Die Redox-Reihe: Unterschied zwischen den Versionen

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Die Redoxreihe ist eine Auflistung von Elementen, die zusammen Redox-Paare bilden. Die Redoxpaare werden nach ihrem Redoxpotential unter Standardbedingungen (Druck=1013 mbar, Temperatur= 298,15K, Aktivität=1) sortiert.
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Aus der Redoxreihe lässt sich das Redoxverhalten eines Stoffes herauslesen. So kann jede Redoxreaktion durch zwei Paare beschrieben werden und die Richtung von Reaktionen vorausgesagt werden.
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== Die Redox-Reihe ==
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Redox-Paar: Ein Reduktor wird durch Elektronenabgabe zum korrespondierenden Oxidator. Dabei wird immer die oxidierte Form zuerst angegeben. <br>
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Reduktor und Oxidator einer Redoxreaktion bilden ein korrespondierendes Redoxpaar.
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Redoxpotential: Die Summe des Oxidationspotentials und des Reduktionspotentials. Je „lieber“ ein Partner oxidiert wird und je „lieber“ der andere reduziert wird, desto grösser ist deren gemeinsames Redoxpotential. Das Redoxpotential beschreibt somit die Bereitschaft, Elektronen abzugeben und dadurch in die oxidierte Form überzugehen, bzw. Elektronen aufzunehmen und dadurch in die reduzierte Form überzugehen.
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===Die Reaktionen von Metall-Atomen mit Metall-Kationen===
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Die Fähigkeit zur Elektronenabgabe – das Reduktionsvermögen – ist unterschiedlich ausgeprägt.
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Ein Eisennagel wird in eine Kupfer(II)-sulfat-Lösung getaucht. Es scheidet sich Kupfer auf dem Eisen ab, das sich in der Lösung nachweisen lässt.
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Oxidation: Fe<sub>(s)</sub>  → Fe<sup>2+</sup><sub>(aq)</sub> + 2e<sup>-</sup> <br>
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Redoxreaktion: Fe<sub>(s)</sub> + Cu<sup>2+</sup><sub>(aq)</sub> → Fe<sup>2+</sup><sub>(aq)</sub> + Cu<sub>(s)</sub> <br>
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Wenn man den Versuch umgekehrt macht, also ein Stück Kupferblech in eine Eisensulfat-Lösung gibt, läuft keine Reaktion ab. Eisen ist von den beiden Metallen der stärkere Reduktor. Man sagt auch, Eisen ist „unedler“ als Kupfer.
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Mit weiteren Versuchen kann man eine Reihe von Metallen testen und erhält so eine Redoxreihe der Metalle (siehe unten).
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Unedle Metalle verwittern, rosten und oxidieren schneller.
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===Reaktion von Nichtmetall-Anionen mit Nichtmetall-Molekülen===
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Redoxpaare vom Typ Nichtmetall-Anion/Nichtmetall-Molekül lassen sich in eine Reihe einordnen.
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Zugabe von Chlor in eine wässrige Lösung von Kaliumbromid ergibt eine Braunfärbung der Flüssigkeit. Dies ist so, weil sich Brom bildet. In der Lösung lassen sich Chlorid-Ionen nachweisen.  
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Oxidation: 2Br<sup>-</sup><sub>(aq)</sub>  →  Br<sub>2(aq)</sub> + 2e<sup>-</sup> <br>
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Führt man den umgekehrten Versuch durch mit Brom, das man in eine Kaliumchlorid-Lösung einleitet, so erfolgt keine Reaktion.
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Daraus kann man schliessen, dass Chlor der stärkere Oxidator ist als Brom. Chloratome nehmen leichter Elektronen auf als Bromatome.
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Wie bei den Metallen kann man weitere Versuche durchführen und erhält so eine Reihe (die Redoxreihe).
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===Redoxreihe ausgewählter Redoxpaare===
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Metallatome stehen in der Redoxreihe links auf der Seite der Reduktoren, da sie bei chemischen Reaktionen grundsätzlich nur Elektronen abgeben können. Metall-Ionen findet man meist rechts, ausser solche, die noch weitere Elektronen abgeben können (wie z.B. Fe<sup>2+</sup>). Nichtmetalle befinden sich in der Redoxreihe in der rechten Spalte. Sie sind mehr oder weniger starke Oxidatoren. Die Anionen der Nichtmetalle sind entsprechend Reduktionsmittel und stehen in der linken Spalte.  
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Grundsätzlich gilt: Eine Redoxreaktion läuft nur dann ab, wenn sich dabei einen schwächeren Oxidiator bzw. Reduktor bildet.  
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==Galvanische Elemente==
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Definition: Galvanische Elemente, benannt nach dem italienischen Mediziner LUIGI GALVANI, sind elektrochemische Zellen, in der eine freiwillige Elektrodenreaktion abläuft, wodurch chemische Energie in elektrische Energie umgewandelt wird und so zum Beispiel eine Batterie angetrieben werden kann.
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In der folgenden Abbildung sieht man, wie so ein Galvanisches Element aufgebaut ist.
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Eine Elektrode ist ein elektrischer Leiter, der im direkten Kontakt mit einem Elektrolyten steht (meistens ein Metall). Er leitet Elektronen und Ionen.
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Im Galvanischen Element nennt man die Elektrode an der eine Oxidation erfolgt, eine Anode (negativ).
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Die Elektrode, an der eine Reduktion erfolgt, nennt man Katode. Sie stellt den Gegenpol zur Anode dar.
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==== Elektrolyte ====
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Elektrolyte sind chemische Stoffe, die im festen, flüssigen oder gelösten Zustand in Ionen sich auflösen und so einen Stromtransport durch Ionenverschiebungen ermöglichen.
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== Quellen ==
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* Chemieunterlagen
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* http://chemie.de
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* http://chemie-master.de
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* http://u-helmich.de
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== Weblinks ==
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* [http://swisseduc.ch/chemie/ Swisseduc] – Unterrichtsserver für Chemie

Aktuelle Version vom 18. Mai 2020, 20:14 Uhr

Die Redoxreihe ist eine Auflistung von Elementen, die zusammen Redox-Paare bilden. Die Redoxpaare werden nach ihrem Redoxpotential unter Standardbedingungen (Druck=1013 mbar, Temperatur= 298,15K, Aktivität=1) sortiert. Aus der Redoxreihe lässt sich das Redoxverhalten eines Stoffes herauslesen. So kann jede Redoxreaktion durch zwei Paare beschrieben werden und die Richtung von Reaktionen vorausgesagt werden.

Die Redox-Reihe

Korrespondierende Redoxpaare

Redox-Paar: Ein Reduktor wird durch Elektronenabgabe zum korrespondierenden Oxidator. Dabei wird immer die oxidierte Form zuerst angegeben.
Beispiel: Fe2 → Fe3 + e- Reduktor und Oxidator einer Redoxreaktion bilden ein korrespondierendes Redoxpaar.

Redoxpotential: Die Summe des Oxidationspotentials und des Reduktionspotentials. Je „lieber“ ein Partner oxidiert wird und je „lieber“ der andere reduziert wird, desto grösser ist deren gemeinsames Redoxpotential. Das Redoxpotential beschreibt somit die Bereitschaft, Elektronen abzugeben und dadurch in die oxidierte Form überzugehen, bzw. Elektronen aufzunehmen und dadurch in die reduzierte Form überzugehen.

Die Reaktionen von Metall-Atomen mit Metall-Kationen

Die Fähigkeit zur Elektronenabgabe – das Reduktionsvermögen – ist unterschiedlich ausgeprägt. Beispiel: Ein Eisennagel wird in eine Kupfer(II)-sulfat-Lösung getaucht. Es scheidet sich Kupfer auf dem Eisen ab, das sich in der Lösung nachweisen lässt.

Versuch Eisennagel

Dabei läuft die folgende Reaktion ab:
Oxidation: Fe(s) → Fe2+(aq) + 2e-
Reduktion: Cu2+(aq)+2e- → Cu(s)
Redoxreaktion: Fe(s) + Cu2+(aq) → Fe2+(aq) + Cu(s)

Wenn man den Versuch umgekehrt macht, also ein Stück Kupferblech in eine Eisensulfat-Lösung gibt, läuft keine Reaktion ab. Eisen ist von den beiden Metallen der stärkere Reduktor. Man sagt auch, Eisen ist „unedler“ als Kupfer.

Mit weiteren Versuchen kann man eine Reihe von Metallen testen und erhält so eine Redoxreihe der Metalle (siehe unten).

Redoxreihe der Metalle


Alle Metalle mit negativem Standard-Reduktionspotenzial sind unedel, da sie gerne Elektronen abgeben, und sich so auflösen. Unedle Metalle verwittern, rosten und oxidieren schneller.

Reaktion von Nichtmetall-Anionen mit Nichtmetall-Molekülen

Redoxpaare vom Typ Nichtmetall-Anion/Nichtmetall-Molekül lassen sich in eine Reihe einordnen.

Beispiel: Zugabe von Chlor in eine wässrige Lösung von Kaliumbromid ergibt eine Braunfärbung der Flüssigkeit. Dies ist so, weil sich Brom bildet. In der Lösung lassen sich Chlorid-Ionen nachweisen.

Versuch Chlor Kaliumbromid

Folgende Reaktion findet statt:

Oxidation: 2Br-(aq) → Br2(aq) + 2e-
Reduktion: Cl2(g) → 2Cl-(aq)
Redoxreaktion: Cl2(g) + 2Br-(aq) → Br2(aq) + 2Cl-(aq)

Führt man den umgekehrten Versuch durch mit Brom, das man in eine Kaliumchlorid-Lösung einleitet, so erfolgt keine Reaktion. Daraus kann man schliessen, dass Chlor der stärkere Oxidator ist als Brom. Chloratome nehmen leichter Elektronen auf als Bromatome. Wie bei den Metallen kann man weitere Versuche durchführen und erhält so eine Reihe (die Redoxreihe).

Redoxreihe ausgewählter Redoxpaare

Redoxreihe ausgewählter Redoxpaare

Metallatome stehen in der Redoxreihe links auf der Seite der Reduktoren, da sie bei chemischen Reaktionen grundsätzlich nur Elektronen abgeben können. Metall-Ionen findet man meist rechts, ausser solche, die noch weitere Elektronen abgeben können (wie z.B. Fe2+). Nichtmetalle befinden sich in der Redoxreihe in der rechten Spalte. Sie sind mehr oder weniger starke Oxidatoren. Die Anionen der Nichtmetalle sind entsprechend Reduktionsmittel und stehen in der linken Spalte.

Grundsätzlich gilt: Eine Redoxreaktion läuft nur dann ab, wenn sich dabei einen schwächeren Oxidiator bzw. Reduktor bildet.


Galvanische Elemente

Definition: Galvanische Elemente, benannt nach dem italienischen Mediziner LUIGI GALVANI, sind elektrochemische Zellen, in der eine freiwillige Elektrodenreaktion abläuft, wodurch chemische Energie in elektrische Energie umgewandelt wird und so zum Beispiel eine Batterie angetrieben werden kann. In der folgenden Abbildung sieht man, wie so ein Galvanisches Element aufgebaut ist.

Galvanisches Element

Elektrode

Eine Elektrode ist ein elektrischer Leiter, der im direkten Kontakt mit einem Elektrolyten steht (meistens ein Metall). Er leitet Elektronen und Ionen. Im Galvanischen Element nennt man die Elektrode an der eine Oxidation erfolgt, eine Anode (negativ). Die Elektrode, an der eine Reduktion erfolgt, nennt man Katode. Sie stellt den Gegenpol zur Anode dar.

Elektrolyte

Elektrolyte sind chemische Stoffe, die im festen, flüssigen oder gelösten Zustand in Ionen sich auflösen und so einen Stromtransport durch Ionenverschiebungen ermöglichen.


Quellen

Weblinks

* Swisseduc – Unterrichtsserver für Chemie
Abgerufen von „http://rdeuber.ch/chemiewiki/index.php?title=Die_Redox-Reihe&oldid=32184“