18.4: Standard-Elektrodenpotentiale

Beim Vergleich der Reaktivität von Silber und Blei wird festgestellt, dass die beiden ionischen Spezies Ag⁺ (aq) und Pb²⁺ (aq) einen Unterschied in ihrer Redoxreaktivität gegenüber Kupfer aufweisen: Das Silberion erfährt eine spontane Reduktion, während dies beim Bleiion nicht der Fall ist. Diese relative Redoxaktivität kann in elektrochemischen Zellen leicht durch eine Eigenschaft quantifiziert werden, die als Zellpotential bezeichnet wird. Diese Eigenschaft ist in der Elektrochemie allgemein als Zellspannung bekannt und ist ein Maß für die Energie, die mit dem Ladungstransfer einhergeht. Potentiale werden mit der SI-Einheit Volt gemessen, die als ein Joule Energie pro Coulomb Ladung definiert ist. So

Standard-Elektrodenpotential

Bei der Messung für elektrochemische Zwecke ist das Zellpotential ein Maß für die treibende Kraft für eine bestimmte Art von Ladungstransferprozessen, nämlich den Elektronentransfer zwischen Reaktanten. Das Potential einer einzelnen Elektrode oder einer einzelnen Halbzelle kann nicht gemessen werden, da für den Elektronentransfer ein Donor und ein Empfänger bzw. ein Reduktionsmittel bzw. ein Oxidationsmittel erforderlich sind. Stattdessen kann ein Halbzellenpotential nur relativ zu einer anderen Halbzelle gemessen werden. Somit ist es nur möglich, die Potentialdifferenz zwischen zwei Halbzellen, der_E-Zelle, zu messen, die definiert ist als

wobei _{die E-Kathode} und die E-Anode die Potentiale von zwei verschiedenen Halbzellen darstellen, die als Kathode bzw. Anode fungieren. Das Standardzellpotential, E°_cell, ist das Zellpotential, das unter Standardbedingungen beider Halbzellen gemessen wird (d. h. 1 M-Konzentrationen, 1 bar Druck, 298 K)

Um Halbreaktionspotentiale einfach berechnen zu können, hat die wissenschaftliche Gemeinschaft eine bestimmte Halbzelle mit einem Potential von 0 V als universelle Referenz für alle Zellpotentialmessungen bestimmt. Diese Halbzelle ist als Standard-Wasserstoffelektrode (SHE) bekannt und basiert auf der folgenden Halbreaktion:

Typischerweise besteht SHE aus einer inerten Platinelektrode, die in 1 M wässriges H⁺ eingetaucht ist, mit einem Strom von blasenförmigem H₂ -Gas bei einem Druck von 1 bar, der auf einer gleichmäßigen Temperatur von 298 K gehalten wird. Das Elektrodenpotential (E_X) für eine Halbzelle X ist somit definiert als das gemessene Potential für eine Zelle X, die als Kathode wirkt, während die SHE als Anode wirkt.

deshalb

Unter Normbedingungen ist das Potential der Halbzelle X gleich dem Standardelektrodenpotential E°_X. Da die Definition des Zellpotentials erfordert, dass die Halbzellen als Kathoden fungieren, werden diese Potentiale auch als Standardreduktionspotentiale bezeichnet.

Vorhersage der Spontaneität und der Richtung einer Redoxreaktion

Die Zell- und Elektrodenpotentiale bestimmen die Spontaneität von Redoxreaktionen. Es wird beobachtet, dass die spontanen Reaktionen ein positives Zellpotential aufweisen, während der nichtspontane Prozess ein negatives Zellpotential aufweist. Ist die Summation der Elektrodenpotentiale positiv, spricht man von spontaner Reaktion. Halbzellenreaktionen mit positivem Elektrodenpotential erfolgen in Vorwärtsrichtung, während Reaktionen mit Werten, die kleiner als die Wasserstoffelektrode sind, normalerweise in umgekehrter Reihenfolge ablaufen.

Ein stärkeres Oxidationsmittel weist ein größeres Standardelektrodenpotential E° auf. Da Elektrodenpotentiale die Reduktionskapazität messen, entspricht ein erhöhtes E° einer erhöhten treibenden Kraft hinter der Reduzierung der Spezies und besseren Oxidationsfähigkeiten. Somit ist E°_cell positiv, wenn E°_-Kathode > E°_Anode ist.

Vor diesem Hintergrund erklärt sich, warum Kupfer durch Silber, nicht aber durch Blei oxidiert wird:

Vorhersage der Auflösung von Metall in Mineralsäuren

Eine der wesentlichen Anwendungen der Halbzellenpotentiale besteht darin, zu verstehen, ob sich ein bestimmtes Metall in Mineralsäure auflöst. Die meisten Säuren wie Salzsäure lösen Metalle durch die Reduktion von Protonen zu Wasserstoffgas und die Oxidation von Metallen zu ihren jeweiligen Ionen. Im Falle von Zink, das mit Salzsäure reagiert, ist die Reaktion spontan, da das Standardelektrodenpotential von Zink niedriger ist als das von Wasserstoff. Kupfer reagiert jedoch aufgrund seines höheren Elektrodenpotentials nicht mit Salzsäure.

Dieser Text wurde übernommen von OpenStax, Chemie 2e, Abschnitt 17.3: Elektroden- und Zellpotentiale.