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Lexikon der Chemie: Spannungsreihe

Spannungsreihe, 1) elektrochem. S., tabellarische Anordnung korrespondierender Redoxpaare nach steigenden relativen Elektrodenspannungen unter Standardbedingungen (Standardelektrodenpotentiale) U0 (Tab. 1 bis 3). Die angegebenen Werte gelten für eine Temperatur von 25 °C, einen Druck von 101,325 kPa, eine Aktivität von a = 1 für alle beteiligten Reaktionspartner, Wasser als Lösungsmittel und die Standardwasserstoffelektrode als Bezugspunkt.

Spannungsreihe. Tab.1: Spannungsreihe der Metalle.

korrespondierendes Redoxpaar U0in V
Li

Li+ + e-
-3,045
K

K+ + e-
-2,925
Rb

Rb+ + e-
-2,925
Ba

Ba2+ + 2 e-
-2,906
Ca

Ca2+ + 2 e-
-2,766
Na

Na+ + e-
-2,711
Mg

Mg2+ + 2 e-
-2,375
Al

A13+ + 3 e-
-1,706
Zn

Zn2+ + 2 e-
– 0,763
Cr

Cr3+ + 3 e-
– 0,744
Fe

Fe2+ + 2 e-
– 0,440
Co

Co2+ + 2 e-
– 0,277
Ni

Ni2+ + 2 e-
– 0,250
Sn

Sn2+ + 2 e-
- 0,136
Pb

Pb2+ + 2 e-
– 0,126
Cu

Cu2+ + 2 e-
– 0,337
2 Hg

Hg22+ + 2 e-
– 0,850
Ag

Ag+ + 3 e-
– 0.799
Au

Au3+ + 3 e-
-1,498

Spannungsreihe. Tab. 2: Spannungsreihe pH-unabhängiger Redoxsysteme.

korrespondierendes Redoxpaar U0in V
Cr2+

Cr3+ + e-
– 0,41
Ti2+

Ti3+ + e-
– 0,37
Sn2+

Sn4+ + 2 e-
0,154
Cu+

Cu2+ + e-
0,167
I-

1/2 I2 (fest) + e-
0,535
Fe2+

Fe3+ + e-
0,771
Hg22+

2 Hg2+ + 2 e-
0,905
Br-

1/2 Br2 (flüss.) + e-
1,065
Cl-

1/2 Cl2 (gasf.) + e-
1,358
Pb2+

Pb4+ + 2 e-
1,69
F-

1/2 F2 + e-
2,85

Spannungsreihe. Tab. 3: Spannungsreihe pH-abhängiger Redoxsysteme.

korrespondierendes Redoxpaar U0 in V
1/2 H2 (gasf.)

H+ + e-
0,000
4 OH-

O2 (gasf.) + 2 H2O + 4 e-
0,401
H3AsO3 + H2O

H3AsO4 + 2 H+ + 2 e-
0,559
MnO2 (fest) + 4 OH-

MnO4- + 2 H2O + 3 e-
0,587
I- + 3 H2O

IO3- + 6 H+ + 6 e-
1,085
Mn2+ + 2 H2O

MnO2 (fest) + 4 H+ + 2 e-
1,236
Cl- + 4 H2O

ClO4- + 8 H+ + 8 e-
1,34
2 Cr3+ + 7 H2O

Cr2O72- + 14 H+ + 6 e-
1,36
Cl- + 3 H2O

ClO3-+ 6 H+ + 6 e-
1,45
Cl-+ H2O

HOCl + H+ + 2 e-
1,49
Mn2+ + 4 H2O

MnO4- + 8 H+ + 5 e-
1,52
2 H2O

H2O2 + 2 H+ + 2 e-
1,78

Die Stellung eines Redoxpaares in der elektrochem. S., d. h. sein Standardelektrodenpotential, ist ein Maß für seine Bereitschaft, Elektronen aufzunehmen oder abzugeben. So haben z. B. edle Metalle hohe, unedle Metalle niedrige Standardelektrodenpotentiale. Korrespondierende Redoxpaare mit relativ niedrigen Standardelektrodenpotentialen wirken unter Standardbedingungen gegenüber Systemen mit positiveren, höheren Standardelektrodenpotentialen als Elektronenlieferanten, als Reduktionsmittel; d. h., Redoxreaktionen verlaufen stets dann in die gewünschte Richtung, wenn das eingesetzte Ruduktionsmittel das korrespondierende Redoxpaar mit dem niedrigeren Elektrodenpotential ist (Redoxreaktion). Entsprechend werden z. B. Cu2+-Ionen durch elementares Eisen oder Hg22+-Ionen durch elementares Kupfer zu den Metallen reduziert (Zementation). Gleichermaßen wird verständlich, daß eine Eisen(III)-salzlösung Kupfer zu Cu2+-Ionen oxidiert und aus Iodidlösung Iod, nicht aber aus Bromidlösung Brom freisetzt. Auch lösen sich alle Metalle mit negativen Standardelektrodenpotentialen (läßt man Passivierungserscheinungen unberücksichtigt) in wäßrigen Säurelösungen hinreichender H3O+-Ionenkonzentration. Für Redoxsysteme, die nicht unter Standardbedingungen vorliegen, werden die zugehörigen Elektrodenpotentiale berechnet. Die Zellspannung galvanischer Elemente ergibt sich unter Standardbedingungen als Differenz der in der elektrochem. S. angegebenen Standardelektrodenpotentiale, z. B. beim Daniell-Element. Unter anderen Bedingungen als Standardbedingungen erhält man die Zellspannung aus der Differenz der nach Nernst berechneten Elektrodenpotentiale.

2) elektrische S., Kontaktspannung.

3) thermoelektrische S., die Reihe der Elemente Sc, Sb, Fe, Sn, Co, Ag, Au, Zn, Pb, Hg, Pt, Ni, Bi. Schließt man zwei dieser Metalle durch Löten zu einem Stromkreis zusammen (Thermoelement), so erhält dasjenige Metall bei Erwärmung der Lötstelle positive Spannung, das in der Reihe vorangeht, das andere negative Spannung.

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