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Folgende Redoxreaktionen laufen spontan ab:

3  V +  2 Cr3+ (aq)                        3  V2+ (aq)  +  2 Cr
Ni +    Sn2+ (aq)                          Ni2+ (aq)  +    Sn
2 Cr +  3 Ni2+ (aq)                        2 Cr3+ (aq)  +    Ni
Sind dann auch folgende Reaktionen möglich?
2 Cr +  3 Sn2+ (aq)                      2 Cr3+ (aq)  +  3 Sn
Ni +      V2+ (aq)                          Ni2+ (aq)  +      V
  V +    Sn2+ (aq)                            V2+ (aq)  +    Sn
Begründen Sie Ihre Entscheidung ausführlich. ( Ordnen Sie dazu die Metalle zuerst in eine
Reihe nach steigendem edlen Charakter ein.)

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Gruß chemweazle,

Zu

Welche Redoxreaktionen sind möglich?

Folgende Redoxreaktionen laufen spontan ab:

Das heißt die Gibbs-Freie Reaktionsenthalpie ist kleiner Null, also die Lage der Gleichgewichte liegt rechts, die Reaktionen sind mit andren Worten exergonisch, die Gleichgewichtskonstanten sind größer 1.

d.h. ΔE > 0 und somit ΔRG < 0 ⇒ Keq > 1

___________________________________________________________________________________________________

3 V0 + 2 Cr(3+) (aq) ⇌ 3 V(2+) (aq) + 2 Cr0

Ni0 + Sn(2+) (aq) ⇌ Ni(2+) (aq) + Sn0

2 Cr0 + 3 Ni(2+) (aq) ⇌ 2 Cr(3+) (aq) + Ni0

___________________________________________________________________________________________________

Sind dann auch folgende Reaktionen möglich?

Möglich, heißt hier in dem Zusammenhang mit der Gleichgewichtslage rechts, Gleichgewichtskonstanten größer oder zumindestens 1.

Gleichung 1

2 Cr0 + 3 Sn(2+) (aq) ⇌ 2 Cr(3+) (aq) + 3 Sn0

Ja, das Gleichgewicht liegt rechts.

Gleichung 2

Ni0 + V(2+) (aq) ⇌ Ni(2+) (aq) + V0

Nein, das Gleichgewicht liegt links, ΔRG ≤ 0

Gleichung 3

V0 + Sn(2+) (aq) ⇌ V(2+) (aq) + Sn0

Ja, das Gleichgewicht liegt rechts. _________________________________________________________________________________________

Begründen Sie Ihre Entscheidung ausführlich. ( Ordnen Sie dazu die Metalle zuerst in eine
Reihe nach steigendem edlen Charakter ein.)


"Reduktionskraft" nimmt von links(Sn) nach rechts (bis V) zu ⇒--------------------------------⇒

E(Sn(II)(aq)/Sn(0)(s)) > E(Ni(II)(aq)/Ni(0)(s)) > E(Cr(III)(aq)/Cr(0)(s)) > E(V(II)(aq)/V(0)(s))

⇐ -------------------⇐ "Oxidationskraft"("edler Charakter") nimmt von rechts (V) nach links (Sn) zu


"kleiner reduziert größer, positiver oder größer(positiver) oxidiert kleiner"

z.B. reduziert elementares Nickel, Ni0, Zinn(II)-Salze in wäßriger Lösung zum Element(Halbmetall) und elementares Chrom reduziert Nickel(II)-Salze in Wasser, dann reduziert auch elementares Chrom Zinn(II)-Salze in wäßriger Lösung zum Element.

Vanadium-Metall reduziert hydratisierte Cr(III)-Ionen zum Metall, elementares Chrom reduziert hydratisierte Nickel(II)-Ionen zum Metall, elementares Nickel(Nickelmetall) red. Sn(II)-Ionen zum Halbmetall.


Also vermag elementares Vanadium(Vanadium-Metall) alle oben erwähnten in Wasser gelösten Ionen zum Element, zu reduzieren, wobei auch die Lage dieser Redoxgleichgewichte rechts liegt.

Es ist das stärkste Reduktionsmittel von allen übrigen Metallen, es ist unter diesen Reaktionsbedingungen das sogenante "unedelste" Metall.

Das Halbmetall Zinn hat wohl das geringste Reduktionsvermögen, seine Ionen sind deshalb im Vergleich zu den übrigen Ionen das stärkste Oxidationsmittel. Das hängt natürlich auch von den Bedingungen, wie z.B. den Aktivitäten(Konzentrationen), Anwesenheit von starken Komplexbildnern ab.

Am "edelsten" verhält sich das Halbmetall Zinn unter den gegebenen Bedingungen.

Elementares Chrom red. aquatisierte Ni(II)-Ionen zum Metall. Chrom verhält sich somit unedler, als das Nickelmetall. Oder anders herum formuliert, die Ni(II)-Ionen sind ein stärkeres Oxidationsmittel als die Cr(III)-Ionen unter den Reaktionsbedingungen.

Zu Gleichung 2


Die hydratisierten V(II)-Ionen werden elementares Nickelmetall nicht oxidieren können, so, daßndas Gleichgewicht rechts auf der Seite Ni(II)-Ionen liegt.
Die Gleichgewichtslage ist links auf der Eduktseite, denn es ist eine sog. "Bergauf-Reaktion", d.h. sie ist endergonisch. Um das Gleichgewicht auf die gewünschte Seite der Ni(II)-Ionen zu verschieben, muß Energie zugeführt werden z.B. durch Elektrolyse.

Zum Vergleich die Standard-Elektrodenpotentiale, die Salzlösungen besitzen

die Aktivität, a = 1 mol / l(Standardaktivität)


Sn(2+) + 2 e(-) → Sn0- 0,14 V
Ni(2+) + 2 e(-) → Ni0- 0,23 V
Cr(3+) + 3 e(-) → Cr0- 0,91 V
V(2+) + 2 e(-) → V0- 1,19 V

Lit.:
P.W. Atkins, Physikalische Chemie, übersetzt u. ergänzt v. A. Höpfner, 2. korr. Nachdruck d. 1. Aufl., (1990), VCH-Verlagsgesellschaft mbH, Tabellenanhang S.868

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