Die Redoxreihe ordnet Redox-Paare nach ihrem Standardpotential. Was es damit auf sich hat, erklären wir dir hier mit ausführlichen Beispielen und Tabellen. Hier geht’s zum Video !

Redoxreihe einfach erklärt

In der Redoxreihe findest du verschiedene Redox-Paare aufgelistet. Sie sind dort nach ihrem sogenannten Redoxpotential geordnet. Vor allem bei Metallen wie beispielsweise Zink (Zn) oder Kupfer (Cu) nennst du die Anordnung Redoxreihe.

Unter dem Redoxpotential verstehst du eine Messgröße, die Redoxreaktionen beschreibt. Einfach gesagt gibt sie dir an, wie bereitwillig ein Stoff Elektronen (e) aufnimmt bzw. abgibt. Die Redox-Paare sind in der Redoxreihe vom höchsten (edle Metalle) zum niedrigsten Redoxpotential (unedle Metalle) geordnet. 

Mithilfe der Redoxreihe kannst du herausfinden, wann eine Redoxreaktion abläuft und wann nicht. Außerdem kannst du die Richtung der Reaktion voraussagen. 

Redoxreihe Beispiel

Hältst du zum Beispiel ein Zinkblech (Zn) in eine Lösung mit Kupferionen (Cu2+), bildet sich auf dem Blech eine Schicht aus elementarem Kupfer (Cu).

Tauchst du allerdings umgekehrt ein Kupferblech (Cu) in eine Lösung mit Zinkionen (Zn2+), passiert nichts. Es scheidet sich also kein elementares Zink (Zn) ab. 

Das liegt daran, dass das Redoxpaar Cu/Cu2+ ein positiveres Redoxpotential hat als das Redoxpaar Zn/ Zn2+. Das bedeutet: Die Kupferionen nehmen viel ‚lieber‘ Elektronen auf als die Zinkionen. Andersherum geben Zinkatome bereitwilliger Elektronen ab als Kupferatome. Zink wird folglich oxidiert, die Kupferionen reduziert. 

Redoxreihe Erklärung

Die Redoxreihe ist eine Tabelle, in der du generell folgende Informationen findest: 

  • die reduzierte und die oxidierte Form eines Stoffes (korrespondierendes Redoxpaar)
  • die Anzahl (n) der Elektronen (e), die bei der Redoxreaktion übertragen werden
  • das dazugehörige Standardpotential (E0) des Redoxpaars in Volt (V)

Schauen wir uns das am besten beim Redox-Paar Kupfer (Cu /Cu2+) genauer an:

  • Die reduzierte Form von Kupfer ist das elementare Kupfer: Cu
  • Die oxidierte Form von Kupfer ist das Kupfer(II)-Ion: Cu2+
  • Es müssen 2 Elektronen übertragen werden, um Cu und Cu2+ ineinander überzuführen. 

Allgemein kannst du schreiben: 

Reduzierte Form (Red.) ⇌ Oxidierte Form (Ox.) + Anzahl Elektronen (n • e)

Am Beispiel vom Metall Kupfer sieht das so aus: 

CuCu2+ + 2 e

Das Redoxpotential bei Standardbedingungen, das Standardpotential E0, beträgt beim Redoxpaar Cu/Cu2+ 0,35 Volt. 

Die Standardbedingungen sind dabei immer: 

  • Temperatur T = 25 ° Celsius
  • Druck p = 101,3 kPa
  • Konzentration der beteiligten Ionen c = 1 mol/l

Redoxreihe Tabelle

In folgender Tabelle findest du die Redoxreihe wichtiger Redox-Paare. Es handelt sich dabei um Metalle und Nichtmetalle. Die Paare sind nach absteigenden Standardpotentialen (Standardelektrodenpotentialen) aufgeführt. 

Reduzierte Form Oxidierte Form Anzahl Elektronen Standard-potential E0 in V
2 F F2 + 2 e +2,87
Au Au3+ + 3 e +1,42
2 Cl Cl2 + 2 e +1,36
6 H2O O+ 4 H3O+ + 4 e +1,23
Pt Pt2+ + 2 e +1,20
2 Br Br2 + 2 e +1,07
Ag Ag+ + 1 e +0,80
2 I I2 + 2 e +0,54
Cu ⇌  Cu2+ + 2 e +0,35
H
⇌  2 H+ + 2 e 0
Pb ⇌  Pb2+ + 2 e -0,13
Ni ⇌  Ni2+ + 2 e -0,23
Fe ⇌  Fe2+ + 2 e -0,41
S2- ⇌  S + 2 e -0,48
Zn ⇌   Zn2+ + 2 e -0,76
Mn ⇌   Mn2+ + 2 e -1,18
Al ⇌   Al3+ + 3 e -1,66
Mg ⇌  Mg2+ + 2 e -2,38
Na ⇌  Na+ + 1 e -2,71
Li ⇌  Li+ + 1 e -3,05

Achtung: Manche Tabellen sind auch umgekehrt angeordnet, also aufsteigend mit den niedrigsten Potentialen zuerst! 

Redoxreihe Standardpotentiale

Du kannst die Standardpotentiale selbst nicht messen. Du kannst sie aber experimentell bestimmen.

Das gelingt dir mit folgendem Versuchsaufbau: 

  • Du kombinierst eine Metallelektrode mit der dazugehörigen Metallionenlösung. Das nennst du auch Halbzelle. Am Beispiel vom Redox-Paar Cu/Cu2+ ist das eine Kupferelektrode (Cu) in einer Kupfersulfatlösung (CuSO4).
  • Du verbindest nun die Halbzelle mit der sogenannten Wasserstoff-Halbzelle über einen Draht miteinander. Durch ihn können Elektronen fließen. Die Wasserstoff-Halbzelle besteht aus einer Platinelektrode, die von gasförmigem Wasserstoff (H2) gespült wird. Dabei taucht die Elektrode in eine Lösung aus verdünnter Salzsäure (HCl).
  • Außerdem verbindest du die beiden Halbzellen über eine Salzbrücke oder ein Diaphragma miteinander. Das ist wichtig, damit Ionen von einer Zelle zur anderen ‚wandern‘ können, um einen Ladungsausgleich zu ermöglichen. 
  • Jetzt schließt du noch ein Spannungsmessgerät an. Darauf kannst du nun die Spannung zwischen den beiden Halbzellen messen. 
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Bestimmung des Standard-Redoxpotentials

Merke: Das Redoxpotential der Wasserstoff-Halbzelle bei Standardbedingungen wird als 0,0 Volt festgelegt. Sie dient als Bezugspunkt. 

Standardpotentiale Kupfer und Zink

Für Kupfer und Zink ergeben sich folgende Standardpotentiale: 

  • Kombinierst du eine Kupferhalbzelle mit einer Wasserstoff-Halbzelle bei Standardbedingungen, kannst du eine Spannung von +0,35 V messen. Den Wert findest du auch in der Redoxreihe wieder. 
  • Verbindest du eine Zinkhalbzelle mit einer Wasserstoff-Halbzelle bei Standardbedingungen, kannst du eine Spannung von -0,76 V ablesen. 

Du siehst, dass die Potentiale sowohl positiv als auch negativ sein können. Sie geben dir jeweils an, in welche Richtung die Elektronen fließen bzw. an welcher Halbzelle die Oxidation und die Reduktion stattfindet:

  • Ein positives Redoxpotential bedeutet, dass die Elektronen von der Wasserstoff-Halbzelle zur jeweiligen Halbzelle hinfließen. Beispiel: Die Elektronen fließen zur Kupferelektrode. Der Wasserstoff wird demnach oxidiert. 
  • Ein negatives Redoxpotential sagt dir, dass die Elektronen von der jeweiligen Halbzelle weg zur Wasserstoff-Halbzelle fließen. Beispiel: Die Elektronen fließen von der Zinkelektrode weg. Die Wasserstoffprotonen der Salzsäure werden dabei reduziert.

Edle und unedle Metalle 

Metalle, die ein negatives Standardpotential haben, bezeichnest du als unedle Metalle. Beispiele sind Eisen (-0,41 V), Zink (-0,76 V) oder Lithium (-3,05 V). Sie geben ‚gerne‘ ihre Elektronen ab. 

Metalle, die hingegen ein positives Standardpotential haben, nennst du edle Metalle (Edelmetalle). Beispiele hierfür sind Kupfer (+0,35 V), Silber (+0,80 V) oder Gold (+1,42 V). Sie geben nicht so bereitwillig ihre Elektronen ab und kommen daher eher in elementarer Form vor. 

Redoxreihe Anwendung

Vergleichst du die Redoxpotentiale zweier Redox-Paare, kannst du herausfinden, ob eine Reaktion stattfindet beziehungsweise in welche Richtung sie abläuft.

Du kannst dir hier merken:

  • Die Oxidation erfolgt immer bei dem Redox-Paar mit dem niedrigeren Redoxpotential.
  • Die Reduktion findet immer bei dem Redox-Paar mit dem höheren Redoxpotential statt. 
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Redoxreihe

Allgemein gelten zwei Regeln: 

  • Eine oxidierte Form reagiert mit einer reduzierten Form, die unter ihr in der Redoxreihe steht. 
  • Eine oxidierte Form reagiert hingegen nicht mit einer reduzierten Form, die über ihr in der Redoxreihe steht. 

Beispiel Zink und Kupfer

Schauen wir uns das nun am Beispiel mit dem Zinkblech in einer Kupfersulfatlösung (CuSO4) und dem Kupferblech in einer Zinksulfatlösung (ZnSO4) an: 

  • Das Redox-Paar Cu/Cu2+ steht weiter oben in der Redoxreihe.
  • Es hat mit +0,35 Volt ein positiveres Redoxpotential als das Redox-Paar Zn/Zn2+mit -0,76 Volt. 
  • Das bedeutet, dass die Kupferionen Cu2+ lieber Elektronen aufnehmen als die Zinkionen (Zn2+). Ein Kupferion ist also ein stärkeres Oxidationsmittel als ein Zinkion. 
  • Oder andersherum: Elementares Zink (Zn) gibt bereitwilliger Elektronen ab als elementares Kupfer. Zink ist daher ein stärkeres Reduktionsmittel als Kupfer. 

Es reagiert bei einer Redoxreaktion immer das stärkste Reduktionsmittel mit dem stärksten Oxidationsmittel miteinander. Deshalb kann nur beim Zinkblech in einer Kupferionenlösung eine Reaktion stattfinden und nicht bei einem Kupferblech in einer Zinkionenlösung.

Elementares Zink wird oxidiert, die Kupferionen reduziert: 

Oxidation: Zn → Zn2+ + 2 e
Reduktion: Cu2++ 2e → Cu
Redoxreaktion: Zn + Cu2+ → Zn2+ + Cu

Merke: Damit eine Redoxreaktion stattfinden kann, bringe immer ein unedles Metall mit einer Salzlösung eines edleren Metalls zusammen.

Berechnung von Spannungen

Mit der Redoxreihe kannst du außerdem genau berechnen, welche Spannung zwischen zwei Redox-Paaren bei Standardbedingungen entsteht. Das gelingt dir, indem du zwei verschiedene Halbzellen miteinander verbindest, beispielsweise eine Zink- und eine Kupferhalbzelle. 

Da du aus der Tabelle die jeweiligen Redoxpotentiale ablesen kannst, musst du jetzt nur noch die Differenz aus beiden bilden, die sogenannte Potentialdifferenz (ΔE). Hierfür ziehst du immer den kleineren Wert vom größeren Wert ab. Es müssen nämlich immer positive Spannungswerte herauskommen: 

ΔE = E0 (Cu/Cu2+) – E0 (Zn/Zn2+

= 0,35 V – (-0,76 V) = 1,1 V 

Die maximale Zellspannung zwischen der Kupfer und der Zinkhalbzelle ist also 1,1 Volt. Den Wert musst du auch mindestens anlegen, um die Reaktion wieder umzukehren (Elektrolyse ). 

Galvanische Zelle

Die Kombination aus zwei Halbzellen nennst du Galvanische Zelle. Wie genau so eine Galvanische Zelle funktioniert und was dein Handy-Akku damit zu tun hat, erklären wir dir in unsrem extra Video dazu. Schau vorbei!

Zum Video: Galvanische Zelle
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