REDOXREAKTIONEN SF

KSO
REDOXREAKTIONEN SF
Skript Redoxreaktionen SF V1.0 12/13 | ©MMo, edited by Bor

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INHALTSVERZEICHNIS
"REDOXREAKTIONEN"
1. Einleitung……………………………......................................................................... 04
1.1 Vergleich Säure-Base-Reaktionen mit Redoxreaktionen............................ 04
1.2 Definitionen......................................................................................... 04
1.2.1 Die Redoxreaktion...................................................................... 04
1.2.2 Die Oxidationszahl...................................................................... 04
1.3 Repetition............................................................................................05
1.3.1 Einfache Beispiele....................................................................... 05
1.3.2 Anspruchsvollere Beispiele........................................................... 05
1.3.3 Redoxreaktionen........................................................................ 06
2. Elektrischer Strom durch chemische Reaktionen............................................ 08
2.1 Die Elektronenübertragungsreaktion...................................................... 08
2.2 Die räumlich getrennte Elektronenübertragungsreaktion.......................... 08
2.3 Gleichgewichte an den Oberflächen der Elektroden.................................. 08
2.4 Die Potentialdifferenz........................................................................... 09
2.5 Die Standardwasserstoffelektrode..........................................................10
2.6 Die Nernst'sche Gleichung..................................................................... 11
2.7 Konzentrationsabhängigkeit des Redoxpotentials.................................... 12
3. Primärbatterien............................................................................................. 15
3.1 Das Leclanché-Element..........................................................................15
3.2 Alkali-Mangan-Batterie......................................................................... 17
3.3 Lithium-Batterien................................................................................. 18
4. Sekundärbatterien; Akkumulatoren............................................................... 21
4.1 Der Blei-Akkumulator........................................................................... 21
4.2 Der Nickel-Cadmium-Akkumulator......................................................... 22
4.2.1 Toxizität................................................................................... 22
4.3 Der Nickel-Metallhydrid-Akkumulator.................................................... 23
5. Brennstoffzellen............................................................................................. 25
5.1 Energieumwandlung im Vergleich.......................................................... 25
5.2 Die Knallgaszelle................................................................................... 25

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5.3 Die Methanolzelle................................................................................ 27
6. Korrosion....................................................................................................... 28
6.1 Ursachen der Korrosion......................................................................... 28
6.2 Spezialfall Eisen.................................................................................... 29
6.2.1 Rosten im neutralen bis alkalischen Bereich..................................... 30
6.2.1 Rosten im sauren Bereich............................................................. 30
6.3 Korrosionsschutz.................................................................................. 30
7. Redoxtabelle.................................................................................................. 32

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1. Einleitung
In diesem Skript soll das im Grundlagenfach erworbene Wissen über Redoxreaktionen erweitert
werden.
1.1 Vergleich Säure-Base-Reaktionen mit Redoxreaktionen
Protonenabgabe
Elektronenabgabe
HCl Cl - + H + Na Na + + e -
Protonenaufnahme
Elektronenaufnahme
NH 4
+
Protonenabgabe
Elektronenabgabe
NH 3 + H + 2 Cl - Cl 2 + 2e -
Protonenaufnahme
Elektronenaufnahme
Bei der Säure-Base-Reaktion werden Protonen übertragen, bei der Redoxreaktion sind es
Elektronen.
1.2 Definitionen
1.2.1 Die Redoxreaktion
Die Aufnahme von Elektronen wird als Reduktion bezeichnet, die Abgabe als Oxidation. Die
beiden Reaktionen laufen zwangsläufig immer gemeinsam ab, dies wird aus diesem Grund
als Redoxreaktion bezeichnet.
1.2.2 Die Oxidationszahl
Zum Erkennen der Oxidation und der Reduktion werden die Oxidationszahlen als Hilfsmittel
eingesetzt. Bei einer Oxidation steigt die Oxidationszahl, sie wird positiver; et vice versa. Die
Oxidationszahlen werden mit römischen Ziffern geschrieben.
Elemente: Elementen wird die Oxidationszahl Null zugeordnet.
Ionenverbindungen: Die Oxidationszahl von einatomigen Ionen ist identisch mit der elektrischen
Ladung dieser Ionen. Bei den Hauptgruppenelementen ist diese
direkt aus der Hauptgruppe ableitbar.
Die Summe aller Oxidationszahlen eines mehratomigen Ions ist identisch
mit der elektrischen Ladung des Ions.

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Die Summe aller Oxidationszahlen der Atome einer Verbindung ist
Null.
Moleküle:
In einem Molekül entspricht die Oxidationszahl der Ladung, die jedes
Atom erhält, wenn die bindenden Elektronenpaare vollständig dem
elektronegativeren Atom zugeteilt werden. Bei gleicher Elektronegativität
teilen sich die beiden an der Bindung beteiligten Atome die entsprechenden
Elektronen.
In Verbindungen besitzen Wasserstoff-Atome praktisch immer die Oxidationszahl
+I (Ausnahmen: H 2 & Hydride).
In Verbindungen besitzen Sauerstoff-Atome praktisch immer die Oxidationszahl
–II (Ausnahmen: O 2 & Peroxide).
1.3 Repetition
1.3.1 Einfache Beispiele
Aufgabe I:
Bestimmen Sie die Oxidationszahlen in folgenden Verbindungen und benennen Sie diese.
a.) Na b.) CH 4 c.) BaCl 2 d.) Al 2 O 3
e.) C 3 H 8 f.) S 8 g.) FeCl 2 h.) I 2
i.) Ca 2 C j.) CH 2 Cl 2 k.) Li 2 O l.) AgCl 2
m.) NaCl n.) FeCl 3 o.) H 2 O p.) AgCl
q.) Mg 3 N 2 r.) Ho 2 O 3 s.) H 3 CCHO t.) H 3 CCOOH
1.3.2 Anspruchsvollere Beispiele
Bei Komplex-Ionen wird die Bestimmung der Oxidationszahlen wortwörtlich etwas komplexer.
Hier gibt es zwei Möglichkeiten zu deren Bestimmung. Dies soll anhand des Schwefelsäure-Moleküls
aufgezeigt werden.
Erstens, durch Aufzeichnen der Lewis-Formel.
O Wasserstoff erhält somit Oxidationszahl 1: H I
H O S O H Sauerstoff erhält die Oxidationszahl -2:
O Schwefel erhält die Oxidationszahl 6:
O -II
S VI

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Hinweis:
Die Oktettregel gilt nur für die zweite Periode streng. Das Schwefel-Atom
kann auf Grund des grossen Radius und der kleinen Energiedifferenz zwischen
den 3s-, 3p- und 3d-Orbitalen Hybridorbitale ausbilden, die dazu führen, dass
Schwefel auch sechs Bindungen eingehen kann. Bei sechsbindigem Schwefel
ist dies ein sp 3 d 2 -Hybridorbital.
Zweitens, aus den bekannten Oxidationszahlen bildet man die algebraische Summe und ergänzt
mit dem fraglichen Atom auf null.
H 2 SO 4 H I ; O -II ergo: S VI
Aufgabe II:
Bestimmen Sie die Oxidationszahlen in folgenden Verbindungen.
a.) CaCO 3 b.) H 3 PO 4 c.) K 2 Cr 2 O 7
d.) KClO 3 e.) NaMnO 4 f.) HClO 4
1.3.3 Redoxreaktionen
Die in den obenstehenden Beispielen geübte Bestimmung der Oxidationszahlen kann gebraucht
werden, um Oxidationen und Reduktionen in einer Reaktion zu bestimmen und diese
somit als Redoxreaktion zu definieren.
Aufgabe III:
Bestimmen Sie die Oxidationszahlen der Atome in den Verbindungen bei den folgenden Reaktionen
und kennzeichnen Sie die Oxidation(en) und die Reduktion(en).
a.)
b.)
c.)
Wird festes Blei(II)-nitrat erhitzt, entsteht Blei(II)-oxid, Stickstoffdioxid und Sauerstoff.
Wird elementares Kupfer in eine Salpetersäure-Lösung getaucht, bildet sich gelöstes
Kupfer(II)-nitrat (welches an der blauen Farbe zu erkennen ist), braunes Stickstoffdioxidgas
und Wasser.
Das zum Stickstoff-Molekül isoelektronische (siehe unten) Kohlenstoffmonoxid kann
Eisen(III)-oxid zu Eisen reduzieren.

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Einschub:
Als isoelektronisch bezeichnet man Atome, Moleküle oder Ionen, welche eine
sehr ähnliche Elektronenkonfiguration besitzen, und damit oftmals die gleichen
Bindungsverhältnisse aufweisen, aber aus anderen Elementen bestehen
bzw. zusammengesetzt sind.

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2. Elektrischer Strom durch chemische Reaktionen
2.1 Die Elektronenübertragungsreaktion
Schüttelt man im Reagenzglas Eisenpulver in einer Kupfer(II)-salz-Lösung, so lässt sich eine
deutliche Erwärmung feststellen. Die Reaktion ist also exotherm und exergon.
Aufgabe IV:
Was heisst exotherm und exergon?
Während dieses Vorgangs müssen jeweils zwei Elektronen von den Eisen-Atomen auf die
Kupfer-Ionen übertragen worden sein. Eine solche Verschiebung von elektrischer Ladung
kann als elektrischer Strom aufgefasst werden. Der elektrische Strom ist allerdings nicht
nachweisbar, weil die Elektronenübertragung in atomaren Dimensionen erfolgt. Dies wird
hingegen möglich, wenn die beiden Teilvorgänge der Redoxreaktion räumlich voneinander
getrennt werden.
Die in der oben gesehenen Reaktion frei werdende Energie kann dann in Form von elektrischer
Energie genutzt werden.
2.2 Die räumlich getrennte Elektronenübertragungsreaktion
Aufgabe V:
Zeichnen Sie eine Apparatur, bei welcher die beiden Teilvorgänge der Redoxreaktion räumlich
voneinander getrennt sind.
Die während der Gesamtreaktion frei werdende Energie lässt sich mit dieser Versuchsanordnung
als elektrische Arbeit erhalten. Je nach Wahl der Komponenten lässt sich eine ganz
bestimmte Spannung, hervorgerufen durch die Potentialdifferenz, messen.
Die Vorgänge an den Elektroden sollen nachstehend etwas genauer betrachtet werden.
2.3 Gleichgewichte an den Oberflächen der Elektroden
Wird eine Elektrode in eine wässrige Lösung getaucht, in welcher Ionen desselben Metalls
gelöst sind, so laufen, unter der Annahme, dass die Anionen nicht beteiligt sind, die folgenden
Oberflächenvorgänge an der Elektrode ab:

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1. Infolge Hydratation und Wärmebewegung können Atomrümpfe des Metalls, also die
Kationen, in Lösung gehen. Durch diese Reaktion ergibt sich eine negative Überschussladung
an der Elektrode, weil die Elektronen auf dem Metall zurückbleiben.
2. Infolge der Wärmebewegung prallen gelöste Metall-Ionen auf die Elektrodenoberfläche,
wo sie z. T. ins Metallgitter eingelagert werden. Durch diese Reaktion ergibt sich
eine positive Überschussladung an der Elektrode.
Die Reaktionsgeschwindigkeit der 1. Reaktion hängt von der Art des Metalls (Gitterenergie,
Ionisierungsenergie, Hydratationsenergie) und von der Ladung der Metallelektrode ab. Je
höher die negative Überschussladung ist, desto geringer ist die Reaktionsgeschwindigkeit
des Austritts positiv geladener Ionen.
Die Reaktionsgeschwindigkeit der 2. Reaktion ist neben der Art des Metalls auch von der
Konzentration der gelösten Kationen und der Ladung der Metallelektrode abhängig. Je höher
die positive Überschussladung wird, desto geringer ist die Reaktionsgeschwindigkeit des Eintritts
positiv geladener Ionen.
Aufgabe VI:
Erklären Sie Sich zu zweit die Begriffe Gitterenergie, Ionisierungsenergie und Hydratationsenergie.
Die Oxidation von Zink in wässriger Lösung kann in folgende Teilschritte zerlegt werden:
1. Ablösung der Zink-Atome aus dem Metallgitter
2. Ionisierung der abgelösten Metall-Atome
3. Bildung des Zink-Aquokomplexes (Hydratation)
Aufgabe VII:
Verlaufen diese Teilvorgänge exotherm oder endotherm? Ist die ganze Reaktion exo- oder
endotherm?
2.4 Die Potentialdifferenz
Bei der Kombination zweier Halbzellen aus einem Metall und seinen Ionen lässt sich das Zustandekommen
der Potentialdifferenz besonders anschaulich verstehen, wenn man wiederum
die Grenzflächen der Elektroden betrachtet. Stellt man ein Eisenblech in eine Eisen(II)-

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salz-Lösung, so können einige Ionen an der Oberfläche das Metall verlassen. Zurück auf dem
Eisenblech bleiben die Elektronen und verhindern somit durch die elektrische Anziehung,
dass sich die Eisen-Ionen aus der Nachbarschaft der Oberfläche entfernen können. Es ist eine
Doppelschicht aus Ionen und Elektronen entstanden. Es bildet sich also ein dynamisches
Gleichgewicht aus.
Aufgabe VIII:
Übernehmen Sie die Zeichnung und deren Beschriftung von der Wandtafel.
Aus dem edleren Kupferblech werden weit weniger Ionen aus dem Metall in die Lösung
übergehen. Im Kupferblech werden weniger Elektronen zurückbleiben als beim Eisenblech,
der Elektronendruck auf dem Eisenblech ist somit höher. Da die beiden Elektroden miteinander
über einen Leiter verbunden sind, werden Elektronen vom Ort mit dem höheren
Elektronendruck zum Ort mit dem niedrigeren Elektronendruck verschoben. An der Oberfläche
des Kupferblechs wird es also mehr Elektronen haben und die sich an der Oberfläche
befindenden Kupfer-Ionen werden je zwei Elektronen aufnehmen und sich ins Metallgitter
einlagern.
Die Potentialdifferenz zwischen den beiden Metallen lässt sich als sehr anschaulich mit der
Differenz des Drucks zwischen zwei Gasbehältern vergleichen.
Starke Reduktoren (Elektronendonatoren) stehen gewissermassen unter hohem, starke Oxidatoren
(Elektronenakzeptoren) unter niedrigem Elektronendruck.
2.5 Die Standardwasserstoffelektrode
Da es nicht möglich ist, Einzelpotentiale zu bestimmen, sondern lediglich Spannungen d.h.
Potentialdifferenzen zu messen, muss man für die Potentialskala einen willkürlichen Nullpunkt
festlegen. Es wurde dafür das Potential einer Wasserstoffelektrode gewählt. Sie besteht
aus einer Elektrode aus Platin, welche von Wasserstoff in einer Lösung mit einem pH-
Wert von 0 umspült wird. Dieses Redoxpotential wird gleich null gesetzt.
Aufgabe IX:
Wieso hat die Lösung einen pH-Wert von 0?

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Aufgabe X:
Es soll eine Wasserstoffelektrode mit einer Kupferelektrode kombiniert werden. Welches ist
die Kathode, welches die Anode? Welche Reaktionen laufen an den Elektroden ab? Wie lautet
die Redoxreaktion? Welche Spannung wird generiert?
2.6 Die Nernst‘sche Gleichung
Es soll noch einmal die oben stehende Versuchsanordnung mit der Wasserstoff- und der
Kupferelektrode betrachtet werden.
Mit einer solchen Versuchsanordnung ist es möglich, die maximale Arbeit W max , die eine
chemische Reaktion zu leisten imstande und gleich ∆G r ist, als elektrische Arbeit zu gewinnen.
Die Arbeit setzt sich zusammen aus der Stromstärke, der Zeit und der Spannung. Ist die
Reaktion bei der Kombination der beiden Halbzellen zum Stillstand gekommen, ist eine gewisse
Anzahl an Elektronen geflossen; diese sei n. Die Ladung Q eines Elektrons ist gleich der
Elementarladung e und beträgt
e = Q = -1.602176 · 10 -19 C = -1.602176 · 10 -19 As
In der Regel werden nicht einzelne Elektronen verschoben bzw. gemessen, sondern eine
sehr grosse Anzahl. Aus diesem Grund ist es sinnvoll, die Ladung pro Stoffmenge anzugeben.
Aufgabe XI:
Berechnen Sie die Ladung pro Stoffmenge in Mol.
Diese Beziehung zwischen Ladung und Stoffmenge wurde erstmals vom englischen
Physiker und Chemiker Michael Faraday (1791 – 1867) geprägt. Deswegen
wird diese Konstante als Faraday-Konstante F 1 bezeichnet.
Wie oben bereits erwähnt, setzt sich die Arbeit zusammen aus der Stromstärke,
der Zeit und der Spannung. Die maximale Arbeit, die eine chemische Reaktion
zu leisten imstande ist, entspricht
∆G r = - n · F · ∆E
Bild: www.cksinfo.com
1
Nicht zu verwechseln mit der Kraft F.

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bzw. ∆G r 0 = - n · F · ∆E 0
Dabei entspricht ∆E dem Potential und ∆E 0 dem Standardpotential der Zelle.
Eine andere in diesem Zusammenhang wichtige Beziehung gelang dem amerikanischen
Physiker Josiah Willard Gibbs (1839 – 1903). Er schrieb zwischen
1876 und 1878 den Zusammenhang zwischen der freien Enthalpie zu einem
bestimmten Zeitpunkt der Reaktion ∆G r und der (Gibbsschen) freien Standardenthalpie
∆G 0 r in Abhängigkeit der Gleichgewichtskonstanten K einer chemischen
Reaktion.
Bild: www.uned.es
∆G r = ∆G r 0 + R · T · ln(K)
R ist die molare Gaskonstante und entspricht 8.314472 J/(mol·K).
Werden die freie Standardenthalpie und die freie Enthalpie in diese Gleichung
eingesetzt und nach dem Potential aufgelöst, so erhält man die Nernst‘sche Gleichung,
benannt nach dem deutschen Physiker und Chemiker Walther Nernst
(1864 – 1941).
Bild: de.wikipedia.org
Aufgabe XII:
Leiten Sie die Nernst‘sche Gleichung her.
Die Standardpotentiale gelten nur bei 25 °C und einer Konzentration der Reaktanden von 1
mol/L, wie dies bei der Redoxtabelle bereits erwähnt ist. Werden andere Konzentrationen
verwendet oder bei einer anderen Temperatur gearbeitet, so kann mit Hilfe der
Nernst‘schen Gleichung das Potential ausgerechnet werden.
n entspricht der Anzahl an übertragenen Elektronen.
2.7 Konzentrationsabhängigkeit des Redoxpotentials
Wiederum soll die Zelle mit einer Wasserstoff- und einer Kupferelektrode betrachtet werden.
Das Potential der Wasserstoffelektrode ist definitionsgemäss null, so dass die Spannung
hier dem Redoxpotential der Kupferelektrode entspricht. Liegt die Konzentration der gelös-

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ten Kupfer-Ionen in einer Konzentration von einem Mol pro Liter vor, so ist das Potential
gleich dem Standardpotential E 0 .
Aufgabe XIII:
Stellen Sie die Nernst‘sche Gleichung für die oben stehende Zelle auf. Formulieren Sie dabei
die Gleichgewichtskonstante K aus.
Es gilt deshalb allgemein für ein beliebiges Redoxpaar
Red Ox + n e -
bzw.
M M n+ + n e -
die Gleichung
E = E 0 + R · T / (n · F) · ln([Ox]/[Red])
Bei einer Metallelektrode ist die Konzentration des Metalls konstant. Dort vereinfacht sich
die Gleichung auf
E = E 0 + R · T / (n · F) · ln([M n+ ])
Aufgabe XIV:
Berechnen Sie das Redoxpotential für das Redoxpaar Al/Al 3+ bei 20 °C und einer Konzentration
an gelösten Ionen von 0.1 M.
Aufgabe XV:
Berechnen Sie die Potentialdifferenz bzw. Spannung für die Konzentrationszelle Ag/Ag +
(c = 0.25 M) // Ag/Ag + (c = 0.002 M) bei einer Temperatur von 25 °C.
Aufgabe XVI:
Übernehmen Sie das vorgezeigte Experiment
Aus den unterschiedlichen Konzentrationen in den beiden Halbzellen resultiert eine Spannung.
Eine Spannung kann also auch aus den unterschiedlichen Konzentrationen der gelösten
Ionen erzeugt werden.

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Aufgabe XVII:
Berechnen Sie die Spannung, die mit einem Daniell-Element bei 10 °C erzeugt werden kann,
welches den folgenden Aufbau aufweist: Zn/Zn 2+ (c = 0.2 M) // Cu/Cu 2+ (c = 0.01 M).
Aufgabe XVIII:
In einer Zelle liegen bei 25 °C folgende Stoffe in entsprechender Konzentration vor: Fe 2+ (c =
0.5 M)/Fe 3+ (c = 1 M) // H/H + (c = 10 -7 M). (Hinweis: In beiden Halbzellen kommen Platinelektroden
zum Einsatz)
a.)
b.)
c.)
Welche Reaktion läuft ab?
Welche Spannung kann damit generiert werden?
Was ist zu beobachten, wenn konzentrierte Salzsäure-Lösung in die Wasserstoff-
Halbzelle gegeben wird?

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3. Primärbatterien
3.1 Das Leclanché-Element
Bild: de.wikipedia.org
Das Leclanché-Element wurde vom französischen Chemiker Georges Leclanché
(1839 – 1882) entwickelt. In der ursprünglichen Form enthielt diese Batterie
einen flüssigen Elektrolyten, welcher aber heutzutage nicht mehr verwendet
wird. Diese Batterie
war historisch eine der
ersten Batterien. Der flüssige
Elektrolyt wurde aber
später durch eine feuchte Paste ausgetauscht
und wird heutzutage umgangssprachlich
als Zink-Kohle-Batterie bezeichnet.
Der Name dieser Batterie zielt auf die
beiden Elektroden ab, obwohl der Graphit-Stift
nur als elektrischer Leiter fungiert. Wissenschaftlich korrekt wird diese Batterie
Zink-Braunstein-Zelle genannt und zielt auf die beiden Redoxpaare, Zn/Zn 2+ // Mn 3+ /Mn 4+ ,
ab.
Bild:
www.batteryfacts.co.uk
Aufgabe XIX:
Wie ist diese Zelle aufgebaut? Wieso muss die
Zelle luftdicht abgeschlossen sein? Diskutieren
Sie mit dem/der PultnachbarIn.
Bild: www.diracdelta.co.uk
Aufgabe XX:
Wie lauten die Reduktion, die Oxidation und Redoxreaktion?

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Werden alle an der Reaktion beteiligten Stoffe betrachtet, entstehen die Stoffgleichungen:
Aufgabe XXI:
Stellen Sie die Stoffgleichungen für die Reaktionen an der Anode und an der Kathode auf und
schliessen sie daraus auf die Redoxreaktion mit allen beteiligten Stoffkomponenten.
An dieser Stelle erscheint es unumgänglich festzuhalten, dass die Anode nicht als Pluspol
und die Kathode nicht als Minuspol definiert sind! Die korrekten Definitionen lauten wie
folgt:
Die Anode (griech. anodos: Weg nach oben) ist die Elektrode, die Elektronen aufnimmt,
an welcher also die Oxidation stattfindet. Aus diesem Grund kann die Anode
eine positive Ladung aufweisen, wie bei einem elektrischen Verbraucher, oder eine
negative Ladung haben, wie bei einer Spannungsquelle.
Die Kathode (griech. kathodos: Weg nach unten) ist die Elektrode, die Elektronen
abgibt, an welcher also die Reduktion stattfindet. Aus diesem Grund kann die Kathode
eine negative Ladung aufweisen, wie bei einem elektrischen Verbraucher, oder
eine positive Ladung haben, wie bei einer Spannungsquelle.
An den Elektroden entstehen so Zink(II)- und Hydroxid-
Ionen. Dies wiederum sollte zu einem erheblichen Abfall
der Zellspannung führen, da sich ein Gleichgewicht
einstellt. Durch den Entzug der Produkte sollte die Reaktion
wieder ablaufen. Dies geschieht durch die Reaktion
der Zink(II)- und der Hydroxid-Ionen mit Ammoniumchlorid.
An der Kathode entsteht dabei Ammoniak.
Bild: www.chempage.de
2 NH 4 + (aq) + 2 OH - (aq) 2 NH 3 (aq) + 2 H 2 O (l)
Der entstehende Ammoniak diffundiert durch die feuchte Paste. An der Anode bildet sich
Diamminzink(II)-chlorid.

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Zn 2+ (aq) + 2 NH 3 (aq) + 2 Cl - [Zn(NH 3 ) 2 ]Cl 2 (s)
Leclanché-Zellen können nicht beliebig lange aufbewahrt werden. Bei einem geringen Wasserverlust
können Salze auskristallisieren. Zudem nimmt die Spannung bei tieferen Temperaturen
stark ab, da sich die Ionen weniger gut bewegen können.
Leclanché-Zellen
Minus-Pol (Anode, Oxidation): Zinkblech (Zn)
Plus-Pol (Kathode, Reduktion): Mangan(IV)-oxid (Mangandioxid; MnO 2 )
Elektrolyt:
Feuchte Paste aus Ammoniumchlorid, Kleister
oder Sägemehl und Russ
Spannung:
1.5 Volt
Reaktionsgleichungen:
Zn (s) + 2 MnO 2 (s) + 2 H 2 O (l)
Zn 2+ (aq) + 2 MnOOH (s) + 2 OH - (aq)
2 NH + 4 (aq) + 2 OH - (aq) 2 NH 3 (aq) + 2 H 2 O (l)
Zn 2+ (aq) + 2 NH 3 (aq) + 2 Cl - (aq) [Zn(NH 3 ) 2 ]Cl 2 (s)
3.2 Alkali-Mangan-Batterie
Die Alkali-Mangan-Batterie ist eine Weiterentwicklung des Leclanché-Elements. Der treffendere
Name würde auch Zink-Mangandioxid-Zelle lauten. Der prinzipielle Unterschied zum
Leclanché-Element liegt im alkalischen Elektrolyten. Dieser bewirkt auch, dass an der Kathode
Mangan(IV)-Ionen zu Mangan(II)-Ionen reduziert werden.
Aufgabe XXII:
Formulieren Sie die Oxidation, die Reduktion und die Redoxreaktion.
Die an der Anode gebildeten Zink(II)-Ionen verbinden sich mit den Hydroxid-Ionen zu Zink(II)-
hydroxid. An der Kathode reagiert Braunstein mit zwei Wasser-Molekülen zu Mangan(II)-
hydroxid und zwei Hydroxid-Ionen.

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Aufgabe XXIII:
Formulieren Sie die Reaktion an der Anode sowie die Reaktion an der Kathode und schliessen
Sie daraus auf die Gesamtreaktion.
Diese Redoxreaktion ist eine
Gleichgewichtsreaktion. Wenn sich
dieses Gleichgewicht einstellen
würde, käme es zu einem Spannungsabfall
und die Batterie würde
nicht lange halten. Dies wird
verhindert durch den Entzug eines
Produkts. Das Zink(II)-hydroxid
reagiert mit zwei Hydroxid-Ionen
weiter zum Zink(II)-tetrahydroxokomplex.
Bild: www.doitpoms.ac.uk
Zn(OH) 2 (s) + 2 OH - (aq) [Zn(OH) 4 ] 2- (aq)
Alkali-Mangan-Zelle (Alkaline-Batterie)
Minus-Pol (Anode, Oxidation): ultrareines, eisenfreies Zinkpulver (Zn)
Plus-Pol (Kathode, Reduktion): Mangan(IV)-oxid (Mangandioxid; MnO 2 )
Elektrolyt:
Spannung:
Reaktionsgleichungen:
Zn (s) + MnO 2 (s) + 2 H 2 O (l)
Zn(OH) 2 (s) + 2 OH - (aq)
Kalilauge [KOH (aq)]
1.5 Volt
Zn(OH) 2 (s) + Mn(OH) 2 (aq)
[Zn(OH) 4 ] 2- (aq)

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3.3 Lithium-Batterien
Lithium ist ein sehr starkes Reduktionsmittel. Aus diesem Grund
lassen sich mit Lithium die höchsten Zellspannungen erzielen.
Lithium bereitet aber Schwierigkeiten; da es eine sehr hohe
Reaktionsfähigkeit besitzt, muss es vor Luftfeuchtigkeit, Sauerstoff
und sogar Stickstoff geschützt werden. Ausserdem kann es
mit einigen Elektrolyten reagieren.
In Lithium-Batterien besteht eine Elektrode aus Lithium-Metall
Bild: upload.wikimedia.org
oder einer Lithium-Legierung. Als Gegenelektrode fungiert oftmals Mangan(IV)-oxid
(Mn 4+ /Mn 2+ ) (Braunstein), da dieser sehr billig ist. Als Elektrolyten fungieren die stark ätzenden
Flüssigkeiten Thionylchlorid (SOCl 2 ) oder Sulfurylchlorid (SO 2 Cl 2 ).
Lithium-Zellen kommen vor allem in Kameras, Taschenrechnern u. ä. vor.
Aufgabe XXIV:
Formulieren Sie die Oxidation und die Reduktion und schliessen Sie daraus auf die Gesamtreaktion.
Bild:
www.charite.de
Auch in Herzschrittmachern werden
Lithium-Batterien aufgrund
ihrer langen Lebenszeit von bis zu
10 Jahren eingesetzt. Dort wird
aber ein leitfähiger Kunststoff als
Elektrolyt verwendet und die Gegenelektrode
besteht aus einem
Gemisch des Kunststoffs mit elementarem
Iod.
Bild: www.cardio-biel.ch
Aufgabe XXV:
Formulieren Sie die Reaktion an der Anode sowie die Reaktion an der Kathode und schliessen
Sie daraus auf die Gesamtreaktion.
Aufgabe XXVI:
Füllen Sie den Kasten über Lithium-Batterien aus.

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Lithium-Batterien
Minus-Pol (Anode, Oxidation): Lithium (Li)
Plus-Pol (Kathode, Reduktion): Mangan(IV)-oxid (Mangandioxid; MnO 2 );
Iod (Herzschrittmacher)
Elektrolyt:
Thionylchlorid (SOCl 2 ) oder Sulfurylchlorid
(SO 2 Cl 2 );
leitfähiger Kunststoff (Herzschrittmacher)
Spannung:
3 Volt
Reaktionsgleichungen:

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4. Sekundärbatterien; Akkumulatoren
Sekundärbatterien können im Gegensatz zu Primärbatterien, welche nur einmal gebraucht
werden können, wieder aufgeladen werden. Die beim Gebrauch des Akkumulators (lat. accumulator:
Aufhäufer) ablaufenden Vorgänge können durch Umkehrung der Stromrichtung
also wieder rückgängig gemacht werden; dies entspricht dem Aufladen der Batterie. Es ist
aus diesem Grund sehr wichtig, dass keine Durchmischung der Reaktanden stattfindet und
sich die Elektroden bei den Lade- und Entladevorgängen nicht verändern.
4.1 Der Blei-Akkumulator
Die wichtigste Sekundärbatterie ist der Blei-Akku. Er wird vor allem in Fahrzeugen verwendet
und liefert dort 12 Volt bzw. 24 Volt. Beim Starten des Motors muss der Blei-Akku für kurze
Zeit eine sehr hohe Stromstärke von 400 bis 450 Ampere liefern. Aus diesem Grund sind die
Oberflächen der Elektroden sehr gross.
Aufgabe XXVII:
Informieren Sie Sich auf www.chemgapedia.de ( Chemie Physikalische Chemie
Elektrochemie) über den Blei-Akku und halten Sie die wichtigsten Erkenntnisse nachstehend
fest, so dass Sie zum Schluss den Kasten über den Akku eigenständig ausfüllen können.
Blei-Akkumulator
Minus-Pol (Anode, Oxidation):
Plus-Pol (Kathode, Reduktion):
Elektrolyt:
Spannung:
Reaktionsgleichung:

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4.2 Der Nickel-Cadmium-Akkumulator
Nickel-Cadmium-Akkumulatoren, kurz Ni-Cd-Akkus, haben den entscheidenden
Vorteil, dass sie gasdicht gebaut werden können und
gegenüber dem Blei-Akku ein geringeres Gewicht aufweisen.
Er eignet sich als Starterbatterie in Luftfahrzeugen (Quelle:
de.wikipedia.org), für Rechner, Radioapparate, Lampen usw.
Bild:
www.elektrofachmarktonline.de
Bei diesem Akku bildet ein mit Nickel(III)-oxidhydroxid überzogenes
Nickelblech die eine Elektrode und Cadmium die
andere.
Bild: www.handwerkerversand.de
Aufgabe XXVIII:
Stellen Sie für den Entladevorgang die Oxidation, die Reduktion und die Redoxreaktion auf.
Aufgabe XXIX:
Formulieren Sie die Reaktion an der Anode sowie die Reaktion an der Kathode und schliessen
Sie daraus auf die Gesamtreaktion.
Der Nickel-Cadmium-Akkumulator zeigt den so genannten Memory-Effekt. Wird der Akku
nicht vollständig entladen, bevor er wieder aufgeladen wird, bilden sich Cadmiumkristalle
auf der Cadmium-Elektrode. Die Kapazität wird durch diese Verkleinerung der Oberfläche
verringert, woran sich der Akku beim nächsten Entladen erinnert.
4.2.1 Toxizität
Bilder: de.wikipedia.org
Cadmium ist sehr giftig, leichtentzündlich und umweltgefährdend.
Übermässige Aufnahme von Cadmium kann zu Nierenschäden, Schäden
am Zentralnervensystem und am Immunsystem, Unfruchtbarkeit,
psychischen Störungen, DNA-Schäden und sogar zu Krebs führen.
Aus diesem Grund findet Cadmium allgemein immer wie weniger Verwendung im Alltag.
Auch die Cadmium enthaltenden Akkumulatoren werden bei adäquatem Ersatz immer wie
mehr verschwinden.

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Aufgabe XXX:
Füllen Sie den Kasten über den Nickel-Cadmium-Akkumulator aus.
Nickel-Cadmium-Akkumulator
Minus-Pol (Anode, Oxidation):
Plus-Pol (Kathode, Reduktion):
Elektrolyt:
Spannung:
Reaktionsgleichung:
4.3 Der Nickel-Metallhydrid-Akkumulator
Eine Alternative zum Nickel-Cadmium-Akkumulator bietet der Nickel-
Metallhydrid-Akkumulator, kurz Ni-MH-Akku, da er viel umweltverträglicher
ist.
Der Unterschied zum Ni-Cd-Akku liegt nur in einer Elektrode. Anstelle
von Cadmium wird eine Legierung aus Nickel/Lanthan oder Titan/Zirkonium
verwendet. Diese können bei Raumtemperatur reversi-
Bild: ecx.images-amazon.com
bel elementaren Wasserstoff in ihren Metallgittern speichern, kurz MH.
Aufgabe XXXI:
Stellen Sie für den Entladevorgang die Oxidation, die Reduktion und die Redoxreaktion auf.
Aufgabe XXXII:
Formulieren Sie die Reaktion an der Anode sowie die Reaktion an der Kathode und schliessen
Sie daraus auf die Gesamtreaktion.
Wie die anderen beiden Akkumulatoren entlädt sich der Ni-MH-Akku durch die Zersetzung
von NiOOH zu Ni(OH) 2 allmählich von selbst.

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Aufgabe XXXIII:
Füllen Sie den Kasten über den Nickel-Metallhydrid-Akkumulator aus.
Nickel-Metallhydrid-Akkumulator
Minus-Pol (Anode, Oxidation):
Plus-Pol (Kathode, Reduktion):
Elektrolyt:
Spannung:
Reaktionsgleichung:

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5. Brennstoffzellen
Eine galvanische Zelle produziert elektrische Energie mit einem hohen Wirkungsgrad von 70
bis 90 %. Der Wirkungsgrad von Wärmekraftmaschinen ist aus prinzipiellen Gründen auf
etwa 40 % beschränkt. Aus diesem Grund wäre es sehr sinn- und wertvoll, wenn sich die zur
Energiegewinnung in Wärmekraftmaschinen verwendeten chemischen Prozesse, wie das
Verbrennen von Erdgas, Öl, Benzin oder Kohle oder auch die Knallgas-Reaktion, elektrochemisch
durchführen liessen.
Trotz jahrzehntelanger Forschung sind bis heute nur wenige praktisch verwendbare Zellen,
so genannte Brennstoffzellen, entwickelt worden. Die Hauptschwierigkeiten beim Bau einer
Brennstoffzelle liegen in den hohen Aktivierungsenergien, welche für die Verbrennung erforderlich
sind.
5.1 Energieumwandlung im Vergleich
Wärmekraftmaschinen
Brennstoff Wärmeenergie mechanische Energie elektrische Energie
Brennstoffzellen
Brennstoff
elektrische Energie
Aufgabe XXXIV:
Aus welchem Grund ist der Energieausbeute bei Wärmekraftmaschinen prinzipiell schlechter
als bei einer Brennstoffzelle?
5.2 Die Knallgaszelle
Die einfachste Brennstoffzelle ist die Wasserstoff-Sauerstoff-Zelle. Die beiden Elektroden
bestehen aus Netzen aus Nickeldraht, welche oberflächlich mit katalytisch wirkendem Palladium
überzogen sind. Die beiden Elektroden werden von Wasserstoff bzw. Sauerstoff umströmt.
Dabei werden verschiedene Elektrolyten verwendet, oftmals eine Kaliumhydroxidoder
eine Phosphorsäure-Lösung.
Aufgabe XXXV:
Füllen Sie den Kasten über die Knallgaszelle aus. Annahme: [H 3 O + ] = 10 -7 M.

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Die Knallgaszelle
Minus-Pol (Anode, Oxidation):
Plus-Pol (Kathode, Reduktion):
Elektrolyt:
Spannung:
Reaktionsgleichung:
Aufgabe XXXVI:
Welches sind die an der Anode und an der Kathode ablaufenden Reaktionen bei einem sauren
bzw. einem basischen Elektrolyten?
Aufgabe XXXVII:
Übernehmen Sie das vorgezeigte Experiment.
Diese Zelle ist aber technisch so nicht einsetzbar, da weder der Sauerstoff noch der Wasserstoff
ganz verbraucht werden und so unerwünschten Nebenreaktionen führen könnten. Aus
diesem Grund sollte wenn möglich alle Edukte aufgebraucht werden. Dies kann durch eine
Vergrösserung der Reaktionsoberfläche und durch den direkten Kontakt des Katalysators mit
der Membran erreicht werden.
Aufgabe XXXVIII:
Übernehmen Sie das vorgezeigte Experiment.

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Aufgabe XXXIX:
Welche Vor- bzw. Nachteile hat eine
Brennstoffzelle im Vergleich mit
konventionellen Verbrennungsvorgängen?
5.3 Die Methanolzelle
Anstelle des explosionsgefährlichen Wasserstoffs
kann auch die weniger gefährlich
Flüssigkeit Methanol als Brennstoff benützt
werden. Man spricht dann von einer
Methanol-Brennstoffzelle. Dabei kommt
Bild: www.uni-marburg.de
ein Gemisch aus Wasser und Methanol zum Einsatz.
An der Anode reagieren dabei je ein Molekül Methanol und Wasser zusammen zu Kohlenstoffdioxid
und Protonen. Letztere wandern wiederum durch die Membran und reagieren an
der Kathode mit dem (Luft-)Sauerstoff.
Aufgabe XL:
Welches sind bei der Methanol-Brennstoffzelle die Reaktionen an den beiden Elektroden
und die Gesamtreaktion?

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6. Korrosion
Unter Korrosion (lat. corrodere: zernagen, zerfressen) versteht man die Zerstörung von
Werkstoffen durch chemische Reaktionen; insbesondere Metalle sind davon betroffen.
Aufgabe XLI:
Diskutieren Sie mit dem Nachbarn/der Nachbarin. Halten Sie Sich die wichtigsten Punkte
fest.
- Was wissen Sie über die Korrosion?
- Wo ist sie anzutreffen?
- Welche Auswirkungen hat sie?
- Wie schützt man die Werkstoffe vor Korrosion?
Bei der Korrosion wird das Metall stets zu
Metall-Ionen oxidiert, letztere können
anschliessend in verschiedenster Weise zu
einer Vielzahl von Korrosionsprodukten
weiterreagieren.
Bild: www.der-andreas.de
6.1 Ursachen der Korrosion
Die Ursachen von Korrosion können verschiedener
Art sein:
- Aggressive Gase wie Chlor, Chlorwasserstoff
oder Sauerstoff können zu
einer Korrosion führen.
- Durch elektrochemische Reaktionen kann es auch zur Zerstörung von Metallen kommen.
- In der Nähe von Hochspannungsleitungen oder Bahnanlagen kann es zu so genannten
vagabundierenden Strömen in der Erde kommen. Diese können bewirken, dass ein Metall
Elektronen abgeben kann und sich somit auflöst. Tankanlagen und Rohrleitungen,
welche in die Erde verlegt werden, sind somit besonders gefährdet.

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Sehr oft finden Korrosionen durch die Bildung von so genannten Lokalelementen statt. Berühren
sich zwei verschieden edle Metalle und taucht zudem die Berührungsstelle der beiden
Metalle in eine Elektrolyt-Lösung, so bildet sich eine kurzgeschlossene galvanische Zelle,
ein Lokalelement.
(wässriger) Elektrolyt
unedleres Metall
edleres Metall
Aufgabe XLII:
Diskutieren Sie mit dem Nachbarn/der Nachbarin, was wo und warum dies passiert. Halten
Sie die Erkenntnisse fest.
Die Hydroxid-Ionen bilden zusammen mit den Metall-Ionen oftmals schwerlösliche Salze.
Diese Salze schützen aber nicht vor weiterer Korrosion, da sie meist lockere Strukturen bilden.
Stark salzhaltige Elektrolyten, wie Meerwasser oder das Salz auf den Strassen im Winter,
fördern die Korrosion. Insbesondere Chlorid-Ionen tragen u. a. durch ihre katalytische Wirkung
zur Korrosion bei.
6.2 Spezialfall Eisen
Das Rosten von Eisen ist wirtschaftlich von besonderer Bedeutung. Bei der Oxidation von
Eisen, und somit der Bildung von Eisensalzen, verliert der Werkstoff Eisen an Flexibilität und
an Stabilität. Die Oxidation kann bereits durch Verunreinigungen im Metall selber gefördert
werden, da sich ein Lokalelement ausbildet.
Die beim Rosten, der Oxidation von Eisen, ablaufenden chemischen Reaktionen verlaufen
unterschiedlich, je nach pH-Wert des umgebenden Wassers. Im neutralen bis alkalischen
Bereich erfolgt das Rosten durch den Luftsauerstoff; man spricht von einer Sauerstoffkorrosion.

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6.2.1 Rosten im neutralen bis alkalischen Bereich
Aufgabe XLIII:
Geben Sie die Reaktionsgleichungen für die Oxidation, die Reduktion und die Redoxreaktion
für das Rosten im neutralen bis alkalischen Bereich an.
Die Oxidation und die Reduktion sind örtlich getrennt. Durch Diffusion entsteht aber in der
Folge ein Salz. Dieses wird wiederum durch den Luftsauerstoff angegriffen, das Metall oxidiert
weiter. In einem dritten Schritt bildet sich das schwerlösliche Salz Eisen(III)-oxidhydroxid,
indem ein Wasser-Molekül zu einem Molekül Kristallwasser umgelagert wird.
Aufgabe XLIV:
Stellen Sie die drei Reaktionsgleichungen auf.
Aufgabe XLV:
Wie lautet die Gesamtgleichung für das Rosten im neutralen bis alkalischen Bereich?
6.2.2 Rosten im sauren Bereich
Aufgabe XLVI:
Geben Sie die Reaktionsgleichungen für die Oxidation, die Reduktion und die Redoxreaktion
für das Rosten im sauren Bereich an.
Der Ladungsausgleich wird durch ein Anion bewirkt, welches je nach Säure variiert.
6.3 Korrosionsschutz
Um eine Korrosion von Metallen zu verhindern, bedient man sich, je nach Möglichkeit, verschiedenster
Verfahren.
Aufgabe XLVII:
Diskutieren Sie zu zweit, welche Schutzmassnahmen getroffen werden könnten, um eine
Korrosion zu verhindern. Die Bilder können Ihnen dabei hilfreich sein.

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Bild: www.vdi.de
Bild: www.bs-wiki.de
Bild:
www.offshoreanodes.com

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reduzierende Wirkung nimmt ab; oxidierende Wirkung nimmt zu
7. Redoxtabelle
Reduktor (Reduzierte Form) Oxidator (Oxidierte Form) E°[V]
Li (s) Li + (aq) + e - -3.03
K (s) K + (aq) + e - -2.92
Ba (s) Ba 2+ (aq) + 2e - -2.92
Sr (s) Sr 2+ (aq) + 2e - -2.89
Ca (s) Ca 2+ (aq) + 2e - -2.76
Na (s) Na + (aq) + e - -2.71
Mg (s) Mg 2+ (aq) + 2e - -2.40
Al (s) Al 3+ (aq) + 3e - -1.69
Cd(s) + 2 OH - Cd(OH) 2 (s) + 2e - -0.81
Zn (s) Zn 2+ (aq) + 2e - -0.76
Fe (s) Fe 2+ (aq) + 2e - -0.44
H 2 (g) + 2 OH - (aq) 2 H 2 O (l) + 2e - (bei pH 7) -0.42
Pb (s) Pb 2+ (aq) + 2e - -0.13
H 2 (g) + 2 H 2 O (l) 2 H 3 O + (aq) + 2e - (bei pH 0) 0.00
Cu (s) Cu 2+ (aq) + 2e - +0.35
4 OH - (aq) O 2 (aq) + 2 H 2 O (l) + 4e - +0.40
Ni(OH) 2 (s) + OH - (aq) NiOOH (s) + H 2 O + e - +0.49
2 I - (aq) I 2 (aq) + 2e - +0.58
MnOOH (s) + 2 OH - (aq) MnO 2 (s) + 2 H 2 O (l) + 2e - +0.74
Fe 2+ (aq) Fe 3+ (aq) + e - +0.75
Ag (s) Ag + (aq) + e - +0.81
6 H 2 O (l) O 2 (g) + 4 H 3 O + + 4e - (bei pH 7) +0.82
Hg (s) Hg 2+ (aq) + 2e - +0.86
Au (s) + 4 Cl - (aq) [AuCl 4 ] - (aq) + 3e - +1.00
2 Br - (aq) Br 2 (aq) + 2e - +1.09
reduzierende Wirkung nimmt zu; oxidierende Wirkung nimmt ab
Mn 2+ (aq) + 6 H 2 O (l) MnO 2 (s) + 4 H 3 O + (aq) + 2e - +1.22
2 Cr 3+ (aq) + 21 H 2 O (l) Cr 2 O 2- 7 (aq) + 14 H 3 O + (aq) + 6e - +1.36
2 Cl - (aq) Cl 2 (aq) + 2e - +1.36
Au (s) Au 3+ (aq) + 3e - +1.38
12 H 2 O (l) + Mn 2+ (aq) MnO - 4 (aq) + 8 H 3 O + (aq) + 5e - +1.50
6 H 2 O (l) + PbSO 4 (s) PbO 2 (s) +SO 2- 4 (aq) +4H 3 O + (aq) + 2e - +1.68
2 F - (aq) F 2 (aq) + 2e - +2.85
Die Standardpotentiale der Redoxpaare wurden gemessen bei 25 °C und 1013 mbar, wobei alle Reaktanden in der
Konzentration 1 mol/L vorlagen.
Quelle: Günter Baars, Hans-Rudolf Christen;
Chemie; hep-Verlag