Elektrochemische Spannungsreihe
Die Elektrochemische Spannungsreihe enthält eine Anordnung von Stoffen, die in der Lage sind, Elektronen abzugeben bzw. aufzunehmen. Die Stoffe sind nach der Stärke ihres Bestrebens sortiert, Elektronen abzugeben (Reduktionsmittel) bzw. aufzunehmen (Oxidationsmittel).
Stoffe, die ein großes Bestreben zur Elektronenabgabe haben, wie z.B. Natrium sind starke Reduktionsmittel und sind mit negativem Vorzeichen dargestellt, Stoffe mit einem großen Bestreben, Elektronen aufzunehmen, wie z.B. Chlor sind starke Oxidationsmittel und haben ein positives Vorzeichen. Die Elektrochemischen Spannungsreihe enthält also gleichzeitig eine Abstufung der Metalle (noch genauer als etwa eine Einteilung "sehr edles Metall", "edles Metall", "weniger edles Metall", "unedles Metall", "sehr unedles Metall") nach ihrem Bestreben, sich oxidieren zu lassen.
Einleitung
Werden zwei Metalle in einen Behälter mit einer wässrigen Lösung getaucht, ist mit einem Voltmeter eine elektrische Spannung zwischen den beiden Metallen messbar. Diese Spannung entsteht dadurch, dass sich im Inneren der Metalle ein unterschiedlich großer "Elektronendruck" (elektrochemisches Potential)aufbaut. Die "Druckdifferenz (Potentialdifferenz) ist dann als Spannung messbar. Hervorgerufen wird dieses Potential durch das unterschiedliche Bestreben der Metallatome, ihre Außenelektronen von sich zu schieben.
Lässt man einen Elektronenfluss zu, indem man z.B. die beiden Metalle über einen Draht miteinander verbindet, so läuft eine chemische Reaktion ab, weil das Metall mit dem größeren Elektronendruck (dem negativeren Potential) seine Elektronen an das Metall mit dem niedrigeren Elektronendruck abgibt. Es kommt also zu einer Elektronenabgabe (Oxidation) des einen und zur Elektronenaufnahme (Reduktion) des anderen Metalls, sofern sich Ionen diese Metalls in der Lösung befinden. Da beide Prozesse nur gemeinsam ablaufen können, spricht man von einer Redoxreaktion.
Beispiel: Mg + Cu2+ ---> Mg2+ + Cu diese Reaktion ist möglich, weil Magnesium ein stärkeres Bestreben hat, seine beiden Außenenlektronen abzugeben als das Kupfer und deshalb die Kupferionen reduziert. Die umgekehrte Reaktion ist nur unter Energiezufuhr möglich (Elektrolyse).
Wasserstoff liegt ziemlich "in der Mitte" der Spannungsreihe. Gegenüber z.B. Magnesium reagiert er als Elektronenakzeptor, d.h. Magnesium gibt Elektronen an positive Wasserstoffionen ab, die dann als Wasserstoffgas entweichen, während gasförmiger Wasserstoff mit Kupferionen zu metallischem Kupfer reagiert, wobei positive Wasserstoffionen entstehen. Den Wasserstoff hat man willkürlich als "Nullpukt" der Spannungsreihe definiert. Alle Metalle mit einem negativen Potential lösen sich folglich in Säuren auf, da diese ja positive Wasserstoffionen enthalten.
Die Auflistung in der Reihenfolge der einzelnen Elemente-Spannungen ergibt die elektrochemische Spannungsreihe. Zur Veranschaulichung listet die Tabelle unten einige Zahlen auf.
Diese Erscheinung wird für die Bereitstellung elektrischer Energie mittels Batterien genutzt. Die einzelne Metalle-Kombination wird als Galvanische Zelle bzw. Primärelement bezeichnet. Die Spannung der Galvanischen Zelle ergibt sich aus der Addierung der beiden Potentialspannungen der Metalle.
Metalle (und Nichtmetalle) kann man nach ihrer Neigung ordnen, Elektronen abzugeben. Alkalimetalle wie Natrium geben ihre Außenelektronen zum Beispiel recht gern ab. Sie stehen in der elektrochemischen Spannungsreihe daher ganz oben. Edelmetalle wie Silber und Gold neigen dagegen eher dazu, ihre Außenelektronen zu behalten. Sie gehen nicht gern chemische Bindungen ein, bei denen sie Elektronen abgeben müssen. Edelmetalle stehen somit in der Spannungsreihe ziemlich weit unten.
Kombiniert man nun ein unedles Metall mit einem Edelmetall, zum Beispiel Zink mit Kupfer, so kann es zu einem Elektronenfluss vom unedlen zum edleren Metall kommen. Dazu müssen die beiden Metalle elektrisch leitend miteinander verbunden sein (z.B. durch direkte Berührung oder durch einen Draht). Der Stromkreis kann aber nur geschlossen werden, wenn elektrische Ladungen mit Hilfe von Ionen zurücktransportiert werden können. Also muss man die beiden Metalle in einen flüssigen oder halbflüssigen Elektrolyten stellen, wenn man einen geschlossenen Stromkreis erzeugen möchte.
Einordnung in die Spannungsreihe durch Potentialmessung
In der Elektrochemische Spannungsreihe werden die Elemente nun nach ihrem Redoxpotenzial angeordnet. Darunter versteht man die Fähigkeit, Elektronen abzugeben. Einen genauen Zahlenwert (in Volt) gewinnt man, wenn man ein Element gegen die so genannte Standard-Halbzelle schaltet. Diese besteht aus einer Platinelektrode in Salzsäure der Konzentration 1 mol/l, die von gasförmigem Wasserstoff umspült wird. In dieser Wasserstoffhalbzelle läuft die Reaktion H2 --> 2 H+ + 2 e- ab, welches eine Gleichgewichtsreaktion ist.
Verschaltet man diese Wasserstoffhalbzelle mit einem unedlen Metall, so fließen Elektronen vom unedlen Metall zur Wasserstoff-Halbzelle. In dieser läuft also die Rückreaktion ab, das Gleichgewicht verschiebt sich nach links. Kombiniert man die Wasserstoffhalbzelle aber mit einem Edelmetall wie Silber, so nimmt dieses Elektronen von der Wasserstoffhalbzelle auf. Nun läuft hier die Hinreaktion statt, das Gleichgewicht verschiebt sich nach rechts.
| Element | Reaktion | Normalpotential | ||
|---|---|---|---|---|
| ---------------------------- | -------------------- | ----------- | ---------------------------- | -------------------------------- |
| Fluor (F) | F2 | + 2e- | <-> 2F- | +2,87 V |
| Gold (Au) | Au+ | + e- | <-> Au | +1,69 V |
| Gold (Au) | Au+++ | + 3e- | <-> Au | +1,50 V |
| Gold (Au) | Au+++ | + 2e- | <-> Au+ | +1,40 V |
| Chlor (Cl) | Cl2 | + 2e- | <-> 2Cl- | +1,36 V |
| Brom (Br) | Br2 | + 2e- | <-> 2Br- | +1,07 V |
| Platin (Pt) | Pt++ | + 2e- | <-> Pt | +1,12 V |
| Silber (Ag) | Ag+ | + e- | <-> Ag | +0,80 V |
| Eisen (Fe) | Fe+++ | + e- | <-> Fe++ | +0,77 V |
| Jod (J) | J2 | + 2e- | <-> 2J- | +0,53 V |
| Kupfer (Cu) | Cu+ | + e- | <-> Cu | +0,52 V |
| Kupfer (Cu) | Cu++ | + 2e- | <-> Cu | +0,34 V |
| Wasserstoff (H2) | 2H+ | + 2e- | <-> H2 | 0 V |
| Blei (Pb) | Pb++ | + 2e- | <-> Pb | -0,13 V |
| Zinn (Sn) | Sn++++ | + 2e- | <-> Sn++ | -0,15 V |
| Nickel (Ni) | Ni++ | + 2e- | <-> Ni | -0,23 V |
| Cadmium (Cd) | Cd++ | + 2e- | <-> Cd | -0,40 V |
| Eisen (Fe) | Fe++ | + 2e- | <-> Fe | -0,45 V |
| Eisen (Fe) | Fe+++ | + 3e- | <-> Fe | -0,45 V |
| Nickel (Ni) | NiO2 + 2H2O | + 2e- | <-> Ni(OH)2 + 2 OH- | -0,49 V |
| Zink (Zn) | Zn++ | + 2e- | <-> Zn | -0,76 V |
| Wasserstoff | 2H2O | + 2e- | <-> H2 + 2 OH- | -0,83 V |
| Chrom (Cr) | Cr++ | + 2e- | <-> Cr | -0,91 V |
| Mangan (Mn) | Mn++ | + 2e- | <-> Mn | -1,19 V |
| Zinn (Sn) | Sn++ | + 2e- | <-> Sn | -1,38 V |
| Aluminium (Al) | Al+++ | + 3e- | <-> Al | -1,66 V |
| Titan (Ti) | Ti++ | + 2e- | <-> Ti | -1,77 V |
| Magnesium (Mg) | Mg++ | + 2e- | <-> Mg | -2,37 V |
| Natrium (Na) | Na+ | + e- | <-> Na | -2,71 V |
| Calcium (Ca) | Ca++ | + 2e- | <-> Ca | -2,82 V |
| Kalium (K) | K+ | + e- | <-> K | -2,92 V |
| Lithium (Li) | Li+ | + e- | <-> Li | -3,04 V |
Literatur
- Handbook of Chemistry and Physics, CRC press, 1995 Electrochemical Series
- Anorganische Chemie, Buchners Verlag, 1972