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Elektrochemische Spannungsreihe einfach anwenden
Die elektrochemische Spannungsreihe ordnet Redoxpaare nach ihren Standardreduktionspotenzialen. Vergleichst du zwei Werte, kannst du unter Standardbedingungen die Reaktionsrichtung, Anode und Kathode sowie die Zellspannung bestimmen.
Hake ab, was du schon kannst — und komm am Ende hierher zurück!
Was sagt ein Standardpotenzial aus?
Ein Redoxpaar besteht aus einer oxidierten und einer reduzierten Form. Es wird in der Spannungsreihe als Reduktionshalbreaktion notiert:
$oxidierte\ Form + z e^- \rightleftharpoons reduzierte\ Form$
Beispiele sind:
$Cu^{2+} + 2e^- \rightleftharpoons Cu \qquad E^\circ = +0{,}35\,V$
$Zn^{2+} + 2e^- \rightleftharpoons Zn \qquad E^\circ = -0{,}76\,V$
Standardreduktionspotenzial
Das Standardreduktionspotenzial $E^\circ$ beschreibt die Elektronenaufnahmebereitschaft der oxidierten Form eines Redoxpaares unter festgelegten Bedingungen. Je positiver der Wert ist, desto leichter läuft die notierte Reduktion im Vergleich zu einem Paar mit niedrigerem Wert ab.
Ein einzelnes Elektrodenpotenzial ist nicht unmittelbar messbar. Messbar ist nur die Potenzialdifferenz zwischen zwei Halbzellen. Deshalb beziehen sich alle Tabellenwerte auf die Standard-Wasserstoffelektrode, deren Potenzial auf $0\,V$ festgelegt wurde.
Zu den Standardbedingungen gehören eine Temperatur von etwa $25\,^\circ C$ und festgelegte Aktivitäten der beteiligten Stoffe. In schulischen Metallhalbzellen wird für gelöste Metallionen meist mit $1\,mol\,L^{-1}$ gerechnet.
Ein höheres Standardreduktionspotenzial bedeutet: Die oxidierte Form nimmt im Vergleich leichter Elektronen auf. Ein niedrigeres Potenzial bedeutet: Die reduzierte Form gibt im Vergleich leichter Elektronen ab.
Wie bestimmst du die Reaktionsrichtung?
Für zwei Redoxpaare kannst du immer nach demselben Muster vorgehen:
- Schreibe beide Halbgleichungen zunächst als Reduktionen auf.
- Vergleiche ihre Standardreduktionspotenziale.
- Das Paar mit dem höheren Wert bleibt in Reduktionsrichtung.
- Kehre das Paar mit dem niedrigeren Wert um. Dort läuft die Oxidation ab.
- Gleiche die Zahl der aufgenommenen und abgegebenen Elektronen an.
Für Zink und Kupfer gilt:
- $Cu^{2+}/Cu$ hat mit $+0{,}35\,V$ den höheren Wert: $Cu^{2+}$ wird reduziert.
- $Zn^{2+}/Zn$ hat mit $-0{,}76\,V$ den niedrigeren Wert: $Zn$ wird oxidiert.
Elektrodenrollen
An der Anode findet die Oxidation statt. An der Kathode findet die Reduktion statt. In einer freiwillig arbeitenden galvanischen Zelle fließen die Elektronen im äußeren Leiter von der Anode zur Kathode.
Im Daniell-Element ist Zink deshalb Anode und Minuspol. Kupfer ist Kathode und Pluspol. Die Elektronen fließen außen von der Zink- zur Kupferelektrode.
Merke dir die Vorgänge, nicht nur die Pole: Anode = Oxidation, Kathode = Reduktion. Die Polzeichen können bei anderen Zelltypen anders zugeordnet sein.
Wie stellst du die Gesamtreaktion auf?
Aus der Potenzialentscheidung folgen die Teilgleichungen des Daniell-Elements.
Oxidation an der Zinkanode:
$Zn \rightarrow Zn^{2+} + 2e^-$
Reduktion an der Kupferkathode:
$Cu^{2+} + 2e^- \rightarrow Cu$
Beide Teilgleichungen enthalten bereits zwei Elektronen. Du kannst sie deshalb direkt addieren. Die Elektronen stehen auf entgegengesetzten Seiten und fallen weg:
$Zn + Cu^{2+} \rightarrow Zn^{2+} + Cu$
Ein Zinkblech wird in eine Kupferionen enthaltende Lösung getaucht. Zinkatome geben Elektronen ab und gehen als $Zn^{2+}$ in Lösung. $Cu^{2+}$-Ionen nehmen diese Elektronen auf; metallisches Kupfer scheidet sich ab.
Die beobachtbare Kupferabscheidung passt damit zur aus der Spannungsreihe vorhergesagten Reaktionsrichtung.
Wenn die Teilgleichungen verschieden viele Elektronen enthalten, musst du sie vor dem Addieren mit passenden Faktoren multiplizieren. Die Potenzialwerte selbst werden dabei nicht mitmultipliziert: Ein Standardpotenzial ist keine Stoffmenge.
Wie berechnest du die Zellspannung?
Die Standardzellspannung ist die Differenz der beiden Standardreduktionspotenziale:
$U^\circ = E^\circ_{Kathode} - E^\circ_{Anode}$
Beim Daniell-Element setzt du das Kupferpotenzial als Kathodenpotenzial und das Zinkpotenzial als Anodenpotenzial ein:
$U^\circ = 0{,}35\,V - (-0{,}76\,V)$
$U^\circ = 0{,}35\,V + 0{,}76\,V = 1{,}11\,V$
Das Ergebnis ist positiv. Die gewählte Richtung ist daher unter Standardbedingungen die freiwillige galvanische Richtung.
Das Minuszeichen vor einem negativen Anodenpotenzial wird beim Rechnen zum Pluszeichen. Genau an dieser Stelle entstehen häufig Vorzeichenfehler.
Erst die Elektrodenrollen bestimmen, dann rechnen: Kathode minus Anode. Sortiere die Zahlen nicht mechanisch nach ihrem Betrag.
Wann reicht die Spannungsreihe nicht aus?
Tabellenwerte gelten für Standardbedingungen. Ändern sich Konzentration beziehungsweise Aktivität, Temperatur oder der Druck beteiligter Gase, ändern sich die tatsächlichen Elektrodenpotenziale. Diesen Zusammenhang beschreibt die Nernst-Gleichung.
Die Standardspannungsreihe liefert dann weiterhin einen wichtigen Ausgangspunkt, aber nicht automatisch den tatsächlichen Messwert. Auch eine positive Standardzellspannung beweist nur die thermodynamisch bevorzugte Richtung unter Standardbedingungen. Sie sagt nicht, wie schnell eine Reaktion abläuft.
Bei Legierungen gibt es häufig kein eindeutiges Standardpotenzial für das gesamte Material. Auch bei einem unbekannten Elektrolyten, etwa Apfelsaft, fehlen die nötigen Angaben für eine verlässliche Tabellenrechnung. In solchen Fällen muss die Spannung experimentell gemessen werden.
Typische Fehler vermeiden
- Anode und Kathode vertauscht: Vergleiche zuerst die Reduktionspotenziale.
- Falsche Subtraktionsrichtung: Rechne immer Kathode minus Anode.
- Potenzial mitmultipliziert: Gleiche nur die Teilgleichungen aus, nicht die Potenzialwerte.
- Standardwert als universellen Messwert behandelt: Prüfe die Bedingungen des Systems.
- Spannung mit Stromstärke verwechselt: Spannung ist eine Potenzialdifferenz; die Stromstärke beschreibt den Ladungsfluss pro Zeit.
Karteikasten
Überlege zuerst selbst und drehe die Karte anschließend zum Prüfen um.
Alles auf einen Blick
- Elektrochemische Spannungsreihe
- ordnet Redoxpaare nach Standardreduktionspotenzialen
- höheres Potenzial führt zur Reduktion an der Kathode
- niedrigeres Potenzial führt zur Oxidation an der Anode
- Elektronen fließen außen von der Anode zur Kathode
- Zellspannung ist Kathodenpotenzial minus Anodenpotenzial
- Standardwerte gelten nur unter festgelegten Bedingungen
Abschluss-Check
Du kannst eine Aufgabe zur Spannungsreihe nun mit vier Leitfragen lösen: Welches Paar hat das höhere Potenzial? Wo laufen Reduktion und Oxidation ab? Sind die Elektronen ausgeglichen? Wurde Kathode minus Anode gerechnet?