Redoxchemie und Elektrochemie (CHE-Re)

Oxidationszahlen und Redoxgleichungen#

~4 Min LesezeitStandardCHE-Re-6.1

Neben den Säure-Base-Reaktionen sind Redoxreaktionen die zweite große Reaktionsklasse - und im Kern geht es nicht um Sauerstoff, sondern um Elektronen: Bei jeder Redoxreaktion werden Elektronen von einem Teilchen auf ein anderes übertragen. Oxidation ist die Abgabe, Reduktion die Aufnahme von Elektronen; beide laufen stets gekoppelt ab (es gibt keine Oxidation ohne gleichzeitige Reduktion).

Um den Elektronenfluss zu verfolgen, dient die Oxidationszahl (OZ) - eine formale Ladung, die ein Atom hätte, wenn man jede Bindung dem elektronegativeren Partner zuschlüge. Es gilt: Elementarstoffe OZ 0, einatomige Ionen die Ladung als OZ, Fluor immer

-1

, Sauerstoff meist

-2

(Ausnahmen: Peroxide

-1

,

\ce{OF2}

+2

), Wasserstoff meist

+1

(in Metallhydriden

-1

).

Diese Regeln genügen, weil eine Kontrollbedingung hinzukommt: Die Summe aller Oxidationszahlen in einem Teilchen ist gleich seiner Gesamtladung (in einem neutralen Molekül also 0). Damit lässt sich jede unbekannte OZ ausrechnen - etwa für Schwefel in

\ce{SO4^2-}

oder Mangan in

\ce{MnO4-}

(siehe Rechenbeispiel).

Eine Redoxgleichung gleicht man am sichersten über Halbreaktionen aus: (1) Oxidationszahlen bestimmen und Oxidation/Reduktion erkennen, (2) zwei Halbreaktionen aufstellen, (3) Atome ausgleichen - Sauerstoff mit

\ce{H2O}

, Wasserstoff mit

\ce{H+}

, (4) Ladungen mit Elektronen ausgleichen, (5) beide Halbreaktionen so multiplizieren, dass sich die Elektronen herauskürzen. Erst dann addiert man sie zur Gesamtgleichung.

Läuft die Reaktion im Basischen ab, gleicht man zunächst wie im sauren Milieu aus und neutralisiert dann die

\ce{H+}

: Man addiert auf beiden Seiten so viele

\ce{OH-}

, wie

\ce{H+}

vorhanden sind;

\ce{H+}

und

\ce{OH-}

werden zu

\ce{H2O}

zusammengefasst und überzählige Wassermoleküle gekürzt.

Ein Sonderfall ist die Disproportionierung: Ein und dasselbe Element wird gleichzeitig oxidiert und reduziert. So reagiert Chlor in Lauge zu Chlorid und Chlorat:

\ce{3 Cl2 + 6 OH- -> 5 Cl- + ClO3- + 3 H2O}

- das Chlor (OZ 0) geht teils auf

-1

(Reduktion), teils auf

+5

(Oxidation). Man erkennt solche Reaktionen daran, dass nur ein einziges Element seine OZ in beide Richtungen ändert.

Vokabeln

→ Kartei

OxidationszahlFormale Ladung bei vollständiger Zuordnung der Bindungselektronen.
HalbreaktionGetrennt notierte Oxidation oder Reduktion mit Elektronen.
DisproportionierungEin Element wird gleichzeitig oxidiert und reduziert.
KomproportionierungZwei Oxidationsstufen desselben Elements gehen in eine mittlere über.
PeroxidVerbindung mit Sauerstoff in der Oxidationszahl minus eins.
MetallhydridVerbindung mit Wasserstoff in der Oxidationszahl minus eins.

Elektronenbilanz über alle Halbreaktionen

n_{\text{Ox}}\cdot z_{\text{Red}} = n_{\text{Red}}\cdot z_{\text{Ox}}

$n$ sind die Stoffmengen der beiden Partner, $z$ die je Teilchen abgegebenen bzw. aufgenommenen Elektronen. Die Gleichung sagt nur: Es müssen genauso viele Elektronen abgegeben wie aufgenommen werden - daraus folgen die Faktoren, mit denen die beiden Teilgleichungen zu multiplizieren sind.

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Musterbeispiel

Redox-Gleichung in saurer Lösung ausgleichen

Gleiche die Reaktion $\ce{MnO4- + Fe^{2+} -> Mn^{2+} + Fe^{3+}}$ in saurer Lösung aus.

Oxidationsstufen
Mn: +7 -> +2 (Reduktion, +5 e-); Fe: +2 -> +3 (Oxidation, -1 e-).
Halbreaktion Reduktion
$\ce{MnO4- + 8 H+ + 5 e- -> Mn^{2+} + 4 H2O}$ .
Halbreaktion Oxidation
$\ce{Fe^{2+} -> Fe^{3+} + e-}$ (mit 5 multiplizieren).
Addition
$\ce{MnO4- + 5 Fe^{2+} + 8 H+ -> Mn^{2+} + 5 Fe^{3+} + 4 H2O}$ .
Ladung prüfen
Links: $-1+10+8=+17$ ; rechts: $+2+15=+17$ . Stimmt.

Ergebnis: Gesamtreaktion: $\ce{MnO4- + 5 Fe^{2+} + 8 H+ -> Mn^{2+} + 5 Fe^{3+} + 4 H2O}$ . Diese Reaktion ist Grundlage der Permanganat-Titration.

Musterbeispiel

Oxidationszahlen in $\ce{Cr2O7^{2-}}$

Bestimme die OZ von Chrom in $\ce{Cr2O7^{2-}}$ .

O-Beitrag
7 O-Atome zu je -2 = -14.
Ladung
Gesamtladung -2; also $2\cdot \mathrm{OZ}(\ce{Cr}) - 14 = -2$ .
Lösen
$\mathrm{OZ}(\ce{Cr}) = +6$ .

Ergebnis: Chrom in Dichromat hat OZ +6 - hohe Oxidationsstufe, dadurch starkes Oxidationsmittel.

Schritt-für-Schritt Erklärung3 Schritte

1
Oxidationszahl ist eine formale Buchhaltung - merk dir die Regeln für O, H und Halogene.
2
Halbreaktionen separat ausgleichen - zuerst die Atome, dann mit Wasser und Protonen, schließlich mit Elektronen.
3
Die Gesamtreaktion entsteht erst, wenn die Elektronenzahlen aufeinander abgestimmt sind - daher das kleinste gemeinsame Vielfache.

SRDP-Aufgaben

SelbsttestAus der Fragenbank5 Punkte

Aufgabenstellung

Stelle die ausgeglichene Redoxgleichung für die Reaktion von Kaliumpermanganat mit Eisen(II)-Sulfat in schwefelsaurer Lösung auf und erläutere den Farbumschlag.

Deine Antwortwird nicht automatisch bewertet

Typische Fehler

Die Oxidationszahl des Sauerstoffs wird in Peroxiden falsch gesetzt (dort minus eins).
Die Halbreaktionen sind nicht ladungsausgeglichen.
Reduktion und Oxidation werden vertauscht.
Die Wasserstoff-Oxidationszahl wird in Metallhydriden mit plus eins angesetzt statt mit minus eins.
Die Elektronen werden nicht durch Multiplikation der Halbreaktionen zum Verschwinden gebracht.

Aktive Wiederholung

Bestimme die Oxidationszahlen aller Atome in $\ce{KMnO4}$ , $\ce{Cr2O7^{2-}}$ und $\ce{H2O2}$ .

Passende Aufgaben üben52 Fragen zum Thema

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Quellen: OpenStax Chemistry 2e Kap. 17 Electrochemistry (OpenStax)

Galvanische Zellen und Standardpotentiale#

~4 Min LesezeitStandardCHE-Re-6.2

Eine spontane Redoxreaktion gibt Energie ab - meist als Wärme. Die geniale Idee der galvanischen Zelle ist, die beiden Halbreaktionen räumlich zu trennen, sodass die Elektronen nicht direkt, sondern über einen äußeren Draht fließen müssen. Genau dieser Elektronenstrom ist nutzbare elektrische Energie - das Grundprinzip jeder Batterie ().

Galvanische Zelle - Daniell-Element

Abb. 1Zn-Halbzelle (Anode, Oxidation) und Cu-Halbzelle (Kathode, Reduktion), verbunden über Voltmeter und Salzbrücke; die Elektronen fließen im Draht von links nach rechts.

Abb. 1 ↓

Eine galvanische Zelle besteht aus zwei Halbzellen, je einem Metall in einer Lösung seiner Ionen, verbunden durch einen Draht (für die Elektronen) und eine Salzbrücke (für den Ladungsausgleich). Ohne die Salzbrücke würden sich die Halbzellen sofort elektrisch aufladen und der Stromfluss käme zum Erliegen - sie ist also kein Beiwerk, sondern unverzichtbar.

An der Anode läuft die Oxidation ab (das unedlere Metall geht in Lösung und gibt Elektronen ab), an der Kathode die Reduktion (Ionen nehmen Elektronen auf und scheiden sich ab). In der galvanischen Zelle ist die Anode der Minuspol, die Kathode der Pluspol. Die Eselsbrücke „An-Ox" (Anode = Oxidation) gilt immer; nur die Polung kehrt sich bei der Elektrolyse um.

Wie stark eine Halbzelle Elektronen anzieht, misst das Standardpotential

E^{\circ}

, definiert gegen die Standardwasserstoffelektrode (

E^{\circ}=0

V). Ein hohes (positives)

E^{\circ}

kennzeichnet ein starkes Oxidationsmittel (edles Metall, wird leicht reduziert); ein stark negatives

E^{\circ}

ein unedles Metall, das leicht oxidiert wird.

Das Standardbeispiel ist das Daniell-Element

\ce{Zn|Zn^{2+}||Cu^{2+}|Cu}

. Die Zellspannung ist die Differenz der Halbzellenpotentiale:

E^{\circ}_{\text{Zelle}}=E^{\circ}_{\text{Kathode}}-E^{\circ}_{\text{Anode}}=0{,}34-(-0{,}76)=1{,}10

V. Ein positiver Wert bedeutet, dass die Reaktion freiwillig abläuft und die Zelle Strom liefert.

Unter Nicht-Standardbedingungen (andere Konzentrationen) verschiebt sich die Spannung gemäß der Nernst-Gleichung, die pro Faktor 10 der Konzentration etwa

0{,}059/z

Volt ausmacht (siehe Rechenbeispiel). Ordnet man alle Redoxpaare nach

E^{\circ}

, ergibt sich die Spannungsreihe: oben die Edelmetalle (Au, Pt, Ag), unten die unedlen (Li, Na, K) - das zentrale Werkzeug zur Vorhersage von Redoxreaktionen (eigener Abschnitt).

Vokabeln

→ Kartei

Galvanische ZelleRäumlich getrennte Halbreaktionen; liefert elektrische Energie.
SalzbrückeIonenleitende Verbindung für den Ladungsausgleich.
StandardpotentialHalbzellenpotential gegen die Standardwasserstoffelektrode.
StandardwasserstoffelektrodeBezugselektrode mit E gleich null Volt.
Daniell-ElementZink-Kupfer-Zelle mit 1,10 V Standardzellspannung.
Nernst-GleichungKonzentrationsabhängigkeit des Elektrodenpotentials.

Standardzellpotential

E^{\circ}_{\text{Zelle}} = E^{\circ}_{\text{Kathode}} - E^{\circ}_{\text{Anode}}

$E^{\circ}$ sind die Standardpotentiale beider Halbzellen in V, abgelesen aus der Spannungsreihe gegen die Normalwasserstoffelektrode. Kathode ist die Halbzelle mit dem höheren Potential (dort läuft die Reduktion); ein positives Ergebnis bedeutet, dass die Zellreaktion freiwillig abläuft.

Nernst-Gleichung (Halbzellenpotential bei 25 °C)

E = E^{\circ} + \dfrac{R\,T}{z\,F}\,\ln\!\dfrac{[\text{Ox}]}{[\text{Red}]}\approx E^{\circ} + \dfrac{0{,}059}{z}\,\log_{10}\!\dfrac{[\text{Ox}]}{[\text{Red}]}

$E$ ist das tatsächliche Halbzellenpotential in V, $E^{\circ}$ das Standardpotential, $R$ die Gaskonstante, $T$ die absolute Temperatur, $z$ die Zahl übertragener Elektronen und $F=96485$ C/mol die Faraday-Konstante. Der Zahlenwert 0,059 V fasst $RT/F$ mal dem Umrechnungsfaktor auf den dekadischen Logarithmus zusammen und gilt nur bei 25 °C.

Musterbeispiel

Nernst-Gleichung - Zellspannung berechnen

Berechne die Zellspannung des Daniell-Elements mit $[\ce{Cu^{2+}}]=0{,}010\,\text{mol/L}$ und $[\ce{Zn^{2+}}]=1{,}00\,\text{mol/L}$ . Standardpotentiale: $E^{\circ}(\ce{Cu^{2+}/Cu})=+0{,}34\,\text{V}$ , $E^{\circ}(\ce{Zn^{2+}/Zn})=-0{,}76\,\text{V}$ .

Standardspannung
$E^{\circ}_{\text{Zelle}}=0{,}34-(-0{,}76)=1{,}10\,\text{V}$ .
Nernst für Cu
$E(\ce{Cu})=0{,}34 + \tfrac{0{,}059}{2}\log(0{,}010)=0{,}34-0{,}059=0{,}28\,\text{V}$ .
Nernst für Zn
$E(\ce{Zn})=-0{,}76 + \tfrac{0{,}059}{2}\log(1{,}00)=-0{,}76\,\text{V}$ .
Zellspannung
$E_{\text{Zelle}}=E(\ce{Cu})-E(\ce{Zn})=0{,}28-(-0{,}76)=1{,}04\,\text{V}$ .

Ergebnis: Die Zellspannung sinkt von $1{,}10\,\text{V}$ (Standard) auf $\approx 1{,}04\,\text{V}$ - logisch, weil $\ce{Cu^{2+}}$ jetzt knapp ist.

Musterbeispiel

Sterling-Silber gegen Eisen schützen?

Funktioniert Eisen als Opferanode für Silber? Begründe mithilfe der Standardpotentiale ( $E^{\circ}(\ce{Fe^{2+}/Fe})=-0{,}44$ , $E^{\circ}(\ce{Ag+/Ag})=+0{,}80\,\text{V}$ ).

Vergleich
Eisen hat das viel negativere Standardpotential - es ist das unedlere Metall.
Reaktion
Im Kontakt geht Fe in Lösung, Ag bleibt unangetastet. $\ce{Fe + 2 Ag+ -> Fe^{2+} + 2 Ag}$ , $E^{\circ}=0{,}80-(-0{,}44)=1{,}24\,\text{V}$ .

Ergebnis: Ja: Eisen schützt Silber als Opferanode. In der Praxis nimmt man jedoch meist Zink oder Magnesium, da sie noch unedler (negativeres $E^{\circ}$ ), günstiger und besser verfuegbar sind.

Schritt-für-Schritt Erklärung3 Schritte

1
In der galvanischen Zelle treiben spontane Redoxreaktionen die Elektronen durch den Draht.
Galvanische Zelle - Daniell-Element
Abb.Zn-Halbzelle (Anode, Oxidation) und Cu-Halbzelle (Kathode, Reduktion), verbunden über Voltmeter und Salzbrücke; die Elektronen fließen im Draht von links nach rechts.
2
Die Salzbrücke ist nicht nur dekorativ - ohne Ladungsausgleich bricht der Stromfluss sofort ab.
3
Die Spannungsreihe sortiert die Metalle: ganz unten Li, ganz oben Au.

SRDP-Aufgaben

SelbsttestAus der Fragenbank5 Punkte

Aufgabenstellung

Beschreibe den Aufbau einer Daniell-Zelle und erkläre, wie an Anode und Kathode die elektrische Energie zustande kommt.

Deine Antwortwird nicht automatisch bewertet

Typische Fehler

Anode und Kathode werden verwechselt - "An-Ox" gilt immer.
Das Standardpotential wird als absolutes Potential missverstanden statt als Differenz zur Wasserstoffelektrode.
Der Nernst-Faktor 0,059 wird ohne die Elektronenzahl z verwendet.
Die Salzbrücke wird als Beiwerk behandelt statt als Bedingung des Stromflusses.
Die Zellspannung wird als Summe statt als Differenz der Halbzellenpotentiale berechnet.

Aktive Wiederholung

Berechne die Standardzellspannung der Zelle $\ce{Mg|Mg^{2+}||Ag+|Ag}$ mit $E^{\circ}(\ce{Mg^{2+}/Mg})=-2{,}37$ und $E^{\circ}(\ce{Ag+/Ag})=+0{,}80\,\text{V}$ .

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Quellen: OpenStax Chemistry 2e Kap. 17.2 Galvanic Cells (OpenStax)

Elektrolyse, Faraday-Gesetze und Batterien#

~4 Min LesezeitVertiefungCHE-Re-6.3

Was in der galvanischen Zelle freiwillig abläuft, kann man auch erzwingen: Bei der Elektrolyse treibt eine äußere Spannungsquelle eine nicht-spontane Redoxreaktion an - elektrische Energie wird in chemische umgewandelt. So zerlegt man Wasser in

\ce{H2}

und

\ce{O2}

oder gewinnt unedle Metalle wie Aluminium, die sich chemisch nicht reduzieren lassen.

Wichtig ist die umgekehrte Logik gegenüber der galvanischen Zelle: Zwar gilt weiterhin „Anode = Oxidation, Kathode = Reduktion", aber die Pole sind vertauscht - bei der Elektrolyse ist die Kathode der Minuspol und die Anode der Pluspol. Dieser Vorzeichenwechsel ist eine klassische Fehlerquelle in der Prüfung.

Wie viel Stoff sich abscheidet, sagt das Faraday-Gesetz

m=\dfrac{M\,I\,t}{z\,F}

: Die abgeschiedene Masse ist proportional zur geflossenen Ladung

Q=I\cdot t

(). Dabei ist

F=96485

C/mol die Faraday-Konstante (Ladung eines Mols Elektronen) und

z

die Zahl der pro Ion übertragenen Elektronen - bei

\ce{Cu^{2+}}

also 2 (siehe Rechenbeispiel).

Faraday-Gesetz: abgeschiedene Kupfermasse

Abb. 2Bei konstantem Strom (

I=2{,}00

A) wächst die an der Kathode abgeschiedene Masse linear mit der Zeit, weil

m=\tfrac{M\,I\,t}{z\,F}

gilt.

Abb. 2 ↓

Technisch zentral ist die Chloralkali-Elektrolyse einer Kochsalzlösung:

\ce{2 NaCl + 2 H2O -> 2 NaOH + Cl2 + H2}

. Sie liefert gleich drei Grundchemikalien - Chlor (Kunststoffe, Desinfektion), Natronlauge (Seifen, Aluminium, Papier) und Wasserstoff. Auch die Aluminiumgewinnung (Hall-Héroult-Schmelzflusselektrolyse) und die Kupferraffination beruhen auf Elektrolyse.

Im Kleinen nutzt die Galvanik die Elektrolyse zur Oberflächenveredelung: Das Werkstück wird als Kathode geschaltet, sodass sich ein dünner Metallüberzug abscheidet - so entstehen verchromte, vergoldete oder verzinkte Oberflächen. Auch hier liefert das Faraday-Gesetz die exakte Schichtdicke aus Stromstärke und Zeit.

Speichern lässt sich elektrische Energie in Batterien (Primärzellen, nicht aufladbar - z. B. Alkali-Mangan) und Akkumulatoren (Sekundärzellen, aufladbar - Blei, Lithium-Ionen, NiMH). Eine Sonderform ist die Brennstoffzelle: kontinuierlich mit Wasserstoff und Sauerstoff versorgt, mit hohem Wirkungsgrad (rund 50-60 %) und Wasser als einzigem Produkt (vertieft im eigenen Abschnitt).

Vokabeln

→ Kartei

ElektrolyseErzwungene, nicht spontane Redoxreaktion durch äußere Spannung.
Faraday-Konstante96485 C je mol; Ladung eines Mols Elektronen.
Chloralkali-ElektrolyseLiefert Chlor, Natronlauge und Wasserstoff aus Kochsalzlösung.
SchmelzflusselektrolyseElektrolyse einer Salzschmelze; Aluminiumgewinnung.
GalvanikElektrolytische Oberflächenveredelung; Werkstück als Kathode.
BrennstoffzelleKontinuierlich versorgte Zelle mit Wasser als einzigem Produkt.

Faradaysches Gesetz für Elektrolyse

m = \dfrac{M\,I\,t}{z\,F},\quad F=96485\;\tfrac{\text{C}}{\text{mol}}

$m$ ist die abgeschiedene Masse in g, $M$ die molare Masse in g/mol, $I$ die Stromstärke in A, $t$ die Zeit in s, $z$ die Zahl der je Teilchen übertragenen Elektronen und $F$ die Faraday-Konstante, also die Ladung eines Mols Elektronen.

Ladung und Stoffmenge an Elektronen

Q = I\cdot t,\quad n_{e^{-}}=\dfrac{Q}{F}

$Q$ ist die geflossene Ladung in Coulomb, $I$ die Stromstärke in Ampere und $t$ die Zeit in Sekunden. Die Division durch die Faraday-Konstante $F$ liefert die Stoffmenge an Elektronen in mol - der Zwischenschritt, über den jede Elektrolyserechnung läuft.

Musterbeispiel

Faraday-Berechnung: Aluminium aus Schmelzfluss

Wieviel Aluminium wird in einer Hall-Heroult-Zelle aus $\ce{Al2O3}$ -Schmelze pro Stunde bei 1,00 kA abgeschieden?

Ladung
$Q=I\cdot t=1000\cdot 3600=3{,}6\cdot 10^{6}\,\text{C}$ .
n(e-)
$n_{e}=Q/F=3{,}6\cdot 10^{6}/96485\approx 37{,}3\,\text{mol}$ .
n(Al)
Al^3+ + 3 e- -> Al: $n(\ce{Al})=37{,}3/3\approx 12{,}43\,\text{mol}$ .
m(Al)
$m=12{,}43\cdot 26{,}98\approx 335\,\text{g}$ .

Ergebnis: Pro Stunde rund 335 g Al; bei industriellen Stromstärken von 150 kA entsprechend rund 50 kg pro Stunde und Zelle.

Musterbeispiel

Faraday-Berechnung: Kupferabscheidung aus CuSO4

Welche Masse Kupfer wird abgeschieden, wenn $2{,}00\,\text{A}$ für $30\,\text{min}$ durch eine $\ce{CuSO4}$ -Lösung fließen? ( $M(\ce{Cu})=63{,}55\,\text{g/mol}$ )

Zeit in Sekunden
$t=30\,\text{min}=30\cdot 60=1800\,\text{s}$ .
Ladung
$Q=I\cdot t=2{,}00\cdot 1800=3600\,\text{C}$ .
n(e-)
$n_{e}=Q/F=3600/96485\approx 0{,}03731\,\text{mol}$ .
n(Cu)
$\ce{Cu^{2+} + 2 e- -> Cu}$ , also $z=2$ : $n(\ce{Cu})=n_{e}/2\approx 0{,}01866\,\text{mol}$ .
m(Cu)
$m=n\cdot M=0{,}01866\cdot 63{,}55\approx 1{,}19\,\text{g}$ .

Ergebnis: Es scheiden sich rund $1{,}19\,\text{g}$ Kupfer an der Kathode ab. Achtung: $z=2$ nicht vergessen - bei einwertigen Ionen wäre die doppelte Masse zu erwarten.

Schritt-für-Schritt Erklärung3 Schritte

1
Elektrolyse ist die Umkehr der galvanischen Zelle - Strom zwingt die Reaktion durch.
2
Faraday verbindet Ampere-Sekunden mit Mol an Elektronen, und über die Stöchiometrie mit Mol an Produkt.
3
Brennstoffzellen sind kontinuierliche Galvanikzellen mit Wasserstoff und Sauerstoff - das Produkt ist nur Wasser.

SRDP-Aufgaben

SelbsttestAus der Fragenbank6 Punkte

Aufgabenstellung

Beschreibe das Prinzip der Chloralkali-Elektrolyse (Membranverfahren) und nenne die Produkte mit Verwendungszwecken.

Deine Antwortwird nicht automatisch bewertet

Typische Fehler

Anode und Kathode werden zwischen Elektrolyse und galvanischer Zelle vertauscht - die Vorzeichen sind umgekehrt.
Die Faraday-Konstante wird mit falscher Einheit verwendet (96485 C je mol).
Die Elektrolyse wird als Energiequelle missverstanden; sie verbraucht elektrische Energie.
Die Elektronenzahl z wird im Faraday-Gesetz vergessen oder falsch angesetzt.
Die Chloralkali-Elektrolyse wird nur mit einem Produkt genannt statt mit dreien.

Aktive Wiederholung

Welche Masse Kupfer wird abgeschieden, wenn 2,00 A für 30 min durch eine $\ce{CuSO4}$ -Lösung fließen?

Passende Aufgaben üben52 Fragen zum Thema

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Erinnere dich an die Kernpunkte — dann aufdecken.

Quellen: OpenStax Chemistry 2e Kap. 17.7 Electrolysis (OpenStax)

Redox-Grundbegriffe: Oxidations- und Reduktionsmittel#

~3 Min LesezeitBasisCHE-Re-6.1

Redoxchemie ist Elektronenchemie: Oxidation ist die Abgabe von Elektronen und äußert sich in einer STEIGENDEN Oxidationszahl, Reduktion ist die Aufnahme und äußert sich in einer SINKENDEN. zeigt am Daniell-Element, wie sich beide Vorgänge räumlich trennen lassen — im Reagenzglas laufen sie am selben Ort ab, aber immer gekoppelt.

Galvanische Zelle - Daniell-Element

Abb. 3Zn-Halbzelle (Anode, Oxidation) und Cu-Halbzelle (Kathode, Reduktion), verbunden über Voltmeter und Salzbrücke; die Elektronen fließen im Draht von links nach rechts.

Abb. 3 ↓

Die Kopplung ist keine Zufälligkeit, sondern eine Bilanz: Elektronen können nicht verschwinden, also muss jedes abgegebene Elektron von einem anderen Teilchen aufgenommen werden. Es gibt daher keine Oxidation ohne gleichzeitige Reduktion — und in der Gesamtgleichung müssen abgegebene und aufgenommene Elektronen exakt übereinstimmen.

Die Merkhilfe „OIL RIG" hält die Richtungen zusammen: Oxidation Is Loss, Reduction Is Gain — bezogen auf Elektronen. Sie ist verlässlicher als die ältere Sauerstoffdefinition, weil sie auch dort greift, wo überhaupt kein Sauerstoff beteiligt ist, etwa bei der Reaktion von Natrium mit Chlor.

Die begriffliche Falle liegt bei den Mitteln: Das OXIDATIONSMITTEL nimmt Elektronen auf und wird dabei SELBST REDUZIERT; das REDUKTIONSMITTEL gibt Elektronen ab und wird SELBST OXIDIERT. Ein Mittel heißt nach dem, was es beim anderen bewirkt, nicht nach dem, was mit ihm geschieht — diese Verwechslung ist der häufigste Fehler des ganzen Kapitels.

Ein kleiner Vorrat typischer Vertreter genügt für die meisten Aufgaben. Starke Oxidationsmittel sind Sauerstoff, Chlor, Kaliumpermanganat und Wasserstoffperoxid; starke Reduktionsmittel sind unedle Metalle, Wasserstoff und Kohlenstoff. Wasserstoffperoxid kann je nach Reaktionspartner allerdings beides sein — ein gutes Beispiel dafür, dass die Rolle vom Gegenüber abhängt.

Der Sonderfall ist die Disproportionierung: Ein und dasselbe Element wird gleichzeitig oxidiert und reduziert, etwa Chlor in Lauge zu Chlorid und Hypochlorit. Man erkennt sie daran, dass nur ein einziges Element seine Oxidationszahl in beide Richtungen ändert — wer nur nach verschiedenen Elementen sucht, übersieht sie. Verbrennung, Atmung, Rosten und Photosynthese sind allesamt Redoxprozesse; die Reaktionsklasse ist allgegenwärtig.

Vokabeln

→ Kartei

OxidationElektronenabgabe; die Oxidationszahl steigt.
ReduktionElektronenaufnahme; die Oxidationszahl sinkt.
OxidationsmittelNimmt Elektronen auf und wird selbst reduziert.
ReduktionsmittelGibt Elektronen ab und wird selbst oxidiert.
ElektronenbilanzAbgegebene und aufgenommene Elektronen müssen übereinstimmen.
RedoxpaarZusammengehörige oxidierte und reduzierte Form eines Stoffes.

Redox-Teilgleichungen

\text{Oxidation: } \ce{Zn -> Zn^2+ + 2 e-}; \quad \text{Reduktion: } \ce{Cu^2+ + 2 e- -> Cu}

Die Oxidation gibt Elektronen ab (sie stehen rechts), die Reduktion nimmt sie auf (sie stehen links). Beide Teilgleichungen werden so multipliziert, dass die Elektronenzahlen übereinstimmen, und erst dann addiert - die Elektronen kürzen sich dabei vollständig heraus.

Musterbeispiel

Redoxpartner identifizieren

Untersuche $\ce{2 Fe^3+ + Sn^2+ -> 2 Fe^2+ + Sn^4+}$ : Bestimme Oxidations- und Reduktionsmittel und stelle die Elektronenbilanz auf.

Oxidationszahlen
Eisen geht von +III auf +II (Reduktion), Zinn von +II auf +IV (Oxidation).
Rollen zuordnen
$\ce{Fe^3+}$ nimmt Elektronen auf -> Oxidationsmittel; $\ce{Sn^2+}$ gibt Elektronen ab -> Reduktionsmittel.
Elektronenbilanz
$\ce{Sn^2+ -> Sn^4+ + 2 e-}$ und $\ce{2 Fe^3+ + 2 e- -> 2 Fe^2+}$ - beide Seiten 2 Elektronen.

Ergebnis: Oxidationsmittel $\ce{Fe^3+}$ , Reduktionsmittel $\ce{Sn^2+}$ ; 2 Elektronen werden übertragen. Vertiefung im Abschnitt "Oxidationszahlen und Redoxgleichungen".

SRDP-Aufgaben

SelbsttestAus der Fragenbank3 Punkte

Aufgabenstellung

Bestimme in der Reaktion

\ce{Zn + 2 HCl -> ZnCl2 + H2}

Oxidations- und Reduktionsmittel und gib die Teilgleichungen mit Elektronen an.

Deine Antwortwird nicht automatisch bewertet

Typische Fehler

Das Oxidationsmittel wird mit dem oxidierten Stoff verwechselt - es wird selbst reduziert.
"Oxidation gleich Sauerstoffaufnahme" wird als alleinige Definition genutzt.
Die Elektronenbilanz wird nicht ausgeglichen; abgegebene und aufgenommene Elektronen stimmen nicht überein.
Die Disproportionierung wird übersehen, weil nur nach verschiedenen Elementen gesucht wird.
Die Rolle eines Stoffes wird als fest angenommen, obwohl sie vom Reaktionspartner abhängt.

Aktive Wiederholung

Bestimme in der Reaktion $\ce{Zn + Cu^2+ -> Zn^2+ + Cu}$ Oxidations- und Reduktionsmittel und gib die Teilgleichungen mit Elektronen an.

Passende Aufgaben üben52 Fragen zum Thema

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Erinnere dich an die Kernpunkte — dann aufdecken.

Quellen: OpenStax Chemistry 2e, Kap. 4 "Classifying Chemical Reactions" (OpenStax)

Spannungsreihe und Vorhersage von Redoxreaktionen#

~3 Min LesezeitStandardCHE-Re-6.2

Die elektrochemische Spannungsreihe ordnet alle Redoxpaare nach ihrem Standardpotential und ist damit das zentrale Vorhersagewerkzeug der Redoxchemie. Bezugspunkt ist die Standardwasserstoffelektrode mit einem definierten Potential von null Volt. zeigt mit dem Daniell-Element den einfachsten Fall, in dem sich die Reihe unmittelbar anwenden lässt.

Galvanische Zelle - Daniell-Element

Abb. 4Zn-Halbzelle (Anode, Oxidation) und Cu-Halbzelle (Kathode, Reduktion), verbunden über Voltmeter und Salzbrücke; die Elektronen fließen im Draht von links nach rechts.

Abb. 4 ↓

Die Leserichtung ist entscheidend: Je POSITIVER das Standardpotential, desto stärker ist die oxidierte Form als Oxidationsmittel — sie nimmt Elektronen leicht auf. Je NEGATIVER das Potential, desto stärker ist die reduzierte Form als Reduktionsmittel — sie gibt Elektronen leicht ab. Die häufigste Verwechslung besteht darin, ein positives Potential mit einem starken Reduktionsmittel zu verbinden.

Daraus folgt die Einteilung in edle und unedle Metalle: Edelmetalle wie Gold, Platin, Silber und Kupfer haben positive Potentiale und werden schwer oxidiert — sie bleiben metallisch. Unedle Metalle wie Lithium, Natrium, Magnesium und Zink haben negative Potentiale und werden leicht oxidiert; genau deshalb kommen sie in der Natur nur in Verbindungen vor.

Die Vorhersageregel lautet: Eine Redoxreaktion läuft freiwillig ab, wenn das Oxidationsmittel ein höheres Standardpotential hat als das Redoxpaar des Reduktionsmittels — dann ergibt sich eine positive Zellspannung nach

E^\circ_{\text{Zelle}} = E^\circ_{\text{Kathode}} - E^\circ_{\text{Anode}}

. Ein positiver Wert bedeutet freiwillig, ein negativer bedeutet, dass die Reaktion nur erzwungen abläuft.

Die anschaulichste Anwendung ist die Metallverdrängung: Ein unedleres Metall verdrängt ein edleres aus dessen Salzlösung. Taucht man einen Eisennagel in Kupfersulfatlösung, scheidet sich Kupfer ab, während Eisen in Lösung geht — weil Eisen das negativere Potential hat. Die umgekehrte Reaktion läuft nicht ab, und genau das lässt sich aus der Reihe vorhersagen.

Dieselbe Logik erklärt drei technisch wichtige Phänomene: die Opferanode (ein unedleres Metall wird bewusst geopfert, um ein edleres zu schützen — Zink am Schiffsrumpf), das Lokalelement (Kontakt zweier Metalle beschleunigt die Korrosion des unedleren) und die Reihenfolge der Metallabscheidung bei der Elektrolyse. Wichtig ist die Einschränkung: Die Spannungsreihe gilt für Standardbedingungen; bei abweichenden Konzentrationen verschiebt die Nernst-Gleichung die Potentiale.

Vokabeln

→ Kartei

SpannungsreiheOrdnung der Redoxpaare nach Standardpotential.
Edles MetallPositives Standardpotential; wird schwer oxidiert.
Unedles MetallNegatives Standardpotential; wird leicht oxidiert.
MetallverdrängungUnedleres Metall scheidet edleres aus dessen Lösung ab.
OpferanodeBewusst geopfertes unedleres Metall zum Korrosionsschutz.
LokalelementMetallkontakt, der die Korrosion des unedleren beschleunigt.

Standardzellspannung

E^\circ_{\text{Zelle}} = E^\circ_{\text{Kathode}} - E^\circ_{\text{Anode}}

Beide Werte stammen aus der Spannungsreihe und gelten für Standardbedingungen (1 mol/L, 1 bar, 25 °C). Die Kathode ist stets die Halbzelle mit dem positiveren Potential; die Differenz ergibt die messbare Spannung der Zelle im stromlosen Zustand.

Musterbeispiel

Spontaneität und Zellspannung

Beurteile, ob $\ce{Zn + Cu^2+ -> Zn^2+ + Cu}$ freiwillig abläuft. Gegeben: $E^\circ(\ce{Cu^2+/Cu})=+0{,}34$ V, $E^\circ(\ce{Zn^2+/Zn})=-0{,}76$ V.

Rollen zuordnen
Reduktion an der Kathode: $\ce{Cu^2+ + 2 e- -> Cu}$ ( $+0{,}34$ V). Oxidation an der Anode: $\ce{Zn -> Zn^2+ + 2 e-}$ ( $-0{,}76$ V).
Zellspannung
$E^\circ_{\text{Zelle}} = (+0{,}34) - (-0{,}76) = +1{,}10\,\text{V}$ .
Bewertung
Positive Spannung -> die Reaktion läuft freiwillig; Zink (unedel) verdrängt Kupfer (edel).

Ergebnis: $E^\circ_{\text{Zelle}} = +1{,}10$ V > 0 -> freiwillig. Dies ist die Grundlage des Daniell-Elements (siehe Abschnitt "Galvanische Zellen").

SRDP-Aufgaben

SelbsttestAus der Fragenbank3 Punkte

Aufgabenstellung

Läuft die Reaktion

\ce{Cu + 2 Ag+ -> Cu^2+ + 2 Ag}

freiwillig ab? Begründe mit der Spannungsreihe und berechne die Zellspannung.

E^\circ(\ce{Cu^2+/Cu})=+0{,}34

V,

E^\circ(\ce{Ag+/Ag})=+0{,}80

V.

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Typische Fehler

Das Vorzeichen bei Kathode minus Anode wird vertauscht.
Ein positives Standardpotential wird mit einem starken Reduktionsmittel verwechselt.
Die Freiwilligkeit wird behauptet, ohne die Potentiale zu vergleichen.
Standardbedingungen und Konzentrationsabhängigkeit (Nernst) werden vermischt.
Die Richtung der Metallverdrängung wird umgekehrt angegeben.

Aktive Wiederholung

Beurteile anhand der Standardpotentiale $E^\circ(\ce{Cu^2+/Cu})=+0{,}34$ V und $E^\circ(\ce{Zn^2+/Zn})=-0{,}76$ V, ob Zink Kupfer aus einer Kupfersulfatlösung verdrängt, und berechne die Zellspannung.

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Erinnere dich an die Kernpunkte — dann aufdecken.

Quellen: OpenStax Chemistry 2e, Kap. 17 "Electrochemistry" (OpenStax)

Batterien, Akkumulatoren und Brennstoffzellen#

~3 Min LesezeitVertiefungCHE-Re-6.3

Elektrochemische Energiespeicher lassen sich in drei Klassen ordnen, und die Unterscheidung ist prüfungsrelevant. zeigt das galvanische Grundprinzip, auf dem alle drei beruhen: Primärzellen (nicht wiederaufladbar), Sekundärzellen (wiederaufladbar) und Brennstoffzellen (kontinuierlich von außen versorgt).

Galvanische Zelle - Daniell-Element

Abb. 5Zn-Halbzelle (Anode, Oxidation) und Cu-Halbzelle (Kathode, Reduktion), verbunden über Voltmeter und Salzbrücke; die Elektronen fließen im Draht von links nach rechts.

Abb. 5 ↓

Primärzellen wie die Alkali-Mangan-Zelle sind nicht wiederaufladbar, weil ihre Redoxreaktion praktisch irreversibel ist — die Reaktionsprodukte lassen sich nicht mehr in die Ausgangsstoffe zurückverwandeln. Sekundärzellen sind so gebaut, dass die Umkehrung gelingt: Beim Laden treibt eine äußere Spannung die Reaktion rückwärts, das Laden IST also eine Elektrolyse.

Der Bleiakkumulator ist das klassische Beispiel: Beim Entladen läuft

\ce{Pb + PbO2 + 2 H2SO4 -> 2 PbSO4 + 2 H2O}

, beim Laden genau umgekehrt. Beide Elektroden werden dabei zu Bleisulfat — deshalb sinkt die Dichte der Schwefelsäure beim Entladen messbar, was den einfachsten Ladezustandstest ergibt.

Der Lithium-Ionen-Akku arbeitet nach einem anderen Prinzip, der Interkalation: Lithium-Ionen wandern beim Laden und Entladen zwischen einer Graphitanode und einer Metalloxidkathode hin und her und lagern sich reversibel in die Schichtstrukturen ein. Weil dabei kein Material aufgelöst und neu abgeschieden wird, sind sehr viele Zyklen und eine hohe Energiedichte möglich.

Die Brennstoffzelle unterscheidet sich grundsätzlich von beiden: Sie speichert nichts, sondern wird kontinuierlich mit Brennstoff und Oxidationsmittel versorgt. Die Gesamtreaktion

\ce{2 H2 + O2 -> 2 H2O}

liefert als einziges Produkt Wasser. Ihr hoher Wirkungsgrad rührt daher, dass sie chemische Energie DIREKT in elektrische umwandelt und nicht den Umweg über Wärme und mechanische Arbeit nimmt, an dem der Verbrennungsmotor thermodynamisch begrenzt ist.

Die Bewertung braucht mehr als die Emissionsbilanz im Betrieb. Zu prüfen sind Energiedichte, Lebensdauer, Rohstoffbedarf (Lithium, Kobalt, Nickel — mit ihren sozialen und ökologischen Folgen im Abbau), Recyclingfähigkeit und Sicherheit. Eine Bewertung, die bei „emissionsfrei" stehen bleibt, übersieht Herstellung und Entsorgung — genau die Vollständigkeit ist im Anforderungsbereich Reflexion gefordert.

Vokabeln

→ Kartei

PrimärzelleNicht wiederaufladbare Batterie; irreversible Reaktion.
SekundärzelleWiederaufladbarer Akkumulator; Laden ist eine Elektrolyse.
InterkalationReversible Einlagerung von Ionen in eine Schichtstruktur.
EnergiedichteGespeicherte Energie je Masse oder Volumen.
BrennstoffzelleKontinuierlich versorgte Zelle; Produkt nur Wasser.
LebenszyklusbewertungBewertung von Herstellung, Betrieb und Entsorgung.

Gesamtreaktion der Wasserstoff-Brennstoffzelle

\ce{2 H2 + O2 -> 2 H2O} \quad (\text{Brennstoffzelle})

Die Bruttoreaktion ist dieselbe wie bei der Knallgasverbrennung, doch die Zelle trennt Oxidation und Reduktion räumlich: An der Anode wird Wasserstoff oxidiert, an der Kathode Sauerstoff reduziert, und die Elektronen fließen über den äußeren Stromkreis. Weil der Umweg über die Wärme entfällt, ist der Wirkungsgrad höher als bei einer Wärmekraftmaschine.

Musterbeispiel

Bleiakku - Entladen und Laden

Stelle die Entladegleichung des Bleiakkus auf und erläutere, was sich beim Laden ändert.

Teilreaktionen Entladen
Anode (Oxidation): $\ce{Pb + SO4^2- -> PbSO4 + 2 e-}$ . Kathode (Reduktion): $\ce{PbO2 + 4 H+ + SO4^2- + 2 e- -> PbSO4 + 2 H2O}$ .
Gesamtgleichung
$\ce{Pb + PbO2 + 2 H2SO4 -> 2 PbSO4 + 2 H2O}$ - liefert ca. 2 V pro Zelle.
Laden
Eine äußere Spannung kehrt die Reaktion um (Elektrolyse): $\ce{2 PbSO4 + 2 H2O -> Pb + PbO2 + 2 H2SO4}$ ; die Säuredichte steigt wieder.

Ergebnis: Der Bleiakku ist eine Sekundärzelle; Laden ist eine erzwungene Umkehrung (vgl. Abschnitt "Elektrolyse, Faraday-Gesetze und Batterien").

SRDP-Aufgaben

SelbsttestAus der Fragenbank4 Punkte

Aufgabenstellung

Stelle für die Wasserstoff-Brennstoffzelle (saurer Elektrolyt) die Teilreaktionen an Anode und Kathode sowie die Gesamtreaktion auf und nenne einen Vorteil gegenüber dem Verbrennungsmotor.

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Typische Fehler

Primär- und Sekundärzellen werden gleichgesetzt; nur Akkumulatoren sind wiederaufladbar.
Beim Laden wird die Reaktionsrichtung oder die Polarität falsch zugeordnet.
Die Brennstoffzelle wird mit einer Batterie verwechselt - sie wird von außen versorgt.
Die Umweltbewertung bleibt bei "emissionsfrei" stehen, ohne Herstellung und Rohstoffe.
Der Wirkungsgradvorteil wird behauptet, ohne die direkte Umwandlung zu begründen.

Aktive Wiederholung

Vergleiche einen Lithium-Ionen-Akku mit einer Wasserstoff-Brennstoffzelle hinsichtlich Funktionsprinzip, Energiequelle und Umweltbilanz und beurteile ihre Eignung für Elektromobilität.

Passende Aufgaben üben52 Fragen zum Thema

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Erinnere dich an die Kernpunkte — dann aufdecken.

Quellen: OpenStax Chemistry 2e, Kap. 17 "Batteries and Fuel Cells" (OpenStax)

Kernpunkte

Redox-Gleichung in saurer Lösung ausgleichen

Oxidationszahlen in CrX2OX7X2−\ce{Cr2O7^{2-}}CrX2​OX7​X2−

Kernpunkte

Nernst-Gleichung - Zellspannung berechnen

Sterling-Silber gegen Eisen schützen?

Kernpunkte

Faraday-Berechnung: Aluminium aus Schmelzfluss

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Kernpunkte

Spontaneität und Zellspannung

Kernpunkte

Bleiakku - Entladen und Laden

Quellen

Oxidationszahlen in $\ce{Cr2O7^{2-}}$