Elektrochemische Spannungsreihe

Die elektrochemische Spannungsreihe ist eine Auflistung von Redox-Paaren nach ihrem Standardelektrodenpotential (Redoxpotential unter Standardbedingungen). Vor allem bei Metallen wird sie auch Redoxreihe genannt.

Aus der elektrochemischen Spannungsreihe lässt sich das Redoxverhalten eines Stoffes ableiten.

Jede Redox-Reaktion kann man so durch zwei Paare beschreiben und aus der elektrochemischen Spannungsreihe die Richtung von Reaktionen voraussagen.

Interpretation und Bedeutung

Metalle

Bei Metallen bildet das Metall selbst und sein zugehöriges Ion ein Redoxpaar. Im Beispiel

\mathrm {Cu} ^{2+}+2e^{-}\rightleftharpoons \mathrm {Cu}

ist Cu die reduzierte Form („Red“) und Cu²⁺ die oxidierte Form („ox“). Das Redoxpotential ist ein Maß für die Bereitschaft der Ionen, die Elektronen aufzunehmen. Die Ionen der Edelmetalle nehmen bereitwilliger Elektronen auf als die Ionen unedler Metalle, weshalb unter Standardbedingungen das Redoxpotential des Cu/Cu²⁺-Paares mit +0,35 V deutlich positiver ist, als das des Zn/Zn²⁺-Paares mit −0,76 V. Und das heißt wiederum, dass Zn zu den unedleren Metallen gehört und ein stärkeres Reduktionsmittel ist, also seinen Reaktionsteilnehmer reduziert und selbst oxidiert wird und Elektronen abgibt.

(„Unter Standardbedingungen“ bedeutet, dass die Konzentration – genauer: Aktivität – der Ionen 1 mol/l betragen muss, damit das Redoxpotential die tabellierten Werte annimmt. Diese Einschränkung ist notwendig, weil es sich um Gleichgewichtsreaktionen handelt. Nach dem LeChatelierschen Prinzip hat eine größere Menge Metallionen auch eine größere Bereitschaft, zum Metall reduziert zu werden und daher ein höheres Redoxpotential. Die Nernst-Gleichung beschreibt diesen Zusammenhang mathematisch.)

Galvanische Zelle (hier: Daniell-Element)

Redoxpotentiale selbst sind nicht messbar. Messbar ist dagegen die Differenz von zwei Elektrodenpotentialen. Eine Elektrode unter Standardbedingungen wird einfach realisiert durch das Eintauchen eines Metalls in eine Lösung, die seine Ionen in einer Konzentration von 1 mol/l enthält. Werden zwei solche Elektroden elektrisch leitend verbunden (Ionenbrücke), entsteht eine galvanische Zelle und man kann zwischen den Metallen eine Spannung messen. Diese Spannung ist gleich der Differenz der Standardelektrodenpotentiale, die zu den Redoxpaaren in den Elektrodenräumen gehören und in der elektrochemischen Spannungsreihe tabelliert sind. Für das Beispiel der Kombination der Redox-Paare Cu/Cu²⁺ und Zn/Zn²⁺ entsteht ein Daniell-Element mit der Spannung 1,11 V.

Ion-/Gas-Elektroden (Normal-Wasserstoffelektrode)

Gasförmiger Wasserstoff und Proton sind ebenfalls ein Redoxpaar:

2\mathrm {H} ^{+}+2e^{-}\rightleftharpoons \mathrm {H} _{2}

Elektroden für Redox-Paare mit gasförmigen Stoffen werden realisiert, indem ein inertes Metall (Pt) in eine 1 mol/l Lösung der Ionen (H⁺) getaucht und vom zugehörigen Gas (H₂) bei einem Druck von 1 bar umspült wird. Im speziellen Fall entsteht eine Normal-Wasserstoffelektrode. Diese Elektrode ist leicht aufzubauen und liefert ein konstantes, reproduzierbares Potential. Da das Redox-Paar H₂/H⁺ außerdem die Wirkung von Säuren beschreibt (es taucht immer bei der Auflösung von Metallen in Säuren auf: z. B. Mg + 2H⁺ → Mg²⁺ + H₂), wurde das Standardpotential der Normal-Wasserstoffelektrode aus praktischen Gründen als null definiert.

Alle anderen Standardpotentiale sind daher die Spannungen, die man in einer galvanischen Zelle misst, wenn links die Normal-Wasserstoffelektrode und rechts die Elektrode des Redox-Paares zusammengeschlossen sind. (Jeweils unter Standardbedingungen!)

Anwendungen

Die elektrochemische Spannungsreihe erlaubt die Berechnung der Spannungen, die Batterien und Akkumulatoren maximal liefern können. Im Umkehrschluss sind das die Spannungen, die mindestens für das Antreiben von Elektrolysen bzw. Laden der Akkumulatoren angelegt werden müssen.

Weiterhin sind die Berechnung von Reaktionsrichtung und -stärke möglich. Mischt man zwei Redox-Paare in einer Reaktionslösung, so wird für das Paar mit dem höheren Redoxpotential die Reduktion ablaufen, für das Paar mit dem niedrigeren Redoxpotential die Oxidation. Taucht man z. B. ein Zink-Blech in eine CuSO₄-Lösung, so wird Zink aufgrund seines niedrigeren Redoxpotentials (−0,76 V) oxidiert und geht als Zink-Ionen in Lösung, wohingegen gleichzeitig Kupfer-Ionen (+0,35 V) reduziert werden und sich als Kupfer-Überzug auf dem Zink-Blech abscheiden. (Dieses gern zitierte Beispiel missachtet die Forderung nach Standardbedingungen. So wird sich auch ein Kupfer-Blech, das in eine ZnSO₄-Lösung eintaucht, ein wenig mit Zink überziehen, weil zunächst kein Zink vorhanden und die Cu²⁺-Konzentration null sind. Der Effekt kann mit der Nernst-Gleichung berechnet werden, ist aber unmessbar klein, sodass das Beispiel eine gewisse Berechtigung hat.) Ein Maß für die Stärke der Reaktion ist die Gibbs-Energie (freie Enthalpie) der zugehörigen Reaktion, die nach

\Delta G^{\circ }=-z\,F\,\Delta E^{\circ }

berechnet werden kann. Darin sind $$ z $$ die Zahl der ausgetauschten Elektronen, $$ F $$ = 96.485 C mol⁻¹ die Faraday-Konstante und ΔE° die Differenz der Standardpotentiale $(\Delta E^{\circ }=E_{red}^{\circ }-E_{ox}^{\circ })$ .

Die reduzierte Form eines Redox-Paares mit sehr negativem Standardpotential stellt ein sehr starkes Reduktionsmittel dar, weil es zur Elektronenabgabe bestrebt ist (z. B. Natrium). Dagegen ist die oxidierte Form eines Redox-Paares mit sehr positivem Standardpotential ein starkes Oxidationsmittel (z. B. Fluor als stärkstes bekanntes Oxidationsmittel, d. h. mit höchstem Standardpotential), weil es nach Elektronenaufnahme strebt. Bei Kontakt von Metallen mit unterschiedlichem Standardelektrodenpotential kann es deswegen zu Kontaktkorrosion kommen. Die elektrochemische Spannungsreihe ist damit eine Auflistung von Oxidationsmitteln nach Oxidationsstärke bzw. gleichzeitig eine umgekehrte Auflistung von Reduktionsmitteln nach Reduktionsstärke.

Außerdem enthält die elektrochemische Spannungsreihe eine Abstufung der Metalle („sehr edles Metall“, „edles Metall“, „weniger edles Metall“, „unedles Metall“, „sehr unedles Metall“) nach ihrem Bestreben, sich in Säuren oxidieren zu lassen. Die Standardpotentiale der edlen Metalle haben ein positives Vorzeichen, die der unedlen dagegen ein negatives. Unedle Metalle lösen sich daher in Säuren auf, weil Säuren H⁺ enthalten. (Die Argumente zum Beispiel Zn/Cu gelten analog.)

Edle Metalle lösen sich hingegen nur in oxidierenden Säuren auf.

Elektrochemische Spannungsreihe

(Standardpotentiale bei 25 °C; 101,3 kPa; pH=0; Ionenaktivitäten= 1)

-0.671 V

Element im Redox-Paar,
dessen Oxidationsstufe
sich ändert	oxidierte Form	+ z e⁻	⇌ reduzierte Form	Standardpotential E °
Fluor (F)	F₂	+ 2 e⁻	⇌ 2 F⁻	+2,87 V
Schwefel (S)	S₂O₈²⁻	+ 2 e⁻	⇌ 2 SO₄²⁻	+2,00 V
Sauerstoff (O)	H₂O₂ + 2 H₃O⁺	+ 2 e⁻	⇌ 4 H₂O	+1,78 V
Gold (Au)	Au⁺	+ e⁻	⇌ Au	+1,69 V^[1]
Gold (Au)	Au³⁺	+ 3 e⁻	⇌ Au	+1,50 V^[2]
Gold (Au)	Au²⁺	+ 2 e⁻	⇌ Au	+1,40 V
Chlor (Cl)	Cl₂	+ 2 e⁻	⇌ 2 Cl⁻	+1,36 V
Chrom (Cr)	Cr⁶⁺	+ 3 e^-	⇌ Cr³⁺	+1,33 V
Sauerstoff (O)	O₂ + 4 H⁺	+ 4 e⁻	⇌ 2 H₂O	+1,23 V
Platin (Pt)	Pt²⁺	+ 2 e⁻	⇌ Pt	+1,20 V
Brom (Br)	Br₂	+ 2 e⁻	⇌ 2 Br⁻	+1,07 V
Quecksilber (Hg)	Hg²⁺	+ 2 e⁻	⇌ Hg	+0,85 V
Silber (Ag)	Ag⁺	+ e⁻	⇌ Ag	+0,80 V
Eisen (Fe)	Fe³⁺	+ e⁻	⇌ Fe²⁺	+0,77 V
Iod (I)	I₂	+ 2 e⁻	⇌ 2 I⁻	+0,53 V
Kupfer (Cu)	Cu⁺	+ e⁻	⇌ Cu	+0,52 V
Eisen (Fe)	[Fe(CN)₆]³⁻	+ e⁻	⇌ [Fe(CN)₆]⁴⁻	+0,36 V
Kupfer (Cu)	Cu²⁺	+ 2 e⁻	⇌ Cu	+0,35 V
Kupfer (Cu)	Cu²⁺	+ e⁻	⇌ Cu⁺	+0,16 V
Zinn (Sn)	Sn⁴⁺	+ 2 e⁻	⇌ Sn²⁺	+0,15 V
Wasserstoff (H₂)	2 H⁺	+ 2 e⁻	⇌ H₂	0
Eisen (Fe)	Fe³⁺	+ 3 e⁻	⇌ Fe	−0,04 V
Blei (Pb)	Pb²⁺	+ 2 e⁻	⇌ Pb	−0,13 V
Zinn (Sn)	Sn²⁺	+ 2 e⁻	⇌ Sn	−0,14 V
Molybdän (Mo)	Mo³⁺	+ 3 e⁻	⇌ Mo	−0,20 V
Nickel (Ni)	Ni²⁺	+ 2 e⁻	⇌ Ni	−0,23 V
Cobalt (Co)	Co²⁺	+ 2 e⁻	⇌ Co	−0,28 V
Thallium (Tl)	Tl⁺	+ e⁻	⇌ Tl	−0,34 V
Indium (In)	In³⁺	+ e⁻	⇌ In	−0,34 V
Cadmium (Cd)	Cd²⁺	+ 2 e⁻	⇌ Cd	−0,40 V
Eisen (Fe)	Fe²⁺	+ 2 e⁻	⇌ Fe	−0,41 V
Schwefel (S)	S	+ 2 e⁻	⇌ S²⁻	−0,48 V
Nickel (Ni)	NiO₂ + 2 H₂O	+ 2 e⁻	⇌ Ni(OH)₂ + 2 OH⁻	−0,49 V
Bor (B)	B+ 4 H₂O	+ 1 e⁻	⇌ B(OH)₄⁻ +2H₂	−0,671 V
Zink (Zn)	Zn²⁺	+ 2 e⁻	⇌ Zn	−0,76 V
Wasser	2 H₂O	+ 2 e⁻	⇌ H₂ + 2 OH⁻	−0,83 V
Chrom (Cr)	Cr²⁺	+ 2 e⁻	⇌ Cr	−0,91 V
Niob (Nb)	Nb³⁺	+ 3 e⁻	⇌ Nb	−1,099 V
Vanadium (V)	V²⁺	+ 2 e⁻	⇌ V	−1,17 V
Mangan (Mn)	Mn²⁺	+ 2 e⁻	⇌ Mn	−1,18 V
Titan (Ti)	Ti³⁺	+ 3 e⁻	⇌ Ti	−1,21 V
Aluminium (Al)	Al³⁺	+ 3 e⁻	⇌ Al	−1,66 V
Titan (Ti)	Ti²⁺	+ 2 e⁻	⇌ Ti	−1,77 V
Beryllium (Be)	Be²⁺	+ 2 e⁻	⇌ Be	−1,85 V
Magnesium (Mg)	Mg²⁺	+ 2 e⁻	⇌ Mg	−2,362 V^[4]
Cer (Ce)	Ce³⁺	+ 3 e⁻	⇌ Ce	−2,483 V
Lanthan (La)	La³⁺	+ 3 e⁻	⇌ La	−2,522 V
Natrium (Na)	Na⁺	+ e⁻	⇌ Na	−2,71 V
Calcium (Ca)	Ca²⁺	+ 2 e⁻	⇌ Ca	−2,87 V
Strontium (Sr)	Sr²⁺	+ 2 e⁻	⇌ Sr	−2,89 V
Barium (Ba)	Ba²⁺	+ 2 e⁻	⇌ Ba	−2,92 V
Kalium (K)	K⁺	+ e⁻	⇌ K	−2,92 V
Caesium (Cs)	Cs⁺	+ e⁻	⇌ Cs	−2,92 V
Rubidium (Rb)	Rb⁺	+ e⁻	⇌ Rb	−2,98 V
Lithium (Li)	Li⁺	+ e⁻	⇌ Li	−3,04 V

Merkspruch für die Spannungsreihe ausgewählter Elemente

Kaiser Napoleon mag alle zackigen Soldaten - Blei haben cubanische Agenten auch (K - Na - Mg - Al - Zn - Sn - Pb - H - Cu - Ag - Au)
Alternativ: Können Nasenbären möglichst alle Ziegen sättigen? - Blei haben cubanische Agenten auch

Siehe auch

Literatur

CRC Handbook of Chemistry and Physics, 90. Auflage, CRC Press, Boca Raton, Florida, 2009, ISBN 978-1-4200-9084-0, Section 8, Electrochemical Series, p. 8-20 bis 8-29.
Anorganische Chemie, Buchners Verlag, 1972
Elemente Chemie II, Klett Verlag, 2000

Einzelnachweise

↑ CRC Handbook of Chemistry and Physics, 90. Auflage, CRC Press, Boca Raton, Florida, 2009, ISBN 978-1-4200-9084-0, Section 8, Electrochemical Series, p. 8-22.
↑ CRC Handbook of Chemistry and Physics, 90. Auflage, CRC Press, Boca Raton, Florida, 2009, ISBN 978-1-4200-9084-0, Section 8, Electrochemical Series, p. 8-22.
↑ Trevor Pearson, Stacey Handy, Rainer Lakner Forst: Elektrochemische Untersuchungen zum Korrosionsmechanismus dekorativer Chromoberflächen durch Calciumchlorid. In: Galvanotechnik, Ausgabe 08/2009, S. 1736
↑ CRC Handbook of Chemistry and Physics, 90. Auflage, CRC Press, Boca Raton, Florida, 2009, ISBN 978-1-4200-9084-0, Section 8, Electrochemical Series, p. 8-22.

[1] CRC Handbook of Chemistry and Physics, 90. Auflage, CRC Press, Boca Raton, Florida, 2009, ISBN 978-1-4200-9084-0, Section 8, Electrochemical Series, p. 8-22.

[2] CRC Handbook of Chemistry and Physics, 90. Auflage, CRC Press, Boca Raton, Florida, 2009, ISBN 978-1-4200-9084-0, Section 8, Electrochemical Series, p. 8-22.

[3] Trevor Pearson, Stacey Handy, Rainer Lakner Forst: Elektrochemische Untersuchungen zum Korrosionsmechanismus dekorativer Chromoberflächen durch Calciumchlorid. In: Galvanotechnik, Ausgabe 08/2009, S. 1736

[4] CRC Handbook of Chemistry and Physics, 90. Auflage, CRC Press, Boca Raton, Florida, 2009, ISBN 978-1-4200-9084-0, Section 8, Electrochemical Series, p. 8-22.

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