Redoxreaktionen < anorganische Chemie < Chemie < Naturwiss. < Vorhilfe
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| Aufgabe | Prüfen Sie, ob folgende Ausgangsstoffe miteinander reagieren und formulieren Sie ggf. die Reaktionsgleichung.
Natrium in Wasser
Zinkblech in Bleiacetatlösung
Silberring in Eisensulfatlösung |
Natrium in Wasser reagiert
Das habe ich gesehen, war ein Vorlesungsexperiment. Meine Reaktionsgleichung 2Na+H2O —> 2NaOH +H2
Allerdings weiß ich nicht so genau, warum es reagiert... und kann mir jemand mit den Teilgleichungen Oxidation und Reduktion helfen, ich weiß, dass Natrium oxidiert und H2O reduziert wird, aber wie schreibt man das auf?
Zinkblech in Bleiacetatlösung
Dies funktioniert auch. Meine Erklärung: Blei hat ein größeres Normalpotential als Zink. Somit kann die reduzierte Form von Zink als Reduktionsmittel gegenüber Redoxpaaren mit größerem E, also Blei, wirken.
Silberring und Eisensulfatlösung reagieren nicht, weil die oxidierte Form, also Fe3+-Ionen als Oxidationsmittel gegenüber Redoxpaaren mit kleinerem E wirken, Silber hat ein größeres E (Normalpotential)
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Hallo Mathilda1,
Deine Begründungen, warum ein Redoxpaar mit einem anderen reagiert bzw. Elektronen austauscht, sind alle richtig.
Aufschreiben tut man sie, wie sie in der elektrochemischen Spannungsreihe aufgeführt sind: links immer die reduzierte Form.
Um die Halbgleichungen addieren zu können, muss immer die gleiche Anzahl an Elektronen umgesetzt werden.
Jene Elemente bzw. Verbindungen, welche in der elektrochemischen Spannungsreihe oben stehen (ganz oben Lithium mit E° = -3,02 Volt) geben an die darunter sich befindenden Elemente bzw. Verbindungen (ganz unten Fluor mit E° = +2,87 Volt) immer Elektronen ab. Sie reduzieren also die darunter stehenden Elemente bzw. Verbindungen und werden dadurch selber oxidiert.
Zu den Beispielen:
[mm] $Na_{(s)} \rightleftharpoons Na^{+}_{(aq)}+e^{-}$ [/mm] mit E° = -2,71 V
[mm] $H_2+2\;OH^{-} \rightleftharpoons 2\; H_{2}O+2e^{-}$ [/mm] mit E° = -0,83 V
Das Redoxpaar [mm] $Na\; [/mm] / [mm] \;Na^{+}$ [/mm] gibt also Elektronen an das darunter stehende Redoxpaar [mm] $H_2 \; [/mm] / [mm] \;H_{2}O$ [/mm] ab.
Für die Gesamtgleichung muss die Natrium-Gleichung mit dem Faktor 2 multipliziert werden - und die Wasserstoffgleichung muss umgekehrt aufgeschrieben werden:
[mm] $2\;Na_{(s)} \rightleftharpoons 2\;Na^{+}_{(aq)}+2\;e^{-}$ [/mm]
[mm] $2\;H_{2}O_{(l)}+2e^{-} \rightleftharpoons 2\;OH^{-}_{(aq)}+H_{2}_{(g)} \uparrow$ [/mm]
-----------------------
[mm] $2\;Na_{(s)}+2\;H_{2}O_{(l)} \rightleftharpoons 2\;Na^{+}_{(aq)}+2\;OH^{-}_{(aq)}+H_{2}_{(g)} \uparrow$ [/mm]
Die beiden Elektronen "kürzen" sich beim Addieren, wie man sehen kann, heraus.
Im Experiment hast Du vielleicht gesehen, dass das entstehende Wasserstoffgas sich entzündet.
Zum Zink-Blei-System:
[mm] $Zn_{(s)} \rightleftharpoons Zn^{2+}_{(aq)}+2e^{-}$ [/mm] mit E° = -0,76 V
[mm] $Pb_{(s)} \rightleftharpoons Pb^{2+}_{(aq)}+2e^{-}$ [/mm] mit E° = - 0,13 V
-------------------------------
[mm] $Zn_{(s)}+Pb^{2+}_{(aq)} \rightleftharpoons Zn^{2+}_{(aq)}+Pb_{(s)} \downarrow$ [/mm]
Das Zinkmetall gibt also seine Elektronen an die in der Redoxreihe unter im stehenden Blei(II)-Kationen ab, welche dadurch zu elementarem Blei reduziert werden.
Zum Eisen-Silber-Redoxpaar:
[mm] $Fe_{(s)} \rightleftharpoons Fe^{2+}_{(aq)}+2e^{-}$ [/mm] mit E° = -0,41 V
[mm] $Fe_{(s)} \rightleftharpoons Fe^{3+}_{(aq)}+3e^{-}$ [/mm] mit E° = -0,04 V
[mm] $Fe^{2+}_{(aq)} \rightleftharpoons Fe^{3+}_{(aq)}+e^{-}$ [/mm] mit E° = +0,77 V
[mm] $Ag_{(s)} \rightleftharpoons Ag^{+}_{(aq)}+e^{-}$ [/mm] mit E° = + 0,8 V
Sämtliche Eisen-Systeme geben also Elektronen an das $Ag [mm] \; [/mm] / [mm] \; Ag^{+}$-Redoxpaar [/mm] ab.
Umgekehrt läuft diese Reaktion aber nicht freiwillig ab: dass also Elektronen des Silbermetalles an Eisen-Ionen übergehen würden - bei Standardbedingungen (Konzentrationseffekte außen vor gelassen).
Silberring und Eisensulfatlösung reagieren also nicht - wie Du schon richtig geschrieben hattest.
LG, Martinius
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