11. Zellspannung und Zersetzungsspannung
11.1 Zellspannung (Seite 115 lesen)
11.2 Standardpotential und elektrochemische Spannungsreihe
11.2.1 Standardzustände

Als Standard werden von der IUPAC folgende Zustände empfohlen: Druck für Gase 1 bar, Konzentrationen 1 mol L−1. Standardgrößen werden mit ⦵ bezeichnet. Die Temperatur wird separat angegeben. Gewöhnlich werden Daten für 25°C tabeliert.

11.2.3 Standardwasserstoffelektrode und Standardpotenziale

Als universeles Bezugshalbelement in der Elektrochemie dient eine Wasserstoffhalbzelle oder Wasserstoffelektrode im Standardzustand, die Standardwasserstoffelektrode (SWE). Der Elektronenleiter besteht aus einer platinierten Platinelektrode. Platiniert bedeutet, dass auf der Elektrode fein verteiltes Platin aufgebracht ist. Dadurch wird die Oberfläche stark vergrößert. Diese Elektrode wird von Waserstoff unter einem Druck von einem Bar umspült und ist in eine Säurelösung mit molarer Oxonium-Ionen-Konzentration getaucht.

Standardwasserstoffelektrode	Messung des Standardpotenzials

Als Bezugselement dient eine platinierte Platinelektrode, deren Oberfläche durch aufgebrachtes, fein verteiltes Platin stark vergrößert ist. Diese platinierte Platinelektrode taucht bei θ = 25 °C in eine Salzsäure (c(H₃O⁺) = 1 mol L^-1, pH = 0) und wird von Wasserstoff unter einem Druck von p = 1013 hPa umspült.

Die mit der SWE als Bezugselement ermittelten Zellspannungen werden Standardpotenziale oder Redoxpotenziale genannt. Das Standardpotenzial, E⦵(RedM/OxM), eines Redoxpaares ist die stromlos gemessene Spannung zwischen der Standardhalbzelle des Redoxpaares. und der Standardwasserstoffhalbzelle. Die Standardpotenziale sind ein Maß der Stärke des Oxidationsmittels des Redoxpaares.

Beispiel Seite 119

11.2.4 Die elektrochemische Spannungsreihe
Die Auflistung von Redoxpaaren mit ihren Standardpotenzialen in ab- oder aufsteigender Reihenfolge ist die elektrochemische Spannungsreihe. Je nach Vorlieben des Autors werden die Reduktions- oder der Oxidationsgleichung angegeben. In jedem Fall ist das Potenzial ein Maß des Oxidationsvermögens! Je höher das Potenzial umso stärker ist das Oxidationsmittel des Redoxpaares. Zur Erinnerung: das Oxidationsmittel nimmt Elektronen auf und steht also auf derselben Seite wie die Elektronen.

Eine auszugsweise Auflistung der Oxidationsgleichungen der Redoxpaare mit von oben nach unten aufsteigendem Standardpotential und den zwei Extremwerten mit Fluor als stärkstes Oxidationsmittel und Li als stärkstes Reduktionsmittel ist quantitativ in folgender Abbildung dargestellt. Das Oxidationsvermögen des Oxidationsmittels nimmt mit dem Standardpotential zu.

		Standardpotential	Eo	in Volt (V)
Stärke des Reduktionsmittels wird größer	↑ ↑ ↑ ↑ ↑ ↑ ↑ ↑	Red   ⇌   Ox + n e−   Li  ...  ⇌   Li+ + e−  −3,02 V   H2 + 2 H2O   ...  ⇌    2 H3O+ + 2 e−   0 V  2 F−   ⇌   F2 + 2 e−  2,87 V	↓ ↓ ↓ ↓ ↓ ↓ ↓ ↓	Stärke des Oxidationsmittels wird größer

11.2.5 Aussagen aus der Spannungsreihe
Im allgemeinen

Je stärker ein Oxidationsmittel ist, umso schwächer ist sein korrespondierendes Reduktionsmittel. Die Stärke des Oxidationsmittels nimmt mit E⦵ zu. In einer galvanischen Zelle findet in dem Halbelement mit dem höheren Standardpotenzial die Reduktion statt.

Im besonderen

-	Alkalimetalle sind sehr starke Reduktionsmittel, die korrespondierenden Ionen sind sehr schwache Oxidationsmittel.
-	Die Redoxpaare unedler Metalle und ihrer korrespondierenden Metallkationen haben negative Standardpotentiale.
-	Edelmetalle sind schwache Reduktionsmittel, die korrespondierenden Ionen sind starke Oxidationsmittel. Die Redoxpaare haben positive Standardpotentiale.
-	Die Halogene Brom, Chlor und Fluor gehören zu den stärksten Oxidationsmitteln, die korrespondierenden Ionen sind sehr schwache Reduktionsmittel.

11.2.6 Berechnung der Zellspannung einer Standardzelle

Die Halbzelle mit dem höheren Standardpotenzial stellt das Redoxpaar mit dem stärkeren Oxidationsmittel. An ihrer Elektrode, der Kathode, findet die Reduktion statt. Die Halbzelle mit dem geringeren Standardpotenzial stellt das stärkere Reduktionsmittel. An ihrer Elektrode, der Anode, findet die Oxidation statt. ΔE⦵Zelle = ΔE⦵Kathode − ΔE⦵Anode Im Zelldiagramm steht die Kathode konventionsgemäß rechts und die Anode links. ΔE⦵Zelle = ΔE⦵rechts − ΔE⦵links Es findet eine spontane Redoxreaktion statt, bei der das Reduktionsmittel des Redoxpaares mit dem kleineren Standardpotenzial Elektronen an das Oxidationsmittel mit dem größeren Standardpotenzial abgibt.

Beispiele Seite 122

11.2.7 Potenziale und Redoxreihen
a) Spontane Reaktionen und Redoxpotenziale

Eine Redoxreaktion ist in die Richtung spontan, bei der das Redoxpaar mit dem höheren Redoxpotenzial das Oxidationsmittel und das Paar mit dem niedrigeren Redoxpotenzial das Reduktionsmittel stellt.

Das Paar mit dem höheren Redoxpotenzial hat das stärkere Oxidationsmittel. Das Paar mit dem niedrigeren Redoxpotenzial hat das stärkere Reduktionsmittel.

b) Standardpotenziale und Redoxreihen
Der Vergleich der Standardpotenziale der Redoxpaare erlaubt, für einfache Redoxpaare, RedM → OxM + n e⁻, das stärkste Oxidationsmittel und das stärkste Reduktionsmittel festzulegen und somit eine Voraussage der Richtung der Reaktion zu treffen. Die elektrochemische Spannungsreihe ist gleichzeitig eine Redoxreihe.

c) Herleitung der Redoxgleichung für Standardzustände

-	Vorhandene Teilchen anschreiben.
-	Die Redoxpaare in denen eines dieser Teilchen vorkommt untereinander nach aufsteigendem E⦵ anschreiben und diese Teilchen markieren.
-	Die Reaktion zwischen dem stärksten vorhandenen Oxidationsmittel und dem stärksten vorhandenen Reduktionsmittel ist spontan, wenn das Redoxpaar mit dem stärksten vorhandenen Oxidationsmittel das höhere Standardpotential hat.
-	Das stärkste vorhandene Oxidationsmittel wird reduziert (Reduktion). Das stärkste vorhandene Reduktionsmittel wird oxidiert (Oxidation).

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