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Spannungsreihe

Lexikon Pharmatechnologie
Spannungsreihe

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Auch: elektrochemische Spannungsreihe.

Einordnung der chemischen Elemente nach bestimmten elektrochemischen Eigenschaften.

Die elektrochemische oder galvanische Spannungsreihe entsteht durch Einordnung der chemischen Elemente, insbesondere der Metalle, nach der Größe der elektrischen Potenzialdifferenz, die sich ohne äußere Stromquelle an der Phasengrenze bei jedem dieser Elemente ergibt, wenn sie in einen Elektrolyten eintauchen.

Zur Bestimmung des elektrochemischen bzw. elektrolytischen Potenzials wird das Element als Elektrode in eine wässrige Lösung, die 1 Mol Ionen des Metalls pro Liter enthält (1-m-Lösung), eingetaucht.

Da das elektrolytische Potenzial nur eines dieser Elemente gegen den Elektrolyten nicht messbar ist, wird es durch die Spannung eines galvanischen Elements, dessen einer Pol das einzuordnende Element und dessen anderer Pol die Normalwasserstoffelektrode (z. B. Kalomelelektrode) ist, gekennzeichnet.

Die auftretende elektrische Spannung zwischen den beiden Elektroden wird das Normal- oder Standardpotenzial des Metalls genannt.

Die Einordnung der Normalpotenziale in eine Reihe, in der am Anfang die unedleren Metalle mit dem größten negativen und am Ende die edlen Metalle mit dem größten positiven Potenzial stehen, ergibt die elektrochemische Spannungsreihe der Metalle (gemessen bei 25 °C).

Jedes Metall kann an die Ionen aller in der Spannungsreihe darunter stehenden (edleren) Metalle Elektronen abgeben und selbst in den Ionenzustand übergehen.

Beim Eintauchen eines unedleren Elements in die Lösung der Ionen eines edleren Elements werden diese entladen. Das edlere Element scheidet sich als Metall ab, die Atome des unedleren Elements gehen als Ionen in Lösung (Eisenmangel in Kupfervitriol).

Je unedler ein Metall ist, um so negativer ist sein Normalpotenzial, um so schneller oxidiert es und um so stärker wirkt es als Reduktionsmittel bzw. um so heftiger reagiert es mit Säuren und Wasser unter Wasserstoffentwicklung (Kippscher Apparat).

Die Ionen edler Metalle sind andererseits leicht reduzierbar und wirken als Oxidationsmittel.

Beispiele: Na – 2,71 V, Al – 1,69 V, Cr – 0,74 V, Fe – 0,44 V, Ni – 0,23 V, H+ – 0, Cu + 0,35 V, austenitischer Chromnickelstahl + 0,3-0,6 V, Au + 1,38 V.

© 2013 – ECV – Lexikon der Pharmatechnologie

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