Oxidation und Reduktion - anthropia

Reduktionspotential: die Elektronen fließen freiwillig von oben rechts nachunten links (Bergab-Regel), also von der reduzierten Form (Red) desRedoxpaares mit dem negativsten E 0 -Wert ur oxidierten Form (Ox) desRedoxpaares mit dem positivsten E 0 -Wert Potentialdifferenz entsteht nur eine positive Potentialdifferenz ΔE signalisiert, dass eine Redoxreaktionfreiwillig abläuft, ΔG ist negativ Unedle Metalle stehen oberhalb des Wasserstoffs in der Spannungsreiheund besitzen ein negatives Normalpotenzial, können H 3 O + -Ionen abgeben Halbedel- und Edelmetalle besitzen eine schwächere Reduktionskraft undsind eher OxidationsmittelNernst-Gleichung beschreibt Halbzellen, die nicht den Standardbedingungen entsprechen Potential E unterscheidet sich von E 0 (Normalpotential) E ist abhängig von der Konzentration der oxidierten und reduzierten Formin der ElektrodenlösungE = E 0+ R •To R Gaskonstantez • F ln [ Ox ]Re do T Temperatur (in °K)o z Zahl der übertragenen Elektroneno F Faraday Konstante ! bei 25 °C vereinfacht sich die Gleichung zu gibt den Einfluss der Konzentrationen einesRedoxpaares auf das Redoxpotential an[ ]E = E 0+ 0,06 lgz[ Ox ]Red[ ] Volt bei Metallen setzt man [Red] = 1 Konzentrationsgradient: entsteht aus ! zwei Halbzellen, die in Kontaktstehen aber sich in ihrer Konzentration unterscheiden Elektronenfließen, bis Metallsalzkonzentrationen ausgeglichen sind (ΔE = 0) elektrische oder chemische Energie kann daraus gewonnen werdenTobias Stadelmann Seite 3/4