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Die elektrochemische Spannungsreihe ordnet Elemente nach ihrem Normalpotential $E^0$ (gemessen gegen die Standardwasserstoffelektrode). Sie ist ein zentrales Werkzeug der Elektrochemie, um die Stärke von Oxidations- und Reduktionsmitteln zu vergleichen und die Richtung von Redoxreaktionen vorherzusagen.
Normalpotentiale und ihre Bedeutung
Das Normalpotential $E^0$ wird unter Standardbedingungen (25 °C, 1 mol/L Konzentration, 1 bar Gasdruck) gegen die Standardwasserstoffelektrode gemessen, der per Definition das Potential $E^0 = 0{,}00\ \text{V}$ zugewiesen wird. Je negativer $E^0$, desto unedler (reduktionsfreudiger) ist das Metall – es gibt leichter Elektronen ab. Je positiver $E^0$, desto edler ist das Metall – es gibt schwerer Elektronen ab.
Auszug der Spannungsreihe
| Halbreaktion | $E^0$ (V) |
|---|---|
| $\ce{Li+ + e- -> Li}$ | $-3{,}04$ |
| $\ce{K+ + e- -> K}$ | $-2{,}93$ |
| $\ce{Ca^{2+} + 2e- -> Ca}$ | $-2{,}87$ |
| $\ce{Na+ + e- -> Na}$ | $-2{,}71$ |
| $\ce{Mg^{2+} + 2e- -> Mg}$ | $-2{,}36$ |
| $\ce{Al^{3+} + 3e- -> Al}$ | $-1{,}66$ |
| $\ce{Zn^{2+} + 2e- -> Zn}$ | $-0{,}76$ |
| $\ce{Fe^{2+} + 2e- -> Fe}$ | $-0{,}44$ |
| $\ce{Sn^{2+} + 2e- -> Sn}$ | $-0{,}14$ |
| $\ce{Pb^{2+} + 2e- -> Pb}$ | $-0{,}13$ |
| $\ce{2H+ + 2e- -> H2}$ | $0{,}00$ |
| $\ce{Cu^{2+} + 2e- -> Cu}$ | $+0{,}34$ |
| $\ce{Ag+ + e- -> Ag}$ | $+0{,}80$ |
| $\ce{Hg^{2+} + 2e- -> Hg}$ | $+0{,}85$ |
| $\ce{Au^{3+} + 3e- -> Au}$ | $+1{,}50$ |
Die reduzierten Formen der Elemente (links) sind die Reduktionsmittel, die oxidierten Formen (rechts) sind die Oxidationsmittel. Je negativer das Potential, desto stärker ist das Reduktionsmittel (z. B. $\ce{Li}$). Je positiver, desto stärker ist das Oxidationsmittel (z. B. $\ce{Au^{3+}}$).
Berechnung der Zellspannung
Die Spannung einer galvanischen Zelle unter Standardbedingungen berechnet sich aus der Differenz der Normalpotentiale von Kathode und Anode:
$$\Delta E^0 = E^0_{\text{Kathode}} - E^0_{\text{Anode}}$$Beispiele
Daniell-Element ($\ce{Zn/Cu}$):
- Kathode (Reduktion): $\ce{Cu^{2+} + 2e- -> Cu}$, $E^0 = +0{,}34\ \text{V}$
- Anode (Oxidation): $\ce{Zn -> Zn^{2+} + 2e-}$, $E^0 = -0{,}76\ \text{V}$
- $\Delta E^0 = 0{,}34\ \text{V} - (-0{,}76\ \text{V}) = 1{,}10\ \text{V}$
Silber-Zink-Batterie:
- Kathode: $\ce{Ag2O + H2O + 2e- -> 2Ag + 2OH-}$, $E^0 = +0{,}34\ \text{V}$
- Anode: $\ce{Zn + 2OH- -> ZnO + H2O + 2e-}$, $E^0 = -1{,}24\ \text{V}$
- $\Delta E^0 = 0{,}34\ \text{V} - (-1{,}24\ \text{V}) = 1{,}58\ \text{V}$
Vorhersage der Reaktionsrichtung
Die Spannungsreihe erlaubt die Vorhersage, ob eine Redoxreaktion spontan abläuft. Eine Reaktion läuft spontan ab, wenn $\Delta E^0 > 0$ ist. Das Reduktionsmittel mit dem negativeren Potential reagiert mit dem Oxidationsmittel mit dem positiveren Potential.
Faustregel: Das unedlere Metall (negativeres $E^0$) reduziert das edlere Metall (positiveres $E^0$).
Beispiel: Taucht man ein Zinkblech in eine Kupfersulfatlösung, so überzieht sich das Zink mit elementarem Kupfer – das Zink reduziert die Kupferionen:
$$\ce{Zn + Cu^{2+} -> Zn^{2+} + Cu} \qquad \Delta E^0 = 1{,}10\ \text{V} > 0$$Umgekehrt reagiert Kupfer nicht mit Zinksulfatlösung ($\Delta E^0 < 0$).
Die NERNST-Gleichung
Unter Nicht-Standardbedingungen berechnet sich das tatsächliche Potential mit der NERNST-Gleichung:
$$E = E^0 + \frac{RT}{zF} \cdot \ln \frac{[\text{oxidierte Form}]}{[\text{reduzierte Form}]}$$Dabei ist $R$ die Gaskonstante, $T$ die Temperatur, $z$ die Anzahl der übertragenen Elektronen und $F$ die Faraday-Konstante. Bei 25 °C vereinfacht sich die Gleichung zu:
$$E = E^0 + \frac{0{,}059\ \text{V}}{z} \cdot \lg \frac{[\text{oxidierte Form}]}{[\text{reduzierte Form}]}$$Übungen
- Berechne die Spannung einer galvanischen Zelle aus einer Eisen- ($E^0 = -0{,}44\ \text{V}$) und einer Silber-Halbzelle ($E^0 = +0{,}80\ \text{V}$). Welches Metall ist die Anode, welches die Kathode?
- Kann Kupfer Silberionen aus einer Silbernitratlösung reduzieren? Begründe mit den Normalpotentialen ($E^0_{\ce{Cu}} = +0{,}34\ \text{V}$, $E^0_{\ce{Ag}} = +0{,}80\ \text{V}$).
- Ordne folgende Metalle nach zunehmender Edelheit: Natrium, Gold, Eisen, Zink, Kupfer, Magnesium.
- Eine galvanische Zelle liefert eine Spannung von 0,46 V. Eine Halbzelle ist Nickel ($E^0 = -0{,}25\ \text{V}$). Bestimme das Normalpotential der anderen Halbzelle.
- Erkläre, warum ein Eisenblech in sauerstoffhaltigem Wasser rostet, während ein Goldblech unverändert bleibt. Beziehe die Spannungsreihe in deine Antwort ein.
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Zusammenfassung
Die elektrochemische Spannungsreihe ordnet Elemente nach ihren Normalpotentialen $E^0$ gegen die Standardwasserstoffelektrode. Unedle Metalle (negatives $E^0$) geben leicht Elektronen ab und sind starke Reduktionsmittel; edle Metalle (positives $E^0$) geben schwer Elektronen ab und sind schwache Reduktionsmittel. Die Spannung einer galvanischen Zelle berechnet sich aus $\Delta E^0 = E^0_{\text{Kathode}} - E^0_{\text{Anode}}$. Spontane Reaktionen haben $\Delta E^0 > 0$: Das unedlere Metall reduziert das edlere. Die NERNST-Gleichung ermöglicht die Berechnung von Potentialen unter Nicht-Standardbedingungen.