Dieser Artikel befasst sich tiefer gehend mit Redoxreaktionen. Vor dem Lesen des Artikels sollte man sich in anderen Artikeln im Lexikon über Reduktion und Oxidation schlau machen. Wenn man einen Zinkstab in eine Lösung hält, die Kupferionen enthält scheidet sich auf der Oberfläche des Stabes eine dünne Schicht metallischen Kupfers ab. Augenscheinlich hat eine Redoxreaktion stattgefunden bei der Kupfer entstanden ist. Kupferionen wurden dabei zu elementarem Kupfer reduziert. Die Elektronen für diese Reaktion lieferte das Zink, dass dabei zu Zn2+ Ionen oxidiert wurde.
Reduktion: Cu2+ + 2e- -> Cu
Oxidation: Zn -> Zn2+ + 2e-
Redox: Cu2+ + Zn -> Cu + Zn2+
[Bild 1]
Läuft diese Reaktion auch in die entgegengesetzte Richtung ab? Gibt man einen Kupferstab in eine Lösung mit Zinkionen so tritt keine Reaktion ein. Kupfer liefert den Zinkionen in dieser Situation nicht die zur Reduktion benötigten Elektronen. In Silbernitrat getaucht zeigt der Kupferstab wieder eine Reaktion. Es scheidet sich Silber auf dem Kupfer ab. Hier hat also wieder eine Redoxreaktion stattgefunden.
Reduktion: 2 Ag+ + 2e- -> 2Ag
Oxidation: Cu -> Cu2+ + 2e-
Redox: 2Ag+ + Cu -> 2Ag + Cu2+
[Bild 2]
An einem Eisennagel in Kupfersulfatlösung scheidet sich nach einigen Minuten elementares Kupfer ab. An einem Kupferdraht in Silbernitratlösung scheidet sich Silber ab. Mit vielen weiteren Metallen und deren Salzen lässt sich diese Experimentierreihe erweitern. Einige Metalle scheiden viele andere Metalle durch Reduktion aus ihren Salzlösungen aus, andere wenige oder gar keine. Ordnet man die Metalle nach dieser Fähigkeit andere Metallionen zu Metallatomen umzusetzen erhält man die Spannungsreihe der Metalle:
[Bild 3]
Wasserstoff dient in der Spannungsreihe als Referenz. Einige Metalle werden von Wasserstoffionen (Protonen) in Säuren oxidiert, andere Metalle werden von den Säuren nicht angegriffen. Alle Metalle Links vom Wasserstoff reduzieren positive Wasserstoffionen (Protonen) zu elementarem Wasserstoff. Diese unedlen Metalle lösen sich somit in Säurelösungen unter Bildung von Wasserstoffgas auf.
Zn + 2H+ -> Zn2+ + H2
Die edlen Metalle rechts des Wasserstoffs lösen sich nicht in Säuren auf, weil die Protonen der Säure nicht zur Reduktion bringen können.
Magnesium reagiert links mit Salzsäure unter starker Entwicklung von Wasserstoffgas. Magnesium reagiert auch auf dem rechten Bild heftig mit Protonen der Säure, Eisen wird ebenfalls angegriffen, das Kupfer aber nicht. Auch edlere Metalle werden in manchen Fällen von Säuren angegriffen, allerdings nur von oxidierende Säuren, bei denen nicht das Proton sondern andere Molekülbestandteile für eine Redoxreaktion und so die Lösung des Metalls sorgen. Ein Mischung aus starken Säuren, das Königswasser kann sogar den König der Metalle, das Gold, lösen.
Merke: In der Spannungsreihe kann jedes Metall die Salze der Metalle rechts von ihm reduzieren und so elementar aus der Lösung fallen lassen. Metallsalze eines Metalls, das in der Spannungsreihe links von einem Metall steht zeigen keine Reaktion darauf.
[Bild 6]
Aus der Spannungsreihe der Metalle lässt sich die allgemeine elektrochemische Spannungsreihe ableiten. Im entsprechenden Artikel wird das Thema weiter behandelt.
