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Die elektrochemische Spannungsreihe

Wenn man Halbzellen verschiedener Elemente oder Redoxsysteme unter Standardbedingungen aufbaut und gegen die Normal-Wasserstoffhalbzelle misst, so erhält man das jeweilige Standard-Potential E0.

Sortiert man die Redoxsysteme entsprechend ihres Standardpotentials, entsteht die elektrochemische Spannungsreihe.

Element im Redoxpaar, dessen Oxidationsstufe sich ändert oxidierte Form + z e- ⇌ reduzierte Form Standardpotential E0
Fluor F2 + 2e- ⇌ 2F- +2,89V
Mangan(VII) MnO4- + 4H3O+ + 3e- ⇌ MnO2 + 8H2O +1,679V
Chlor Cl2 + 2e- ⇌ 2Cl- +1,396V
Chrom(VI) Cr2O72- + 14H3O+ + 6e- ⇌ 2Cr3+ + 21H2O +1,36V
Brom Br2 + 2e- ⇌ 2Br- +1,098V
Silber Ag+ + e- ⇌ Ag +0,799V
Iod I2 + 2e- ⇌ 2I- +0,535V
Kupfer(I) Cu+ + e- ⇌ Cu +0,518V
Kupfer(II) Cu2+ + 2e- ⇌ Cu +0,339V
Wasserstoff 2H3O+ + 2e- ⇌ 2H2O + H2 0V
Eisen(III) Fe3+ + 3e- ⇌ Fe -0,037V
Blei Pb2+ + 2e- ⇌ Pb -0,126V
Zinn Sn2+ + 2e- ⇌ Sn -0,141V
Chrom Cr3+ + 3e- ⇌ Cr -0,89V
Zink Zn2+ + 2e- ⇌ Zn -0,762V
Aluminium Al3+ + 3e- ⇌ Al -1,677V
Natrium Na+ + e- ⇌ Na -2,714V
Calcium Ca2+ + 2e- ⇌ Ca -2,868V
Lithium Li+ + e- ⇌ Li -3,040V

Anwendungen und Gesetzmäßigkeiten

  1. Je weiter oben ein Redoxsystem in der Spannungsreihe steht, desto höher sein Vermögen, Elektronen aufzunehmen, bzw. anderen Reaktionspartnern Elektronen zu entziehen.
  2. Je weiter unten ein Redoxsystem in der Spannungsreihe steht, desto höher sein Vermögen, Elektronen abzugeben, bzw. Elektronen auf andere Reaktionspartner zu übertragen.
  3. Systeme mit hohem Standardpotential sind starke Oxidationsmittel.
  4. Systeme mit niederigem Standardpotential sind starke Reduktionsmittel
  5. Mit dem Standardpotential lassen sich Vorhersagen über den Ablauf von chemischen Reaktionen machen; Das System mit niedrigerem Potential gibt Elektronen an das mit dem höheren ab,
  6. Das System mit dem niederigerem Standardpotential bildet die Donatorhalbzelle, das mit dem höheren die Akzeptorhalbzelle.