Elektrochemische Vorgänge

Elektrochemische Vorgänge

Silberreinigung

Silberreinigung;

Material: Alufolie, Salz, Wasser (warm) und ein Glas.

Das etwas erhitze Wasser ins Glas einfüllen und das Salz hinzugeben. Den Silbergegenstand (z.B. Gabel) in Alufolie einwickeln und ebenfalls ins Glas geben, bereits nach einigen Minuten ist der Gegenstand gereinigt. Das Aluminium verliert hierbei seine Elektronen an das Silber ab. Dieses hatte seine Elektronen zuvor an Sauerstoff verloren. Aluminium hat eine deutlich geringere Elektronegativität wie Silber und ist daher hier der Verlierer.

Oxidation: Al → Al³⁺ + 3e^-

Reduktion: 3Ag⁺ + 3e^- → 3Ag

Gesamtreaktion: Al + 3Ag⁺Cr → 3Ag + Al⁺Cl^-₃

Doch wie stark ist die Tendenz für eine Elektronenaufnahme bzw. Abgabe eines Stoffes?

Das Redoxpotential

Das Redoxpotential ist ein Mass für die Tendenz ob ein Atom seine Elektronen verliert oder jene eines anderen Atoms aufnimmt. Das Oxidationsmittel ist dabei der Stoff, welcher reduziert wird (Elektron aufnimmt), also eine Oxidation verursacht. Das Reduktionsmittel dagegen ist jener Stoff der oxidiert wird (Elektron abgibt), also die Reduktion verursacht.

Messvorgang

Um diese Tendenz einzuschätzen wurde ein Nullpunkt definiert. Diese wird als Wasserstoff-Standard-Elektrode bezeichnet und hat die Zahl Null. Wasserstoff wird sowohl in der oxidierten (H₃O⁺ wie auch in der reduzierten (H₂) Form in ein Gefäss gegeben. Dazu kommt eine Platinelektrode, an diese werden Elektronen abgegeben bzw. von ihr aufgenommen. Dies sind sogenannte Referenz Halbzellen. Nach einer Weile kommt es zu einem chemischen Gleichgewicht (GW) zwischen der Elektrodenabgabe und der Elektronenaufnahme. An der Elektrode entsteht ein elektrisches Potential, also eine Spannung diese liegt bei Wasserstoff nun bei null.

Nun können beliebige Metalle ebenso gemessen werden. Dabei nimmt man das jeweilige Metall, welches man messen will und ein Gegen-Ion welches frei wählbar ist. Ihr soll als Beispiel das Eisen-Ion betrachtet werden. Die Konzentration ist jeweils [Fe²⁺Cl^-₂]= 1Mol/L.

GW: Fe²⁺ + 2e^- ⇌ Fe⁰

Elektrochemische Spannungsreihe;

Und wird die Spannung zwischen dem jeweiligen Metall mit der der Referenz-Halbzelle verglichen. Dabei gilt je negativer das Potential ist desto grösser ist die Tendenz Elektronen zu verlieren. Je unedler also ein Metall ist desto negativer ist die Elektrode geladen. Dabei entstehen Zahlen die in ein Tabelle aufgeführt werden.

Tabelle Elektrochemische Spannungsreihe

Je weiter oben sich ein Metall in der Tabelle befindet, desto eher verliert es seine Elektronen. Diejenigen die also oben in der Tabelle stehen sind die Reduktionsmittel, das GW liegt hier rechts.

Je weiter unten ein Metall ist, desto eher nimmt es Elektronen auf. Die unten sind also Oxidationsmittel, das GW liegt links.

Je grösser der Unterschied zwischen zwei Elementen ist, also je weiter sie auf der Tabelle voneinander getrennt sind, desto schneller läuft die Reaktion ab.

Quellen

• Chemieunterlagen