Simulation: Redoxreihe der Metalle

Redoxreaktion zwischen Metall und Metallsalz-Lösung

Taucht man einen Metallstab in eine Lösung, die Ionen eines anderen Metalls enthält, kann ein Elektronenübergang stattfinden. Das unedlere Metall gibt Elektronen ab (Oxidation), die edleren Kationen nehmen sie auf (Reduktion).

Wann findet eine Reaktion statt?

Eine spontane Reaktion tritt auf, wenn das eingetauchte Metall unedler ist als das Metall-Kation in der Lösung – also ein stärkeres Bestreben hat, Elektronen abzugeben und als Ion in Lösung zu gehen. Das edlere Metall hat umgekehrt das größere Bestreben, im reduzierten Zustand (als Metall) vorzuliegen. Die Reihenfolge Mg < Zn < Fe < Cu gibt diese Redoxreihe der Metalle an: Magnesium ist am unedelsten, Kupfer am edelsten.

Beispiel: Zink in Kupfer(II)-sulfat

Oxidation: Zn → Zn²⁺ + 2 e⁻
Reduktion: Cu²⁺ + 2 e⁻ → Cu
Gesamt: Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu
Die blaue Farbe der CuSO₄-Lösung verblasst (Cu²⁺ wird verbraucht), auf dem Zinkstab scheidet sich roter Kupferbelag ab.

Praktische Bedeutung

Das Prinzip liegt vielen Anwendungen zugrunde: galvanische Zellen (Batterien), Galvanisierung (Versilberung, Vergoldung) und kathodischer Korrosionsschutz (Verzinken von Eisen nutzt Zink als Opferanode).