Verwendung einer Redoxgleichun < Chemie < Naturwiss. < Vorhilfe
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| Aufgabe | | In Eisen(II)salzlösung werden jeweils 2 Spatel Zink bzw. Kupfer gegeben und umgeschüttelt. Welche Bedeutung könnte dieses Experiment für die Industrie haben ? |
Hallo, und erstmal danke, dass ihr reingeschaut habt.
In dem Experiment, das oben beschrieben ist, liegen Redoxgleichungen vor. Es entsteht jeweils reines Eisen und Kupfer- bzw. Zinkchlorid.
Ich frage mich jetzt nur, welche Bedeutung das haben könnte. Hat jemand von euch einen Tipp ?
Danke schon mal im Vorraus 
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Hallo frieder 1990,
> In Eisen(II)salzlösung werden jeweils 2 Spatel Zink bzw.
> Kupfer gegeben und umgeschüttelt. Welche Bedeutung könnte
> dieses Experiment für die Industrie haben ?
> Hallo, und erstmal danke, dass ihr reingeschaut habt.
> In dem Experiment, das oben beschrieben ist, liegen
> Redoxgleichungen vor. Es entsteht jeweils reines Eisen und
> Kupfer- bzw. Zinkchlorid.
Das stimmt leider nicht. Es findet in beiden Fällen keine Reaktion statt.
> Ich frage mich jetzt nur, welche Bedeutung das haben
> könnte. Hat jemand von euch einen Tipp ?
>
> Danke schon mal im Vorraus
Auf die Frage, ob Zink in wässriger Lösung Fe(II) zu reduzieren vermag, muss man auch das Lösemittel (Wasser) in Betracht ziehen, dessen Protonen bei pH=7 in Konkurrenz zu den Fe(II)-Ionen um die Elektronen treten.
[mm] $H_2 \leftrightarrows 2 H^{+}+2e^{-}$
$E = E° +\bruch{0,059V}{2}*lg[H^{+}]^2$
$E = 0 +0,059V*lg10^{-7}=-0,413V$
D.h., man kann folgenden Auszug aus der Spannungsreihe aufstellen:
$Zn \rightleftarrows Zn^{2+}+2e^{-}$ [/mm] ; E° = -0,7626V
[mm] $2H^{+}+2e^{-} \rightleftarrows H_2$ [/mm] ; E = +0,413V
[mm] $Fe^{2+}+2e^{-} \rightleftarrows [/mm] Fe$ ; E = +0,440V
Zink würde also, wenn überhaupt, mit dem in der Spannungsreihe (knapp) weiter oben stehenden Hydroniumionen direkt zu Wasserstoff reagieren, anstatt Eisen abzuscheiden.
Selbst wenn Eisen entstehen würde, so geht aus den Redoxpotentialen hervor, dass es gleich wieder von den Protonen des Wassers oxidiert werden würde, zu [mm] Fe^{2+} [/mm] (und Wasserstoff).
Zink reagiert jedoch nicht mit neutralem Wasser unter Wasserstoffbildung, da sich auf dessen Oberfläche eine schützende, schwer lösliche Hydroxidschicht bildet.
Im Falle des Kupfers und der Fe(II)-Ionen liegt der Fall noch eindeutiger:
$Cu [mm] \rightleftarrows Cu^{2+}+2e^{-}$ [/mm] ; E° =+0,340V
[mm] $Fe^{2+}+2e^{-} \leftrightarrows Fe$ ; E = +0,440V
Würden die Reaktionen wie angegeben ablaufen, so erhielte man eine große positive freie Reaktionsenthalpie: die Reaktion läuft also auf keinen Fall wie angegeben ab, sondern spontan nur umgekehrt, also die Reaktion von Cu^{2+} mit elementarem Fe.
LG, Martinius
[/mm]
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