Redoxchemie und Elektrochemie (CHE-Re)

Oxidationszahlen und Redoxgleichungen#

StandardCHE-Re-6.1

Neben den Säure-Base-Reaktionen sind Redoxreaktionen die zweite große Reaktionsklasse - und im Kern geht es nicht um Sauerstoff, sondern um Elektronen: Bei jeder Redoxreaktion werden Elektronen von einem Teilchen auf ein anderes übertragen. Oxidation ist die Abgabe, Reduktion die Aufnahme von Elektronen; beide laufen stets gekoppelt ab (es gibt keine Oxidation ohne gleichzeitige Reduktion).

Um den Elektronenfluss zu verfolgen, dient die Oxidationszahl (OZ) - eine formale Ladung, die ein Atom hätte, wenn man jede Bindung dem elektronegativeren Partner zuschlüge. Es gilt: Elementarstoffe OZ 0, einatomige Ionen die Ladung als OZ, Fluor immer

-1

, Sauerstoff meist

-2

(Ausnahmen: Peroxide

-1

,

\ce{OF2}

+2

), Wasserstoff meist

+1

(in Metallhydriden

-1

).

Diese Regeln genügen, weil eine Kontrollbedingung hinzukommt: Die Summe aller Oxidationszahlen in einem Teilchen ist gleich seiner Gesamtladung (in einem neutralen Molekül also 0). Damit lässt sich jede unbekannte OZ ausrechnen - etwa für Schwefel in

\ce{SO4^2-}

oder Mangan in

\ce{MnO4-}

(siehe Rechenbeispiel).

Eine Redoxgleichung gleicht man am sichersten über Halbreaktionen aus: (1) Oxidationszahlen bestimmen und Oxidation/Reduktion erkennen, (2) zwei Halbreaktionen aufstellen, (3) Atome ausgleichen - Sauerstoff mit

\ce{H2O}

, Wasserstoff mit

\ce{H+}

, (4) Ladungen mit Elektronen ausgleichen, (5) beide Halbreaktionen so multiplizieren, dass sich die Elektronen herauskürzen. Erst dann addiert man sie zur Gesamtgleichung.

Läuft die Reaktion im Basischen ab, gleicht man zunächst wie im sauren Milieu aus und neutralisiert dann die

\ce{H+}

: Man addiert auf beiden Seiten so viele

\ce{OH-}

, wie

\ce{H+}

vorhanden sind;

\ce{H+}

und

\ce{OH-}

werden zu

\ce{H2O}

zusammengefasst und überzählige Wassermoleküle gekürzt.

Ein Sonderfall ist die Disproportionierung: Ein und dasselbe Element wird gleichzeitig oxidiert und reduziert. So reagiert Chlor in Lauge zu Chlorid und Chlorat:

\ce{3 Cl2 + 6 OH- -> 5 Cl- + ClO3- + 3 H2O}

- das Chlor (OZ 0) geht teils auf

-1

(Reduktion), teils auf

+5

(Oxidation). Man erkennt solche Reaktionen daran, dass nur ein einziges Element seine OZ in beide Richtungen ändert.

n_{\text{Ox}}\cdot z_{\text{Red}} = n_{\text{Red}}\cdot z_{\text{Ox}}

Elektronenbilanz über alle Halbreaktionen

Musterbeispiel

Redox-Gleichung in saurer Lösung ausgleichen

Gleiche die Reaktion $\ce{MnO4- + Fe^{2+} -> Mn^{2+} + Fe^{3+}}$ in saurer Lösung aus.

Oxidationsstufen
Mn: +7 -> +2 (Reduktion, +5 e-); Fe: +2 -> +3 (Oxidation, -1 e-).
Halbreaktion Reduktion
$\ce{MnO4- + 8 H+ + 5 e- -> Mn^{2+} + 4 H2O}$ .
Halbreaktion Oxidation
$\ce{Fe^{2+} -> Fe^{3+} + e-}$ (mit 5 multiplizieren).
Addition
$\ce{MnO4- + 5 Fe^{2+} + 8 H+ -> Mn^{2+} + 5 Fe^{3+} + 4 H2O}$ .
Ladung prüfen
Links: $-1+10+8=+17$ ; rechts: $+2+15=+17$ . Stimmt.

Ergebnis: Gesamtreaktion: $\ce{MnO4- + 5 Fe^{2+} + 8 H+ -> Mn^{2+} + 5 Fe^{3+} + 4 H2O}$ . Diese Reaktion ist Grundlage der Permanganat-Titration.

Musterbeispiel

Oxidationszahlen in $\ce{Cr2O7^{2-}}$

Bestimme die OZ von Chrom in $\ce{Cr2O7^{2-}}$ .

O-Beitrag
7 O-Atome zu je -2 = -14.
Ladung
Gesamtladung -2; also $2\cdot \mathrm{OZ}(\ce{Cr}) - 14 = -2$ .
Lösen
$\mathrm{OZ}(\ce{Cr}) = +6$ .

Ergebnis: Chrom in Dichromat hat OZ +6 - hohe Oxidationsstufe, dadurch starkes Oxidationsmittel.

Schritt-für-Schritt Erklärung3 Schritte

1
Oxidationszahl ist eine formale Buchhaltung - merk dir die Regeln für O, H und Halogene.
2
Halbreaktionen separat ausgleichen - zuerst die Atome, dann mit Wasser und Protonen, schliesslich mit Elektronen.
3
Die Gesamtreaktion entsteht erst, wenn die Elektronenzahlen aufeinander abgestimmt sind - daher das kleinste gemeinsame Vielfache.

SRDP-Aufgaben

SelbsttestAus der Fragenbank5 Punkte

Aufgabenstellung

Stelle die ausgeglichene Redoxgleichung für die Reaktion von Kaliumpermanganat mit Eisen(II)-Sulfat in schwefelsaurer Lösung auf und erläutere den Farbumschlag.

Deine Antwortwird nicht automatisch bewertet

Typische Fehler

OZ von Sauerstoff in Peroxiden ( $\ce{H2O2}$ ) falsch gesetzt.
Halbreaktionen nicht ladungsausgeglichen.
Reduktion und Oxidation vertauscht.

Aktive Wiederholung

Bestimme die Oxidationszahlen aller Atome in $\ce{KMnO4}$ , $\ce{Cr2O7^{2-}}$ und $\ce{H2O2}$ .

Aktiv abrufen

Erinnere dich an die Kernpunkte — dann aufdecken.

Quellen: OpenStax Chemistry 2e Kap. 17 Electrochemistry (OpenStax)

Galvanische Zellen und Standardpotentiale#

StandardCHE-Re-6.2

Eine spontane Redoxreaktion gibt Energie ab - meist als Wärme. Die geniale Idee der galvanischen Zelle ist, die beiden Halbreaktionen räumlich zu trennen, sodass die Elektronen nicht direkt, sondern über einen äußeren Draht fließen müssen. Genau dieser Elektronenstrom ist nutzbare elektrische Energie - das Grundprinzip jeder Batterie ().

Galvanische Zelle - Daniell-Element

Abb. 1Zn-Halbzelle (Anode, Oxidation) und Cu-Halbzelle (Kathode, Reduktion), verbunden über Voltmeter und Salzbrücke.

Eine galvanische Zelle besteht aus zwei Halbzellen, je einem Metall in einer Lösung seiner Ionen, verbunden durch einen Draht (für die Elektronen) und eine Salzbrücke (für den Ladungsausgleich). Ohne die Salzbrücke würden sich die Halbzellen sofort elektrisch aufladen und der Stromfluss käme zum Erliegen - sie ist also kein Beiwerk, sondern unverzichtbar.

An der Anode läuft die Oxidation ab (das unedlere Metall geht in Lösung und gibt Elektronen ab), an der Kathode die Reduktion (Ionen nehmen Elektronen auf und scheiden sich ab). In der galvanischen Zelle ist die Anode der Minuspol, die Kathode der Pluspol. Die Eselsbrücke „An-Ox" (Anode = Oxidation) gilt immer; nur die Polung kehrt sich bei der Elektrolyse um.

Wie stark eine Halbzelle Elektronen anzieht, misst das Standardpotential

E^{\circ}

, definiert gegen die Standardwasserstoffelektrode (

E^{\circ}=0

V). Ein hohes (positives)

E^{\circ}

kennzeichnet ein starkes Oxidationsmittel (edles Metall, wird leicht reduziert); ein stark negatives

E^{\circ}

ein unedles Metall, das leicht oxidiert wird.

Das Standardbeispiel ist das Daniell-Element

\ce{Zn|Zn^{2+}||Cu^{2+}|Cu}

. Die Zellspannung ist die Differenz der Halbzellenpotentiale:

E^{\circ}_{\text{Zelle}}=E^{\circ}_{\text{Kathode}}-E^{\circ}_{\text{Anode}}=0{,}34-(-0{,}76)=1{,}10

V. Ein positiver Wert bedeutet, dass die Reaktion freiwillig abläuft und die Zelle Strom liefert.

Unter Nicht-Standardbedingungen (andere Konzentrationen) verschiebt sich die Spannung gemäß der Nernst-Gleichung, die pro Faktor 10 der Konzentration etwa

0{,}059/z

Volt ausmacht (siehe Rechenbeispiel). Ordnet man alle Redoxpaare nach

E^{\circ}

, ergibt sich die Spannungsreihe: oben die Edelmetalle (Au, Pt, Ag), unten die unedlen (Li, Na, K) - das zentrale Werkzeug zur Vorhersage von Redoxreaktionen (eigener Abschnitt).

E^{\circ}_{\text{Zelle}} = E^{\circ}_{\text{Kathode}} - E^{\circ}_{\text{Anode}}

Standardzellpotential

E = E^{\circ} + \dfrac{R\,T}{z\,F}\,\ln\!\dfrac{[\text{Ox}]}{[\text{Red}]}\approx E^{\circ} + \dfrac{0{,}059}{z}\,\log_{10}\!\dfrac{[\text{Ox}]}{[\text{Red}]}

Nernst-Gleichung (Halbzellenpotential bei 25 Grad C)

Musterbeispiel

Nernst-Gleichung - Zellspannung berechnen

Berechne die Zellspannung des Daniell-Elements mit $[\ce{Cu^{2+}}]=0{,}010\,\text{mol/L}$ und $[\ce{Zn^{2+}}]=1{,}00\,\text{mol/L}$ . Standardpotentiale: $E^{\circ}(\ce{Cu^{2+}/Cu})=+0{,}34\,\text{V}$ , $E^{\circ}(\ce{Zn^{2+}/Zn})=-0{,}76\,\text{V}$ .

Standardspannung
$E^{\circ}_{\text{Zelle}}=0{,}34-(-0{,}76)=1{,}10\,\text{V}$ .
Nernst für Cu
$E(\ce{Cu})=0{,}34 + \tfrac{0{,}059}{2}\log(0{,}010)=0{,}34-0{,}059=0{,}28\,\text{V}$ .
Nernst für Zn
$E(\ce{Zn})=-0{,}76 + \tfrac{0{,}059}{2}\log(1{,}00)=-0{,}76\,\text{V}$ .
Zellspannung
$E_{\text{Zelle}}=E(\ce{Cu})-E(\ce{Zn})=0{,}28-(-0{,}76)=1{,}04\,\text{V}$ .

Ergebnis: Die Zellspannung sinkt von $1{,}10\,\text{V}$ (Standard) auf $\approx 1{,}04\,\text{V}$ - logisch, weil $\ce{Cu^{2+}}$ jetzt knapp ist.

Musterbeispiel

Sterling-Silber gegen Eisen schützen?

Funktioniert Eisen als Opferanode für Silber? Begründe mithilfe der Standardpotentiale ( $E^{\circ}(\ce{Fe^{2+}/Fe})=-0{,}44$ , $E^{\circ}(\ce{Ag+/Ag})=+0{,}80\,\text{V}$ ).

Vergleich
Eisen hat das viel negativere Standardpotential - es ist das unedlere Metall.
Reaktion
Im Kontakt geht Fe in Lösung, Ag bleibt unangetastet. $\ce{Fe + 2 Ag+ -> Fe^{2+} + 2 Ag}$ , $E^{\circ}=0{,}80-(-0{,}44)=1{,}24\,\text{V}$ .

Ergebnis: Ja: Eisen schützt Silber als Opferanode. In der Praxis nimmt man jedoch meist Zink oder Magnesium, da sie noch unedler (negativeres $E^{\circ}$ ), günstiger und besser verfuegbar sind.

Schritt-für-Schritt Erklärung3 Schritte

1
In der galvanischen Zelle treiben spontane Redoxreaktionen die Elektronen durch den Draht.
Galvanische Zelle - Daniell-Element
Abb.Zn-Halbzelle (Anode, Oxidation) und Cu-Halbzelle (Kathode, Reduktion), verbunden über Voltmeter und Salzbrücke.
2
Die Salzbrücke ist nicht nur dekorativ - ohne Ladungsausgleich bricht der Stromfluss sofort ab.
3
Die Spannungsreihe sortiert die Metalle: ganz unten Li, ganz oben Au.

SRDP-Aufgaben

SelbsttestAus der Fragenbank5 Punkte

Aufgabenstellung

Beschreibe den Aufbau einer Daniell-Zelle und erkläre, wie an Anode und Kathode die elektrische Energie zustande kommt.

Deine Antwortwird nicht automatisch bewertet

Typische Fehler

Anode mit Kathode verwechselt.
Standardpotential mit "absolutem" Potential verwechselt.
Nernst-Faktor 0,059 wird ohne $z$ verwendet.

Aktive Wiederholung

Berechne die Standardzellspannung der Zelle $\ce{Mg|Mg^{2+}||Ag+|Ag}$ mit $E^{\circ}(\ce{Mg^{2+}/Mg})=-2{,}37$ und $E^{\circ}(\ce{Ag+/Ag})=+0{,}80\,\text{V}$ .

Aktiv abrufen

Erinnere dich an die Kernpunkte — dann aufdecken.

Quellen: OpenStax Chemistry 2e Kap. 17.2 Galvanic Cells (OpenStax)

Elektrolyse, Faraday-Gesetze und Batterien#

VertiefungCHE-Re-6.3

Was in der galvanischen Zelle freiwillig abläuft, kann man auch erzwingen: Bei der Elektrolyse treibt eine äußere Spannungsquelle eine nicht-spontane Redoxreaktion an - elektrische Energie wird in chemische umgewandelt. So zerlegt man Wasser in

\ce{H2}

und

\ce{O2}

oder gewinnt unedle Metalle wie Aluminium, die sich chemisch nicht reduzieren lassen.

Wichtig ist die umgekehrte Logik gegenüber der galvanischen Zelle: Zwar gilt weiterhin „Anode = Oxidation, Kathode = Reduktion", aber die Pole sind vertauscht - bei der Elektrolyse ist die Kathode der Minuspol und die Anode der Pluspol. Dieser Vorzeichenwechsel ist eine klassische Fehlerquelle in der Prüfung.

Wie viel Stoff sich abscheidet, sagt das Faraday-Gesetz

m=\dfrac{M\,I\,t}{z\,F}

: Die abgeschiedene Masse ist proportional zur geflossenen Ladung

Q=I\cdot t

(). Dabei ist

F=96485

C/mol die Faraday-Konstante (Ladung eines Mols Elektronen) und

z

die Zahl der pro Ion übertragenen Elektronen - bei

\ce{Cu^{2+}}

also 2 (siehe Rechenbeispiel).

Faraday-Gesetz: abgeschiedene Kupfermasse

Abb. 2Bei konstantem Strom (

I=2{,}00

A) wächst die an der Kathode abgeschiedene Masse linear mit der Zeit, weil

m=\tfrac{M\,I\,t}{z\,F}

gilt.

Technisch zentral ist die Chloralkali-Elektrolyse einer Kochsalzlösung:

\ce{2 NaCl + 2 H2O -> 2 NaOH + Cl2 + H2}

. Sie liefert gleich drei Grundchemikalien - Chlor (Kunststoffe, Desinfektion), Natronlauge (Seifen, Aluminium, Papier) und Wasserstoff. Auch die Aluminiumgewinnung (Hall-Héroult-Schmelzflusselektrolyse) und die Kupferraffination beruhen auf Elektrolyse.

Im Kleinen nutzt die Galvanik die Elektrolyse zur Oberflächenveredelung: Das Werkstück wird als Kathode geschaltet, sodass sich ein dünner Metallüberzug abscheidet - so entstehen verchromte, vergoldete oder verzinkte Oberflächen. Auch hier liefert das Faraday-Gesetz die exakte Schichtdicke aus Stromstärke und Zeit.

Speichern lässt sich elektrische Energie in Batterien (Primärzellen, nicht aufladbar - z. B. Alkali-Mangan) und Akkumulatoren (Sekundärzellen, aufladbar - Blei, Lithium-Ionen, NiMH). Eine Sonderform ist die Brennstoffzelle: kontinuierlich mit Wasserstoff und Sauerstoff versorgt, mit hohem Wirkungsgrad (rund 50-60 %) und Wasser als einzigem Produkt (vertieft im eigenen Abschnitt).

m = \dfrac{M\,I\,t}{z\,F},\quad F=96485\;\tfrac{\text{C}}{\text{mol}}

Faradaysches Gesetz für Elektrolyse

Q = I\cdot t,\quad n_{e^{-}}=\dfrac{Q}{F}

Ladung und Stoffmenge an Elektronen

Musterbeispiel

Faraday-Berechnung: Aluminium aus Schmelzfluss

Wieviel Aluminium wird in einer Hall-Heroult-Zelle aus $\ce{Al2O3}$ -Schmelze pro Stunde bei 1,00 kA abgeschieden?

Ladung
$Q=I\cdot t=1000\cdot 3600=3{,}6\cdot 10^{6}\,\text{C}$ .
n(e-)
$n_{e}=Q/F=3{,}6\cdot 10^{6}/96485\approx 37{,}3\,\text{mol}$ .
n(Al)
Al^3+ + 3 e- -> Al: $n(\ce{Al})=37{,}3/3\approx 12{,}43\,\text{mol}$ .
m(Al)
$m=12{,}43\cdot 26{,}98\approx 335\,\text{g}$ .

Ergebnis: Pro Stunde rund 335 g Al; bei industriellen Stromstärken von 150 kA entsprechend rund 50 kg pro Stunde und Zelle.

Musterbeispiel

Faraday-Berechnung: Kupferabscheidung aus CuSO4

Welche Masse Kupfer wird abgeschieden, wenn $2{,}00\,\text{A}$ für $30\,\text{min}$ durch eine $\ce{CuSO4}$ -Lösung fliessen? ( $M(\ce{Cu})=63{,}55\,\text{g/mol}$ )

Zeit in Sekunden
$t=30\,\text{min}=30\cdot 60=1800\,\text{s}$ .
Ladung
$Q=I\cdot t=2{,}00\cdot 1800=3600\,\text{C}$ .
n(e-)
$n_{e}=Q/F=3600/96485\approx 0{,}03731\,\text{mol}$ .
n(Cu)
$\ce{Cu^{2+} + 2 e- -> Cu}$ , also $z=2$ : $n(\ce{Cu})=n_{e}/2\approx 0{,}01866\,\text{mol}$ .
m(Cu)
$m=n\cdot M=0{,}01866\cdot 63{,}55\approx 1{,}19\,\text{g}$ .

Ergebnis: Es scheiden sich rund $1{,}19\,\text{g}$ Kupfer an der Kathode ab. Achtung: $z=2$ nicht vergessen - bei einwertigen Ionen wäre die doppelte Masse zu erwarten.

Schritt-für-Schritt Erklärung3 Schritte

1
Elektrolyse ist die Umkehr der galvanischen Zelle - Strom zwingt die Reaktion durch.
2
Faraday verbindet Ampere-Sekunden mit Mol an Elektronen, und über die Stöchiometrie mit Mol an Produkt.
3
Brennstoffzellen sind kontinuierliche Galvanikzellen mit Wasserstoff und Sauerstoff - das Produkt ist nur Wasser.

SRDP-Aufgaben

SelbsttestAus der Fragenbank6 Punkte

Aufgabenstellung

Beschreibe das Prinzip der Chloralkali-Elektrolyse (Membranverfahren) und nenne die Produkte mit Verwendungszwecken.

Deine Antwortwird nicht automatisch bewertet

Typische Fehler

Anode und Kathode bei Elektrolyse vs. galvanischer Zelle vertauscht (Vorzeichen sind umgekehrt!).
Faraday-Konstante mit Einheit verwechselt (96485 C/mol).
Elektrolyse als Energieerzeuger missverstanden - sie verbraucht elektrische Energie.

Aktive Wiederholung

Welche Masse Kupfer wird abgeschieden, wenn 2,00 A für 30 min durch eine $\ce{CuSO4}$ -Lösung fliessen?

Aktiv abrufen

Erinnere dich an die Kernpunkte — dann aufdecken.

Quellen: OpenStax Chemistry 2e Kap. 17.7 Electrolysis (OpenStax)

Redox-Grundbegriffe: Oxidations- und Reduktionsmittel#

BasisCHE-Re-6.1

Galvanische Zelle - Daniell-Element

Abb. 3Zn-Halbzelle (Anode, Oxidation) und Cu-Halbzelle (Kathode, Reduktion), verbunden über Voltmeter und Salzbrücke.

Oxidation = Elektronenabgabe (Oxidationszahl steigt); Reduktion = Elektronenaufnahme (Oxidationszahl sinkt). Beide laufen stets gekoppelt ab (Redoxreaktion).

Merksatz "OIL RIG": Oxidation Is Loss, Reduction Is Gain (of electrons).

Das Oxidationsmittel nimmt Elektronen auf und wird dabei selbst reduziert; das Reduktionsmittel gibt Elektronen ab und wird selbst oxidiert.

Anzahl abgegebener und aufgenommener Elektronen muss in der Gesamtgleichung gleich sein (Elektronenbilanz).

Typische Oxidationsmittel:

\ce{O2}

,

\ce{Cl2}

,

\ce{KMnO4}

,

\ce{H2O2}

; typische Reduktionsmittel: unedle Metalle,

\ce{H2}

,

\ce{C}

.

Disproportionierung: ein Element wird gleichzeitig oxidiert und reduziert (z.B.

\ce{Cl2}

in Lauge zu

\ce{Cl-}

und

\ce{ClO-}

).

Verbrennung, Atmung, Rosten und Photosynthese sind allesamt Redoxprozesse - die Reaktionsklasse ist allgegenwärtig.

\text{Oxidation: } \ce{Zn -> Zn^2+ + 2 e-}; \quad \text{Reduktion: } \ce{Cu^2+ + 2 e- -> Cu}

Redox-Teilgleichungen

Musterbeispiel

Redoxpartner identifizieren

Untersuche $\ce{2 Fe^3+ + Sn^2+ -> 2 Fe^2+ + Sn^4+}$ : Bestimme Oxidations- und Reduktionsmittel und stelle die Elektronenbilanz auf.

Oxidationszahlen
Eisen geht von +III auf +II (Reduktion), Zinn von +II auf +IV (Oxidation).
Rollen zuordnen
$\ce{Fe^3+}$ nimmt Elektronen auf -> Oxidationsmittel; $\ce{Sn^2+}$ gibt Elektronen ab -> Reduktionsmittel.
Elektronenbilanz
$\ce{Sn^2+ -> Sn^4+ + 2 e-}$ und $\ce{2 Fe^3+ + 2 e- -> 2 Fe^2+}$ - beide Seiten 2 Elektronen.

Ergebnis: Oxidationsmittel $\ce{Fe^3+}$ , Reduktionsmittel $\ce{Sn^2+}$ ; 2 Elektronen werden übertragen. Vertiefung im Abschnitt "Oxidationszahlen und Redoxgleichungen".

SRDP-Aufgaben

SelbsttestAus der Fragenbank3 Punkte

Aufgabenstellung

Bestimme in der Reaktion

\ce{Zn + 2 HCl -> ZnCl2 + H2}

Oxidations- und Reduktionsmittel und gib die Teilgleichungen mit Elektronen an.

Deine Antwortwird nicht automatisch bewertet

Typische Fehler

Oxidationsmittel wird mit dem oxidierten Stoff verwechselt (das Oxidationsmittel wird selbst reduziert).
"Oxidation = Sauerstoffaufnahme" wird als alleinige Definition genutzt - der allgemeine Begriff ist Elektronenabgabe.
Elektronenbilanz wird nicht ausgeglichen; abgegebene und aufgenommene Elektronen stimmen nicht überein.
Disproportionierung wird übersehen, weil nur unterschiedliche Elemente betrachtet werden.

Aktive Wiederholung

Bestimme in der Reaktion $\ce{Zn + Cu^2+ -> Zn^2+ + Cu}$ Oxidations- und Reduktionsmittel und gib die Teilgleichungen mit Elektronen an.

Aktiv abrufen

Erinnere dich an die Kernpunkte — dann aufdecken.

Quellen: OpenStax Chemistry 2e, Kap. 4 "Classifying Chemical Reactions" (OpenStax)

Spannungsreihe und Vorhersage von Redoxreaktionen#

StandardCHE-Re-6.2

Galvanische Zelle - Daniell-Element

Abb. 4Zn-Halbzelle (Anode, Oxidation) und Cu-Halbzelle (Kathode, Reduktion), verbunden über Voltmeter und Salzbrücke.

Die elektrochemische Spannungsreihe ordnet Redoxpaare nach ihrem Standardpotential

E^\circ

(Bezug: Standardwasserstoffelektrode,

E^\circ = 0

V).

Je positiver

E^\circ

, desto stärker das Oxidationsmittel der oxidierten Form; je negativer, desto stärker das Reduktionsmittel der reduzierten Form.

Edle Metalle (positives

E^\circ

, z.B.

\ce{Cu}

,

\ce{Ag}

) werden schwer oxidiert; unedle Metalle (negatives

E^\circ

, z.B.

\ce{Zn}

,

\ce{Mg}

) leicht.

Eine Redoxreaktion läuft freiwillig ab, wenn das Oxidationsmittel ein höheres

E^\circ

als das Reduktionsmittel hat -> positive Zellspannung.

Zellspannung

E^\circ_{\text{Zelle}} = E^\circ_{\text{Kathode}} - E^\circ_{\text{Anode}}

; positiver Wert = freiwillig.

Unedle Metalle können edlere aus ihren Salzlösungen verdrängen (z.B. Eisen scheidet Kupfer ab).

Die Spannungsreihe erklärt Opferanoden, Lokalelemente und die Reihenfolge der Metallabscheidung.

E^\circ_{\text{Zelle}} = E^\circ_{\text{Kathode}} - E^\circ_{\text{Anode}}

Standardzellspannung

Musterbeispiel

Spontaneität und Zellspannung

Beurteile, ob $\ce{Zn + Cu^2+ -> Zn^2+ + Cu}$ freiwillig abläuft. Gegeben: $E^\circ(\ce{Cu^2+/Cu})=+0{,}34$ V, $E^\circ(\ce{Zn^2+/Zn})=-0{,}76$ V.

Rollen zuordnen
Reduktion an der Kathode: $\ce{Cu^2+ + 2 e- -> Cu}$ ( $+0{,}34$ V). Oxidation an der Anode: $\ce{Zn -> Zn^2+ + 2 e-}$ ( $-0{,}76$ V).
Zellspannung
$E^\circ_{\text{Zelle}} = (+0{,}34) - (-0{,}76) = +1{,}10\,\text{V}$ .
Bewertung
Positive Spannung -> die Reaktion läuft freiwillig; Zink (unedel) verdrängt Kupfer (edel).

Ergebnis: $E^\circ_{\text{Zelle}} = +1{,}10$ V > 0 -> freiwillig. Dies ist die Grundlage des Daniell-Elements (siehe Abschnitt "Galvanische Zellen").

SRDP-Aufgaben

SelbsttestAus der Fragenbank3 Punkte

Aufgabenstellung

Läuft die Reaktion

\ce{Cu + 2 Ag+ -> Cu^2+ + 2 Ag}

freiwillig ab? Begründe mit der Spannungsreihe und berechne die Zellspannung.

E^\circ(\ce{Cu^2+/Cu})=+0{,}34

V,

E^\circ(\ce{Ag+/Ag})=+0{,}80

V.

Deine Antwortwird nicht automatisch bewertet

Typische Fehler

Vorzeichen bei $E^\circ_{\text{Zelle}} = E_{\text{Kathode}} - E_{\text{Anode}}$ vertauscht.
Positives Standardpotential wird mit "starkes Reduktionsmittel" verwechselt (es ist ein starkes Oxidationsmittel).
Die Spontaneität wird ohne Potentialvergleich behauptet.
Konzentrationsabhängigkeit (Nernst) wird mit Standardbedingungen vermischt.

Aktive Wiederholung

Beurteile anhand der Standardpotentiale $E^\circ(\ce{Cu^2+/Cu})=+0{,}34$ V und $E^\circ(\ce{Zn^2+/Zn})=-0{,}76$ V, ob Zink Kupfer aus einer Kupfersulfatlösung verdrängt, und berechne die Zellspannung.

Aktiv abrufen

Erinnere dich an die Kernpunkte — dann aufdecken.

Quellen: OpenStax Chemistry 2e, Kap. 17 "Electrochemistry" (OpenStax)

Batterien, Akkumulatoren und Brennstoffzellen#

VertiefungCHE-Re-6.3

Galvanische Zelle - Daniell-Element

Abb. 5Zn-Halbzelle (Anode, Oxidation) und Cu-Halbzelle (Kathode, Reduktion), verbunden über Voltmeter und Salzbrücke.

Primärzellen (Batterien) sind nicht wiederaufladbar; die Redoxreaktion ist praktisch irreversibel (z.B. Alkali-Mangan-Zelle).

Sekundärzellen (Akkumulatoren) sind wiederaufladbar; beim Laden wird die Redoxreaktion durch eine äußere Spannung umgekehrt (z.B. Bleiakku, Lithium-Ionen-Akku).

Bleiakku: Entladen

\ce{Pb + PbO2 + 2 H2SO4 -> 2 PbSO4 + 2 H2O}

; Laden kehrt die Reaktion um.

Lithium-Ionen-Akku: Li-Ionen wandern beim Laden/Entladen zwischen Graphit-Anode und Metalloxid-Kathode (Interkalation), hohe Energiedichte.

Brennstoffzelle: kontinuierliche Zufuhr von Brennstoff (

\ce{H2}

) und Oxidationsmittel (

\ce{O2}

); Gesamtreaktion

\ce{2 H2 + O2 -> 2 H2O}

, Produkt nur Wasser.

Brennstoffzellen erreichen höhere Wirkungsgrade als Verbrennungsmotoren, weil sie die chemische Energie direkt in elektrische umwandeln (nicht über Wärme).

Bewertungsaspekte: Energiedichte, Lebensdauer, Ressourcen (Lithium, Kobalt), Recycling und Sicherheit.

\ce{2 H2 + O2 -> 2 H2O} \quad (\text{Brennstoffzelle})

Gesamtreaktion der Wasserstoff-Brennstoffzelle

Musterbeispiel

Bleiakku - Entladen und Laden

Stelle die Entladegleichung des Bleiakkus auf und erläutere, was sich beim Laden ändert.

Teilreaktionen Entladen
Anode (Oxidation): $\ce{Pb + SO4^2- -> PbSO4 + 2 e-}$ . Kathode (Reduktion): $\ce{PbO2 + 4 H+ + SO4^2- + 2 e- -> PbSO4 + 2 H2O}$ .
Gesamtgleichung
$\ce{Pb + PbO2 + 2 H2SO4 -> 2 PbSO4 + 2 H2O}$ - liefert ca. 2 V pro Zelle.
Laden
Eine äußere Spannung kehrt die Reaktion um (Elektrolyse): $\ce{2 PbSO4 + 2 H2O -> Pb + PbO2 + 2 H2SO4}$ ; die Säuredichte steigt wieder.

Ergebnis: Der Bleiakku ist eine Sekundärzelle; Laden ist eine erzwungene Umkehrung (vgl. Abschnitt "Elektrolyse, Faraday-Gesetze und Batterien").

SRDP-Aufgaben

SelbsttestAus der Fragenbank4 Punkte

Aufgabenstellung

Stelle für die Wasserstoff-Brennstoffzelle (saurer Elektrolyt) die Teilreaktionen an Anode und Kathode sowie die Gesamtreaktion auf und nenne einen Vorteil gegenüber dem Verbrennungsmotor.

Deine Antwortwird nicht automatisch bewertet

Typische Fehler

Primaer- und Sekundärzellen werden gleichgesetzt; nur Akkus sind wiederaufladbar.
Beim Laden des Akkus wird die Elektrodenpolarität/Reaktionsrichtung falsch zugeordnet.
Brennstoffzelle wird mit Batterie verwechselt - die Brennstoffzelle wird von aussen kontinuierlich versorgt.
Umweltbewertung beschränkt sich auf "emissionsfrei" ohne Blick auf Herstellung und Rohstoffe.

Aktive Wiederholung

Vergleiche einen Lithium-Ionen-Akku mit einer Wasserstoff-Brennstoffzelle hinsichtlich Funktionsprinzip, Energiequelle und Umweltbilanz und beurteile ihre Eignung für Elektromobilität.

Aktiv abrufen

Erinnere dich an die Kernpunkte — dann aufdecken.

Quellen: OpenStax Chemistry 2e, Kap. 17 "Batteries and Fuel Cells" (OpenStax)

Kernpunkte

Redox-Gleichung in saurer Lösung ausgleichen

Oxidationszahlen in CrX2OX7X2−\ce{Cr2O7^{2-}}CrX2​OX7​X2−

Kernpunkte

Nernst-Gleichung - Zellspannung berechnen

Sterling-Silber gegen Eisen schützen?

Kernpunkte

Faraday-Berechnung: Aluminium aus Schmelzfluss

Faraday-Berechnung: Kupferabscheidung aus CuSO4

Kernpunkte

Redoxpartner identifizieren

Kernpunkte

Spontaneität und Zellspannung

Kernpunkte

Bleiakku - Entladen und Laden

Quellen

Oxidationszahlen in $\ce{Cr2O7^{2-}}$