Zusammenfassung wichtiger Begriffe
Elektrolyt: Stoff, dessen wässrige Lösung oder Schmelze einen Transport elektrischer Ladung durch frei bewegliche Ionen ermöglicht.
Elektrolytlösung: Lösung, die frei bewegliche Ionen (Kationen und Anionen) enthält und den elektrischen Strom leitet. Die elektrische Leitfähigkeit ist durch die Wanderung der Ionen im elektrischen Feld bedingt.
Stromfluss: gerichtete Bewegung von Ladungsträgern, die entweder Elektronen (Leiter 1. Klasse; z.B. Metalle) oder Ionen (Leiter 2. Klasse; z.B. Salz, Salzlösungen) sein können.
Elektrode: Sammelbezeichnung für elektronenleitende Werkstoffe in einem Elektrolyten.
Gleichstromkreis: In einem Gleichstromkreis wandern die freien Elektronen in fortwährendem Kreislauf durch die Leitung. Der elektrische Strom fließt nur in einem geschlossenen Kreislauf.
Diaphragma: poröse Scheidewand, die z.B. den Kathoden- und Anodenraum trennt. Das Diaphragma erlaubt Ionenwanderung zwischen den beiden Elektrolytlösungen, verhindert aber eine rasche Vermischung der Lösungen durch Diffusion.
Halbelement (Halbzelle, Halbkette): Bezeichnung für eine in einen geeigneten Elektrolyten eintauchende Elektrode (z.B. Zinkhalbzelle: Zinkelektrode in einer Zinksalzslöung).
Galvanisches Element (Galvanische Zelle): Ein galvanisches Element besteht aus zwei Halbelementen (Halbzellen), die z.B. durch ein Diaphragma getrennt sind. Eine Versuchsanordnung, bei der Oxidation und Reduktion räumlich getrennt ablaufen, bezeichnet man als galvanisches Element (galvanische Zelle).
Standardbedingungen: 25°C, Ionenkonzentration von 1 mol/L, Gasdruck p = 1013 hPa (101,325 kPa)
Standardwasserstoffelektrode (Normalwasserstoffelektrode, NHE): Platinelektrode, die bei 25°C von Wasserstoffgas mit Normaldruck (p = 1013 hPa) umspült wird und in eine Säurelösung mit der Konzentration (c (H₃O⁺) = 1 mol/L) eintaucht. Die Standardwasserstoffelektrode ist die Bezugselektrode und setzt deren Redoxpotential gleich null.
Messbar ist immer nur eine Differenz zwischen den Redoxpotentialen zweier Elemente.
Normalpotential (Standardpotential): Das Normalpotential entspricht dem Potential einer NormalMetallelektrode (d. h. einer Metallelektrode, die in eine 1 molare Metallsalzlösung eintaucht) gegen die Normalwasserstoffelektrode (NHE) bei 25°C.
Spannungsreihe (vgl. AB): Die Spannungsreihe sagt folgendes aus: Je positiver das Redoxpotential ist, desto größer ist die Tendenz der oxidierten Form des Redoxpaares (negative!) Elektronen anzuziehen. Je negativer das Redoxpotential, desto größer ist die Tendenz der reduzierten Form, Elektronen abzugeben.
Lokalelement: Unter einen Lokalelement versteht man ein kurzgeschlossenes galvanisches Element; z.B. zwei verschieden edle Metalle tauchen in dieselbe Elektrolytlösung, mit der Möglichkeit des direkten Stromflusses. Das unedle Metall wird dabei oxidiert.
2.5.2 Anwendung der Spannungsreihe
In der Spannungsreihe sind die Standard-Elektrodenpotentiale der Redoxpaare Me/Men+ so angeordnet, dass oben das Redoxpaar Li/Li+ mit dem negativsten Standardpotential (Normalpotential) steht.
A) Mögliche Voraussagen 1: Mit der Spannungsreihe kann man Voraussagen von möglichen Redoxreaktionen in wässrigen Lösungen machen.
Dabei gilt:
Eine Halbzelle überträgt Elektronen nur auf solche Halbzellen, die in der elektrochemischen Spannungsreihe tiefer stehen.
Anders ausgedrückt:
Eine Reaktion tritt nur ein, wenn das oben stehende Metall (das Reduktionsmittel) elementar, d.h. oxidierbar, das unten stehende Metall in der Ionenform (als reduzierbar) vorliegt.
Merke: Kurz als „Berg-ab“-Regel:
In der Spannungsreihe werden Elektronen „bergab“ übertragen.
Beispiele:
- Kupferblech in Silbernitratlösung; es läuft eine Redoxreaktion ab, Ag scheidet sich ab.
- Kupferblech in Zinksulfatlösung; es findet keine Redoxreaktion statt („Berg-auf-Reaktion!).
- Welche Metalle lösen sich in verdünnten Säuren?
Welche Metallhalbzellen reduzieren Hydroxonium-Ionen zu elementarem Wasserstoff und bilden dabei aus Metallatomen Metallionen?
a) Eisennagel in verdünnte Salzsäure; es findet eine Redoxreaktion statt. Hinweis: Das Standardpotential von Fe -> Fe²⁺ ist - 0,41 V!
b) Kupferblech in verdünnte Salzsäure; es findet keine Redoxreaktion statt. („Berg-auf“-Reaktion).
Merke: Elektronen werden unter Standardbedingungen von denjenigen Halbzellen auf H₃O⁺-Ionen übertragen, die in der Spannungsreihe oberhalb der NHE-Halbzellen stehen; d.h H₃O⁺-Ionen können nur die Metalle zu Metallionen oxidieren, die oberhalb der Wasserstoff-Halbzelle stehen.
B) Voraussage 2: Welcher Pol bei einer galvanischen Zelle positiv (Kathode) und welcher Pol negativ (Anode) ist.
C) Voraussage 3: Welche Zellspannung (Klemmspannung) eine galvanischen Zelle hat.
Bsp.: Daniell-Element: Zn/Zn²⁺(c = 1 mol/L)//Cu²⁺(c = 1 mol/L)/Cu
ΔE = E° (Kathode; Akzeptorhalbzelle) – E° (Anode; Donatorhalbzelle)
ΔE = + 0,35 V – (-0,76 V) = 1,11 V
Gedächtnisstütze:
Je positiver das Redoxpotential ist, desto größer ist die Tendenz der oxidierten Form des Redoxpaares (negative!) Elektronen anzuziehen. [Aus dem Anfängerunterricht 8. Klasse: Unterschiedliche Ladungen (+ und -) ziehen sich an]
Je negativer das Redoxpotential ist, desto größer ist die Tendenz der reduzierten Form, Elektronen abzugeben. [Aus 8. Klasse: Gleiche Ladungen stoßen sich ab.]
2.5.1 Standardelektrodenpotential von Chlor (Chlorknallgaszelle)
Kombiniert man eine Chlorelektrode (Standardbedingungen) mit der Standardwasserstoffhalbzelle, so erhält man die Chlorknallgaszelle.
Versuch: Experimentelle Bestimmung des Normalpotentials von Chlor
Fehler in der Abbildung: V müsste 1,37 V sein.
Zellendiagramm: H₂[Pt]/2 H⁺(c = 1 mol/L) //2 Cl⁻(c = 1 mol/L) / Cl₂ [C]
Oxidation; - Pol; Dontatorhalbzelle: H₂ → 2 H⁺ + 2 e⁻
Reduktion; + Pol; Akzeptorhalbzelle: Cl₂+ 2 e⁻ → 2 Cl⁻
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Gesamtreaktion: H₂ + Cl₂ → 2 H⁺(aq) + 2 Cl⁻ (aq)
Man kann also die Reaktion zwischen Wasserstoff und Chlor auch unter Lieferung von elektrischer Energie ablaufen lassen.
2.5 Elektrochemische Spannungsreihe
Ordnet man die Stoffe nach ihren Standardelektrodenpotentiale (Normalpotentiale), so kommt man zur Spannungsreihe.
Normalpotentiale (in Volt) bei 25°C in wässrigen Lösungen.
Zu Beginn hatten wir folgende Stoffe:
Reduzierte Form / oxidierte Form
Zn / Zn²⁺ + 2 e⁻ - 0,76 V
Fe / Fe²⁺ + 2 e⁻ - 0,41 V
½ H₂ / 2 H⁺ + 1 e⁻ 0,00 V
Cu / Cu²⁺ + 2 e⁻ - 0,76 V
Vollständigere Tabelle findet sich hier: Elektrochemische Spannungsreihe 