Redoxreihe der metalle erklären und verwenden, um voraussagen über mögliche redoxreaktionen zu treffen?
Kann jemand mir dies erklären und jo wie man es verwendet ich würde mich über ne Antwort freuen :)
2 Antworten
Gegeben seien die folgenden Halbelemente und die zugehörigen Standardpoteziale E°:
a) Ag ⇌ Ag⁺ + e⁻ E° = +0,81 V
b) Fe ⇌ Fe³⁺ + 3 e⁻ E° = -0,04 V
c) Zn ⇌ Zn²⁺ + 2 e⁻ E° = -0,76 V
Das Halbelement mit dem größeren (positiveren) Standardpotenzial (E°) wird gegenüber dem Halbelement mit dem kleineren E° reduziert und das andere oxidiert.
Beispiele:
a) Eisen reagiert mit Silberionen in einem Redoxprozess, aber nicht mit Zinkionen.
b) Silber reagiert nicht mit Zinkionen, aber Zink mit Silberionen.
Hi,
die beiden Antworten sind fast schon peinlich kurz und banal:
Die Metalle sind in der Redoxreihe von edel nach unedel angeordnet.
Und:
Die unedlen Metalle haben das Bestreben, als Ionen in Lösung zu gehen, indem Sie Elektronen abgeben, die edlen Metallionen wollen aus der Lösung, indem sie Elektronen aufnehmen.
Kurz zusammengefasst: Eine Reaktion findet also nur statt, wenn das edlere Metall als gelöstes Salz (=Ionen) vorliegt und das unedlere Metall als elementares Metall vorliegt.
m.f.G.
anwesende