Elektrochemische Spannungsreihe und Wikipedia Diskussion:Exzellente Bilder: Unterschied zwischen den Seiten
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Die '''Elektrochemische Spannungsreihe''' ist eine Auflistung von [[Redoxpaar|Redox-Paaren]] nach ihrem Standardelektrodenpotential ([[Redoxpotential]] unter [[Standardbedingung]]en). |
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| Diskussionen rund um die Auszeichnung von Bildern, Abstimmungen oder anderen grundsätzlichen Punkten rund um die [[WP:KEB]] bitte [[Wikipedia Diskussion:Kandidaten für exzellente Bilder|an dieser Stelle führen]]. Diese Seite soll der Diskussion über die Gestaltung der Projektseite dienen. |
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== Interpretation und Bedeutung == |
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=== Metalle === |
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Bei Metallen bildet das Metall selbst und sein zugehöriges Ion ein [[Redoxpaar]]. Im Beispiel |
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:<math>\mathrm{Cu}^{2+} + 2e^- \rightleftharpoons \mathrm{Cu}</math> |
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ist Cu die reduzierte Form („Red“) und Cu<sup>2+</sup> 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/Cu<sup>2+</sup>-Paares mit +0,35 V deutlich positiver ist, als das des Zn/Zn<sup>2+</sup>-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. |
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| Technisches Vorgehen beim Auszeichnen von exzellenten Bildern: |
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# Beendete Kandidatur aus den [[WP:KEB]] entfernen und fortlaufend chronologisch ins aktuelle Archiv ablegen. Hier die [[Wikipedia:Kandidaten für exzellente Bilder/Archiv|Übersicht über alle Archive]]. |
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# Auswertung und Vermerk der Stimmen. Als Vorlage zur kann dieser Baustein verwendet werden:</br><nowiki> {| {{prettytable}} </nowiki> </br><nowiki>| {{pro}}, {{contra}}, {{neutral}} und damit PRO/CONTRA ~~~~ :</nowiki> </br> <nowiki> |} </nowiki> |
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# Bei erfolgreicher Kandidatur wird das Bild mit dem Hinweis <nowiki>{{Exzellentes Bild}}</nowiki> gekennzeichnet. Damit wird das Bild automatisch in der [[:Kategorie:Exzellentes Bild]] geführt. |
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# Das Bild wird auf der Hauptseite [[WP:EB]] als ''Neues Bild'' präsentiert und ist in der entsprechenden Kategorie einzutragen. Dabei wird auch der Zähler um die Anzahl der neuen exzellenten Bilder erhöht. Bei der Abwahl von exzellenten Bildern entsprechend gemindert. |
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(„Unter Standardbedingungen“ bedeutet, dass die Konzentration – genauer: [[Aktivität (Chemie)|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 [[Prinzip vom kleinsten Zwang|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.) |
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[[Bild:Daniell-Element.jpg|thumb|Galvanische Zelle (hier: Daniell-Element)]] |
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Redoxpotentiale selbst sind nicht messbar. Messbar ist dagegen die Differenz von zwei [[Elektrodenpotential]]en. 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/Cu<sup>2+</sup> und Zn/Zn<sup>2+</sup> entsteht ein [[Daniell-Element]] mit der Spannung 1,11 V. |
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[[Bild:Vista-file-manager.png|30px]] Ältere Diskussionen befinden sich hier: </br> |
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==== Ion-/Gas-Elektroden (Normal-Wasserstoffelektrode) ==== |
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* [[Wikipedia Diskussion:Exzellente Bilder/Archiv|06/2004 bis 02/2007]] |
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Gasförmiger Wasserstoff und Proton sind ebenfalls ein Redoxpaar: |
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:<math>2\mathrm{H}^+ + 2e^- \rightleftharpoons \mathrm{H}_2</math> |
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Elektroden für Redox-Paare mit gasförmigen Stoffen werden realisiert, indem ein inertes Metall (Pt) in eine 1 mol/l Lösung der Ionen (H<sup>+</sup>) getaucht und vom zugehörigen Gas (H<sub>2</sub>) 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 H<sub>2</sub>/H<sup>+</sup> außerdem die Wirkung von Säuren beschreibt (es taucht immer bei der Auflösung von Metallen in Säuren auf: z. B. Mg + 2H<sup>+</sup> → Mg<sup>2+</sup> + H<sub>2</sub>), wurde das Standardpotential der Normal-Wasserstoffelektrode aus praktischen Gründen als null definiert. |
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''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!) |
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=== Anwendungen === |
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Die elektrochemische Spannungsreihe erlaubt die Berechnung der Spannungen, die [[Batterie]]n und [[Akkumulator]]en maximal liefern können. Im Umkehrschluss sind das die Spannungen, die mindestens für das Antreiben von [[Elektrolyse]]n bzw. Laden der Akkumulatoren angelegt werden müssen. |
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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 CuSO<sub>4</sub>-Lösung, so wird Zink aufgrund seines niedrigeren Redoxpotentials (-0,76 V) oxidiert und geht als Zink-Ionen in Lösung, wohingegen gleichzeitig Kupfer-Ionen (+0,52 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 ZnSO<sub>4</sub>-Lösung eintaucht, ein wenig mit Zink überziehen, weil zunächst kein Zink vorhanden und die Cu<sup>2+</sup>-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 |
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:<math>\Delta G^\circ = -z\, F\, \Delta E^\circ</math> |
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berechnet werden kann. Darin sind <math>z</math> die Zahl der ausgetauschten Elektronen, <math>F</math> = 96.485 C mol<sup>-1</sup> die [[Faraday-Konstante]] und Δ''E'' ° die Differenz der Standardpotentiale. |
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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. Die elektrochemische Spannungsreihe ist damit eine Auflistung von Oxidationsmitteln nach Oxidationsstärke bzw. gleichzeitig eine umgekehrte Auflistung von Reduktionsmitteln nach Reduktionsstärke. |
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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. Die unedlen Metalle lösen sich daher in Säuren auf, weil Säuren H<sup>+</sup> enthalten. (Die Argumente zum Beispiel Zn/Cu gelten analog.) |
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== Elektrochemische Spannungsreihe == |
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(Standardpotentiale bei 25 °C und 101,3 kPa) |
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| Element im Redox-Paar, |
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| dessen Oxidationsstufe |
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| sich ändert |
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! Ox |
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!+ ''z'' e<sup>-</sup> |
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! ↔ Red |
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! Standardpotenzial ''E'' ° |
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| [[Fluor]] (F) || F<sub>2</sub> || + 2e<sup>−</sup> || ↔ 2 F<sup>−</sup> || +2,87 V |
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| [[Sauerstoff]] (O)|| S<sub>2</sub>O<sub>8</sub><sup>2−</sup> || + 2e<sup>−</sup> || ↔ 2 SO<sub>4</sub><sup>2−</sup> || +2,00 V |
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| [[Sauerstoff]] (O)|| H<sub>2</sub>O<sub>2</sub> + 2 H<sub>3</sub>O<sup>+</sup> || + 2e<sup>−</sup> || ↔ 4 H<sub>2</sub>O || +1,78 V |
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| [[Gold]] (Au) || Au<sup>+</sup> || + e<sup>−</sup> || ↔ Au || +1,69 V |
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| [[Gold]] (Au) || Au<sup>3+</sup> || + 3e<sup>−</sup> || ↔ Au || +1,42 V |
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| [[Gold]] (Au) || Au<sup>3+</sup> || + 2e<sup>−</sup> || ↔ Au<sup>+</sup> || +1,40 V |
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| [[Chlor]] (Cl) || Cl<sub>2</sub> || + 2e<sup>−</sup> || ↔ 2Cl<sup>−</sup> || +1,36 V |
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| [[Sauerstoff]] (O)|| O<sub>2</sub> + 4 H<sub>3</sub>O<sup>+</sup> || + 4e<sup>−</sup> || ↔ 6 H<sub>2</sub>O || +1,23 V |
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| [[Platin]] (Pt) || Pt<sup>2+</sup> || + 2e<sup>−</sup> || ↔ Pt || +1,20 V |
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| [[Brom]] (Br) || Br<sub>2</sub> || + 2e<sup>−</sup> || ↔ 2Br<sup>−</sup> || +1,07 V |
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| [[Quecksilber]] (Hg) || Hg<sup>2+</sup> || + 2e<sup>−</sup> || ↔ Hg || +0,85 V |
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| [[Silber]] (Ag) || Ag+ || + e<sup>−</sup> || ↔ Ag || +0,80 V |
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| [[Eisen]] (Fe) || Fe<sup>3+</sup> || + e<sup>−</sup> || ↔ Fe<sup>2+</sup> || +0,77 V |
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| [[Iod]] (I) || I<sub>2</sub> || + 2e<sup>−</sup> || ↔ 2I<sup>−</sup> || +0,53 V |
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| [[Kupfer]] (Cu) || Cu<sup>+</sup> || + e<sup>−</sup> || ↔ Cu || +0,52 V |
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| [[Schwefel]] (S) || S ||+ 2e<sup>−</sup> || ↔ S<sup>2−</sup> || +0,48 V |
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| [[Eisen]] (Fe) || [Fe(CN)<sub>6</sub>]<sup>3−</sup>|| + e<sup>−</sup> || ↔ [Fe(CN)<sub>6</sub>]<sup>4−</sup> || +0,361 V |
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| [[Kupfer]] (Cu) || Cu<sup>2+</sup> || + 2e<sup>−</sup> || ↔ Cu || +0,34 V |
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| [[Kupfer]] (Cu) || Cu<sup>2+</sup> || + e<sup>−</sup> || ↔ Cu<sup>+</sup> || +0,16 V |
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| [[Zinn]] (Sn) || Sn<sup>4+</sup> || + 2e<sup>−</sup> || ↔ Sn<sup>2+</sup> || +0,15 V |
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| '''[[Wasserstoff]] (H<sub>2</sub>)''' || '''2H<sup>+</sup>''' || '''+ 2e<sup>−</sup>''' || ↔ '''H<sub>2</sub>''' |
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| '''0 ''' |
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| [[Eisen]] (Fe) || Fe<sup>3+</sup> || + 3e<sup>−</sup> || ↔ Fe || −0,04 V |
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| [[Blei]] (Pb) || Pb<sup>2+</sup> || + 2e<sup>−</sup> || ↔ Pb || −0,13 V |
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| [[Zinn]] (Sn) || Sn<sup>2+</sup> || + 2e<sup>−</sup> || ↔ Sn || −0,14 V |
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| [[Nickel]] (Ni) || Ni<sup>2+</sup> || + 2e<sup>−</sup> || ↔ Ni || −0,23 V |
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| [[Cadmium]] (Cd) || Cd<sup>2+</sup> || + 2e<sup>−</sup> || ↔ Cd || −0,40 V |
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| [[Eisen]] (Fe) || Fe<sup>2+</sup> || + 2e<sup>−</sup> || ↔ Fe || −0,41 V |
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| [[Nickel]] (Ni) |
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| NiO<sub>2</sub> + 2 H<sub>2</sub>O || + 2e<sup>−</sup> || ↔ Ni(OH)<sub>2</sub> + 2 OH<sup>−</sup> || −0,49 V |
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| [[Zink]] (Zn) || Zn<sup>2+</sup> || + 2e<sup>−</sup> || ↔ Zn || −0,76 V |
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| [[Wasser]] || 2 H<sub>2</sub>O || + 2e<sup>−</sup> || ↔ H<sub>2</sub> + 2 OH<sup>−</sup> || −0,83 V |
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| [[Chrom]] (Cr) || Cr<sup>2+</sup> || + 2e<sup>−</sup> || ↔ Cr || −0,91 V |
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| [[Niob]] (Nb) || Nb<sup>3+</sup> || + 3e<sup>−</sup> || ↔ Nb || −1,099 V |
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| [[Vanadium]] (V) || V<sup>2+</sup> || + 2e<sup>−</sup> || ↔ V || −1,17 V |
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| [[Mangan]] (Mn) || Mn<sup>2+</sup> || + 2e<sup>−</sup> || ↔ Mn || −1,18 V |
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| [[Titan (Element)|Titan]] (Ti) || Ti<sup>3+</sup> || + 3e<sup>−</sup> || ↔ Ti || −1,21 V |
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| [[Aluminium]] (Al) || Al<sup>3+</sup> || + 3e<sup>−</sup> || ↔ Al || −1,66 V |
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| [[Titan (Element)|Titan]] (Ti) || Ti<sup>2+</sup> || + 2e<sup>−</sup> || ↔ Ti || −1,77 V |
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| [[Beryllium]] (Be) || Be<sup>2+</sup> || + 2e<sup>−</sup> || ↔ Be || −1,85 V |
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| [[Magnesium]] (Mg) || Mg<sup>2+</sup> || + 2e<sup>−</sup> || ↔ Mg || −2,38 V |
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| [[Natrium]] (Na) || Na<sup>+</sup> || + e<sup>−</sup> || ↔ Na || −2,71 V |
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| [[Calcium]] (Ca) || Ca<sup>2+</sup> || + 2e<sup>−</sup> || ↔ Ca || −2,76 V |
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| [[Barium]] (Ba) || Ba<sup>2+</sup> || + 2e<sup>−</sup> || ↔ Ba || −2,90 V |
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| [[Kalium]] (K) || K<sup>+</sup> || + e<sup>−</sup> || ↔ K || −2,92 V |
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| [[Lithium]] (Li) || Li<sup>+</sup> || + e<sup>−</sup> || ↔ Li || −3,02 V |
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== Literatur == |
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* Handbook of Chemistry and Physics, CRC press, 1995 ''Electrochemical Series'' |
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* Anorganische Chemie, Buchners Verlag, 1972 |
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* Elemente Chemie II, Klett Verlag, 2000 |
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[[Kategorie:Theoretische Elektrotechnik]] |
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[[Kategorie:Elektrochemie]] |
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== Siehe auch == |
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* [[Frost-Diagramm]] |
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* [[Latimer-Diagramm]] |
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* [[Pourbaix-Diagramm]] |
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[[en:Standard electrode potential (data page)]] |
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[[nl:Tabel van standaardelektrodepotentialen]] |
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[[zh:金属活动性]] |
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Version vom 2. März 2007, 12:14 Uhr
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