Redoxreihe der Metalle- Redoxpaare?
Folgende Metalle reagieren mit folgenden Metallionen:
a) Sn(s) mit Ni 2+(aq);
b) Pb(s) mit Sn 2+(aq);
c) Ni(s) mit Pb 2+(aq);
d) Cu(s) mit Hg 2+(aq);
Welche Reaktionen sind möglich? Formuliere die Redoxgleichungen!
a) Sn(s) mit Ni 2+(aq): geht nicht, weil Ni 2+ ein schwächerer Elektronenakzeptor ist und Sn ein schwächeres Reduktionsmittel ist.
b) Pb(s) mit Sn 2+(aq): geht nicht, weil Pb 2+ ein schwächerer Elektronenakzeptor ist und Sn 2+ ein schwächeres Reduktionsmittel ist.
c) Ni(s) mit Pb 2+(aq): geht, weil Ni 2+ ein schwächerer Elektronenakzeptor ist und Pb ein schwächeres Reduktionsmittel ist.
Ni(s) + Pb2+ —> Ni2+(aq) + Pb(s)
d) Cu(s) mit Hg 2+(aq): geht, weil Cu ein schwächerer Elektronendonator ist und Hg 2+ ein stärkeres Oxidationsmittel ist.
Cu(s) + Hg 2+ —> Cu 2+(aq) + Hg(l)
Ich hab diese Aufgabe vor mir liegen. Ich verstehe nicht , warum bei der Aufgaben a und b die Reaktionen nicht ablaufen aber bei c schon. Es handelt sich immer von einem schwächeren Elektronenakzeptor und einem schwächeren Reduktionsmittel. Kann mir jemand dieses Phänomen erklären?
Vielen Dank im Voraus!
2 Antworten
Zur Lösung dieser Aufgabe benötigst Du die elektrochemische Spannungsreihe (s. Chemiebuch, Internet).
Die von Dir aufgeführten Metalle und die entsprechenden Ionen stehen mit dem sogenannten Normalpotenzial E° wie folgt untereinander:
Hg ⇌ Hg²⁺ + 2 e⁻ E° = +0,85 V
Cu ⇌ Cu²⁺ + 2 e⁻ E° = +0,35 V
Pb ⇌ Pb²⁺ + 2 e⁻ E° = -0,13 V
Sn ⇌ Sn²⁺ + 2 e⁻ E° = -0,14 V
Ni ⇌ Ni²⁺ + 2 e⁻ E° = -0,23 V
Es wird von zwei Redoxsystemen immer das oxidiert, welches das kleinere E° hat.
Sn kann also nicht mit Nickelionen reagieren, da das "edlere" Sn (= größeres E°) nicht durch das "unedlere" (= kleineres E°) Nickelredoxsystem (genauer: durch Nickelionen) oxidiert werden kann.
Ist Dir jetzt klar, warum Ni mit Bleiionen reagiert?
Bei c sind die Tollen vertsuscht. A und B sagen, dass Blei edler ist als Zinn. C - Blei ist in Ionenform, und holt.sich seine fehlenden Elektronen vom unedleren Zinn.