Chemie Klasse 9/10 > Ionenbindung

Ionenbindung 13

4.13 Galvanische Zellen und das Redoxpotential II

Halbzelle + Halbzelle

Der Begriff der Halbzelle ist eher abstrakt. Man stellt sich vor, dass eine galvanische Zelle wie das Kupfer-Zink-Element aus zwei Halbzellen zusammengesetzt sind. Bei einem U-Rohr-Versuch sind das dann die beiden durch eine Fritte getrennten Schenkel des U-Rohrs. Man müsste das U-Rohr schon sehr geschickt durchbrechen, wenn man zwei "echte" Halbzellen erhalten wollte. Oder man bastelt sich Halbzellen aus viereckigen Gefäßen aus Plastik, in deren eine Seitenwand man ein rundes Loch schneidet, welches man dann mit einem Stück Filtrierpapier verklebt.

Die Abbildung zeigt eine Konstruktion aus zwei solchen Halbzellen. Viele Elektrochemie-Experimentierbaukästen beruhen auf diesem Prinzip. Alternativ kann man natürlich auch die klassischen U-Rohre mit Trennwänden verwenden. Nur ist es hier sehr umständlich, die Halbzellen neu zusammenzusetzen. Wenn z.B. ein Schüler gerade Kupfer gegen Zink testet und im nächsten Versuch Kupfer gegen Eisen testen möchte, so muss er die Zinklösung aus dem einen U-Rohr-Schenkel herausbekommen, den Schenkel mit Wasser reinigen und dann eine Zinklösung hineingießen. Das geht natürlich mit den selbstgebastelten Halbzellen besser. Allerdings sollte man darauf achten, dass das Filtrierpapier dick genug ist, sonst läuft zu viel Flüssigkeit aus.
Mit einer solchen Apparatur können wir jetzt ganz gemütlich verschiedene Halbzellen gegeneinander schalten und schauen, wie groß die jeweils entstehende Spannung ist. Wenn der Versuch optimal läuft (also so gut wie nie), bekommt man heraus, dass die Spannung zwischen Zink und Eisen plus die Spannung zwischen Eisen und Kupfer genau so groß ist wie die Spannung, die man direkt zwischen Zink und Kupfer misst.
Man ist also auf dem besten Weg, die Redoxreihe der Metalle quantitativ (also mit genauen Zahlenwerten) zu erarbeiten.

Tolle Webseite zum Thema:
http://www.chemieunterricht.de/
dc2/wsu-grund/kap_13.htm

Redoxpotentiale

Dummerweise liefert eine Halbzelle alleine keine Spannung, so dass man einer Kupferhalbzelle zunächst kein Redoxpotential zuordnen kann. Was wir brauchen, ist eine Referenz-Halbzelle, der wir dann das willkürliche Redoxpotential Null zuordnen. Vielleicht denkt man jetzt an das edelste aller Edelmetalle, das Gold. Wir schmelzen also den Goldschmuck unserer Frauen, Freundinnen, Bekannten, Angestellten etc. ein, damit wir eine vernünftige Goldelektrode erhalten (sie soll ja auch schön groß sein, damit die Schüler der hintersten Bank sie deutlich sehen), und irgendwoher besorgen wir uns auch noch ein Goldsalz mit echten Goldionen. Und schon können wir unsere Referenzelektrode bauen.
Zu viel Aufwand oder zu teuer? Gut, dann erkären wir eben Kupfer zur Referenz und basteln uns eine Kupferhalbzelle. Kupfer soll nun das Redoxpotential Null haben.
Wenn wir jetzt eine Kupferhalbzelle mit einer Eisenhalbzelle verbinden, können wir eine Spannung von 0,79 V messen, wobei die Eisenhalbzelle den Minuspol bildet. Eisen hätte demnach ein Redoxpotential von -0,79 V.
Jetzt verbinden wir unsere Kupferhalbzelle mit einer Zinkhalbzelle und messen 1,11 V. Zink stellt den Minuspol dar, also ist das Redoxpotential von Zink -1,11 V.
Wenn wir es doch schaffen sollten, eine Goldhalbzelle herzustellen, so können wir zwischen Kupfer und Gold eine Spannung von 1,33 Volt messen, wobei diesmal Kupfer den Minuspol darstellt. Also hat das Gold nach unserer Rechnung ein Redoxpotential von +1,33 V.
Auf diese Weise könnten wir alle erdenklichen Halbzellen gegen die Kupferhalbzelle schalten und hätten dann die Redoxpotentiale der entsprechenden Metalle.
Tatsächlich ist man in der Chemie genau so vorgegangen, allerdings mit einem wichtigen Unterschied. Aus irgendeinem Grund hat man nicht Kupfer oder Gold zum Referenzmetall erklärt, sondern Wasserstoff.
Wasserstoff? Aber Wasserstoff ist doch ein Gas. Wie kann man denn eine Wasserstoffelektrode bauen, wenn der Stoff bei Zimmertemperatur gasförmig ist?
Man kann. Chemiker sind schließlich einfallsreich und werden entsprechend hoch bezahlt (oder auch nicht).
Man nimmt eine Platinelektrode (Platin ist bekannt ein sehr edles Metall, fast so edel wie Gold), stellt sie in Salzsäure mit genau bekannter Konzentration (1 mol / l), und besprudelt sie von unten mit einem ständigen Wasserstoffstrom. Die Platinelektrode ist sozusagen in einen Wasserstoffmantel eingehüllt, und in der Lösung tummeln sich Wasserstoffionen (wegen der Säure). Also hat man - rein formal gesehen - eine Wasserstoffelektrode in einer Wasserstoffhalbzelle.
Wenn man nun eine Kupferhalbzelle gegen die Wasserstoffhalbzelle schaltet, erhält man eine Spannung von 0,35 Volt, wobei Kupfer den Pluspol bildet. Also hat Kupfer ein Redoxpotential von +0,35 Volt. Wasserstoff als Referenzstoff hat natürlich ein Redoxpotential von genau 0 Volt. Und Zink ein Redoxpotential von -0,76 Volt

Diese Tabelle zeigt die Redoxpotentiale der wichtigsten Metalle sowie von Wasserstoff und Fluor.
Um nochmal auf die Frage zurückzukommen, warum man gerade Wasserstoff als Referenz genommen hat. Dies hatte vermutlich praktische Gründe. Denn alle Metalle, die in der Tabelle über dem Wasserstoff stehen, reagieren mit Säuren unter Bildung von Wasserstoff, während die Metalle unterhalb des Wasserstoffs von "normalen" Säuren wie Salzsäure, Schwefelsäure oder Essigsäure nicht aufgelöst werden. Eine Ausnahme bildet Salpetersäure, die auch edle Metalle auflösen kann. Das liegt aber an den besonderen Eigenschaften der Salpetersäure als Oxidationsmittel, auf die wir irgendwann in einem anderen Kurs zu sprechen kommen.

Praktische Anwendungen

Was kann man mit dem Redoxpotential eines Metalls nun anfangen? Die wichtigste praktische Anwendung ist sicherlich die Vorhersage der Spannung, die eine galvanische Zelle liefern wird. Wenn wir z.B. Lithium mit Gold kombinieren würden, erhielten wir eine Spannung von sage und schreibe 4,72 Volt. Natürlich kann sich eine solche Batterie kein normaler Mensch leisten, aber in der Raumfahrt und anderen Bereichen der Technik gelten andere Maßstäbe...
Ein weiterer praktischer Nutzen liegt nicht in der Elektrochemie, sondern allgemein, wenn es daraum geht, chemische Reaktionen zu beurteilen. Daher hat man auch die Redoxpotentiale von vielen Nichtmetallen ermittelt oder vielmehr berechnet. Je größer der Redoxpotentialunterschied zwischen zwei Elementen - Metall und Nichtmetall - desto heftiger wird die chemische Reaktion zwischen den beiden Elementen verlaufen - wobei Ausnahmen die Regel bestätigen (wieso eigentlich?). Die Tabelle oben könnte man z.B. auch so interpretieren: Fluor reagiert mit Platin lange nicht so heftig wie z.B. mit Aluminium oder gar mit Natrium.
Einen praktischen Nutzeffekt haben die Redoxpotentiale auch für die Biologen. Bei zwei äußerst wichtigen biologischen Prozessen, der Atmungskette und der Lichtreaktion der Photosynthese, werden Elektronen transportiert, und zwar von Verbindungen mit hohen (negativen) Redoxpotentialen zu Verbindungen mit niedrigen (positiven) Redoxpotentialen.
Für die Biologen jetzt zum Schluss (Abendessen ist gleich fertig!) noch eine leicht zu merkende Kurzdefinition des Begriffs Redoxpotential:
Redoxpotential = ein Maß für die Fähigkeit eines Stoffes, Elektronen abzugeben.
Hohes (negatives) Redoxpotential: der Stoff gibt gerne Elektonen ab.
Niedriges (positives) Redoxpotential: der Stoff gibt Elektronen gar nicht gerne ab, im Gegenteil, er nimmt lieber Elektronen auf.

Vorheriges Kapitel:
Das Kupfer-Zink-Element
Nächstes Kapitel:
Der Blei-Akkumulator

Halbzelle + Halbzelle	Der Begriff der Halbzelle ist eher abstrakt. Man stellt sich vor, dass eine galvanische Zelle wie das Kupfer-Zink-Element aus zwei Halbzellen zusammengesetzt sind. Bei einem U-Rohr-Versuch sind das dann die beiden durch eine Fritte getrennten Schenkel des U-Rohrs. Man müsste das U-Rohr schon sehr geschickt durchbrechen, wenn man zwei "echte" Halbzellen erhalten wollte. Oder man bastelt sich Halbzellen aus viereckigen Gefäßen aus Plastik, in deren eine Seitenwand man ein rundes Loch schneidet, welches man dann mit einem Stück Filtrierpapier verklebt. Die Abbildung zeigt eine Konstruktion aus zwei solchen Halbzellen. Viele Elektrochemie-Experimentierbaukästen beruhen auf diesem Prinzip. Alternativ kann man natürlich auch die klassischen U-Rohre mit Trennwänden verwenden. Nur ist es hier sehr umständlich, die Halbzellen neu zusammenzusetzen. Wenn z.B. ein Schüler gerade Kupfer gegen Zink testet und im nächsten Versuch Kupfer gegen Eisen testen möchte, so muss er die Zinklösung aus dem einen U-Rohr-Schenkel herausbekommen, den Schenkel mit Wasser reinigen und dann eine Zinklösung hineingießen. Das geht natürlich mit den selbstgebastelten Halbzellen besser. Allerdings sollte man darauf achten, dass das Filtrierpapier dick genug ist, sonst läuft zu viel Flüssigkeit aus. Mit einer solchen Apparatur können wir jetzt ganz gemütlich verschiedene Halbzellen gegeneinander schalten und schauen, wie groß die jeweils entstehende Spannung ist. Wenn der Versuch optimal läuft (also so gut wie nie), bekommt man heraus, dass die Spannung zwischen Zink und Eisen plus die Spannung zwischen Eisen und Kupfer genau so groß ist wie die Spannung, die man direkt zwischen Zink und Kupfer misst. Man ist also auf dem besten Weg, die Redoxreihe der Metalle quantitativ (also mit genauen Zahlenwerten) zu erarbeiten.	Tolle Webseite zum Thema: http://www.chemieunterricht.de/ dc2/wsu-grund/kap_13.htm
Redoxpotentiale	Dummerweise liefert eine Halbzelle alleine keine Spannung, so dass man einer Kupferhalbzelle zunächst kein Redoxpotential zuordnen kann. Was wir brauchen, ist eine Referenz-Halbzelle, der wir dann das willkürliche Redoxpotential Null zuordnen. Vielleicht denkt man jetzt an das edelste aller Edelmetalle, das Gold. Wir schmelzen also den Goldschmuck unserer Frauen, Freundinnen, Bekannten, Angestellten etc. ein, damit wir eine vernünftige Goldelektrode erhalten (sie soll ja auch schön groß sein, damit die Schüler der hintersten Bank sie deutlich sehen), und irgendwoher besorgen wir uns auch noch ein Goldsalz mit echten Goldionen. Und schon können wir unsere Referenzelektrode bauen. Zu viel Aufwand oder zu teuer? Gut, dann erkären wir eben Kupfer zur Referenz und basteln uns eine Kupferhalbzelle. Kupfer soll nun das Redoxpotential Null haben. Wenn wir jetzt eine Kupferhalbzelle mit einer Eisenhalbzelle verbinden, können wir eine Spannung von 0,79 V messen, wobei die Eisenhalbzelle den Minuspol bildet. Eisen hätte demnach ein Redoxpotential von -0,79 V. Jetzt verbinden wir unsere Kupferhalbzelle mit einer Zinkhalbzelle und messen 1,11 V. Zink stellt den Minuspol dar, also ist das Redoxpotential von Zink -1,11 V. Wenn wir es doch schaffen sollten, eine Goldhalbzelle herzustellen, so können wir zwischen Kupfer und Gold eine Spannung von 1,33 Volt messen, wobei diesmal Kupfer den Minuspol darstellt. Also hat das Gold nach unserer Rechnung ein Redoxpotential von +1,33 V. Auf diese Weise könnten wir alle erdenklichen Halbzellen gegen die Kupferhalbzelle schalten und hätten dann die Redoxpotentiale der entsprechenden Metalle. Tatsächlich ist man in der Chemie genau so vorgegangen, allerdings mit einem wichtigen Unterschied. Aus irgendeinem Grund hat man nicht Kupfer oder Gold zum Referenzmetall erklärt, sondern Wasserstoff. Wasserstoff? Aber Wasserstoff ist doch ein Gas. Wie kann man denn eine Wasserstoffelektrode bauen, wenn der Stoff bei Zimmertemperatur gasförmig ist? Man kann. Chemiker sind schließlich einfallsreich und werden entsprechend hoch bezahlt (oder auch nicht). Man nimmt eine Platinelektrode (Platin ist bekannt ein sehr edles Metall, fast so edel wie Gold), stellt sie in Salzsäure mit genau bekannter Konzentration (1 mol / l), und besprudelt sie von unten mit einem ständigen Wasserstoffstrom. Die Platinelektrode ist sozusagen in einen Wasserstoffmantel eingehüllt, und in der Lösung tummeln sich Wasserstoffionen (wegen der Säure). Also hat man - rein formal gesehen - eine Wasserstoffelektrode in einer Wasserstoffhalbzelle. Wenn man nun eine Kupferhalbzelle gegen die Wasserstoffhalbzelle schaltet, erhält man eine Spannung von 0,35 Volt, wobei Kupfer den Pluspol bildet. Also hat Kupfer ein Redoxpotential von +0,35 Volt. Wasserstoff als Referenzstoff hat natürlich ein Redoxpotential von genau 0 Volt. Und Zink ein Redoxpotential von -0,76 Volt Diese Tabelle zeigt die Redoxpotentiale der wichtigsten Metalle sowie von Wasserstoff und Fluor. Um nochmal auf die Frage zurückzukommen, warum man gerade Wasserstoff als Referenz genommen hat. Dies hatte vermutlich praktische Gründe. Denn alle Metalle, die in der Tabelle über dem Wasserstoff stehen, reagieren mit Säuren unter Bildung von Wasserstoff, während die Metalle unterhalb des Wasserstoffs von "normalen" Säuren wie Salzsäure, Schwefelsäure oder Essigsäure nicht aufgelöst werden. Eine Ausnahme bildet Salpetersäure, die auch edle Metalle auflösen kann. Das liegt aber an den besonderen Eigenschaften der Salpetersäure als Oxidationsmittel, auf die wir irgendwann in einem anderen Kurs zu sprechen kommen.
Praktische Anwendungen	Was kann man mit dem Redoxpotential eines Metalls nun anfangen? Die wichtigste praktische Anwendung ist sicherlich die Vorhersage der Spannung, die eine galvanische Zelle liefern wird. Wenn wir z.B. Lithium mit Gold kombinieren würden, erhielten wir eine Spannung von sage und schreibe 4,72 Volt. Natürlich kann sich eine solche Batterie kein normaler Mensch leisten, aber in der Raumfahrt und anderen Bereichen der Technik gelten andere Maßstäbe... Ein weiterer praktischer Nutzen liegt nicht in der Elektrochemie, sondern allgemein, wenn es daraum geht, chemische Reaktionen zu beurteilen. Daher hat man auch die Redoxpotentiale von vielen Nichtmetallen ermittelt oder vielmehr berechnet. Je größer der Redoxpotentialunterschied zwischen zwei Elementen - Metall und Nichtmetall - desto heftiger wird die chemische Reaktion zwischen den beiden Elementen verlaufen - wobei Ausnahmen die Regel bestätigen (wieso eigentlich?). Die Tabelle oben könnte man z.B. auch so interpretieren: Fluor reagiert mit Platin lange nicht so heftig wie z.B. mit Aluminium oder gar mit Natrium. Einen praktischen Nutzeffekt haben die Redoxpotentiale auch für die Biologen. Bei zwei äußerst wichtigen biologischen Prozessen, der Atmungskette und der Lichtreaktion der Photosynthese, werden Elektronen transportiert, und zwar von Verbindungen mit hohen (negativen) Redoxpotentialen zu Verbindungen mit niedrigen (positiven) Redoxpotentialen. Für die Biologen jetzt zum Schluss (Abendessen ist gleich fertig!) noch eine leicht zu merkende Kurzdefinition des Begriffs Redoxpotential: Redoxpotential = ein Maß für die Fähigkeit eines Stoffes, Elektronen abzugeben. Hohes (negatives) Redoxpotential: der Stoff gibt gerne Elektonen ab. Niedriges (positives) Redoxpotential: der Stoff gibt Elektronen gar nicht gerne ab, im Gegenteil, er nimmt lieber Elektronen auf.

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