7.6. Standardpotential und elektrochemische Spannungsreihe (Seite 159)

a. Standardpotential
Bezugshalbelement    H2 + 2 H2O ⇌ 2 H3O+ + 2 e-    Eo = 0 V (Referenzelektrode)

- Aufbau des Bezugshalbelementes:
Nach internationaler Übereinkunft nimmt man als Bezugselement eine Platinelektrode, deren Oberfläche durch aufgebrachtes, fein verteiltes Platin stark vergrößert ist.
Diese platinierte Platinelektrode taucht bei θ = 25 °C in eine Lösung der Oxoniumionenkonzentration c(H3O+) = 1 mol L-1 (pH=0) und wird von Wasserstoff unter einem Druck von p=1013 hPa umspült.


- Definition:
Die Spannung zwischen einem Halbelement unter Standardbedingungen und dem Bezugshalbelement (Standardwasserstoffelektrode) heißt Standardredoxpotential, kurz Standardpotential.
Standardpotentiale werden mit dem Symbol Eo gekennzeichnet und in Volt angegeben.


- Standardbedingungen:
Konzentrationen c = 1 mol L-1; Drücke p = 1013 hPa für alle Reaktionsteilnehmer; Temperatur θ = 25 °C.


b. Elektrochemische Spannungsreihe

Stärke des
Reduktionsmittels
wird größer









 Red 

  

 Ox + n e- 

 2 F- 

  

 F2 + 2 e- 

   H2 + 2 H2O   

  

  2 H3O+ + 2 e-  

 Li 

  

 Li+ + e- 









Stärke des
Oxidationsmittels
wird größer

Spontane und nicht spontane Redoxreaktion:
(OxM: Oxidationsmittel; RedM: Reduktionsmittel)
Redoxpaare so anschreiben, dass Eo1 > Eo2

Redoxpaar 1:  

Red1/Ox1    Eo1

Redoxpaar 2:  

Red2/Ox2    Eo2

⇒ Ox1 ist ein stärkeres OxM als Ox2
⇒ Red2 ist ein stärkeres RedM als Red1
⇒ Die Redoxreaktion Ox1 + Red2Red1 + Ox2
    verläuft exergonisch (spontan)
    Die Umkehrreaktion Red1 + Ox2Ox1 + Red2
    verläuft endergonisch (nicht spontan)

Das stärkste Oxidationsmittel Ox1 reagiert mit dem stärksten Reduktionsmittel Red2.

Ausnahmen:
Die elektrochemische Spannungsreihe gibt an, ob eine Redoxreaktion theoretisch möglich ist, in der Praxis können verschiedene Faktoren die Reaktion aber stark verlangsamen oder sogar verhindern:
Passivierung: Überzug der Elektrode mit einer Oxidationsschicht, welche das darunterliegende Metall schützt. Beispiel: Passivierung von Blei bei der Reaktion mit Salzsäure.
Die Aktivierungsenergie für die Bildung von Gasen ist zu hoch.
Beispiel: Cl2 oxidiert Wasser nicht zu O2.
Die Redoxreaktion läuft in neutraler oder leicht saurer Lösung anstatt bei pH = 0 ab.
Beispiele: NO3- und SO42- reagieren nicht in neutraler oder leicht saurer Lösung.


c. Aussagen aus der Spannungsreihe

-  

Alkalimetalle sind sehr starke Reduktionsmittel, die korrespondierenden Ionen sind extrem schwache Oxidationsmittel.

-  

Die Edelmetalle sind schwache Reduktionsmittel, die korrespondierenden Ionen sind daher starke Oxidationsmittel.

-  

Die Halogene Brom, Chlor und Fluor gehören zu den stärksten Oxidationsmitteln, die korrespondierenden Ionen sind daher schwache Reduktionsmittel.

-  

Je stärker ein Reduktionsmittel, umso schwächer sein korrespondierendes Oxidationsmittel.
Je stärker ein Oxidationsmittel, umso schwächer sein korrespondierendes Reduktionsmittel.

d. Spannung einer galvanischen Zelle
ΔEo = EoKathode - EoAnode (in Volt, V)
Beispiel:

  Cu / Cu2+ (c = 1 mol · L-1)

   // 

  Ag+ (c = 1 mol · L-1) / Ag 

  Anode ⊖-Pol

  Kathode ⊕-Pol

ΔEo = EoKathode - EoAnode = 0,80 - 0,34 =0,46 V

Funktionsweise: (Seite 160 letzter Abschnitt: Unter Standardbedingungen ...     ... Oxidationsmittel.)

Reduktionsmittels
wird stärker


    Red2/Ox2    
    Red1/Ox1    


Oxidationsmittel wird stärker

    spontane Redoxreaktion    

e. Lösungsmethode für die Aufgaben
    (1) Vorhandene Teilchen angeben:
    (2) Redoxpaare anschreiben
    (3) vorhandene Teilchen unterstreichen
    (4) Ausnahmen beseitigen
    (5) Spontane Redoxreaktion bestimmen falls möglich

Beispiel 1: Kupferblech in Silbernitratlösung
Vorhandene Teilchen: Cu, Ag+, NO3-

NO/NO3-

    0,96    

neutrale Lösung, NO3 reagiert nicht

Ag/Ag+

    0,80    

Cu/Cu+

    0,52    

Cu/Cu2+

    0,34    

Ag+: stärkstes OxM, Cu: stärkstes RedM ⇒ spontane Redoxreaktion
Cu(s)   ⇌   Cu2+(aq) + 2 e-   e--Abgabe   Oxidation  
Ag+(aq) + e-   ⇌   Ag(s)   | · 2  

  e--Aufnahme  

  Reduktion  

Cu(s) + 2 Ag+(aq) Cu2+(aq) + 2 Ag(s)

  e--Austausch

  Redoxreaktion

Beispiel 2: Eisenblech in Kupfersulfatlösung
Vorhandene Teilchen: Fe, Cu2+, SO42-

SO42-/S2O82-

Cu/Cu2+

H2SO3/SO42-

    neutrale Lösung, H2SO3 reagiert nicht

Cu+/Cu2+

Fe/Fe3+

Fe/Fe2+

SO32-/SO42-

Cu2+: stärkstes OxM, Fe: stärkstes RedM ⇒ spontane Redoxreaktion
Fe(s)   ⇌   Fe2+(aq) + 2 e-   e--Abgabe   Oxidation
Cu2+(aq) + 2 e-   ⇌   Cu(s)   e--Aufnahme   Reduktion
Fe(s) + Cu2+(aq)  →  Fe2+(aq) + Cu(s)

  e--Austausch  

  Redoxreaktion  


Aufgabe 3 Seite 160     

Untersuchen Sie anhand der elektrochemischen Spannungsreihe , welche Reaktionen ablaufen können, und formulieren Sie die entsprechenden Redoxgleichungen.
a. Schwefelwasserstoff wird in eine wässrige Lösung von Iod eingeleitet











b. Brom wird in eine wässrige Lösung von Natriumchlorid gegeben











c. Zink taucht in eine Silbernitrat-Lösung











d. Zinn taucht in eine Eisen(II)-sulfat-Lösung









e. Kupfer taucht in eine Eisen(III)-chlorid-Lösung











Aufgabe 4 Seite 160
Berechnen Sie aus der elektrochemischen Spannungsreihe die Spannungen folgender galvanischer Elemente.
a. Pb/Pb2+//Cu2+/Cu




b. Cd/Cd2+//Br-/Br2/Pt




c. Pb/Pb2+//Fe2+,Fe3+/Pt




d. Ag/Ag+//Au3+/Au






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