCu²⁺ + 2e⁻ → Cu+0.34
H⁺/H₂2H⁺ + 2e⁻ → H₂(g)0.00
Pb²⁺/PbPb²⁺ + 2e⁻ → Pb-0.13
Ni²⁺/NiNi²⁺ + 2e⁻ → Ni-0.25
Fe²⁺/FeFe²⁺ + 2e⁻ → Fe-0.44
Zn²⁺/ZnZn²⁺ + 2e⁻ → Zn-0.76
Al³⁺/AlAl³⁺ + 3e⁻ → Al-1.66
Mg²⁺/MgMg²⁺ + 2e⁻ → Mg-2.37
Na⁺/NaNa⁺ + e⁻ → Na-2.71
Li⁺/LiLi⁺ + e⁻ → Li-3.04

🔬 Anwendungen

  • Batterien: Berechnung der Spannung von Galvanischen Zellen
  • Korrosion: Vorhersage von Metallkorrosion
  • Elektrolyse: Bestimmung der erforderlichen Spannung
  • Chemische Analyse: Potentiometrische Titrationen
  • Stoffwechsel: Biologische Redoxprozesse (Atmungskette)
  • Industrie: Metallgewinnung und -raffination

💡 Tipps

  • Reduktionspotentiale sind intensive Größen (nicht von der Menge abhängig)
  • Multiplizieren Sie Halbgleichungen zum Ausgleichen der Elektronen
  • Addieren Sie die Potentiale NICHT - E° ist eine intensive Größe!
  • Die Reaktion mit dem positiveren E°zelle läuft spontan ab
  • Temperaturerhöhung erhöht meist die Zellspannung bei exothermen Reaktionen
  • Konzentrationsänderungen können das Zellpotential über die Nernst-Gleichung beeinflussen