Redox: Permanganationen mit Ox < Chemie < Naturwiss. < Vorhilfe
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(Frage) beantwortet  | | Datum: | 15:45 Di 07.02.2012 | | Autor: | Marius6d |
| Aufgabe | | Läuft die oben genannte Reaktion unter Standardbedingungen spontan ab? Wie hoch müsste der PH Wert sein damit die Reaktion gerade nicht mehr spontan abläuft. |
Wir hatten heute diese Aufgabe in einer Chemie Klausur. Als erstes die Redox Gleichung ausgeglichen:
5 H2C2O4 + 2 MnO4- + 6 H+ --> 10 CO2 + 2 Mn2+ + 8 H2O
[mm] \Delta [/mm] E0: 1.51 V + 0.49 V = 2 V, läuft also spontan ab.
für den PH Wert nimmt man ja das nernstsche Gesetz:
[mm] \Delta [/mm] E = [mm] \Delta [/mm] E0 [mm] -\bruch{0.0592}{n}log(Q)
[/mm]
hier weiss ich nicht was das richtige Resultat ist, ich bin auf einen pH von 21 gekommen, aber das scheint mir falsch. dazu habe ich einfach die Reduktionsgleichung genommen. Die hat ja 5 elektronen und 8H+.
Wie lautet der richtige Wert?
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Hallo Marius6d,
> Läuft die oben genannte Reaktion unter Standardbedingungen
> spontan ab? Wie hoch müsste der PH Wert sein damit die
> Reaktion gerade nicht mehr spontan abläuft.
>
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> Wir hatten heute diese Aufgabe in einer Chemie Klausur. Als
> erstes die Redox Gleichung ausgeglichen:
>
> 5 H2C2O4 + 2 MnO4- + 6 H+ --> 10 CO2 + 2 Mn2+ + 8 H2O
>
> [mm]\Delta[/mm] E0: 1.51 V + 0.49 V = 2 V, läuft also spontan ab.
>
> für den PH Wert nimmt man ja das nernstsche Gesetz:
>
> [mm]\Delta[/mm] E = [mm]\Delta[/mm] E0 [mm]-\bruch{0.0592}{n}log(Q)[/mm]
>
> hier weiss ich nicht was das richtige Resultat ist, ich bin
> auf einen pH von 21 gekommen, aber das scheint mir falsch.
> dazu habe ich einfach die Reduktionsgleichung genommen. Die
> hat ja 5 elektronen und 8H+.
>
> Wie lautet der richtige Wert?
Nun, ich habe ausgerechnet: pH [mm] \approx [/mm] 21,2 ; für [mm] [Mn^{2+}]=[MnO_4^{-}].
[/mm]
Der Wert sollte also stimmen - vorausgesetzt, wir haben nicht beide den gleichen Fehler gemacht.
Den pH-Wert kann man sich plausibel machen: Permanganat ist ein (sehr) starkes Oxidationsmittel, dessen Oxidationskraft eine Funktion des pH-Wertes ist; nur bei sehr geringer [mm] H^{+}-Konzentration [/mm] : [mm] 10^{-21} [/mm] mol/l , überwiegt der logarithmische Term, so dass die Oxidationskraft der "Mangan-Halbzelle" negativ wird (-0,49 V).
(Das wäre dann allerdings ein sehr stark alkalisches Milieu mit pOH = -7,2, so dass obige Reaktion ohnehin nicht ablaufen würde.)
LG, Martinius
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(Mitteilung) Reaktion unnötig  | | Datum: | 19:43 Di 07.02.2012 | | Autor: | Marius6d |
Ah ok vielen Dank, hoffe das dus richtig hast, ich habs mir eben auch mit der Konzentration überlegt. Ja jeder hatte irgendwas anderes, und ich bin eigentlich der der überhaupt nichts versteht von Chemie, darum habe ich gedacht die anderen haben wohl recht.
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(Frage) beantwortet | | Datum: | 16:50 Fr 10.02.2012 | | Autor: | Marius6d |
Ich habe trotzdem noch eine Frage. Ich habe hier ja einfach die Reduktionsgleichung benutzt. Darf ich das überhaupt? oder haette ich die ganze Gleichung mit 6H+ ond 10 Elektronen benützen müssen?
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Hallo,
> Ich habe trotzdem noch eine Frage. Ich habe hier ja einfach
> die Reduktionsgleichung benutzt. Darf ich das überhaupt?
> oder haette ich die ganze Gleichung mit 6H+ ond 10
> Elektronen benützen müssen?
Da Du auf das obige Ergebnis gekommen bist hattest Du wohl die Reaktionsgleichungen benutzt:
I [mm] $Mn^{2+}+4H_2O \; \rightleftharpoons \; MnO_4^{-} [/mm] + [mm] 8H^{+}+5e^{-}$ [/mm] mit E° = +1,51 V
II [mm] $C_2O_4^{2-} \; \to \; 2CO_2 \uparrow [/mm] + [mm] 2e^{-}$ [/mm] mit E° = -0,49 V
für I : $E [mm] \; [/mm] = [mm] \; [/mm] +1,51V + [mm] \frac{0,059}{5}V* [/mm] lg [mm] \left( \frac{[MnO_4^{-}]*[H^{+}]^8}{[Mn^{2+}]} \right)$
[/mm]
für II : E = E° = - 0,49 V
Nun rechnest Du: II - I (wobei -I bedeutet: Reaktion I läuft rückwärts ab):
[mm] $2MnO_4^{-} [/mm] + [mm] 16H^{+}+5C_2O_4^{2-} \; \to \; [/mm] 2 [mm] Mn^{2+}+8H_2O+10CO_2 \uparrow$ [/mm]
Das Potential einer Redoxreaktion ändert sich nicht, wenn die Reaktionsgleichung mit einem Faktor multipliziert wird, oder durch einen solchen dividiert wird.
Die Nernst'sche Gleichung für II - I lautet:
$E [mm] \; [/mm] = [mm] \; [/mm] -0,49V-1,51V - [mm] \frac{0,059}{5}V* [/mm] lg [mm] \left( \frac{[MnO_4^{-}]*[H^{+}]^8}{[Mn^{2+}]} \right)= \; [/mm] -2V + [mm] \frac{0,059}{5}V* [/mm] lg [mm] \left( \frac{[Mn^{2+}]}{[MnO_4^{-}]*[H^{+}]^8} \right)$
[/mm]
Nun habe ich weitergerechnet mit E = 0 und unter der Annahme [mm] [Mn^{2+}]=[MnO_4^{-}] [/mm] (- was möglicherweise nicht richtig ist. Zu Reaktionsbeginn liegt wahrscheinlich viel [mm] MnO_4^{-} [/mm] vor und kein [mm] Mn^{2+}).
[/mm]
Du kannst auch einfach fragen: wann wird E(I) = E(II) ?
Das kommt auf dasselbe heraus:
$-0,49V [mm] \; [/mm] = [mm] \; [/mm] +1,51V + [mm] \frac{0,059}{5}V* [/mm] lg [mm] \left( \frac{[MnO_4^{-}]*[H^{+}]^8}{[Mn^{2+}]} \right)$
[/mm]
LG, Martinius
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(Frage) beantwortet | | Datum: | 17:38 Sa 11.02.2012 | | Autor: | Marius6d |
Vielen Dank für deine Antwort.
Also die erste Gleichung stimmt so, aber die Aktion läuft mit Oxalsäure ab, daher die 2. Gleichung:
C2H2O4 --> 2CO2 + 2H+ +2e. Hier hat es ja auch H+ drinn und deshalb frage ich mich ob ich dann einfach den Reduktionsteil verwenden darf, wohl nicht oder ?
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Hallo Marius6d,
> Vielen Dank für deine Antwort.
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> Also die erste Gleichung stimmt so, aber die Aktion läuft
> mit Oxalsäure ab, daher die 2. Gleichung:
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> C2H2O4 --> 2CO2 + 2H+ +2e. Hier hat es ja auch H+ drinn und
> deshalb frage ich mich ob ich dann einfach den
> Reduktionsteil verwenden darf, wohl nicht oder ?
Die Oxidation mit Permanganat, wie oben in der Gleichung angegeben, läuft nur im (stark) sauren Milieu ab.
Daher muss man die Permanganat-Lösung ansäuern - durch Zugabe von bspw. Schwefelsäure oder Salzsäure.
Die Protonen aus der Oxalsäure bilden da eher einen vernachlässigbaren Anteil. Die Reaktion würde ebenso mit Oxalatsalzen, z.B. [mm] (COONa)_2 [/mm] oder [mm] (COOK)_2, [/mm] ablaufen.
Verwendet man die Einteilung von Wikipedia, so gehört Oxalsäure nur zu den "starken" Säuren:
1 < pKs = 1,25 < 4,5
, Schwefelsäure oder Salzsäure hingegen zu den "sehr starken" Säuren.
Die Abgabe von Protonen durch die Oxalsäure ist eine Säure-Base-Reaktion - das ist formal etwas ganz anderes als die oben erwähnte Oxidation von Oxalat zu Kohlendioxid, welche Teil einer Redoxreaktion ist.
Laut Tabellenwerk ist daher das Normalpotential der Halbreaktion: Oxidation von Oxalat, nicht vom pH abhängig
(wohl aber das von Permanganat).
LG, Martinius
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(Mitteilung) Reaktion unnötig | | Datum: | 14:30 So 12.02.2012 | | Autor: | Marius6d |
Vielen Dank für deine ausührliche Erklärung! Jetzt hab ichs begriffen.
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