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2026-04-22T07:18:28Z

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Das '''Elektrodenpotential''' ''E'' ist definiert durch die [[Quellenspannung]], die eine [[Elektrode]] einer [[Galvanische Zelle|elektrochemischen Zelle]] liefert. Zur Messung wird diese Elektrode in eine Prüfzelle neben eine [[Referenzelektrode]] gestellt, die definitionsgemäß auf Null[[elektrochemisches Potential|potential]] ist; in der allgemeinen Praxis ist diese Referenzelektrode die [[Standardwasserstoffelektrode]]. Das Elektrodenpotential der zu messenden Elektrode ist gleich ihrer stromlos gegen die Referenzelektrode gemessenen [[Elektrische Spannung|Spannung]].

Ferner gibt das Elektrodenpotential an, welche elektrische Spannung eine Elektrode in einem [[Elektrolyt]] liefern kann oder welche Spannung benötigt wird, um – z. B. bei einer [[Elektrolyse]] – einen bestimmten Zustand stabil zu erhalten. Es ist damit die vielleicht wichtigste Größe zur Beschreibung des Zustandes einer Elektrode und ein zentraler Begriff der [[Elektrochemie]]. Elektrodenpotentiale erlauben die Berechnung der elektrischen Spannung, die [[Batterie (Elektrotechnik)|Batterien]] oder [[Akkumulator]]en liefern können oder die für eine Elektrolyse benötigt wird.

== Grundlagen ==
Eine elektrische Spannung wird immer zwischen zwei Punkten gemessen, z. B. zwischen zwei Elektroden. Die Spannung zwischen zwei [[Elektrischer Pol|Polen]] ist definiert als die [[Elektrostatik|elektrostatische]] [[Energie]], die benötigt wird, um ein [[Coulomb]] an [[Elektrische Ladung|Ladung]] von einem Pol zum andern zu bewegen. Diese Energie kann man direkt messen, wenn man Ladungen im [[Vakuum]], innerhalb eines [[Metalle|Metalls]] oder zwischen zwei Metallpolen bewegt. Wenn man aber eine Ladung, beispielsweise ein [[Elektron]], aus einer Metallelektrode in eine Elektrolyt[[Lösung (Chemie)|lösung]] bringt, so ist die dafür benötigte Energie nicht nur durch elektrostatische, sondern auch durch [[chemisch]]e Wechselwirkungen des Elektrons mit dem Metall oder mit den Lösungsbestandteilen bestimmt. Deswegen kann man zwischen einer Elektrode und dem Elektrolyten keine Spannung messen, man benötigt immer ''zwei'' Elektroden zur [[Spannungsmessung]].

Das Elektrodenpotential ''E'' ist nun die Spannung der Elektrode, die gegenüber einer Bezugselektrode gemessen wird. Bezugselektroden sind Elektroden mit bekanntem Potential, d. h. mit bekanntem elektrochemischen Zustand. Die zwischen zwei beliebigen Elektroden möglichen Spannungen können dann anhand der Elektrodenpotentiale berechnet werden: die Spannung ''U'' ist gleich der [[Potentialdifferenz]] Δ''E'' aus den Potentialen ''E''1 und ''E''2 der Elektroden 1 und 2:

:<math>U = \Delta E = E_2 - E_1</math>

mit
* dem Potential <math>E_1</math> der [[Anode]]
* dem Potential <math>E_2</math> der [[Kathode]].

Um den Begriff Potential anschaulich zu machen, wird bisweilen der Begriff „Elektronendruck“ verwendet.
* Eine Elektrode mit einer großen negativen [[Elektrische Ladung|Ladung]] im Metall hat ein negatives Potential und einen großen „Elektronendruck“. Sie hat das Bestreben, diese Elektronen abzugeben, kann also [[Reduktionsmittel|reduzierend auf die Umgebung wirken]]. Verbindungen, die ihre Elektronen leicht abgeben, also selbst leicht [[Oxidation|oxidiert]] werden, können eine Elektrode negativ aufladen, also ein negatives Potential erzeugen.
Und umgekehrt:
* Eine Elektrode mit einer geringen negativen Ladung im Metall hat ein positives Potential und einen geringen „Elektronendruck“. Sie hat das Bestreben, Elektronen aufzunehmen, kann also [[Oxidationsmittel|oxidierend auf die Umgebung wirken]]. Verbindungen, die ihre Elektronen nur schwer abgeben, also selbst leicht [[Reduktion (Chemie)|reduziert]] werden, können eine Elektrode positiv aufladen, also ein positives Potential erzeugen.
Anhand des Potentials kann man also angeben, welche Vorgänge an einer Elektrode ablaufen können. Das Potential muss hierbei jedoch in seiner Negativität immer im Vergleich zur korrespondierenden Elektrode gesehen werden. Siehe auch [[Redoxpotential]].

Wenn in einer galvanischen [[Halbzelle]] zwei [[Oxidationszahl|Oxidationsstufen]] eines [[Chemisches Element|chemischen Elements]] oder einer [[Chemische Verbindung|Verbindung]] miteinander im [[Chemisches Gleichgewicht|Gleichgewicht]] stehen, ist das Potential der Zelle festgelegt: Im Gleichgewicht werden über die Metallelektrode Elektronen zwischen den unterschiedlich elektrisch geladenen Formen ausgetauscht. Die Lage des Gleichgewichts und damit das Elektrodenpotential hängen ab von den [[Stoffmengenkonzentration|Konzentrations]]<nowiki></nowiki>verhältnissen und der [[Temperatur]]. Diese Abhängigkeit wird mit der [[Nernst-Gleichung]] berechnet.

== Bestimmung ==
[[Datei:Elektrochemische Dreielektrodenmessanordnung.svg|mini|Elektrochemische Dreielektrodenmessanordnung]]
Das Elektrodenpotential wird durch eine einfache Spannungsmessung bestimmt und der Wert in [[Volt]] (V) angegeben. Da das Potential einer Elektrode immer gegen eine Bezugselektrode gemessen wird, muss angegeben werden, welche Bezugselektrode verwendet wurde, es sei denn, es wurde die [[Wasserstoffelektrode|Normalwasserstoffelektrode]] verwendet: sie ist der wichtigste [[Bezugswert]], auf die sich in der Regel die Elektrodenpotentiale beziehen.

Eine Liste von Elektrodenpotentialen findet man unter [[Elektrochemische Spannungsreihe]]. Die dort angegebenen Potentiale beziehen sich auf [[Aktivität (Chemie)|Aktivitäten]] von 1 [[mol]]/l, also auf etwa ein [[Molarität|molare]] Lösungen.

In der Lösung vor der Referenzelektrode tritt ein [[Elektrischer Widerstand|ohmscher]] [[Spannungsabfall]] auf, wenn ein [[Elektrischer Strom|Strom]] fließt. Daher muss für genaue Potentialmessungen entweder komplett stromlos oder zumindest möglichst hoch[[ohm]]ig gemessen werden, oder es wird eine Dreielektrodenanordnung benutzt, bei der die Potentialdifferenz zur Referenzelektrode stromlos gemessen wird, auch wenn ein Strom zur [[Arbeitselektrode]] fließt. Die stromlos gemessene [[Klemmenspannung]] einer galvanischen Zelle heißt [[Leerlaufspannung]] (historisch: [[Elektromotorische Kraft]]).

== Normalpotential ==
{{Hauptartikel|Standardpotential}}
Wird das Elektrodenpotential einer [[Standardelektrode]] mit der [[Normal-Wasserstoffelektrode]] als Referenz bestimmt, so spricht man vom '''Normalpotential'''. Die Normal-Wasserstoffelektrode selbst besitzt folglich ein Normalpotential von ''E''0 = 0 Volt.

Das Vorzeichen für das Normalpotential bezieht sich immer auf den [[Reduktion (Chemie)|Reduktions]]<nowiki />prozess an einer Elektrode und ''nicht'' auf die [[Oxidation]]. Man spricht deshalb oft auch vom '''Reduktionspotential'''. Je größer (positiver) das Elektrodenpotential (bzw. das Normalpotential) einer Halbzelle, desto stärker die Oxidationskraft der oxidierten Form.

Das Normalpotential ist eine [[Kennzahl|Kenngröße]] eines chemischen Elements im [[Periodensystem]]. Das Element mit dem niedrigsten Normalpotential ist [[Lithium]] mit −3,04 Volt.

== Beispiel ==
Die Halbzelle <math>2\mathrm{F}^- | \mathrm{F}_2</math> besitzt einen <math>E^0</math>-Wert von +2,85 V. Wenn man also diese Zelle gegen eine Normal-Wasserstoffelektrode schaltet, so stellt man eine elektrische Spannung von 2,85 V fest. Bei [[Stromfluss]] fließen die Elektronen durch den [[Elektrischer Leiter|elektrischen Leiter]] von der Halbzelle <math>\mathrm{H} | \mathrm{H}^+</math> zur Halbzelle <math>2\mathrm{F}^- | \mathrm{F}_2</math>.
An den Elektroden laufen dann folgende Reaktionen ab:

:<math>\mathrm{H}_2 \to 2\mathrm{H}^+ + 2e^-</math> (Oxidation)

und

:<math>\mathrm{F}_2 + 2 e^- \to 2\mathrm{F}^-</math> (Reduktion)

[[Fluor]] ist das stärkste elementare [[Oxidationsmittel]], es lassen sich durch chemische Prozesse mit Elementen also keine größeren Elektrodenpotentiale gegen die Normal-Wasserstoffelektrode erreichen.

== Absolutes Elektrodenpotential ==
Elektrodenpotentiale können nur als Spannung gemessen werden, wofür man eine zweite Elektrode benötigt. Daher ist das Potential einer einzelnen Elektrode nicht direkt messbar, sondern muss immer in Bezug auf eine Referenz angegeben werden. Ein theoretischer Bezugspunkt für eine Potentialangabe ist – für eine Elektrode wie für Ladungen in der [[Elektrostatik]] – dagegen ein Elektron in unendlicher Entfernung. Elektrodenpotentiale, die relativ zu einem solchen System ohne [[Doppelschicht|Metall-Elektrolyt-Phasengrenze]] angegeben werden, nennt man ''absolute'' Elektrodenpotentiale. Sie lassen sich zwar ''nicht direkt messen'', können aber anhand von Messwerten berechnet werden. Für die [[Wasserstoffelektrode|Normalwasserstoffelektrode]] wird ein absolutes Elektrodenpotential von 4,44 V angegeben, nach anderen Messungen aber auch ein Wert von 4,7 V. Die Unsicherheit in der Angabe des absoluten Elektrodenpotentials ist also viel größer als die typische Messgenauigkeit bei einer Potentialmessung gegen eine Referenzelektrode. Die Umrechnung eines gegen eine Referenzelektrode gemessenen Potentials in ein absolutes Elektrodenpotential ist daher nicht sinnvoll.

== Siehe auch ==
* [[Daniell-Element]]

== Literatur ==
* {{Gold Book|absolute electrode potential|A00022|Version=2.3.1}}
* {{Gold Book|standard hydrogen electrode|S05917|Version=2.3.1}}
* Sergio Trasatti: ''The „absolute“ electrode potential: an explanatory note.'' In: ''Pure and Applied chemistry.'' Bd. 58, Nr. 7, 1986, {{ISSN|0033-4545}}, S. 955–966, [http://pac.iupac.org/publications/pac/pdf/1986/pdf/5807x0955.pdf online (PDF; 381 kB)].

[[Kategorie:Elektrode (Elektrochemie)]]

Elektrodenpotential - Versionsgeschichte

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