Redoxpotential Rechner

Berechnen Sie Redoxpotentiale, Gibbs-Energie und Gleichgewichtskonstanten für elektrochemische Reaktionen

Berechnungsart wählen

Standard-Zellpotential berechnen

Berechnen Sie das Zellpotential aus den Standard-Reduktionspotentialen:

Reduktionspotential der Kathode (E°red in V):

Positiver Wert aus Reduktionspotential-Tabelle

Reduktionspotential der Anode (E°red in V):

Positiver Wert aus Reduktionspotential-Tabelle

Anzahl der übertragenen Elektronen (n):

Ganzzahl zwischen 1 und 10

Beispiele:

Nernst-Gleichung (Nicht-Standard-Bedingungen)

Berechnen Sie das Zellpotential unter Nicht-Standard-Bedingungen:

E°red Kathode (V):

E°red Anode (V):

Anzahl Elektronen (n):

Temperatur (K):

Standard: 298.15 K (25°C)

Konzentration oxidierte Form [ox] (mol/L):

Produkt (Elektronenakzeptor)

Konzentration reduzierte Form [red] (mol/L):

Edukt (Elektronendonor)

Beispiele:

Gibbs-Energie und Gleichgewichtskonstante

Berechnen Sie ΔG° und K aus dem Zellpotential:

Zellpotential E° (V):

Anzahl Elektronen (n):

Temperatur (K):

Standard: 298.15 K (25°C)

Beispiele:

Wissenswertes über Redoxpotentiale

📚 Grundlagen

Das Redoxpotential ist ein Maß für die Tendenz einer chemischen Species, Elektronen aufzunehmen (reduziert zu werden).

Standard-Reduktionspotential (E°):

Positivere Werte: Stärkere Oxidationsmittel
Negativere Werte: Stärkere Reduktionsmittel
Gemessen bei Standardbedingungen (25°C, 1 M, 1 atm)

⚡ Zellpotential berechnen

Das Zellpotential einer elektrochemischen Zelle:

E°zelle = E°kathode - E°anode

Wobei:

Kathode: Elektrode mit Reduktion (positiveres E°)
Anode: Elektrode mit Oxidation (negativeres E°)

Spontanitätskriterium:

E°zelle > 0: Reaktion ist spontan
E°zelle < 0: Reaktion ist nicht spontan
E°zelle = 0: System im Gleichgewicht

📊 Nernst-Gleichung

Für Nicht-Standard-Bedingungen:

E = E° - (RT/nF) · ln(Q)

Bei 25°C (298.15 K):

E = E° - (0.0592 V/n) · log₁₀(Q)

Wobei:

R = 8.314 J/(mol·K) (Gaskonstante)
T = Temperatur in Kelvin
n = Anzahl übertragene Elektronen
F = 96485 C/mol (Faraday-Konstante)
Q = Reaktionsquotient

🔋 Häufige Standard-Reduktionspotentiale (bei 25°C)

Redox-Paar	Halbreaktion	E° (V)
F₂/F⁻	F₂(g) + 2e⁻ → 2F⁻	+2.87
Au³⁺/Au	Au³⁺ + 3e⁻ → Au	+1.50
Cl₂/Cl⁻	Cl₂(g) + 2e⁻ → 2Cl⁻	+1.36
Cr₂O₇²⁻/Cr³⁺	Cr₂O₇²⁻ + 14H⁺ + 6e⁻ → 2Cr³⁺ + 7H₂O	+1.33
MnO₄⁻/Mn²⁺	MnO₄⁻ + 8H⁺ + 5e⁻ → Mn²⁺ + 4H₂O	+1.51
Ag⁺/Ag	Ag⁺ + e⁻ → Ag	+0.80
Cu²⁺/Cu	Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu	+0.34
H⁺/H₂	2H⁺ + 2e⁻ → H₂(g)	0.00
Pb²⁺/Pb	Pb²⁺ + 2e⁻ → Pb	-0.13
Ni²⁺/Ni	Ni²⁺ + 2e⁻ → Ni	-0.25
Fe²⁺/Fe	Fe²⁺ + 2e⁻ → Fe	-0.44
Zn²⁺/Zn	Zn²⁺ + 2e⁻ → Zn	-0.76
Al³⁺/Al	Al³⁺ + 3e⁻ → Al	-1.66
Mg²⁺/Mg	Mg²⁺ + 2e⁻ → Mg	-2.37
Na⁺/Na	Na⁺ + e⁻ → Na	-2.71
Li⁺/Li	Li⁺ + e⁻ → Li	-3.04

🔬 Anwendungen

Batterien: Berechnung der Spannung von Galvanischen Zellen
Korrosion: Vorhersage von Metallkorrosion
Elektrolyse: Bestimmung der erforderlichen Spannung
Chemische Analyse: Potentiometrische Titrationen
Stoffwechsel: Biologische Redoxprozesse (Atmungskette)
Industrie: Metallgewinnung und -raffination

💡 Tipps

Reduktionspotentiale sind intensive Größen (nicht von der Menge abhängig)
Multiplizieren Sie Halbgleichungen zum Ausgleichen der Elektronen
Addieren Sie die Potentiale NICHT - E° ist eine intensive Größe!
Die Reaktion mit dem positiveren E°zelle läuft spontan ab
Temperaturerhöhung erhöht meist die Zellspannung bei exothermen Reaktionen
Konzentrationsänderungen können das Zellpotential über die Nernst-Gleichung beeinflussen

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