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Halfreactie

halbe Reaktionen werden verwendet in Redoxreaktionen, und beziehen sich auf die Oxidation oder die Ermäßigung eines Stoffes. Für jede Substanz wird beschrieben, wie Oxidationsmittel und Reduzierstück miteinander verwandt sind, welcher Stoff oder welche Stoffe mehr an der Reaktion beteiligt sind und an der Tabelle der E°-Werte ist eine Größe angegeben "wie viel"[1] Elektronen "wollen" am Oxidationsmittel des Paares sein.

Ein Beispiel für eine Halbreaktion ist das folgende.

Stichwort2 2 e− ↔ Cu(s), E0 = 0,34 V

Kupferionen (Cu2 ) kann bei Aufnahme von zwei Elektronen in festes Kupfer übergehen (die Ermäßigung), aber umgekehrt kann das Metall auch ionisiert werden (Oxidation) zum Ion. An dieser Reaktion sind keine anderen Stoffe beteiligt, das Kupfer(II)-Ion "zieht" Elektronen bei 0,34 V an.

Beispiel

Eine Lösung eines Kupfer(II)-Salzes wird in einen Eisenbehälter gegeben. Da Kupfer (Cu) ein edleres Metall als Eisen ist, hat es einen höheren Redoxpotential (Wenn Elektronen wählen können, "bevorzugen" sie Kupfer als Eisen). Die Halbreaktion des Kupfers verläuft somit in reduzierender Richtung und das Eisen oxidiert gleichzeitig ("Rost").

Stichwort2 2 e− → Cu(s)(die Ermäßigung)
Fe(s) → Fe2 2 e−(Oxidation)

(dieses Beispiel wird gezeigt in Redoxreaktionen beschrieben)

Diese Reaktion läuft nicht spontan in die andere Richtung ab, da das Redoxpotential von Kupfer größer ist als das von Eisen. Dies stellt daher eine wichtige Eigenschaft von Halbreaktionen dar. Im obigen Beispiel:

  • Fe2 /Fe, E0 = −0,41 V
  • Stichwort2 /Cu, E0 = 0,34 V

Es Redoxpotential ist natürlich z.B. von Temperatur und Konzentration abhängig, und bei vielen Reaktionen gibt es auch eine gewisse Aktivierungsenergie so dass eine positive Potentialdifferenz nicht immer eine Garantie für eine tatsächliche spontane Reaktion ist.

Siehe auch